Los nitritos metálicos en el estado de oxidación +2 forman hidratos cristalinos con una, dos o cuatro moléculas de agua. Los nitritos forman sales dobles y triples, por ejemplo. CsNO 2. AgNO 2 o Ba (NO 2) 2. Ni (NO 2) 2. 2KNO 2, así como compuestos complejos, como Na 3.
Las estructuras cristalinas se conocen solo por unos pocos nitritos anhidros. El anión NO2 tiene una configuración no lineal; Ángulo ONO 115 °, longitud de enlace H - O 0,115 nm; el tipo de enlace M - NO 2 es iónico-covalente.
Los nitritos de K, Na, Ba son bien solubles en agua, los nitritos de Ag, Hg, Cu son poco solubles. Al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad de los nitritos. Casi todos los nitritos son poco solubles en alcoholes, éteres y disolventes de baja polaridad.
Los nitritos son térmicamente inestables; solo los nitritos de metales alcalinos se funden sin descomponerse, los nitritos de otros metales se descomponen a 25-300 ° C. El mecanismo de descomposición del nitrito es complejo e incluye una serie de reacciones secuenciales paralelas. Los principales productos de descomposición gaseosa son NO, NO 2, N 2 y O 2, los sólidos son óxido metálico o metal elemental. La liberación de una gran cantidad de gases provoca la descomposición explosiva de algunos nitritos, por ejemplo NH 4 NO 2, que se descompone en N 2 y H 2 O.
Los rasgos característicos de los nitritos están asociados con su inestabilidad térmica y la capacidad del ion nitrito de ser tanto un agente oxidante como un agente reductor, según el entorno y la naturaleza de los reactivos. En un medio neutro, los nitritos generalmente se reducen a NO, en un medio ácido se oxidan a nitratos. El oxígeno y el CO 2 no interactúan con los nitritos sólidos y sus soluciones acuosas. Los nitritos favorecen la descomposición de sustancias orgánicas que contienen nitrógeno, en particular aminas, amidas, etc. Con haluros orgánicos RXH. reaccionan para formar tanto nitritos RONO como compuestos nitro RNO 2.
La producción industrial de nitritos se basa en la absorción de gas nitroso (una mezcla de NO + NO 2) por soluciones de Na 2 CO 3 o NaOH con cristalización sucesiva de NaNO 2; Los nitritos de otros metales en la industria y los laboratorios se obtienen por reacción de intercambio de sales metálicas con NaNO 2 o reducción de nitratos de estos metales.
Los nitritos se utilizan para la síntesis de colorantes azoicos, en la producción de caprolactama, como oxidantes y agentes reductores en las industrias del caucho, textil y metalurgia, como conservantes de alimentos. Los nitritos como NaNO 2 y KNO 2 son tóxicos, provocan dolores de cabeza, vómitos, depresión respiratoria, etc. En caso de intoxicación con NaNO 2, se forma metahemoglobina en la sangre, las membranas de los eritrocitos se dañan. La formación de nitrosaminas a partir de NaNO 2 y aminas es posible directamente en el tracto gastrointestinal.
6 sulfatos sales de ácido sulfúrico. Sulfatos medios conocidos con el anión SO 4 2 - ácido, o hidrosulfatos, con el anión HSO 4 - básico, que contienen, junto con el anión SO 4 2 - - grupos OH, por ejemplo Zn 2 (OH) 2 SO 4. También hay dobles sulfatos que contienen dos cationes diferentes. Estos incluyen dos grandes grupos de sulfatos: alumbre, así como shenita M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, donde M es un catión con carga simple, E es Mg, Zn y otros cationes con carga doble. Sulfato ternario conocido K 2 SO 4. MgSO 4. 2CaSO 4. 2H 2 O (mineral de polihalita), sulfatos de base doble, por ejemplo minerales de los grupos alunita y jarosita M 2 SO 4. Al 2 (SO 4) 3. 4Al (OH 3 y M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, donde M es un catión con carga simple. Los sulfatos pueden ser parte de sales mixtas, por ejemplo 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineral berkeita), MgSO 4. KCl. 3H 2 O (kainita).
Los sulfatos son sustancias cristalinas, medianas y ácidas, en la mayoría de los casos, fácilmente solubles en agua. Sulfatos poco solubles de calcio, estroncio, plomo y algunos otros, prácticamente insolubles BaSO 4, RaSO 4. Los sulfatos básicos, por regla general, son poco solubles o prácticamente insolubles, o se hidrolizan con agua. A partir de soluciones acuosas, los sulfatos pueden cristalizar en forma de hidratos cristalinos. Los hidratos cristalinos de algunos metales pesados \u200b\u200bse denominan vitriolo; sulfato de cobre CuSO 4. 5H 2 O, sulfato ferroso FeSO 4. 7H 2 O.
Los sulfatos medios de metales alcalinos son térmicamente estables, mientras que los sulfatos ácidos se descomponen cuando se calientan y se convierten en pirosulfatos: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Los sulfatos medios de otros metales, así como los sulfatos básicos, cuando se calientan a temperaturas suficientemente altas, por regla general, se descomponen con la formación de óxidos metálicos y la liberación de SO 3.
Los sulfatos son de naturaleza generalizada. Se encuentran en forma de minerales como el yeso CaSO 4. H 2 O, mirabilita Na 2 SO 4. 10H 2 O, y también forman parte del agua del mar y del río.
Se pueden obtener muchos sulfatos por la interacción del H 2 SO 4 con metales, sus óxidos e hidróxidos, así como por la descomposición de sales de ácidos volátiles con ácido sulfúrico.
Los sulfatos inorgánicos se utilizan ampliamente. Por ejemplo, el sulfato de amonio es un fertilizante nitrogenado, el sulfato de sodio se usa en el vidrio, la industria del papel, la producción de viscosa, etc. Los minerales de sulfato natural son materias primas para la producción industrial de compuestos de diversos metales, materiales de construcción, etc.
