1. Metal + Nemetal. Inertni plinovi ne ulaze u ovu interakciju. Što je veća elektronegativnost nemetala, to će s više metala reagirati. Na primjer, fluor reagira sa svim metalima, a vodik samo s aktivnim. Što je metal dalje lijevo u nizu aktivnosti metala, to s više nemetala može reagirati. Na primjer, zlato reagira samo s fluorom, litij - sa svim nemetalima.
2. Nemetal + nemetal.
U ovom slučaju elektronegativniji nemetal djeluje kao oksidans, a manje elektronegativan nemetal djeluje kao redukciono sredstvo. Nemetali sa sličnom elektronegativnošću međusobno slabo djeluju, na primjer, interakcija fosfora s vodikom i silicija s vodikom praktički je nemoguća, budući da je ravnoteža ovih reakcija pomaknuta prema stvaranju jednostavnih tvari. Helij, neon i argon ne reagiraju s nemetalima; drugi inertni plinovi mogu reagirati s fluorom u teškim uvjetima.
Kisik ne stupa u interakciju s klorom, bromom i jodom. Kisik može reagirati s fluorom na niskim temperaturama.
3. Metal + kiselinski oksid. Metal reducira nemetal iz oksida. Višak metala tada može reagirati s nastalim nemetalom. Na primjer:
2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (s nedostatkom magnezija)
2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (s viškom magnezija)
4. Metal + kiselina. Metali smješteni u nizu napona lijevo od vodika reagiraju s kiselinama i oslobađaju vodik.
Izuzetak su oksidirajuće kiseline (koncentrirana sumporna i svaka dušična kiselina), koje mogu reagirati s metalima koji su u nizu napona desno od vodika, pri čemu se u reakcijama ne oslobađa vodik, već se dobiva voda i produkt kisele redukcije.
Potrebno je obratiti pozornost na činjenicu da kada metal reagira s viškom polibazne kiseline, može se dobiti kisela sol: Mg +2 H3PO4 = Mg (H2PO4)2 + H2.
Ako je produkt međudjelovanja kiseline i metala netopljiva sol, tada je metal pasiviziran, budući da je površina metala zaštićena netopljivom soli od djelovanja kiseline. Na primjer, učinak razrijeđene sumporne kiseline na olovo, barij ili kalcij.
5. Metal + sol. U otopini Ova reakcija uključuje metale koji su u nizu napona desno od magnezija, uključujući i sam magnezij, ali lijevo od soli metala. Ako je metal aktivniji od magnezija, tada ne reagira sa solju, već s vodom kako bi se stvorila lužina, koja potom reagira sa soli. U tom slučaju izvorna sol i nastala sol moraju biti topljive. Netopljivi proizvod pasivizira metal.
Međutim, postoje iznimke od ovog pravila:
2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Budući da željezo ima srednje oksidacijsko stanje, njegova se sol u najvišem oksidacijskom stupnju lako reducira u sol u srednjem oksidacijskom stanju, oksidirajući čak i manje aktivne metale.
U talinamabrojna metalna naprezanja nisu učinkovita. Utvrditi je li moguća reakcija između soli i metala može se samo pomoću termodinamičkih proračuna. Na primjer, natrij može istisnuti kalij iz taline kalijevog klorida, budući da je kalij hlapljiviji: Na + KCl = NaCl + K (ova reakcija je određena faktorom entropije). S druge strane, aluminij je dobiven istiskivanjem iz natrijeva klorida: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Ovaj proces je egzoterman i određen je faktorom entalpije.
Moguće je da se sol raspada zagrijavanjem, a proizvodi njezine razgradnje mogu reagirati s metalom, na primjer, aluminijevim nitratom i željezom. Aluminijev nitrat se zagrijavanjem razlaže u aluminijev oksid, dušikov oksid ( IV ) i kisik, kisik i dušikov oksid će oksidirati željezo:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Metal + bazični oksid. Baš kao iu rastaljenim solima, mogućnost ovih reakcija određena je termodinamički. Kao redukcijska sredstva često se koriste aluminij, magnezij i natrij. Na primjer: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe egzotermna reakcija, faktor entalpije);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (hlapljivi rubidij, faktor entalpije).
8. Nemetal + baza. Obično, reakcija je u tijeku između nemetala i lužine Ne mogu svi nemetali reagirati s lužinama: morate zapamtiti da halogeni (na različite načine ovisno o temperaturi), sumpor (kada se zagrijava), silicij, fosfor ulaze u ovu interakciju.
KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (na hladnom)
6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (u vrućoj otopini)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O
2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2
1) nemetal – redukcijski agens (vodik, ugljik):
CO2 + C = 2CO;
2NO2 + 4H2 = 4H20 + N2;
SiO 2 + C = CO 2 + Si. Ako dobiveni nemetal može reagirati s metalom koji se koristi kao redukcijsko sredstvo, tada će reakcija ići dalje (s viškom ugljika) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C
2) nemetal – oksidans (kisik, ozon, halogeni):
2S O + O 2 = 2SO 2.
CO + Cl 2 = CO Cl 2.
2 NO + O 2 = 2 N O 2.
10. Kiseli oksid + bazični oksid . Reakcija se događa ako nastala sol načelno postoji. Na primjer, aluminijev oksid može reagirati sa sumpornim anhidridom da nastane aluminijev sulfat, ali ne može reagirati s ugljikovim dioksidom jer odgovarajuća sol ne postoji.
11. Voda + bazični oksid . Reakcija je moguća ako nastane lužina, odnosno topljiva baza (ili slabo topljiva, u slučaju kalcija). Ako je baza netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije razgradnje baze na oksid i vodu.
12. Bazični oksid + kiselina . Reakcija je moguća ako postoji nastala sol. Ako je nastala sol netopljiva, reakcija se može pasivizirati zbog blokiranja pristupa kiseline površini oksida. U slučaju viška polibazične kiseline, nastanak kisela sol.
13. Kiselinski oksid + baza. Obično se reakcija odvija između alkalijskog i kiselog oksida. Ako kiselinski oksid odgovara polibaznoj kiselini, može se dobiti kisela sol: CO 2 + KOH = KHCO 3.
Kiseli oksidi, koji odgovaraju jakim kiselinama, također mogu reagirati s netopljivim bazama.
Ponekad oksidi koji odgovaraju slabim kiselinama reagiraju s netopljivim bazama, što može rezultirati srednjom ili bazičnom soli (u pravilu se dobiva manje topljiva tvar): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.
14. Kiselinski oksid + sol. Reakcija se može odvijati u talini ili u otopini. U talini, manje hlapljivi oksid istiskuje hlapljiviji oksid iz soli. U otopini, oksid koji odgovara jačoj kiselini istiskuje oksid koji odgovara slabijoj kiselini. Na primjer, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , u smjeru naprijed, ova reakcija se događa u talini, ugljični dioksid je hlapljiviji od silicijevog oksida; u suprotnom smjeru, reakcija se odvija u otopini, ugljična kiselina je jača od silicijeve kiseline, a silicijev oksid se taloži.
Moguće je kombinirati kiseli oksid s vlastitom soli, na primjer, dikromat se može dobiti iz kromata, a disulfat iz sulfata, a disulfit iz sulfita:
Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5
Da biste to učinili, trebate uzeti kristalnu sol i čisti oksid ili zasićenu otopinu soli i višak kiselog oksida.
U otopini, soli mogu reagirati sa svojim vlastitim kiselim oksidima i formirati kisele soli: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3
15. Voda + kiselinski oksid . Reakcija je moguća ako nastane topljiva ili slabo topljiva kiselina. Ako je kiselina netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije, razgradnje kiseline na oksid i vodu. Na primjer, sumpornu kiselinu karakterizira reakcija proizvodnje iz oksida i vode, reakcija razgradnje praktički se ne događa, silicijeva kiselina se ne može dobiti iz vode i oksida, ali se lako razgrađuje na te komponente, ali mogu sudjelovati ugljična i sumporna kiselina u izravnim i obrnutim reakcijama.
16. Baza + kiselina. Do reakcije dolazi ako je barem jedan od reaktanata topljiv. Ovisno o omjeru reagensa mogu se dobiti srednje, kisele i bazične soli.
17. Baza + sol. Reakcija se događa ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije najmanje jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).
18. Sol + kiselina. Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt nastaje barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).
Jaka kiselina može reagirati s netopivim solima slabih kiselina (karbonati, sulfidi, sulfiti, nitriti), pri čemu se oslobađa plinoviti produkt.
