4. Podjela, dobivanje i svojstva soli
Najsloženiji među anorganskim spojevima su soli. Po sastavu su vrlo raznoliki. Dijele se na srednje, kiselo, osnovno, dvostruko, složeno, mješovito.
Soli su spojevi koji disocijacijom u vodenoj otopini stvaraju pozitivno nabijene ione metala i negativno nabijene ione kiselinskih ostataka, a ponekad osim njih i ione vodika i hidroksidne ione.
Soli se mogu smatrati produktima zamjene vodikovih atoma u kiselini s metalnim atomima (ili skupinama atoma):
H 2 SO 4 → NaHSO 4 → Na 2 SO 4,
Ili kao produkti supstitucije hidrokso skupina u bazičnom hidroksidu s kiselim ostacima:
Zn (OH) 2 → ZnOHCl → ZnCl 2.
Uz potpunu zamjenu dobivamo srednje (ili normalne) soli:
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O.
Kada se srednje soli otope, nastaju metalni kationi i anioni kiselinskog ostatka:
Na 2 SO 4 →2 Na + + SO 4 2 - .
Kada vodik nije potpuno zamijenjen, dobivaju se kiseline kisele soli:
NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O.
Kada se kisele soli otope u otopini, nastaju metalni kationi, kompleksni anioni kiselog ostatka, kao i ioni koji su proizvodi disocijacije ovog kompleksnog ostatka, uključujući H + ione:
NaHCO 3 → Na + + HCO 3 -
HCO 3 - H + + CO 3 2 - .
U slučaju nepotpune supstitucije hidroksilnih skupina baze - bazične soli:
Mg(OH) 2 + HBr = Mg(OH)Br + H 2 O.
Kada se bazične soli tope u otopini, nastaju kiselinski anioni i složeni kationi koji se sastoje od metalnih i hidroksilnih skupina. Ovi složeni kationi također su sposobni za disocijaciju. Stoga otopina bazične soli sadrži OH ione - :
Mg(OH)Br → (MgOH) + + Br - ,
(MgOH) + Mg 2+ + OH - .
Dakle, prema ovoj definiciji, soli se dijele na prosjek e, kiselo I Osnovni, temeljni.
Postoje i neke druge vrste soli, kao što su: dvostruke soli, koji sadrže dva različita kationa i jedan anion: CaCO 3 × MgCO 3 (dolomit), KCl ∙ NaCl (silvinit), KAl (SO 4 ) 2 (kalijeva stipsa); miješane soli, koji sadrže jedan kation i dva različita aniona: CaOCl 2 (ili CaCl (OCl )) - kalcijeva sol, klorovodična i hipoklorična ( HOCl ) kiseline (kalcijev klorid-hipoklorit). Složene soli sadrže složene katione ili anione: K 3 + [Fe (CN) 6] −3, K 4 + [Fe (CN) 6] −4, [Cr (H 2 O) 5 Cl] 2+ Cl 2 −.
Prema pravilima suvremene nomenklature nazivi soli tvore se od naziva aniona u nominativu i naziva kationa u genitivu. Na primjer FeS - željezni sulfid ( II), Fe 2 (SO 4 ) 3 - željezni sulfat ( III ). Atom vodika koji je dio kisele soli označava se prefiksom hidro- ( NaHS03 -natrijev hidrosulfit) i OH skupinu - - prefiks hidrokso- ( Al(OH)2Cl - aluminijev dihidroksiklorid).
Dobivanje soli
Soli su blisko povezane sa svim drugim klasama anorganskih spojeva i mogu se dobiti iz gotovo svake klase. Većina metoda za dobivanje soli već je raspravljena gore (odjeljak ,), a one uključuju:
1. Međusobno djelovanje bazičnih, kiselih i amfoternih oksida:
BaO + SiO 2 = BaSiO 3,
MgO + Al 2 O 3 = Mg(AlO 2) 2,
SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4,
P 2 O 5 + Al 2 O 3 = 2AlPO 4.
2. Interakcija oksida s hidroksidima (s kiselinama i bazama):
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,
CO 2 + 2KOH = K 2 CO 3 + H 2 O,
2 NaOH + Al 2 O 3 = 2 NaAlO 2 + H 2 O.
3. Interakcija baza sa srednjim i kiselim solima:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaSO 4↓ .
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 + 2H 2 O,
Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + CaCO 3 ↓ + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O.
4. Soli kiselina bez kisika, osim toga, mogu se dobiti izravnom interakcijom metala i nemetala:
2 Mg + Cl 2 = MgCl 2.
Kemijska svojstva soli
Tijekom kemijskih reakcija soli pojavljuju se karakteristike kationa i aniona koji ulaze u njihov sastav. Metalni kationi u otopinama mogu reagirati s drugim anionima stvarajući netopljive spojeve. S druge strane, anioni uključeni u soli mogu se kombinirati s kationima u obliku taloženja ili blago disociranih spojeva (ili u redoks reakcijama). Dakle, soli mogu reagirati:
|
1. S metalima |
Cu + HgCl 2 = CuCl 2 + Hg, Zn + Pb(NO 3) 2 = Zn (NO 3) 2 + Pb. |
|
2. S kiselinama |
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2, AgCl + HBr = AgBr ↓ + HCl |
|
3. Sa solima |
AgNO 3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO 3, K 2 CrO 4 + Pb(NO 3) 2 = KNO 3 + PbCrO 4↓ . |
|
4. S razlozima |
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4, Ni(NO 3) 2 + 2KOH = Ni(OH) 2 + 2KNO 3. |
|
5. Mnoge soli su stabilne kada se zagrijavaju. Međutim, amonijeve soli, kao i neke soli slabo aktivnih metala, slabih kiselina i kiselina u kojima elementi pokazuju viša ili niža oksidacijska stanja, zagrijavanjem se raspadaju: CaCO 3 = CaO + CO 2, 2Ag 2 CO 3 = 4Ag + 2CO 2 + O 2, NH 4 Cl = NH 3 + HCl, 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2, 2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3, 4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2, NH4NO3 = N20 + 2H20. |
|
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Međudjelovanje srednjih soli s metalima
Reakcija soli s metalom događa se ako je početni slobodni metal aktivniji od onog koji je dio izvorne soli. Pomoću elektrokemijskog niza napona metala možete saznati koji je metal aktivniji.