7 sulfitos sales de ácido sulfuroso H 2 SO 3. Hay sulfitos medios con el anión SO 3 2- y ácidos (hidrosulfitos) con el anión HSO 3 -. Los sulfitos medios son sustancias cristalinas. Los sulfitos de amonio y metales alcalinos son fácilmente solubles en agua; solubilidad (g en 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Los hidrosulfitos se forman en soluciones acuosas. Los sulfitos de tierra alcalina y algunos otros metales son prácticamente insolubles en agua; solubilidad MgSO 3 1 g en 100 g (40 ° C). Se conocen hidratos cristalinos (NH 4) 2 SO 3. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H 2 O, MgSO 3. 6H 2 O, etc.
Los sulfitos anhidros, cuando se calientan sin acceso al aire en recipientes sellados, desproporcionados a los sulfuros y sulfatos, cuando se calientan en una corriente de N 2, pierden SO 2, y cuando se calientan en el aire, se oxidan fácilmente a sulfatos. Con SO 2 en medio acuoso, los sulfitos medios forman hidrosulfitos. Los sulfitos son agentes reductores relativamente fuertes; se oxidan en soluciones con cloro, bromo, Н 2 О 2, etc. a sulfatos. Se descomponen con ácidos fuertes (por ejemplo, HC1) con la liberación de SO 2.
Los hidrosulfitos cristalinos son conocidos por K, Rb, Cs, NH 4 +, son inestables. El resto de los hidrosulfitos existen solo en soluciones acuosas. La densidad de NH 4 HSO 3 es 2,03 g / cm3; solubilidad en agua (g en 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Al calentar hidrosulfitos cristalinos Na o K o al saturar SO 2 de una solución de pulpa M 2 SO 3, se forman pirosulfitos (metabisulfitos obsoletos) M 2 S 2 O 5 - sales de ácido pirosulfuroso H 2 S 2 O 5 desconocidas en el Estado libre; cristales inestables; densidad (g / cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; por encima de ~ 160 ° С se descomponen con la liberación de SO 2; disolver en agua (con descomposición a HSO 3 -), solubilidad (g en 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formar hidratos Na 2 S 2 O 5. 7H 2 O y ZK 2 S 2 O 5. 2H 2 O; agentes reductores.
Los sulfitos medios de metales alcalinos se obtienen mediante la interacción de una solución acuosa de M 2 CO 3 (o MOH) con SO 2 y MSO 3 - pasando SO 2 a través de una suspensión acuosa de MCO 3; utilizan principalmente SO 2 de los gases residuales de la producción de ácido sulfúrico de contacto. Los sulfitos se utilizan en el blanqueo, teñido y estampado de tejidos, fibras, cueros para la conservación de flor, forrajes verdes, residuos de piensos industrialesNa 2 S 2 O 5). CaSO 3 y Ca (НSO 3) 2 son desinfectantes en la industria del vino y el azúcar. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - componentes del licor de sulfito durante la pulpa; Absorbente de (NH4) 2SO3-SO2; NaHSO 3 es un absorbente de H 2 S de los gases residuales industriales, un agente reductor en la producción de colorantes azufrados. K 2 S 2 O 5 - un componente de fijadores ácidos en fotografía, antioxidante, antiséptico.
Las fundaciones pueden interactuar:
- con no metales -
6KOH + 3S → K2SO3 + 2K2S + 3H2O;
- con óxidos ácidos -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H2O;
- con sales (precipitación, liberación de gas) -
2KOH + FeCl 2 → Fe (OH) 2 + 2KCl.
También hay otras formas de conseguir:
- interacción de dos sales -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS ↓;
- reacción de metales y no metales -
- compuesto de óxidos ácidos y básicos -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;
- interacción de sales con metales -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Propiedades químicas
Las sales solubles son electrolitos y están sujetas a reacciones de disociación. Al interactuar con el agua, se desintegran, es decir se disocian en iones cargados positiva y negativamente: cationes y aniones, respectivamente. Los cationes son iones metálicos, los aniones son residuos ácidos. Ejemplos de ecuaciones iónicas:
- NaCl → Na + + Cl -;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2−;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br -.
Además de los cationes metálicos, las sales pueden contener cationes de amonio (NH4 +) y fosfonio (PH4 +).
Otras reacciones se describen en la tabla de propiedades químicas de las sales.
Higo. 3. Asignación de sedimentos al interactuar con bases.
Algunas sales, según el tipo, se descomponen al calentarlas en un óxido metálico y un residuo ácido o en sustancias simples. Por ejemplo, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.
¿Qué hemos aprendido?
De la lección de química de octavo grado, aprendimos sobre las características y tipos de sales. Los compuestos inorgánicos complejos están compuestos por metales y residuos ácidos. Puede incluir hidrógeno (sales ácidas), dos metales o dos residuos ácidos. Se trata de sustancias sólidas cristalinas que se forman como resultado de las reacciones de ácidos o álcalis con metales. Reacciona con bases, ácidos, metales, otras sales.
1) metal con no metal: 2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
2) metal con ácido: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
3) un metal con una solución de una sal de un metal menos activo Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu
4) óxido básico con óxido ácido: MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
5) óxido básico con ácido CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) bases con óxido de ácido Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O
7) bases con ácido: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) sales con ácido: MgCO 3 + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
9) una solución base con una solución salina: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) soluciones de dos sales 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 \u003d Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Obtención de sales ácidas:
1. Interacción de ácido con falta de base. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Reacción de una base con un exceso de óxido ácido
Ca (OH) 2 + 2CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2
3. Interacción de la sal media con el ácido Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Obtención de sales básicas:
1. Hidrólisis de sales formadas con una base débil y un ácido fuerte
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Agregar (gota a gota) pequeñas cantidades de álcalis a soluciones de sales metálicas medianas AlCl 3 + 2NaOH \u003d Cl + 2NaCl
3. Interacción de sales de ácidos débiles con sales medias.
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Obtención de sales complejas:
1. Reacciones de sales con ligandos: AgCl + 2NH 3 \u003d Cl
FeCl 3 + 6KCN] \u003d K 3 + 3KCl
5. Obtención de sales dobles:
1. Cristalización conjunta de dos sales:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reacciones redox debidas a las propiedades de un catión o anión. 2KMnO 4 + 16HCl \u003d 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Propiedades químicas de las sales ácidas:
Descomposición térmica para formar sal media.
