Nitriții metalici în starea de oxidare +2 formează hidrați de cristal cu una, două sau patru molecule de apă. Nitriții formează săruri duble și triple, de exemplu. CsNO2. AgNO2 sau Ba(NO2)2. Ni(NO2)2. 2KNO2, precum și compuși complecși, cum ar fi Na3.
Structurile cristaline sunt cunoscute doar pentru câțiva nitriți anhidri. Anionul NO2 are o configurație neliniară; Unghi ONO 115°, lungimea legăturii H–O 0,115 nm; tipul de legătură M—NO 2 este ionic-covalent.
Nitriții K, Na, Ba sunt bine solubili în apă, nitriții Ag, Hg, Cu sunt slab solubili. Odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea nitriților crește. Aproape toți nitriții sunt slab solubili în alcooli, eteri și solvenți cu polaritate scăzută.
Nitriții sunt instabili termic; se topesc fără descompunere numai nitriții metalelor alcaline, nitriții altor metale se descompun la 25-300 °C. Mecanismul de descompunere a nitriților este complex și include o serie de reacții paralel-secvențiale. Principalii produși de descompunere gazoasă sunt NO, NO 2, N 2 și O 2, cei solizi sunt oxidul metalic sau metalul elementar. Selecţie un numar mare gazele provoacă descompunerea explozivă a unor nitriți, de exemplu NH 4 NO 2, care se descompune în N 2 și H 2 O.
Trăsăturile caracteristice ale nitriților sunt asociate cu instabilitatea lor termică și capacitatea ionului de nitrit de a fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, în funcție de mediu și de natura reactivilor. Într-un mediu neutru, nitriții se reduc de obicei la NO, în mediu acid se oxidează la nitrați. Oxigenul și CO 2 nu interacționează cu nitriții solizi și cu soluțiile lor apoase. Nitriții contribuie la descompunerea substanțelor care conțin azot materie organică, în special amine, amide etc. Cu halogenuri organice RXH. reacționează pentru a forma atât nitriți RONO, cât și compuși nitro RNO 2.
Producția industrială de nitriți se bazează pe absorbția gazului azot (un amestec de NO + NO 2) cu soluții de Na 2 CO 3 sau NaOH cu cristalizare succesivă a NaNO 2; nitriții altor metale în industrie și laboratoare se obțin prin reacția de schimb a sărurilor metalice cu NaNO 2 sau prin reducerea nitraților acestor metale.
Nitriții sunt utilizați pentru sinteza coloranților azoici, în producerea caprolactamei, ca agenți oxidanți și reducători în industria cauciucului, textil și prelucrarea metalelor, ca conservanți. Produse alimentare. Nitriții precum NaNO 2 și KNO 2 sunt toxici, cauza durere de cap, vărsături, respirație deprimată etc. Când NaNO 2 este otrăvit, în sânge se formează methemoglobina, membranele eritrocitelor sunt deteriorate. Este posibil să se formeze nitrozamine din NaNO2 și amine direct în tract gastrointestinal.
6. Sulfați, sărurile acidului sulfuric. Se cunosc sulfații medii cu anionul SO 4 2-, acizi sau hidrosulfați, cu anionul HSO 4 -, bazic, conținând împreună cu anionul SO 4 2- - grupări OH, de exemplu Zn 2 (OH) 2 SO 4. Există, de asemenea, sulfați dubli, care includ doi cationi diferiți. Acestea includ două grupuri mari sulfați - alaun, precum și cheniți M2E (SO4)2. 6H2O, unde M este un cation încărcat simplu, E este Mg, Zn și alți cationi dublu încărcat. Cunoscut sulfat triplu K2SO4. MgSO4. 2CaSO4. 2H2O (polihalit mineral), sulfați dublu bazici, cum ar fi minerale din grupele M2SO4 alunită și jarozită. Al2(S04)3. 4Al (OH 3 și M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, unde M este un cation încărcat unic. Sulfații pot face parte din sărurile amestecate, de exemplu. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO3 (mineral berkeit), MgS04. KCI. 3H20 (kainit).
Sulfati - substanțe cristaline, mediu și acid în cele mai multe cazuri sunt foarte solubile în apă. Sulfați ușor solubili de calciu, stronțiu, plumb și unii alții, practic insolubili BaSO 4 , RaSO 4 . Sulfații bazici sunt de obicei puțin solubili sau practic insolubili sau hidrolizați de apă. Sulfații pot cristaliza din soluții apoase sub formă de hidrați cristalini. Hidrații cristalini ai unor metale grele se numesc vitriol; sulfat de cupru СuSO 4. 5H2O, sulfat feros FeSO4. 7H2O.
Sulfații medii de metale alcaline sunt stabili termic, în timp ce sulfații acizi se descompun atunci când sunt încălziți, transformându-se în pirosulfați: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Sulfați medii ai altor metale, precum și sulfați bazici atunci când sunt încălziți la suficient temperaturi mari, de regulă, se descompun cu formarea de oxizi metalici și eliberarea de SO 3 .
Sulfații sunt larg răspândiți în natură. Ele apar ca minerale, cum ar fi gipsul CaSO 4 . H2O, mirabilite Na2SO4. 10H 2 O și fac parte, de asemenea, din apa de mare și râu.
Mulți sulfați pot fi obținuți prin interacțiunea H 2 SO 4 cu metalele, oxizii și hidroxizii acestora, precum și prin descompunerea sărurilor acizilor volatili cu acidul sulfuric.
Sulfații anorganici sunt utilizați pe scară largă. De exemplu, sulfatul de amoniu este un îngrășământ cu azot, sulfatul de sodiu este utilizat în industria sticlei, hârtiei, producția de viscoză etc. Mineralele sulfat naturale sunt materii prime pentru producția industrială de compuși diverse metale, construcții, materiale etc.
