Tavaliste soolade saamine. Soolad: näited, koostis, nimetused ja keemilised omadused
Kui kuulete sõna "sool", on esimene assotsiatsioon loomulikult kokanduslik, ilma milleta tundub ükski roog maitsetu. Kuid see pole ainus aine, mis kuulub soolakemikaalide klassi. Näited, koostis ja Keemilised omadused Sellest artiklist leiate soolad ja saate ka teada, kuidas neist ühegi nime õigesti moodustada. Enne jätkamist lepime kokku, et selles artiklis käsitleme ainult anorgaanilisi keskmisi sooli (saadud anorgaaniliste hapete reaktsioonil vesiniku täieliku asendamisega).
Definitsioon ja keemiline koostis
Üks soola määratlusi on:
- (st koosneb kahest osast), mis sisaldab metalliioone ja happelist jääki. See tähendab, et see on aine, mis tekib happe ja mis tahes metalli hüdroksiidi (oksiidi) reaktsioonil.
On veel üks määratlus:
- See ühend, mis on happeliste vesinikuioonide täieliku või osalise asendamise toode metalliioonidega (sobib keskmise, aluselise ja happelise jaoks).
Mõlemad määratlused on õiged, kuid need ei kajasta soola tootmisprotsessi kogu olemust.
Soola klassifikatsioon
Arvestades soolaklassi erinevaid esindajaid, näete, et need on:
- Hapnikku sisaldavad (väävel-, lämmastik-, räni- ja muude hapete soolad, mille happejääk sisaldab hapnikku ja veel ühte mittemetalli).
- Hapnikuvabad ehk reaktsiooni käigus tekkinud soolad, mille jääk ei sisalda hapnikku, - vesinikkloriid, vesinikbromiid, vesiniksulfiid jt.
Asendatud vesinike arvu järgi:
- Ühealuselised: vesinikkloriid, lämmastik, vesinikjodiid ja teised. Hape sisaldab ühte vesinikiooni.
- Kahealuseline: soola moodustumise käigus asendatakse kaks vesiniku iooni metalliioonidega. Näited: väävel-, väävel-, vesiniksulfiid ja teised.
- Kolmealuseline: happe koostises on kolm vesiniku iooni asendatud metalliioonidega: fosforiooniga.
Kompositsiooni ja omaduste järgi on ka teist tüüpi klassifikatsioone, kuid me ei analüüsi neid, kuna artikli eesmärk on veidi erinev.
Õppige õigesti nimetama
Igal ainel on nimi, mis on arusaadav ainult teatud piirkonna elanikele, seda nimetatakse ka triviaalseks. Lauasool on näide kõnekeelest, rahvusvahelise nomenklatuuri järgi nimetatakse seda erinevalt. Kuid vestluses saab absoluutselt igaüks, kes tunneb nimede nomenklatuuri, kergesti aru, et jutt on ainest, mille keemiline valem on NaCl. See sool on saadud vesinikkloriidhappest, ja selle sooli nimetatakse kloriidideks, st seda nimetatakse naatriumkloriidiks. Peate lihtsalt õppima allolevas tabelis näidatud soolade nimed ja seejärel lisama soola moodustanud metalli nimed.
Kuid nime on nii lihtne koostada, kui metallil on pidev valents. Ja nüüd vaatame nime), milles muutuva valentsiga metall on FeCl 3. Ainet nimetatakse raudkloriidiks. See nimi on õige!
| Happe valem | Happe nimi | Happejääk (valem) | Nomenklatuuri nimi | Näide ja triviaalne nimi |
| HCl | soolalahus | Cl - | kloriid | NaCl (lauasool, kivisool) |
| TERE | hüdrojoodne | mina - | jodiid | NaI |
| HF | vesinikfluoriidne | F - | fluoriid | NaF |
| HBr | vesinikbromiid | Br - | bromiid | NaBr |
| H2SO3 | väävlis | SO 3 2- | sulfit | Na2SO3 |
| H2SO4 | väävelhape | SO 4 2- | sulfaat | CaSO 4 (anhüdriit) |
| HClO | hüpokloorne | ClO - | hüpoklorit | NaClO |
| HClO 2 | kloriid | ClO 2 - | klorit | NaClO 2 |
| HClO 3 | kloor | ClO 3 - | kloraat | NaClO 3 |
| HClO4 | kloor | ClO 4 - | perkloraat | NaClO 4 |
| H2CO3 | kivisüsi | CO 3 2- | karbonaat | CaCO 3 (lubjakivi, kriit, marmor) |
| HNO 3 | lämmastik | EI 3 - | nitraat | AgNO 3 (lapis) |
| HNO 2 | lämmastikku sisaldav | EI 2 - | nitrit | KNO 2 |
| H 3 PO 4 | fosfori | PO 4 3- | fosfaat | AlPO 4 |
| H2SiO3 | räni | SiO 3 2- | silikaat | Na 2 SiO 3 (vedel klaas) |
| HMnO 4 | mangaan | MnO 4 - | permanganaat | KMnO 4 (kaaliumpermanganaat) |
| H2CrO4 | kroomitud | CrO 4 2- | kromaat | CaCrO 4 |
| H2S | vesiniksulfiid | S- | sulfiid | HgS (kinnaver) |
Keemilised omadused
Sooli klassina iseloomustab nende keemiliste omaduste poolest asjaolu, et nad võivad interakteeruda leeliste, hapete, soolade ja aktiivsemate metallidega:
1. Lahuses leelistega interakteerudes on reaktsiooni eelduseks ühe tekkiva aine sadestumine.
2. Hapetega suhtlemisel toimub reaktsioon lenduva happe, lahustumatu happe või lahustumatu soola moodustumisel. Näited:
- Lenduvate hapete hulka kuulub süsihape, kuna see laguneb kergesti veeks ja süsinikdioksiidiks: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2.