Na primjer, željezo stupa u interakciju s bakrenim sulfatom u vodenoj otopini, jer je aktivnije od bakra (lijevo u nizu aktivnosti):
Istodobno, željezo ne reagira s otopinom cinkovog klorida, jer je manje aktivno od cinka:
Treba napomenuti da takvi aktivni metali kao što su alkalijski i zemnoalkalijski metali, kada se dodaju u vodene otopine soli, prvenstveno neće reagirati sa soli, već s vodom koja je uključena u otopine.
Interakcija srednjih soli s metalnim hidroksidima
Napravimo rezervu da u ovom slučaju metalni hidroksidi znače spojeve tipa Me(OH) x.
Da bi srednja sol reagirala s metalnim hidroksidom, mora istovremeno (!) moraju biti ispunjena dva zahtjeva:
- sediment ili plin moraju biti otkriveni u namjeravanim proizvodima;
- izvorna sol i izvorni metalni hidroksid moraju biti topljivi.
Pogledajmo nekoliko slučajeva kako bismo razumjeli ovo pravilo.
Odredimo koja se od dolje navedenih reakcija događa i napišimo jednadžbe za reakcije koje se događaju:
- 1) PbS + KOH
- 2) FeCl3 + NaOH
Razmotrite prvu interakciju olovnog sulfida i kalijevog hidroksida. Zapišimo pretpostavljenu reakciju ionske izmjene i označimo je s lijeve i desne strane “zavjesama”, označavajući tako da se još ne zna hoće li se reakcija stvarno dogoditi:
U navodnim produktima vidimo olovo (II) hidroksid, koji je, sudeći prema tablici topljivosti, netopljiv i trebao bi se istaložiti. Međutim, još se ne može zaključiti da reakcija teče, budući da nismo provjerili zadovoljenje još jednog obveznog zahtjeva - topljivosti izvorne soli i hidroksida. Olovni sulfid je netopljiva sol, što znači da se reakcija ne odvija jer nije ispunjen jedan od obaveznih uvjeta za odvijanje reakcije između soli i metalnog hidroksida. Oni.:
Razmotrimo drugu predloženu interakciju između željezovog(III) klorida i kalijevog hidroksida. Zapišimo očekivanu reakciju ionske izmjene i označimo je s lijeve i desne strane “zavjesama”, kao u prvom slučaju:
U navodnim produktima vidimo željezov (III) hidroksid, koji je netopljiv i mora se istaložiti. No, još se ne može zaključiti o tijeku reakcije. Da biste to učinili, također morate osigurati topljivost izvorne soli i hidroksida. Oba polazna materijala su topiva, što znači da možemo zaključiti da reakcija teče. Zapišimo njegovu jednadžbu:
Reakcije srednjih soli s kiselinama
Srednja sol reagira s kiselinom kada nastane talog ili slaba kiselina.
Gotovo je uvijek moguće prepoznati talog među očekivanim produktima pomoću tablice topljivosti. Na primjer, sumporna kiselina reagira s barijevim nitratom, budući da se netopivi barijev sulfat taloži:
Nemoguće je prepoznati slabu kiselinu iz tablice topljivosti, jer su mnoge slabe kiseline topive u vodi. Stoga popis slabih kiselina treba zapamtiti. U slabe kiseline spadaju H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HF, HNO 2, H 2 SiO 3 i sve organske kiseline.
Na primjer, klorovodična kiselina reagira s natrijevim acetatom u slabu organsku kiselinu (octenu kiselinu):
Treba napomenuti da sumporovodik H2S nije samo slaba kiselina, već je i slabo topljiv u vodi, pa se iz nje oslobađa u obliku plina (s mirisom pokvarenih jaja):
Osim toga, svakako trebate zapamtiti da su slabe kiseline - ugljična i sumporna - nestabilne i gotovo odmah nakon stvaranja razlažu se na odgovarajući kiselinski oksid i vodu:
Gore je rečeno da se reakcija soli s kiselinom događa ako se formira talog ili slaba kiselina. Oni. ako nema taloga i jaka kiselina je prisutna u željenim produktima, tada se reakcija neće nastaviti. Međutim, postoji slučaj koji formalno ne potpada pod ovo pravilo, kada koncentrirana sumporna kiselina istiskuje klorovodik kada djeluje na čvrste kloride:
Međutim, ako ne uzmete koncentriranu sumpornu kiselinu i čvrsti natrijev klorid, već otopine ovih tvari, tada reakcija stvarno neće funkcionirati:
Reakcije srednjih soli s drugim srednjim solima
Reakcija između intermedijarnih soli nastaje ako istovremeno (!) ispunjena su dva zahtjeva:
- izvorne soli su topljive;
- očekivani proizvodi sadrže talog ili plin.
Na primjer, barijev sulfat ne reagira s kalijevim karbonatom jer, iako namjeravani proizvodi sadrže talog (barijev karbonat), zahtjev topljivosti za izvorne soli nije ispunjen.