7. Sulfiți, săruri ale acidului sulfuros H2SO3. Există sulfiți medii cu anionul SO 3 2- și acizi (hidrosulfiți) cu anionul HSO 3 -. Sulfiții medii sunt substanțe cristaline. Sulfiții de amoniu și metale alcaline sunt foarte solubili în apă; solubilitate (g în 100 g): (NH 4 ) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). ÎN solutii apoase formează hidrosulfiți. Sulfiții de alcalino-pământ și alte metale sunt practic insolubili în apă; solubilitatea MgS03 1 g în 100 g (40°C). Hidraţii de cristal (NH4)2S03 sunt cunoscuţi. H20, Na2S03. 7H20, K2S03. 2H20, MgS03. 6H2O etc.
Sulfiții anhidri, atunci când sunt încălziți fără acces la aer în vase sigilate, se transformă disproporționat în sulfuri și sulfați, când sunt încălziți într-un curent de N2, pierd SO2, iar când sunt încălziți în aer, sunt ușor oxidați la sulfați. De la SO 2 la mediu acvatic sulfiții medii formează hidrosulfiți. Sulfiții sunt agenți reducători relativ puternici, se oxidează în soluții cu clor, brom, H 2 O 2 etc. la sulfați. Ele sunt descompuse de acizi puternici (de exemplu, HC1) cu eliberare de SO2.
Hidrosulfiții cristalini sunt cunoscuți pentru K, Rb, Cs, NH 4 +, sunt instabili. Alți hidrosulfiți există numai în soluții apoase. Densitatea NH4HS03 2,03 g/cm3; solubilitate în apă (g la 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Când hidrosulfiții cristalini Na sau K sunt încălziți, sau când soluția de suspensie a pastei M 2 SO 3 este saturată cu SO 2, se formează pirosulfiți (învechit - metabisulfiți) M 2 S 2 O 5 - săruri ale acidului pirosulfuros necunoscute în liber. starea H2S2O5; cristale, instabile; densitate (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; peste ~ 160 °С se descompun cu eliberarea de SO 2; se dizolvă în apă (cu descompunere la HSO 3 -), solubilitate (g la 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formează hidraţi de Na2S2O5. 7H20 şi ZK2S205. 2H20; agenţi reducători.
Sulfiții medii de metale alcaline sunt obținuți prin reacția unei soluții apoase de M2C03 (sau MOH) cu S02 și MSO3 prin trecerea S02 printr-o suspensie apoasă de MCO3; în principal SO2 este utilizat din gazele reziduale ale producției de acid sulfuric de contact. Sulfiții sunt utilizați la albirea, vopsirea și imprimarea țesăturilor, fibrelor, pielii pentru conservarea cerealelor, furajelor verzi, deșeurilor de furaje industriale (NaHSO 3 ,Na2S2O5). CaSO 3 și Ca(HSO 3) 2 - dezinfectanți în vinificație și industria zahărului. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - componente ale lichidului sulfit în timpul pulverizării; absorbant (NH4)2S03-S02; NaHSO 3 este un absorbant de H 2 S din gazele reziduale de producție, un agent reducător în producția de coloranți cu sulf. K 2 S 2 O 5 - component al fixatorilor de acid în fotografie, antioxidant, antiseptic.
Bazele pot interacționa:
- cu nemetale
6KOH + 3S → K2SO3 + 2K2S + 3H2O;
- cu oxizi acizi -
2NaOH + CO2 → Na2C03 + H20;
- cu săruri (precipitare, eliberare de gaz) -
2KOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 2KCl.
Există și alte modalități de a obține:
- interacțiunea a două săruri -
CuCl2 + Na2S → 2NaCl + CuS↓;
- reacția metalelor și nemetalelor -
- combinație de oxizi acizi și bazici -
S03 + Na20 → Na2S04;
- interacțiunea sărurilor cu metalele -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Proprietăți chimice
Sărurile solubile sunt electroliți și sunt supuse reacțiilor de disociere. Când interacționează cu apa, acestea se dezintegrează, adică. se disociază în ioni încărcați pozitiv și negativ - cationi și respectiv anioni. Ionii metalici sunt cationi, reziduurile acide sunt anioni. Exemple de ecuații ionice:
- NaCl → Na + + Cl -;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .
Pe lângă cationii metalici, în săruri pot fi prezenți cationi de amoniu (NH4+) și fosfoniu (PH4+).
Alte reacții sunt descrise în tabelul cu proprietățile chimice ale sărurilor.
Orez. 3. Izolarea sedimentului la interacțiunea cu bazele.
Unele săruri, în funcție de tip, se descompun la încălzire într-un oxid de metal și un reziduu acid sau în substanțe simple. De exemplu, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.
Ce am învățat?
De la lecția de chimie de clasa a VIII-a am învățat despre caracteristicile și tipurile de săruri. Complex compuși anorganici compus din metale si reziduuri acide. Poate include hidrogen (săruri acide), două metale sau două reziduuri acide. Acestea sunt substanțe cristaline solide care se formează ca urmare a reacțiilor acizilor sau alcalinelor cu metalele. Reacționează cu baze, acizi, metale, alte săruri.