Reakcije između koncentriranih kiselina i kristalnih soli moguće su ako se dobije hlapljivija kiselina: npr. klorovodik se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na kristalni natrijev klorid, bromovodik i jodovodik - djelovanjem ortofosforne kiseline na odgovarajuće soli. Možete djelovati kiselinom na vlastitu sol da biste proizveli kiselu sol, na primjer: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4 ) 2 .
19. Sol + sol.Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit.
1) sol ne postoji jer ireverzibilno hidrolizira . To su većina karbonata, sulfiti, sulfidi, silikati trovalentnih metala, kao i neke soli dvovalentnih metala i amonija. Soli trovalentnih metala hidroliziraju se u odgovarajuće baze i kiseline, a soli dvovalentnih metala hidroliziraju se u manje topljive bazične soli.
Pogledajmo primjere:
2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 H2CO3
H 2 CO 3 razgrađuje se na vodu i ugljikov dioksid, voda u lijevom i desnom dijelu se reducira i rezultat je: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)
Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo željezni karbonat, dobit ćemo ukupnu jednadžbu koja odražava međudjelovanje željeznog klorida ( III ) i natrijev karbonat: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl
CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)
Podvučena sol ne postoji zbog ireverzibilne hidrolize:
2CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)
Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo bakrov karbonat, dobit ćemo ukupnu jednadžbu koja odražava međudjelovanje sulfata ( II ) i natrijev karbonat:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
13. Glavne klase anorganskih spojeva. Oksidi metala i nemetala. Nomenklatura ovih spojeva. Kemijska svojstva bazičnih, kiselih i amfoternih oksida.
Oksidi– spojevi elementa s kisikom.
Nazivaju se oksidi koji u normalnim uvjetima ne tvore kiseline, baze ili soli koji ne stvaraju soli.
Tvorbe soli oksidi se dijele na kisele, bazične i amfoterne (imaju dvojaka svojstva). Nemetali tvore samo kisele okside, metali tvore sve ostale, a neki su i kiseli.
Bazični oksidi- To su složene kemijske tvari vezane uz okside koje kemijskom reakcijom s kiselinama ili kiselim oksidima stvaraju soli, a ne reagiraju s bazama ili bazičnim oksidima.
Svojstva:
1. Interakcija s vodom:
Reakcija s vodom da nastane baza (ili lužina)
CaO+H2O = Ca(OH)2 (dobro poznata reakcija gašenja vapna, koja oslobađa veliku količinu topline!)
2. Interakcija s kiselinama:
Reakcija s kiselinom pri čemu nastaje sol i voda (otopina soli u vodi)
CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Kristali ove supstance CaSO4 svima su poznati pod imenom "gips").
3. Interakcija s kiselim oksidima: stvaranje soli
CaO+CO2=CaCO3 (svi znaju ovu tvar - obična kreda!)
Kiseli oksidi- to su složene kemijske tvari povezane s oksidima koje tvore soli kemijskom interakcijom s bazama ili bazičnim oksidima i ne stupaju u interakciju s kiselim oksidima.
Svojstva:
Kemijska reakcija s vodom CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - ova tvar je ugljična kiselina - jedna od slabih kiselina, dodaje se u gaziranu vodu za stvaranje plinskih "mjehurića".
Reakcija s alkalijama (bazama): CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O- soda pepeo ili soda za pranje.
Reakcija s bazičnim oksidima: CO 2 +MgO=MgCO 3 - nastala sol je magnezijev karbonat - naziva se još i "gorka sol".
Amfoterni oksidi- to su složene kemijske tvari, također povezane s oksidima, koje tvore soli tijekom kemijske interakcije s kiselinama (ili kiselim oksidima) i bazama (ili bazičnim oksidima). Najčešća upotreba riječi "amfoterni" u našem slučaju odnosi se na metalne okside.
Svojstva:
Kemijska svojstva amfoternih oksida jedinstvena su po tome što mogu stupiti u kemijske reakcije i s bazama i s kiselinama. Na primjer:
Reakcija s kiselim oksidom:
ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Dobivena tvar je otopina soli “cink karbonata” u vodi.
Reakcija s bazama:
ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - nastala tvar je dvostruka sol natrija i cinka.
14. Osnove Nomenklatura baza. Kemijska svojstva baza. Amfoterne baze, njihove reakcije s kiselinama i lužinama.
Baze su tvari u kojima su atomi metala vezani na hidroksilne skupine.