Istodobno, barijev klorid reagira s kalijevim karbonatom u otopini, budući da su obje izvorne soli topljive, a u proizvodima postoji talog:
Plin nastaje tijekom interakcije soli u jedinom slučaju - ako se otopina bilo kojeg nitrita pomiješa s otopinom bilo koje amonijeve soli kada se zagrijava:
Razlog za stvaranje plina (dušika) je taj što otopina istovremeno sadrži NH 4 + katione i NO 2 - anione, tvoreći toplinski nestabilni amonijev nitrit, koji se raspada u skladu s jednadžbom:
Reakcije toplinske razgradnje soli
Razgradnja karbonata
Svi netopljivi karbonati, kao i litijevi i amonijevi karbonati, termički su nestabilni i zagrijavanjem se raspadaju. Metalni karbonati se razlažu na metalni oksid i ugljikov dioksid:
a amonijev karbonat proizvodi tri proizvoda - amonijak, ugljikov dioksid i vodu:
Razgradnja nitrata
Apsolutno svi nitrati se zagrijavanjem razgrađuju, a vrsta razgradnje ovisi o položaju metala u nizu aktivnosti. Shema razgradnje metalnih nitrata prikazana je na sljedećoj slici:
Tako se, na primjer, u skladu s ovom shemom, jednadžbe razgradnje za natrijev nitrat, aluminijev nitrat i živin nitrat pišu kako slijedi:
Također treba napomenuti specifičnost razgradnje amonijevog nitrata:
Razgradnja amonijevih soli
Toplinska razgradnja amonijevih soli najčešće je popraćena stvaranjem amonijaka:
Ako kiselinski ostatak ima oksidirajuća svojstva, umjesto amonijaka nastaje neki proizvod njegove oksidacije, na primjer, molekulski dušik N2 ili dušikov oksid (I):
Kemijska svojstva kiselih soli
Omjer kiselih soli prema lužinama i kiselinama
Kisele soli reagiraju s alkalijama. Štoviše, ako lužina sadrži isti metal kao kisela sol, tada nastaju srednje soli:
Također, ako u kiselom ostatku kisele soli preostane dva ili više mobilnih atoma vodika, kao na primjer u natrijevom dihidrogenfosfatu, tada je moguća tvorba oba prosjeka:
i druga kisela sol s manjim brojem vodikovih atoma u kiselinskom ostatku:
Važno je napomenuti da kisele soli reagiraju s bilo kojim alkalijama, uključujući one koje stvara drugi metal. Na primjer:
Kisele soli nastale od slabih kiselina reagiraju s jakim kiselinama na sličan način kao i odgovarajuće srednje soli:
Toplinska razgradnja kiselih soli
Sve kisele soli se zagrijavanjem raspadaju. Kao dio programa Jedinstvenog državnog ispita iz kemije, trebali biste naučiti iz reakcija razgradnje kiselih soli kako se razgrađuju bikarbonati. Metalni bikarbonati se raspadaju već na temperaturama iznad 60 o C. Pri tome nastaju metalni karbonat, ugljikov dioksid i voda:
Posljednje dvije reakcije glavni su uzrok stvaranja kamenca na površini grijača vode u kuhalima za vodu, perilicama rublja itd.
Amonijev bikarbonat se raspada bez krutog ostatka i formira dva plina i vodenu paru:
Kemijska svojstva bazičnih soli
Bazične soli uvijek reagiraju sa svim jakim kiselinama. U tom slučaju, intermedijarne soli mogu nastati ako je korištena kiselina s istim kiselinskim ostatkom kao u glavnoj soli, ili miješane soli ako se kiselinski ostatak u bazičnoj soli razlikuje od kiselinskog ostatka kiseline koja s njom reagira:
Također, bazične soli karakteriziraju reakcije razgradnje kada se zagrijavaju, na primjer:
Kemijska svojstva kompleksnih soli (na primjeru spojeva aluminija i cinka)
U okviru programa Jedinstvenog državnog ispita iz kemije treba naučiti kemijska svojstva takvih složenih spojeva aluminija i cinka kao što su tetrahidroksoaluminati i tetrahidroksoaluminati.
Tetrahidroksoaluminati i tetrahidroksocinkati su soli čiji anioni imaju formule - odnosno 2-. Razmotrimo kemijska svojstva takvih spojeva koristeći natrijeve soli kao primjer:
Ovi spojevi, kao i drugi topljivi kompleksni spojevi, dobro disociraju, dok gotovo svi kompleksni ioni (u uglatim zagradama) ostaju netaknuti i ne disociraju dalje:
Djelovanje viška jake kiseline na ove spojeve dovodi do stvaranja dviju soli:
Kada su izloženi nedostatku jakih kiselina, samo aktivni metal prelazi u novu sol. Aluminij i cink u hidroksidima se talože:
Taloženje aluminijevih i cinkovih hidroksida jakim kiselinama nije dobar izbor, jer je teško dodati strogo potrebnu količinu jake kiseline bez otapanja dijela taloga. Zbog toga se koristi ugljikov dioksid koji ima vrlo slaba kisela svojstva i stoga nije u stanju otopiti talog hidroksida:
U slučaju tetrahidroksoaluminata, taloženje hidroksida također se može izvesti pomoću sumporovog dioksida i sumporovodika:
U slučaju tetrahidroksocinkata, taloženje sumporovodikom je nemoguće, jer se umjesto cink hidroksida taloži cink sulfid:
Kada se otopine tetrahidroksocinkata i tetrahidroksoaluminata ispare, nakon čega slijedi kalcinacija, ovi spojevi se transformiraju u cinkat, odnosno aluminat.
