Dusitany kovov do stupňa oxidácie +2 tvoria kryštálov hydráty s jednou, dvoma alebo štyrmi molekulami vody. Napríklad dusitany tvoria dvojité a trojité soli. CSNO 2. Agno 2 alebo BA (č. 2) 2. Ni (č. 2) 2. 2Kno 2, ako aj komplexné zlúčeniny, napríklad Na3.
Kryštálové štruktúry sú známe len pre niekoľko bezvodých nitritov. Anión NO2 má nelineárnu konfiguráciu; Roh 115 °, n-o 0,115 nm komunikačnú dĺžku; Komunikačný typ M-NO 2 ion-kovalentný.
Dobre rozpustný vo vodných dusitatoch K, Na, BA, Bad - Nitrite AG, HG, CU. S zvýšením teploty sa zvyšuje rozpustnosť dusitanov. Takmer všetky dusitany sú zle rozpustné v alkoholoch, éteri a nízko polárnych rozpúšťadlách.
Dusitany sú tepelne odolné; Tentujeme bez rozkladu len dusitan alkalického kovu, dusitan zostávajúcich kovov rozkladá pri 25-300 ° C. Mechanizmus rozklad dusitanov je zložitý a obsahuje rad paralelných po sebe idúcich reakcií. Hlavné plynné produkty rozkladu - NO, NO2, N2 a O2, oxid tuhý a kovový kov. Pridelenie veľkého množstva plynov určuje výbušninový rozklad určitého dusitanu, napríklad NH4 NO2, ktorý sa rozkladá na N2 a H20.
Charakteristické znaky dusitanov sú spojené s ich tepelnou insuffosuitov a schopnosťou nitritu-iónov, aby boli oxidačné činidlo a redukčné činidlo v závislosti od prostredia a povahy činidiel. V neutrálnom médiu sa dusitany zvyčajne obnovia na NO, oxidované na nitráty. Kyslík a CO2 neinteragujú s pevnými dusitany a vodnými roztokmi. Dusitany prispievajú k rozkladu organických látok obsahujúcich dusík, najmä amíny, amidy atď. O organických halogenidov RXN. Reagovať na tvorbu Rono nitritov a RNO 2 nitros zlúčenín.
Priemyselná produkcia dusitanov je založená na absorpcii plynu nitrózy (zmes NO + NO2) s roztokmi Na2C03 alebo NaOH so sekvenčnou kryštalizáciou NANO 2; Dusitany zostávajúceho kovu v priemysle a laboratóriách sa získajú výmennou reakciou solí kovov s NANO 2 alebo obnovením týchto dusičoviek kovov.
Dusitany sa používajú na syntézu azocrázu, pri výrobe kaprolaktámu, ako oxidačné činidlá a redukčné činidlá v kaučuku, textilnom a kovoobrábacích priemysle, ako sú konzervačné látky potravinárskych výrobkov. Dusitany Napríklad NANO 2 a KNO 2, toxické, spôsobujú bolesť hlavy, vracanie, inhibovať dýchanie, atď. S NANO 2 otravou je methemoglobín vytvorený v krvi, sú poškodené membrány erytrocytov. Je možné vytvoriť nitrosamíny z NANO 2 a amíny priamo v gastrointestinálnom trakte.
6. Sulfáty, Kyselina sírová. Priemerné sulfáty s aniónovou SO 4-kyselinou, alebo hydrosulfát, s HSO 4 anión, bázickým, obsahujúcim spolu s aniónovou SO 4-skupinou, ako je Zn2 (OH) 2 SO 4, sú známe. Existujú aj dvojité sulfáty, vrátane dvoch rôznych katiónov. Patrí medzi ne dve veľké sulfátové skupiny - kamene, ako aj cheniity m2 E (SO 4) 2. 6H 2O, kde m-monotair katión, E-mg, Zn a ďalšie dvojdielne katióny. Známy trojitý síran K 2 SO 4. MgS04. 2CASO 4. 2H 2O (polygalitída minerálna), dvojité základné sulfusy, napríklad minerály alunitných skupín a yarosit M 2 SO 4. Al 2 (SO 4) 3. 4AL (OH 3 a M 2 SO 4. FE 2 (SO 4) 3. 4FE (OH) 3, kde M je jednofarebná katión. Sulfáty môžu byť súčasťou zmiešaných solí, napríklad 2NA 2 SO 4. Na2 CO 3 (minerálne berkeit), MgSO 4. KCL. 3H 2 O (CAINIT).
Sulfáty - kryštalické látky, médium a kyslé vo veľkých prípadoch sú dobre rozpustné vo vode. Vápnik, strontium, olovené sírany, stroncium, olovo a niektoré DR., Prakticky nerozpustný BASO 4, RASO 4. Hlavné sulfáty sú zvyčajne malé rozpustné alebo prakticky nerozpustné, alebo hydrolyzované vodou. Z vodných roztokov môžu sulfáty kryštalizovať ako kryštalické. Kryštálové hydráty niektorých ťažkých kovov sa nazývajú vitriorov; Copper Cuniry Sunso 4. 5H 2 O, FeSO 4 Iron Campground. 7N 2 O.
Priemerné sulfáty alkalických kovov sú tepelne stabilné, zatiaľ čo kyslé sulfáty sa rozkladajú pri zahrievaní, otáčajú sa na pyrosulfáty: 2kHS04 \u003d H20 + K2S 2 O 7. Priemerné sulfáty iných kovov, ako aj bázické sulfáty, keď sa zahrievajú na dostatočne vysoké teploty, sa zvyčajne rozkladajú na tvorbu oxidov kovov a uvoľňovanie SO3.
Sulfáty sú v prírode rozšírené. Nachádzajú sa vo forme minerálov, napríklad Caso 4 sadry. H20, Miraccite \u200b\u200bNa2S04. 10H 2 O, a tiež časť morskej a riečnej vody.
Mnohé sulfáty sa môžu získať interakciou H2S04 s kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi, ako aj rozklad prchavých solí s kyselinou sírovou.
Anorganické sulfáty sú široko používané. Napríklad, síran amónium -zotny, síran sodný, sa používa v sklenenej, papierenskom priemysle, produkcii viskózy atď. Prírodné sulfátové minerály - suroviny priemyselnej produkcie zlúčenín rôznych kovov, vytvára materiály atď.
