Azotyny metali na +2 stopniu utlenienia tworzą krystaliczne hydraty z jedną, dwiema lub czterema cząsteczkami wody. Azotyny tworzą na przykład podwójne i potrójne sole. CSNO 2. AgNO 2 lub Ba (NO 2) 2. Ni (NO 2) 2. 2KNO 2, a także związki złożone, na przykład Na 3.
Struktury kryształów są znane tylko z kilku bezwodnych azotynów. Anion NO2 ma nieliniową konfigurację; Kąt ONO 115 °, długość wiązania H - O 0,115 nm; typ wiązania M - NO 2 jest jonowo-kowalencyjny.
Azotyny K, Na, Ba są dobrze rozpuszczalne w wodzie, azotyny Ag, Hg, Cu są słabo rozpuszczalne. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta rozpuszczalność azotynów. Prawie wszystkie azotyny są słabo rozpuszczalne w alkoholach, eterach i rozpuszczalnikach o niskiej polarności.
Azotyn jest niestabilny termicznie; tylko azotyny metali alkalicznych topią się bez rozkładu, azotyny innych metali rozkładają się w temperaturze 25-300 ° C Mechanizm rozkładu azotynów jest złożony i obejmuje szereg równolegle sekwencyjnych reakcji. Głównymi gazowymi produktami rozkładu są NO, NO 2, N 2 i O 2, stałe to tlenek metalu lub metal pierwiastkowy. Uwolnienie dużej ilości gazów powoduje wybuchowy rozkład niektórych azotynów, np. NH 4 NO 2, który rozkłada się na N 2 i H 2 O.
Charakterystyczne cechy azotynów są związane z ich niestabilnością termiczną i zdolnością jonu azotynowego do bycia zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym, w zależności od środowiska i charakteru odczynników. W środowisku obojętnym azotyny są zwykle redukowane do NO, w środowisku kwaśnym są utleniane do azotanów. Tlen i CO 2 nie oddziałują ze stałymi azotynami i ich roztworami wodnymi. Azotyny sprzyjają rozkładowi substancji organicznych zawierających azot, w szczególności amin, amidów itp. Z halogenkami organicznymi RXH. reagują z wytworzeniem zarówno azotynów RONO, jak i związków nitrowych RNO 2.
Przemysłowa produkcja azotynów opiera się na absorpcji gazu zaazotowanego (mieszaniny NO + NO 2) przez roztwory Na 2 CO 3 lub NaOH z sukcesywną krystalizacją NaNO 2; azotyny innych metali w przemyśle i laboratoriach otrzymuje się w wyniku reakcji wymiany soli metali z NaNO 2 lub redukcji azotanów tych metali.
Azotyny są wykorzystywane do syntezy barwników azowych, przy produkcji kaprolaktamu, jako utleniacze i reduktory w przemyśle gumowym, tekstylnym i metalurgicznym, jako konserwanty produktów spożywczych. Azotyny, takie jak NaNO 2 i KNO 2, są toksyczne, powodują bóle głowy, wymioty, depresję oddechową itp. Zatrucie NaNO 2 powoduje powstanie methemoglobiny we krwi, uszkodzenie błony erytrocytów. Tworzenie nitrozoamin z NaNO 2 i amin jest możliwe bezpośrednio w przewodzie pokarmowym.
6. siarczany, sole kwasu siarkowego. Znane średnie siarczany z anionem SO 4 2-kwaśnym, czyli wodorosiarczany, z anionem HSO 4 - zasadowym, zawierające wraz z anionem grupy SO 4 2 - - OH, na przykład Zn 2 (OH) 2 SO 4. Istnieją również podwójne siarczany zawierające dwa różne kationy. Należą do nich dwie duże grupy siarczanów - ałun, a także szenit M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, gdzie M to pojedynczo naładowany kation, E to Mg, Zn i inne podwójnie naładowane kationy. Znany trójskładnikowy siarczan K 2 SO 4. MgSO 4. 2CaSO 4. 2H 2 O (minerał polihalitowy), podwójnie zasadowe siarczany, na przykład minerały z grupy alunitu i jarozytu M 2 SO 4. Al 2 (SO 4) 3. 4Al (OH 3 i M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, gdzie M to kation z pojedynczym ładunkiem. Siarczany mogą być częścią soli mieszanych, np. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 ( mineralny berkeit), MgSO 4, KCl, 3H 2 O (kainit).
Siarczany są substancjami krystalicznymi, średnio i kwaśnymi, w większości przypadków łatwo rozpuszczalnymi w wodzie. Siarczany wapnia, strontu, ołowiu i niektórych innych są słabo rozpuszczalne, BaSO 4, RaSO 4 są praktycznie nierozpuszczalne. Zasadowe siarczany są z reguły słabo rozpuszczalne lub praktycznie nierozpuszczalne lub hydrolizują wodą. Siarczany mogą krystalizować z roztworów wodnych w postaci krystalicznych hydratów. Krystaliczne hydraty niektórych metali ciężkich nazywane są witriolami; siarczan miedzi CuSO 4. 5H 2 O, siarczan żelazawy FeSO 4. 7H 2 O.
Średnie siarczany metali alkalicznych są stabilne termicznie, podczas gdy kwaśne siarczany rozkładają się po podgrzaniu, zamieniając się w pirosiarczany: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Średnie siarczany innych metali, a także zasadowe siarczany, po podgrzaniu do wystarczająco wysokich temperatur, z reguły rozkładają się z utworzeniem tlenków metali i uwolnieniem SO 3.
Siarczany są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie. Występują jako minerały, takie jak gips CaSO 4. H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4. 10H 2 O, a także są częścią wód morskich i rzecznych.
Wiele siarczanów można otrzymać przez oddziaływanie H 2 SO 4 z metalami, ich tlenkami i wodorotlenkami, a także przez rozkład soli lotnych kwasów z kwasem siarkowym.
Nieorganiczne siarczany są szeroko stosowane. Np. Siarczan amonu jest nawozem azotowym, siarczan sodu stosowany jest w przemyśle szklarskim, papierniczym, wiskozowym itp. Naturalne minerały siarczanowe są surowcami do przemysłowej produkcji związków różnych metali, materiałów budowlanych itp.