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Interacción con álcalis. Obteniendo sal mediana.
Ba (HCO 3) 2 + Ba (OH) 2 \u003d 2 BaCO 3 + 2H 2 O
3. Propiedades químicas de las sales básicas:
Descomposición térmica. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
Interacción con ácido: formación de sal media.
Sn (OH) Cl + HCl \u003d SnCl 2 + H 2 O Elemento químico - un conjunto de átomos con la misma carga nuclear y el número de protones que coincide con el número ordinal (atómico) de la tabla periódica. Cada elemento químico tiene su propio nombre y símbolo, que se dan en la Tabla Periódica de Elementos de Mendeleev.
La forma de existencia de los elementos químicos en forma libre son sustancias simples (único).
Por el momento (marzo de 2013), se conocen 118 elementos químicos (de los cuales no todos están reconocidos oficialmente).
Los productos químicos pueden constar de un elemento químico (sustancia simple) o diferentes (sustancia compleja o compuesto químico).
Los elementos químicos forman unas 500 sustancias simples. La capacidad de un elemento de existir en forma de varias sustancias simples que difieren en propiedades se llama alotropía. En la mayoría de los casos, los nombres de sustancias simples coinciden con los nombres de los elementos correspondientes (por ejemplo, zinc, aluminio, cloro), sin embargo, en el caso de la existencia de varias modificaciones alotrópicas, los nombres de una sustancia simple y un elemento puede diferir, por ejemplo, oxígeno (dioxígeno, O 2) y ozono (O 3); El diamante, el grafito y una serie de otras modificaciones alotrópicas del carbono existen junto con formas amorfas de carbono.
La naturaleza dual del electrón, que tiene las propiedades no solo de una partícula, sino también de una onda, que fue confirmada experimentalmente en 1927, llevó a los científicos a crear una nueva teoría de la estructura del átomo, teniendo en cuenta ambas propiedades. . La teoría moderna de la estructura atómica se basa en la mecánica cuántica.
La dualidad de las propiedades de un electrón se manifiesta en el hecho de que, por un lado, tiene las propiedades de una partícula (tiene una cierta masa en reposo), y por otro, su movimiento se asemeja a una onda y puede describirse por una cierta amplitud, longitud de onda, frecuencia de vibración, etc. Por lo tanto, no se puede hablar de ninguna trayectoria definida del movimiento del electrón; solo se puede juzgar sobre uno u otro grado de probabilidad de que se encuentre en un punto dado del espacio.
En consecuencia, la órbita del electrón debe entenderse no como una cierta línea de movimiento del electrón, sino como una cierta parte del espacio alrededor del núcleo, dentro de la cual la probabilidad de permanencia del electrón es mayor. En otras palabras, la órbita del electrón no caracteriza la secuencia de movimiento del electrón de un punto a otro, sino que está determinada por la probabilidad de encontrar el electrón a cierta distancia del núcleo.
El científico francés L. de Broglie fue el primero en hablar sobre la presencia de propiedades ondulatorias del electrón. Ecuación de De Broglie: \u003d h / mV. Si un electrón tiene propiedades de onda, entonces el haz de electrones debe experimentar los efectos de difracción e interferencia. La naturaleza ondulatoria de los electrones se confirmó observando la difracción de un haz de electrones en una estructura de red cristalina. Dado que el electrón tiene propiedades de onda, su posición dentro del volumen del átomo no está determinada. La posición de un electrón en un volumen atómico se describe mediante una función probabilística, si lo representamos en un espacio tridimensional, obtenemos cuerpos de revolución (Fig).
Las sales también se pueden considerar como productos de la sustitución completa o parcial de iones de hidrógeno en moléculas de ácido con iones metálicos (o iones positivos complejos, por ejemplo, amonio NH) o como producto de la sustitución completa o parcial de grupos hidroxo en moléculas de hidróxido básico con residuos ácidos. Con reemplazo completo, obtenemos sales medias (normales)... Con sustitución incompleta de iones H + en moléculas de ácido, sales ácidas, con sustitución incompleta de grupos OH - en moléculas de base - sales básicas. Ejemplos de formación de sal:
H 3 PO 4 + 3NaOH 
Na 3 PO 4 + 3H 2 O
Na 3 PO 4 ( fosfato sodio) - medio (sal normal);
H 3 PO 4 + NaOH 
NaH 2 PO 4 + H 2 O
NaH 2 PO 4 (fosfato de dihidrógeno sodio) - sal ácida;
Mq (OH) 2 + HCl 
MqOHCl + H2O
MqOHCl ( hidroxicloruro magnesio) - sal básica.
Las sales formadas por dos metales y un ácido se denominan sales dobles... Por ejemplo, sulfato de potasio y aluminio (alumbre de potasio) KAl (SO 4) 2 * 12H 2 O.
Las sales formadas por un metal y dos ácidos se denominan sales mixtas... Por ejemplo, cloruro de calcio-hipoclorito CaCl (ClO) o CaOCl 2 - sal de calcio de HCl clorhídrico y ácidos HClO hipocloroso.
Las sales dobles y mixtas, cuando se disuelven en agua, se disocian en todos los iones que forman sus moléculas.
Por ejemplo, KAl (SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 
;
CaCl (ClO) 
Ca 2+ + Cl - + ClO -.
Sales complejas Son sustancias complejas en las que es posible aislar átomo central (agente complejante) y moléculas e iones asociados - ligandos... El átomo central y los ligandos se forman complejo (esfera interior), que se incluye entre corchetes al escribir la fórmula de un compuesto complejo. El número de ligandos en la esfera interna se llama número de coordinación. Las moléculas y los iones que rodean al complejo forman esfera externa.
