Τα νιτρώδη μεταλλικά άλατα σε κατάσταση οξείδωσης +2 σχηματίζουν υδρίτες κρυστάλλων με ένα, δύο ή τέσσερα μόρια νερού. Τα νιτρώδη σχηματίζουν διπλά και τριπλά άλατα, για παράδειγμα. CsNO2. AgNO 2 ή Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2 , καθώς και σύνθετες ενώσεις, όπως Na 3 .
Οι κρυσταλλικές δομές είναι γνωστές μόνο για λίγα άνυδρα νιτρώδη. Το ανιόν NO2 έχει μη γραμμική διαμόρφωση. Γωνία ONO 115°, μήκος δεσμού H–O 0,115 nm; ο τύπος του δεσμού M—NO 2 είναι ιοντικό-ομοιοπολικός.
Τα νιτρώδη K, Na, Ba είναι καλά διαλυτά στο νερό, τα νιτρώδη Ag, Hg, Cu είναι ελάχιστα διαλυτά. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, η διαλυτότητα των νιτρωδών αυξάνεται. Σχεδόν όλα τα νιτρώδη είναι ελάχιστα διαλυτά σε αλκοόλες, αιθέρες και διαλύτες χαμηλής πολικότητας.
Τα νιτρώδη είναι θερμικά ασταθή. λιώνουμε χωρίς αποσύνθεση μόνο νιτρώδη αλκαλιμετάλλων, νιτρώδη άλλων μετάλλων αποσυντίθενται στους 25-300 °C. Ο μηχανισμός της αποσύνθεσης των νιτρωδών είναι πολύπλοκος και περιλαμβάνει έναν αριθμό παράλληλων-διαδοχικών αντιδράσεων. Τα κύρια αέρια προϊόντα αποσύνθεσης είναι NO, NO 2, N 2 και O 2, ενώ τα στερεά είναι οξείδιο μετάλλου ή στοιχειακό μέταλλο. Επιλογή ένας μεγάλος αριθμόςΤα αέρια προκαλούν εκρηκτική αποσύνθεση ορισμένων νιτρωδών, για παράδειγμα NH 4 NO 2, τα οποία διασπώνται σε N 2 και H 2 O.
Τα χαρακτηριστικά γνωρίσματα των νιτρωδών συνδέονται με τη θερμική τους αστάθεια και την ικανότητα του ιόντος νιτρώδους να είναι τόσο οξειδωτικός όσο και αναγωγικός παράγοντας, ανάλογα με το μέσο και τη φύση των αντιδραστηρίων. Σε ουδέτερο περιβάλλον, τα νιτρώδη συνήθως ανάγεται σε ΝΟ, σε όξινο περιβάλλον οξειδώνονται σε νιτρικά. Το οξυγόνο και το CO 2 δεν αλληλεπιδρούν με τα στερεά νιτρώδη και τα υδατικά τους διαλύματα. Τα νιτρώδη συμβάλλουν στην αποσύνθεση των αζωτούχων οργανική ύλη, ιδιαίτερα αμίνες, αμίδια κ.λπ. Με οργανικά αλογονίδια RXH. αντιδρούν για να σχηματίσουν τόσο νιτρώδη RONO όσο και νιτροενώσεις RNO 2.
Η βιομηχανική παραγωγή νιτρωδών βασίζεται στην απορρόφηση νιτρώδους αερίου (μίγμα NO + NO 2) με διαλύματα Na 2 CO 3 ή NaOH με διαδοχική κρυστάλλωση NaNO 2. Τα νιτρώδη άλατα άλλων μετάλλων στη βιομηχανία και τα εργαστήρια λαμβάνονται με την αντίδραση ανταλλαγής μεταλλικών αλάτων με NaNO 2 ή με την αναγωγή των νιτρικών αυτών των μετάλλων.
Τα νιτρώδη χρησιμοποιούνται για τη σύνθεση αζωχρωστικών, στην παραγωγή καπρολακτάμης, ως οξειδωτικά και αναγωγικά μέσα στις βιομηχανίες καουτσούκ, κλωστοϋφαντουργίας και μεταλλουργίας, ως συντηρητικά. τρόφιμα. Τα νιτρώδη όπως το NaNO 2 και το KNO 2 είναι τοξικά, αιτία πονοκέφαλο, έμετος, καταστολή της αναπνοής κ.λπ. Όταν δηλητηριάζεται το NaNO 2, σχηματίζεται μεθαιμοσφαιρίνη στο αίμα, οι μεμβράνες των ερυθροκυττάρων καταστρέφονται. Είναι δυνατό να σχηματιστούν νιτροζαμίνες από NaNO 2 και αμίνες απευθείας μέσα γαστρεντερικός σωλήνας.
6. Θειικά,άλατα θειικού οξέος. Τα θειικά μέσα με το ανιόν SO 4 2- είναι γνωστά, όξινα ή υδροθειικά, με το ανιόν HSO 4 -, βασικό, να περιέχει μαζί με το ανιόν SO 4 2- - ΟΗ ομάδες, για παράδειγμα Zn 2 (OH) 2 SO 4. Υπάρχουν επίσης διπλά θειικά, τα οποία περιλαμβάνουν δύο διαφορετικά κατιόντα. Περιλαμβάνουν δύο μεγάλες ομάδεςθειικά άλατα - στυπτηρία, καθώς και χενίτες M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, όπου το M είναι ένα μονοφορτισμένο κατιόν, το E είναι Mg, Zn και άλλα διπλά φορτισμένα κατιόντα. Γνωστό τριπλό θειικό K 2 SO 4 . MgS04. 2CaSO4. 2H 2 O (ορυκτός πολυαλογονίτης), διπλά βασικά θειικά, όπως ορυκτά των ομάδων αλουνίτη και γιαροσίτης M 2 SO 4 . Al 2 (SO 4) 3 . 4Al (OH 3 και M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, όπου το M είναι ένα μονοφορτισμένο κατιόν. Τα θειικά άλατα μπορούν να αποτελούν μέρος μικτών αλάτων, για παράδειγμα. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (ορυκτό μπερκεΐτη), MgSO 4. KCl. 3H 2 O (καινίτης).
Θεϊκά άλατα - κρυσταλλικές ουσίες, μέτρια και όξινα στις περισσότερες περιπτώσεις είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Ελαφρώς διαλυτά θειικά άλατα ασβεστίου, στροντίου, μολύβδου και κάποιων άλλων, πρακτικά αδιάλυτα BaSO 4 , RaSO 4 . Τα βασικά θειικά είναι συνήθως ελάχιστα διαλυτά ή πρακτικά αδιάλυτα ή υδρολύονται από το νερό. Τα θειικά άλατα μπορούν να κρυσταλλωθούν από υδατικά διαλύματα με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων. Οι κρυσταλλικές ένυδρες ενώσεις ορισμένων βαρέων μετάλλων ονομάζονται βιτριόλιο. θειικός χαλκός СuSO 4. 5H2O, θειικός σίδηρος FeSO 4. 7Η2Ο.
Τα μεσαία θειικά αλκαλιμέταλλα είναι θερμικά σταθερά, ενώ τα θειικά οξέα αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται, μετατρέπονται σε πυροθειικά: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Μεσαία θειικά άλατα άλλων μετάλλων, καθώς και βασικά θειικά όταν θερμανθούν σε επαρκή ποσότητα υψηλές θερμοκρασίες, κατά κανόνα, αποσυντίθενται με το σχηματισμό οξειδίων μετάλλων και την απελευθέρωση SO 3 .
Τα θειικά είναι ευρέως διαδεδομένα στη φύση. Εμφανίζονται ως ορυκτά, όπως ο γύψος CaSO 4 . H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4. 10H 2 O, και αποτελούν επίσης μέρος του νερού της θάλασσας και του ποταμού.
Πολλά θειικά άλατα μπορούν να ληφθούν με την αλληλεπίδραση του H 2 SO 4 με μέταλλα, τα οξείδια και τα υδροξείδια τους, καθώς και από την αποσύνθεση αλάτων πτητικών οξέων με θειικό οξύ.
