Získání normální soli. Soli: příklady, složení, názvy a chemické vlastnosti
Když uslyšíte slovo "sůl", první asociací je samozřejmě ta kuchařská, bez které bude každé jídlo působit bez chuti. Ale to není jediná látka, která patří do třídy solných chemikálií. Příklady, složení a Chemické vlastnosti V tomto článku najdete soli a také se dozvíte, jak správně vytvořit název kterékoli z nich. Než budeme pokračovat, dohodneme se, že v tomto článku budeme uvažovat pouze soli anorganického média (získané reakcí anorganických kyselin s úplnou náhradou vodíku).
Definice a chemické složení
Jedna z definic soli je:
- (tj. sestávající ze dvou částí), který zahrnuje kovové ionty a kyselý zbytek. To znamená, že jde o látku vzniklou reakcí kyseliny a hydroxidu (oxidu) jakéhokoli kovu.
Existuje další definice:
- Tato sloučenina, která je produktem úplného nebo částečného nahrazení kyselých vodíkových iontů kovovými ionty (vhodné pro střední, zásadité a kyselé).
Obě definice jsou správné, ale neodrážejí celou podstatu procesu výroby soli.
Klasifikace soli
Vzhledem k různým zástupcům třídy soli můžete vidět, že jsou:
- Obsahující kyslík (soli kyselin sírové, dusičné, křemičité a dalších, jejichž kyselý zbytek obsahuje kyslík a ještě jeden nekov).
- Bezkyslíkaté, tedy soli vzniklé při reakci, jejichž zbytek neobsahuje kyslík, - chlorovodíkové, bromovodíkové, sirovodíkové a další.
Podle počtu substituovaných vodíků:
- Jednosytné: chlorovodík, dusík, jodovodík a další. Kyselina obsahuje jeden vodíkový iont.
- Dvojsytné: dva vodíkové ionty jsou při tvorbě soli nahrazeny kovovými ionty. Příklady: sírový, siřičitý, sirovodík a další.
- Trojsytné: ve složení kyseliny jsou tři vodíkové ionty nahrazeny kovovými ionty: fosforečnými.
Existují další typy klasifikací podle složení a vlastností, ale nebudeme je analyzovat, protože účel článku je mírně odlišný.
Naučit se správně pojmenovat
Jakákoli látka má název, který je srozumitelný pouze obyvatelům určitého regionu, nazývá se také triviální. Kuchynská sůl je příkladem hovorového názvu, podle mezinárodní nomenklatury se bude jmenovat jinak. Ale při rozhovoru naprosto každý znalý názvosloví snadno pochopí, že mluvíme o látce s chemickým vzorcem NaCl. Tato sůl pochází z kyseliny chlorovodíkové a jeho soli se nazývají chloridy, to znamená, že se nazývá chlorid sodný. Stačí se naučit názvy solí uvedených v tabulce níže a poté přidat název kovu, který sůl vytvořil.
Ale název se tak snadno skládá, pokud má kov konstantní valenci. A nyní se podívejme na název), ve kterém je kovem s proměnnou mocností FeCl 3. Látka se nazývá chlorid železitý. Tento název je správný!
| Kyselý vzorec | Název kyseliny | Zbytek kyseliny (vzorec) | Název nomenklatury | Příklad a triviální název |
| HCl | solný | Cl - | chlorid | NaCl (kuchyňská sůl, kamenná sůl) |
| AHOJ | jodovodíkový | já - | jodid | NaI |
| HF | fluorovodík | F - | fluorid | NaF |
| HBr | bromovodíkový | Br - | bromid | NaBr |
| H2SO3 | sirný | SO 3 2- | siřičitan | Na2S03 |
| H2SO 4 | sírový | SO 4 2- | síran | CaSO 4 (anhydrit) |
| HC1O | chlorný | ClO - | chlornan | NaClO |
| HCl02 | chlorid | ClO 2 - | chloritan | NaClO2 |
| HClO3 | chlor | ClO 3 - | chlorát | NaClO3 |
| HClO 4 | chlór | ClO 4 - | chloristan | NaClO 4 |
| H2CO3 | uhlí | CO 3 2- | uhličitan | CaCO 3 (vápenec, křída, mramor) |
| HNO 3 | dusík | NE 3 - | dusičnan | AgNO 3 (lapis) |
| HNO 2 | dusíkaté | NE 2 - | dusitany | KNO 2 |
| H3PO4 | fosforové | PO 4 3- | fosfát | AlPO 4 |
| H2SiO3 | křemík | SiO 3 2- | silikát | Na 2 SiO 3 (tekuté sklo) |
| HMnO 4 | mangan | MnO 4 - | manganistan | KMnO 4 (manganistan draselný) |
| H2CrO4 | chrom | CrO 4 2- | chroman | CaCrO 4 |
| H 2 S | sirovodík | S- | sulfid | HgS (rumělka) |
Chemické vlastnosti
Jako třída se soli svými chemickými vlastnostmi vyznačují tím, že mohou interagovat s alkáliemi, kyselinami, solemi a aktivnějšími kovy:
1. Při interakci s alkáliemi v roztoku je předpokladem reakce vysrážení některé ze vzniklých látek.
2. Při interakci s kyselinami reakce probíhá, pokud se vytvoří těkavá kyselina, nerozpustná kyselina nebo nerozpustná sůl. Příklady:
- Mezi těkavé kyseliny patří kyselina uhličitá, protože se snadno rozkládá na vodu a oxid uhličitý: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2.