- Lahustumatu hape – ränihape, tekib silikaadi reaktsiooni tulemusena teise happega.
- Üks keemilise reaktsiooni tunnuseid on sademed. Milliseid sooli võib leida lahustuvuse tabelist.
3. Soolade omavaheline interaktsioon toimub ainult ioonide sidumise korral, st üks moodustunud sooladest sadestub.
4. Et teha kindlaks, kas metalli ja soola vaheline reaktsioon kulgeb edasi, tuleb viidata metallide pingete tabelile (mõnikord nimetatakse seda ka tegevuste jadaks).
Ainult aktiivsemad metallid (asuvad vasakul) võivad metalli soolast välja tõrjuda. Näiteks on raudnaela reaktsioon vasksulfaadiga:
CuSO 4 + Fe = Cu + FeSO 4
Sellised reaktsioonid on iseloomulikud enamikule soolaklassi esindajatele. Kuid keemias on ka spetsiifilisemaid reaktsioone, soola omadused on individuaalsed, peegeldades näiteks lagunemist hõõgumisel või kristalsete hüdraatide teket. Iga sool on individuaalne ja omal moel ebatavaline.
Definitsioon soolad dissotsiatsiooniteooria raames. Soolad jagunevad tavaliselt kolme rühma: keskmine, hapu ja aluseline. Vaheühendi soolades on vastava happe kõik vesinikuaatomid asendatud metalliaatomitega, happesoolades vaid osaliselt, vastava aluse OH rühma aluselistes soolades osaliselt happejääkidega.
Samuti on mõned muud tüüpi soolad, nagu topeltsoolad, mis sisaldavad kahte erinevat katiooni ja ühte aniooni: CaCO 3 MgCO 3 (dolomiit), KCl NaCl (sylviniit), KAl (SO 4) 2 (kaaliummaarjas); segatud soolad, mis sisaldavad ühte katiooni ja kahte erinevat aniooni: CaOCl 2 (või Ca (OCl) Cl); komplekssed soolad, mis sisaldavad komplekssed ioonid, mis koosneb mitmega seotud keskaatomist ligandid: K 4 (kollane veresool), K 3 (punane veresool), Na, Cl; hüdraatunud soolad(kristallilised hüdraadid), mis sisaldavad molekule kristallisatsioonivesi: CuSO 4 5H 2 O (vasksulfaat), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberi sool).
Soolade nimetus on moodustatud aniooni nimest, millele järgneb katiooni nimi.
Anoksiidhapete soolade puhul lisatakse mittemetalli nimele järelliide id, näiteks naatriumkloriid NaCl, raudsulfiid (H) FeS jne.
Hapnikku sisaldavate hapete soolade nimetamisel lisatakse kõrgemate oksüdatsiooniastmete korral elemendi nime ladina juure lõpp — olen, madalamate oksüdatsiooniastmete korral lõpp - see. Mõne happe nimes kasutatakse eesliidet mittemetalli madalamate oksüdatsiooniastmete tähistamiseks hüpo, perkloor- ja mangaanhappe soolade puhul kasutage eesliidet per-, näiteks: kaltsiumkarbonaat CaCO 3, raud(III)sulfaat Fe 2 (SO 4) 3, raud(II)sulfit FeSO 3, kaaliumhüpoklorit KOSl, kaaliumklorit KOSl 2, kaaliumkloraat KOSl 3, kaaliumperkloraat KOSl 4, kaaliumpermanganaat KMnO2 kaaliumdi 4, 2 O 7.
Happelised ja aluselised soolad võib pidada hapete ja aluste mittetäieliku muundamise produktiks. Rahvusvahelise nomenklatuuri kohaselt tähistatakse vesinikuaatomit, mis on happesoola osa, eesliitega hüdro-, OH rühm - eesliitega hüdroksü, NaHS - naatriumvesiniksulfiid, NaHSO 3 - naatriumvesiniksulfit, Mg (OH) Cl - magneesiumhüdroksükloriid, Al (OH) 2 Cl - alumiiniumdihüdroksükloriid.
Komplekssete ioonide nimetustes märgitakse esmalt ligandid, seejärel vastava oksüdatsiooniastmega metalli nimetus (sulgudes rooma numbrid). Komplekssete katioonide nimetustes kasutatakse metallide venekeelseid nimetusi, näiteks: Cl 2 - tetraamiinvask(II)kloriid, 2 SO 4 - diamiinhõbesulfaat (1). Kompleksanioonide nimetustes kasutatakse metallide ladinakeelseid nimetusi sufiksiga -at, näiteks: K [Al (OH) 4] - kaaliumtetrahüdroksüaluminaat, Na - naatriumtetrahüdroksükromaat, K 4 - kaaliumheksatsüanoferraat (H).
Hüdraatsoolade nimetused (kristallhüdraadid) moodustatakse kahel viisil. Võib kasutada ülalkirjeldatud kompleksset katioonide nimetamise süsteemi; näiteks vasksulfaati SO 4 H 2 0 (või CuSO 4 5H 2 O) võib nimetada tetraakvamaadi (II) sulfaadiks. Kõige tuntumate hüdraatunud soolade puhul märgitakse aga enamasti veemolekulide arvu (hüdratatsiooniastet) sõna numbrilise eesliitega. "hüdraat", näiteks: CuSO 4 5H 2 O - vasksulfaatpentahüdraat (I), Na 2 SO 4 10H 2 O - naatriumsulfaatdekahüdraat, CaCl 2 2H 2 O - kaltsiumkloriidi dihüdraat.