Τα ανόργανα θειικά άλατα χρησιμοποιούνται ευρέως. Για παράδειγμα, το θειικό αμμώνιο είναι αζωτούχο λίπασμα, το θειικό νάτριο χρησιμοποιείται στη βιομηχανία γυαλιού, χαρτιού, παραγωγή βισκόζης κ.λπ. Τα φυσικά θειικά ορυκτά είναι πρώτες ύλες για τη βιομηχανική παραγωγή ενώσεων διάφορα μέταλλα, κατασκευές, υλικά κ.λπ.
7. Θειώδη,άλατα θειικού οξέος H 2 SO 3. Υπάρχουν μεσαία θειώδη με το ανιόν SO 3 2- και όξινα (υδροθειώδη) με το ανιόν HSO 3 -. Τα μεσαία θειώδη είναι κρυσταλλικές ουσίες. Τα θειώδη αμμώνιο και αλκαλιμέταλλα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. διαλυτότητα (g σε 100 g): (NH4) 2S03 40,0 (13°C), K2SO3 106,7 (20°C). ΣΕ υδατικά διαλύματασχηματίζουν υδροθειώδη. Τα θειώδη αλκαλικές γαίες και ορισμένα άλλα μέταλλα είναι πρακτικά αδιάλυτα στο νερό. διαλυτότητα MgSO 3 1 g σε 100 g (40°C). Είναι γνωστοί ένυδρες κρυσταλλικές ενώσεις (NH 4) 2 SO 3. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2Η2Ο, MgS03. 6H 2 O, κ.λπ.
Τα άνυδρα θειώδη, όταν θερμαίνονται χωρίς πρόσβαση στον αέρα σε σφραγισμένα δοχεία, είναι δυσανάλογα σε σουλφίδια και θειικά, όταν θερμαίνονται σε ρεύμα N 2 χάνουν SO 2 και όταν θερμαίνονται στον αέρα, οξειδώνονται εύκολα σε θειικά. Από SO 2 έως υδάτινο περιβάλλοντα μεσαία θειώδη σχηματίζουν υδροθειώδη. Τα θειώδη είναι σχετικά ισχυρά αναγωγικά μέσα· οξειδώνονται σε διαλύματα με χλώριο, βρώμιο, H 2 O 2 κ.λπ. σε θειικά άλατα. Αποσυντίθενται από ισχυρά οξέα (για παράδειγμα, HC1) με την απελευθέρωση SO 2.
Τα κρυσταλλικά υδροθειώδη είναι γνωστά για τα K, Rb, Cs, NH 4 +, είναι ασταθή. Άλλα υδροθειώδη υπάρχουν μόνο σε υδατικά διαλύματα. Πυκνότητα NH 4 HSO 3 2,03 g/cm3; διαλυτότητα στο νερό (g ανά 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Όταν θερμαίνονται κρυσταλλικά υδροθειώδη Na ή K ή όταν το διάλυμα πολτού του πολτού M 2 SO 3 είναι κορεσμένο με SO 2, σχηματίζονται πυροθειώδη (απαρχαιωμένα - μεταδιθειώδη) M 2 S 2 O 5 - άλατα πυροθειώδους οξέος άγνωστα στο ελεύθερο κατάσταση H 2 S 2 O 5; κρύσταλλα, ασταθή? πυκνότητα (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; πάνω από ~ 160 °С αποσυντίθενται με την απελευθέρωση SO 2. διαλύεται σε νερό (με αποσύνθεση σε HSO 3 -), διαλυτότητα (g ανά 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; σχηματίζουν ένυδρα Na 2 S 2 O 5. 7H 2 O και ZK 2 S 2 O 5 . 2Η2Ο; αναγωγικούς παράγοντες.
Τα μεσαία θειώδη αλκαλιμέταλλα λαμβάνονται με αντίδραση ενός υδατικού διαλύματος M2CO 3 (ή MOH) με SO 2 και MSO 3 με διέλευση SO 2 μέσω ενός υδατικού εναιωρήματος MCO 3 . Κυρίως το SO 2 χρησιμοποιείται από τα αέρια εκτός επαφής παραγωγής θειικού οξέος. Τα θειώδη χρησιμοποιούνται στη λεύκανση, τη βαφή και την εκτύπωση υφασμάτων, ινών, δέρματος για τη διατήρηση των σιτηρών, πράσινων ζωοτροφών, βιομηχανικών απορριμμάτων ζωοτροφών (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 και Ca(HSO 3) 2 - απολυμαντικά στην οινοποιία και τη βιομηχανία ζάχαρης. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - συστατικά του θειώδους υγρού κατά την πολτοποίηση. (NH 4) 2SO 3 - SO 2 απορροφητής; Το NaHSO 3 είναι ένας απορροφητής H 2 S από τα απόβλητα αέρια παραγωγής, ένας αναγωγικός παράγοντας στην παραγωγή θειούχων βαφών. K 2 S 2 O 5 - συστατικό οξυμονωτικών στη φωτογραφία, αντιοξειδωτικό, αντισηπτικό.
Οι βάσεις μπορούν να αλληλεπιδράσουν:
- με αμέταλλα
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
- με όξινα οξείδια -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
- με άλατα (καθίζηση, απελευθέρωση αερίου) -
2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.
Υπάρχουν επίσης άλλοι τρόποι για να αποκτήσετε:
- η αλληλεπίδραση δύο αλάτων -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;
- αντίδραση μετάλλων και μη μετάλλων -
- συνδυασμός όξινων και βασικών οξειδίων -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;
- αλληλεπίδραση αλάτων με μέταλλα -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Χημικές ιδιότητες
Τα διαλυτά άλατα είναι ηλεκτρολύτες και υπόκεινται σε αντιδράσεις διάστασης. Όταν αλληλεπιδρούν με το νερό, αποσυντίθενται, δηλ. διασπώνται σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα - κατιόντα και ανιόντα, αντίστοιχα. Τα ιόντα μετάλλων είναι κατιόντα, τα υπολείμματα οξέος είναι ανιόντα. Παραδείγματα ιοντικών εξισώσεων:
- NaCl → Na + + Cl - ;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .
Εκτός από τα κατιόντα μετάλλων, στα άλατα μπορεί να υπάρχουν κατιόντα αμμωνίου (NH4+) και φωσφονίου (PH4+).
Άλλες αντιδράσεις περιγράφονται στον πίνακα χημικών ιδιοτήτων των αλάτων.
Ρύζι. 3. Απομόνωση ιζήματος κατά την αλληλεπίδραση με βάσεις.
Ορισμένα άλατα, ανάλογα με τον τύπο, αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται σε οξείδιο μετάλλου και υπόλειμμα οξέος ή σε απλές ουσίες. Για παράδειγμα, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.
Τι μάθαμε;
Από το μάθημα της χημείας της 8ης τάξης μάθαμε για τα χαρακτηριστικά και τα είδη των αλάτων. Συγκρότημα ανόργανες ενώσειςπου αποτελείται από μέταλλα και υπολείμματα οξέων. Μπορεί να περιλαμβάνει υδρογόνο (άλατα οξέος), δύο μέταλλα ή δύο υπολείμματα οξέος. Πρόκειται για στερεές κρυσταλλικές ουσίες που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα των αντιδράσεων οξέων ή αλκαλίων με μέταλλα. Αντιδράστε με βάσεις, οξέα, μέταλλα, άλλα άλατα.