Ligando del átomo central
K 3
Número de coordinación
El nombre de las sales se deriva del nombre del anión seguido del nombre del catión.
Para las sales de ácidos anóxicos, el sufijo se agrega al nombre del no metálico: identificación,por ejemplo, cloruro de sodio NaCl, sulfuro de hierro (II) FeS.
Al nombrar sales de ácidos que contienen oxígeno, la terminación se agrega a la raíz latina del nombre del elemento -apara estados de oxidación más altos, -esopara los inferiores (para algunos ácidos, se usa el prefijo hipopara estados de baja oxidación de no metales; para las sales de los ácidos perclórico y mangánico, se utiliza el prefijo por-). Por ejemplo, CaCO 3 - carbonato de calcio, Fe 2 (SO 4) 3 - sulfato de hierro (III), FeSO 3 - sulfito de hierro (II), KOCl - hipoclorito de potasio, KClO 2 - clorito de potasio, KClO 3 - clorato de potasio, KClO 4 - perclorato de potasio, KMnO 4 - permanganato de potasio, K 2 Cr 2 O 7 - dicromato de potasio.
En los nombres de los iones complejos, los ligandos se indican primero. El nombre del ion complejo termina con el nombre del metal con el estado de oxidación correspondiente (números romanos entre paréntesis). En los nombres de cationes complejos, se utilizan nombres rusos de metales, por ejemplo, [ Cu (NH 3) 4] Cl 2 - cloruro de tetraamina de cobre (II). Los nombres de aniones complejos usan los nombres latinos de metales con el sufijo -A,por ejemplo, K es tetrahidroxoaluminato de potasio.
Propiedades químicas de las sales
Ver propiedades de bases.
Ver propiedades de los ácidos.
SiO 2 + CaCO 3 
CaSiO 3 + CO 2 
.
Los óxidos anfóteros (todos no volátiles) desplazan los óxidos volátiles de sus sales durante la fusión.
Al 2 O 3 + K 2 CO 3 
2KAlO 2 + CO 2.
5. Sal 1 + sal 2 
sal 3 + sal 4.
La reacción de intercambio entre sales tiene lugar en solución (ambas sales deben ser solubles) solo si al menos uno de los productos es un precipitado
AqNO 3 + NaCl 
AqCl 
+ NaNO 3.
6. Sal de metal menos activo + Metal más activo 
El metal es menos activo + sal.
Excepciones: los metales alcalinos y alcalinotérreos en solución interactúan principalmente con el agua.
Fe + CuCl 2 
FeCl 2 + Cu.
7. Sal 
productos de descomposición térmica.
I) Sales de ácido nítrico. Los productos de la descomposición térmica de los nitratos dependen de la posición del metal en la serie de tensiones metálicas:
a) si el metal está a la izquierda de Mq (excluyendo Li): MeNO 3 
MeNO 2 + O 2;
b) si el metal es de Mq a Cu, además de Li: MeNO 3 
MeO + NO 2 + O 2;
c) si el metal está a la derecha de Cu: MeNO 3 
Yo + NO 2 + O 2.
II) Sales de ácido carbónico. Casi todos los carbonatos se descomponen en el correspondiente metal y CO 2. Los carbonatos de metales alcalinos y alcalinotérreos, excepto el Li, no se descomponen cuando se calientan. Los carbonatos de plata y mercurio se descomponen en metal libre
MeCO 3 
MeO + CO 2;
2Aq 2 CO 3 
4Aq + 2CO 2 + O 2.
Todos los bicarbonatos se descomponen en el carbonato correspondiente.
Yo (HCO 3) 2 
MeCO 3 + CO 2 + H 2 O.
III) Sales de amonio. Muchas sales de amonio se descomponen en la calcinación con la liberación de NH 3 y el ácido correspondiente o sus productos de descomposición. Algunas sales de amonio que contienen aniones oxidantes se descomponen con la liberación de N 2, NO, NO 2
NH 4 Cl 
NH 3 
+ HCl 
;
NH 4 NO 2 
N2 + 2H2O;
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 
N 2 + Cr 2 O 7 + 4H 2 O.
Mesa 1 muestra los nombres de los ácidos y sus sales medias.
Nombres de ácidos esenciales y sal media
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Nombre |
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Meta-aluminio |
Metaaluminato |
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Arsénico | ||
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Arsénico | ||
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Metabólico |
Metaborato |
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Ortográfico |
Ortoborato |
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Cuatro lados |
Tetraborato |
|
|
Bromatico | ||
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Fórmico | ||
|
Acético | ||
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Cianhídrico (ácido cianhídrico) | ||
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Carbón |
Carbonato |
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El final de la mesa. uno
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Nombre |
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Alazán | ||
|
Clorhídrico (ácido clorhídrico) | ||
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Hipocloroso |
Hipoclorito |
|
|
Cloruro | ||
|
Clórico | ||
|
Perclorato |
||
|
Metacromático |
Metacromita |
|
|
Cromo | ||
|
Dos cromo |
Dicromático |
|
|
Yoduro de hidrógeno | ||
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Período |
||
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Margontsovaya |
Permanganato |
|
|
Azida de hidrógeno (nitrógeno de hidrógeno) | ||
|
Nitrogenado | ||
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Metafosfórico |
Metafosfato |
|
|
Ortofosfórico |
Ortofosfato |
|
|
Bifosfórico |
Difosfato |
|
|
Fluorhídrico (ácido fluorhídrico) | ||
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Sulfuro de hidrógeno | ||
|
Rodanovodorodnaya | ||
|
Sulfúrico | ||
|
De dos caras |
Disulfato |
|
|
Peroxodusernaya |
Peroxodisulfato |
|
|
Silicio | ||
EJEMPLOS DE SOLUCIÓN DE PROBLEMAS
Objetivo 1.Escriba las fórmulas para los siguientes compuestos: carbonato de calcio, carburo de calcio, hidrogenofosfato de magnesio, hidrosulfuro de sodio, nitrato de hierro (III), nitruro de litio, hidroxicarbonato de cobre (II), dicromato de amonio, bromuro de bario, hexacianoferrato de potasio (II), tetrahidroxoaluminato de sodio .