1) metal cu nemetal: 2Na + Cl2 = 2NaCl
2) metal cu acid: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metal cu o soluție de sare a unui metal mai puțin activ Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) oxid bazic cu oxid acid: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) oxid bazic cu acid CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) baze cu oxid acid Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baze cu acid: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) săruri acide: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl
9) o soluție de bază cu o soluție de sare: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) soluții de două săruri 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Obținerea sărurilor acide:
1. Interacțiunea unui acid cu lipsa unei baze. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Interacțiunea unei baze cu un exces de oxid acid
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2
3. Interacțiunea unei sări medii cu acidul Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Obținerea sărurilor bazice:
1. Hidroliza sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid puternic
ZnCl2 + H2O \u003d CI + HCl
2. Adăugarea (picătură cu picătură) de cantități mici de alcaline la soluții de săruri metalice medii AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interacțiunea sărurilor acizilor slabi cu sărurile medii
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Obținerea sărurilor complexe:
1. Reacţiile sărurilor cu liganzi: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCI3 + 6KCN] = K3 + 3KCI
5. Obținerea de săruri duble:
1. Cristalizarea în comun a două săruri:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reacții redox datorită proprietăților cationului sau anionului. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Proprietăți chimice ale sărurilor acide:
Descompunere termică la sare medie
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Interacțiune cu alcalii. Obținerea de sare medie.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
3. Proprietățile chimice ale sărurilor bazice:
Descompunere termică. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
Interacțiunea cu acidul: formarea unei săruri medii.
Sn(OH)CI + HCI = SnCl2 + H2O Element chimic- un set de atomi cu aceeași sarcină nucleară și numărul de protoni, care coincide cu numărul ordinal (atomic) din tabelul periodic. Fiecare element chimic are propriul său nume și simbol, care sunt date în Tabelul Periodic al Elementelor al lui Mendeleev.
forma de existenta elemente chimiceîn formă liberă sunt substanțe simple(un singur element).
În prezent (martie 2013) sunt cunoscute 118 elemente chimice (nu toate sunt recunoscute oficial).
Substanțele chimice pot consta atât dintr-un element chimic (substanță simplă), cât și din altele diferite (substanță complexă sau compus chimic).
Elementele chimice formează aproximativ 500 de substanțe simple. Capacitatea unui element de a exista sub forma diferitelor substanțe simple care diferă în proprietăți se numește alotropie. În cele mai multe cazuri, denumirile substanțelor simple coincid cu numele elementelor corespunzătoare (de exemplu, zinc, aluminiu, clor), totuși, în cazul existenței mai multor modificări alotrope, denumirile unei substanțe simple și ale unui element pot diferă, de exemplu, oxigen (dioxigen, O2) şi ozon (O3); diamantul, grafitul și o serie de alte modificări alotropice ale carbonului există împreună cu forme amorfe de carbon.
Natura duală a electronului, confirmată experimental în 1927, care are proprietățile nu numai ale unei particule, ci și ale unei unde, i-a determinat pe oamenii de știință să creeze noua teorie structura atomului, care ține cont de ambele proprietăți. Teoria modernă a structurii atomului se bazează pe mecanica cuantică.
Dualitatea proprietăților unui electron se manifestă prin faptul că, pe de o parte, are proprietățile unei particule (are o anumită masă în repaus), iar pe de altă parte, mișcarea sa seamănă cu o undă și poate fi descrisă de o anumită amplitudine, lungime de undă, frecvență de oscilație etc. Prin urmare, nu se poate spune despre nicio traiectorie specifică a electronului - se poate judeca doar un grad sau altul din probabilitatea ca acesta să fie într-un punct dat din spațiu.
Prin urmare, orbita electronilor ar trebui înțeleasă nu ca o anumită linie de mișcare a electronilor, ci ca o anumită parte a spațiului din jurul nucleului, în care probabilitatea de a rămâne electronul este cea mai mare. Cu alte cuvinte, orbita electronilor nu caracterizează succesiunea mișcării electronilor de la un punct la altul, ci este determinată de probabilitatea de a găsi electronul la o anumită distanță de nucleu.
Omul de știință francez L. de Broglie a fost primul care a vorbit despre prezența proprietăților undei ale unui electron. Ecuația lui De Broglie: =h/mV. Dacă un electron are proprietăți de undă, atunci fasciculul de electroni trebuie să experimenteze efectele fenomenelor de difracție și interferență. Natura ondulatorie a electronilor a fost confirmată prin observarea difracției unui fascicul de electroni în structura unei rețele cristaline. Deoarece electronul are proprietăți de undă, poziția sa în volumul atomului nu este definită. Poziția unui electron într-un volum atomic este descrisă de o funcție de probabilitate, dacă este reprezentată în spațiu tridimensional, atunci obținem corpuri de revoluție (Fig).
Sărurile pot fi, de asemenea, considerate ca produse ale înlocuirii totale sau parțiale a ionilor de hidrogen din moleculele acide cu ioni metalici (sau ioni pozitivi complecși, de exemplu, ionul de amoniu NH) sau ca un produs al înlocuirii complete sau parțiale a grupărilor hidroxo în moleculele de hidroxizi bazici prin reziduuri acide. Cu înlocuirea completă, obținem săruri medii (normale).. Cu substituția incompletă a ionilor H + în moleculele de acid, săruri acide, cu substituție incompletă a grupărilor OH - în moleculele de bază - săruri bazice. Exemple de formare de sare:
H3P04 + 3NaOH 
Na3P04 + 3H20
Na3PO4( fosfat sodiu) - mediu (sare normală);
H3P04 + NaOH 
NaN2P04 + H2O
NaH2P04 (dihidrofosfat sodiu) - sare acidă;
Mq(OH)2 + HCI 
MqOHCI + H20
MqOHCI ( hidroxiclorura magneziu) este o sare bazică.
Se numesc sărurile formate din două metale și un acid săruri duble. De exemplu, sulfat de potasiu-aluminiu (aun de potasiu) KAl (SO 4 ) 2 * 12H 2 O.
Se numesc sărurile formate dintr-un metal și doi acizi săruri amestecate. De exemplu, clorură de calciu-hipoclorura CaCl(ClO) sau CaOCl 2 este sarea de calciu a acizilor HCl clorhidric și HClO hipocloros.
Sărurile duble și mixte, atunci când sunt dizolvate în apă, se disociază în toți ionii care formează moleculele lor.
De exemplu, KAl(SO4)2 
K++ Al3+ + 2SO 
;
CaCl(ClO) 
Ca2+ + CI - + ClO -.