7. siarczyny, sole kwasu siarkowego H 2 SO 3. Rozróżnia się średnie siarczyny z anionem SO 3 2- i kwaśne (wodorosiarczyny) z anionem HSO 3 -. Siarczyny średnie są substancjami krystalicznymi. Siarczyny amonu i metali alkalicznych są łatwo rozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność (gw 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Wodorosiarczyny powstają w roztworach wodnych. Siarczyny metali ziem alkalicznych i niektórych innych metali są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność MgSO 3 1 gw 100 g (40 ° C). Znane są krystaliczne hydraty (NH 4) 2 SO 3. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H 2O, MgSO 3. 6H 2 O itp.
Bezwodne siarczyny, ogrzewane bez powietrza w szczelnych naczyniach, nieproporcjonalne do siarczków i siarczanów, po podgrzaniu w strumieniu N 2 tracą SO 2, a po podgrzaniu na powietrzu łatwo utleniają się do siarczanów. W przypadku SO 2 w środowisku wodnym średnie siarczyny tworzą wodorosiarczyny. Siarczyny są stosunkowo silnymi środkami redukującymi; utleniają się w roztworach chloru, bromu, Н 2 О 2 itp. Do siarczanów. Rozkładają się z mocnymi kwasami (na przykład HC1) z wydzieleniem SO 2.
Krystaliczne wodorosiarczyny są znane jako K, Rb, Cs, NH 4 +, są niestabilne. Reszta wodorosiarczynów występuje tylko w roztworach wodnych. Gęstość NH 4 HSO 3 wynosi 2,03 g / cm3; rozpuszczalność w wodzie (gw 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Podczas ogrzewania krystalicznych wodorosiarczynów Na lub K lub podczas nasycania SO 2 rojącego się roztworu miazgi M 2 SO 3 powstają pirosiarczyny (przestarzałe pirosiarczyny) M 2 S 2 O 5 - sole nieznanego kwasu pirosiarkowego H 2 S 2 O 5; kryształy, niestabilne; gęstość (g / cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; powyżej ~ 160 ° С rozkładają się wraz z uwolnieniem SO 2; rozpuścić w wodzie (z rozkładem do HSO 3 -), rozpuszczalność (gw 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tworzą hydraty Na 2 S 2 O 5. 7H 2 O oraz ZK 2 S 2 O 5. 2H 2O; środki redukujące.
Średnie siarczyny metali alkalicznych otrzymuje się przez oddziaływanie wodnego roztworu M 2 CO 3 (lub MOH) z SO 2 i MSO 3 - przepuszczając SO 2 przez wodną zawiesinę MCO 3; używają głównie SO 2 z gazów odlotowych z kontaktowej produkcji kwasu siarkowego. Siarczyny są stosowane w bieleniu, barwieniu i drukowaniu tkanin, włókien, skór do konserwacji ziarna, pasz zielonych, odpadów pasz przemysłowych (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca (НSO 3) 2 to środki dezynfekujące w przemyśle winiarskim i cukrowniczym. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - składniki ługu siarczynowego podczas roztwarzania; (NH 4) 2SO 3 - absorber SO 2; NaHSO 3 - pochłaniacz H 2 S z przemysłowych gazów odlotowych, reduktor w produkcji barwników siarkowych. K 2 S 2 O 5 - składnik kwaśnych utrwalaczy w fotografii, przeciwutleniacz, antyseptyk.
Fundacje mogą współdziałać:
- z niemetalami -
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
- z tlenkami kwasowymi -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
- z solami (wytrącanie, wydzielanie gazu) -
2KOH + FeCl 2 → Fe (OH) 2 + 2KCl.
Istnieją również inne sposoby uzyskania:
- interakcja dwóch soli -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS ↓;
- reakcja metali i niemetali -
- związek tlenków kwaśnych i zasadowych -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;
- oddziaływanie soli z metalami -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Właściwości chemiczne
Sole rozpuszczalne są elektrolitami i podlegają reakcjom dysocjacji. Podczas interakcji z wodą rozpadają się, tj. dysocjują na dodatnio i ujemnie naładowane jony - odpowiednio kationy i aniony. Kationy to jony metali, aniony to reszty kwasowe. Przykłady równań jonowych:
- NaCl → Na + + Cl -;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2-;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br -.
Oprócz kationów metali sole te mogą zawierać kationy amonowe (NH4 +) i fosfoniowe (PH4 +).
Pozostałe reakcje opisano w tabeli właściwości chemicznych soli.
Postać: 3. Przydział osadu podczas interakcji z zasadami.
Niektóre sole, w zależności od rodzaju, podczas ogrzewania rozkładają się na tlenek metalu i pozostałość kwasową lub na proste substancje. Na przykład CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.
Czego się nauczyliśmy?
Z lekcji chemii klasy 8 dowiedzieliśmy się o cechach i rodzajach soli. Złożone związki nieorganiczne składają się z metali i pozostałości kwasowych. Może zawierać wodór (sole kwasów), dwa metale lub dwie reszty kwasowe. Są to stałe substancje krystaliczne, które powstają w wyniku reakcji kwasów lub zasad z metalami. Reagować z zasadami, kwasami, metalami i innymi solami.
1) metal z niemetalem: 2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
2) metal z kwasem: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
3) metal z roztworem soli mniej aktywnego metalu Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu
4) zasadowy tlenek z kwaśnym tlenkiem: MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
5) zasadowy tlenek z kwasem CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) zasady z kwaśnym tlenkiem Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O
7) zasady z kwasem: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) sole z kwasem: MgCO 3 + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2SO 4 \u003d BaSO 4 + 2 HCl
9) roztwór zasadowy z roztworem soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) roztwory dwóch soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 \u003d Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Otrzymywanie kwaśnych soli:
1. Oddziaływanie kwasu z brakiem zasady. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Oddziaływanie zasady z nadmiarem kwaśnego tlenku
Ca (OH) 2 + 2CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2
3. Oddziaływanie średniej soli z kwasem Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Otrzymywanie soli zasadowych:
1. Hydroliza soli powstałych na bazie słabej zasady i mocnego kwasu
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Dodawanie (kroplami) niewielkich ilości alkaliów do roztworów średnich soli metali AlCl 3 + 2NaOH \u003d Cl + 2NaCl
3. Oddziaływanie soli słabych kwasów ze średnimi solami
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Otrzymywanie soli złożonych:
1. Reakcje soli z ligandami: AgCl + 2NH 3 \u003d Cl
FeCl 3 + 6KCN] \u003d K 3 + 3KCl
5. Otrzymywanie soli podwójnych:
1. Wspólna krystalizacja dwóch soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reakcje redoks ze względu na właściwości kationu lub anionu. 2KMnO 4 + 16HCl \u003d 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Właściwości chemiczne kwaśnych soli:
Rozkład termiczny do średniej soli
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Interakcja z alkaliami. Uzyskanie średniej soli.