7.sulfitída Kyselina sírová H2S03. Rozlišujú sa priemerné sulfity s aniónovou SO3 2- a kyslými (hydrosulfit) s Anionom HSO3. Stredné sulfitové kryštalické látky. Amónium a sulfity alkalických kovov sú dobre rozpustné vo vode; Rozpustnosť (g v 100 g): (NH4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2SO 3 106,7 (20 ° C). Vo vodných roztokoch, formy hydrossidfitov. Sulfity alkalickej pôdy a niektoré iné kovy sú prakticky nerozpustné vo vode; Rozpustnosť MgS03 1 g na 100 g (40 ° C). Známe kryštalické kyseliny (NH4) 2 SO3. H20, Na2S03. 7H 2 O, na 2 SO 3. 2N20, MgS04. 6H 2 o a ďalšie.
Bezvodý sulfit, keď sa zahrieva bez prístupu vzduchu v utesnených nádobách, disproporciou na sulfidy a sulfáty, pri zahrievaní v aktuálnom N2 stratí SO2 a keď sa zahrieva do vzduchu, sa ľahko oxiduje na sírany. So 2 vo vodnom médiu, priemerné sulfity tvoria hydrosulfity. Sulfity sú relatívne silné redukčné činidlá, oxidované v roztokoch chlóru, bróm, H202, atď. Na sulfáty. Rozložené so silnými kyselinami (napríklad NS1) s uvoľňovaním SO2.
Kryštálové hydrosulfity sú známe pre K, Rb, Cs, NH4 +, sú malé. Zostávajúce hydrosulfity existujú len vo vodných roztokoch. Hustota NH4 HSO 3 2,03 g / cm3; Rozpustnosť vo vode (G 100 g): NH4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KNSO 3 49 (20 ° C).
Keď sa kryštalický hydrossirossulfit na zahrieva alebo pri obložení SO 2 kobistickej buničiny M2S03, tvoria pyrosulfity (zastarané -metabisulfity) M 2 s 2 O 5 - soli neznámych v bezplatnom stave pirosnoy kyseliny H2 S 2 O 5; kryštály, malé odolné; Hustota (g / cm3): Na2S 2 O 5 1,48, K2S 2 O 5 2,34; nad ~ 160 ° C sa rozkladajú uvoľňovaním SO2; rozpustil vo vode (s rozkladom voči HSO 3 -), rozpustnosť (g 100 g): Na2 S205 64,4, K2S2O2O5 44,7; Hydráty hydrátov Na2S205. 7H 2O a ZK 2S 2 O 5. 2N 2 O; Reštaurácie.
Priemerné sulfity alkalických kovov sa získa interakciou vodného roztoku M2C03 (alebo MON) s SO2, MSO 3-priepustnosťOP2 cez vodnú suspenziu MCO 3; Používa sa hlavne SO2 výfukového plynu kontaktného sektora kyseliny sírovej. Sulfity sa používajú pri bieliacich, farbenie a tlačiarenských tkaninách, vláknach, kožách na konzervovanie obilia, zeleného krmiva, priemyselný odpad s krmivom (NaHSO 3, \\ tNa2S 2 O 5). CASO 3 A CA (NSO 3) 2 - Dezinfekčné prostriedky vo vlnovom a cukrovacom priemysle. Nanso 3, MgS04, NN4 NSO 3 - zložky sulfitovej kvapaliny pri varení celulózy; (NH 4) 2SO 3 - SO2 absorbér; NaHSO 3 je absorbér H 2S z výfukových plynov výroby, redukčným činidlom pri výrobe sírových farbív. K 2S 2 O 5 - Zložka kyslých fixov na fotografii, antioxidante, antiseptikum.
Body môžu interagovať:
- s non-kovmi -
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K2S + 3H 2O;
- s oxidmi kyselín -
2NAOH + C02 → Na2C03 + H20;
- so solimi (strata zrážok, uvoľňovanie plynu) -
2KOH + FECL 2 → FE (OH) 2 + 2KCL.
Existujú aj iné metódy na získanie:
- interakcia dvoch solí -
CUCL 2 + NA 2 S → 2NACL + CUS ↓;
- kovová a Nemetalovová reakcia -
- zlúčenina kyseliny a hlavných oxidov -
SO 3 + Na2O → Na2S04;
- kovové soli Interakcia -
FE + CUSO 4 → FESO 4 + CU.
Chemické vlastnosti
Rozpustné soli sú elektrolyty a podliehajú disociačnej reakcii. Pri interakcii s vodou sa rozpadajú, t.j. oddelené na pozitívne a negatívne nabité ióny - katióny a anióny. Katióny sú kovové ióny, anióny-kyslé zvyšky. Príklady iónových rovníc:
- NaCl → Na + + CL -;
- Al2 (SO 4) 3 → 2 -al 3 + + 3SO 4-;
- CACLBR → CA2 + + CL - + BR -.
Okrem katiónov kovov v soli môžu byť prítomné amóniové katióny (NH4 +) a fosfónsko (PH4 +).
Ďalšie reakcie sú opísané v tabuľke chemických vlastností solí.
Obr. 3. Výber zrazeniny pri interakcii so základmi.
Niektoré soli sa rozkladajú v závislosti od druhu, keď sa zahrievajú na oxid kovu a kyslý zvyšok alebo pre jednoduché látky. Napríklad CACO 3 → CaO + CO 2, 2AGCL → AG + CL2.
Čo vieme?
Z lekcie 8 triedy chémie sa dozvedeli o vlastnostiach a typoch solí. Kompriálne anorganické zlúčeniny pozostávajú z kovov a kyselinových zvyškov. Môže zahŕňať vodík (kyslé soli), dva kovové alebo dvojité zvyšky kyseliny. Toto sú pevné kryštalické látky, ktoré sú vytvorené ako výsledok kyselinových reakcií alebo zásad s kovmi. Reagovať so základmi, kyselinami, kovmi, inými soliami.
