soli su složene tvari čiji se molekuli sastoje od atoma metala i kiselih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodonik). Na primjer, NaCl je natrijum hlorid, CaSO 4 je kalcijum sulfat, itd.
Praktično sve soli su jonska jedinjenja, Dakle, u solima su joni kiselih ostataka i ioni metala povezani zajedno:
Na + Cl – – natrijum hlorid
Ca 2+ SO 4 2– – kalcijum sulfat itd.
Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za atome vodika kiseline. Dakle, razlikuju se sljedeće vrste soli:
1. Srednje soli– svi atomi vodonika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.
2. Kiselinske soli– nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu formirati samo dvo- ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu proizvesti kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.
3. Dvostruke soli– atomi vodonika dvo- ili polibazne kiseline nisu zamijenjeni jednim metalom, već dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.
4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune, ili djelomične, supstitucije hidroksilnih grupa baza kiselim ostacima: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl itd.
Prema međunarodnoj nomenklaturi, naziv soli svake kiseline dolazi od latinskog naziva elementa. Na primjer, soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati: CaSO 4 - kalcijum sulfat, Mg SO 4 - magnezijum sulfat, itd.; soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi: NaCl - natrijum hlorid, ZnCI 2 - cink hlorid itd.
U naziv soli dvobaznih kiselina dodaje se čestica “bi” ili “hidro”: Mg(HCl 3) 2 – magnezijum bikarbonat ili bikarbonat.
Pod uslovom da je u trobaznoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks “dihidro”: NaH 2 PO 4 - natrijum dihidrogen fosfat.
Soli su čvrste tvari vrlo različite topljivosti u vodi.
Hemijska svojstva soli
Hemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i anjona koji su u njihovom sastavu.
1. Neki soli se raspadaju kada se zagrijavaju:
CaCO 3 = CaO + CO 2
2. Interakcija sa kiselinama sa stvaranjem nove soli i nove kiseline. Da bi se izvela ova reakcija, kiselina mora biti jača od soli na koju djeluje kiselina:
2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.
3. Interakcija sa bazama, formirajući novu sol i novu bazu:
Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.
4. Interakcija jedni s drugima sa stvaranjem novih soli:
NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .
5. Interakcija sa metalima, koji su u opsegu aktivnosti do metala koji je dio soli:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.
Imate još pitanja? Želite li saznati više o soli?
Da biste dobili pomoć od tutora, registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!
web stranicu, kada kopirate materijal u cijelosti ili djelomično, link na izvor je obavezan.
Ova lekcija je posvećena proučavanju općih kemijskih svojstava druge klase neorganskih tvari - soli. Naučit ćete s kojim supstancama soli mogu stupiti u interakciju i koji su uvjeti za pojavu takvih reakcija.
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 metala ili kiselog ostatka u sastavu tvari. Na primjer, većina soli bakra u otopini je plavkaste boje. Soli manganove kiseline (permanganati) su uglavnom ljubičaste. Počnimo se upoznavati s kemijskim svojstvima soli sljedećim eksperimentom.
Stavite željezni ekser u prvu čašu sa rastvorom bakar (II) sulfata. Stavite bakrenu ploču u drugu čašu sa rastvorom gvožđe (II) sulfata. Bakarnu ploču spuštamo i u treću čašu sa rastvorom srebrnog nitrata. 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
Hajde da objasnimo rezultate eksperimenta. Reakcije su se događale samo ako je metal koji je reagirao sa soli bio reaktivniji od metala u soli. Aktivnost metala može se međusobno uporediti po njihovom položaju u nizu aktivnosti. Što se metal dalje nalazi u ovom redu, to je veća njegova sposobnost da istisne drugi metal iz rastvora soli.
Jednačine izvedenih reakcija:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Kada gvožđe reaguje sa rastvorom bakar (II) sulfata, nastaju čisti bakar i gvožđe (II) sulfat. Ova reakcija je moguća jer željezo ima veću reaktivnost od bakra.
Cu + FeSO4 → reakcija ne dolazi
Reakcija između bakra i rastvora gvožđe (II) sulfata ne dolazi, jer bakar ne može zameniti gvožđe iz rastvora soli.
Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2
Kada bakar reaguje sa rastvorom srebrovog nitrata, nastaju srebro i bakar (II) nitrat. Bakar zamjenjuje srebro iz otopine njegove soli, jer se bakar nalazi u nizu aktivnosti lijevo od srebra.
Otopine soli mogu stupiti u interakciju s metalima koji su aktivniji od metala u soli. Ove reakcije su supstitucijskog tipa.
2. Međusobna interakcija rastvora soli
Razmotrimo još jedno svojstvo soli. Soli otopljene u vodi mogu međusobno komunicirati. Hajde da sprovedemo eksperiment.
Pomiješajte otopine barij hlorida i natrijum sulfata. Kao rezultat, formirat će se bijeli talog barij sulfata. Očigledno je bilo reakcije.
Jednačina reakcije: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
Soli otopljene u vodi mogu podvrgnuti reakciji izmjene ako je rezultat stvaranje soli netopive u vodi.
3. Interakcija soli sa alkalijama
Otkrijmo da li soli stupaju u interakciju s alkalijama provodeći 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 reakcije: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Ova reakcija je reakcija razmjene.
Soli mogu reagovati sa alkalijama ako reakcija proizvodi supstancu koja je netopiva u vodi.
4. Interakcija soli sa kiselinama
Dodati rastvor hlorovodonične kiseline u rastvor natrijum karbonata. Kao rezultat, vidimo oslobađanje mjehurića plina. Objasnimo rezultate eksperimenta pisanjem jednadžbe za ovu reakciju:
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 biti podvrgnute reakciji izmjene s kiselinama ako reakcija proizvodi plin ili formira talog.
1. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije: 8. razred: za udžbenike. P. A. Orzhekovsky i drugi „Hemija. 8. razred” / P. A. Oržekovski, N. A. Titov, F. F. Hegele. – M.: AST: Astrel, 2006. (str.107-111)
2. Ushakova O. V. Radna sveska iz hemije: 8. razred: do udžbenika P. A. Orzhekovskog i drugih „Hemija. 8. razred” / O. V. Ušakova, P. I. Bespalov, P. A. Oržekovski; ispod. ed. prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (str. 108-110)
3. Hemija. 8. razred. Udžbenik za opšte obrazovanje institucije / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.:Astrel, 2013. (§34)
4. Hemija: 8. razred: udžbenik. za opšte obrazovanje institucije / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)
5. Hemija: inorg. hemija: udžbenik. za 8. razred. opšte obrazovanje institucije / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Obrazovanje, OJSC „Moskovski udžbenici“, 2009. (§33)
6. Enciklopedija za djecu. Tom 17. Hemija / Pogl. ed. V. A. Volodin, vodeći naučnim ed. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.
Dodatni web resursi
1. Interakcije kiselina sa solima.
2. Interakcije metala sa solima.
Zadaća
1) str. 109-110 br. 4.5 iz Radne sveske o hemiji: 8. razred: do udžbenika P. A. Oržekovskog i drugih „Hemija. 8. razred” / O. V. Ušakova, P. I. Bespalov, P. A. Oržekovski; 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: 8. razred“, 2013.
Kiselinske soli
Zadaci o primjeni znanja o kiselim solima nalaze se u varijantama Jedinstvenog državnog ispita
na različitim nivoima težine (A, B i C). Stoga, prilikom pripreme učenika za polaganje Jedinstvenog državnog ispita
Potrebno je razmotriti sljedeća pitanja.
1. Definicija i nomenklatura.
Kisele soli su produkti nepotpune zamjene atoma vodika polibaznih kiselina metalom. Nomenklatura kiselih soli razlikuje se od prosječnih soli samo po tome što se imenu soli dodaje prefiks “hidro...” ili “dihidro...”, na primjer: NaHCO 3 - bikarbonat natrijum, Ca(H 2 PO 4) 2 – dihidrogen fosfat kalcijum.
2. Račun.
Kisele soli se dobijaju interakcijom kiselina sa metalima, metalnim oksidima, metalnim hidroksidima, solima, amonijakom, ako je kiselina u višku.
Na primjer:
Zn + 2H 2 SO 4 = H 2 + Zn(HSO 4) 2,
CaO + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + H 2 O,
NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + NaHSO 4,
Na 2 S + HCl = NaHS + NaCl,
NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4,
2NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 2 HPO 4.