Ba (HCO 3) 2 + Ba (OH) 2 \u003d 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Właściwości chemiczne soli zasadowych:
Rozkład termiczny. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
Interakcja z kwasem: tworzenie średniej soli.
Sn (OH) Cl + HCl \u003d SnCl 2 + H 2 O Pierwiastek chemiczny - zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym i liczbie protonów, która pokrywa się z liczbą porządkową (atomową) w układzie okresowym. Każdy pierwiastek chemiczny ma własną nazwę i symbol, które są wymienione w układzie okresowym pierwiastków Mendelejewa.
Formą istnienia pierwiastków chemicznych w postaci wolnej są proste substancje (singel).
W chwili obecnej (marzec 2013) znanych jest 118 pierwiastków chemicznych (z których nie wszystkie są oficjalnie rozpoznane).
Chemikalia mogą składać się z jednego pierwiastka chemicznego (substancja prosta) lub różnych (substancja złożona lub związek chemiczny).
Pierwiastki chemiczne tworzą około 500 prostych substancji. Zdolność jednego pierwiastka do istnienia w postaci różnych prostych substancji różniących się właściwościami nazywana jest alotropią. W większości przypadków nazwy prostych substancji pokrywają się z nazwami odpowiednich pierwiastków (na przykład cynk, glin, chlor), jednak w przypadku istnienia kilku alotropowych modyfikacji nazwy prostej substancji i pierwiastka mogą się różnić, na przykład tlen (ditlenek, O 2) i ozon (O 3) ; diament, grafit i szereg innych alotropowych modyfikacji węgla występuje wraz z amorficznymi formami węgla.
Podwójna natura elektronu, który ma właściwości nie tylko cząstki, ale i fali, co potwierdzono eksperymentalnie w 1927 r., Skłoniło naukowców do stworzenia nowej teorii budowy atomu, uwzględniającej obie te właściwości. Współczesna teoria budowy atomu oparta jest na mechanice kwantowej.
Dwoistość właściwości elektronu przejawia się w tym, że z jednej strony ma on właściwości cząstki (ma pewną masę spoczynkową), z drugiej jego ruch przypomina falę i można go opisać pewną amplitudą, długością fali, częstotliwością drgań itp. Dlatego nie można mówić. o konkretnej trajektorii ruchu elektronu - można ocenić tylko jeden lub inny stopień prawdopodobieństwa jego znalezienia się w danym punkcie w przestrzeni.
W konsekwencji orbitę elektronu należy rozumieć nie jako pewną linię ruchu elektronu, ale określoną część przestrzeni wokół jądra, w której prawdopodobieństwo przebywania elektronu jest największe. Innymi słowy, orbita elektronu nie charakteryzuje sekwencji ruchu elektronu z punktu do punktu, ale jest określona przez prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonej odległości od jądra.
Francuski naukowiec L. de Broglie jako pierwszy mówił o występowaniu właściwości falowych elektronu. Równanie De Brogliego: \u003d h / mV. Jeśli elektron ma właściwości falowe, wówczas wiązka elektronów musi doświadczyć efektów dyfrakcji i interferencji. Falowy charakter elektronów potwierdzono obserwując dyfrakcję wiązki elektronów w strukturze sieci krystalicznej. Ponieważ elektron ma właściwości falowe, jego położenie w objętości atomu nie jest określone. Położenie elektronu w objętości atomowej opisuje funkcja probabilistyczna, jeśli przedstawimy go w przestrzeni trójwymiarowej, otrzymamy ciała obrotowe (ryc.).
Sole można również uznać za produkty całkowitego lub częściowego zastąpienia jonów wodoru w cząsteczkach kwasu jonami metali (lub złożonymi jonami dodatnimi, na przykład amonowym NH) lub jako produkt całkowitego lub częściowego zastąpienia grup hydroksylowych w cząsteczkach zasadowego wodorotlenku resztami kwasowymi. Z pełną wymianą otrzymujemy średnie (normalne) sole... Przy niepełnym podstawieniu jonów H + w cząsteczkach kwasu, kwaśne sole, z niepełnym podstawieniem grup OH - w cząsteczkach zasad - sole zasadowe. Przykłady tworzenia soli:
H 3 PO 4 + 3 NaOH 
Na 3 PO 4 + 3H 2 O
Na 3 PO 4 ( fosforan sód) - średni (zwykła sól);
H 3 PO 4 + NaOH 
NaH 2 PO 4 + H 2 O
NaH 2 PO 4 (diwodorofosforan sód) - kwaśna sól;
Mq (OH) 2 + HCl 
MqOHCl + H20
MqOHCl ( hydroksychlorek magnez) - sól zasadowa.
Nazywa się sole utworzone przez dwa metale i jeden kwas sole podwójne... Na przykład siarczan glinowo-potasowy (ałun potasowy) KAl (SO 4) 2 * 12H 2 O.
Nazywa się sole utworzone przez jeden metal i dwa kwasy sole mieszane... Na przykład chlorek wapnia-podchloryn CaCl (ClO) lub CaOCl 2 - sól wapniowa kwasu chlorowodorowego i kwasu podchlorawego HClO.
Sole podwójne i mieszane po rozpuszczeniu w wodzie dysocjują na wszystkie jony tworzące ich cząsteczki.
Na przykład KAl (SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 
;
CaCl (ClO) 
Ca 2+ + Cl - + ClO -.