1) kov s non-metallolom: 2NA + Cl2 \u003d 2NAcl
2) Kyselina kov: ZN + 2HCl \u003d ZNCI2 + H2
3) kov s pevnou pevnou látkou menej aktívnym kovovým Fe + CUSO 4 \u003d FESO 4 + CU
4) Hlavný oxid s oxidom kyseliny: MgO + CO 2 \u003d MGCO 3
5) Základný oxid kyslý CUO + H2S04 \u003d CUSO 4 + H20
6) Báza s oxidom kyseliny BA (OH) 2 + C02 \u003d BACO 3 + H20
7) Kyslá báza: CA (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H20
8) Kyselinové soli: MgCO 3 + 2HCl \u003d MgCl2 + H20 + CO 2
BACl2 + H2S04 \u003d BASO 4 + 2HCL
9) Základný roztok so soľným roztokom: BA (OH) 2 + Na2S04 \u003d 2AOH + BASO 4
10) Roztoky dvoch solí 3CACl 2 + 2NA3 PO 4 \u003d CA 3 (PO 4) 2 + 6NACL
2. Získanie kyslých solí:
1. Kyselinová interakcia s nedostatkom nadácie. KOH + H2S04 \u003d KHSO 4 + H20
2. Interakcia bázy s nadbytkom oxidu kyslého
Ca (OH) 2 + 2CO 2 \u003d CA (HCO 3) 2
3. Interakcia strednej soli s kyselinou CA3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3 CA (H 2 PO 4) 2
3. Získanie hlavných solí:
1. Hydrolýza solí vytvorených slabou bázou a závažnou kyselinou
ZnCl2 + H20 \u003d Cl + HCl
2. Pridanie (po kvapkách) malé množstvá alkálie na roztoky priemerných kovových solí ALCl 3 + 2NAOH \u003d Cl + 2NAcl
3. Interakcia slabých kyslých solí so strednými solimi
2MGCL 2 + 2NA 2 CO 3 + H20 \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NACL
4. Príprava komplexných solí:
1. Soli Reakcie s ligandami: AgCL + 2NH3 \u003d Cl
FECL 3 + 6KCN] \u003d K 3 + 3KCL
5. Získanie dvojitých solí:
1. Kĺbová kryštalizácia dvoch solí:
CR2 (S04) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Redoxné reakcie v dôsledku vlastností katiónu alebo aniónu. 2kmno 4 + 16HCl \u003d 2MNCl2 + 2KCl + 5CI2 + 8H 2 O
2. Chemické vlastnosti kyslých solí:
Tepelný rozklad s tvorbou strednej soli
Ca (HCO 3) 2 \u003d CAko 3 + C02 + H20
Interakcie s pitchingom. Získanie priemernej soli.
BA (HCO 3) 2 + BA (OH) 2 \u003d 2BACO 3 + 2H 2O
3. Chemické vlastnosti bázických solí:
Tepelný rozklad. 2 CO 3 \u003d 2CUO + CO 2 + H20
Kyselinová interakcia: tvorba strednej soli.
SN (OH) Cl + HCl \u003d SNCl 2 + H20 Chemický prvok - kombinácia atómov s rovnakým nábojom jadra a počtu protónov sa zhoduje s číslom sekvencie (atómového) v tabuľke MendeleEEV. Každý chemický prvok má svoje vlastné meno a symbol, ktorý sa uvádza v periodickom systéme MendeleEEV prvkov.
Forma existencie chemických prvkov vo voľnej forme je jednoduché látky (jeden prvok).
V súčasnosti (marec 2013) je známych 118 chemických prvkov (nie sú všetky oficiálne uznané).
Chemikálie môžu pozostávať z jedného chemického prvku (jednoduchú látku) a z rôznych (zložitá látka alebo chemická zlúčenina).
Chemické prvky tvoria približne 500 jednoduchých látok. Schopnosť jedného prvku vo forme rôznych jednoduchých látok, odlišných vlastností, sa nazýva alrotropia. Vo väčšine prípadov sa mená jednoduchých látok zhodujú s názvom zodpovedajúcich prvkov (napríklad zinku, hliníka, chlóru), avšak v prípade existencie niekoľkých alrotropných modifikácií, mena jednoduchej látky a Prvok sa môže líšiť, napríklad kyslík (Dicksorod, O2) a ozón (03); Diamantový, grafit a rad ďalších altických altopických modifikácií ALTO existujú spolu s amorfnými uhlíkmi.
Potvrdené experimentálne v roku 1927. Duálny charakter elektrónu, ktorý má vlastnosti nielen častice, ale tiež podnietili vedcov, aby vytvorili novú teóriu štruktúry atómu, ktorá berie do úvahy obe tieto vlastnosti. Moderná teória štruktúry atómu sa spolieha na kvantovej mechanike.
Dualita elektrónových vlastností sa prejavuje v tom, že na jednej strane má vlastnosti častíc (má určitú hmotnosť odpočinku) a na druhej strane - jeho pohyb pripomína vlnu a môže byť opísaná Určitá amplitúda, vlnová dĺžka, frekvencia oscilácie atď. Preto nemôžete hovoriť. O každom konkrétnej trajektórii pohybu elektrónov - je možné posúdiť len jednu alebo inú pravdepodobnosť svojej polohy v tomto mieste priestoru.
V dôsledku toho by sa elektrónová dráha mala chápať ako určitá línia pohybu elektrónu, ale niektoré časti priestoru okolo jadra, v rámci ktorého pravdepodobnosť pobytu elektrónov je najvyššia. Inými slovami, elektronická obežná dráha netrváva postupnosť pohybu elektrónu z bodu k bodu, a je určená pravdepodobnosťou nájsť elektrón v určitej vzdialenosti od jadra.
Prítomnosť vlastností vĺn elektrónu bola prvý, kto hovoril francúzsky účtovníctvo L. de Broglie. De Broroglya Rovnica: \u003d H / MV. Ak má elektrón vlastnosti vlny, elektrónový lúč by mal zažiť účinok difrakčných a interferenčných javov. Vlnová povaha elektrónov bola potvrdená, keď je difrakcia elektrónového lúča pozorovaná v štruktúre kryštálovej hypotéky. Keďže elektrón má vlastnosti vlny, jeho poloha vo vnútri objemu atómu nie je definovaná. Poloha elektrónu v objeme atómového objemu je opísaná pravdepodobnostnou funkciou, ak je E¨ zobrazený v trojrozmernom priestore, potom dostaneme telo rotácie (obr.)
Soli môžu byť tiež považované za produkty kompletnej alebo čiastočnej substitúcie iónov vodíka v kovových molekulách s kovovými iónmi (alebo komplexnými pozitívnymi iónmi, napríklad amónnym iónom NH) alebo ako produkt úplnej alebo čiastočnej substitúcie hydroxochroupíkov v hlavnom hydroxidoch. molekuly s zvyškami kyseliny. S úplnou náhradou stredné (normálne) soli. V prípade neúplnej výmeny iónov H + v molekulách kyselín kyslé soli, s neúplnou substitúciou skupín, to - v základných molekulách - základné soli. Príklady tvorby solenia:
H 3 PO 4 + 3NAOH 
Na 3 PO 4 + 3H 2 O
Na 3 PO 4 ( fosfát sodík) - médium (normálna soľ);
H 3 PO 4 + NaOH 
Nan 2 PO 4 + H 2 O
Nan 2 PO 4 (Digidrofosfát sodík) - kyslá soľ;
MQ (OH) 2 + HCL 
MQOHCL + H 2 O
Mqohcl ( hydroxychlorid Horčík) - hlavná soľ.