DEFINICIJA
Soli su elektroliti čijom disocijacijom nastaju metalni kationi (amonijevi ioni ili kompleksni ioni) i anioni kiselinskih ostataka:
\(\ \mathrm(NaNOZ) \mapsto \mathrm(Na)++\mathrm(NOZ)_(-) \);
\(\ \mathrm(NH) 4 \mathrm(NO) 3 \leftrightarrow \mathrm(NH) 4++\mathrm(NO) 3_(-) \);
\(\ \mathrm(KAl)(\mathrm(SO) 4) 2 \leftrightarrow \mathrm(K)++\mathrm(Al) 3++2 \mathrm(SO) 42- \);
\(\ [\mathrm(Zn)(\mathrm(NH) 3) 4] \mathrm(Cl) 2[\mathrm(Zn)(\mathrm(NH) 3) 4] 2++2 \mathrm(Cl) \).
Soli se obično dijele u tri skupine: srednje (\(\ \mathrm(NaCl) \)), kisele (\(\ \mathrm(NaHCO) 3 \)) i bazične (\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm ( OH))\mathrm(Cl)\)). Osim toga, postoje dvostruke (mješovite) i složene soli. Dvostruke soli tvore dva kationa i jedan anion. Postoje samo u čvrstom obliku.
Kemijska svojstva soli
a) kisele soli
Kisele soli disocijacijom daju metalne katione (amonijev ion), vodikove ione i anione kiselinskog ostatka:
\(\ \mathrm(NaHCO) 3+\mathrm(Na)++\mathrm(H)++\mathrm(CO) 32 \).
Kisele soli su proizvodi nepotpune zamjene atoma vodika odgovarajućom kiselinom s atomima metala.
Kisele soli su termički nestabilne i kada se zagrijavaju, raspadaju se u međusoli:
\(\ \mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2=\mathrm(CaCOZ) \downarrow+\mathrm(CO) 2 \uparrow+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \).
Reakcije neutralizacije s alkalijama karakteristične su za kisele soli:
\(\ \mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2+\mathrm(Ca)(\mathrm(OH)) 2=2 \mathrm(Ca) \mathrm(CO) 3 \downarrow+2 \mathrm (H) 2 \mathrm(O) \).
b) bazične soli
Tijekom disocijacije bazične soli proizvode metalne katione, kisele anione i OH ione:
\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm(OH)) \mathrm(Cl) \rightarrow \mathrm(Fe)(\mathrm(OH))++\mathrm(Cl)-+\mathrm(Fe) 2+ +\mathrm(OH)-+\mathrm(Cl)\).
Bazične soli su proizvodi nepotpune zamjene hidroksilnih skupina odgovarajuće baze s kiselim ostacima.
Bazične soli, kao i kisele soli, termički su nestabilne i zagrijavanjem se raspadaju:
\(\ [\mathrm(Cu)(\mathrm(OH))] 2 \mathrm(CO) 3=2 \mathrm(CuO)+\mathrm(CO) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \).
Reakcije neutralizacije s kiselinama karakteristične su za bazične soli:
\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm(OH)) \mathrm(Cl)+\mathrm(HCl) \& \text ( bull; ) \mathrm(FeCl) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm( O)\).
c) srednja sol
Tijekom disocijacije, srednje soli daju samo metalne katione (amonijev ion) i anione kiselinskog dijela (vidi gore). Srednje soli su proizvodi potpune zamjene atoma vodika odgovarajuće kiseline atomima metala.
Većina srednjih soli termički je nestabilna i zagrijavanjem se raspada:
\(\ \mathrm(CaCO) 3=\mathrm(CaO)+\mathrm(CO) 2 \);
\(\ \mathrm(NH) 4 \mathrm(Cl)=\mathrm(NH) 3+\mathrm(HCl)\);
\(\ 2 \mathrm(Cu)(\mathrm(NO) 3) 2=2 \mathrm(CuO)+4 \mathrm(NO) 2+\mathrm(O) 2 \).
U vodenoj otopini soli se hidrolizuju:
\(\ \mathrm(Al) 2 \mathrm(S) 3+6 \mathrm(H) 2 \mathrm(O) 2 \mathrm(Al)(\mathrm(OH)) 3+3 \mathrm(H) 2 \mathrm(S)\);
\(\ \mathrm(K) 2 \mathrm(S)+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \desna strelica \mathrm(KHS)+\mathrm(KOH) \);
\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm(NO) 3) 3+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \rightarrow \mathrm(Fe)(\mathrm(OH))(\mathrm(NO) 3 ) 2+\mathrm(HNO) 3\).
Srednje soli stupaju u reakcije izmjene s kiselinama, bazama i drugim solima:
\(\ \mathrm(Pb)(\mathrm(NO) 3) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm(S)=\mathrm(PbS) \downarrow+2 \mathrm(HNO) 3 \);
\(\ \mathrm(Fe) 2(\mathrm(SO) 4) 3+3 \mathrm(Ba)(\mathrm(OH)) 2=2 \mathrm(Fe)(\mathrm(OH)) 3 \downarrow +3 \mathrm(BaSO) 4\strelica prema dolje \);
\(\ \mathrm(CaBr) 2+\mathrm(K) 2 \mathrm(CO) 3=\mathrm(CaCO) 3 \downarrow+2 \mathrm(KBr) \).
Fizikalna svojstva soli
Najčešće su soli kristalne tvari s ionskom kristalnom rešetkom. Soli imaju visoka tališta. Kada je n. soli su dielektrici. Topivost soli u vodi varira.