Soolade lahustuvus
Vees lahustuvuse järgi jagunevad soolad lahustuvateks (P), lahustumatuteks (H) ja vähelahustuvateks (M). Soolade lahustuvuse määramiseks kasutage hapete, aluste ja soolade vees lahustuvuse tabelit. Kui laud pole käepärast, võite kasutada reegleid. Neid on lihtne meeles pidada.
1. Kõik lämmastikhappe soolad on lahustuvad – nitraadid.
2. Kõik vesinikkloriidhappe soolad on lahustuvad - kloriidid, välja arvatud AgCl (H), PbCl 2 (M).
3. Kõik väävelhappe soolad on lahustuvad – sulfaadid, välja arvatud BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).
4. Naatriumi- ja kaaliumisoolad on lahustuvad.
5. Kõik fosfaadid, karbonaadid, silikaadid ja sulfiidid ei lahustu, välja arvatud Na-soolad + ja K + .
Kõigist keemilistest ühenditest moodustavad soolad kõige arvukama aineklassi. Need on tahked ained, erinevad üksteisest värvi ja vees lahustuvuse poolest. V XIX algus v. Rootsi keemik I. Berzelius sõnastas soolade definitsiooni kui hapete reaktsioonide produktid alustega või ühenditega, mis saadakse happe vesinikuaatomite asendamisel metalliga. Selle põhjal eristatakse sooli keskmisi, happelisi ja aluselisi sooli. Keskmised ehk normaalsed soolad on happe vesinikuaatomite täieliku asendamise saadused metalliga.
Näiteks:
Na 2 CO 3 - naatriumkarbonaat;
CuSO 4 - vask(II)sulfaat jne.
Sellised soolad dissotsieeruvad metallikatioonideks ja happejääkide anioonideks:
Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2 -
Happesoolad on vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise saadused happes metalliga. Happesoolad hõlmavad näiteks söögisoodat NaHCO 3, mis koosneb metallikatioonist Na + ja happelisest üksiku laenguga jäägist HCO 3 -. Happelise kaltsiumisoola puhul kirjutatakse valem järgmiselt: Ca (HCO 3) 2. Nende soolade nimed koosnevad keskmiste soolade nimedest, millele on lisatud eesliide hüdro- , Näiteks:
Mg (HSO 4) 2 - magneesiumvesiniksulfaat.
Happesoolad dissotsieeritakse järgmiselt:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 = Mg 2+ + 2HSO 4 -
Aluselised soolad on aluse hüdroksüülrühmade mittetäieliku asendamise saadused happejäägiga. Näiteks selliste soolade hulka kuulub kuulus malahhiit (CuOH) 2 CO 3, mille kohta lugesite P. Bazhovi töödest. See koosneb kahest aluselisest katioonist CuOH + ja happejäägi CO 3 2- kahekordselt laetud anioonist. CuOH + katiooni laeng on +1, seetõttu on molekulis kaks sellist katiooni ja üks kahekordselt laetud CO 3 2- anioon ühendatud elektriliselt neutraalseks soolaks.
Selliste soolade nimed on samad, mis tavaliste soolade puhul, kuid lisatakse eesliide hüdroksü, (CuOH) 2 CO 3 - vask(II)hüdroksükarbonaat või AlOHCl 2 - alumiiniumhüdroksükloriid. Enamik aluselistest sooladest on lahustumatud või vähelahustuvad.
Viimased dissotsieeruvad järgmiselt:
AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl -
Soola omadused
Kahest esimesest vahetusreaktsioonist räägiti üksikasjalikult varem.
Kolmas reaktsioon on samuti vahetusreaktsioon. See voolab soolalahuste vahel ja sellega kaasneb sademe moodustumine, näiteks:
Neljas soolade reaktsioon on seotud metalli asendiga metalli pingete elektrokeemilises reas (vt "Metalli pingete elektrokeemiline jada"). Iga metall tõrjub pingereas soolalahustest välja kõik teised metallid, mis asuvad temast paremal. See kehtib, kui on täidetud järgmised tingimused:
1) mõlemad soolad (nii reageerivad kui ka reaktsioonist tulenevad) peavad olema lahustuvad;
2) metallid ei tohiks veega interakteeruda, seetõttu ei tõrju I ja II rühma põhiliste alarühmade metallid (viimase puhul alates Ca-st) soolalahustest välja teisi metalle.
Soola tootmismeetodid
Soolade saamismeetodid ja keemilised omadused. Sooli võib saada peaaegu igast anorgaaniliste ühendite klassist. Lisaks nendele meetoditele saab anoksiidhapete sooli saada metalli ja mittemetalli (Cl, S jne) otsesel interaktsioonil.
Paljud soolad on kuumakindlad. Ammooniumisoolad, aga ka mõned madala aktiivsusega metallide soolad, nõrgad happed ja happed, milles elementide oksüdatsiooniaste on kõrgem või madalam, lagunevad kuumutamisel.
CaCO 3 = CaO + CO 2
2Ag 2CO 3 = 4Ag + 2CO 2 + O 2
NH4Cl = NH3 + 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 = 2 CuO + 4NO 2 + O 2
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
NH4NO3 = N2O + 2H2O
(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
See õppetund on pühendatud teise anorgaaniliste ainete klassi – soolade – üldiste keemiliste omaduste uurimisele. Saate teada, milliste ainetega võivad soolad interakteeruda ja millised on selliste reaktsioonide tingimused.
Teema: Anorgaaniliste ainete klassid
Õppetund: soolade keemilised omadused
1. Soolade koostoime metallidega
Soolad on keerulised ained, mis koosnevad metalliaatomitest ja happejääkidest.
Seetõttu seostatakse soolade omadusi konkreetse metalli või happejäägi olemasoluga aine koostises. Näiteks on enamik lahuses olevaid vasesoolasid sinaka värvusega. Mangaanhappe soolad (permanganaadid) on enamasti lillad. Alustame soolade keemiliste omadustega tutvumist järgmise katsega.