Soli tvorené dvoma kovmi a jedna kyselina sa nazývajú dvojité soli. Napríklad, sulfát draselný (ALUMOKALIA ALUM) KAL (SO 4) 2 * 12H 2 O.
Soli vytvorené jedným kovom a dve kyseliny sa nazývajú zmiešané soli. Napríklad chlorid chloridu vápenatého vápenatého (CLO) alebo caOCl2 je vápenatá soľ kyseliny chlorovodíkovej HCl a chlórnych kyselín HCLO.
Dvojité a zmiešané soli, keď sa rozpúšťajú vo vode disociáku na všetkých iónov, ktoré tvoria ich molekuly.
Napríklad Kal (SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 
;
CACL (CLO) 
CA 2+ + CL - + CLO -.
Komplexné soli - Toto sú zložité látky, v ktorých môžete prideliť centrálny atóm. (Komplexotvorné činidlo) a súvisiace molekuly a ióny - ligandy. Formulár Centrálneho atómu a ligandy komplexný (vnútorná guľa)Ktorý, keď je pri nahrávaní, zložitá zlúčenina vzorca je uzavretá v štvorcových konzole. Počet ligandov vo vnútornej sfére sa nazýva koordinačné číslo. Molekuly a ióny okolité komplexné formy lesná guľa.
Centrálny atóm ligand
Do 3.
Koordinačné číslo
Názov solí je vytvorený z mena aniónu, po ktorom nasleduje názov katiónu.
Pre soli solí oxidov k menu NEMMETALLA sa pridá prípona - idnapríklad NaCl chlorid sodný, sulfid železitý (II).
S názvom solí kyselín obsahujúcich kyslík do latinského koreňa názvu prvku pridáva koniec -.pre vyššie stupne oxidácie, -Et.pre nižšie (pre niektoré kyseliny sa použije predpona hypopre nízke stupne nekovovej oxidácie; pre chlór a soli kyseliny mangánu sa používajú najprv). Napríklad Casso 3 - uhličitan vápenatý, Fe2 (SO 4) 3 železitý sulfát (III), FeSO 3 - železný sulfit (II), COSL - hypochlórnan draselný, KSLO 2 - chloritový draslík, KSLO 3 - chlór-chlór-chlórom draslík, KMNO 4 - permalánový draslík, K2R20 7 - Dichromát draslík.
V menách komplexných iónov sú najprv uvedené ligandy. Názov komplexného iónu je doplnený titulom kovu, čo s uvedením zodpovedajúceho stupňa oxidácie (rímske čísla v zátvorkách). V menách komplexných katiónov sa používajú napríklad mená ruských kovov, napríklad, [ Cu (NH3) 4] CL2 - chlorid meďného tetrammín (II). Názvy komplexných aniónov používajú latinské názvy kovov s príponou -napríklad K je draselný tetrahydroxalulom.
Chemické vlastnosti solí
Pozrite si vlastnosti základne.
Pozri vlastnosti kyselín.
Sio 2 + CAKO 3 
CASIO 3 + CO 2 
.
Amfoterické oxidy (všetky nie sú prchavé) premiestniť pri fúziách prchavých oxidov zo svojich solí
Al 2 O 3 + K 2 CO 3 
2KALO 2 + CO 2.
5. Soľ 1 + soľ 2 
soľ 3 + soľ 4.
Výmenná reakcia medzi solím prebieha v roztoku (obe soli musia byť rozpustné) len vtedy, ak aspoň jeden z produktov - zrazenina
AQNO 3 + NACL 
Aqcl 
+ NANO 3.
6. Soľ menej aktívny kov + kov aktívnejší 
Kov je menej aktívna + soľ.
Výnimky - alkalické a alkalické zemné kovy v roztoku primárne interagujú s vodou
FE + CUCL 2 
FECL 2 + CU.
7. SOL 
produkty tepelného rozkladu.
I) soli kyseliny dusičnej. Produkty tepelného rozkladu dusičnanov závisia od kovu v rade napätia kovov:
a) Ak kov opustil MQ (okrem LI): Meno 3 
Meno 2 + 02;
b) Ak je kov z MQ na CU, ako aj Li: Meno 3 
Meo + NO 2 + O 2;
c) Ak je kov priamo na CU: MEO 3 
Me + NO 2 + O 2.
Ii) soli kyseliny uhličitej. Takmer všetky uhličitany sa rozkladajú do príslušného kovu a CO2. Alkalické a uhličitany alkalických zemín, okrem LI, nekrúžia, keď sa zahrievajú. Strieborné a ortuťové uhličitany sa rozkladajú do voľného kovu
Meso 3. 
Meo + CO 2;
2AQ 2 CO 3 
4AQ + 2CO 2 + O 2.
Všetky bikarbonáty sa rozkladajú do príslušného uhličitanu.
Ja (HCO 3) 2 
Meco 3 + CO 2 + H 2 O.
Iii) amóniové soli. Mnohé amóniové soli sa rozkladá s uvoľňovaním NH3 a zodpovedajúcou kyselinou alebo jej produktov rozkladu. Niektoré amóniové soli obsahujúce oxidačné anióny sa rozkladajú s uvoľňovaním N2, NO, NO 2
NH4 Cl. 
NH3. 
+ HCL. 
;
NH 4 NO 2 
N2 + 2H20;
(NH 4) 2 CR20 7 
N2 + CR20 7 + 4H 2 O.
V Tab. 1 ukazuje názvy kyselín a ich stredných solí.
Názvy esenciálnych kyselín a ich stredných solí
|
názov |
||
|
Metalový |
Metalüminat. |
|
|
Arzén | ||
|
Arzén | ||
|
Kovový |
Metabrat |
|
|
Ortobornaya |
Ortoborovať |
|
|
Fourbacked |
Tetraborat |
|
|
BROMOOMOMODNAYA | ||
|
Mizerný | ||
|
Acetický | ||
|
Kyanogénna (sinylová kyselina) | ||
|
Uhlie |
Uhličitan |
|
Koncový stôl. jeden
|
názov |
||
|
Bezvýznamný | ||
|
Herbonic (kyselina chlorovodíková) | ||
|
Chlornoty |
Chlórnatý |
|
|
Chlorid | ||
|
Chlorna | ||
|
Chloristan |
||
|
Metachromy |
Metachromit |
|
|
Chróm | ||
|
Dvojhodný |
Dichromat. |
|
|
Jódomodnaya | ||
|
Obsluhovať |
||
|
Marrontsova |
Manganistan |
|
|
Ázijský vodík: chov dusíka) | ||
|
Azorný | ||
|
Metafosfor |
Metafosfát |
|
|
Ortofosfor |
Ortofosforečnan |
|
|
Doubosforu |
Difosfat. |
|
|
Fluidný vodík (plávajúca kyselina) | ||
|
Sírovodík | ||
|
RODANOVOYRONA | ||
|
Sár | ||
|
Double |
Dieulfat |
|
|
Peroxodlivý |
Peroxodisulfat |
|
|
Silikón | ||
Príklady riešenia problémov
Úloha 1.Napíšte vzorce nasledujúcich zlúčenín: uhličitan vápenatý, karbid vápenatý, hydrofosfát horečnatý, hydrofidom sodná, hydrofidom sodným, dusičnanom železa (III), nitrid kyseliny lítny, hydroxykarbonát na meďnatý, dichrómovaný amónny, bárny bromid, hexaciarrat (II) draslík, tetrahydroxalum sodný.