Dobivanje soli
a) kisele soli
Glavne metode za dobivanje kiselih soli su nepotpuna neutralizacija kiselina, učinak viška kiselih oksida na baze i učinak kiselina na soli:
\(\ \mathrm(NaOH)+\mathrm(H) 2 \mathrm(SO) 4=\mathrm(NaHSO) 4+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \);
\(\ \mathrm(Ca)(\mathrm(OH)) 2+2 \mathrm(CO) 2=\mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2 \);
\(\ \mathrm(CaCO) 3+\mathrm(CO) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm(O)=\mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2\).
b) bazične soli
Bazične soli pripremaju se pažljivim dodavanjem male količine lužine u slanu otopinu ili reakcijom slabih kiselina sa srednjim solima:
\(\ \mathrm(AICl) 3+2 \mathrm(NaOH)=\mathrm(Al)(\mathrm(OH)) 2 \mathrm(Cl)+2 \mathrm(NaCl)\);
\(\ 2 \mathrm(MgCl) 2+2 \mathrm(Na) 2 \mathrm(CO) 3+\mathrm(H) 2 \mathrm(O)=[\mathrm(Mg)(\mathrm(OH)) ] 2 \mathrm(CO) 3 \downarrow+\mathrm(CO) 2+2 \mathrm(NaCl) \).
c) srednja sol
Glavne metode dobivanja soli medija su reakcija kiselina s metalima, bazičnim ili amfoternim oksidima i bazama, kao i reakcija baza s kiselim ili amfoternim oksidima i kiselinama, reakcija kiselina i bazičnih oksida i reakcija izmjene :
\(\ \mathrm(Mg)+\mathrm(H) 2 \mathrm(SO) 4=\mathrm(MgSO) 4+\mathrm(H) 2 \);
\(\ \mathrm(Ag) 2 \mathrm(O)+2 \mathrm(HNO) \mathbf(3)=2 \mathrm(AgNO) \mathbf(3)+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \);
\(\ \mathrm(Cu)(\mathrm(OH)) 2+2 \mathrm(HCl)=\mathrm(CuCl) 2+2 \mathrm(H) 20 \);
\(\ 2 \mathrm(KOH)+\mathrm(SO) 2=\mathrm(K) 2 \mathrm(SO) 3+\mathrm(H) 20 \);
\(\ \mathrm(CaO)+\mathrm(SO) 3=\mathrm(CaSO) 4 \);
\(\ \mathrm(BaCl) 2+\mathrm(MgSO) 4=\mathrm(MgCl) 2+\mathrm(BaSO) 4\strelica prema dolje \).
Primjeri rješavanja problema
Odredite masu amonijeva klorida koji nastaje reakcijom 5,9 g amonijaka s 5,6 l (N.O.) klorovodika.
Napišimo jednadžbu za nastanak amonijevog klorida iz amonijaka i klorovodika: \(\ \mathrm(NH) 3+\mathrm(HCl)=\mathrm(NH) 4 \mathrm(Cl) \).
Odredite koja je od tvari u višku, a koja u manjku:
\(\ \mathrm(v)(\mathrm(NH) 3)=\mathrm(m)(\mathrm(NH) 3) / \mathrm(M)(\mathrm(NH) 3)=5,6 / 17 =0,33 \) mol;
\(\ \mathrm(v)(\mathrm(HCl))=\mathrm(V)(\mathrm(HCl)) / \mathrm(Vm)=5,6 / 22,4=0,25 \) mol.
Izračun se vrši na tvari koja je u nedostatku - klorovodična kiselina. Izračunajte masu amonijevog klorida:
\(\ \mathrm(v)(\mathrm(HCl))=\mathrm(v)(\mathrm(NH) 4 \mathrm(Cl))=0,25 \) mol;
\(\ (\mathrm(NH) 4 \mathrm(Cl))=0,25 \puta 53,5=13,375 \mathrm(g)\).
Masa amonijevog klorida je 13,375 g.
Odredite količinu tvari, volumen (n.o.s.) i masu amonijaka potrebne za dobivanje 250 g amonijevog sulfata koji se koristi kao gnojivo.
Napišimo jednadžbu za reakciju proizvodnje amonijevog sulfata iz amonijaka i sumporne kiseline:
\(\ 2 \mathrm(NH) 3+\mathrm(H) 2 \mathrm(SO) 4=(\mathrm(NH) 4) \quad 2 \mathrm(SO) 4 \).
Molarna masa amonijevog sulfata izračunata pomoću D.I. tablice elemenata. Mendeljejev - 132 g/mol. Zatim količina amonijevog sulfata:
\(\ \mathrm(v)((\mathrm(NH) 4) \quad 2 \mathrm(SO) 4)=\mathrm(m)((N H 4) 2 S 04) / M((N H 4) 2 S 04)\)
\(\ \mathrm(v)((\mathrm(NH) 4) \quad 2 \mathrm(S) 04)=250 / 132=1,89 \) mol
Prema jednadžbi reakcije \(\ \mathrm(v)((\mathrm(NH) 4) \quad 2 \mathrm(S) 04) : \mathrm(v)(\mathrm(NH) 3)=1: 2 \), pa je količina amonijaka:
\(\ \mathrm(v)(\mathrm(NH) 3)=2 \puta \mathrm(v)((\mathrm(NH) 4) 2 \mathrm(SO) 4)=2 \puta 1,89= 3,79\ ) mol.
Odredimo volumen amonijaka:
\(\ \mathrm(V)(\mathrm(NH) 3)=\mathrm(v)(\mathrm(NH) 3) \puta \mathrm(V)_(\mathrm(m)) \);
\(\V(N H 3)=3,79 \puta 22,4=84,8 l\).