Asetage esimesse klaasi vask(II)sulfaadi lahusega raudnael. Teises klaasis raud(II)sulfaadi lahusega langetage vaskplaat. Kolmandas hõbenitraadi lahusega klaasis langetame ka vaskplaadi. Mõne aja pärast näeme, et raudnael oli kaetud vasekihiga, kolmanda klaasi vaskplaat oli kaetud hõbedakihiga ja teise klaasi vaskplaadiga ei juhtunud midagi.
Riis. 1. Soolalahuste interaktsioon metallidega
Selgitame katse tulemusi. Reaktsioonid toimusid ainult siis, kui soolaga reageerinud metall oli aktiivsem kui metall, mis on soola osa. Metallide aktiivsust saab omavahel võrrelda nende asukoha järgi tegevusreas. Mida rohkem vasakul metall selles reas asub, seda suurem on selle võime soolalahusest mõnda teist metalli välja tõrjuda.
Läbiviidud reaktsioonide võrrandid:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Kui raud interakteerub vask(II)sulfaadi lahusega, moodustub puhas vask ja raud(II)sulfaat. See reaktsioon on võimalik, kuna raud on reaktiivsem kui vask.
Cu + FeSO4 → reaktsioon ei lähe
Reaktsioon vase ja raud(II)sulfaadi lahuse vahel ei toimu, kuna vask ei saa soolalahusest rauda asendada.
Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu (NO3) 2
Kui vask suhtleb hõbenitraadi lahusega, tekib hõbe ja vask(II)nitraat. Vask asendab hõbedat selle soola lahuses, kuna vask asub hõbedast vasakul pool tegevusreas.
Soolalahused võivad suhelda aktiivsemate metallidega kui soolas olev metall. Need reaktsioonid on asendusreaktsioonid.
2. Soolalahuste vastastikune toime
Vaatleme veel üht soolade omadust. Vees lahustunud soolad võivad omavahel suhelda. Teeme katse.
Segame baariumkloriidi ja naatriumsulfaadi lahuseid. Selle tulemuseks on valge baariumsulfaadi sade. Ilmselgelt on reaktsioon möödas.
Reaktsioonivõrrand: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
Vees lahustunud soolad võivad läbida vahetusreaktsiooni, kui tulemuseks on vees lahustumatu sool.
3. Soolade koostoime leelistega
Uurime välja, kas soolad interakteeruvad leelistega, tehes järgmise katse.
Lisage vask(II)sulfaadi lahusele naatriumhüdroksiidi lahus. Tulemuseks on sinine sade.
Riis. 2. Vask(II)sulfaadi lahuse interaktsioon leelisega
Läbiviidud reaktsiooni võrrand: CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na2SO4
See reaktsioon on vahetusreaktsioon.
Soolad võivad leelistega suhelda, kui reaktsiooni käigus tekib vees lahustumatu aine.
4. Soolade koostoime hapetega
Lisage naatriumkarbonaadi lahusele vesinikkloriidhappe lahus. Selle tulemusena näeme gaasimullide vabanemist. Selgitame katse tulemusi, kirjutades üles selle reaktsiooni võrrandi:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3
H2CO3 = H2O + CO2
Süsinikhape on ebastabiilne aine. See laguneb süsinikdioksiidiks ja veeks. See reaktsioon on vahetusreaktsioon.
Soolad võivad reageerida hapetega, kui reaktsiooni tulemusena tekib gaas või sade.
1. Ülesannete ja harjutuste kogumik keemias: 8. klass .: õpiku jaoks. P. A. Oržekovski ja teised. "Keemia. 8. klass "/ P. A. Oržekovski, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M .: AST: Astrel, 2006. (lk 107-111)
2. Ušakova OV Keemia töövihik: 8. klass: P. A. Oržekovski jt õpikule “Keemia. 8. klass "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Oržekovski; all. toim. prof. P. A. Oržekovski - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (lk 108-110)
3. Keemia. 8. klass. Õpik. kindrali jaoks institutsioonid / P. A. Oržekovski, L. M. Meshcheryakova, M. M. Šalašova. - M.: Astrel, 2013. (§34)
4. Keemia: 8. klass: õpik. kindrali jaoks institutsioonid / P. A. Oržekovski, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M .: AST: Astrel, 2005. (§40)
5. Keemia: anorgaaniline. keemia: õpik. 8 cl eest. Üldharidus. institutsioonid / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M .: Haridus, JSC "Moskva õpikud", 2009. (§33)
6. Entsüklopeedia lastele. 17. köide. Keemia / ptk. toim. V.A. Volodin, juh. teaduslik. toim. I. Leenson. - M .: Avanta +, 2003.
Täiendavad veebiressursid
1. Hapete vastastikmõju sooladega.
2. Metallide koosmõju sooladega.
Kodutöö
1) lk. 109-110 nr nr 4,5 keemia töövihikust: 8. klass: P. A. Oržekovski jt õpikule „Keemia. 8. klass "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Oržekovski; all. toim. prof. P. A. Oržekovski - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006.
2) lk.193 nr 2,3 P. A. Oržekovski, L. M. Meštšerjakova, M. M. Šalašova õpikust "Keemia: 8kl.", 2013
Keemilised võrrandid
Keemiline võrrand on reaktsiooni väljendus kasutades keemilised valemid... Keemilised võrrandid näitavad, millised ained satuvad keemilisesse reaktsiooni ja millised ained tekivad selle reaktsiooni tulemusena. Võrrand põhineb massi jäävuse seadusel ja näitab keemilises reaktsioonis osalevate ainete kvantitatiivseid suhteid.