Ako tvar sadrži hidroksilne skupine (OH) koje se mogu rastaviti (kao jedan "atom") u reakcijama s drugim tvarima, tada je tvar baza.
Svojstva:
Interakcija s nemetalima:
u normalnim uvjetima, hidroksidi ne stupaju u interakciju s većinom nemetala, s izuzetkom interakcije lužina s klorom
Interakcija s kiselim oksidima do stvaranja soli: 2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O
Interakcija s kiselinama - reakcija neutralizacije:
uz stvaranje srednjih soli: 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
uvjet za stvaranje srednje soli je višak lužine;
uz stvaranje kiselih soli: NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
uvjet za nastanak kisele soli je višak kiseline;
uz nastanak bazičnih soli: Cu(OH)2 + HCl = Cu(OH)Cl + H2O
uvjet za nastanak bazične soli je suvišak baze.
Baze reagiraju sa solima kada se kao rezultat reakcije formira talog, oslobađanje plina ili stvaranje tvari koja slabo disocira.
Amfoteran nazivaju se hidroksidi koji pokazuju i bazična i kisela svojstva ovisno o uvjetima, tj. otapaju se u kiselinama i lužinama.
Svim svojstvima baza dodaju se interakcije s bazama:
Al(OH)3 + NaOH = Na
U Zadaci Jedinstvenog državnog ispita Postoje pitanja u kojima morate odrediti vrstu oksida. Prije svega, postoje četiri vrste oksida koje treba zapamtiti:
1) ne stvaraju soli
2) osnovni
3) kiseli
4) amfoterni
Bazični, kiseli i amfoterni oksidi također se često grupiraju zajedno oksidi koji tvore soli.
Ne ulazeći u teoretske detalje, opisat ću algoritam korak po korak za određivanje vrste oksida.
Prvi- odredi: metalni oksid ispred tebe ili nemetalni oksid.
Drugi- Nakon što ste utvrdili koji je metalni ili nemetalni oksid pred vama, odredite oksidacijsko stanje elementa u njemu i koristite donju tablicu. Naravno, potrebno je naučiti pravila za dodjeljivanje oksida u ovoj tablici. U početku možete rješavati zadatke gledajući ga, ali cilj vam je zapamtiti ga, jer u ispitu nema izvora informacija osim D.I. tablice. Nećete imati periodni sustav, tablice topljivosti ili niz aktivnosti za metale.
|
Oksid nemetala |
Metalni oksid |
|
1) Oksidacijsko stanje nemetala +1 ili +2 Zaključak: oksid koji ne stvara sol Iznimka: Cl 2 O nije oksid koji ne stvara sol |
1) Oksidacijski stupanj metala je +1, +2 Zaključak: metalni oksid je bazičan Iznimka:BeO,ZnO, SnO i PbO nisu uključenina bazične okside!! |
|
2) Oksidacijsko stanje je veće ili jednako +3 Zaključak: kiselinski oksid Iznimka: Cl 2 O je kiseli oksid, unatoč oksidacijskom stanju klora +1 |
2) Oksidacijsko stanje metala +3, +4, Zaključak: oksid je amfoteran. Iznimka: BeO, ZnO, SnO i PbOamfoteran, unatoč +2 oksidacijskom stupnju metala |
|
3) Oksidacijsko stanje metala +5,+6,+7 Zaključak: kiseli oksid. |
Primjeri:
Vježba: odrediti vrstu MgO oksida.
Riješenje: MgO je metalni oksid, a oksidacijsko stanje metala u njemu je +2. Svi metalni oksidi u oksidacijskim stanjima +1 i +2 su bazični, osim berilijevog ili cinkovog oksida.
Odgovor: MgO je glavni oksid.
Vježba: odrediti vrstu oksida Mn 2 O 7
Riješenje: Mn 2 O 7 je metalni oksid, a oksidacijsko stanje metala u ovom oksidu je +7. Metalni oksidi u visokim stupnjevima oksidacije (+5, +6, +7) klasificiraju se kao kiseli.
Odgovor: Mn 2 O 7 – kiseli oksid
Vježba: odrediti vrstu oksida Cr 2 O 3.
Riješenje: Cr 2 O 3 je metalni oksid, a oksidacijsko stanje metala u ovom oksidu je +3. Metalni oksidi u oksidacijskim stanjima +3 i +4 klasificirani su kao amfoterni.
Odgovor: Cr 2 O 3 je amfoterni oksid.