Rozhodnutia.Uhličitan vápenatý - CASSO 3, karbid vápenatý - CAC2, hydrofosfát horečnatý - MQHPO 4, hydrosulfid sodný - NaHS, dusičnan železa (III) - Fe (NO 3) 3, nitrid lítny - Li3N, Hydroxykarbonát LI3N, Hydroxykarbonát (II) - 2 CO3, dichrómovaný amónium - (NH4) 2 CR207, Bárodný bromid - BABR 2, Hexaciarrat (II) - K4,mumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumumu.
Úloha 2.Uveďte príklady tvorby soli: a) z dvoch jednoduchých látok; b) z dvoch zložitých látok; c) z jednoduchých a zložitých látok.
Rozhodnutia.
a) železo pri zahrievaní so sivými formami Sulfid železa (II):
Fe + S. 
Fes;
b) soli sa navzájom vstupujú do metabolických reakcií vo vodnom roztoku, ak jeden z produktov spadá do zrazeniny:
AQNO 3 + NACL 
Aqcl 
+ NANO 3;
c) pri rozpustených kovoch v kyselinách:
ZN + H 2 SO 4 
ZNSO 4 + H2.
Úloha 3.Počas rozkladu uhličitanu horečnatého sa oddelil oxid uhličitý (IV), ktorý bol vynechaný cez vápenovú vodu (prevzatý v nadbytku). Zároveň sa zrazenina pre hmotnosť 2,5 g. Vypočítajte hmotnosť uhličitanu horečnatého na reakciu.
Rozhodnutia.
Kompilovať rovnice vhodných reakcií:
MQCO 3. 
MQO + CO 2;
CO 2 + CA (OH) 2 
CaCO 3 + H 2 O.
2. Vypočítajte molárne hmotnosti uhličitanu vápenatého a uhličitanu horečnatého s použitím periodického systému chemických prvkov:
M (Sasso 3) \u003d 40 + 12 + 16 * 3 \u003d 100 g / mol;
M (MQCO 3) \u003d 24 + 12 + 16 * 3 \u003d 84 g / mol.
3. Vypočítajte množstvo látky uhličitanu vápenatého (látka vyriešená):
N (Caco 3) \u003d 
.
Z reakčných rovníc to vyplýva
n (MQCO 3) \u003d N (Caco 3) \u003d 0,025 mol.
Vypočítame hmotnosť uhličitanu vápenatého pre reakciu:
m (MQCO 3) \u003d N (MQCO 3) * M (MQCO 3) \u003d 0,025 mol * 84 g / mol \u003d 2,1 g.
Odpoveď: M (MQCO 3) \u003d 2,1 g.
Úloha 4.Napíšte rovnice reakcií, ktoré umožňujú nasledujúce transformácie:
MQ. 
MQSO 4. 
MQ (č. 3) 2 
Mqo. 
(CH3 COO) 2 mQ.
Rozhodnutia.
Horčík sa rozpúšťa v zriedenej kyseline sírovej:
MQ + H 2 SO 4 
MQSO 4 + H2.
Síran horečnatý vstupuje do výmennej reakcie vo vodnom roztoku s dusičnanom bárnatého:
MQSO 4 + BA (č. 3) 2 
BASO 4 + MQ (NO 3) 2.
So silnou kalcináciou rozkladá dusičnan horečnatý:
2MQ (NO 3) 2 
2MQO + 4NO 2 + O 2.
4. Oxid horečnatý - Hlavný oxid. Rozpúšťa sa v kyseline octovej
MQO + 2SH 3 COXY 
(CH3 SOO) 2 MQ + H 2 O.
GLINKA, N.L. Generálna chémia. / N.l. GLINKA.- M.: Integrálna tlač, 2002.
GLINKA, N.L. Úlohy a cvičenia pre všeobecnú chémiu. / N.l. Glink. - M.: Integrálna tlač, 2003.
Gabrielyan, O.S. Chémia. Grade 11: Štúdie. Pre všeobecné vzdelávanie. inštitúcií. / O.S. Gabrielyan, G.G. Lysov. - M.: Drop, 2002.
AKHETOV, N.S. Všeobecná a anorganická chémia. / N.s. AKHETOV. - 4. ed. - M.: Vyššia škola, 2002.
Chémia. Klasifikácia, nomenklatúra a reakčné schopnosti anorganických látok: metodické pokyny pre praktické a nezávislé práce pre študentov všetkých foriem odbornej prípravy a všetkých špecialít
Chemické rovnice
Chemická rovnica - Toto je expresia reakcie s pomocou chemických vzorcov. Chemické rovnice ukazujú, ktoré látky vstupujú do chemickej reakcie a ktoré látky sú vytvorené v dôsledku tejto reakcie. Rovnica je vypracovaná na základe zákona zachovania hmotnosti a vykazuje kvantitatívne vzťahy látok zapojených do chemickej reakcie.
Ako príklad zvážte interakciu hydroxidu draselného s kyselinou fosforečnou:
H3PE4 + 3 KON \u003d K 3 PO 4 + 3N 2 O.
Je možné vidieť z rovnice, že 1 mol kyseliny ortofosforečnej (98 g) reaguje s 3 mólami hydroxidu draselného (3,56 g). V dôsledku reakcie sa vytvorí 1 mol fosforečnanu draselného (212 g) a 3 vody (3 x 18 g).
98 + 168 \u003d 266 g; 212 + 54 \u003d 266 g Vidíme, že hmotnosť látok, ktoré vstúpili do reakcie, sa rovná hmotnosti reakčných produktov. Rovnice chemických reakcií umožňuje produkovať rôzne výpočty spojené s touto reakciou.