Złożone sole Są złożonymi substancjami, w których można wyodrębnić atom centralny (środek kompleksujący) i powiązane cząsteczki i jony - ligandy... Powstaje centralny atom i ligandy złożony (sfera wewnętrzna), który jest ujęty w nawiasy kwadratowe podczas pisania wzoru złożonego związku. Nazywa się liczbę ligandów w sferze wewnętrznej numer koordynacyjny. Cząsteczki i jony otaczające złożoną formę sfera zewnętrzna.
Centralny atom Ligand
K 3
Numer koordynacyjny
Nazwa soli pochodzi od nazwy anionu, po której następuje nazwa kationu.
W przypadku soli kwasów beztlenowych przyrostek jest dodawany do nazwy niemetalu - iD,na przykład chlorek sodu NaCl, siarczek żelaza (II) FeS.
Nazywając sole kwasów zawierających tlen, końcówka jest dodawana do łacińskiego rdzenia nazwy pierwiastka -wdla wyższych stopni utlenienia, -todla niższych (dla niektórych kwasów przedrostek jest używany hypodla niskich stopni utlenienia niemetali; w przypadku soli kwasów nadchlorowego i manganowego stosuje się przedrostek za-). Na przykład CaCO 3 - węglan wapnia, Fe 2 (SO 4) 3 - siarczan żelaza (III), FeSO 3 - siarczyn żelaza (II), KOCl - podchloryn potasu, KClO 2 - chloryn potasu, KClO 3 - chloran potasu, KClO 4 - nadchloran potasu, KMnO 4 - nadmanganian potasu, K 2 Cr 2 O 7 - dichromian potasu.
W nazwach jonów złożonych ligandy są wskazane jako pierwsze. Nazwa złożonego jonu kończy się nazwą metalu wraz z odpowiadającym mu stopniem utlenienia (cyframi rzymskimi w nawiasach). Nazwy złożonych kationów używają rosyjskich nazw metali, na przykład [ Cu (NH 3) 4] Cl 2 - chlorek tetraaminy miedzi (II). Nazwy złożonych anionów używają łacińskich nazw metali z przyrostkiem -W,na przykład K oznacza tetrahydroksoglinian potasu.
Właściwości chemiczne soli
Zobacz właściwości baz.
Zobacz właściwości kwasów.
SiO 2 + CaCO 3 
CaSiO 3 + CO 2 
.
Tlenki amfoteryczne (wszystkie są nielotne) wypierają lotne tlenki z ich soli podczas stapiania
Al 2 O 3 + K 2 CO 3 
2KAlO 2 + CO 2.
5. Sól 1 + sól 2 
sól 3 + sól 4.
Reakcja wymiany między solami zachodzi w roztworze (obie sole muszą być rozpuszczalne) tylko wtedy, gdy co najmniej jeden z produktów jest osadem
AqNO 3 + NaCl 
AqCl 
+ NaNO 3.
6. Sól mniej aktywnego metalu + bardziej aktywny metal 
Metal jest mniej aktywny + sól.
Wyjątki - metale alkaliczne i ziem alkalicznych w roztworze oddziałują głównie z wodą
Fe + CuCl 2 
FeCl 2 + Cu.
7. Sól 
produkty rozkładu termicznego.
I) Sole kwasu azotowego. Produkty rozkładu termicznego azotanów zależą od położenia metalu w szeregu naprężeń metalowych:
a) jeśli metal znajduje się na lewo od Mq (z wyłączeniem Li): MeNO 3 
MeNO 2 + O 2;
b) jeśli metal jest od Mq do Cu, a także Li: MeNO 3 
MeO + NO 2 + O 2;
c) jeśli metal znajduje się po prawej stronie Cu: MeNO 3 
Ja + NO 2 + O 2.
II) Sole kwasu węglowego. Prawie wszystkie węglany rozkładają się na odpowiedni metal i CO 2. Węglany metali alkalicznych i ziem alkalicznych, z wyjątkiem Li, nie rozkładają się podczas ogrzewania. Węglany srebra i rtęci rozkładają się na wolny metal
MeCO 3 
MeO + CO 2;
2Aq 2 CO 3 
4Aq + 2CO 2 + O 2.
Wszystkie wodorowęglany rozkładają się do odpowiedniego węglanu.
Ja (HCO 3) 2 
MeCO 3 + CO 2 + H 2 O.
III) Sole amonowe. Wiele soli amonowych rozkłada się podczas zapłonu z uwolnieniem NH 3 i odpowiedniego kwasu lub produktów jego rozkładu. Niektóre sole amonowe zawierające aniony utleniające rozkładają się z wydzieleniem N 2, NO, NO 2
NH 4 Cl 
NH 3 
+ HCl 
;
NH 4 NO 2 
N 2 + 2H 2O;
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 
N 2 + Cr 2 O 7 + 4H 2 O.
Stół 1 przedstawia nazwy kwasów i ich średnie sole.
Nazwy niezbędnych kwasów i ich przeciętnych soli
|
Imię |
||
|
Meta-aluminium |
Metaluminian |
|
|
Arsen | ||
|
Arsen | ||
|
Metaboliczny |
Metaborate |
|
|
Pisowniany |
Ortoborate |
|
|
Czterostronne |
Czteroboran |
|
|
Bromowodorowy | ||
|
Mrówkowy | ||
|
Octowy | ||
|
Cyjanowodór (kwas cyjanowodorowy) | ||
|
Węgiel |
Węglan |
|
Koniec stołu. 1
|
Imię |
||
|
Szczaw | ||
|
Chlorowodorowy (kwas solny) | ||
|
Podchlorowy |
Podchloryn |
|
|
Chlorek | ||
|
Chlorowy | ||
|
Nadchloran |
||
|
Metachromiczny |
Metachromit |
|
|
Chrom | ||
|
Dwa chromowane |
Dichromat |
|
|
Jodowodór | ||
|
Kropka |
||
|
Margontsovaya |
Nadmanganian |
|
|
Azydek wodoru (azot wodorowy) | ||
|
Azotowy | ||
|
Metafosforyczny |
Metafosforan |
|
|
Ortofosforowy |
Ortofosforan |
|
|
Dwufosforowy |
Difosforan |
|
|
Fluorowodór (kwas fluorowodorowy) | ||
|
Siarkowodór | ||
|
Rodanovodorodnaya | ||
|
Siarkowy | ||
|
Dwustronny |
Disiarczan |
|
|
Peroxodusernaya |
Peroksodisiarczan |
|
|
Krzem | ||
PRZYKŁADY ROZWIĄZYWANIA PROBLEMÓW
Cel 1.Napisz wzory dla następujących związków: węglan wapnia, węglik wapnia, wodorofosforan magnezu, wodorosiarczek sodu, azotan żelaza (III), azotek litu, wodorowęglan miedzi (II), dichromian amonu, bromek baru, heksacyjanożelazian (II) potasu, tetrahydroksoglinian sodu.