Vježba: odrediti vrstu oksida N 2 O.
Riješenje: N 2 O je oksid nemetala, a oksidacijsko stanje nemetala u ovom oksidu je +1. Oksidi nemetala u oksidacijskim stanjima +1 i +2 ne tvore soli.
Odgovor: N 2 O je oksid koji ne stvara sol.
Vježba: odrediti vrstu BeO oksida.
Riješenje: Iznimke su berilijev oksid kao i cinkov oksid. Unatoč tome što je oksidacijsko stanje metala u njima +2, oni su amfoterni.
Odgovor: BeO je amfoterni oksid.
Možete se upoznati s kemijskim svojstvima oksida
13.1. Definicije
Najvažnije klase anorganskih tvari tradicionalno uključuju jednostavne tvari(metali i nemetali), oksidi (kiseli, bazični i amfoterni), hidroksidi (dio kiselina, baza, amfoterni hidroksidi) i soli. Tvari koje pripadaju istoj klasi imaju slična kemijska svojstva. Ali već znate da se pri identificiranju ovih klasa koriste različiti kriteriji klasifikacije.
U ovom odjeljku konačno ćemo formulirati definicije svih najvažnijih klasa kemijskih tvari i razumjeti po kojim se kriterijima te klase razlikuju.
Počnimo s jednostavne tvari
(klasifikacija prema broju elemenata koji čine tvar). Obično se dijele na metali I nemetali(Sl. 13.1- A).
Već znate definiciju "metala".
Iz ove definicije jasno je da je glavna značajka koja nam omogućuje da jednostavne tvari podijelimo na metale i nemetale vrsta kemijska veza.
Većina nemetala ima kovalentne veze. Ali postoje i plemeniti plinovi (jednostavne tvari elemenata VIIIA skupine), čiji atomi u krutom i tekuće stanje povezani samo međumolekularnim vezama. Stoga definicija.
Prema svojim kemijskim svojstvima metali se dijele u skupinu tzv amfoterni metali. Ovaj naziv odražava sposobnost ovih metala da reagiraju i s kiselinama i s lužinama (kao amfoterni oksidi ili hidroksidi) (Sl. 13.1- b).
Osim toga, zbog kemijske inertnosti među metalima postoje plemeniti metali. To uključuje zlato, rutenij, rodij, paladij, osmij, iridij i platinu. Prema tradiciji, malo reaktivnije srebro također se svrstava u plemenite metale, ali tu nisu uključeni inertni metali poput tantala, niobija i nekih drugih. Postoje i druge klasifikacije metala, na primjer, u metalurgiji se svi metali dijele na crno i u boji, koji se odnosi na željezne metale željezo i njegove legure.
Iz složene tvari
najvažniji su, prije svega, oksidi(vidi §2.5), ali budući da njihova klasifikacija uzima u obzir kiselo-bazna svojstva ovih spojeva, prvo se prisjećamo što kiseline I osnove.
Dakle, izoliramo kiseline i baze iz ukupne mase spojeva koristeći dvije značajke: sastav i Kemijska svojstva.
Prema sastavu kiseline se dijele na koji sadrže kisik
(oksokiseline) I bez kisika(Slika 13.2).
Treba imati na umu da su kiseline koje sadrže kisik po svojoj strukturi hidroksidi.
Bilješka. Tradicionalno se za kiseline bez kisika riječ "kiselina" koristi u slučajevima kada je riječ o otopini odgovarajuće pojedinačne tvari, na primjer: tvar HCl naziva se klorovodik, a njezina vodena otopina naziva se klorovodična ili solna kiselina.
Sada se vratimo na okside. Skupini smo dodijelili okside kiselo ili glavni po tome kako reagiraju s vodom (ili po tome jesu li napravljeni od kiselina ili baza). Ali ne reagiraju svi oksidi s vodom, ali većina njih reagira s kiselinama ili lužinama, pa je bolje klasificirati okside prema ovom svojstvu.
Postoji nekoliko oksida koji u normalnim uvjetima ne reagiraju ni s kiselinama ni s alkalijama. Takvi oksidi nazivaju se koji ne stvaraju soli. To su npr. CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Nasuprot tome, preostali oksidi nazivaju se solotvorni(Slika 13.3).
Kao što znate, većina kiselina i baza jesu hidroksidi. Na temelju sposobnosti hidroksida da reagira i s kiselinama i s lužinama, oni se (kao i među oksidima) dijele na amfoterni hidroksidi(Slika 13.4).