- Nerozpustná kyselina - křemičitá, vzniká jako výsledek reakce křemičitanu s jinou kyselinou.
- Jedním ze znaků chemické reakce je srážení. Jaké soli najdete v tabulce rozpustnosti.
3. Ke vzájemné interakci solí dochází pouze v případě vazby iontů, tzn., že se jedna ze vzniklých solí vysráží.
4. Chcete-li zjistit, zda bude reakce mezi kovem a solí probíhat, musíte se podívat na tabulku napětí kovů (někdy se tomu také říká série činností).
Pouze aktivnější kovy (umístěné vlevo) mohou vytěsnit kov ze soli. Příkladem je reakce železného hřebíku se síranem měďnatým:
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4
Takové reakce jsou charakteristické pro většinu zástupců třídy solí. V chemii jsou ale i specifičtější reakce, vlastnosti soli jsou individuální odrážející například rozklad při žhavení nebo tvorbu krystalických hydrátů. Každá sůl je individuální a svým způsobem neobvyklá.
Definice soli v rámci teorie disociace. Soli se obvykle dělí do tří skupin: střední, kyselé a zásadité. V intermediárních solích jsou všechny atomy vodíku odpovídající kyseliny nahrazeny atomy kovů, v kyselých solích jsou nahrazeny pouze částečně, v bazických solích OH skupiny odpovídající báze jsou částečně nahrazeny zbytky kyselin.
Existují i některé další druhy solí jako např podvojné soli, které obsahují dva různé kationty a jeden anion: CaCO 3 MgCO 3 (dolomit), KCl NaCl (sylvinit), KAl (SO 4) 2 (kamenc draselný); smíšené soli, které obsahují jeden kation a dva různé anionty: CaOCl 2 (nebo Ca (OCl) Cl); komplexní soli, který zahrnuje komplexní iont, sestávající z centrálního atomu vázaného na několik ligandy: K 4 (žlutá krevní sůl), K 3 (červená krevní sůl), Na, Cl; hydratované soli(krystalické hydráty), které obsahují molekul krystalizační voda: CuSO 4 5H 2 O (síran měďnatý), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberova sůl).
Název solí jsou tvořeny z názvu aniontu následovaného názvem kationtu.
U solí anoxických kyselin je k názvu nekovu přidána přípona id, například chlorid sodný NaCl, sulfid železa (H) FeS atd.
Při pojmenovávání solí kyselin obsahujících kyslík se v případě vyšších oxidačních stavů koncovka přidává k latinskému kořenu názvu prvku. — dopoledne, v případě nižších oxidačních stavů koncovka -to. V názvech některých kyselin se předpona používá k označení nižších oxidačních stavů nekovu hypo, pro soli kyseliny chloristé a manganité použijte předponu za-, například: uhličitan vápenatý CaCO 3, síran železitý Fe 2 (SO 4) 3, siřičitan železnatý FeSO 3, chlornan draselný KOSl, chlornan draselný KOSl 2, chlorečnan draselný KOSl 3, chloristan draselný KOSl 4, manganistan draselný KMnO 4, dichroman draselný K 2 Cr 2 O 7.
Kyselé a zásadité soli lze považovat za produkt neúplné přeměny kyselin a zásad. Podle mezinárodní nomenklatury se atom vodíku, který je součástí soli kyseliny, označuje předponou hydro-, OH skupina - s předponou hydroxy, NaHS - hydrosulfid sodný, NaHSO 3 - hydrosulfit sodný, Mg (OH) Cl - hydroxychlorid hořečnatý, Al (OH) 2 Cl - dihydroxychlorid hlinitý.
V názvech komplexních iontů jsou nejprve uvedeny ligandy, za nimiž následuje název kovu s odpovídajícím oxidačním stavem (římské číslice v závorkách). V názvech komplexních kationtů se používají ruské názvy kovů, např.: Cl 2 - chlorid tetraammin měďnatý (II), 2 SO 4 - diamin síran stříbrný (1). Názvy komplexních aniontů používají latinské názvy kovů s příponou -at, např.: K [Al (OH) 4] - tetrahydroxyaluminát draselný, Na - tetrahydroxychromát sodný, K 4 - hexakyanoželezitan draselný (H).
Názvy hydrátové soli (krystal hydratuje) se tvoří dvěma způsoby. Může být použit výše popsaný komplexní systém pojmenování kationtů; například síran měďnatý SO 4 H 2 0 (nebo CuSO 4 5H 2 O) lze nazvat tetraakvamátovým (II) síranem. U nejznámějších hydratovaných solí se však nejčastěji počet molekul vody (stupeň hydratace) uvádí číselnou předponou ke slovu "hydrát", například: CuSO 4 5H 2 O - síran měďnatý pentahydrát (I), Na 2 SO 4 10H 2 O - dekahydrát síranu sodného, CaCl 2 2H 2 O - dihydrát chloridu vápenatého.
Rozpustnost solí
Podle rozpustnosti ve vodě se soli dělí na rozpustné (P), nerozpustné (H) a mírně rozpustné (M). Pro stanovení rozpustnosti solí použijte tabulku rozpustnosti kyselin, zásad a solí ve vodě. Pokud stůl není po ruce, můžete použít pravidla. Jsou snadno zapamatovatelné.