Molarna masa amonijaka, izračunata pomoću tablice kemijskih elemenata D.I. Mendeljejev – 17 g/mol. Zatim, pronađimo masu amonijaka:
\(\ \mathrm(m)(\mathrm(NH) 3)=\mathrm(v)(\mathrm(NH) 3) \times \mathrm(M)(\mathrm(NH) 3) \);
\(\ \mathrm(m)(\mathrm(NH) 3)=3,79 \puta 17=64,43 \mathrm(g) \).
Količina tvari amonijaka je 3,79 mol, volumen amonijaka je 84,8 l, masa amonijaka je 64,43 g.
Soli su složene tvari čije se molekule sastoje od atoma metala i kiselinskih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodik). Na primjer, NaCl je natrijev klorid, CaSO 4 je kalcijev sulfat itd.
Praktički sve soli su ionski spojevi, Stoga su u solima ioni kiselinskih ostataka i ioni metala međusobno vezani:
Na + Cl – – natrijev klorid
Ca 2+ SO 4 2– – kalcijev sulfat itd.
Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za vodikove atome kiseline. Stoga se razlikuju sljedeće vrste soli:
1. Srednje soli– svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni su metalom: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.
2. Kisele soli– nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu tvoriti samo di- ili polibazične kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu proizvesti kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.
3. Dvostruke soli– atomi vodika di- ili polibazične kiseline nisu zamijenjeni jednim metalom, već s dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.
4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune ili djelomične supstitucije hidroksilnih skupina baza s 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 - kalcijev sulfat, Mg SO 4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodične kiseline nazivaju se kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI 2 - cink klorid itd.
Čestica “bi” ili “hidro” dodaje se nazivu soli dibazičnih kiselina: Mg(HCl 3) 2 – magnezijev bikarbonat ili bikarbonat.
Pod uvjetom da je u trobazičnoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogen fosfat.
Soli su čvrste tvari s vrlo različitom topljivošću u vodi.
Kemijska svojstva soli
Kemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i aniona koji su u njihovom sastavu.
1. Neki soli se zagrijavanjem razgrađuju:
CaCO 3 = CaO + CO 2
2. Interakcija s kiselinama uz stvaranje 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 s bazama tvoreći novu sol i novu bazu:
Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.
4. Međusobno komunicirajte uz stvaranje novih soli:
NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .
5. Interakcija s metalima, koji su u rasponu aktivnosti metala koji je dio soli:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.
Još uvijek imate pitanja? Želite li znati više o soli?
Za pomoć od mentora, registrirajte se.
Prvi sat je besplatan!
web stranice, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvor je obavezna.
Kemijske jednadžbe
Kemijska jednadžba je izražavanje reakcije pomoću kemijskih formula. Kemijske jednadžbe pokazuju koje tvari stupaju u kemijsku reakciju i koje tvari nastaju kao rezultat te reakcije. Jednadžba je sastavljena na temelju zakona održanja mase i prikazuje kvantitativne odnose tvari koje sudjeluju u kemijskoj reakciji.
Kao primjer, razmotrimo interakciju kalijevog hidroksida s fosfornom kiselinom:
H3PO4 + 3 KOH = K3PO4 + 3 H2O.
Iz jednadžbe je jasno da 1 mol ortofosforne kiseline (98 g) reagira s 3 mola kalijevog hidroksida (3·56 g). Kao rezultat reakcije nastaje 1 mol kalijevog 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 produkata reakcije. Jednadžba kemijske reakcije omogućuje vam da napravite različite izračune koji se odnose na danu reakciju.
Složene tvari dijele se u četiri klase: oksidi, baze, kiseline i soli.
Oksidi- to su složene tvari koje se sastoje od dva elementa od kojih je jedan kisik, tj. Oksid je spoj elementa s kisikom.
Ime oksida potječe od naziva elementa koji je dio oksida. Na primjer, BaO je barijev oksid. Ako oksidni element ima promjenjivu valenciju, tada je iza naziva elementa njegova valencija navedena u zagradama rimskim brojem. Na primjer, FeO je željezov (I) oksid, Fe2O3 je željezov (III) oksid.
Svi oksidi se dijele na soli koje tvore i one koje ne tvore soli.
Oksidi koji stvaraju soli su oksidi koji tvore soli kao rezultat kemijskih reakcija. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom tvore 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 reagira s klorovodičnom kiselinom (HCl), nastaje sol:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Kao rezultat kemijskih reakcija mogu se dobiti druge soli:
CuO + SO3 → CuSO4.
Oksidi koji ne tvore soli su oni oksidi koji ne tvore soli. Primjeri uključuju CO, N2O, NO.
Oksidi koji stvaraju sol su tri vrste: bazični (od riječi "baza"), kiseli i amfoterni.
Bazični oksidi su metalni oksidi, koji odgovaraju hidroksidima, koji pripadaju klasi baza. Osnovni oksidi uključuju, na primjer, Na2O, K2O, MgO, CaO itd.
Kemijska svojstva bazičnih oksida
1. Bazični oksidi topivi u vodi reagiraju s vodom pri čemu nastaju baze:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Reagirati s kiselim oksidima, pri čemu nastaju odgovarajuće soli
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reagirajte s kiselinama da nastane sol i voda:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reagirati s amfoternim oksidima:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Bazični oksidi reagiraju s kiselim oksidima, tvoreći soli:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Ako sastav oksida sadrži nemetal ili metal s najvećom valencijom (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 npr. CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 itd. Kiseli oksidi se otapaju u vodi i lužinama, tvoreći sol i vodu.
Kemijska svojstva kiselinskih oksida
1. Reagirajte s vodom da nastane kiselina:
SO3 + H2O → H2SO4.
Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi izravno s vodom (SiO2, itd.).
2. Reagirajte s baziranim oksidima da nastane sol:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Reagirati s alkalijama, stvarajući sol i vodu:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Amfoterni oksid sadrži element koji ima amfoterna svojstva. Amfoternost se odnosi na sposobnost spojeva da pokažu kisela i bazična svojstva ovisno o uvjetima. Na primjer, cinkov oksid ZnO može biti ili baza ili kiselina (Zn(OH)2 i H2ZnO2). Amfoternost se izražava u činjenici da, ovisno o uvjetima, amfoterni oksidi pokazuju ili bazična ili kisela svojstva, na primjer, Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Na primjer, amfoterna priroda cinkovog oksida očituje se kada stupa u interakciju s klorovodičnom kiselinom i natrijevim hidroksidom:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
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, aluminijev (III) oksid pokazuje osnovna svojstva u reakciji njegove fuzije s kalijevim disulfatom i kisela svojstva kada se stopi s hidroksidima:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Za različite amfoterne okside dvojnost svojstava može biti izražena u različitim stupnjevima. Na primjer, cinkov oksid se jednako lako otapa i u kiselinama i u lužinama, a željezov (III) oksid - Fe2O3 - ima pretežno bazična svojstva.
Kemijska svojstva amfoternih oksida
1. Reagirajte s kiselinama da nastane sol i voda:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reagirajte s krutim alkalijama (tijekom fuzije), formirajući kao rezultat reakcije sol - natrijev cinkat i vodu:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Kada cinkov oksid stupi u interakciju s otopinom lužine (isti NaOH), dolazi do druge reakcije:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinacijski broj je karakteristika koja određuje broj obližnjih čestica: atoma ili iona u molekuli ili kristalu. Svaki amfoterni metal ima svoj koordinacijski broj. Za Be i Zn je 4; Za i Al to je 4 ili 6; Za i Cr to je 6 ili (vrlo rijetko) 4;
Amfoterni oksidi obično su netopljivi u vodi i ne reagiraju s njom.
Metode za proizvodnju oksida iz jednostavnih tvari su izravna reakcija elementa s kisikom:
ili razgradnja složenih tvari:
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 izravnom interakcijom kisika s drugim elementom ili neizravno (na primjer, tijekom razgradnje soli, baza, kiselina). U normalnim uvjetima, oksidi dolaze u krutom, tekućem i plinovitom stanju; ova vrsta spojeva vrlo je česta u prirodi. Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Hrđa, pijesak, voda, ugljikov dioksid su oksidi.
Razlozi- to su složene tvari u čijim su molekulama atomi metala povezani s jednom ili više hidroksilnih skupina.
Baze su elektroliti koji, kada se disociraju, tvore samo hidroksidne ione kao anione.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Postoji nekoliko znakova klasifikacije baza:
Prema topljivosti u vodi baze se dijele na lužine i netopljive. Alkalije su hidroksidi alkalnih metala (Li, Na, K, Rb, Cs) i zemnoalkalijskih metala (Ca, Sr, Ba). Sve ostale baze su netopljive.
Ovisno o stupnju disocijacije baze se dijele na jake elektrolite (sve lužine) i slabe elektrolite (netopljive baze).
Ovisno o broju hidroksilnih skupina u molekuli, baze se dijele na monokiseline (1 OH skupina), npr. natrijev hidroksid, kalijev hidroksid, dikiseline (2 OH skupine), npr. kalcijev hidroksid, bakrov hidroksid (2), i polikiseline.
Kemijska svojstva.
OH – ioni u otopini određuju alkalni okoliš.
Alkalne otopine mijenjaju boju indikatora:
Fenolftalein: bezbojno ® grimizno,
Lakmus: ljubičasto ® plavo,
Metil oranž: narančasto ® žuto.
Alkalijske otopine reagiraju s kiselim oksidima i stvaraju soli onih kiselina koje odgovaraju reakcijskim kiselim oksidima. Ovisno o količini lužina nastaju srednje ili kisele soli. Na primjer, kada kalcijev hidroksid reagira s ugljikovim (IV) monoksidom, nastaju kalcijev karbonat i voda:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O
A kada kalcijev hidroksid reagira s viškom ugljičnog monoksida (IV), nastaje kalcijev bikarbonat:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Sve baze reagiraju s kiselinama stvarajući sol i vodu, na primjer: kada natrijev hidroksid reagira s klorovodičnom kiselinom, nastaju natrijev klorid i voda:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Bakrov(II) hidroksid se otapa u klorovodičnoj kiselini pri čemu nastaje bakrov(II) klorid i voda:
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.
Netopljive baze, kada se zagrijavaju, razlažu se na vodu i metalni oksid koji odgovara bazi, na primjer:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Lužine stupaju u interakciju s otopinama soli ako je ispunjen jedan od uvjeta da se reakcija ionske izmjene odvija do kraja (nastaje talog),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Reakcija nastaje zbog vezanja bakrenih kationa s hidroksidnim ionima.
Kada barijev hidroksid reagira s otopinom natrijevog sulfata, nastaje talog barijevog sulfata.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Reakcija nastaje zbog vezanja barijevih kationa i sulfatnih aniona.
kiseline - To su složene tvari čije molekule uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti za atome metala i kiselinski ostatak.
Na temelju prisutnosti ili odsutnosti kisika u molekuli kiseline se dijele na one koje sadrže kisik (H2SO4 sumporna kiselina, H2SO3 sumporasta kiselina, HNO3 dušična kiselina, H3PO4 fosforna kiselina, H2CO3 ugljična kiselina, H2SiO3 silicijeva kiselina) i bez kisika (HF fluorovodična kiselina, HCl klorovodična kiselina (klorovodična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H2S hidrosulfidna kiselina).