Painst látky sú rozdelené do štyroch tried: oxidy, bázy, kyseliny a soli.
Oxidy. - Toto sú zložité látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden z nich kyslík, t.j. Oxid je zlúčenina prvku s kyslíkom.
Názov oxidov je vytvorený z názvu prvku obsiahnutého v zložení oxidu. Napríklad oxid BAO - Byrium. V prípade, že oxidový prvok má variabilnú valenciu, potom po mene prvku v zátvorkách je uvedená jeho valencia rímskeho čísla. Napríklad oxid železitý (I), fe2O3 - oxid železitý (III).
Všetky oxidy sú rozdelené na tvarovanie so soľou a non-forming.
Oxidy tvoriace hriadeľ sú takéto oxidy, ktoré v dôsledku chemických reakcií tvoria soli. Ide o oxidy kovov a nekovových kovov, ktoré pri interakcii s vodou tvoria vhodné kyseliny a pri interakcii so základmi, zodpovedajúcimi kyslými a normálnymi soli. Napríklad oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad v interakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCI) sa vytvorí soľ:
CUO + 2HCL → CUCL2 + H2O.
V dôsledku chemických reakcií sa môžu získať iné soli:
CUO + SO3 → CUSO4.
Žiadne oxidy sa nazývajú takéto oxidy, ktoré netvoria soli. Príkladom je CO, N2O, NO.
Oxidy tvoriace hriadeľ sú 3 typy: hlavná (zo slova "základňa"), kyseliny a amfotériu.
Hlavné oxidy sú oxidy kovov, ktoré zodpovedajú hydroxidom týkajúcim sa triedy základnej triedy. Hlavné oxidy zahŕňajú napríklad Na2O, K2O, MgO, CAO, atď.
Chemické vlastnosti veľkých oxidov
1. Vodné rozpustné hlavné oxidy reagujú s vodou, tvarovacie zásady:
Na2O + H2O → 2NAOH.
2. Interaktí s oxidmi kyselín, ktoré tvoria vhodné soli
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reagovať s kyselinami, tvarovanie soli a vody:
CUO + H2SO4 → CUSO4 + H2O.
4. Reagujte s amfotérnymi oxidmi:
Li2O + Al2O3 → 2ILIALO2.
5. Hlavné oxidy reagujú s oxidmi kyselín, tvarovacie soli:
Na2O + SO3 \u003d Na2SO4
Ak bude zloženie oxidov, pretože druhý prvok nebude metal- alebo kov, ktorý prejavuje najvyššiu valenciu (zvyčajne vykazujú od IV do VII), potom takéto oxidy budú kyslé. Oxidy kyselín (anhydridy kyselín) sú takéto oxidy, ktoré zodpovedajú hydroxidom týkajúcim sa triedy kyselín. To je napríklad CO2, SO3, P2O5, N2O3, CL2O5, MN2O7 atď. Oxidy kyselín sa rozpustí vo vode a zásade, tvoria soľ a vodu.
Chemické vlastnosti oxidov kyslých
1. Interakcia s vodou, tvoriť kyselinu:
SO3 + H2O → H2SO4.
Ale nie všetky kyslé oxidy priamo reagujú s vodou (Si02 a kol.).
2. Reagujte so založenými oxidmi s tvorbou soli:
CO2 + CAO → CaCO3
3. Interakcia s alkáliou, tvarovaním soli a vody:
CO2 + BA (OH) 2 → BACO3 + H2O.
Zloženie amfotérového oxidu obsahuje prvok, ktorý má amfotérické vlastnosti. Pod amfotornosť pochopiť schopnosť zlúčenín cvičiť v závislosti od podmienok kyselín a základných vlastností. Napríklad oxid zinočnatý môže byť bázou a kyselinou (ZN (OH) 2 a H2ZNO2). Amfotenity je vyjadrená v tom, že v závislosti od podmienok amfotérnych oxidov sa prejavujú buď na nich, alebo kyslé vlastnosti, napríklad - Al2O3, CR2O3, MNO2; FE2O3 ZNO. Napríklad amfotérový charakter oxidu zinočnatého sa prejavuje, keď interaguje s kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným:
ZNO + 2HCl \u003d ZnCl2 + H20
ZNO + 2NAOH \u003d Na2 ZNO 2 + H20
Odvtedy zo všetkých amfotérnych oxidov veslovania vo vode, potom dokáže, že amfoterity takýchto oxidov je zrejmé. Napríklad oxid oxid hlinitý (iii) vo fúznej reakcii s disulfátom draselným ukazuje základné vlastnosti a pri tavenín s hydroxidmi kyslými:
Al2O3 + 3K2S2O7 \u003d 3K2SO4 + A12 (SO4) 3
Al2O3 + 2KOH \u003d 2KALO2 + H2O
V rôznych amfotérnych oxidoch môže byť dualita vlastností vyjadrená v rôznych stupňoch. Napríklad oxid zinočnatý je rovnako ľahko rozpustný v kyselinách, a alkalických a železo (III) oxid - FE2O3 - má hlavne hlavné vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov
1. Interaktí s kyselinami, tvarovanie soli a vody:
ZNO + 2HCL → ZNCL2 + H2O.
2. Reagujte s pevným alkálom (pri fúzii), čím sa vytvorí cín a voda sodného v dôsledku reakcie.
ZNO + 2NAOH → Na2 ZNO2 + H2O.
Keď sa oxid zinočnatý interaguje s alkalickým roztokom (rovnaký NaOH), ďalšia reakcia tečie:
ZNO + 2 NaOH + H2O \u003d\u003e Na2.
Koordinačné číslo je charakteristika, ktorá určuje počet najbližších častíc: atómy alebo yn v molekule alebo krištáľu. Pre každý amfotérový kov je charakteristické jeho koordinačné číslo. Pre BE a Zn - to je 4; A al sú 4 alebo 6; Pre a CR je 6 alebo (veľmi zriedkavé) 4;
Amfotérne oxidy sa zvyčajne nerozpustí vo vode a nereagujú s ním.
Spôsoby získania oxidov z jednoduchých látok sú buď priama reakcia kyslíka prvku:
buď rozklad komplexných látok:
a) oxidy
4CR3 \u003d 2CR2O3 + 3O2-
b) hydroxidy
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H2O
c) kyseliny
H2CO3 \u003d H2O + CO2-
CaCO3 \u003d CaO + CO2
Ako aj interakcia kyselín - oxidačných činidiel s kovmi a nekovovými údajmi: \\ t
Cu + 4HNO3 (uzavreté) \u003d Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Oxidy môžu byť získané s priamou interakciou kyslíka s iným prvkom a nepriamo (napríklad s rozkladom solí, báz, kyselín). Za normálnych podmienok sú oxidy v pevnom, kvapalnom a plynnom stave, tento typ zlúčenín je veľmi častý v prírode. Oxidy sú obsiahnuté v zemskej kôre. Rust, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.