Također, kisele soli se dobivaju interakcijom kiselih oksida sa alkalijama, ako je oksid u višku. Na primjer:
CO 2 + NaOH = NaHCO 3,
2SO 2 + Ca(OH) 2 = Ca(HSO 3) 2.
3. Interkonverzije.
Srednja sol je kisela sol; Na primjer:
K 2 CO 3 KHCO 3 .
Da biste dobili kiselu sol od prosječne soli, morate dodati višak kiseline ili odgovarajućeg oksida i vode:
K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2KHCO 3.
Da biste dobili srednju sol od kisele soli, morate dodati višak lužine:
KHCO 3 + KOH = K 2 CO 3 + H 2 O.
Hidrokarbonati se razlažu u karbonate kada se prokuhaju:
2KHCO 3 K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2.
4. Svojstva.
Kisele soli pokazuju svojstva kiselina i stupaju u interakciju s metalima, metalnim oksidima, metalnim hidroksidima i solima.
Na primjer:
2KNSO 4 + Mg = H 2 + MgSO 4 + K 2 SO 4,
2KHSO 4 + MgO = H 2 O + MgSO 4 + K 2 SO 4,
2KHSO 4 + 2NaOH = 2H 2 O + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4,
2KHSO 4 + Cu(OH) 2 = 2H 2 O + K 2 SO 4 + CuSO 4,
2KHSO 4 + MgCO 3 = H 2 O + CO 2 + K 2 SO 4 + MgSO 4,
2KHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + K 2 SO 4 + 2HCl.
5. Problemi sa kiselim solima. Formiranje jedne soli.
Prilikom rješavanja problema koji uključuju višak i nedostatak, morate imati na umu mogućnost stvaranja kiselih soli, pa prvo napravite jednadžbe za sve moguće reakcije. Nakon pronalaženja količina reagujućih supstanci izvode zaključak o tome koja će se sol dobiti i rješavaju zadatak pomoću odgovarajuće jednačine.
Zadatak 1. 44,8 litara CO 2 propušteno je kroz rastvor koji sadrži 60 g NaOH. Nađite masu nastale soli.
Rješenje
(NaOH) = m/M= 60 (g)/40 (g/mol) = 1,5 mol;
(CO 2) = V/Vm= 44,8 (l)/22,4 (l/mol) = 2 mol.
Budući da (NaOH) : (CO 2) = 1,5: 2 = 0,75: 1, zaključujemo da je CO 2 u višku, dakle, rezultat je kisela so:
NaOH + CO 2 = NaHCO 3.
Količina tvari formirane soli jednaka je količini tvari izreagiranog natrijevog hidroksida:
(NaHCO 3) = 1,5 mol.
m(NaHCO 3) = M= 84 (g/mol) 1,5 (mol) = 126 g.
Odgovor: m(NaHCO 3) = 126 g.
Zadatak 2. Fosfor(V) oksid mase 2,84 g otopljen je u 120 g 9% fosforne kiseline. Dobivena otopina je prokuhana, a zatim joj je dodano 6 g natrijum hidroksida. Odredite masu dobivene soli.
| Dato: | Nađi: m(sol). |
| m(P 2 O 5) = 2,84 g, | |
| m( rastvor (H 3 PO 4) = 120 g, | |
| (H 3 PO 4) = 9%, | |
| m(NaOH) = 6 g. |
Rješenje
(P 2 O 5) = m/M= 2,84 (g)/142 (g/mol) = 0,02 mol,
dakle, 1 (dobije se H 3 PO 4) = 0,04 mol.
m(H3PO4) = m(rastvor) = 120 (g) 0,09 = 10,8 g.
2 (H 3 PO 4) = m/M= 10,8 (g)/98 (g/mol) = 0,11 mol,
(H 3 PO 4) = 1 + 2 = 0,11 + 0,04 = 0,15 mol.
(NaOH) = m/M= 6 (g)/40 (g/mol) = 0,15 mol.
Zbog
(H 3 PO 4) : (NaOH) = 0,15: 0,15 = 1: 1,
tada dobijete natrijum dihidrogen fosfat:
(NaH 2 PO 4) = 0,15 mol,
m(NaH 2 PO 4) = M = 120 (g/mol) 0,15 (mol) = 18 g.