Decyzja.Węglan wapnia - CaCO 3, węglik wapnia - CaC 2, wodorofosforan magnezu - MqHPO 4, wodorosiarczek sodu - NaHS, azotan żelaza (III) - Fe (NO 3) 3, azotek litu - Li 3 N, wodorowęglan miedzi (II) - 2 CO 3, dichromian amonu - (NH 4) 2 Cr 2 O 7, bromek baru - BaBr 2, heksacyjanożelazian (II) potasu - K 4, tetrahydroksoglinian sodu - Na.
Cel 2.Podaj przykłady tworzenia soli: a) z dwóch prostych substancji; b) dwóch złożonych substancji; c) z substancji prostych i złożonych.
Decyzja.
a) żelazo po podgrzaniu siarką tworzy siarczek żelaza (II):
Fe + S. 
FeS;
b) sole wchodzą ze sobą w reakcje wymiany w roztworze wodnym, jeśli jeden z produktów wytrąca się:
AqNO 3 + NaCl 
AqCl 
+ NaNO 3;
c) sole powstają, gdy metale są rozpuszczane w kwasach:
Zn + H 2 SO 4 
ZnSO 4 + H 2.
Cel 3.Podczas rozkładu węglanu magnezu uwolnił się tlenek węgla (IV), który przepuszczono przez wodę wapienną (pobraną w nadmiarze). W ten sposób utworzył się osad o wadze 2,5 g. Obliczyć masę węglanu magnezu pobranego do reakcji.
Decyzja.
Tworzymy równania odpowiednich reakcji:
MqCO 3 
MqO + CO 2;
CO 2 + Ca (OH) 2 
CaCO 3 + H 2 O.
2. Masy molowe węglanu wapnia i węglanu magnezu obliczamy na podstawie okresowego układu pierwiastków chemicznych:
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. Obliczyć ilość substancji węglanu wapnia (substancji wytrąconej):
n (CaCO 3) \u003d 
.
Z równań reakcji wynika, że
n (MqCO 3) \u003d n (CaCO 3) \u003d 0,025 mola.
Obliczamy masę węglanu wapnia pobraną do reakcji:
m (MqCO 3) \u003d n (MqCO 3) * M (MqCO 3) \u003d 0,025 mola * 84 g / mol \u003d 2,1 g.
Odpowiedź: m (MqCO 3) \u003d 2,1 g.
Problem 4.Zapisz równania reakcji dla następujących przekształceń:
Mq 
MqSO 4 
Mq (NIE 3) 2 
MqO 
(CH 3 COO) 2 Mq.
Decyzja.
Magnez rozpuszcza się w rozcieńczonym kwasie siarkowym:
Mq + H 2 SO 4 
MqSO 4 + H 2.
Siarczan magnezu wchodzi w reakcję wymiany w roztworze wodnym z azotanem baru:
MqSO 4 + Ba (NO 3) 2 
BaSO 4 + Mq (NO 3) 2.
Podczas silnej kalcynacji azotan magnezu rozkłada się:
2Mq (NO 3) 2 
2MqO + 4NO 2 + O 2.
4. Tlenek magnezu jest głównym tlenkiem. Rozpuszcza się w kwasie octowym
MqO + 2CH 3 COOH 
(CH 3 COO) 2 Mq + H 2 O.
Glinka, N.L. Chemia ogólna. / N.L. Glinka. - M .: Integral-press, 2002.
Glinka, N.L. Zadania i ćwiczenia z chemii ogólnej. / N.L. Glinka. - M .: Integral-press, 2003.
Gabrielyan, O.S. Chemia. Klasa 11: podręcznik. do edukacji ogólnej. instytucje. / O.S. Gabrielyan, G.G. Lysov. - M .: Bustard, 2002.
Achmetow, N.S. Chemia ogólna i nieorganiczna. / N.S. Achmetow. - 4 wyd. - M.: Szkoła wyższa, 2002.
Chemia. Klasyfikacja, nazewnictwo i możliwości reakcji substancji nieorganicznych: wytyczne dotyczące realizacji praktycznej i samodzielnej pracy dla studentów wszystkich form kształcenia i wszystkich specjalności
Równania chemiczne
Równanie chemiczne jest wyrażeniem reakcji za pomocą wzorów chemicznych. Równania chemiczne pokazują, które substancje wchodzą w reakcję chemiczną i które substancje powstają w wyniku tej reakcji. Równanie opiera się na prawie zachowania masy i pokazuje stosunki ilościowe substancji uczestniczących w reakcji chemicznej.
Jako przykład rozważ interakcję wodorotlenku potasu z kwasem fosforowym:
H 3 PO 4 + 3 KOH \u003d K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Z równania wynika, że \u200b\u200b1 mol kwasu ortofosforowego (98 g) reaguje z 3 molami wodorotlenku potasu (3,56 g). W wyniku reakcji powstaje 1 mol fosforanu potasu (212 g) i 3 mole wody (3,18 g).
98 + 168 \u003d 266 g; 212 + 54 \u003d 266 g widzimy, że masa substancji, które weszły do \u200b\u200breakcji, jest równa masie produktów reakcji. Równania reakcji chemicznej pozwalają na wykonanie różnych obliczeń związanych z daną reakcją.
Substancje złożone są podzielone na cztery klasy: tlenki, zasady, kwasy i sole.
Tlenki - Są to substancje złożone, składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen, czyli tlenek jest związkiem pierwiastka z tlenem.