Săruri complexe sunt substanţe complexe în care se poate izola atomul central(agent de complexare) și molecule și ioni înrudiți - liganzi. Se formează atomul central și liganzii complex (sfera interioara), care, atunci când scrieți formula unui compus complex, este cuprins între paranteze drepte. Numărul de liganzi din sfera interioară se numește număr de coordonare. Moleculele și ionii care înconjoară forma complexă sfera exterioară.
Ligand de atom central
K 3
număr de coordonare
Denumirea sărurilor se formează din numele anionului urmat de numele cationului.
Pentru sărurile acizilor fără oxigen, se adaugă un sufix la numele nemetalului - id, de exemplu, clorură de sodiu NaCl, sulfură de fier (II) FeS.
La denumirea sărurilor acizilor care conțin oxigen, terminația este adăugată la rădăcina latină a numelui elementului -la pentru stări de oxidare superioare, -aceasta pentru cei mai mici (pentru unii acizi, prefixul este folosit hipo- pentru stări scăzute de oxidare a nemetalului; pentru sărurile acizilor percloric și permanganic, prefixul este utilizat. pe-). De exemplu, CaCO 3 este carbonat de calciu, Fe 2 (SO 4 ) 3 este sulfat de fier (III), FeSO 3 este sulfit de fier (II), KOSl este hipoclorit de potasiu, KClO 2 este clorit de potasiu, KClO 3 este clorat de potasiu, KClO 4 - perclorat de potasiu, KMnO 4 - permanganat de potasiu, K 2 Cr 2 O 7 - dicromat de potasiu.
În numele ionilor complecși, liganzii sunt indicați mai întâi. Numele ionului complex se termină cu numele metalului, urmat de starea de oxidare corespunzătoare (cifrele romane între paranteze). Numele cationilor complecși folosesc numele rusești ale metalelor, de exemplu, [ Cu (NH3)4]CI2 - clorură de cupru (II) tetraamină. Denumirile de anioni complecși folosesc denumirile latine ale metalelor cu sufix -la, de exemplu, K este tetrahidroxoaluminat de potasiu.
Proprietăți chimice săruri
Vedeți proprietățile de bază.
Vezi proprietățile acizilor.
Si02 + CaCO3 
CaSiO3 + CO2 
.
Oxizii amfoteri (toți sunt nevolatili) înlocuiesc oxizii volatili din sărurile lor în timpul fuziunii
Al2O3 + K2CO3 
2KAlO2 + CO2.
5. Sarea 1 + Sarea 2 
sare 3 + sare 4.
Reacția de schimb între săruri are loc în soluție (ambele săruri trebuie să fie solubile) numai dacă cel puțin unul dintre produse este un precipitat
AqN03 + NaCI 
AqCl 
+ NaNO3.
6. Sarea unui metal mai puțin activ + Metal mai activ 
Metal mai puțin activ + sare.
Excepții - metalele alcaline și alcalino-pământoase în soluție interacționează în primul rând cu apa
Fe + CuCl2 
FeCl2 + Cu.
7. Sare 
produse de descompunere termică.
I) Sărurile acidului azotic. Produsele de descompunere termică a nitraților depind de poziția metalului în seria tensiunilor metalice:
a) dacă metalul se află la stânga lui Mq (excluzând Li): MeNO 3 
MenNO2 + O2;
b) dacă metalul este de la Mq la Cu, precum și Li: MeNO 3 
MeO + N02 + O2;
c) dacă metalul se află în dreapta Cu: MeNO 3 
Eu + NO 2 + O 2 .
II) Sărurile acidului carbonic. Aproape toți carbonații se descompun în metalul corespunzător și CO 2 . Carbonații metalelor alcaline și alcalino-pământoase, cu excepția Li, nu se descompun atunci când sunt încălziți. Carbonații de argint și mercur se descompun în metal liber
MeSO 3 
MeO + C02;
2Aq2CO3 
4Aq + 2CO2 + O2.
Toți bicarbonații se descompun în carbonatul corespunzător.
Me(HCO3)2 
MeC03 + CO2 + H2O.
III) Săruri de amoniu. Multe săruri de amoniu se descompun la calcinare cu eliberarea de NH3 și acidul corespunzător sau produșii săi de descompunere. Unele săruri de amoniu care conțin anioni oxidanți se descompun odată cu eliberarea de N2, NO, NO2
NH4Cl 
NH3 
+HCI 
;
NH4NO2 
N2+2H20;
(NH4)2Cr2O7 
N2 + Cr2O7 + 4H2O.
În tabel. 1 arată denumirile acizilor și sărurile lor medii.
Denumirile celor mai importanți acizi și sărurile lor intermediare
|
Nume |
||
|
Metaaluminiu |
Metaaluminat |
|
|
Arsenic | ||
|
Arsenic | ||
|
metabornaya |
Metaborează |
|
|
ortoborn |
ortoborat |
|
|
tetraedric |
tetraborat |
|
|
Bromhidric | ||
|
Formic | ||
|
Acetic | ||
|
cianhidric (acid cianhidric) | ||
|
Cărbune |
Carbonat |
|
Sfârșitul mesei. 1
|
Nume |
||
|
măcriș | ||
|
Clorhidric (acid clorhidric) | ||
|
hipocloros |
hipoclorit |
|
|
Clorură | ||
|
Clor | ||
|
Perclorat |
||
|
metacromic |
Metacromit |
|
|
Crom | ||
|
dublu cromat |
bicromat |
|
|
Hidroidul | ||
|
Periodat |
||
|
margontsovaya |
Permanganat |
|
|
Azidură de hidrogen (hidrazoică) | ||
|
azotat | ||
|
Metafosforic |
Metafosfat |
|
|
ortofosforic |
ortofosfat |
|
|
Difosforic |
Difosfat |
|
|
Fluorhidric (acid fluorhidric) | ||
|
Sulfat de hidrogen | ||
|
Rodohidrogen | ||
|
sulfuros | ||
|
două-sulf |
disulfat |
|
|
peroxo-două-sulf |
Peroxodisulfat |
|
|
Siliciu | ||
EXEMPLE DE REZOLVARE A PROBLEMELOR
Sarcina 1. Scrieți formulele următorilor compuși: carbonat de calciu, carbură de calciu, fosfat acid de magneziu, hidrosulfură de sodiu, azotat de fier (III), nitrură de litiu, hidroxicarbonat de cupru (II), dicromat de amoniu, bromură de bariu, hexacianoferat de potasiu (II), tetrahidroxoaluminat de sodiu .