1. Všechny soli kyseliny dusičné jsou rozpustné - dusičnany.
2. Všechny soli kyseliny chlorovodíkové jsou rozpustné - chloridy, kromě AgCl (H), PbCl 2 (M).
3. Všechny soli kyseliny sírové jsou rozpustné - sírany, kromě BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).
4. Soli sodné a draselné jsou rozpustné.
5. Všechny fosforečnany, uhličitany, křemičitany a sulfidy se nerozpouštějí, kromě sodných solí + a K + .
Ze všech chemických sloučenin jsou soli nejpočetnější třídou látek. Jsou to pevné látky, liší se od sebe barvou a rozpustností ve vodě. PROTI začátek XIX proti. Švédský chemik I. Berzelius formuloval definici solí jako produktů reakcí kyselin se zásadami nebo sloučenin získaných nahrazením atomů vodíku v kyselině kovem. Na tomto základě se rozlišují soli na střední, kyselé a zásadité. Průměrné nebo normální soli jsou produkty úplného nahrazení atomů vodíku v kyselině kovem.
Například:
Na 2 CO 3 - uhličitan sodný;
CuSO 4 - síran měďnatý (II) atd.
Tyto soli disociují na kovové kationty a anionty zbytků kyselin:
Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2 -
Soli kyselin jsou produkty neúplného nahrazení atomů vodíku v kyselině kovem. Mezi kyselé soli patří např. jedlá soda NaHCO 3, která se skládá z kovového kationtu Na + a kyselého jednoduše nabitého zbytku HCO 3 -. Pro kyselou vápenatou sůl se vzorec zapisuje takto: Ca (HCO 3) 2. Názvy těchto solí jsou složeny z názvů středních solí s přidáním předpony hydro- , Například:
Hořčík (HS04) 2 - hydrogensíran hořečnatý.
Kyselé soli se disociují následovně:
NaHC03 = Na + + HCO 3 -
Mg (HS04)2 = Mg2+ + 2HS04-
Bazické soli jsou produkty neúplné substituce hydroxylových skupin v zásadě za zbytek kyseliny. Mezi takové soli patří například slavný malachit (CuOH) 2 CO 3, o kterém jste se dočetli v dílech P. Bazhova. Skládá se ze dvou bazických kationtů CuOH + a dvakrát nabitého aniontu kyselého zbytku CO 3 2-. Kationt CuOH+ má náboj +1, proto jsou v molekule dva takové kationty a jeden dvakrát nabitý anion CO 3 2- spojeny do elektricky neutrální soli.
Názvy takových solí budou stejné jako u normálních solí, ale s přidáním předpony hydroxy, (CuOH) 2 CO 3 - hydroxykarbonát měďnatý nebo AlOHCl 2 - hydroxychlorid hlinitý. Většina bazických solí je nerozpustná nebo málo rozpustná.
Poslední se disociují takto:
AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl -
Vlastnosti soli
První dvě výměnné reakce byly podrobně diskutovány dříve.
Třetí reakce je také výměnná reakce. Protéká mezi roztoky solí a je doprovázena tvorbou sraženiny, například:
Čtvrtá reakce solí je spojena s polohou kovu v elektrochemické řadě napětí kovu (viz "Elektrochemická řada napětí kovů"). Každý kov vytlačuje ze solných roztoků všechny ostatní kovy umístěné napravo od něj v sérii napětí. To platí, pokud jsou splněny následující podmínky:
1) obě soli (reagující i vzniklé reakcí) musí být rozpustné;
2) kovy by neměly interagovat s vodou, proto kovy hlavních podskupin skupin I a II (u druhé skupiny počínaje Ca) nevytlačují jiné kovy ze solných roztoků.
Způsoby výroby soli
Způsoby získávání a chemické vlastnosti solí. Soli lze získat prakticky z jakékoli třídy anorganických sloučenin. Spolu s těmito metodami lze získat soli anoxických kyselin přímou interakcí kovu a nekovu (Cl, S atd.).
Mnoho solí je tepelně stabilních. Při zahřívání se však rozkládají amonné soli a také některé soli málo aktivních kovů, slabých kyselin a kyselin, ve kterých prvky vykazují vyšší nebo nižší oxidační stavy.
CaC03 = CaO + C02
2Ag2CO3 = 4Ag + 2CO2 + O2
NH4CI = NH3 + HCl
2KNO3 = 2KNO2 + O2
2FeSO4 = Fe203 + SO2 + SO3
4FeS04 = 2Fe203 + 4S02 + O2
2Cu (N03)2 = 2CuO + 4N02 + O2
2AgN03 = 2Ag + 2NO2 + O2
NH4NO3 = N20 + 2H20
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2O
2KCl03 = Mn02 = 2KCl + 302
4KCl03 = 3KS104 + KCl
Tato lekce je věnována studiu obecných chemických vlastností další třídy anorganických látek – solí. Dozvíte se, s jakými látkami mohou soli interagovat a jaké jsou podmínky pro takové reakce.
Téma: Třídy anorganických látek
Lekce: Chemické vlastnosti solí
1. Interakce solí s kovy
Soli jsou složité látky skládající se z atomů kovů a kyselých zbytků.
Vlastnosti solí tedy budou spojeny s přítomností určitého kovu nebo zbytku kyseliny ve složení látky. Například většina solí mědi v roztoku má namodralou barvu. Soli kyseliny manganité (manganistan) jsou většinou fialové. Začněme naše seznámení s chemickými vlastnostmi solí následujícím pokusem.