Nazwa tlenków pochodzi od nazwy pierwiastka, z którego składa się tlenek. Na przykład BaO to tlenek baru. Jeśli pierwiastek tlenkowy ma zmienną wartościowość, to po nazwie pierwiastka w nawiasach jego wartościowość jest oznaczona cyframi rzymskimi. Na przykład FeO to tlenek żelaza (I), Fe2O3 to tlenek żelaza (III).
Wszystkie tlenki są klasyfikowane jako solne i nie tworzące soli.
Tlenki tworzące sól to tlenki, które tworzą sole w wyniku reakcji chemicznych. Są to tlenki metali i niemetali, które podczas interakcji z wodą tworzą odpowiednie kwasy, a podczas interakcji z zasadami tworzą odpowiednie kwaśne i normalne sole. Na przykład tlenek miedzi (CuO) jest tlenkiem tworzącym sól, ponieważ na przykład podczas interakcji z kwasem solnym (HCl) powstaje sól:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
W wyniku reakcji chemicznych można otrzymać inne sole:
CuO + SO3 → CuSO4.
Tlenki nie tworzące soli to te tlenki, które nie tworzą soli. Przykładem jest CO, N2O, NO.
Istnieją 3 rodzaje tlenków tworzących sól: zasadowe (od słowa „zasada”), kwaśne i amfoteryczne.
Tlenki zasadowe to tlenki metali, które odpowiadają wodorotlenkom należącym do klasy zasad. Tlenki zasadowe obejmują na przykład Na2O, K2O, MgO, CaO itp.
Właściwości chemiczne podstawowych tlenków
1. Tlenki zasadowe rozpuszczalne w wodzie reagują z wodą tworząc zasady:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Reagować z kwaśnymi tlenkami, tworząc odpowiednie sole
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reaguj z kwasami tworząc sól i wodę:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reaguj z tlenkami amfoterycznymi:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Tlenki zasadowe reagują z tlenkami kwasowymi, tworząc sole:
Na2O + SO3 \u003d Na2SO4
Jeśli w składzie tlenków jako drugiego pierwiastka występuje niemetal lub metal o wyższej wartościowości (zwykle od IV do VII), to takie tlenki będą kwaśne. Tlenki kwasowe (bezwodniki kwasowe) to tlenki, które odpowiadają wodorotlenkom należącym do klasy kwasów. Są to na przykład CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 itp. Tlenki kwasowe rozpuszczają się w wodzie i alkaliach, tworząc sól i wodę.
Właściwości chemiczne tlenków kwasowych
1. Interakcja z wodą, tworząc kwas:
SO3 + H2O → H2SO4.
Jednak nie wszystkie kwasowe tlenki reagują bezpośrednio z wodą (SiO2 itp.).
2. Reagować z tlenkami zasad, tworząc sól:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Interakcja z alkaliami, tworząc sól i wodę:
CO2 + Ba (OH) 2 → BaCO3 + H2O.
Tlenek amfoteryczny zawiera pierwiastek o właściwościach amfoterycznych. Przez amfoteryczność rozumie się zdolność związków do wykazywania właściwości kwasowych i zasadowych w zależności od warunków. Na przykład tlenek cynku ZnO może być zarówno zasadą, jak i kwasem (Zn (OH) 2 i H2ZnO2). Amfoteryczność wyraża się tym, że w zależności od warunków tlenki amfoteryczne wykazują właściwości zasadowe lub kwaśne, na przykład - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Na przykład amfoteryczny charakter tlenku cynku objawia się, gdy oddziałuje zarówno z kwasem solnym, jak i wodorotlenkiem sodu:
ZnO + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Ponieważ nie wszystkie tlenki amfoteryczne są rozpuszczalne w wodzie, znacznie trudniej jest udowodnić amfoteryczność takich tlenków. Na przykład tlenek glinu (III) w reakcji stapiania z disiarczanem potasu wykazuje podstawowe właściwości, a po stapieniu z wodorotlenkami kwaśny
Al2O3 + 3K2S2O7 \u003d 3K2SO4 + A12 (SO4) 3
Al2O3 + 2KOH \u003d 2KAlO2 + H2O
W przypadku różnych tlenków amfoterycznych dwoistość właściwości można wyrazić w różnym stopniu. Na przykład tlenek cynku równie łatwo rozpuszcza się w kwasach i alkaliach, a tlenek żelaza (III) - Fe2O3 - ma głównie właściwości zasadowe.
Właściwości chemiczne tlenków amfoterycznych
1. Interakcja z kwasami, tworząc sól i wodę:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reagować ze stałymi zasadami (podczas stapiania), tworząc w wyniku reakcji sól - cynkan sodu i wodę:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Kiedy tlenek cynku oddziałuje z roztworem alkalicznym (tym samym NaOH), zachodzi inna reakcja:
ZnO + 2 NaOH + H2O \u003d\u003e Na2.
Liczba koordynacyjna jest cechą, która określa liczbę najbliższych cząstek: atomów lub inov w cząsteczce lub krysztale. Każdy metal amfoteryczny ma swój własny numer koordynacyjny. Dla Be i Zn jest to 4; Dla i Al wynosi 4 lub 6; Dla i Cr wynosi 6 lub (bardzo rzadko) 4;
Tlenki amfoteryczne są zwykle nierozpuszczalne w wodzie i nie reagują z nią.
Metody otrzymywania tlenków z prostych substancji to bezpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem:
lub rozkład substancji złożonych:
a) tlenki
4CrO3 \u003d 2Cr2O3 + 3O2-
b) wodorotlenki
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H2O
c) kwasy
H2CO3 \u003d H2O + CO2-
CaCO3 \u003d CaO + CO2
A także interakcja kwasów - utleniaczy z metalami i niemetalami:
Cu + 4HNO3 (stęż.) \u003d Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Tlenki można otrzymać poprzez bezpośrednie oddziaływanie tlenu z innym pierwiastkiem lub pośrednio (np. Przez rozkład soli, zasad, kwasów). W normalnych warunkach tlenki są w stanie stałym, ciekłym i gazowym, ten typ związku jest bardzo powszechny w przyrodzie. Tlenki znajdują się w skorupie ziemskiej. Rdza, piasek, woda, dwutlenek węgla to tlenki.