Odgovor: m(NaH 2 PO 4) = 18 g.
Zadatak 3. Zapremina od 8,96 litara vodonik sulfida propuštena je kroz 340 g 2% rastvora amonijaka. Imenujte sol dobivenu reakcijom i odredite njenu masu.
odgovor: amonijum hidrosulfid,
m(NH 4 HS) = 20,4 g.
Zadatak 4. Gas dobijen sagorevanjem 3,36 litara propana reagovao je sa 400 ml 6% rastvora kalijum hidroksida (= 1,05 g/ml). Odredite sastav dobivene otopine i maseni udio soli u nastaloj otopini.
odgovor:(KNSO 3) = 10,23%.
Zadatak 5. Sav ugljični dioksid nastao sagorijevanjem 9,6 kg uglja propušten je kroz otopinu koja sadrži 29,6 kg kalcijum hidroksida. Odredite masu dobivene soli.
Odgovor: m(Ca(HCO 3) 2) = 64,8 kg.
Zadatak 6. 1,3 kg cinka je rastvoreno u 9,8 kg 20% rastvora sumporne kiseline. Odredite masu dobivene soli.
Odgovor: m(ZnSO 4) = 3,22 kg.
6. Problemi sa kiselim solima. Formiranje mješavine dvije soli.
Ovo je složenija verzija problema koji uključuju kisele soli. Ovisno o količini reaktanata, može se formirati mješavina dvije soli.
Na primjer, pri neutralizaciji fosfor(V) oksida alkalijom, ovisno o molarnom omjeru reagensa, mogu nastati sljedeći proizvodi:
P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,
(P 2 O 5): (NaOH) = 1:6;
P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O,
(P 2 O 5): (NaOH) = 1:4;
P 2 O 5 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 4,
(P 2 O 5): (NaOH) = 1:2.
Treba imati na umu da nepotpuna neutralizacija može dovesti do stvaranja mješavine dva spoja. Kada 0,2 mol P 2 O 5 reaguje sa alkalnom otopinom koja sadrži 0,9 mol NaOH, molarni omjer je između 1:4 i 1:6. U tom slučaju nastaje mješavina dvije soli: natrijum fosfata i natrijum hidrogen fosfata.
Ako alkalni rastvor sadrži 0,6 mol NaOH, onda će molarni odnos biti drugačiji: 0,2:0,6 = 1:3, on je između 1:2 i 1:4, tako da se dobija mešavina dve druge soli: dihidrogen fosfata i vodika fosfat natrijum
Ovi problemi se mogu riješiti na različite načine. Poći ćemo od pretpostavke da se dvije reakcije odvijaju istovremeno.
ALGORITAMSKA RJEŠENJA
1. Napravite jednačine za sve moguće reakcije.
2. Odrediti količine supstanci koje reaguju i na osnovu njihovog odnosa odrediti jednačine dveju reakcija koje se odvijaju istovremeno.
3. Označite količinu jednog od reaktanata u prvoj jednačini kao X krtica, u drugom - at krtica.
4. Ekspresno X I at količine drugog reaktanata prema molarnim omjerima prema jednadžbi.
5. Kreirajte sistem jednačina sa dvije nepoznate.
Zadatak 1. Fosfor(V) oksid, dobijen sagorevanjem 6,2 g fosfora, propušten je kroz 200 g 8,4% rastvora kalijum hidroksida. Koje supstance se proizvode i u kojim količinama?
| Dato: | Nađi: 1 ; 2 . |
| m(P) = 6,2 g, | |
| m(KOH rastvor) = 200 g, | |
| (KOH) = 8,4%. |
Rješenje
(P) = m/M= 6,2 (g)/31 (g/mol) = 0,2 mol,
Odgovori.((NH 4) 2 HPO 4) = 43,8%,
(NH 4 H 2 PO 4) = 12,8%.
Zadatak 4. U 50 g otopine ortofosforne kiseline masenog udjela 11,76 % dodano je 150 g otopine kalijum hidroksida masenog udjela 5,6 %. Odrediti sastav ostatka dobivenog isparavanjem otopine.