Do první sklenice s roztokem síranu měďnatého vložte železný hřebík. Ve druhé sklenici s roztokem síranu železnatého spusťte měděnou desku. Do třetí sklenice s roztokem dusičnanu stříbrného položíme také měděnou destičku. Po chvíli uvidíme, že železný hřebík byl pokryt vrstvou mědi, měděný plát ze třetího skla byl pokryt vrstvou stříbra a s měděným plátem z druhého skla se nic nestalo.
Rýže. 1. Interakce roztoků solí s kovy
Pojďme si vysvětlit výsledky experimentu. K reakcím došlo pouze v případě, že kov, který reagoval se solí, byl aktivnější než kov, který je součástí soli. Aktivitu kovů lze vzájemně porovnávat jejich postavením v řadě aktivit. Čím více vlevo je kov v této řadě umístěn, tím větší je jeho schopnost vytlačit jiný kov ze solného roztoku.
Rovnice provedených reakcí:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Když železo interaguje s roztokem síranu měďnatého (II), vytvoří se čistá měď a síran železnatý. Tato reakce je možná, protože železo je reaktivnější než měď.
Cu + FeSO4 → reakce neprobíhá
Reakce mezi roztokem mědi a síranu železnatého neprobíhá, protože měď nemůže nahradit železo ze solného roztoku.
Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu (NO3) 2
Když měď interaguje s roztokem dusičnanu stříbrného, tvoří se stříbro a dusičnan měďnatý (II). Měď nahrazuje stříbro z roztoku jeho soli, protože měď se nachází v řadě aktivity nalevo od stříbra.
Solné roztoky mohou interagovat s aktivnějšími kovy, než je kov v soli. Tyto reakce jsou typu substituce.
2. Vzájemné interakce solných roztoků
Uvažujme ještě o jedné vlastnosti solí. Soli rozpuštěné ve vodě se mohou vzájemně ovlivňovat. Udělejme experiment.
Smícháme roztoky chloridu barnatého a síranu sodného. Výsledkem bude bílá sraženina síranu barnatého. Je zřejmé, že reakce prošla.
Reakční rovnice: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
Soli rozpuštěné ve vodě mohou podstoupit výměnnou reakci, pokud je výsledkem sůl nerozpustná ve vodě.
3. Interakce solí s alkáliemi
Zjistěte, zda soli interagují s alkáliemi provedením následujícího experimentu.
Přidejte roztok hydroxidu sodného k roztoku síranu měďnatého. Výsledkem je modrá sraženina.
Rýže. 2. Interakce roztoku síranu měďnatého s alkálií
Rovnice provedené reakce: CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na2SO4
Tato reakce je výměnnou reakcí.
Soli mohou interagovat s alkáliemi, pokud reakce produkuje ve vodě nerozpustnou látku.
4. Interakce solí s kyselinami
K roztoku uhličitanu sodného se přidá roztok kyseliny chlorovodíkové. V důsledku toho vidíme uvolňování plynových bublin. Vysvětleme výsledky experimentu zapsáním rovnice této reakce:
Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + H2C03
H2CO3 = H2O + CO2
Kyselina uhličitá je nestabilní látka. Rozkládá se na oxid uhličitý a vodu. Tato reakce je výměnnou reakcí.
Soli mohou reagovat s kyselinami, pokud se v důsledku reakce vytvoří plyn nebo sraženina.
1. Sbírka úloh a cvičení z chemie: 8. ročník .: pro učebnici. P. A. Oržekovskij a další.“ Chemie. Třída 8" / P. A. Oržekovskij, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M .: AST: Astrel, 2006. (str. 107-111)
2. Ushakova OV Pracovní sešit Chemie: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského aj. „Chemie. Stupeň 8 "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; pod. vyd. prof. P. A. Oržekovskij - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (str. 108-110)
3. Chemie. 8. třída. Učebnice. pro obecné instituce / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013. (§34)
4. Chemie: 8. třída: učebnice. pro obecné instituce / P. A. Oržekovskij, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005. (§40)
5. Chemie: anorganická. chemie: učebnice. za 8 tř. obecné vzdělání. instituce / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M .: Vzdělávání, JSC "Moskva učebnice", 2009. (§33)
6. Encyklopedie pro děti. Svazek 17. Chemie / kap. vyd. V.A. Volodin, vedl. vědecký. vyd. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003.
Další webové zdroje
1. Interakce kyselin se solemi.
2. Interakce kovů se solemi.
Domácí práce
1) str. 109-110 č. 4,5 z Pracovního sešitu z chemie: 8. ročník: do učebnice P. A. Oržekovského a dalších „Chemie. Stupeň 8 "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; pod. vyd. prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.
2) str. 193 č. 2,3 z učebnice P. A. Oržekovského, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova "Chemistry: 8kl.", 2013
Chemické rovnice
Chemická rovnice je vyjádřením reakce pomocí chemické vzorce... Chemické rovnice ukazují, které látky vstupují do chemické reakce a které látky v důsledku této reakce vznikají. Rovnice je založena na zákonu zachování hmotnosti a ukazuje kvantitativní poměry látek účastnících se chemické reakce.
Jako příklad zvažte interakci hydroxidu draselného s kyselinou fosforečnou:
H3P04 + 3 KOH = K3P04 + 3 H20.