Podwaliny - Są to złożone substancje, w cząsteczkach których atomy metali są połączone jedną lub kilkoma grupami hydroksylowymi.
Zasady to elektrolity, które po dysocjacji tworzą tylko jony wodorotlenkowe jako aniony.
NaOH \u003d Na + + OH -
Ca (OH) 2 \u003d CaOH + + OH - \u003d Ca 2 + + 2OH -
Istnieje kilka oznak klasyfikacji bazowej:
W zależności od rozpuszczalności w wodzie zasady dzielą się na alkalia i nierozpuszczalne. Alkalia to wodorotlenki metali alkalicznych (Li, Na, K, Rb, Cs) i metali ziem alkalicznych (Ca, Sr, Ba). Wszystkie inne zasady są nierozpuszczalne.
W zależności od stopnia dysocjacji zasady dzieli się na mocne elektrolity (wszystkie zasady) i słabe elektrolity (zasady nierozpuszczalne).
W zależności od liczby grup hydroksylowych w cząsteczce, zasady dzielą się na jednokwasowe (grupa 1 OH), np. Wodorotlenek sodu, wodorotlenek potasu, dwukwasy (grupy 2 OH), na przykład wodorotlenek wapnia, wodorotlenek miedzi (2) i polikwas.
Właściwości chemiczne.
Jony OH - w roztworze określają środowisko zasadowe.
Roztwory alkaliczne zmieniają kolor wskaźników:
Fenoloftaleina: bezbarwna malina ®,
Lakmus: fioletowy ® niebieski,
Oranż metylowy: pomarańczowy ® żółty.
Roztwory alkaliczne oddziałują z kwasowymi tlenkami, tworząc sole tych kwasów, odpowiadające reagującym tlenkom kwasowym. W zależności od ilości alkaliów powstają średnie lub kwaśne sole. Na przykład, gdy wodorotlenek wapnia oddziałuje z tlenkiem węgla (IV), powstaje węglan wapnia i woda:
Ca (OH) 2 + CO2 \u003d CaCO3? + H2O
A gdy wodorotlenek wapnia oddziałuje z nadmiarem tlenku węgla (IV), powstaje wodorowęglan wapnia:
Ca (OH) 2 + CO2 \u003d Ca (HCO3) 2
Ca2 + + 2OH- + CO2 \u003d Ca2 + + 2HCO32-
Wszystkie zasady oddziałują z kwasami tworząc sól i wodę, na przykład: gdy wodorotlenek sodu wchodzi w interakcję z kwasem solnym, powstaje chlorek sodu i woda:
NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O
Na + + OH- + H + + Cl- \u003d Na + + Cl- + H2O
Wodorotlenek miedzi (II) rozpuszcza się w kwasie solnym, tworząc chlorek miedzi (II) i wodę:
Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl2 + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl- \u003d Cu2 + + 2Cl- + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + \u003d Cu2 + + 2H2O.
Reakcja między kwasem a zasadą nazywana jest reakcją neutralizacji.
Nierozpuszczalne zasady rozkładają się podczas ogrzewania na wodę i tlenek metalu odpowiadający bazie, na przykład:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2 2Fe (OH) 3 \u003d Fe2O3 + 3H2O
Zasady wchodzą w interakcję z roztworami soli, jeśli jeden z warunków reakcji wymiany jonowej do końca zostanie spełniony (powstanie osad),
2NaOH + CuSO4 \u003d Cu (OH) 2? + Na2SO4
2OH- + Cu2 + \u003d Cu (OH) 2
Reakcja przebiega na skutek wiązania kationów miedzi z jonami wodorotlenkowymi.
Kiedy wodorotlenek baru wchodzi w interakcję z roztworem siarczanu sodu, tworzy się osad siarczanu baru.
Ba (OH) 2 + Na2SO4 \u003d BaSO4? + 2NaOH
Ba2 + + SO42- \u003d BaSO4
Reakcja przebiega z powodu wiązania kationów baru i anionów siarczanowych.
Kwasy -są to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasu.
W zależności od obecności lub braku tlenu w cząsteczce, kwasy dzielimy na zawierające tlen (kwas siarkowy H2SO4, kwas siarkowy H2SO3, kwas azotowy HNO3, kwas fosforowy H3PO4, kwas węglowy H2CO3, kwas krzemowy H2SiO3) i beztlenowe (kwas fluorowodorowy HF, kwas solny HCl) , Kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas siarkowodorowy H2S).
W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu występują jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H).
K I S L O T S
Część cząsteczki kwasu bez wodoru nazywana jest resztą kwasu.
Reszty kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą pochodzić z grupy atomów (-SO3, -PO4, -SiO3) - są to reszty złożone.
W roztworach wodnych pozostałości kwasu nie są niszczone podczas reakcji wymiany i podstawienia:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Słowo bezwodnik oznacza bezwodnik, czyli kwas bez wody. Na przykład,
H2SO4 - H2O → SO3. Kwasy bezwodne nie zawierają bezwodników.
Nazwa kwasu pochodzi od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (zakwaszacza) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H2SO4 - siarkowy; H2SO3 - węgiel; H2SiO3 - krzem itp.
Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W takim przypadku wskazane zakończenia w nazwie kwasów będą wtedy, gdy pierwiastek wykazuje najwyższą wartościowość (cząsteczka kwasu ma dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek wykazuje najniższą wartościowość, końcówka w nazwie kwasu będzie „prawdziwa”: HNO3 - azotowy, HNO2 - azotowy.
Kwasy można otrzymać rozpuszczając bezwodniki w wodzie. Jeśli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Ta metoda jest typowa zarówno dla tlenu, jak i kwasów beztlenowych. Kwasy beztlenowe uzyskuje się również w drodze bezpośredniej syntezy z wodoru i niemetali, a następnie rozpuszczenia powstałego związku w wodzie:
H2 + Cl2 → 2 HC1;
Roztwory powstających substancji gazowych HCl i H2S to kwasy.
W normalnych warunkach kwasy są zarówno ciekłe, jak i stałe.
Właściwości chemiczne kwasów
1. Roztwory kwasowe działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem kwasu krzemowego) dobrze rozpuszczają się w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.