Soluţie. Carbonat de calciu - CaCO 3, carbură de calciu - CaC 2, fosfat acid de magneziu - MqHPO 4, hidrosulfură de sodiu - NaHS, azotat de fier (III) - Fe (NO 3) 3, nitrură de litiu - Li 3 N, hidroxicarbonat de cupru (II) - 2CO3, dicromat de amoniu - (NH4)2Cr2O7, bromură de bariu - BaBr2, hexacianoferrat de potasiu (II) - K4, tetrahidroxoaluminat de sodiu - Na.
Sarcina 2. Dați exemple de formare a sării: a) din două substanțe simple; b) din două substanţe complexe; c) din substanţe simple şi complexe.
Soluţie.
a) fierul, când este încălzit cu sulf, formează sulfură de fier (II):
Fe+S 
FeS;
b) sărurile intră în reacții de schimb între ele într-o soluție apoasă dacă unul dintre produse precipită:
AqN03 + NaCI 
AqCl 
+ NaN03;
c) sărurile se formează atunci când metalele sunt dizolvate în acizi:
Zn + H2S04 
ZnS04 + H2.
Sarcina 3.În timpul descompunerii carbonatului de magneziu s-a eliberat monoxid de carbon (IV), care a fost trecut prin apă de var (luată în exces). Acesta a format un precipitat cântărind 2,5 g. Calculați masa de carbonat de magneziu luată pentru reacție.
Soluţie.
Compunem ecuațiile reacțiilor corespunzătoare:
MqCO3 
MqO +C02;
CO2 + Ca(OH)2 
CaC03 + H20.
2. Calculați masele molare ale carbonatului de calciu și carbonatului de magneziu folosind tabelul periodic al elementelor chimice:
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. Calculați cantitatea de substanță carbonat de calciu (substanță precipitată):
n(CaCO3)= 
.
Din ecuaţiile de reacţie rezultă că
n (MqCO 3) \u003d n (CaCO 3) \u003d 0,025 mol.
Calculăm masa de carbonat de calciu luată pentru reacție:
m (MqCO 3) \u003d n (MqCO 3) * M (MqCO 3) \u003d 0,025 mol * 84 g / mol \u003d 2,1 g.
Răspuns: m (MqCO 3) \u003d 2,1 g.
Sarcina 4. Scrieți ecuațiile de reacție pentru următoarele transformări:
mq 
MqSO4 
Mq(NO3) 2 
MqO 
(CH 3 COO) 2 Mq.
Soluţie.
Magneziul se dizolvă în acid sulfuric diluat:
Mq + H2S04 
MqS04 + H2.
Sulfatul de magneziu intră într-o reacție de schimb într-o soluție apoasă cu nitrat de bariu:
MqS04 + Ba(NO3)2 
BaS04 + Mq (NO3) 2.
Cu calcinare puternică, azotatul de magneziu se descompune:
2Mq(NO 3) 2 
2MqO+ 4NO2 + O2.
4. Oxid de magneziu - oxid bazic. Se dizolvă în acid acetic
MqO + 2CH3COOH 
(CH3COO) 2 Mq + H2O.
Glinka, N.L. Chimie generală. / N.L. Glinka. - M .: Integral-press, 2002.
Glinka, N.L. Sarcini și exerciții de chimie generală. / N.L. Glinka. - M.: Integral-press, 2003.
Gabrielyan, O.S. Chimie. Clasa a 11-a: manual. pentru învăţământul general instituţiilor. / O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova. - M.: Dropia, 2002.
Akhmetov, N.S. generală şi Chimie anorganică. / N.S. Ahmetov. - a 4-a ed. - M.: Liceu, 2002.
Chimie. Clasificarea, nomenclatura și reactivitatea substanțelor anorganice: linii directoare pentru implementarea muncii practice și independente pentru studenții de toate formele de învățământ și toate specialitățile
Ecuații chimice
ecuație chimică este expresia reacției formule chimice. Ecuații chimice arătați ce substanțe intră într-o reacție chimică și ce substanțe se formează în urma acestei reacții. Ecuația este întocmită pe baza legii conservării masei și arată rapoartele cantitative ale substanțelor implicate într-o reacție chimică.
Ca exemplu, luați în considerare interacțiunea hidroxidului de potasiu cu acidul fosforic:
H 3 RO 4 + 3 KOH \u003d K 3 RO 4 + 3 H 2 O.
Din ecuație se poate observa că 1 mol de acid fosforic (98 g) reacţionează cu 3 moli de hidroxid de potasiu (3 56 g). Ca rezultat al reacției, se formează 1 mol de fosfat de potasiu (212 g) și 3 moli de apă (3 18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vedem că masa substanțelor care au intrat în reacție este egală cu masa produselor de reacție. Ecuațiile reacțiilor chimice vă permit să faceți diferite calcule legate de o anumită reacție.
Compușii sunt împărțiți în patru clase: oxizi, baze, acizi și săruri.
oxizi sunt substanțe complexe formate din două elemente, dintre care unul este oxigenul, adică un oxid este un compus al unui element cu oxigen.