Z rovnice je vidět, že 1 mol kyseliny fosforečné (98 g) reaguje se 3 moly hydroxidu draselného (3 · 56 g). V důsledku reakce se vytvoří 1 mol fosforečnanu draselného (212 g) a 3 mol vody (3 · 18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidíme, že hmotnost látek, které vstoupily do reakce, se rovná hmotnosti reakčních produktů. Rovnice chemické reakce umožňují provádět různé výpočty spojené s danou reakcí.
Komplexní látky se dělí do čtyř tříd: oxidy, zásady, kyseliny a soli.
Oxidy jsou složité látky skládající se ze dvou prvků, z nichž jedním je kyslík, tzn. oxid je sloučenina prvku s kyslíkem.
Název oxidů je odvozen od názvu prvku, který tvoří oxid. Například BaO je oxid barnatý. Pokud má oxidový prvek proměnnou mocnost, pak za názvem prvku v závorce je jeho valence označena římskými číslicemi. Například FeO je oxid železitý, Fe2O3 je oxid železitý.
Všechny oxidy jsou klasifikovány jako solnotvorné a nesolnotvorné.
Oxidy tvořící soli jsou oxidy, které tvoří soli v důsledku chemických reakcí. Jde o oxidy kovů a nekovů, které při interakci s vodou tvoří odpovídající kyseliny a při interakci s bázemi tvoří odpovídající kyselé a normální soli. Například oxid měďnatý (CuO) je oxid tvořící sůl, protože například při interakci s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká sůl:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Další soli lze získat v důsledku chemických reakcí:
CuO + SO3 → CuSO4.
Nesolnotvorné oxidy jsou ty oxidy, které netvoří soli. Příkladem je CO, N2O, NO.
Oxidy tvořící soli jsou 3 typů: zásadité (od slova „zásadité“), kyselé a amfoterní.
Bazické oxidy jsou oxidy kovů, které odpovídají hydroxidům patřícím do třídy bází. Mezi bazické oxidy patří např. Na2O, K2O, MgO, CaO atd.
Chemické vlastnosti bazických oxidů
1. Ve vodě rozpustné zásadité oxidy reagují s vodou za vzniku zásad:
Na2O + H2O -> 2NaOH.
2. Reagujte s kyselými oxidy za vzniku odpovídajících solí
Na2O + SO3 -> Na2S04.
3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reagujte s amfoterními oxidy:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Zásadité oxidy reagují s kyselými oxidy za vzniku solí:
Na20 + S03 = Na2S04
Pokud je ve složení oxidů jako druhý prvek nekov nebo kov s nejvyšší mocností (obvykle od IV do VII), pak budou takové oxidy kyselé. Kyselé oxidy (anhydridy kyselin) jsou ty oxidy, které odpovídají hydroxidům patřícím do třídy kyselin. Jsou to například CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 atd. Kyselé oxidy se rozpouštějí ve vodě a zásadách za vzniku soli a vody.
Chemické vlastnosti kyselých oxidů
1. Interakce s vodou za vzniku kyseliny:
SO3 + H2O → H2SO4.
Ale ne všechny kyselé oxidy reagují přímo s vodou (SiO2 atd.).
2. Reagujte s oxidy báze za vzniku soli:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Interakce s alkáliemi za tvorby soli a vody:
CO2 + Ba (OH) 2 → BaCO3 + H2O.
Amfoterní oxid obsahuje prvek, který má amfoterní vlastnosti. Amfoterita je chápána jako schopnost sloučenin vykazovat kyselé a zásadité vlastnosti v závislosti na podmínkách. Například oxid zinečnatý ZnO může být jak báze, tak kyselina (Zn(OH)2 a H2ZnO2). Amfoterita je vyjádřena tím, že v závislosti na podmínkách vykazují amfoterní oxidy buď zásadité nebo kyselé vlastnosti, například - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Například amfoterní povaha oxidu zinečnatého se projevuje, když interaguje jak s kyselinou chlorovodíkovou, tak s hydroxidem sodným:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H20
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H20
Protože ne všechny amfoterní oxidy jsou rozpustné ve vodě, je mnohem obtížnější prokázat amfoternost takových oxidů. Například oxid hlinitý (III) ve své fúzní reakci s disíranem draselným vykazuje základní vlastnosti a při fúzi s hydroxidy kyselé:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12 (SO4) 3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
U různých amfoterních oxidů lze v různé míře vyjádřit dualitu vlastností. Například oxid zinečnatý se stejně snadno rozpouští v kyselinách a zásadách, zatímco oxid železitý - Fe2O3 - má převážně zásadité vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfoterních oxidů
1. Interakce s kyselinami za tvorby soli a vody:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reagujte s pevnými alkáliemi (při fúzi), přičemž výsledkem reakce je sůl - zinečnan sodný a voda:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Když oxid zinečnatý interaguje s alkalickým roztokem (stejný NaOH), dojde k další reakci:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinační číslo je charakteristika, která určuje počet nejbližších částic: atomů nebo inov v molekule nebo krystalu. Každý amfoterní kov má své koordinační číslo. Pro Be a Zn je to 4; Pro a Al je 4 nebo 6; Pro a je Cr 6 nebo (velmi zřídka) 4;
Amfoterní oxidy se obvykle nerozpouštějí a nereagují s vodou.