Decisión.Carbonato de calcio - CaCO 3, carburo de calcio - CaC 2, hidrogenofosfato de magnesio - MqHPO 4, hidrosulfuro de sodio - NaHS, nitrato de hierro (III) - Fe (NO 3) 3, nitruro de litio - Li 3 N, hidroxicarbonato de cobre (II) - 2 CO 3, dicromato de amonio - (NH 4) 2 Cr 2 O 7, bromuro de bario - BaBr 2, hexacianoferrato de potasio (II) - K 4, tetrahidroxoaluminato de sodio - Na.
Objetivo 2.Dé ejemplos de formación de sal: a) a partir de dos sustancias simples; b) de dos sustancias complejas; c) de sustancias simples y complejas.
Decisión.
a) el hierro, cuando se calienta con azufre, forma sulfuro de hierro (II):
Fe + S 
FeS;
b) las sales entran en reacciones de intercambio entre sí en una solución acuosa si uno de los productos precipita:
AqNO 3 + NaCl 
AqCl 
+ NaNO 3;
c) las sales se forman cuando los metales se disuelven en ácidos:
Zn + H 2 SO 4 
ZnSO 4 + H 2.
Objetivo 3.Durante la descomposición del carbonato de magnesio, se liberó monóxido de carbono (IV), que se pasó por agua de cal (tomada en exceso). Esto formó un precipitado que pesaba 2,5 g. Calcule la masa de carbonato de magnesio que se tomó para la reacción.
Decisión.
Componemos las ecuaciones de las reacciones correspondientes:
MqCO 3 
MqO + CO 2;
CO 2 + Ca (OH) 2 
CaCO 3 + H 2 O.
2. Calculamos las masas molares de carbonato de calcio y carbonato de magnesio utilizando el sistema periódico de elementos químicos:
M (CaCO3) \u003d 40 + 12 + 16 * 3 \u003d 100 g / mol;
M (MqCO 3) \u003d 24 + 12 + 16 * 3 \u003d 84 g / mol.
3. Calcule la cantidad de sustancia de carbonato de calcio (sustancia precipitada):
n (CaCO 3) \u003d 
.
De las ecuaciones de reacción se deduce que
n (MqCO 3) \u003d n (CaCO 3) \u003d 0.025 mol.
Calculamos la masa de carbonato de calcio tomada para la reacción:
m (MqCO 3) \u003d n (MqCO 3) * M (MqCO 3) \u003d 0.025 mol * 84 g / mol \u003d 2.1 g.
Respuesta: m (MqCO 3) \u003d 2,1 g.
Tarea 4.Escribe las ecuaciones de reacción para las siguientes transformaciones:
Mq 
MqSO 4 
Mq (NO 3) 2 
MqO 
(CH _ {3} COO) 2 Mq.
Decisión.
El magnesio se disuelve en ácido sulfúrico diluido:
Mq + H 2 SO 4 
MqSO4 + H2.
El sulfato de magnesio entra en una reacción de intercambio en solución acuosa con nitrato de bario:
MqSO 4 + Ba (NO 3) 2 
BaSO 4 + Mq (NO 3) 2.
Cuando se calcina fuertemente, el nitrato de magnesio se descompone:
2Mq (NO 3) 2 
2MqO + 4NO 2 + O 2.
4. El óxido de magnesio es el óxido principal. Se disuelve en ácido acético.
MqO + 2CH 3 COOH 
(CH 3 COO) 2 Mq + H 2 O.
Glinka, N.L. Química General. / N.L. Glinka. - M.: Prensa integral, 2002.
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Química. Clasificación, nomenclatura y capacidades de reacción de sustancias inorgánicas: pautas para la implementación de trabajos prácticos e independientes para estudiantes de todas las formas de educación y todas las especialidades.
Ecuaciones químicas
Ecuacion quimica es la expresión de una reacción mediante fórmulas químicas. Las ecuaciones químicas muestran qué sustancias entran en una reacción química y qué sustancias se forman como resultado de esta reacción. La ecuación se basa en la ley de conservación de la masa y muestra las proporciones cuantitativas de las sustancias que participan en una reacción química.
Como ejemplo, considere la interacción del hidróxido de potasio con el ácido fosfórico:
H 3 PO 4 + 3 KOH \u003d K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Se puede ver en la ecuación que 1 mol de ácido fosfórico (98 g) reacciona con 3 moles de hidróxido de potasio (3 · 56 g). Como resultado de la reacción, se forman 1 mol de fosfato de potasio (212 g) y 3 mol de agua (3 · 18 g).
98 + 168 \u003d 266 g; 212 + 54 \u003d 266 g vemos que la masa de las sustancias que entraron en la reacción es igual a la masa de los productos de reacción. Las ecuaciones de reacción química le permiten realizar varios cálculos asociados con una reacción determinada.
Las sustancias complejas se dividen en cuatro clases: óxidos, bases, ácidos y sales.
Óxidos son sustancias complejas que constan de dos elementos, uno de los cuales es oxígeno, es decir El óxido es un compuesto de un elemento con oxígeno.
El nombre de los óxidos se deriva del nombre del elemento que forma el óxido. Por ejemplo, BaO es óxido de bario. Si el elemento óxido tiene una valencia variable, después del nombre del elemento entre paréntesis, su valencia se indica en números romanos. Por ejemplo, FeO es óxido de hierro (I), Fe2O3 es óxido de hierro (III).
Todos los óxidos se clasifican como formadores de sal y no formadores de sal.