Näiteks kaaluge kaaliumhüdroksiidi ja fosforhappe koostoimet:
H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Võrrandist on näha, et 1 mool fosforhapet (98 g) reageerib 3 mooli kaaliumhüdroksiidiga (3 · 56 g). Reaktsiooni tulemusena moodustub 1 mol kaaliumfosfaati (212 g) ja 3 mol vett (3 · 18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g näeme, et reaktsioonis osalenud ainete mass on võrdne reaktsioonisaaduste massiga. Keemilise reaktsiooni võrrandid võimaldavad teha erinevaid arvutusi, mis on seotud antud reaktsiooniga.
Komplekssed ained jagunevad nelja klassi: oksiidid, alused, happed ja soolad.
Oksiidid on kompleksained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik, s.o. oksiid on elemendi ühend hapnikuga.
Oksiidide nimetus tuleneb oksiidi moodustava elemendi nimest. Näiteks BaO on baariumoksiid. Kui oksiidelemendil on muutuv valents, siis sulgudes oleva elemendi nime järel näidatakse selle valentsust rooma numbritega. Näiteks FeO on raud(I)oksiid, Fe2O3 on raud(III)oksiid.
Kõik oksiidid liigitatakse soola moodustavateks ja mittesoolavateks.
Soola moodustavad oksiidid on oksiidid, mis moodustavad sooli keemiliste reaktsioonide tulemusena. Need on metallide ja mittemetallide oksiidid, mis veega interakteerudes moodustavad vastavad happed, alustega vastastikmõjul aga vastavad happelised ja normaalsoolad. Näiteks vaskoksiid (CuO) on soola moodustav oksiid, sest näiteks vesinikkloriidhappega (HCl) suhtlemisel moodustub sool:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Teisi sooli võib saada keemiliste reaktsioonide tulemusena:
CuO + SO3 → CuSO4.
Soola mittemoodustavad oksiidid on need oksiidid, mis ei moodusta sooli. Näiteks CO, N2O, NO.
Soola moodustavaid oksiide on kolme tüüpi: aluselised (sõnast "alus"), happelised ja amfoteersed.
Aluselised oksiidid on metallioksiidid, mis vastavad aluste klassi kuuluvatele hüdroksiididele. Aluseliste oksiidide hulka kuuluvad näiteks Na2O, K2O, MgO, CaO jne.
Aluseliste oksiidide keemilised omadused
1. Vees lahustuvad aluselised oksiidid reageerivad veega, moodustades aluseid:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Reageerige happeliste oksiididega, moodustades vastavad soolad
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reageerige hapetega, moodustades soola ja vee:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reageerida amfoteersete oksiididega:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Aluselised oksiidid reageerivad happeliste oksiididega, moodustades soolad:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Kui oksiidide koostises on teise elemendina mittemetall või kõrgeima valentsiga metall (tavaliselt IV kuni VII), siis on sellised oksiidid happelised. Happelised oksiidid (happeanhüdriidid) on need oksiidid, mis vastavad hapete klassi kuuluvatele hüdroksiididele. Nendeks on näiteks CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 jne. Happelised oksiidid lahustuvad vees ja leelistes, moodustades soola ja vee.
Happeliste oksiidide keemilised omadused
1. Suhelge veega, moodustades happe:
SO3 + H2O → H2SO4.
Kuid mitte kõik happelised oksiidid ei reageeri otseselt veega (SiO2 jne).
2. Reageerige alusoksiididega, moodustades soola:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Suhelge leelistega, moodustades soola ja vett:
CO2 + Ba (OH) 2 → BaCO3 + H2O.
Amfoteerne oksiid sisaldab elementi, millel on amfoteersed omadused. Amfoteersuse all mõeldakse ühendite võimet avaldada olenevalt tingimustest happelisi ja aluselisi omadusi. Näiteks tsinkoksiid ZnO võib olla nii alus kui hape (Zn (OH) 2 ja H2ZnO2). Amfoteersus väljendub selles, et olenevalt tingimustest on amfoteersed oksiidid kas aluselised või happelised omadused, näiteks - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Näiteks tsinkoksiidi amfoteersus avaldub siis, kui see interakteerub nii vesinikkloriidhappe kui ka naatriumhüdroksiidiga:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Kuna kõik amfoteersed oksiidid ei lahustu vees, on selliste oksiidide amfoteersust palju keerulisem tõestada. Näiteks alumiiniumoksiid (III) omab kaaliumdisulfaadiga liitumisreaktsioonis aluselisi omadusi ja hüdroksiididega sulandumisel happelisi:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12 (SO4) 3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Erinevate amfoteersete oksiidide puhul võib omaduste duaalsust väljendada erineval määral. Näiteks tsinkoksiid lahustub võrdselt kergesti hapetes ja leelistes, samas kui raud(III)oksiidil – Fe2O3 – on valdavalt aluselised omadused.
Amfoteersete oksiidide keemilised omadused
1. Suhtlevad hapetega, moodustades soola ja vett:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reageerige tahkete leelistega (sulatamisel), moodustades reaktsiooni tulemusena soola - naatriumtsinkaati ja vett:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Kui tsinkoksiid interakteerub leeliselahusega (sama NaOH), toimub teine reaktsioon:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinatsiooniarv on tunnus, mis määrab molekulis või kristallis lähimate osakeste: aatomite või inovide arvu. Igal amfoteersel metallil on oma koordinatsiooninumber. Be ja Zn puhul on see 4; ja jaoks on Al 4 või 6; ja jaoks on Cr 6 või (väga harva) 4;
Amfoteersed oksiidid tavaliselt ei lahustu ega reageeri veega.