Způsoby získávání oxidů z jednoduchých látek je buď přímá reakce prvku s kyslíkem:
nebo rozklad složitých látek:
a) oxidy
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
b) hydroxidy
Ca(OH)2 = CaO + H20
c) kyseliny
H2CO3 = H2O + CO2-
CaC03 = CaO + CO2
Stejně jako interakce kyselin - oxidačních činidel s kovy a nekovy:
Cu + 4HNO3 (konc) = Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Oxidy lze získat přímou interakcí kyslíku s jiným prvkem, nebo nepřímo (například rozkladem solí, zásad, kyselin). Za normálních podmínek jsou oxidy v pevném, kapalném a plynném stavu, tento typ sloučenin je v přírodě velmi běžný. Oxidy se nacházejí v zemské kůře. Rez, písek, voda, oxid uhličitý jsou oxidy.
základy- Jedná se o složité látky, v jejichž molekulách jsou atomy kovů spojeny s jednou nebo více hydroxylovými skupinami.
Báze jsou elektrolyty, které při disociaci tvoří pouze hydroxidové ionty jako anionty.
NaOH = Na + + OH -
Ca (OH) 2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Existuje několik znaků základní klasifikace:
Podle rozpustnosti ve vodě se zásady dělí na alkálie a nerozpustné. Alkálie jsou hydroxidy alkalických kovů (Li, Na, K, Rb, Cs) a kovů alkalických zemin (Ca, Sr, Ba). Všechny ostatní báze jsou nerozpustné.
Podle stupně disociace se zásady dělí na silné elektrolyty (všechny zásady) a slabé elektrolyty (nerozpustné zásady).
Podle počtu hydroxylových skupin v molekule se zásady dělí na jednokyselé (1 OH skupina), například hydroxid sodný, hydroxid draselný, dvoukyselé (2 OH skupiny), například hydroxid vápenatý, měď ( 2) hydroxid a polykyselina.
Chemické vlastnosti.
OH ionty - v roztoku určují alkalické prostředí.
Alkalické roztoky mění barvu indikátorů:
Fenolftalein: bezbarvá ® malina,
Lakmus: fialová ® modrá,
Methylová oranž: oranžová ® žlutá.
Alkalické roztoky interagují s kyselými oxidy za vzniku solí těchto kyselin, které odpovídají reagujícím kyselým oxidům. V závislosti na množství alkálií se tvoří střední nebo kyselé soli. Například, když hydroxid vápenatý interaguje s oxidem uhelnatým (IV), tvoří se uhličitan vápenatý a voda:
Ca(OH)2 + CO2 = CaC03? + H2O
A když hydroxid vápenatý interaguje s přebytkem oxidu uhelnatého (IV), vytvoří se hydrogenuhličitan vápenatý:
Ca (OH) 2 + CO 2 = Ca (HC03) 2
Ca2 + + 2OH- + CO2 = Ca2 + + 2HC032-
Všechny zásady interagují s kyselinami za vzniku soli a vody, například: když hydroxid sodný interaguje s kyselinou chlorovodíkovou, tvoří se chlorid sodný a voda:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na + + OH- + H + + Cl- = Na + + Cl- + H2O
Hydroxid měďnatý (II) se rozpouští v kyselině chlorovodíkové za vzniku chloridu měďnatého (II) a vody:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl- = Cu2 + + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20.
Reakce mezi kyselinou a zásadou se nazývá neutralizační reakce.
Nerozpustné zásady se zahřátím rozkládají na vodu a oxid kovu odpovídající zásadě, např.
Cu (OH) 2 = CuO + H2 2Fe (OH) 3 = Fe2O3 + 3H2O
Alkálie interagují s roztoky solí, pokud je splněna jedna z podmínek iontoměničové reakce až do konce (vytváří se sraženina),
2NaOH + CuSO4 = Cu (OH) 2? + Na2S04
2OH- + Cu2 + = Cu (OH) 2
Reakce probíhá díky vazbě kationtů mědi s hydroxidovými ionty.
Při interakci hydroxidu barnatého s roztokem síranu sodného se vytvoří sraženina síranu barnatého.
Ba (OH)2 + Na2S04 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2 + + SO42- = BaSO4
Reakce probíhá díky vazbě kationtů barya a síranových aniontů.
Kyseliny - Jedná se o složité látky, jejichž molekuly obsahují atomy vodíku, které lze nahradit nebo vyměnit za atomy kovu a zbytek kyseliny.
Podle přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v molekule se kyseliny dělí na kyslík obsahující (H2SO4 kyselina sírová, H2SO3 kyselina siřičitá, HNO3 kyselina dusičná, H3PO4 kyselina fosforečná, H2CO3 kyselina uhličitá, H2SiO3 kyselina křemičitá) a anoxické (HF kyselina fluorovodíková , HCl kyselina chlorovodíková), HBr kyselina bromovodíková, HI kyselina jodovodíková, H2S kyselina hydrosírová).
V závislosti na počtu atomů vodíku v molekule kyseliny se rozlišují jednosytné (s 1 atomem H), dvojsytné (se 2 atomy H) a trojsytné (se 3 atomy H).
C AND S L O T S
Část molekuly kyseliny bez vodíku se nazývá zbytek kyseliny.
Kyselé zbytky se mohou skládat z jednoho atomu (-Cl, -Br, -I) - jedná se o jednoduché zbytky kyselin, nebo mohou být ze skupiny atomů (-SO3, -PO4, -SiO3) - jedná se o složité zbytky.
Ve vodných roztocích nejsou zbytky kyselin zničeny během výměnných a substitučních reakcí:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Slovo anhydrid znamená bezvodý, tedy kyselina bez vody. Například,
H2SO4 - H2O → SO3. Bezvodé kyseliny nemají anhydridy.