Los óxidos formadores de sal son óxidos que forman sales como resultado de reacciones químicas. Se trata de óxidos de metales y no metales, que al interactuar con el agua forman los ácidos correspondientes y al interactuar con las bases forman las correspondientes sales ácidas y normales. Por ejemplo, el óxido de cobre (CuO) es un óxido formador de sal, porque, por ejemplo, cuando interactúa con el ácido clorhídrico (HCl), se forma una sal:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Se pueden obtener otras sales como resultado de reacciones químicas:
CuO + SO3 → CuSO4.
Los óxidos que no forman sales son aquellos óxidos que no forman sales. Un ejemplo es CO, N2O, NO.
Los óxidos formadores de sales son de 3 tipos: básicos (de la palabra "base"), ácidos y anfóteros.
Los óxidos básicos son óxidos metálicos, que corresponden a hidróxidos pertenecientes a la clase de bases. Los óxidos básicos incluyen, por ejemplo, Na2O, K2O, MgO, CaO, etc.
Propiedades químicas de los óxidos básicos
1. Los óxidos básicos solubles en agua reaccionan con el agua para formar bases:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Reaccionar con óxidos ácidos para formar las sales correspondientes.
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reaccionar con óxidos anfóteros:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Los óxidos básicos reaccionan con los óxidos ácidos para formar sales:
Na2O + SO3 \u003d Na2SO4
Si la composición de los óxidos como segundo elemento es un no metálico o un metal que presenta la valencia más alta (normalmente de IV a VII), entonces dichos óxidos serán ácidos. Los óxidos de ácido (anhídridos de ácido) son aquellos óxidos que corresponden a hidróxidos pertenecientes a la clase de ácidos. Estos son, por ejemplo, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7, etc. Los óxidos ácidos se disuelven en agua y álcalis para formar sal y agua.
Propiedades químicas de los óxidos ácidos.
1. Interactuar con el agua, formando ácido:
SO3 + H2O → H2SO4.
Pero no todos los óxidos ácidos reaccionan directamente con el agua (SiO2, etc.).
2. Reaccionar con óxidos de base para formar sal:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Interactuar con los álcalis, formando sal y agua:
CO2 + Ba (OH) 2 → BaCO3 + H2O.
El óxido anfótero contiene un elemento que tiene propiedades anfóteras. Se entiende por anfotericidad la capacidad de los compuestos de presentar propiedades ácidas y básicas, según las condiciones. Por ejemplo, el óxido de zinc ZnO puede ser tanto una base como un ácido (Zn (OH) 2 y H2ZnO2). La anfotericidad se expresa en el hecho de que, dependiendo de las condiciones, los óxidos anfóteros exhiben propiedades básicas o ácidas, por ejemplo - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Por ejemplo, la naturaleza anfótera del óxido de zinc se manifiesta cuando interactúa tanto con el ácido clorhídrico como con el hidróxido de sodio:
ZnO + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Dado que no todos los óxidos anfóteros son solubles en agua, es mucho más difícil probar la anfotericidad de tales óxidos. Por ejemplo, el óxido de aluminio (III) en la reacción de su fusión con disulfato de potasio presenta propiedades básicas, y cuando la fusión con hidróxidos es ácida:
Al2O3 + 3K2S2O7 \u003d 3K2SO4 + A12 (SO4) 3
Al2O3 + 2KOH \u003d 2KAlO2 + H2O
Para varios óxidos anfóteros, la dualidad de propiedades se puede expresar en diversos grados. Por ejemplo, el óxido de zinc se disuelve con la misma facilidad en ácidos y álcalis, mientras que el óxido de hierro (III), Fe2O3, tiene propiedades predominantemente básicas.
Propiedades químicas de los óxidos anfóteros.
1. Interactuar con los ácidos, formando sal y agua:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reaccionan con álcalis sólidos (cuando se fusionan), formando como resultado de la reacción sal - zincato de sodio y agua:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Cuando el óxido de zinc interactúa con una solución alcalina (el mismo NaOH), se produce otra reacción:
ZnO + 2 NaOH + H2O \u003d\u003e Na2.
El número de coordinación es una característica que determina el número de partículas más cercanas: átomos o inov en una molécula o cristal. Cada metal anfótero tiene su propio número de coordinación. Para Be y Zn es 4; Para y, Al es 4 o 6; Para y, Cr es 6 o (muy raramente) 4;
Los óxidos anfóteros generalmente no se disuelven ni reaccionan con el agua.
Los métodos para obtener óxidos a partir de sustancias simples es una reacción directa de un elemento con oxígeno:
o descomposición de sustancias complejas:
a) óxidos
4CrO3 \u003d 2Cr2O3 + 3O2-
b) hidróxidos
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H2O
c) ácidos
H2CO3 \u003d H2O + CO2-
CaCO3 \u003d CaO + CO2
Además de la interacción de ácidos - agentes oxidantes con metales y no metales:
Cu + 4HNO3 (conc) \u003d Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Los óxidos se pueden obtener por interacción directa del oxígeno con otro elemento, o indirectamente (por ejemplo, por descomposición de sales, bases, ácidos). En condiciones normales, los óxidos se encuentran en estado sólido, líquido y gaseoso, este tipo de compuesto es muy común en la naturaleza. Los óxidos se encuentran en la corteza terrestre. El óxido, la arena, el agua y el dióxido de carbono son óxidos.
Cimientos - Se trata de sustancias complejas, en cuyas moléculas los átomos metálicos están conectados con uno o más grupos hidroxilo.
Las bases son electrolitos que, al disociarse, forman solo iones hidróxido como aniones.
NaOH \u003d Na + + OH -
Ca (OH) 2 \u003d CaOH + + OH - \u003d Ca 2 + + 2OH -
Hay varios signos de clasificación básica:
Dependiendo de la solubilidad en agua, las bases se dividen en álcalis e insolubles. Los álcalis son hidróxidos de metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y metales alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba). Todas las demás bases son insolubles.
Dependiendo del grado de disociación, las bases se dividen en electrolitos fuertes (todos álcalis) y electrolitos débiles (bases insolubles).