Numele oxizilor este format din numele elementului care face parte din oxid. De exemplu, BaO este oxid de bariu. Dacă elementul de oxid are valență variabilă, apoi după numele elementului dintre paranteze valența acestuia este indicată printr-o cifră romană. De exemplu, FeO este oxid de fier (I), Fe2O3 este oxid de fier (III).
Toți oxizii sunt împărțiți în care formează sare și care nu formează sare.
Oxizii formatori de sare sunt acei oxizi care, ca urmare a reacții chimice formează săruri. Aceștia sunt oxizi de metale și nemetale, care, atunci când interacționează cu apa, formează acizii corespunzători, iar atunci când interacționează cu bazele, sărurile acide și normale corespunzătoare. De exemplu, oxidul de cupru (CuO) este un oxid care formează sare, deoarece, de exemplu, atunci când interacționează cu acidul clorhidric (HCl), se formează o sare:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Ca rezultat al reacțiilor chimice, se pot obține și alte săruri:
CuO + SO3 → CuSO4.
Oxizii care nu formează sare sunt acei oxizi care nu formează săruri. Exemple sunt CO, N2O, NO.
Oxizii care formează sare sunt de 3 tipuri: bazici (din cuvântul „bază”), acizi și amfoteri.
Oxizii de bază sunt oxizi ai metalelor, care corespund hidroxizilor aparținând clasei bazelor. Oxizii bazici includ, de exemplu, Na2O, K2O, MgO, CaO etc.
Proprietățile chimice ale oxizilor bazici
1. Oxizii bazici solubili în apă reacţionează cu apa pentru a forma baze:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Interacționează cu oxizii acizi, formând sărurile corespunzătoare
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reacționează cu acizii pentru a forma sare și apă:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reacționează cu oxizi amfoteri:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Oxizii bazici reacţionează cu oxizii acizi pentru a forma săruri:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Dacă al doilea element din compoziția oxizilor este un nemetal sau un metal care prezintă o valență mai mare (de obicei prezintă de la IV la VII), atunci astfel de oxizi vor fi acizi. Oxizii acizi (anhidride acide) sunt oxizi care corespund hidroxizilor aparținând clasei de acizi. Acestea sunt, de exemplu, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 etc. Oxizii acizi se dizolvă în apă și alcalii, formând sare și apă.
Proprietățile chimice ale oxizilor acizi
1. Interacționează cu apa, formând acid:
SO3 + H2O → H2SO4.
Dar nu toți oxizii acizi reacţionează direct cu apa (SiO2 etc.).
2. Reacționează cu oxizii pe bază pentru a forma o sare:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Interacționează cu alcalii, formând sare și apă:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Oxidul amfoter conține un element care are proprietăți amfoterice. Amfoteritatea este înțeleasă ca capacitatea compușilor de a prezenta proprietăți acide și bazice în funcție de condiții. De exemplu, oxidul de zinc ZnO poate fi atât o bază, cât și un acid (Zn(OH)2 și H2ZnO2). Amfoteritatea se exprimă prin faptul că, în funcție de condiții, oxizii amfoteri prezintă proprietăți fie bazice, fie acide, de exemplu, Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. De exemplu, natura amfoteră a oxidului de zinc se manifestă atunci când interacționează atât cu acidul clorhidric, cât și cu hidroxidul de sodiu:
ZnO + 2HCI = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2O
Deoarece nu toți oxizii amfoteri sunt solubili în apă, este mult mai dificil să se dovedească amfoteritatea unor astfel de oxizi. De exemplu, oxidul de aluminiu (III) în reacția de fuziune cu disulfatul de potasiu prezintă proprietăți de bază, iar atunci când este fuzionat cu hidroxizi, acid:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Pentru diferiți oxizi amfoteri, dualitatea proprietăților poate fi exprimată în grade diferite. De exemplu, oxidul de zinc este la fel de ușor solubil atât în acizi, cât și în alcalii, iar oxidul de fier (III) - Fe2O3 - are proprietăți predominant bazice.
Proprietățile chimice ale oxizilor amfoteri
1. Interacționează cu acizii pentru a forma sare și apă:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reacționează cu alcalii solide (în timpul fuziunii), formând ca rezultat al reacției sare - zincat de sodiu și apă:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Când oxidul de zinc interacționează cu o soluție alcalină (același NaOH), are loc o altă reacție:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Numărul de coordonare - o caracteristică care determină numărul de particule cele mai apropiate: atomi sau ioni dintr-o moleculă sau un cristal. Fiecare metal amfoter are propriul său număr de coordonare. Pentru Be și Zn, acesta este 4; Pentru și Al este 4 sau 6; Pentru și Cr este 6 sau (foarte rar) 4;
Oxizii amfoteri de obicei nu se dizolvă în apă și nu reacţionează cu aceasta.
Metodele de obținere a oxizilor din substanțe simple sunt fie o reacție directă a unui element cu oxigenul:
sau descompunerea substanțelor complexe:
a) oxizi
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
b) hidroxizi
Ca(OH)2 = CaO + H2O
c) acizi
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO +CO2
Precum și interacțiunea acizi - agenți oxidanți cu metale și nemetale:
Cu + 4HNO3 (conc) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Oxizii pot fi obținuți prin interacțiunea directă a oxigenului cu un alt element, sau indirect (de exemplu, prin descompunerea sărurilor, bazelor, acizilor). ÎN conditii normale oxizii sunt în stare solidă, lichidă și gazoasă, acest tip de compuși fiind foarte comun în natură. oxizii se găsesc în Scoarta terestra. Rugina, nisipul, apa, dioxid de carbon sunt oxizi.
Fundații- Acestea sunt substanțe complexe în moleculele cărora atomii de metal sunt legați la una sau mai multe grupări hidroxil.
Bazele sunt electroliți care, la disociere, formează doar ioni de hidroxid ca anioni.