1) μέταλλο με αμέταλλο: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) μέταλλο με οξύ: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) μέταλλο με διάλυμα άλατος λιγότερο ενεργού μετάλλου Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) βασικό οξείδιο με οξείδιο οξέος: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) βασικό οξείδιο με οξύ CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) βάσεις με όξινο οξείδιο Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) βάσεις με οξύ: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) όξινα άλατα: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
9) διάλυμα βάσης με διάλυμα άλατος: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) διαλύματα δύο αλάτων 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Λήψη αλάτων οξέος:
1. Αλληλεπίδραση οξέος με έλλειψη βάσης. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Αλληλεπίδραση βάσης με περίσσεια οξειδίου οξέος
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Αλληλεπίδραση ενός μέσου άλατος με οξύ Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Λήψη βασικών αλάτων:
1. Υδρόλυση αλάτων που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Προσθήκη (σταγόνα σταγόνα) μικρών ποσοτήτων αλκαλίων σε διαλύματα αλάτων μεσαίου μετάλλου AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Αλληλεπίδραση αλάτων ασθενών οξέων με μέτρια άλατα
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Λήψη σύνθετων αλάτων:
1. Αντιδράσεις αλάτων με συνδέτες: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Λήψη διπλών αλάτων:
1. Κοινή κρυστάλλωση δύο αλάτων:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής λόγω των ιδιοτήτων του κατιόντος ή του ανιόντος. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Χημικές ιδιότητες των αλάτων οξέος:
Θερμική αποσύνθεση σε μέτριο αλάτι
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Αλληλεπίδραση με αλκάλια. Λήψη μέτριου αλατιού.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Χημικές ιδιότητες βασικών αλάτων:
Θερμική αποσύνθεση. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
Αλληλεπίδραση με οξύ: σχηματισμός μέσου άλατος.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O Χημικό στοιχείο- ένα σύνολο ατόμων με το ίδιο πυρηνικό φορτίο και τον ίδιο αριθμό πρωτονίων, που συμπίπτει με τον τακτικό (ατομικό) αριθμό του περιοδικού πίνακα. Κάθε χημικό στοιχείο έχει το δικό του όνομα και σύμβολο, τα οποία δίνονται στον Περιοδικό Πίνακα Στοιχείων του Mendeleev.
μορφή ύπαρξης χημικά στοιχείασε ελεύθερη μορφή είναι απλές ουσίες(μονοστοιχείο).
Αυτή τη στιγμή (Μάρτιος 2013), είναι γνωστά 118 χημικά στοιχεία (δεν είναι όλα επίσημα αναγνωρισμένα).
Οι χημικές ουσίες μπορεί να αποτελούνται τόσο από ένα χημικό στοιχείο (απλή ουσία) όσο και από διαφορετικά (σύνθετη ουσία ή χημική ένωση).
Τα χημικά στοιχεία σχηματίζουν περίπου 500 απλές ουσίες. Η ικανότητα ενός στοιχείου να υπάρχει με τη μορφή διαφόρων απλών ουσιών που διαφέρουν ως προς τις ιδιότητες ονομάζεται αλλοτροπία. Στις περισσότερες περιπτώσεις, τα ονόματα απλών ουσιών συμπίπτουν με το όνομα των αντίστοιχων στοιχείων (για παράδειγμα, ψευδάργυρος, αλουμίνιο, χλώριο), ωστόσο, στην περίπτωση ύπαρξης πολλών αλλοτροπικών τροποποιήσεων, τα ονόματα μιας απλής ουσίας και στοιχείου μπορεί να διαφέρουν, για παράδειγμα, το οξυγόνο (διοξυγόνο, O 2) και το όζον (O 3) . διαμάντι, γραφίτης και μια σειρά από άλλες αλλοτροπικές τροποποιήσεις του άνθρακα υπάρχουν μαζί με άμορφες μορφές άνθρακα.
Η διπλή φύση του ηλεκτρονίου, που επιβεβαιώθηκε πειραματικά το 1927, το οποίο έχει τις ιδιότητες όχι μόνο ενός σωματιδίου, αλλά και ενός κύματος, ώθησε τους επιστήμονες να δημιουργήσουν νέα θεωρίαδομή του ατόμου, η οποία λαμβάνει υπόψη και τις δύο αυτές ιδιότητες. Η σύγχρονη θεωρία της δομής του ατόμου βασίζεται στην κβαντομηχανική.
Η δυαδικότητα των ιδιοτήτων ενός ηλεκτρονίου εκδηλώνεται στο γεγονός ότι, αφενός, έχει τις ιδιότητες ενός σωματιδίου (έχει μια ορισμένη μάζα ηρεμίας) και αφετέρου, η κίνησή του μοιάζει με κύμα και μπορεί να περιγράφεται από ένα ορισμένο πλάτος, μήκος κύματος, συχνότητα ταλάντωσης κ.λπ. Επομένως, δεν μπορούμε να πούμε για κάποια συγκεκριμένη τροχιά του ηλεκτρονίου - μπορεί κανείς να κρίνει μόνο έναν ή τον άλλο βαθμό της πιθανότητας να βρίσκεται σε ένα δεδομένο σημείο του χώρου.
Επομένως, η τροχιά του ηλεκτρονίου δεν πρέπει να κατανοηθεί ως μια συγκεκριμένη γραμμή κίνησης ηλεκτρονίων, αλλά ως ένα ορισμένο μέρος του χώρου γύρω από τον πυρήνα, εντός του οποίου η πιθανότητα να παραμείνει το ηλεκτρόνιο είναι η μεγαλύτερη. Με άλλα λόγια, η τροχιά του ηλεκτρονίου δεν χαρακτηρίζει την ακολουθία της κίνησης των ηλεκτρονίων από σημείο σε σημείο, αλλά καθορίζεται από την πιθανότητα εύρεσης του ηλεκτρονίου σε μια ορισμένη απόσταση από τον πυρήνα.
Ο Γάλλος επιστήμονας L. de Broglie ήταν ο πρώτος που μίλησε για την παρουσία κυματικών ιδιοτήτων ενός ηλεκτρονίου. Εξίσωση De Broglie: =h/mV. Εάν ένα ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες, τότε η δέσμη ηλεκτρονίων πρέπει να βιώσει τα αποτελέσματα των φαινομένων περίθλασης και παρεμβολής. Η κυματική φύση των ηλεκτρονίων επιβεβαιώθηκε με την παρατήρηση της περίθλασης μιας δέσμης ηλεκτρονίων στη δομή ενός κρυσταλλικού πλέγματος. Δεδομένου ότι το ηλεκτρόνιο έχει κυματικές ιδιότητες, η θέση του εντός του όγκου του ατόμου δεν είναι καθορισμένη. Η θέση ενός ηλεκτρονίου σε έναν ατομικό όγκο περιγράφεται από μια συνάρτηση πιθανότητας, εάν απεικονίζεται σε τρισδιάστατο χώρο, τότε παίρνουμε σώματα περιστροφής (Εικ.).
Τα άλατα μπορούν επίσης να θεωρηθούν ως προϊόντα πλήρους ή μερικής αντικατάστασης των ιόντων υδρογόνου σε μόρια οξέος από ιόντα μετάλλων (ή σύνθετα θετικά ιόντα, για παράδειγμα, το ιόν αμμωνίου NH) ή ως προϊόν πλήρους ή μερικής αντικατάστασης υδροξοομάδων σε μόρια βασικά υδροξείδια από όξινα υπολείμματα. Με πλήρη αντικατάσταση, παίρνουμε μέτρια (κανονικά) άλατα. Με ατελή υποκατάσταση ιόντων Η+ σε μόρια οξέος, όξινα άλατα, με ατελή υποκατάσταση ομάδων ΟΗ - σε μόρια βάσης - βασικά άλατα.Παραδείγματα σχηματισμού αλατιού:
H 3 PO 4 + 3 NaOH 
Na 3 PO 4 + 3H 2 O
Na3PO4( φωσφορικό άλαςνάτριο) - μέτριο (κανονικό αλάτι).
H 3 PO 4 + NaOH 
NaН 2 PO 4 + H 2 O
NaH 2 PO 4 (διυδροφωσφορικόνάτριο) - άλας οξέος.
Mq(OH) 2 + HCl 
MqOHCl + H 2 O
MqOHCl ( υδροξυχλωρίδιομαγνήσιο) είναι βασικό άλας.
Τα άλατα που σχηματίζονται από δύο μέταλλα και ένα οξύ ονομάζονται διπλά άλατα. Για παράδειγμα, θειικό κάλιο-αλουμίνιο (στυπτηρία καλίου) KAl (SO 4) 2 * 12H 2 O.
Τα άλατα που σχηματίζονται από ένα μέταλλο και δύο οξέα ονομάζονται ανάμεικτα άλατα. Για παράδειγμα, το χλωριούχο ασβέστιο-υποχλωρίδιο CaCl(ClO) ή CaOCl 2 είναι το άλας ασβεστίου του υδροχλωρικού HCl και των υποχλωρικών οξέων HClO.
Τα διπλά και μικτά άλατα, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σε όλα τα ιόντα που αποτελούν τα μόριά τους.