Odgovor: m(K 3 PO 4) = 6,36 g,
m(K 2 HPO 4) = 5,22 g.
Zadatak 5. Spalili smo 5,6 litara butana (N.O.) i nastali ugljični dioksid je propušten kroz otopinu koja sadrži 102,6 g barijum hidroksida. Pronađite mase nastalih soli.
Odgovor: m(BaCO 3) = 39,4 g,
m(Ba(HCO 3) 2) = 103,6 g.
Baze mogu da komuniciraju:
- sa nemetalima -
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
- sa kiselim oksidima -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
- sa solima (taloženje, oslobađanje gasa) -
2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.
Postoje i drugi načini da ga dobijete:
- interakcija dvije soli -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;
- reakcija metala i nemetala -
- kombinacija kiselih i bazičnih oksida -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;
- interakcija soli sa metalima -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Hemijska svojstva
Rastvorljive soli su elektroliti i podložne su reakcijama disocijacije. U interakciji sa vodom, oni se raspadaju, tj. disociraju na pozitivno i negativno nabijene jone - katjone i anjone, respektivno. Kationi su metalni joni, anjoni su kiseli ostaci. Primjeri ionskih jednadžbi:
- NaCl → Na + + Cl − ;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .
Osim katjona metala, soli mogu sadržavati amonijum (NH4+) i fosfonijum (PH4+) katjone.
Ostale reakcije su opisane u tabeli hemijskih svojstava soli.
Rice. 3. Izolacija sedimenta pri interakciji sa bazama.
Neke soli se, ovisno o vrsti, zagrijavanjem raspadaju u metalni oksid i kiseli ostatak ili u jednostavne tvari. Na primjer, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.
Šta smo naučili?
Na času hemije u 8. razredu učili smo o osobinama i vrstama soli. Složena neorganska jedinjenja sastoje se od metala i kiselih ostataka. Može uključivati vodonik (kiselinske soli), dva metala ili dva kisela ostatka. To su čvrste kristalne tvari koje nastaju kao rezultat reakcija kiselina ili alkalija s metalima. Reaguje sa bazama, kiselinama, metalima i drugim solima.
Hemijske jednadžbe
Hemijska jednadžba je izraz reakcije pomoću hemijskih formula. Hemijske jednadžbe pokazuju koje tvari ulaze u kemijsku reakciju i koje tvari nastaju kao rezultat te reakcije. Jednačina je sastavljena na osnovu zakona 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 je jasno da 1 mol ortofosforne kiseline (98 g) reaguje sa 3 mola kalijum hidroksida (3,56 g). Kao rezultat reakcije nastaje 1 mol kalijum 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. Jednadžba kemijske reakcije omogućava vam da napravite različite proračune vezane za datu reakciju.
Složene supstance se dele u četiri klase: oksidi, baze, kiseline i soli.
Oksidi- to 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 naziva elementa koji je dio oksida. Na primjer, BaO je barij oksid. Ako oksidni element ima promjenjivu valenciju, tada je iza naziva elementa njegova valencija označena u zagradi rimskim brojem. 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 odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, bakrov oksid (CuO) je oksid koji stvara sol, jer, na primjer, kada reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom (HCl), nastaje so:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Kao rezultat hemijskih reakcija, mogu se dobiti i druge soli:
CuO + SO3 → CuSO4.
Oksidi koji ne stvaraju soli su oni oksidi koji ne stvaraju soli. Primjeri uključuju 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. Bazni 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. Reaguje sa kiselim oksidima, formirajući 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, formirajući soli:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Ako sastav oksida sadrži nemetal ili metal koji pokazuje najvišu valentnost (obično od IV do VII) kao drugi element, tada 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 alkalijama, stvarajući sol i vodu.
Hemijska svojstva kiselinskih oksida
1. Reagirajte s vodom da nastane kiselina:
SO3 + H2O → H2SO4.
Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi direktno s vodom (SiO2, itd.).