Lihtainetest oksiidide saamise meetodid on kas elemendi otsene reaktsioon hapnikuga:
või komplekssete ainete lagunemine:
a) oksiidid
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
b) hüdroksiidid
Ca (OH) 2 = CaO + H2O
c) happed
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO + CO2
Nagu ka hapete - oksüdeerivate ainete koostoime metallide ja mittemetallidega:
Cu + 4HNO3 (konts.) = Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Oksiide võib saada hapniku otsesel interaktsioonil mõne teise elemendiga või kaudselt (näiteks soolade, aluste, hapete lagundamisel). Normaaltingimustes on oksiidid tahkes, vedelas ja gaasilises olekus, seda tüüpi ühendid on looduses väga levinud. Maakoores leidub oksiide. Rooste, liiv, vesi, süsinikdioksiid on oksiidid.
Vundamendid- Need on komplekssed ained, mille molekulides on metalliaatomid seotud ühe või mitme hüdroksüülrühmaga.
Alused on elektrolüüdid, mis dissotsiatsioonil moodustavad anioonidena ainult hüdroksiidioone.
NaOH = Na + + OH -
Ca (OH) 2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Põhiklassifikatsioonil on mitmeid märke:
Sõltuvalt vees lahustuvusest jaotatakse alused leelisteks ja lahustumatuks. Leelised on leelismetallide (Li, Na, K, Rb, Cs) ja leelismuldmetallide (Ca, Sr, Ba) hüdroksiidid. Kõik muud alused on lahustumatud.
Sõltuvalt dissotsiatsiooniastmest jagatakse alused tugevateks elektrolüütideks (kõik leelised) ja nõrkadeks elektrolüütideks (lahustumatud alused).
Olenevalt hüdroksüülrühmade arvust molekulis jagatakse alused ühehappelisteks (1 OH rühm), näiteks naatriumhüdroksiid, kaaliumhüdroksiid, kahehappelised (2 OH rühma), näiteks kaltsiumhüdroksiid, vask ( 2) hüdroksiid ja polühape.
Keemilised omadused.
OH ioonid - määravad lahuses leeliselise keskkonna.
Leeliselahused muudavad indikaatorite värvi:
Fenoolftaleiin: värvitu ® vaarikas,
Lakmus: lilla ® sinine,
Metüüloranž: oranž ® kollane.
Leeliselahused interakteeruvad happeliste oksiididega, moodustades nende hapete soolad, mis vastavad reageerivatele happelistele oksiididele. Sõltuvalt leelise kogusest moodustuvad keskmised või happelised soolad. Näiteks kui kaltsiumhüdroksiid interakteerub süsinikmonooksiidiga (IV), moodustub kaltsiumkarbonaat ja vesi:
Ca (OH) 2 + CO2 = CaCO3? + H2O
Ja kui kaltsiumhüdroksiid interakteerub liigse süsinikmonooksiidiga (IV), moodustub kaltsiumvesinikkarbonaat:
Ca (OH) 2 + CO2 = Ca (HCO3) 2
Ca2 + + 2OH- + CO2 = Ca2 + + 2HCO32-
Kõik alused interakteeruvad hapetega, moodustades soola ja vett, näiteks: kui naatriumhüdroksiid interakteerub vesinikkloriidhappega, moodustub naatriumkloriid ja vesi:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na + + OH- + H + + Cl- = Na + + Cl- + H2O
Vask(II)hüdroksiid lahustub vesinikkloriidhappes, moodustades vask(II)kloriidi ja vee:
Cu (OH) 2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl- = Cu2 + + 2Cl- + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H+ = Cu2 + + 2H2O.
Happe ja aluse vahelist reaktsiooni nimetatakse neutraliseerimisreaktsiooniks.
Lahustumatud alused lagunevad kuumutamisel veeks ja alusele vastavaks metalloksiidiks, näiteks:
Cu (OH) 2 = CuO + H2 2Fe (OH) 3 = Fe2O3 + 3H2O
Leelised interakteeruvad soolalahustega, kui üks ioonivahetusreaktsiooni tingimustest on lõpuni täidetud (tekkib sade),
2NaOH + CuSO4 = Cu (OH) 2? + Na2SO4
2OH- + Cu2 + = Cu (OH) 2
Reaktsioon kulgeb tänu vasekioonide sidumisele hüdroksiidioonidega.
Kui baariumhüdroksiid interakteerub naatriumsulfaadi lahusega, moodustub baariumsulfaadi sade.
Ba (OH) 2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2 NaOH
Ba2 + + SO42- = BaSO4
Reaktsioon kulgeb baariumi katioonide ja sulfaadi anioonide seondumise tõttu.
Happed - Need on komplekssed ained, mille molekulid sisaldavad vesinikuaatomeid, mida saab asendada või vahetada metalliaatomite ja happejäägi vastu.
Vastavalt hapniku olemasolule või puudumisele molekulis jaotatakse happed hapnikku sisaldavateks (H2SO4 väävelhape, H2SO3 väävelhape, HNO3 lämmastikhape, H3PO4 fosforhape, H2CO3 süsihape, H2SiO3 ränihape) ja anoksilisteks (HF vesinikfluoriidhape) , HCl vesinikkloriidhape) , HBr vesinikbromiidhape, HI vesinikjodiidhape, H2S vesiniksulfiidhape).
Sõltuvalt vesinikuaatomite arvust happemolekulis on need ühealuselised (1 H aatomiga), kahealuselised (2 H aatomiga) ja kolmealuselised (3 H aatomiga).
C JA S L O T S
Happemolekuli vesinikuta osa nimetatakse happejäägiks.
Happejäägid võivad koosneda ühest aatomist (-Cl, -Br, -I) - need on lihtsad happejäägid või võivad pärineda aatomite rühmast (-SO3, -PO4, -SiO3) - need on komplekssed jäägid.