Για παράδειγμα, KAl(SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 
;
CaCl(ClO) 
Ca 2+ + Cl - + ClO -.
Σύνθετα άλαταείναι πολύπλοκες ουσίες στις οποίες είναι δυνατή η απομόνωση κεντρικό άτομο(συμπλεγματικός παράγοντας) και σχετικά μόρια και ιόντα - συνδέτες. Το κεντρικό άτομο και οι συνδέτες σχηματίζονται συγκρότημα (εσωτερική σφαίρα), το οποίο, όταν γράφεται ο τύπος μιας σύνθετης ένωσης, περικλείεται σε αγκύλες. Ο αριθμός των προσδεμάτων στην εσωτερική σφαίρα ονομάζεται αριθμός συντονισμού.Μόρια και ιόντα που περιβάλλουν τη σύνθετη μορφή εξωτερική σφαίρα.
Συνδετήρας κεντρικού ατόμου
Κ 3
αριθμός συντονισμού
Το όνομα των αλάτων σχηματίζεται από το όνομα του ανιόντος που ακολουθείται από το όνομα του κατιόντος.
Για άλατα οξέων χωρίς οξυγόνο, προστίθεται ένα επίθημα στο όνομα του μη μετάλλου - ταυτότητα,για παράδειγμα, χλωριούχο νάτριο NaCl, σουλφίδιο σιδήρου (II) FeS.
Όταν ονομάζουμε άλατα οξέων που περιέχουν οξυγόνο, η κατάληξη προστίθεται στη λατινική ρίζα του ονόματος του στοιχείου -στογια υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης, -τογια χαμηλότερα (για ορισμένα οξέα, χρησιμοποιείται το πρόθεμα υποδερμική βελόνη ναρκωτικού-για χαμηλές καταστάσεις οξείδωσης μη μετάλλων. για άλατα υπερχλωρικού και υπερμαγγανικού οξέος, χρησιμοποιείται το πρόθεμα ανά-). Για παράδειγμα, το CaCO 3 είναι ανθρακικό ασβέστιο, το Fe 2 (SO 4) 3 είναι θειικός σίδηρος (III), το FeSO 3 είναι θειώδες σίδηρος (II), το KOSl είναι υποχλωριώδες κάλιο, το KClO 2 είναι χλωριώδες κάλιο, το KClO 3 είναι κάλιο, KClO 4 - υπερχλωρικό κάλιο, KMnO 4 - υπερμαγγανικό κάλιο, K 2 Cr 2 O 7 - διχρωμικό κάλιο.
Στα ονόματα των σύνθετων ιόντων, υποδεικνύονται πρώτα οι συνδέτες. Το όνομα του μιγαδικού ιόντος τελειώνει με το όνομα του μετάλλου, ακολουθούμενο από την αντίστοιχη κατάσταση οξείδωσης (ρωμαϊκοί αριθμοί σε αγκύλες). Τα ονόματα σύνθετων κατιόντων χρησιμοποιούν τα ρωσικά ονόματα μετάλλων, για παράδειγμα, [ Cu (NH3) 4]Cl2 - χλωριούχος τετρααμίνη χαλκού (II). Τα ονόματα των μιγαδικών ανιόντων χρησιμοποιούν τα λατινικά ονόματα των μετάλλων με το επίθημα -στο,Για παράδειγμα, το Κ είναι τετραϋδροξοαργιλικό κάλιο.
Χημικές ιδιότητεςάλατα
Δείτε τις ιδιότητες βάσης.
Δείτε τις ιδιότητες των οξέων.
SiO 2 + CaCO 3 
CaSiO 3 + CO 2 
.
Τα αμφοτερικά οξείδια (όλα είναι μη πτητικά) εκτοπίζουν τα πτητικά οξείδια από τα άλατά τους κατά τη σύντηξη
Al 2 O 3 + K 2 CO 3 
2KAlO 2 + CO 2 .
5. Αλάτι 1 + Αλάτι 2 
αλάτι 3 + αλάτι 4.
Η αντίδραση ανταλλαγής μεταξύ των αλάτων προχωρά σε διάλυμα (και τα δύο άλατα πρέπει να είναι διαλυτά) μόνο εάν τουλάχιστον ένα από τα προϊόντα είναι ίζημα
AqNO 3 + NaCl 
AqCl 
+ NaNO 3.
6. Αλάτι λιγότερο ενεργού μετάλλου + Περισσότερο ενεργό μέταλλο 
Λιγότερο ενεργό μέταλλο + αλάτι.
Εξαιρέσεις - τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών σε διάλυμα αλληλεπιδρούν κυρίως με το νερό
Fe + CuCl 2 
FeCl2 + Cu.
7. Αλάτι 
προϊόντα θερμικής αποσύνθεσης.
Θ) Άλατα νιτρικού οξέος. Τα προϊόντα θερμικής αποσύνθεσης των νιτρικών εξαρτώνται από τη θέση του μετάλλου στη σειρά τάσεων μετάλλων:
α) εάν το μέταλλο βρίσκεται στα αριστερά του Mq (εξαιρουμένου του Li): MeNO 3 
MeNO 2 + O 2 ;
β) εάν το μέταλλο είναι από Mq έως Cu, καθώς και Li: MeNO 3 
MeO + NO 2 + O 2;
γ) εάν το μέταλλο βρίσκεται στα δεξιά του Cu: MeNO 3 
Εγώ + ΟΧΙ 2 + Ο 2 .
II) Άλατα ανθρακικού οξέος. Σχεδόν όλα τα ανθρακικά άλατα αποσυντίθενται στο αντίστοιχο μέταλλο και CO 2 . Τα ανθρακικά άλατα αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών, εκτός από το Li, δεν αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται. Ο ανθρακικός άργυρος και ο υδράργυρος αποσυντίθενται σε ελεύθερο μέταλλο
MeSO 3 
MeO + CO 2;
2Aq 2 CO 3 
4Aq + 2CO 2 + O 2 .
Όλα τα διττανθρακικά διασπώνται στο αντίστοιχο ανθρακικό.
Me(HCO3)2 
MeCO 3 + CO 2 + H 2 O.
III) Άλατα αμμωνίου. Πολλά άλατα αμμωνίου αποσυντίθενται κατά την πύρωση με την απελευθέρωση NH 3 και του αντίστοιχου οξέος ή των προϊόντων αποσύνθεσής του. Ορισμένα άλατα αμμωνίου που περιέχουν οξειδωτικά ανιόντα αποσυντίθενται με την απελευθέρωση N 2 , NO, NO 2
NH4Cl 
NH3 
+HCl 
;
NH4NO2 
Ν2 +2Η2Ο;
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 
N 2 + Cr 2 O 7 + 4H 2 O.
Στον πίνακα. 1 δείχνει τα ονόματα των οξέων και τα μέσα άλατά τους.
Ονόματα των σημαντικότερων οξέων και των ενδιάμεσων αλάτων τους
|
Ονομα |
||
|
Μετααλουμίνιο |
Μετααργιλικό |
|
|
Αρσενικό | ||
|
Αρσενικό | ||
|
metabornaya |
Metaborate |
|
|
ορθογεννης |
ορθοβορικό |
|
|
Τετράεδρος |
τετραβορικό |
|
|
Υδροβρωμικό | ||
|
Μυρμηκικός | ||
|
Οξικός | ||
|
Υδροκυανικό (υδροκυανικό οξύ) | ||
|
Κάρβουνο |
Ανθρακικό άλας |
|
Το τέλος του τραπεζιού. 1
|
Ονομα |
||
|
οξαλίδα | ||
|
Υδροχλωρικό (υδροχλωρικό οξύ) | ||
|
υποχλωριώδες |
Υποχλωριώδες |
|
|
Χλωριούχο | ||
|
Χλώριο | ||
|
Υπερχλωρικό |
||
|
μεταχρωμική |
Μεταχρωμίτης |
|
|
Χρώμιο | ||
|
διπλό χρώμιο |
διχρωμικό |
|
|
Υδροιώδιο | ||
|
Periodat |
||
|
μαργκοντσοβάγια |
Υπερμαγγανικό |
|
|
Αζίδιο του υδρογόνου (υδραζωικό) | ||
|
αζωτούχος | ||
|
Μεταφωσφορικό |
Μεταφωσφορικό |
|
|
ορθοφωσφορικός |
ορθοφωσφορικό |
|
|
Διφωσφορικό |
Διφωσφορικό |
|
|
Υδροφθορικό (υδροφθορικό οξύ) | ||
|
Υδρόθειο | ||
|
Rhodohydrogen | ||
|
θειούχος | ||
|
δύο θειάφι |
διθειικό |
|
|
υπεροξο-δύο-θείο |
Υπεροξοδιθειικό |
|
|
Πυρίτιο | ||
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ ΕΠΙΛΥΣΗΣ ΠΡΟΒΛΗΜΑΤΩΝ
Εργασία 1.Γράψτε τους τύπους των ακόλουθων ενώσεων: ανθρακικό ασβέστιο, ανθρακικό ασβέστιο, όξινο φωσφορικό μαγνήσιο, υδροθειώδες νάτριο, νιτρικός σίδηρος (III), νιτρίδιο λιθίου, υδροξυανθρακικός χαλκός (II), διχρωμικό αμμώνιο, βρωμιούχο βάριο, υδροχλωρικό νάτριο (ΙΙΙ) ανθρακικό .