Název kyseliny je odvozen od názvu kyselinotvorného prvku (kyselina) s přidáním koncovek „naya“ a méně často „vaya“: H2SO4 - sírová; H2SO3 - uhlí; H2SiO3 - křemík atd.
Prvek může tvořit několik kyslíkatých kyselin. V tomto případě uvedené koncovky v názvu kyselin budou, když prvek vykazuje nejvyšší mocenství (v molekule kyseliny je velký obsah atomů kyslíku). Pokud prvek vykazuje nejnižší mocenství, bude koncovka v názvu kyseliny "pravdivá": HNO3 - dusičná, HNO2 - dusíkatá.
Kyseliny lze získat rozpuštěním anhydridů ve vodě. Pokud jsou anhydridy ve vodě nerozpustné, lze kyselinu získat působením jiné silnější kyseliny na sůl požadované kyseliny. Tato metoda je typická pro kyslík i anoxické kyseliny. Anoxické kyseliny se také získávají přímou syntézou z vodíku a nekovů, po které následuje rozpuštění výsledné sloučeniny ve vodě:
H2 + Cl2 -> 2 HC1;
Roztoky vzniklých plynných látek HCl a H2S jsou kyseliny.
Za normálních podmínek jsou kyseliny kapalné i pevné.
Chemické vlastnosti kyselin
1. Roztoky kyselin působí na indikátory. Všechny kyseliny (kromě kyseliny křemičité) jsou snadno rozpustné ve vodě. Speciální látky - indikátory umožňují určit přítomnost kyseliny.
Indikátory jsou látky složité struktury. Mění svou barvu v závislosti na interakci s různými Chemikálie... V neutrálních řešeních - mají jednu barvu, v základních řešeních - jinou. Při interakci s kyselinou mění svou barvu: indikátor methylové oranže zčervená, lakmusový indikátor také zčervená.
2. Reagujte s bázemi za vzniku vody a soli, která obsahuje nezměněný zbytek kyseliny (neutralizační reakce):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagujte s oxidy báze za vzniku vody a soli. Sůl obsahuje kyselý zbytek kyseliny, která byla použita při neutralizační reakci:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakce s kovy.
Pro interakci kyselin s kovy musí být splněny určité podmínky:
1. Kov musí být dostatečně aktivní s ohledem na kyseliny (v linii aktivity kovu se musí nacházet před vodíkem). Čím více vlevo je kov v linii činnosti, tím intenzivněji interaguje s kyselinami;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Ale reakce mezi roztokem kyseliny chlorovodíkové a mědí je nemožná, protože měď je v sérii napětí po vodíku.
2. Kyselina musí být dostatečně silná (tj. schopná uvolňovat vodíkové ionty H +).
Při chemických reakcích kyseliny s kovy se tvoří sůl a uvolňuje se vodík (kromě interakce kovů s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou,):
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Avšak bez ohledu na to, jak různé mohou být kyseliny, všechny tvoří po disociaci vodíkové kationty, které určují řadu obecné vlastnosti: kyselá chuť, změna barvy indikátorů (lakmus a methyl pomeranč), interakce s jinými látkami.
Reakce také probíhá mezi oxidy kovů a většinou kyselin.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Pojďme si reakce popsat:
2) Druhá reakce by měla produkovat rozpustnou sůl. V mnoha případech k interakci kovu s kyselinou prakticky nedochází, protože výsledná sůl je nerozpustná a pokrývá povrch kovu ochranným filmem, například:
Pb + H2SO4 = / PbSO4 + H2
Nerozpustný síran olovnatý (II) zastaví přístup kyseliny ke kovu a reakce se zastaví, jakmile začne. Z tohoto důvodu většina těžkých kovů prakticky neinteraguje s kyselinou fosforečnou, uhličitou a sirovodíkem.
3) Třetí reakce je typická pro kyselé roztoky, proto nerozpustné kyseliny, např. kyselina křemičitá, s kovy nereagují. Koncentrovaný roztok kyseliny sírové a roztok kyseliny dusičné jakékoli koncentrace interagují s kovy mírně odlišným způsobem, proto jsou rovnice pro reakce mezi kovy a těmito kyselinami napsány v jiném schématu. Zředěný roztok kyseliny sírové reaguje s kovy. stojí v sérii napětí na vodík, tvoří sůl a vodík.
4) Čtvrtá reakce je typická iontoměničová reakce a nastává pouze tehdy, když se tvoří sraženina nebo plyn.
soli - jde o složité látky, jejichž molekuly jsou složeny z atomů kovů a zbytků kyselin (někdy mohou obsahovat vodík). Například NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atd.
Téměř všechny soli jsou iontové sloučeniny, proto jsou ionty zbytků kyselin a kovové ionty navzájem vázány v solích:
Na + Cl - chlorid sodný
Ca2 + SO42 - síran vápenatý atd.
Sůl je produkt částečné nebo úplné substituce atomů vodíku v kyselině kovem.
Proto se rozlišují následující typy solí:
1. Střední soli - všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem: Na2CO3, KNO3 atd.
2. Soli kyselin – ne všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem. Kyselé soli mohou samozřejmě tvořit pouze dvojsytné nebo vícesytné kyseliny. Jednosytné kyseliny kyselých solí nemohou poskytnout: NaHCO3, NaH2PO4 atd. atd.