Vesilahustes ei hävine happejäägid vahetus- ja asendusreaktsioonide käigus:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Sõna anhüdriid tähendab veevaba, st hapet ilma veeta. Näiteks,
H2SO4 - H2O → SO3. Veevabadel hapetel ei ole anhüdriide.
Happe nimi on tuletatud hapet moodustava elemendi (hapendaja) nimest, millele on lisatud lõpud "naya" ja harvem "vaya": H2SO4 - väävel; H2SO3 - kivisüsi; H2SiO3 - räni jne.
Element võib moodustada mitu hapnikhapet. Sel juhul on hapete nimes näidatud lõpud siis, kui elemendil on kõrgeim valents (happemolekulis on palju hapnikuaatomeid). Kui elemendi valents on madalaim, on happe nime lõpp "tõene": HNO3 - lämmastik, HNO2 - lämmastik.
Happeid saab anhüdriidide lahustamisel vees. Kui anhüdriidid on vees lahustumatud, võib happe saada teise tugevama happe toimel vajaliku happe soolale. See meetod on tüüpiline nii hapniku kui ka anoksiidhapete jaoks. Anoksiidhappeid saadakse ka otsesel sünteesil vesinikust ja mittemetallist, millele järgneb saadud ühendi lahustamine vees:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Saadud gaasiliste ainete HCl ja H2S lahused on happed.
Normaaltingimustes on happed nii vedelad kui ka tahked.
Hapete keemilised omadused
1. Happelahused toimivad indikaatoritel. Kõik happed (välja arvatud ränihape) lahustuvad vees hästi. Spetsiaalsed ained - indikaatorid võimaldavad teil määrata happe olemasolu.
Indikaatorid on keerulise struktuuriga ained. Nad muudavad oma värvi sõltuvalt interaktsioonist erinevatega kemikaalid... Neutraalsetes lahustes - neil on üks värv, baaslahustes - teine. Happega suheldes muudavad nad oma värvi: metüüloranži indikaator muutub punaseks, lakmusindikaator muutub samuti punaseks.
2. Reageerige alustega, moodustades vee ja soola, mis sisaldab muutumatut happejääki (neutraliseerimisreaktsioon):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reageerige alusoksiididega, moodustades vee ja soola. Sool sisaldab neutraliseerimisreaktsioonis kasutatud happe happelist jääki:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Suhelge metallidega.
Hapete interaktsiooniks metallidega peavad olema täidetud teatud tingimused:
1. Metall peab olema hapete suhtes piisavalt aktiivne (metalli aktiivsuse reas peab see asuma enne vesinikku). Mida rohkem vasakul on metall tegevusjoones, seda intensiivsemalt interakteerub see hapetega;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Kuid reaktsioon vesinikkloriidhappe lahuse ja vase vahel on võimatu, kuna vask on pingereas pärast vesinikku.
2. Hape peab olema piisavalt tugev (st suuteline eraldama vesinikioone H +).
Happe keemiliste reaktsioonide käigus metallidega moodustub sool ja eraldub vesinik (välja arvatud metallide interaktsioon lämmastik- ja kontsentreeritud väävelhapetega):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Kuid hoolimata sellest, kui erinevad happed ka poleks, moodustavad nad kõik dissotsiatsioonil vesiniku katioone, mis määravad jada üldised omadused: hapu maitse, indikaatorite värvuse muutus (lakmus ja metüülapelsin), koostoime teiste ainetega.
Reaktsioon toimub ka metallioksiidide ja enamiku hapete vahel.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Kirjeldame reaktsioone:
2) Teine reaktsioon peaks andma lahustuva soola. Paljudel juhtudel metalli koostoimet happega praktiliselt ei toimu, kuna tekkiv sool on lahustumatu ja katab metalli pinna kaitsekilega, näiteks:
Pb + H2SO4 = / PbSO4 + H2
Lahustumatu plii (II) sulfaat peatab happe juurdepääsu metallile ja reaktsioon peatub kohe, kui see algab. Sel põhjusel enamik raskmetalle praktiliselt ei suhtle fosfor-, süsi- ja vesiniksulfiidhapetega.
3) Kolmas reaktsioon on tüüpiline happelahustele, seetõttu ei reageeri lahustumatud happed, näiteks ränihape, metallidega. Kontsentreeritud väävelhappe lahus ja mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhappe lahus interakteeruvad metallidega veidi erineval viisil, seetõttu on metallide ja nende hapete vaheliste reaktsioonide võrrandid kirjutatud erinevas skeemis. Lahjendatud väävelhappe lahus reageerib metallidega. seisab pingereas vesinikuks, moodustades soola ja vesinikku.
4) Neljas reaktsioon on tüüpiline ioonivahetusreaktsioon ja toimub ainult siis, kui tekib sade või gaas.
soolad - need on komplekssed ained, mille molekulid koosnevad metalliaatomitest ja happejääkidest (mõnikord võivad need sisaldada vesinikku). Näiteks NaCl on naatriumkloriid, CaSO4 on kaltsiumsulfaat jne.
Peaaegu kõik soolad on ioonsed ühendid, seetõttu on happejääkide ja metalliioonide ioonid soolades omavahel seotud:
Na + Cl - naatriumkloriid
Ca2 + SO42 - kaltsiumsulfaat jne.
Sool on happe vesinikuaatomite osalise või täieliku metalli asendamise saadus.
Seega eristatakse järgmist tüüpi soolasid:
1. Keskmised soolad - kõik vesinikuaatomid happes on asendatud metalliga: Na2CO3, KNO3 jne.
2. Happesoolad – happes ei ole kõik vesinikuaatomid asendatud metalliga. Loomulikult võivad happelised soolad moodustada ainult kahe- või mitmealuselisi happeid. Happesoolade ühealuselised happed ei saa anda: NaHCO3, NaH2PO4 jne. jne.