Λύση.Ανθρακικό ασβέστιο - CaCO 3, καρβίδιο ασβεστίου - CaC 2, όξινο φωσφορικό μαγνήσιο - MqHPO 4, υδρόθειο νάτριο - NaHS, νιτρικός σίδηρος (III) - Fe (NO 3) 3, νιτρίδιο λιθίου - Li 3 N, υδροξυκαρβονικός χαλκός (II) 2 CO 3, διχρωμικό αμμώνιο - (NH 4) 2 Cr 2 O 7, βρωμιούχο βάριο - BaBr 2, εξακυανοφερτικό κάλιο (II) - K 4, τετραϋδροξοαργιλικό νάτριο - Na.
Εργασία 2.Δώστε παραδείγματα σχηματισμού αλατιού: α) από δύο απλές ουσίες. β) από δύο σύνθετες ουσίες. γ) από απλές και σύνθετες ουσίες.
Λύση.
α) ο σίδηρος, όταν θερμαίνεται με θείο, σχηματίζει θειούχο σίδηρο (II):
Fe+S 
FeS;
β) τα άλατα εισέρχονται σε αντιδράσεις ανταλλαγής μεταξύ τους σε υδατικό διάλυμα εάν ένα από τα προϊόντα καθιζάνει:
AqNO 3 + NaCl 
AqCl 
+ NaNO 3;
γ) τα άλατα σχηματίζονται όταν τα μέταλλα διαλύονται σε οξέα:
Zn + H 2 SO 4 
ZnSO 4 + H 2 .
Εργασία 3.Κατά την αποσύνθεση του ανθρακικού μαγνησίου απελευθερώθηκε μονοξείδιο του άνθρακα (IV), το οποίο διοχετεύθηκε μέσω ασβεστόνερου (λαμβανόμενο σε περίσσεια). Αυτό σχημάτισε ένα ίζημα βάρους 2,5 g. Υπολογίστε τη μάζα του ανθρακικού μαγνησίου που ελήφθη για την αντίδραση.
Λύση.
Συνθέτουμε τις εξισώσεις των αντίστοιχων αντιδράσεων:
MqCO3 
MqO +CO 2 ;
CO 2 + Ca(OH) 2 
CaCO 3 + H 2 O.
2. Υπολογίστε τις μοριακές μάζες του ανθρακικού ασβεστίου και του ανθρακικού μαγνησίου χρησιμοποιώντας τον περιοδικό πίνακα των χημικών στοιχείων:
M (CaCO 3) \u003d 40 + 12 + 16 * 3 \u003d 100 g / mol;
M (MqCO 3) \u003d 24 + 12 + 16 * 3 \u003d 84 g / mol.
3. Υπολογίστε την ποσότητα της ουσίας ανθρακικού ασβεστίου (καταβυθισμένη ουσία):
n(CaCO3)= 
.
Από τις εξισώσεις αντίδρασης προκύπτει ότι
n (MqCO 3) \u003d n (CaCO 3) \u003d 0,025 mol.
Υπολογίζουμε τη μάζα του ανθρακικού ασβεστίου που λαμβάνεται για την αντίδραση:
m (MqCO 3) \u003d n (MqCO 3) * M (MqCO 3) \u003d 0,025 mol * 84 g / mol \u003d 2,1 g.
Απάντηση: m (MqCO 3) \u003d 2,1 g.
Εργασία 4.Να γράψετε τις εξισώσεις αντίδρασης για τους παρακάτω μετασχηματισμούς:
mq 
MqSO4 
Mq(NO 3) 2 
MqO 
(CH 3 COO) 2 Mq.
Λύση.
Το μαγνήσιο διαλύεται σε αραιό θειικό οξύ:
Mq + H 2 SO 4 
MqSO 4 + H2.
Το θειικό μαγνήσιο εισέρχεται σε αντίδραση ανταλλαγής σε υδατικό διάλυμα με νιτρικό βάριο:
MqSO 4 + Ba(NO 3) 2 
BaSO 4 + Mq (NO 3) 2.
Με ισχυρή πύρωση, το νιτρικό μαγνήσιο αποσυντίθεται:
2Mq(NO 3) 2 
2MqO+ 4NO 2 + O 2 .
4. Οξείδιο μαγνησίου - βασικό οξείδιο. Διαλύεται σε οξικό οξύ
MqO + 2CH 3 COOH 
(CH 3 COO) 2 Mq + H 2 O.
Glinka, N.L. γενική χημεία. / N.L. Glinka. - M .: Integral-press, 2002.
Glinka, N.L. Εργασίες και ασκήσεις γενικής χημείας. / N.L. Γκλίνκα. - Μ.: Integral-press, 2003.
Gabrielyan, O.S. Χημεία. 11η τάξη: σχολικό βιβλίο. για γενική εκπαίδευση ιδρύματα. / Ο.Σ. Gabrielyan, G.G. Λύσοβα. - M.: Bustard, 2002.
Αχμέτοφ, Ν.Σ. Γενικός και ανόργανη χημεία. / Ν.Σ. Ο Αχμέτοφ. - 4η έκδ. - Μ.: Γυμνάσιο, 2002.
Χημεία. Ταξινόμηση, ονοματολογία και αντιδραστικότητα ανόργανων ουσιών: κατευθυντήριες γραμμές για την εφαρμογή πρακτικής και ανεξάρτητης εργασίας για μαθητές όλων των μορφών εκπαίδευσης και όλων των ειδικοτήτων
Χημικές Εξισώσεις
χημική εξίσωσηείναι η έκφραση για την αντίδραση χημικούς τύπους. Χημικές Εξισώσειςδείχνουν ποιες ουσίες εισέρχονται σε μια χημική αντίδραση και ποιες ουσίες σχηματίζονται ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης. Η εξίσωση συντάσσεται με βάση το νόμο της διατήρησης της μάζας και δείχνει τις ποσοτικές αναλογίες των ουσιών που εμπλέκονται σε μια χημική αντίδραση.
Ως παράδειγμα, εξετάστε την αλληλεπίδραση του υδροξειδίου του καλίου με το φωσφορικό οξύ:
H 3 RO 4 + 3 KOH \u003d K 3 RO 4 + 3 H 2 O.
Μπορεί να φανεί από την εξίσωση ότι 1 mol φωσφορικού οξέος (98 g) αντιδρά με 3 mol υδροξειδίου του καλίου (3 56 g). Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, σχηματίζονται 1 mol φωσφορικού καλίου (212 g) και 3 mol νερού (3 18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g βλέπουμε ότι η μάζα των ουσιών που εισήλθαν στην αντίδραση είναι ίση με τη μάζα των προϊόντων της αντίδρασης. Οι εξισώσεις χημικών αντιδράσεων σάς επιτρέπουν να κάνετε διάφορους υπολογισμούς που σχετίζονται με μια δεδομένη αντίδραση.
Οι ενώσεις χωρίζονται σε τέσσερις κατηγορίες: οξείδια, βάσεις, οξέα και άλατα.