2. Reagirajte s baziranim oksidima da nastane sol:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Reaguje sa alkalijama, formirajući so i vodu:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Amfoterni oksid sadrži element koji ima amfoterna svojstva. Amfoternost se odnosi na sposobnost jedinjenja da pokažu kisela i bazna svojstva u zavisnosti od uslova. Na primjer, cink oksid ZnO može biti baza ili 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
Budući da nisu svi amfoterni oksidi topljivi u vodi, mnogo je teže dokazati amfoternu prirodu takvih oksida. Na primjer, aluminijum (III) oksid pokazuje osnovna svojstva u reakciji svoje fuzije sa kalijevim disulfatom, a kisela svojstva kada je fuzionisan sa hidroksidima:
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 i u kiselinama i u lužinama, a željezo (III) oksid - Fe2O3 - ima pretežno bazična svojstva.
Hemijska svojstva amfoternih oksida
1. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reaguje sa čvrstim alkalijama (tokom fuzije), formirajući kao rezultat reakcije so - natrijum cinkat i vodu:
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 obližnjih čestica: atoma ili jona 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 su obično netopivi u vodi i ne reagiraju s njom.
Metode za proizvodnju oksida iz jednostavnih supstanci su ili direktna 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 s 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, tokom razgradnje soli, baza, kiselina). U normalnim uslovima, oksidi dolaze 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.
Grounds- to su složene supstance u čijim molekulima su atomi metala povezani sa jednom ili više hidroksilnih grupa.
Baze su elektroliti koji, kada se razdvoje, formiraju samo hidroksidne ione kao anione.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Postoji nekoliko znakova klasifikacije baza:
U zavisnosti od njihove 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 monokiseline (1 OH grupa), na primer, natrijum hidroksid, kalijum hidroksid, dikiseline (2 OH grupe), na primer, kalcijum hidroksid, bakar hidroksid (2), i polikiselina.
Hemijska svojstva.
OH - joni u rastvoru određuju alkalno okruženje.
Alkalne otopine mijenjaju boju indikatora:
Fenolftalein: bezbojni ® grimiz,
Lakmus: ljubičasta ® plava,
Metilnarandžasta: narandžasta ® žuta.
Alkalne otopine reagiraju s kiselim oksidima i formiraju soli onih kiselina koje odgovaraju reakcijskim kiselim oksidima. U zavisnosti od količine alkalija nastaju srednje ili kisele soli. Na primjer, kada kalcijum hidroksid reaguje sa ugljičnim(IV) monoksidom, nastaju kalcijum karbonat i voda:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O
A kada kalcijum hidroksid reaguje sa viškom ugljen monoksida (IV), nastaje kalcijum bikarbonat:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Sve baze reaguju sa kiselinama i formiraju so i vodu, na primer: kada natrijum hidroksid reaguje 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 vodu:
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, kada se zagriju, raspadaju se 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 da se reakcija ionske izmjene nastavi do kraja (formira se talog),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Reakcija nastaje zbog vezivanja bakrovih kationa sa hidroksidnim ionima.
Kada barijum hidroksid reaguje sa rastvorom natrijum sulfata, formira se talog barijum sulfata.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Reakcija nastaje zbog vezivanja barijevih kationa i sulfatnih aniona.
kiseline - To su složene tvari čiji molekuli uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.
Na osnovu prisustva ili odsutnosti kiseonika u molekuli, kiseline se dele na kiseline koje sadrže kiseonik (H2SO4 sumporna kiselina, H2SO3 sumporna kiselina, HNO3 azotna kiselina, H3PO4 fosforna kiselina, H2CO3 ugljena kiselina, H2SiO3 silicijska kiselina) i bez kiseonika (HF fluorovodonična kiselina, HCl hlorovodonična kiselina (hlorovodonična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H2S hidrosulfidna kiselina).
U zavisnosti od broja atoma vodika u molekulu kiseline, kiseline su jednobazne (sa 1 H atoma), dvobazne (sa 2 H atoma) i trobazne (sa 3 H atoma).
KISELINE
Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.
Kiselinski ostaci se mogu sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci, ili se mogu sastojati od grupe atoma (-SO3, -PO4, -SiO3) - to su složeni ostaci.
U vodenim rastvorima, tokom reakcija razmene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Riječ anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,
H2SO4 - H2O → SO3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.
Kiselina je dobila ime po imenu elementa koji tvori kiselinu (sredstvo za stvaranje kiseline) s dodatkom završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H2SO4 - sumporna; H2SO3 - ugalj; H2SiO3 - silicijum, itd.
Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivima kiselina bit će kada element pokazuje veću valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline će biti „prazan“: HNO3 - azot, HNO2 - azot.
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 kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika se također dobivaju direktnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje rezultirajućeg spoja u vodi:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Rastvori nastalih gasovitih supstanci HCl i H2S su kiseline.
U normalnim uslovima, kiseline postoje u tečnom i čvrstom stanju.
Hemijska svojstva kiselina
1. Kiseli rastvori deluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijumske) su visoko rastvorljive u vodi. Posebne supstance - indikatori vam omogućavaju da odredite prisustvo kiseline.
Indikatori su supstance složene strukture. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim rastvorima imaju jednu boju, u rastvorima baza imaju drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metil narandže postaje crven, a lakmusov indikator također postaje crven.
2. Reagirajte s bazama da nastane voda i sol, koja sadrži nepromijenjeni kiseli ostatak (reakcija neutralizacije):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagirajte s baznim oksidima da nastane voda i sol. Sol sadrži kiselinski ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakcija s metalima.
Da bi kiseline stupile u interakciju sa metalima, moraju biti ispunjeni određeni uslovi:
1. Metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodonika). Što se metal dalje nalazi u seriji 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 naponskom nizu posle vodonika.
2. Kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna da donira jone vodonika H+).
Kada dođe do kemijske reakcije kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Međutim, koliko god da su kiseline različite, sve one pri disocijaciji formiraju katjone vodonika, koji određuju niz zajedničkih svojstava: kiselkast okus, promjenu boje indikatora (lakmus i metilnarandža), interakciju s drugim supstancama.
Ista reakcija se događa 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:
Rb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Nerastvorljivi olovo(II) sulfat sprečava kiselinu da dođe do metala, a reakcija se zaustavlja neposredno prije nego što počne. Iz tog razloga većina teških metala praktički ne stupa u interakciju s fosfornim, ugljičnim i hidrosulfidnim kiselinama.
3) Treća reakcija je karakteristična za kisele otopine, stoga nerastvorljive kiseline, poput silicijumske kiseline, ne reagiraju s metalima. Koncentrirana otopina sumporne kiseline i otopina dušične kiseline bilo koje koncentracije djeluju s metalima nešto drugačije, pa se jednadžbe reakcije između metala i ovih kiselina pišu na drugačiji način. Razrijeđena otopina sumporne kiseline reagira s metalima. stoji 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 vodonik). Na primjer, NaCl je natrijum hlorid, CaSO4 je kalcijum sulfat, itd.
Gotovo sve soli su jonska jedinjenja, stoga su ioni kiselih ostataka i ioni metala povezani zajedno u soli:
Na+Cl - natrijum hlorid
Ca2+SO42 - kalcijum sulfat itd.
Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za atome vodika kiseline.
Dakle, razlikuju se sljedeće vrste soli:
1. Srednje soli - svi atomi vodonika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na2CO3, KNO3 itd.
2. Kisele soli – nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu formirati samo dvo- ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu proizvesti kisele soli: NaHCO3, NaH2PO4, itd. d.
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 hidroksilnih grupa baza kiselim 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, MgSO4 - magnezijum sulfat itd.; soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi: NaCl - natrijum hlorid, ZnCI2 - cink hlorid itd.
U naziv soli dvobaznih kiselina dodaje se čestica “bi” ili “hidro”: Mg(HCl3)2 - magnezijum bikarbonat ili bikarbonat.
Pod uslovom da je u trobaznoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks "dihidro": NaH2PO4 - natrijum dihidrogen fosfat.
Soli su čvrste tvari vrlo različite topljivosti u vodi.
Hemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i anjona koji su u njihovom sastavu.
1. Neke soli se raspadaju kada se zagrijavaju:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Reagirajte s kiselinama da nastane nova sol i nova kiselina. Da bi se izvela ova reakcija, kiselina mora biti jača od soli na koju djeluje kiselina:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interakcija s bazama, formirajući novu sol i novu bazu:
Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Međusobno u interakciji formiraju nove soli:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Oni stupaju u interakciju s metalima koji su u istom opsegu aktivnosti kao i metal koji je dio soli.