Základ - Toto sú zložité látky, v molekulách, z ktorých sú atómy kovov spojené s jednou alebo viacerými hydroxylovými skupinami.
Základy sú elektrolyty, ktoré počas disociácie tvoria len hydroxidové ióny ako anióny.
NaOH \u003d Na + + OH -
Ca (OH) 2 \u003d CaOH + + OH-\u003d CA 2 + + 2OH -
Existuje niekoľko známok základnej klasifikácie:
V závislosti od rozpustnosti vo vode sú základy rozdelené na riziká a nerozpustné. Alkalické sú hydroxidy alkalických kovov (Li, Na, K, Rb, Cs) a kovy alkalických zemín (CA, SR, BA). Všetky ostatné základne sú nerozpustné.
V závislosti od stupňa disociácie je základňa rozdelená na silné elektrolyty (všetky gumy) a slabé elektrolyty (nerozpustné bázy).
V závislosti od počtu hydroxylových skupín v základnej molekule sú rozdelené na jednu kyselinu (1 skupinu z nej), napríklad hydroxid sodný, hydroxid draselný, dvoj-bunka (2 skupiny), napríklad hydroxid vápenatý, meď hydroxid (2) a viacokyselina.
Chemické vlastnosti.
Ióny He - v roztoku určujú alkalické prostredie.
Alkalické roztoky Zmena farby indikátorov:
Fenolphthalein: bezfarebný ® malina,
Lacmus: fialová ® modrá,
Metylant: oranžová ® žltá.
Alkalické roztoky interagujú s kyslými oxidmi za vzniku solí týchto kyselín, ktoré zodpovedajú reakcii kyslých oxidov. V závislosti od počtu hrudiek sa vytvárajú médium alebo kyslé soli. Napríklad, keď sa hydroxid vápenatý interaguje s oxidom uhlíka (IV), tvoria uhličitan vápenatý a voda:
CA (OH) 2 + CO2 \u003d CaCO3? + H2O.
A s interakciou hydroxidu vápenatého s nadbytkom oxidu uhličitého (IV) sa vytvorí bikarbonát vápenatý:
Ca (OH) 2 + CO2 \u003d CA (HCO3) 2
CA2 + + 2OH- + CO2 \u003d CA2 + 2HCO32-
Všetky zásady interagujú s kyselinami za vzniku soli a vody, napríklad: v interakcii hydroxidu sodného s kyselinou chlorovodíkovou sa vytvárajú chlorid sodný a voda:
NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O
Na + + OH-+ H + + CL- \u003d NA + + CL- + H2O
Hydroxid meď (II) sa rozpustí v kyseline chlorovodíkovej za vzniku chloridu a vody medi (II):
Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CUCL2 + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl- \u003d CU2 + 2Cl- + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + \u003d CU2 + 2H2O.
Reakcia medzi kyselinou a bázou sa nazýva neutralizačná reakcia.
Nerozpustné zásady pri zahrievaní sa rozkladajú na vodu a zodpovedajúca báze oxidu kovu, napríklad:
Cu (OH) 2 \u003d CUO + H2 2FE (OH) 3 \u003d FE2O3 + 3H2O
Hrudky prichádzajú do interakcie so soľnými roztokmi, ak je jedna z podmienok reakcie iónovej výmeny na koniec (precipitáty klesá),
2NAOH + CUSO4 \u003d CU (OH) 2? + Na2SO4.
2OH- + CU2 + \u003d CU (OH) 2
Reakcia dochádza v dôsledku väzby medených katiónov s hydroxidovými iónmi.
Keď hydroxid bárnatý interaguje s roztokom síranu sodného, \u200b\u200bvytvorí sa zrazenina síranu bárnatého.
BA (OH) 2 + NA2SO4 \u003d BASO4? + 2NAOH.
BA2 + + SO42- \u003d BASO4
Reakcia prúdi v dôsledku väzby bárnatých katiónov a sulfátových aniónov.
Kyseliny -ide o zložité látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy vodíka, ktoré sú schopné nahradiť alebo vymeniť na atómy kovov a zvyškov kyseliny.
Podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule kyseliny sa rozdelí do kyslíka obsahujúceho (H2SO4 kyselina sírová, kyselina H2S03 sírová, kyselina HNO3, kyselina H3PO4, kyselina H203, kyselina H2SIO3, kyselina kremičitá) a bez kyslíka (HF fluorid Kyselina, kyselina HCl chlorid kyselina (kyselina chlorovodíková), kyselina HBr brómomrogénová, kyselina HI IODomiculture, kyselina H2S hydrogensulfid kyselina).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny kyslej kyseliny, jednej osi (s 1H atómom), dvomi osou (s 2H atómami) a trojosou (s 3H atómami).
A s l okolo t
Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.
Kyselinové zvyšky môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -BR, -I) - sú to jednoduché zvyšky kyseliny a môžu byť zo skupiny atómov (-S03, -PO4, -SIO3) - to sú zložité zvyšky.
Vo vodných roztokoch sa vo vodných roztokoch neodmietajú zvyšky kyselín:
H2S04 + CUCL2 → CUSO4 + 2 HCI
Anhydrid slova znamená bezvodý, to znamená, že bez vody. Napríklad,
H2SO4 - H2O → SO3. Hlučné anhydridové kyseliny nemajú.
Jeho názov kyseliny sa získa z názvu kyseliny, ktorá tvorí prvku (tvorca kyseliny) s pridaním platnosti "Naya" a menej bežne "spôsobom": H2S04 - síra; H2SO3 - uhlie; H2SIO3 - Silikón atď.
Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade budú uvedené konce v menách kyselín, keď prvok vykazuje najvyššiu valenciu (v molekule kyseliny, veľký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu valenciu, koniec v názve kyseliny bude "založený": HNO3 - dusík, HNO2 je dusíkatý.
Kyseliny sa môžu získať rozpustením anhydridov vo vode. V prípade, že anhydridy vo vode nie sú rozpustné, kyselina sa môže získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soli potrebnej kyseliny. Táto metóda je charakteristická pre kyslík a oxygénne kyseliny. Kysličníkové kyseliny sa tiež získajú priamou syntézou vodíka a nekovom, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode: \\ t
H2 + CL2 → 2 HCI;
Roztoky získaných plynných látok HCl a H2S sú kyseliny.