οξείδιαείναι πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από δύο στοιχεία, ένα εκ των οποίων είναι το οξυγόνο, δηλ. ένα οξείδιο είναι μια ένωση ενός στοιχείου με οξυγόνο.
Το όνομα των οξειδίων σχηματίζεται από το όνομα του στοιχείου που αποτελεί μέρος του οξειδίου. Για παράδειγμα, το BaO είναι οξείδιο του βαρίου. Αν το στοιχείο οξειδίου έχει μεταβλητό σθένος, τότε μετά το όνομα του στοιχείου σε αγκύλες το σθένος του υποδεικνύεται με λατινικό αριθμό. Για παράδειγμα, το FeO είναι οξείδιο σιδήρου (Ι), το Fe2O3 είναι οξείδιο σιδήρου (III).
Όλα τα οξείδια χωρίζονται σε άλατα που σχηματίζουν και μη άλατα.
Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα είναι εκείνα τα οξείδια τα οποία, ως αποτέλεσμα της χημικές αντιδράσειςσχηματίζουν άλατα. Πρόκειται για οξείδια μετάλλων και μη μετάλλων, τα οποία όταν αλληλεπιδρούν με το νερό σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα και όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις τα αντίστοιχα όξινα και κανονικά άλατα. Για παράδειγμα, το οξείδιο του χαλκού (CuO) είναι ένα οξείδιο που σχηματίζει άλατα, επειδή, για παράδειγμα, όταν αλληλεπιδρά με το υδροχλωρικό οξύ (HCl), σχηματίζεται ένα άλας:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων, μπορούν να ληφθούν άλλα άλατα:
CuO + SO3 → CuSO4.
Τα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα είναι εκείνα τα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα. Παραδείγματα είναι CO, N2O, NO.
Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα είναι 3 τύπων: βασικά (από τη λέξη «βάση»), όξινα και αμφοτερικά.
Τα βασικά οξείδια είναι οξείδια μετάλλων, τα οποία αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των βάσεων. Τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, Na2O, K2O, MgO, CaO, κ.λπ.
Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων
1. Τα υδατοδιαλυτά βασικά οξείδια αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν βάσεις:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Αλληλεπιδρούν με οξείδια οξέος, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα άλατα
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Αντιδράστε με αμφοτερικά οξείδια:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Τα βασικά οξείδια αντιδρούν με όξινα οξείδια για να σχηματίσουν άλατα:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Εάν το δεύτερο στοιχείο στη σύνθεση των οξειδίων είναι ένα αμέταλλο ή ένα μέταλλο που εμφανίζει υψηλότερο σθένος (συνήθως εμφανίζει από IV έως VII), τότε τέτοια οξείδια θα είναι όξινα. Τα οξείδια οξέος (ανυδρίτες οξέων) είναι οξείδια που αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των οξέων. Αυτά είναι, για παράδειγμα, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 κ.λπ. Τα οξείδια οξέος διαλύονται στο νερό και τα αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό.
Χημικές ιδιότητες οξειδίων οξέος
1. Αλληλεπιδράστε με το νερό, σχηματίζοντας οξύ:
SO3 + H2O → H2SO4.
Δεν αντιδρούν όμως όλα τα όξινα οξείδια άμεσα με το νερό (SiO2, κ.λπ.).
2. Αντιδράστε με οξείδια με βάση για να σχηματίσετε ένα άλας:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Αλληλεπιδράστε με αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Το αμφοτερικό οξείδιο περιέχει ένα στοιχείο που έχει αμφοτερικές ιδιότητες. Η αμφοτερικότητα νοείται ως η ικανότητα των ενώσεων να εμφανίζουν όξινες και βασικές ιδιότητες ανάλογα με τις συνθήκες. Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO μπορεί να είναι και βάση και οξύ (Zn(OH)2 και H2ZnO2). Η αμφοτερικότητα εκφράζεται στο γεγονός ότι, ανάλογα με τις συνθήκες, τα αμφοτερικά οξείδια εμφανίζουν είτε βασικές είτε όξινες ιδιότητες, για παράδειγμα, Al2O3, Cr2O3, MnO2. Fe2O3 ZnO. Για παράδειγμα, η αμφοτερική φύση του οξειδίου του ψευδαργύρου εκδηλώνεται όταν αλληλεπιδρά τόσο με το υδροχλωρικό οξύ όσο και με το υδροξείδιο του νατρίου:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Δεδομένου ότι δεν είναι όλα τα αμφοτερικά οξείδια διαλυτά στο νερό, είναι πολύ πιο δύσκολο να αποδειχθεί η αμφοτερικότητα τέτοιων οξειδίων. Για παράδειγμα, το οξείδιο του αργιλίου (III) στην αντίδραση της σύντηξής του με το δισθειικό κάλιο εμφανίζει βασικές ιδιότητες και όταν συντήκεται με υδροξείδια, είναι όξινο:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Για διάφορα αμφοτερικά οξείδια, η δυαδικότητα των ιδιοτήτων μπορεί να εκφραστεί σε διάφορους βαθμούς. Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου είναι εξίσου εύκολα διαλυτό τόσο σε οξέα όσο και σε αλκάλια, και το οξείδιο του σιδήρου (III) - Fe2O3 - έχει κυρίως βασικές ιδιότητες.
Χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών οξειδίων
1. Αλληλεπιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Αντιδράστε με στερεά αλκάλια (κατά τη σύντηξη), σχηματίζοντας ως αποτέλεσμα της αντίδρασης αλάτι - ψευδάργυρο νάτριο και νερό:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Όταν το οξείδιο του ψευδαργύρου αλληλεπιδρά με ένα αλκαλικό διάλυμα (το ίδιο NaOH), εμφανίζεται μια άλλη αντίδραση:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Αριθμός συντονισμού - ένα χαρακτηριστικό που καθορίζει τον αριθμό των πλησιέστερων σωματιδίων: άτομα ή ιόντα σε ένα μόριο ή κρύσταλλο. Κάθε αμφοτερικό μέταλλο έχει τον δικό του αριθμό συντονισμού. Για το Be και το Zn, αυτό είναι 4. Το For και το Al είναι 4 ή 6. Το For και το Cr είναι 6 ή (πολύ σπάνια) 4.
Τα αμφοτερικά οξείδια συνήθως δεν διαλύονται στο νερό και δεν αντιδρούν με αυτό.
Οι μέθοδοι για τη λήψη οξειδίων από απλές ουσίες είναι είτε η άμεση αντίδραση ενός στοιχείου με το οξυγόνο:
ή αποσύνθεση σύνθετων ουσιών:
α) οξείδια
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
β) υδροξείδια
Ca(OH)2 = CaO + H2O
γ) οξέα
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO +CO2
Καθώς και η αλληλεπίδραση οξέων - οξειδωτικών παραγόντων με μέταλλα και αμέταλλα:
Cu + 4HNO3 (συμπ.) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Τα οξείδια μπορούν να ληφθούν με άμεση αλληλεπίδραση οξυγόνου με άλλο στοιχείο ή έμμεσα (για παράδειγμα, με αποσύνθεση αλάτων, βάσεων, οξέων). ΣΕ φυσιολογικές συνθήκεςΤα οξείδια βρίσκονται σε στερεή, υγρή και αέρια κατάσταση, αυτός ο τύπος ενώσεων είναι πολύ κοινός στη φύση. τα οξείδια βρίσκονται σε φλοιός της γης. Σκουριά, άμμος, νερό, διοξείδιο του άνθρακαείναι οξείδια.
Θεμέλια- Πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες στα μόρια των οποίων τα άτομα μετάλλου συνδέονται με μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες.
Οι βάσεις είναι ηλεκτρολύτες που, κατά τη διάσταση, σχηματίζουν μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα.
NaOH \u003d Na + + OH -
Ca (OH) 2 \u003d CaOH + + OH - \u003d Ca 2 + + 2OH -
Υπάρχουν πολλά σημάδια ταξινόμησης βάσεων:
Με βάση τη διαλυτότητά τους στο νερό, οι βάσεις χωρίζονται σε αλκαλικές και αδιάλυτες. Τα αλκάλια είναι υδροξείδια αλκαλιμετάλλων (Li, Na, K, Rb, Cs) και μετάλλων αλκαλικών γαιών (Ca, Sr, Ba). Όλες οι άλλες βάσεις είναι αδιάλυτες.