NaOH \u003d Na + + OH -
Ca (OH) 2 \u003d CaOH + + OH - \u003d Ca 2 + + 2OH -
Există mai multe semne de clasificare a bazelor:
Pe baza solubilității lor în apă, bazele sunt împărțite în alcaline și insolubile. Alcalii sunt hidroxizi ai metalelor alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs) și metalelor alcalino-pământoase (Ca, Sr, Ba). Toate celelalte baze sunt insolubile.
În funcție de gradul de disociere, bazele se împart în electroliți puternici (toate alcaline) și electroliți slabi (baze insolubile).
În funcție de numărul de grupări hidroxil din moleculă, bazele sunt împărțite în acid unic (grup 1 OH), de exemplu, hidroxid de sodiu, hidroxid de potasiu, diacid (2 grupe OH), de exemplu, hidroxid de calciu, cupru (2) hidroxid și poliacid.
Proprietăți chimice.
Ioni OH - în soluție determină mediul alcalin.
Soluțiile alcaline schimbă culoarea indicatorilor:
Fenolftaleină: zmeură incoloră®,
Turnesol: violet ® albastru,
Portocaliu de metil: portocaliu ® galben.
Soluțiile alcaline reacţionează cu oxizii acizi pentru a forma săruri ale acelor acizi care corespund oxizilor acizi care reacţionează. În funcție de cantitatea de alcali, se formează săruri medii sau acide. De exemplu, când hidroxidul de calciu reacţionează cu monoxidul de carbon (IV), se formează carbonat de calciu şi apă:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O
Și când hidroxidul de calciu interacționează cu un exces de monoxid de carbon (IV), se formează bicarbonat de calciu:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Toate bazele reacţionează cu acizii formând o sare şi apă, de exemplu: când hidroxidul de sodiu reacţionează cu acidul clorhidric, se formează clorura de sodiu şi apa:
NaOH + HCI = NaCI + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Hidroxidul de cupru (II) se dizolvă în acid clorhidric pentru a forma clorură de cupru (II) și apă:
Cu(OH)2 + 2HCI = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.
Reacția dintre un acid și o bază se numește reacție de neutralizare.
Bazele insolubile, atunci când sunt încălzite, se descompun în apă și un oxid de metal corespunzător bazei, de exemplu:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Alcalii interacționează cu soluțiile de sare dacă este îndeplinită una dintre condițiile pentru ca reacția de schimb de ioni să poată fi finalizată (precipitat),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2S04
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Reacția are loc datorită legării cationilor de cupru cu ionii de hidroxid.
Când hidroxidul de bariu reacţionează cu o soluţie de sulfat de sodiu, se formează un precipitat de sulfat de bariu.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Reacția are loc datorită legării cationilor de bariu și anionilor sulfat.
acizi - Acestea sunt substanțe complexe ale căror molecule includ atomi de hidrogen care pot fi înlocuiți sau schimbați cu atomi de metal și un reziduu acid.
În funcție de prezența sau absența oxigenului în moleculă, acizii se împart în care conțin oxigen (H2SO4 acid sulfuric, H2S03 acid sulfuros, acid azotic HNO3, acid fosforic H3PO4, acid carbonic H2CO3, acid silicic H2SiO3) și anoxic (acid fluorhidric HF, acid clorhidric HCl (acid clorhidric), acid bromhidric HBr, acid iodhidric HI, acid hidrosulfurat H2S).
În funcție de numărul de atomi de hidrogen dintr-o moleculă de acid, acizii sunt monobazici (cu 1 atom de H), dibazici (cu 2 atomi de H) și tribazici (cu 3 atomi de H).
A C S L O T S
Partea unei molecule de acid fără hidrogen se numește reziduu acid.
Resturile acide pot fi formate dintr-un atom (-Cl, -Br, -I) - acestea sunt resturi acide simple, sau pot fi dintr-un grup de atomi (-SO3, -PO4, -SiO3) - acestea sunt reziduuri complexe.
În soluțiile apoase, reziduurile acide nu sunt distruse în timpul reacțiilor de schimb și substituție:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Cuvântul anhidridă înseamnă anhidru, adică un acid fără apă. De exemplu,
H2SO4 - H2O → SO3. Acizii anoxici nu au anhidride.
Acizii își iau numele de la numele elementului de formare a acidului (agent de formare a acidului) cu adăugarea terminațiilor „naya” și mai rar „vaya”: H2SO4 - sulfuric; H2SO3 - cărbune; H2SiO3 - siliciu etc.
Elementul poate forma mai mulți acizi oxigenați. În acest caz, terminațiile indicate în numele acizilor vor fi atunci când elementul prezintă cea mai mare valență (molecula de acid are un conținut mare de atomi de oxigen). Dacă elementul arată valență mai mică, terminația din denumirea acidului va fi „pur”: HNO3 - nitric, HNO2 - azot.
Acizii pot fi obținuți prin dizolvarea anhidridelor în apă. Dacă anhidridele sunt insolubile în apă, acidul poate fi obținut prin acțiunea unui alt acid mai puternic asupra sării. acidul necesar. Această metodă este tipică atât pentru oxigen, cât și pentru acizii anoxici. Acizii anoxici se obțin și prin sinteza directă din hidrogen și nemetal, urmată de dizolvarea compusului rezultat în apă:
H2 + CI2 → 2 HCI;
Soluțiile substanțelor gazoase rezultate HCl și H2S sunt acizi.
În condiții normale, acizii sunt atât lichidi, cât și solizi.
Proprietățile chimice ale acizilor
1. Soluțiile acide acționează asupra indicatorilor. Toți acizii (cu excepția acidului silicic) se dizolvă bine în apă. Substanțe speciale - indicatorii vă permit să determinați prezența acidului.
Indicatorii sunt substanțe cu structură complexă. Își schimbă culoarea în funcție de interacțiunea cu diferite chimicale. În soluțiile neutre, au o culoare, în soluțiile de baze, alta. Când interacționează cu acidul, își schimbă culoarea: indicatorul de metil portocaliu devine roșu, iar indicatorul de turnesol devine roșu.