Wskaźniki to substancje o złożonej strukturze. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi chemikaliami. W rozwiązaniach neutralnych - jeden kolor, w rozwiązaniach bazowych - inny. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: wskaźnik pomarańczy metylowej zmienia kolor na czerwony, wskaźnik lakmusu również zmienia kolor na czerwony.
2. Reagować z zasadami, tworząc wodę i sól, która zawiera niezmienioną pozostałość kwasu (reakcja neutralizacji):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagować z tlenkami zasad, tworząc wodę i sól. Sól zawiera kwaśną pozostałość kwasu, który został użyty w reakcji neutralizacji:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakcja z metalami.
W przypadku interakcji kwasów z metalami należy spełnić określone warunki:
1. Metal musi być wystarczająco aktywny w stosunku do kwasów (w linii aktywności metalu musi znajdować się przed wodorem). Im bardziej na lewo metal znajduje się w linii działania, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Ale reakcja między roztworem kwasu chlorowodorowego a miedzią jest niemożliwa, ponieważ miedź znajduje się w szeregu napięć po wodorze.
2. Kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do wydzielania jonów wodorowych H +).
Podczas reakcji chemicznych kwasu z metalami powstaje sól i uwalnia się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Jednak bez względu na to, jak różne mogą być kwasy, wszystkie one podczas dysocjacji tworzą kationy wodoru, które determinują szereg ogólnych właściwości: kwaśny smak, zmianę koloru wskaźników (lakmus i pomarańcza metylowa), interakcje z innymi substancjami.
Reakcja zachodzi również między tlenkami metali i większością kwasów
CuO + H2SO4 \u003d CuSO4 + H2O
Opiszmy reakcje:
2) W drugiej reakcji powinna powstać rozpuszczalna sól. W wielu przypadkach oddziaływanie metalu z kwasem praktycznie nie występuje, ponieważ utworzona sól jest nierozpuszczalna i pokrywa metalową powierzchnię warstwą ochronną, na przykład:
Pb + H2SO4 \u003d / PbSO4 + H2
Nierozpuszczalny siarczan ołowiu (II) blokuje dostęp kwasu do metalu, a reakcja zatrzymuje się, gdy tylko się rozpocznie. Z tego powodu większość metali ciężkich praktycznie nie oddziałuje z kwasami fosforowym, węglowym i siarkowodorem.
3) Trzecia reakcja jest typowa dla roztworów kwasów, dlatego nierozpuszczalne kwasy, na przykład kwas krzemowy, nie reagują z metalami. Stężony roztwór kwasu siarkowego i roztwór kwasu azotowego o dowolnym stężeniu oddziałują z metalami w nieco inny sposób, dlatego równania reakcji między metalami i tymi kwasami zapisano na innym schemacie. Rozcieńczony roztwór kwasu siarkowego reaguje z metalami. stojąc w szeregu napięć do wodoru, tworząc sól i wodór.
4) Czwarta reakcja jest typową reakcją wymiany jonowej i zachodzi tylko wtedy, gdy tworzy się osad lub gaz.
Sole -są to złożone substancje, których cząsteczki składają się z atomów metali i reszt kwasowych (czasami mogą zawierać wodór). Na przykład NaCl - chlorek sodu, CaSO4 - siarczan wapnia itp.
Prawie wszystkie sole są związkami jonowymi, dlatego jony reszt kwasowych i jony metali są połączone razem w solach:
Na + Cl - chlorek sodu
Ca2 + SO42 - siarczan wapnia itp.
Sól jest produktem częściowego lub całkowitego zastąpienia metalu atomami wodoru w kwasie.
Stąd rozróżnia się następujące rodzaje soli:
1. Sole średnie - wszystkie atomy wodoru w kwasie są zastąpione metalem: Na2CO3, KNO3 itp.
2. Sole kwasowe - nie wszystkie atomy wodoru w kwasie są zastąpione metalem. Oczywiście sole kwaśne mogą tworzyć tylko kwasy dwuzasadowe lub wielozasadowe. Kwasy jednozasadowe soli kwaśnych nie mogą dać: NaHCO3, NaH2PO4 itp. itp.
3. Sole podwójne - atomy wodoru dwu- lub wielozasadowego kwasu zastępuje się nie jednym metalem, ale dwoma różnymi metalami: NaKCO3, KAl (SO4) 2 itd.
4. Sole zasadowe można uznać za produkty niepełnego lub częściowego podstawienia zasadowych grup hydroksylowych resztami kwasowymi: Al (OH) SO4, Zn (OH) Cl itp.
Zgodnie z nomenklaturą międzynarodową nazwa soli każdego kwasu pochodzi od łacińskiej nazwy pierwiastka. Na przykład sole kwasu siarkowego nazywane są siarczanami: CaSO4 - siarczan wapnia, Mg SO4 - siarczan magnezu itp.; sole kwasu solnego nazywane są chlorkami: NaCl - chlorek sodu, ZnCl2 - chlorek cynku itp.
Do nazwy soli kwasów dwuzasadowych dodaje się cząstkę „bi” lub „hydro”: Mg (HCl3) 2 - wodorowęglan lub wodorowęglan magnezu.
Zakładając, że w kwasie trójzasadowym tylko jeden atom wodoru jest zastąpiony metalem, należy dodać przedrostek „dihydro”: NaH2PO4 - diwodorofosforan sodu.
Sole to substancje stałe o różnorodnej rozpuszczalności w wodzie.
Właściwości chemiczne soli określają właściwości kationów i anionów, które składają się na ich skład.
1. Niektóre sole rozkładają się podczas zapłonu:
CaCO3 \u003d CaO + CO2
2. Reaguj z kwasami, aby utworzyć nową sól i nowy kwas. Aby ta reakcja zaszła, kwas musi być silniejszy niż sól, na którą działa kwas:
2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Wejdź w interakcję z zasadami, tworząc nową sól i nową bazę:
Ba (OH) 2 + Mg SO4 → BaSO4 ↓ + Mg (OH) 2.
4. Współdziałaj ze sobą, tworząc nowe sole:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Oddziałują z metalami, które są w pewnym zakresie aktywności, z metalem, który jest częścią soli.