Ανάλογα με το βαθμό διάστασης, οι βάσεις χωρίζονται σε ισχυρούς ηλεκτρολύτες (όλα τα αλκάλια) και σε ασθενείς ηλεκτρολύτες (αδιάλυτες βάσεις).
Ανάλογα με τον αριθμό των υδροξυλομάδων στο μόριο, οι βάσεις χωρίζονται σε ένα μόνο οξύ (ομάδα 1 ΟΗ), για παράδειγμα, υδροξείδιο του νατρίου, υδροξείδιο του καλίου, διοξύ (2 ομάδες ΟΗ), για παράδειγμα, υδροξείδιο του ασβεστίου, χαλκός (2) υδροξείδιο και πολυοξύ.
Χημικές ιδιότητες.
Τα ιόντα ΟΗ - σε διάλυμα καθορίζουν το αλκαλικό περιβάλλον.
Τα αλκαλικά διαλύματα αλλάζουν το χρώμα των δεικτών:
Φαινολοφθαλεΐνη: άχρωμο ® βατόμουρο,
Λάκδος: βιολετί ® μπλε,
Πορτοκαλί μεθυλίου: πορτοκαλί ® κίτρινο.
Τα αλκαλικά διαλύματα αντιδρούν με οξείδια οξέος για να σχηματίσουν άλατα εκείνων των οξέων που αντιστοιχούν στα αντιδρώντα οξείδια των οξέων. Ανάλογα με την ποσότητα των αλκαλίων, σχηματίζονται μέτρια ή όξινα άλατα. Για παράδειγμα, όταν το υδροξείδιο του ασβεστίου αντιδρά με το μονοξείδιο του άνθρακα (IV), σχηματίζεται ανθρακικό ασβέστιο και νερό:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3; + Η2Ο
Και όταν το υδροξείδιο του ασβεστίου αλληλεπιδρά με περίσσεια μονοξειδίου του άνθρακα (IV), σχηματίζεται διττανθρακικό ασβέστιο:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Όλες οι βάσεις αντιδρούν με οξέα για να σχηματίσουν άλας και νερό, για παράδειγμα: όταν το υδροξείδιο του νατρίου αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, σχηματίζονται χλωριούχο νάτριο και νερό:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Το υδροξείδιο του χαλκού (II) διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ για να σχηματίσει χλωριούχο χαλκό (II) και νερό:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
Η αντίδραση μεταξύ ενός οξέος και μιας βάσης ονομάζεται αντίδραση εξουδετέρωσης.
Οι αδιάλυτες βάσεις, όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται σε νερό και σε οξείδιο μετάλλου που αντιστοιχεί στη βάση, για παράδειγμα:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Τα αλκάλια αλληλεπιδρούν με διαλύματα αλάτων εάν πληρούται μία από τις προϋποθέσεις για την ολοκλήρωση της αντίδρασης ανταλλαγής ιόντων (ίζημα),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2; + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Η αντίδραση προχωρά λόγω της δέσμευσης κατιόντων χαλκού με ιόντα υδροξειδίου.
Όταν το υδροξείδιο του βαρίου αντιδρά με ένα διάλυμα θειικού νατρίου, σχηματίζεται ένα ίζημα θειικού βαρίου.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4; + 2 NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Η αντίδραση προχωρά λόγω της δέσμευσης κατιόντων βαρίου και θειικών ανιόντων.
Οξέα -Πρόκειται για σύνθετες ουσίες των οποίων τα μόρια περιλαμβάνουν άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν ή να ανταλλάσσονται με άτομα μετάλλου και ένα υπόλειμμα οξέος.
Ανάλογα με την παρουσία ή την απουσία οξυγόνου στο μόριο, τα οξέα χωρίζονται σε οξυγονούχα (H2SO4 θειικό οξύ, H2SO3 θειώδες οξύ, HNO3 νιτρικό οξύ, H3PO4 φωσφορικό οξύ, H2CO3 ανθρακικό οξύ, H2SiO3 πυριτικό οξύ) και ανοξικό (HF υδροφθορικό οξύ, HCl υδροχλωρικό οξύ (υδροχλωρικό οξύ), HBr υδροβρωμικό οξύ, HI υδροϊωδικό οξύ, H2S υδροσουλφιδικό οξύ).
Ανάλογα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου σε ένα μόριο οξέος, τα οξέα είναι μονοβασικά (με 1 άτομο Η), διβασικά (με 2 άτομα Η) και τριβασικά (με 3 άτομα Η).
A C S L O T S
Το τμήμα ενός μορίου οξέος χωρίς υδρογόνο ονομάζεται υπόλειμμα οξέος.
Τα υπολείμματα οξέος μπορεί να αποτελούνται από ένα άτομο (-Cl, -Br, -I) - αυτά είναι απλά υπολείμματα οξέος ή μπορεί να είναι από μια ομάδα ατόμων (-SO3, -PO4, -SiO3) - αυτά είναι πολύπλοκα υπολείμματα.
Σε υδατικά διαλύματα, τα υπολείμματα οξέος δεν καταστρέφονται κατά τις αντιδράσεις ανταλλαγής και υποκατάστασης:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Η λέξη ανυδρίτης σημαίνει άνυδρο, δηλαδή οξύ χωρίς νερό. Για παράδειγμα,
H2SO4 - H2O → SO3. Τα ανοξικά οξέα δεν έχουν ανυδρίτες.
Τα οξέα παίρνουν το όνομά τους από το όνομα του στοιχείου σχηματισμού οξέος (παράγοντας σχηματισμού οξέος) με την προσθήκη των καταλήξεων "naya" και λιγότερο συχνά "vaya": H2SO4 - θειικό. H2SO3 - άνθρακας; H2SiO3 - πυρίτιο, κ.λπ.
Το στοιχείο μπορεί να σχηματίσει πολλά οξέα οξυγόνου. Σε αυτήν την περίπτωση, οι υποδεικνυόμενες καταλήξεις στο όνομα των οξέων θα είναι όταν το στοιχείο εμφανίζει το υψηλότερο σθένος (το μόριο του οξέος έχει μεγάλη περιεκτικότητα σε άτομα οξυγόνου). Αν το στοιχείο δείχνει χαμηλότερο σθένος, η κατάληξη στο όνομα του οξέος θα είναι "καθαρή": HNO3 - νιτρικό, HNO2 - νιτρώδες.
Τα οξέα μπορούν να ληφθούν διαλύοντας ανυδρίτες στο νερό. Εάν οι ανυδρίτες είναι αδιάλυτοι στο νερό, το οξύ μπορεί να ληφθεί με τη δράση ενός άλλου ισχυρότερου οξέος στο άλας απαραίτητο οξύ. Αυτή η μέθοδος είναι χαρακτηριστική τόσο για το οξυγόνο όσο και για τα ανοξικά οξέα. Τα ανοξικά οξέα λαμβάνονται επίσης με απευθείας σύνθεση από υδρογόνο και μη μέταλλο, ακολουθούμενη από διάλυση της προκύπτουσας ένωσης στο νερό:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Τα διαλύματα των αερίων ουσιών που προκύπτουν HCl και H2S είναι οξέα.
Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξέα είναι και υγρά και στερεά.
Χημικές ιδιότητες οξέων
1. Τα όξινα διαλύματα δρουν σε δείκτες. Όλα τα οξέα (εκτός από το πυριτικό οξύ) διαλύονται καλά στο νερό. Ειδικές ουσίες - δείκτες σας επιτρέπουν να προσδιορίσετε την παρουσία οξέος.
Οι δείκτες είναι ουσίες πολύπλοκης δομής. Αλλάζουν το χρώμα τους ανάλογα με την αλληλεπίδραση με διαφορετικά χημικά. Σε ουδέτερα διαλύματα έχουν ένα χρώμα, σε διαλύματα βάσεων άλλο. Όταν αλληλεπιδρούν με το οξύ, αλλάζουν το χρώμα τους: ο δείκτης μεθυλοπορτοκαλί γίνεται κόκκινος, ο δείκτης λακκούβας γίνεται επίσης κόκκινος.