Sada samo trebamo definirati soli. Izraz sol koristi se već dugo vremena. Kako se znanost razvijala, njezino se značenje više puta mijenjalo, proširivalo i pojašnjavalo. U suvremenom shvaćanju, sol je ionski spoj, ali tradicionalno soli ne uključuju ionske okside (kako se nazivaju bazični oksidi), ionske hidrokside (baze), kao i ionske hidride, karbide, nitride itd. Stoga, u pojednostavljeni način, možemo reći, Što
Može se dati još jedna, preciznija definicija soli.
Kada se da ova definicija, oksonijeve soli obično se klasificiraju i kao soli i kao kiseline.
Soli se obično dijele prema sastavu na kiselo,
prosjek I Osnovni, temeljni(Slika 13.5).
To jest, anioni kiselih soli uključuju atome vodika povezane kovalentnim vezama s drugim atomima aniona i koji se mogu otrgnuti pod djelovanjem baza.
Bazične soli obično imaju vrlo složen sastav i često su netopljive u vodi. Tipičan primjer bazične soli je mineral malahit Cu 2 (OH) 2 CO 3 .
Kao što vidite, najvažnije klase kemijskih tvari razlikuju se prema različitim kriterijima klasifikacije. Ali bez obzira kako razlikujemo klasu tvari, sve tvari ove klase imaju zajednička kemijska svojstva.
U ovom ćete se poglavlju upoznati s najkarakterističnijim kemijskim svojstvima tvari koje predstavljaju ove razrede i s najvažnijim metodama za njihovu pripremu.
METALI, NEMETALI, AMFOTERNI METALI, KISELINE, BAZE, OKSO KISELINE, KISELINE BEZ KISIKA, OSNOVNI OKSIDI, KISELI OKSIDI, AMFOTERNI OKSIDI, AMFOTERNI HIDROKSID, SOLI, KISELE SOLI, SREDNJE SOLI, BAZE NOVA SOL
1.Gdje se u prirodnom sustavu elemenata nalaze elementi koji tvore metale, a gdje elementi koji tvore nemetale?
2. Napiši formule pet metala i pet nemetala.
3. Sastavite strukturne formule sljedećih spojeva:
(H3O)Cl, (H3O)2SO4, HCl, H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3, Ba(OH)2, RbOH.
4. Koji oksidi odgovaraju sljedećim hidroksidima:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Koja je priroda (kisela ili bazična) svakog od ovih oksida?
5. Pronađi soli među sljedećim tvarima. Sastavite njihove strukturne formule.
KNO 2, Al 2 O 3, Al 2 S 3, HCN, CS 2, H 2 S, K 2, SiCl 4, CaSO 4, AlPO 4
6. Sastavite strukturne formule sljedećih kiselih soli:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.
13.2. Metali
U metalnim kristalima i njihovim talinama, atomske jezgre povezane su jednim elektronskim oblakom metalne veze. Poput pojedinačnog atoma elementa koji tvori metal, metalni kristal ima sposobnost doniranja elektrona. Tendencija metala da otpušta elektrone ovisi o njegovoj strukturi i, iznad svega, o veličini atoma: što su veće atomske jezgre (to jest, što su veći ionski radijusi), to metal lakše odustaje od elektrona.
Metali su jednostavne tvari, stoga je oksidacijsko stanje atoma u njima 0. Ulaskom u reakcije metali gotovo uvijek mijenjaju oksidacijsko stanje svojih atoma. Atomi metala, koji nemaju tendenciju prihvaćanja elektrona, mogu ih samo donirati ili dijeliti. Elektronegativnost ovih atoma je niska, stoga, čak i kada tvore kovalentne veze, atomi metala poprimaju pozitivno oksidacijsko stanje. Posljedično, svi metali pokazuju, u jednom ili drugom stupnju, restorativna svojstva. Oni reagiraju:
1) C nemetali(ali ne svi i ne sa svima):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (kada se zagrije),
Fe + S = FeS (kada se zagrije).
Najaktivniji metali lako reagiraju s halogenima i kisikom, a samo litij i magnezij reagiraju s vrlo jakim molekulama dušika.
Reagirajući s kisikom, većina metala stvara okside, a najaktivniji stvaraju perokside (Na 2 O 2, BaO 2) i druge složenije spojeve.