Ovisno o broju atoma vodika u molekuli kiseline, kiseline su jednobazične (s 1 H atomom), dvobazične (s 2 H atoma) i trobazične (s 3 H atoma).
KISELINE
Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.
Kiselinski ostaci mogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiselinski ostaci, ili se mogu sastojati od grupe atoma (-SO3, -PO4, -SiO3) - to su složeni ostaci.
U vodenim otopinama, tijekom reakcija izmjene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Riječ anhidrid znači bezvodan, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,
H2SO4 - H2O → SO3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.
Kiselina je dobila ime po nazivu elementa koji stvara kiselinu (sredstvo za stvaranje kiseline) uz dodatak završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H2SO4 - sumporna; H2SO3 - ugljen; H2SiO3 - silicij, itd.
Element može tvoriti nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u imenima kiselina bit će kada element pokazuje višu valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline bit će "prazan": HNO3 - dušična, HNO2 - dušična.
Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi netopljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisikove i za kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika također se dobivaju izravnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje dobivenog spoja u vodi:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Otopine nastalih plinovitih tvari HCl i H2S su kiseline.
U normalnim uvjetima kiseline postoje i u tekućem i u krutom stanju.
Kemijska svojstva kiselina
1. Otopine kiselina djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijeve) vrlo su topive u vodi. Posebne tvari - indikatori omogućuju određivanje prisutnosti kiseline.
Indikatori su tvari složene strukture. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim otopinama imaju jednu boju, u otopinama baza drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metiloranža postaje crven, a indikator lakmusa također postaje crven.
2. Reagirati s bazama pri čemu nastaje voda i sol, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski 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.
Za interakciju kiselina s metalima moraju biti zadovoljeni određeni uvjeti:
1. Metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti ispred vodika). Što je metal dalje lijevo u nizu aktivnosti, to je intenzivnija interakcija s kiselinama;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Ali reakcija između otopine klorovodične kiseline i bakra je nemoguća, jer je bakar u nizu napona nakon vodika.
2. Kiselina mora biti dovoljno jaka (tj. sposobna donirati vodikove ione H+).
Kada se odvijaju 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.
No, koliko god kiseline bile različite, sve disocijacijom tvore vodikove katione koji određuju niz zajedničkih svojstava: kiselkasti okus, promjenu boje indikatora (lakmus i metiloranž), interakciju s drugim tvarima.
Ista reakcija događa se između metalnih oksida i većine kiselina
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Opišimo reakcije:
2) Druga reakcija trebala bi proizvesti topljivu sol. U mnogim slučajevima, interakcija metala s kiselinom praktički se ne događa jer je nastala sol netopljiva i prekriva površinu metala zaštitnim filmom, na primjer:
Rb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Netopljivi olovo(II) sulfat sprječava kiselinu da dopre do metala, a reakcija se zaustavlja neposredno prije nego što započne. Iz tog razloga većina teških metala praktički ne stupa u interakciju s fosfornom, ugljičnom i hidrosulfidnom kiselinom.
3) Treća reakcija je karakteristična za kisele otopine, dakle, netopljive kiseline, kao što je silicijeva kiselina, ne reagiraju s metalima. Koncentrirana otopina sumporne kiseline i otopina dušične kiseline bilo koje koncentracije međusobno djeluju s metalima nešto drugačije, stoga su jednadžbe reakcije između metala i tih kiselina napisane na drugačiji način. Razrijeđena otopina sumporne kiseline reagira s metalima. stoje u naponskom nizu do vodika, tvoreći sol i vodik.
4) Četvrta reakcija je tipična reakcija ionske izmjene i događa se samo ako nastane talog ili plin.
soli - to su složene tvari čije se molekule sastoje od atoma metala i kiselinskih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodik). Na primjer, NaCl je natrijev klorid, CaSO4 je kalcijev sulfat itd.
Gotovo sve soli su ionski spojevi, stoga su ioni kiselinskih ostataka i ioni metala zajedno vezani u soli:
Na+Cl - natrijev klorid
Ca2+SO42 - kalcijev sulfat itd.
Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za vodikove atome kiseline.
Stoga se razlikuju sljedeće vrste soli:
1. Srednje soli - svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni su metalom: Na2CO3, KNO3 itd.
2. Kisele soli - nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu tvoriti samo di- ili polibazične kiseline. Jednobazične kiseline ne mogu stvarati kisele soli: NaHCO3, NaH2PO4 itd. d.
3. Dvostruke soli - atomi vodika di- ili polibazične kiseline nisu zamijenjeni jednim metalom, već s dva različita: NaKCO3, KAl(SO4)2 itd.
4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune ili djelomične supstitucije hidroksilnih skupina baza s 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 - kalcijev sulfat, MgSO4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodične kiseline nazivaju se kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI2 - cink klorid itd.
Čestica "bi" ili "hidro" dodaje se nazivu soli dvobazičnih kiselina: Mg(HCl3)2 - magnezijev bikarbonat ili bikarbonat.
Pod uvjetom da je u trobazičnoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks "dihidro": NaH2PO4 - natrijev dihidrogenfosfat.
Soli su čvrste tvari s vrlo različitom topljivošću u vodi.
Kemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i aniona koji su u njihovom sastavu.
1. Neke soli se zagrijavanjem razgrađuju:
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, tvoreći novu sol i novu bazu:
Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Međusobno djeluju kako bi se formirale nove soli:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Oni su u interakciji s metalima koji su u istom rasponu aktivnosti kao i metal koji je dio soli.