2. Αλληλεπιδράστε με βάσεις για να σχηματίσετε νερό και αλάτι, το οποίο περιέχει ένα αμετάβλητο υπόλειμμα οξέος (αντίδραση εξουδετέρωσης):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Αντιδράστε με οξείδια με βάση για να σχηματίσετε νερό και αλάτι. Το άλας περιέχει το όξινο υπόλειμμα του οξέος που χρησιμοποιήθηκε στην αντίδραση εξουδετέρωσης:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Αλληλεπιδράστε με μέταλλα.
Για την αλληλεπίδραση οξέων με μέταλλα πρέπει να πληρούνται ορισμένες προϋποθέσεις:
1. Το μέταλλο πρέπει να είναι επαρκώς ενεργό ως προς τα οξέα (στη σειρά δραστικότητας των μετάλλων, πρέπει να βρίσκεται πριν από το υδρογόνο). Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο στη σειρά δραστηριότητας, τόσο πιο έντονα αλληλεπιδρά με τα οξέα.
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Και εδώ είναι η αντίδραση μεταξύ του διαλύματος υδροχλωρικού οξέοςκαι ο χαλκός είναι αδύνατος, αφού ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά των τάσεων μετά το υδρογόνο.
2. Το οξύ πρέπει να είναι αρκετά ισχυρό (δηλαδή, ικανό να δώσει ιόντα υδρογόνου Η+).
Κατά τη διάρκεια των χημικών αντιδράσεων ενός οξέος με μέταλλα, σχηματίζεται ένα άλας και απελευθερώνεται υδρογόνο (εκτός από την αλληλεπίδραση μετάλλων με νιτρικό και πυκνό θειικό οξύ):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Ωστόσο, ανεξάρτητα από το πόσο διαφορετικά είναι τα οξέα, όλα σχηματίζουν κατιόντα υδρογόνου κατά τη διάσπαση, τα οποία καθορίζουν μια σειρά κοινών ιδιοτήτων: ξινή γεύση, αποχρωματισμό των δεικτών (λίθος και μεθυλοπορτοκάλι), αλληλεπίδραση με άλλες ουσίες.
Η ίδια αντίδραση προχωρά μεταξύ των οξειδίων μετάλλων και των περισσότερων οξέων
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Ας περιγράψουμε τις αντιδράσεις:
2) Στη δεύτερη αντίδραση, θα πρέπει να ληφθεί ένα διαλυτό άλας. Σε πολλές περιπτώσεις, η αλληλεπίδραση μετάλλου με οξύ πρακτικά δεν συμβαίνει επειδή το προκύπτον άλας είναι αδιάλυτο και καλύπτει την επιφάνεια του μετάλλου με μια προστατευτική μεμβράνη, για παράδειγμα:
Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Ο αδιάλυτος θειικός μόλυβδος (II) σταματά την πρόσβαση του οξέος στο μέταλλο και η αντίδραση σταματά μόλις ξεκινήσει. Για το λόγο αυτό, τα περισσότερα βαρέα μέταλλα πρακτικά δεν αλληλεπιδρούν με φωσφορικά, ανθρακικά και υδροσουλφιδικά οξέα.
3) Η τρίτη αντίδραση είναι χαρακτηριστική των όξινων διαλυμάτων, επομένως, τα αδιάλυτα οξέα, όπως το πυριτικό οξύ, δεν αντιδρούν με μέταλλα. Ένα συμπυκνωμένο διάλυμα θειικού οξέος και ένα διάλυμα νιτρικού οξέος οποιασδήποτε συγκέντρωσης αλληλεπιδρούν με μέταλλα με ελαφρώς διαφορετικό τρόπο, επομένως οι εξισώσεις των αντιδράσεων μεταξύ μετάλλων και αυτών των οξέων είναι γραμμένες σε διαφορετικό σχήμα. Ένα αραιό διάλυμα θειικού οξέος αντιδρά με μέταλλα. στέκεται σε μια σειρά από τάσεις μέχρι το υδρογόνο, σχηματίζοντας ένα άλας και υδρογόνο.
4) Η τέταρτη αντίδραση είναι μια τυπική αντίδραση ανταλλαγής ιόντων και προχωρά μόνο εάν σχηματιστεί ίζημα ή αέριο.
Άλατα -πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα μετάλλου και όξινα υπολείμματα (μερικές φορές μπορεί να περιέχουν υδρογόνο). Για παράδειγμα, το NaCl είναι χλωριούχο νάτριο, το CaSO4 είναι θειικό ασβέστιο κ.λπ.
Σχεδόν όλα τα άλατα είναι ιοντικές ενώσεις, επομένως, ιόντα υπολειμμάτων οξέος και ιόντα μετάλλων αλληλοσυνδέονται σε άλατα:
Na+Cl - χλωριούχο νάτριο
Ca2+SO42 - θειικό ασβέστιο κ.λπ.
Το αλάτι είναι προϊόν μερικής ή πλήρους αντικατάστασης των ατόμων υδρογόνου οξέος από ένα μέταλλο.
Ως εκ τούτου, διακρίνονται τα ακόλουθα είδη αλάτων:
1. Μέτρια άλατα - όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ αντικαθίστανται από ένα μέταλλο: Na2CO3, KNO3, κ.λπ.
2. Άλατα οξέων - δεν αντικαθίστανται όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ από ένα μέταλλο. Φυσικά, τα όξινα άλατα μπορούν να σχηματίσουν μόνο διβασικά ή πολυβασικά οξέα. Τα μονοβασικά οξέα δεν μπορούν να δώσουν όξινα άλατα: NaHC03, NaH2PO4 κ.λπ. ρε.
3. Διπλά άλατα - άτομα υδρογόνου ενός διβασικού ή πολυβασικού οξέος αντικαθίστανται όχι από ένα μέταλλο, αλλά από δύο διαφορετικά: NaKCO3, KAl(SO4)2 κ.λπ.
4. Τα βασικά άλατα μπορούν να θεωρηθούν προϊόντα ατελούς ή μερικής αντικατάστασης υδροξυλομάδων βάσεων από όξινα υπολείμματα: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl κ.λπ.
Με διεθνής ονοματολογίαΤο όνομα του άλατος κάθε οξέος προέρχεται από τη λατινική ονομασία του στοιχείου. Για παράδειγμα, τα άλατα του θειικού οξέος ονομάζονται θειικά: CaSO4 - θειικό ασβέστιο, MgSO4 - θειικό μαγνήσιο κ.λπ. Τα άλατα του υδροχλωρικού οξέος ονομάζονται χλωρίδια: NaCl - χλωριούχο νάτριο, ZnCI2 - χλωριούχος ψευδάργυρος κ.λπ.
Το σωματίδιο "bi" ή "hydro" προστίθεται στην ονομασία των αλάτων διβασικών οξέων: Mg (HCl3) 2 - διττανθρακικό ή διττανθρακικό μαγνήσιο.
Με την προϋπόθεση ότι σε ένα τριβασικό οξύ μόνο ένα άτομο υδρογόνου αντικαθίσταται από ένα μέταλλο, τότε προστίθεται το πρόθεμα "διυδρο": NaH2PO4 - διόξινο φωσφορικό νάτριο.
Το αλάτι είναι στερεάμε πολύ διαφορετική διαλυτότητα στο νερό.
Οι χημικές ιδιότητες των αλάτων καθορίζονται από τις ιδιότητες των κατιόντων και των ανιόντων που αποτελούν μέρος της σύνθεσής τους.
1. Μερικά άλατα διασπώνται όταν πυρώνονται:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε ένα νέο άλας και ένα νέο οξύ. Για να συμβεί αυτή η αντίδραση, είναι απαραίτητο το οξύ να είναι ισχυρότερο από το άλας στο οποίο δρα το οξύ:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Αλληλεπιδράστε με βάσεις, σχηματίζοντας ένα νέο αλάτι και μια νέα βάση:
Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Αλληλεπιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν νέα άλατα:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .
5. Αλληλεπιδράστε με μέταλλα που βρίσκονται στο εύρος δραστηριότητας μέχρι το μέταλλο που είναι μέρος του άλατος.