2. Interacționează cu bazele pentru a forma apă și sare, care conține un reziduu acid neschimbat (reacție de neutralizare):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reacționează cu oxizii pe bază pentru a forma apă și sare. Sarea conține restul acid al acidului care a fost utilizat în reacția de neutralizare:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interacționează cu metalele.
Pentru interacțiunea acizilor cu metalele, trebuie îndeplinite anumite condiții:
1. Metalul trebuie să fie suficient de activ față de acizi (în seria de activitate a metalelor, trebuie să fie situat înaintea hidrogenului). Cu cât un metal se află mai în stânga în seria de activități, cu atât interacționează mai intens cu acizii;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Și iată reacția dintre soluție de acid clorhidric iar cuprul este imposibil, deoarece cuprul se află în seria tensiunilor după hidrogen.
2. Acidul trebuie să fie suficient de puternic (adică capabil să doneze ioni de hidrogen H+).
În cursul reacțiilor chimice ale unui acid cu metale, se formează o sare și se eliberează hidrogen (cu excepția interacțiunii metalelor cu acizii azotic și sulfuric concentrat):
Zn + 2HCI → ZnCI2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Cu toate acestea, oricât de diferiți ar fi acizii, toți formează cationi de hidrogen în timpul disocierii, care determină o serie de proprietăți comune: gust acru, decolorarea indicatorilor (tornesol și metil portocaliu), interacțiunea cu alte substanțe.
Aceeași reacție are loc între oxizii metalici și majoritatea acizilor
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Să descriem reacțiile:
2) În a doua reacție, trebuie să se obțină o sare solubilă. În multe cazuri, interacțiunea metalului cu acidul practic nu are loc, deoarece sarea rezultată este insolubilă și acoperă suprafața metalului cu o peliculă protectoare, de exemplu:
Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Sulfatul insolubil de plumb (II) oprește accesul acidului la metal, iar reacția se oprește imediat ce începe. Din acest motiv, majoritatea metalelor grele practic nu interacționează cu acizii fosforici, carbonici și hidrosulfurați.
3) A treia reacție este caracteristică soluțiilor acide, prin urmare, acizii insolubili, cum ar fi acidul silicic, nu reacționează cu metalele. O soluție concentrată de acid sulfuric și o soluție de acid azotic de orice concentrație interacționează cu metalele într-un mod ușor diferit, astfel încât ecuațiile reacțiilor dintre metale și acești acizi sunt scrise într-o schemă diferită. O soluție diluată de acid sulfuric reacționează cu metalele. stând într-o serie de tensiuni până la hidrogen, formând o sare și hidrogen.
4) A patra reacție este o reacție tipică de schimb ionic și are loc numai dacă se formează un precipitat sau un gaz.
Săruri - acestea sunt substanțe complexe ale căror molecule constau din atomi de metal și reziduuri acide (uneori pot conține hidrogen). De exemplu, NaCl este clorură de sodiu, CaSO4 este sulfat de calciu etc.
Aproape toate sărurile sunt compuși ionici, prin urmare, ionii reziduurilor acide și ionii metalici sunt interconectați în săruri:
Na+Cl - clorură de sodiu
Ca2+SO42 - sulfat de calciu etc.
Sarea este un produs al înlocuirii parțiale sau complete a atomilor de hidrogen acid cu un metal.
Prin urmare, se disting următoarele tipuri de săruri:
1. Săruri medii - toți atomii de hidrogen din acid sunt înlocuiți cu un metal: Na2CO3, KNO3 etc.
2. Săruri acide - nu toți atomii de hidrogen din acid sunt înlocuiți cu un metal. Desigur, sărurile acide pot forma doar acizi dibazici sau polibazici. Acizii monobazici nu pot da săruri acide: NaHCO3, NaH2PO4 etc. d.
3. Săruri duble - atomii de hidrogen ai unui acid dibazic sau polibazic sunt înlocuiți nu cu un metal, ci cu două diferite: NaKCO3, KAl(SO4)2 etc.
4. Sărurile bazice pot fi considerate produse ale înlocuirii incomplete sau parțiale a grupărilor hidroxil ale bazelor cu reziduuri acide: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl etc.
De nomenclatura internationala Numele sării fiecărui acid provine de la numele latin al elementului. De exemplu, sărurile acidului sulfuric se numesc sulfați: CaSO4 - sulfat de calciu, MgSO4 - sulfat de magneziu etc.; sărurile acidului clorhidric se numesc cloruri: NaCl - clorura de sodiu, ZnCI2 - clorura de zinc etc.
La denumirea sărurilor acizilor dibazici se adaugă particula „bi” sau „hidro”: Mg (HCl3) 2 - bicarbonat sau bicarbonat de magneziu.
Cu condiția ca într-un acid tribazic doar un atom de hidrogen să fie înlocuit cu un metal, atunci se adaugă prefixul „dihidro”: NaH2PO4 este fosfat dihidrogen de sodiu.
Sarea este solide cu solubilitate foarte diferită în apă.
Proprietățile chimice ale sărurilor sunt determinate de proprietățile cationilor și anionilor care fac parte din compoziția lor.
1. Unele săruri se descompun atunci când sunt calcinate:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Reacționează cu acizii pentru a forma o nouă sare și un nou acid. Pentru ca această reacție să aibă loc, este necesar ca acidul să fie mai puternic decât sarea asupra căreia acidul acționează:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interacționează cu bazele, formând o nouă sare și o nouă bază:
Ba(OH)2 + MgS04 → BaS04↓ + Mg(OH)2.
4. Interacționați unul cu celălalt pentru a forma noi săruri:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .
5. Interacționează cu metale care se află în domeniul de activitate până la metalul care face parte din sare.