3. Podvojné soli - atomy vodíku dvoj- nebo vícesytné kyseliny jsou nahrazeny nikoli jedním kovem, ale dvěma různými: NaKCO3, KAl (SO4) 2 atd.
4. Bazické soli lze považovat za produkty neúplné nebo částečné substituce zásaditých hydroxylových skupin zbytky kyselin: Al (OH) SO4, Zn (OH) Cl atd.
Podle mezinárodní nomenklatury pochází název soli každé kyseliny z latinského názvu prvku. Například soli kyseliny sírové se nazývají sírany: CaSO4 - síran vápenatý, Mg SO4 - síran hořečnatý atd .; soli kyseliny chlorovodíkové se nazývají chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCl2 - chlorid zinečnatý atd.
K názvu solí dvojsytných kyselin se přidává částice "bi" nebo "hydro": Mg (HCl3) 2 - hydrogenuhličitan nebo hydrogenuhličitan hořečnatý.
Za předpokladu, že je v trojsytné kyselině nahrazen kovem pouze jeden atom vodíku, přidejte předponu "dihydro": NaH2PO4 - dihydrogenfosforečnan sodný.
Soli jsou pevné látky s širokou škálou rozpustnosti ve vodě.
Chemické vlastnosti solí jsou určeny vlastnostmi kationtů a aniontů, které tvoří jejich složení.
1. Některé soli se při zapálení rozkládají:
CaC03 = CaO + CO2
2. Reagujte s kyselinami za vzniku nové soli a nové kyseliny. Aby k této reakci došlo, musí být kyselina silnější než sůl, na kterou kyselina působí:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interagujte s bázemi za vzniku nové soli a nové báze:
Ba (OH) 2 + Mg SO4 → BaSO4 ↓ + Mg (OH) 2.
4. Vzájemnou interakcí tvoří nové soli:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interagujte s kovy, které jsou v rozsahu aktivity vůči kovu, který je součástí soli.
Soli by měly být považovány za produkt acidobazické reakce. V důsledku toho se mohou vytvořit následující:
- normální (průměrný) - vznikají, když je množství kyseliny a zásady dostatečné pro úplnou interakci. Normální názvy solí se skládá ze dvou částí. Na začátku se nazývá anion (zbytek kyseliny), poté kation.
- kyselý - vznikají s přebytkem kyseliny a nedostatečným množstvím zásady, protože v tomto případě se kovové kationty stávají nedostatečnými k nahrazení všech vodíkových kationtů přítomných v molekule kyseliny. V kyselých zbytcích tohoto typu soli vždy uvidíte vodík. Kyselé soli jsou tvořeny pouze vícesytnými kyselinami a vykazují vlastnosti solí i kyselin. V názvech kyselých solí je uvedena předpona hydro- k aniontu.
- zásadité soli - vznikají s přebytkem zásady a nedostatečným množstvím kyseliny, protože v tomto případě anionty kyselých zbytků nestačí úplně nahradit hydroxoskupiny přítomné v zásadě. zásadité soli ve složení kationtů obsahují hydroxylové skupiny. Bazické soli jsou možné pro vícekyselé báze, ale ne pro jednokyselé báze. Některé bazické soli jsou schopny samy se rozložit, přičemž uvolňují vodu, tvoří oxosoli, které mají vlastnosti bazických solí. Názvy zásaditých solí je konstruován následovně: předpona je přidána k aniontu hydroxy.
Typické reakce normálních solí
- Dobře reagují s kovy. Aktivnější kovy zároveň vytlačují méně aktivní kovy z roztoků jejich solí.
- S kyselinami, alkáliemi a jinými solemi probíhají reakce až do konce, přičemž dochází ke vzniku sraženiny, plynu nebo špatně disociovaných sloučenin.
- Při reakcích solí s alkáliemi vznikají látky jako hydroxid nikelnatý Ni (OH) 2 - sraženina; amoniak NH 3 - plyn; voda H 2 O - slabý elektrolyt, špatně disociovaná sloučenina:
- Soli spolu reagují, pokud se vytvoří sraženina nebo pokud se vytvoří stabilnější sloučenina.
- Mnoho normálních solí se zahříváním rozkládá na dva oxidy – kyselý a zásaditý
- Dusičnany se rozkládají jiným způsobem než ostatní normální soli. Při zahřívání uvolňují dusičnany alkalických kovů a kovů alkalických zemin kyslík a mění se na dusitany:
- Dusičnany téměř všech ostatních kovů se rozkládají na oxidy:
- Dusičnany některých těžkých kovů (stříbro, rtuť atd.) se zahřátím na kovy rozkládají:
Typické reakce kyselých solí
- Vstupují do všech reakcí, do kterých vstupují kyseliny. Reagují s alkáliemi, pokud složení kyselé soli a alkálie obsahuje stejný kov, pak se jako výsledek vytvoří normální sůl.
- Pokud alkálie obsahuje jiný kov, tvoří se podvojné soli.
Typické reakce bazických solí
- Tyto soli podléhají stejným reakcím jako báze. Reagují s kyselinami, pokud složení bazické soli a kyseliny obsahuje stejný kyselý zbytek, pak se ve výsledku vytvoří normální sůl.
- Pokud kyselina obsahuje další kyselý zbytek, tvoří se podvojné soli.
Komplexní soli- sloučenina, jejíž uzly krystalové mřížky obsahují komplexní ionty.