Dependiendo del número de grupos hidroxilo en la molécula, las bases se dividen en un ácido (1 grupo OH), por ejemplo, hidróxido de sodio, hidróxido de potasio, dos ácidos (2 grupos OH), por ejemplo, hidróxido de calcio, hidróxido de cobre. (2) y poliácido.
Propiedades químicas.
Iones OH - en la solución determinan el ambiente alcalino.
Las soluciones alcalinas cambian el color de los indicadores:
Fenolftaleína: frambuesa incolora ®,
Tornasol: violeta ® azul,
Naranja de metilo: naranja ® amarillo.
Las soluciones alcalinas interactúan con los óxidos ácidos para formar sales de esos ácidos que corresponden a los óxidos ácidos que reaccionan. Dependiendo de la cantidad de álcali, se forman sales medias o ácidas. Por ejemplo, cuando el hidróxido de calcio interactúa con el monóxido de carbono (IV), se forman carbonato de calcio y agua:
Ca (OH) 2 + CO2 \u003d CaCO3? + H2O
Y cuando el hidróxido de calcio interactúa con un exceso de monóxido de carbono (IV), se forma bicarbonato de calcio:
Ca (OH) 2 + CO2 \u003d Ca (HCO3) 2
Ca2 + + 2OH- + CO2 \u003d Ca2 + + 2HCO32-
Todas las bases interactúan con los ácidos para formar sal y agua, por ejemplo: cuando el hidróxido de sodio interactúa con el ácido clorhídrico, se forman cloruro de sodio y agua:
NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O
Na + + OH- + H + + Cl- \u003d Na + + Cl- + H2O
El hidróxido de cobre (II) se disuelve en ácido clorhídrico para formar cloruro de cobre (II) y agua:
Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl2 + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl- \u003d Cu2 + + 2Cl- + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + \u003d Cu2 + + 2H2O.
La reacción entre el ácido y la base se denomina reacción de neutralización.
Las bases insolubles se descomponen al calentarlas en agua y el óxido metálico correspondiente a la base, por ejemplo:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2 2Fe (OH) 3 \u003d Fe2O3 + 3H2O
Los álcalis interactúan con las soluciones salinas si se cumple una de las condiciones para que la reacción de intercambio iónico continúe hasta el final (se forma un precipitado),
2NaOH + CuSO4 \u003d Cu (OH) 2? + Na2SO4
2OH- + Cu2 + \u003d Cu (OH) 2
La reacción procede debido a la unión de los cationes de cobre con los iones de hidróxido.
Cuando el hidróxido de bario interactúa con una solución de sulfato de sodio, se forma un precipitado de sulfato de bario.
Ba (OH) 2 + Na2SO4 \u003d BaSO4? + 2NaOH
Ba2 + + SO42- \u003d BaSO4
La reacción procede debido a la unión de cationes de bario y aniones sulfato.
Ácidos -se trata de sustancias complejas, cuyas moléculas incluyen átomos de hidrógeno que pueden reemplazarse o intercambiarse por átomos metálicos y un residuo ácido.
Según la presencia o ausencia de oxígeno en la molécula, los ácidos se dividen en oxígeno (ácido sulfúrico H2SO4, ácido sulfuroso H2SO3, ácido nítrico HNO3, ácido fosfórico H3PO4, ácido carbónico H2CO3, ácido silícico H2SiO3) y anóxicos (ácido fluorhídrico HF). , Ácido clorhídrico HCl), ácido bromhídrico HBr, ácido yodhídrico HI, ácido hidrosulfúrico H2S).
Dependiendo del número de átomos de hidrógeno en la molécula de ácido, hay monobásico (con 1 átomo de H), dibásico (con 2 átomos de H) y tribásico (con 3 átomos de H).
K I S L O T S
La parte de una molécula de ácido sin hidrógeno se llama residuo ácido.
Los residuos ácidos pueden consistir en un átomo (-Cl, -Br, -I); son residuos ácidos simples o pueden ser de un grupo de átomos (-SO3, -PO4, -SiO3); son residuos complejos.
En soluciones acuosas, los residuos ácidos no se destruyen durante las reacciones de intercambio y sustitución:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
La palabra anhídrido significa anhidro, es decir, ácido sin agua. Por ejemplo,
H2SO4 - H2O → SO3. Los ácidos anóxicos no tienen anhídridos.
El nombre del ácido se deriva del nombre del elemento formador de ácido (agente formador de ácido) con la adición de las terminaciones "naya" y, con menos frecuencia, "vaya": H2SO4 - sulfúrico; H2SO3 - carbón; H2SiO3 - silicio, etc.
El elemento puede formar varios ácidos oxigenados. En este caso, las terminaciones indicadas en el nombre de los ácidos serán cuando el elemento exhiba la valencia más alta (hay un gran contenido de átomos de oxígeno en la molécula de ácido). Si el elemento exhibe la valencia más baja, la terminación en el nombre del ácido será "verdadera": HNO3 - nítrico, HNO2 - nitrogenado.
Los ácidos se pueden obtener disolviendo anhídridos en agua. En caso de que los anhídridos sean insolubles en agua, el ácido puede obtenerse mediante la acción de otro ácido más fuerte sobre la sal del ácido requerido. Este método es típico tanto para el oxígeno como para los ácidos anóxicos. Los ácidos anóxicos también se obtienen por síntesis directa a partir de hidrógeno y no metales, seguida de la disolución del compuesto resultante en agua:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Las soluciones de las sustancias gaseosas obtenidas HCl y H2S son ácidos.
En condiciones normales, los ácidos son líquidos y sólidos.
Propiedades químicas de los ácidos
1. Las soluciones ácidas actúan sobre los indicadores. Todos los ácidos (excepto el ácido silícico) son fácilmente solubles en agua. Sustancias especiales: los indicadores le permiten determinar la presencia de ácido.