Pod bežnými kyselinami v tekutom aj pevnom stave.
Chemické vlastnosti kyselín
1. Kyslé roztoky pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kremíka) sú dobre rozpustné vo vode. Špeciálne látky - Ukazovatele vám umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.
Ukazovatele sú látkou komplexnej štruktúry. Zmenia si maľbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych riešeniach - majú jednu farbu, v roztokoch základne - ďalšie. Pri interakcii s kyselinou, menia svoju farbu: metyl oranžový indikátor je natretý červenou farbou, indikátor laktovania je tiež červená.
2. Interakcia s bázami s tvorbou vody a soli, ktorá obsahuje zvyšok konštantnej kyseliny (neutralizačná reakcia):
H2SO4 + CA (OH) 2 → CASO4 + 2 H2O.
3. Interakcia s založeným oxidom na tvorbu vody a soli. Soľ obsahuje zvyšok kyseliny kyseliny, ktorý sa použil v neutralizačnej reakcii:
H3PO4 + FE2O3 → 2 FEPO4 + 3 H2O.
4. Interajte s kovmi.
Pre interakciu kyselín s kovmi sa musia vykonať niektoré podmienky: \\ t
1. Kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v množstve kovovej aktivity, malo by byť umiestnené na vodík). Vľavo je kov v rade aktivity, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;
K, CA, NA, MN, AL, ZN, FA, NI, SN, PIE, N2, CU, NG, AG, AU.
Reakcia medzi roztokom kyseliny chlorovodíkovej a medi je však nemožná, ako po vodíku stojí v rade stresu.
2. Kyselina by mala byť dostatočne silná (to znamená, že môže dávať vodíkové ióny H +).
S prúdom chemických reakcií s kovmi s kovmi sa produkuje vodík a vodík sa rozlišuje (s výnimkou interakcie kovov s dusičnými a koncentrovanými kyselinami sírovej):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CUNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Avšak, bez ohľadu na to, ako sú rôzne kyseliny, všetky tvoria v disociácii vodíkových katiónov, čo spôsobuje množstvo spoločných vlastností: kyslá chuť, zmena farby indikátorov (lacmus a metyl oranžová), interakcia s inými látkami.
Tiež reakcia prebieha medzi oxidmi kovov a väčšinou kyselín
CUO + H2SO4 \u003d CUSO4 + H2O
Reakcia popisujeme:
2) V druhej reakcii by mala byť rozpustná soľ. V mnohých prípadoch interakcia kovu s kyselinou prakticky nevyskytuje, pretože výsledná nerozpustná soľ a pokrýva povrch kovu s šitým filmom, napríklad:
PB + H2SO4 \u003d / PBSO4 + H2
Nerozpustný olovený sulfát (II) zastavuje prístup k kovu a reakcia sa zastaví, sotva čas začať. Z tohto dôvodu, väčšina ťažkých kovov prakticky neinteraguje s fosfátom, uhlím a kyselinou vodíkovou sulfidov.
3) Treťou reakciou je charakteristická pre kyslé roztoky, preto nerozpustné kyseliny, napríklad kremík, nereagujú s kovmi. Koncentrovaný roztok kyseliny sírovej a roztok kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie interaguje s kovmi je trochu odlišné, preto sa rovnice reakcií medzi kovmi a týmito kyselinami zaznamenávajú priateľku. Zriedený roztok kyseliny sírovej interaguje s kovmi. Stojaci v ramennom napätí na vodík, tvarovanie soli a vodíka.
4) Štvrtou reakciou je typická ionomeničová reakcia Pro prebiehať len vtedy, ak sa vytvorí sediment alebo plyn.
Soli -ide o zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a zvyšky kyselín (niekedy môže obsahovať vodík). Napríklad NaCl - chlorid sodný, SASO4 - síran vápenatý atď.
Takmer všetky soli sú iónové zlúčeniny, preto sú v soli spojené iónové zlúčeniny kyseliny a ióny kovov:
Na + Cl - chlorid sodný
CA2 + SO42 - síran vápenatý atď.
Soľ je produkt čiastočnej alebo úplnej substitúcie kovovými atómami kyseliny vodíka.
Odtiaľ sa rozlišujú nasledujúce typy solí:
1. SEDADY SEDNOTKY - Všetky atómy vodíka v kyseline substituovanej kovom: Na2CO3, KNO3 atď.
2. Kyslé soli - nie všetky atómy vodíka v kyseline substituované kovom. Samozrejme, kyslé soli môžu tvoriť iba dvoj- alebo viacosové kyseliny. Jednoduché soli kyselín sa nemôžu podávať: NaHCO3, NaH2PO4. d.
3. Dvojité soli - atómy vodíka z dvoj- alebo polypovej kyseliny substituovanej s jedným kovom, ale dva rôzne: NAKCO3, KAL (SO4) 2, atď.
4. Hlavné soli sa môžu považovať za neúplné, alebo čiastočné výrobky, výmena hydroxylových základných skupín s kyselinami: Al (OH) SO4, ZN (OH) Cl atď.
V medzinárodnej nomenklatúre, názov soli každej kyseliny pochádza z latinského mena prvku. Napríklad soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany: case4 - síran vápenatý, mg SO4 - síran horečnatý atď.; Soľ kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZNCI2 - chlorid zinočnatý atď.
Častice "BI" alebo "Hydro": Mg (HCl3) 2 je hydrogenuhličitan alebo hydrogén horečnatý sa pridá do názvu oxidových solí.
Za predpokladu, že iba jeden atóm vodíka sa vymieňa v trojosovej kyseline, potom sa pridá predpona "dihydro": NaH2PO4 - dihydrofosfát sodný.
Soli sú tuhé látky s najmenšou rozpustnosťou vo vode.
Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré sú zahrnuté v ich zložení.
1. Pri kalcinácii sa rozkladajú niektoré soli:
CaCO3 \u003d CaO + CO2
2. Interaktí s kyselinami s tvorbou novej soli a novej kyseliny. Na uskutočnenie tejto reakcie je potrebné, aby bola kyselina silnejšia ako soľ, na ktorej sa kyselina ovplyvňuje: \\ t
2Nacl + H2 SO4 → Na2S04 + 2HCl.
3. Interakcia s pozemkami, ktoré tvoria novú soľ a novú základňu:
BA (OH) 2 + mg SO4 → BASO4 ↓ + mg (OH) 2.
4. Spolupracujte navzájom s tvorbou nových solí:
NaCL + AGNO3 → AGCL + NANO3.
5. Interakcia s kovmi, ktoré stoja v rudd aktivity na kov, ktorý je súčasťou soli.