3. Topeltsoolad - kahe- või mitmealuselise happe vesinikuaatomid asenduvad mitte ühe metalliga, vaid kahe erinevaga: NaKCO3, KAl (SO4) 2 jne.
4. Aluselisi sooli võib käsitleda kui aluseliste hüdroksüülrühmade mittetäieliku või osalise asendamise saadusi happejääkidega: Al (OH) SO4, Zn (OH) Cl jne.
Rahvusvahelise nomenklatuuri järgi pärineb iga happe soola nimetus elemendi ladinakeelsest nimetusest. Näiteks väävelhappe sooli nimetatakse sulfaatideks: CaSO4 - kaltsiumsulfaat, Mg SO4 - magneesiumsulfaat jne; vesinikkloriidhappe sooli nimetatakse kloriidideks: NaCl - naatriumkloriid, ZnCI2 - tsinkkloriid jne.
Kahealuseliste hapete soolade nimetusse lisatakse osake "bi" või "hüdro": Mg (HCl3) 2 - magneesiumvesinikkarbonaat või -vesinikkarbonaat.
Tingimusel, et kolmealuselises happes on metalliga asendatud ainult üks vesinikuaatom, lisage eesliide "dihüdro": NaH2PO4 – naatriumdivesinikfosfaat.
Soolad on mitmesuguse vees lahustuvusega tahked ained.
Soolade keemilised omadused määravad nende koostist moodustavate katioonide ja anioonide omadused.
1. Mõned soolad lagunevad süütamisel:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Reageerige hapetega, moodustades uue soola ja uue happe. Selle reaktsiooni toimumiseks peab hape olema tugevam kui sool, millele hape mõjub:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Suhelge alustega, moodustades uue soola ja uue aluse:
Ba (OH) 2 + Mg SO4 → BaSO4 ↓ + Mg (OH) 2.
4. Suhelge üksteisega uute soolade moodustamiseks:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Suhelge metallidega, mis on soola osaks oleva metalli suhtes erinevas aktiivsuses.
Sooli tuleks käsitleda happe-aluse reaktsiooniproduktina. Selle tulemusena võib tekkida järgmine:
- normaalne (keskmine) - tekivad siis, kui happe ja aluse kogus on täielikuks koostoimeks piisav. Tavalised soolanimed koosneb kahest osast. Alguses nimetatakse seda aniooniks (happejäägiks), seejärel katiooniks.
- hapu - tekivad liigse happe ja ebapiisava leelisekoguse korral, kuna sel juhul muutuvad metallikatioonid ebapiisavaks, et asendada kõik happemolekulis esinevad vesinikkatioonid. Seda tüüpi soolade happejääkides näete alati vesinikku. Happesoolasid moodustavad ainult mitmealuselised happed ja neil on nii soolade kui ka hapete omadused. Happeliste soolade nimetustes eesliide on pandud hüdro- anioonile.
- aluselised soolad - moodustuvad aluse liia ja ebapiisava happe kogusega, kuna sel juhul ei piisa happejääkide anioonidest, et täielikult asendada aluses esinevaid hüdroksorühmi. katioonide koostises olevad aluselised soolad sisaldavad hüdroksüülrühmi. Aluselised soolad on võimalikud mitme happega aluste puhul, kuid mitte ühehappeliste aluste puhul. Mõned aluselised soolad on võimelised ise lagunema, eraldades samal ajal vett, moodustades oksosooli, millel on aluseliste soolade omadused. Aluseliste soolade nimetus on konstrueeritud järgmiselt: anioonile lisatakse eesliide hüdroksü.
Tavaliste soolade tüüpilised reaktsioonid
- Nad reageerivad hästi metallidega. Samal ajal tõrjuvad aktiivsemad metallid oma soolade lahustest välja vähem aktiivsed metallid.
- Hapete, leeliste ja muude sooladega kulgevad reaktsioonid lõpuni, tingimusel et moodustub sade, gaas või halvasti dissotsieerunud ühendid.
- Soolade reaktsioonides leelistega tekivad sellised ained nagu nikkel(II)hüdroksiid Ni(OH)2 - sade; ammoniaak NH 3 - gaas; vesi H 2 O - nõrk elektrolüüt, halvasti dissotsieerunud ühend:
- Soolad reageerivad üksteisega, kui tekib sade või kui moodustub stabiilsem ühend.
- Paljud tavalised soolad lagunevad kuumutamisel kaheks oksiidiks – happeliseks ja aluseliseks
- Nitraadid lagunevad teistest tavalistest sooladest erinevalt. Leelis- ja leelismuldmetallide nitraadid eraldavad kuumutamisel hapnikku ja muutuvad nitrititeks:
- Peaaegu kõigi teiste metallide nitraadid lagunevad oksiidideks:
- Mõnede raskmetallide (hõbe, elavhõbe jne) nitraadid lagunevad kuumutamisel metallideks:
Happeliste soolade tüüpilised reaktsioonid
- Nad osalevad kõigis reaktsioonides, kuhu happed sisenevad. Nad reageerivad leelistega, kui happelise soola ja leelise koostis sisaldab sama metalli, siis tekib selle tulemusena tavaline sool.
- Kui leelis sisaldab teist metalli, moodustuvad topeltsoolad.
Aluseliste soolade tüüpilised reaktsioonid
- Need soolad läbivad samad reaktsioonid kui alused. Nad reageerivad hapetega, kui aluselise soola ja happe koostises on sama happejääk, siis tekib selle tulemusena tavaline sool.
- Kui hape sisaldab teist happelist jääki, tekivad kaksiksoolad.
Komplekssed soolad- ühend, mille kristallvõre sõlmed sisaldavad kompleksioone.