Los indicadores son sustancias de estructura compleja. Cambian de color en función de la interacción con diferentes productos químicos. En soluciones neutras, tienen un color, en soluciones base, otro. Al interactuar con un ácido, cambian de color: el indicador de naranja de metilo se vuelve rojo, el indicador de tornasol también se vuelve rojo.
2. Reaccionar con bases para formar agua y sal, que contiene un residuo ácido inalterado (reacción de neutralización):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reaccionar con óxidos de base para formar agua y sal. La sal contiene un residuo ácido del ácido que se utilizó en la reacción de neutralización:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interactuar con los metales.
Para la interacción de ácidos con metales, se deben cumplir ciertas condiciones:
1. El metal debe ser suficientemente activo en relación a los ácidos (en la fila de actividad del metal, debe ubicarse antes del hidrógeno). Cuanto más a la izquierda está el metal en la línea de actividad, más intensamente interactúa con los ácidos;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Pero la reacción entre la solución de ácido clorhídrico y el cobre es imposible, ya que el cobre está en la serie de voltajes después del hidrógeno.
2. El ácido debe ser lo suficientemente fuerte (es decir, capaz de emitir iones de hidrógeno H +).
Durante las reacciones químicas de un ácido con metales, se forma una sal y se libera hidrógeno (excepto por la interacción de los metales con los ácidos nítrico y sulfúrico concentrado):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Sin embargo, no importa cuán diferentes sean los ácidos, todos forman cationes de hidrógeno durante la disociación, que determinan una serie de propiedades generales: sabor agrio, cambio de color de los indicadores (tornasol y naranja de metilo), interacción con otras sustancias.
La reacción también tiene lugar entre los óxidos metálicos y la mayoría de los ácidos.
CuO + H2SO4 \u003d CuSO4 + H2O
Describamos las reacciones:
2) La segunda reacción debería producir una sal soluble. En muchos casos, la interacción del metal con el ácido prácticamente no ocurre porque la sal formada es insoluble y cubre la superficie del metal con una película protectora, por ejemplo:
Pb + H2SO4 \u003d / PbSO4 + H2
El sulfato de plomo insoluble (II) detiene el acceso del ácido al metal y la reacción se detiene tan pronto como comienza. Por esta razón, la mayoría de los metales pesados \u200b\u200bprácticamente no interactúan con los ácidos fosfórico, carbónico y sulfuro de hidrógeno.
3) La tercera reacción es típica para soluciones ácidas, por lo tanto, los ácidos insolubles, por ejemplo el ácido silícico, no reaccionan con los metales. Una solución concentrada de ácido sulfúrico y una solución de ácido nítrico de cualquier concentración interactúan con los metales de una manera ligeramente diferente, por lo tanto, las ecuaciones para las reacciones entre los metales y estos ácidos están escritas en un esquema diferente. Una solución diluida de ácido sulfúrico reacciona con metales. colocándose en una serie de voltajes al hidrógeno, formando sal e hidrógeno.
4) La cuarta reacción es una reacción típica de intercambio iónico y solo ocurre si se forma un precipitado o gas.
Sales -se trata de sustancias complejas cuyas moléculas están compuestas por átomos metálicos y residuos ácidos (a veces pueden contener hidrógeno). Por ejemplo, NaCl es cloruro de sodio, CaSO4 es sulfato de calcio, etc.
Casi todas las sales son compuestos iónicos, por lo tanto, los iones de residuos ácidos y los iones metálicos están unidos en sales:
Na + Cl - cloruro de sodio
Ca2 + SO42 - sulfato de calcio, etc.
La sal es el producto de la sustitución parcial o completa de un metal por los átomos de hidrógeno de un ácido.
De ahí que se distingan los siguientes tipos de sales:
1. Sales medias: todos los átomos de hidrógeno del ácido se reemplazan por un metal: Na2CO3, KNO3, etc.
2. Sales ácidas: no todos los átomos de hidrógeno de un ácido son reemplazados por un metal. Por supuesto, las sales ácidas solo pueden formar ácidos dibásicos o polibásicos. Los ácidos monobásicos de sales ácidas no pueden dar: NaHCO3, NaH2PO4, etc. etc.
3. Sales dobles: los átomos de hidrógeno de un ácido di o polibásico no se reemplazan por un metal, sino por dos diferentes: NaKCO3, KAl (SO4) 2, etc.
4. Las sales básicas se pueden considerar como productos de sustitución parcial o incompleta de grupos hidroxilo básicos con residuos ácidos: Al (OH) SO4, Zn (OH) Cl, etc.
Según la nomenclatura internacional, el nombre de la sal de cada ácido proviene del nombre latino del elemento. Por ejemplo, las sales de ácido sulfúrico se denominan sulfatos: CaSO4 - sulfato de calcio, Mg SO4 - sulfato de magnesio, etc.; Las sales de ácido clorhídrico se denominan cloruros: NaCl - cloruro de sodio, ZnCI2 - cloruro de zinc, etc.
La partícula "bi" o "hidro" se añade al nombre de las sales de ácidos dibásicos: Mg (HCl3) 2 - bicarbonato o bicarbonato de magnesio.
Siempre que solo un átomo de hidrógeno sea reemplazado por un metal en un ácido tribásico, luego agregue el prefijo "dihidro": NaH2PO4 - dihidrogenofosfato de sodio.
Las sales son sólidos con una amplia variedad de solubilidad en agua.
Las propiedades químicas de las sales están determinadas por las propiedades de los cationes y aniones que componen su composición.
1. Algunas sales se descomponen por ignición:
CaCO3 \u003d CaO + CO2
2. Reaccionar con ácidos para formar nueva sal y nuevo ácido. Para que se produzca esta reacción, el ácido debe ser más fuerte que la sal a la que afecta el ácido:
2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interactuar con las bases, formando una nueva sal y una nueva base:
Ba (OH) 2 + Mg SO4 → BaSO4 ↓ + Mg (OH) 2.
4. Interactuar entre sí para formar nuevas sales:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interactúan con metales que están en un rango de actividad hasta el metal que forma parte de la sal.