2) C oksidi manje aktivni metali:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (kada se zagrije),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (s predgrijavanjem).
Mogućnost odvijanja ovih reakcija određena je općim pravilom (ORR se odvijaju u smjeru stvaranja slabijih oksidacijskih i redukcijskih sredstava) i ne ovisi samo o aktivnosti metala (aktivnijeg metala, tj. metala koji lakše predaje svoje elektrone, reducira manje aktivan), ali i na energiju kristalne rešetke oksida (reakcija se odvija u smjeru stvaranja „jačeg“ oksida).
3) C kisele otopine(§ 12.2):
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2.
U tom se slučaju mogućnost reakcije lako utvrđuje nizom napona (reakcija se događa ako je metal u nizu napona lijevo od vodika).
4) C otopine soli(§ 12.2):
Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Ovdje se također koristi niz napona kako bi se odredilo može li doći do reakcije.
5) Osim toga, najaktivniji metali (alkalijski i zemnoalkalijski) reagiraju s vodom (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH, Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2, Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2.
U drugoj reakciji moguće je stvaranje taloga Ca(OH) 2 .
Većina metala u industriji dobiti, smanjenje njihovih oksida:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (na visokoj temperaturi),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (na visokoj temperaturi).
Za to se u laboratoriju često koristi vodik:
Najaktivniji metali, kako u industriji tako iu laboratoriju, dobivaju se elektrolizom (§ 9.9).
U laboratoriju se manje aktivni metali mogu reducirati iz otopina njihovih soli aktivnijim metalima (za ograničenja, vidi § 12.2).
1. Zašto metali ne pokazuju oksidacijska svojstva?
2. Što prvenstveno određuje kemijsku aktivnost metala?
3. Provedite transformacije
a) Li Li 2 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na2O2;
c) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Obnovite lijeve strane jednadžbi:
a) ... = H2O + Cu;
b) ... = 3CO + 2Fe;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Kemijska svojstva metala.
13.3. Nemetali
Za razliku od metala, nemetali se međusobno jako razlikuju po svojim svojstvima – kako fizičkim tako i kemijskim, pa čak i po vrsti strukture. No, ne računajući plemenite plinove, u svim nemetalima veza među atomima je kovalentna.
Atomi koji čine nemetale imaju tendenciju dobivanja elektrona, ali kada tvore jednostavne tvari, ne mogu "zadovoljiti" tu tendenciju. Stoga nemetali (u jednom ili drugom stupnju) imaju tendenciju dodavanja elektrona, odnosno mogu pokazati oksidirajuća svojstva. Oksidativna aktivnost nemetala ovisi, s jedne strane, o veličini atoma (što su atomi manji, tvar je aktivnija), as druge strane, o jačini kovalentnih veza u jednostavnoj tvari (što je jača veze, što je tvar manje aktivna). Kada tvore ionske spojeve, atomi nemetala zapravo dodaju "dodatne" elektrone, a kada tvore spojeve s kovalentnim vezama, oni samo pomiču zajedničke elektronske parove u svom smjeru. U oba slučaja dolazi do smanjenja stupnja oksidacije.
Nemetali mogu oksidirati:
1) metali(supstance manje ili više sklone doniranju elektrona):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (s predgrijavanjem),
S + Fe = FeS (kada se zagrije),
2C + Ca = CaC 2 (pri zagrijavanju).
2) ostali nemetali(manje skloni prihvaćanju elektrona):
2F 2 + C = CF 4 (kada se zagrije),
O 2 + S = SO 2 (s predgrijavanjem),
S + H 2 = H 2 S (kada se zagrije),
3) mnogo kompleks
tvari:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (kada se zagrije),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Ovdje je mogućnost nastanka reakcije prvenstveno određena snagom veza u reagensima i produktima reakcije i može se odrediti izračunom G.
Najjači oksidans je fluor. Kisik i klor nisu mnogo inferiorni od njega (obratite pozornost na njihov položaj u sustavu elemenata).
U mnogo manjoj mjeri, bor, grafit (i dijamant), silicij i druge jednostavne tvari koje čine elementi koji se nalaze uz granicu između metala i nemetala pokazuju oksidirajuća svojstva. Manje je vjerojatno da će atomi ovih elemenata dobiti elektrone. Upravo su te tvari (osobito grafit i vodik) sposobne za izlaganje restorativna svojstva:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H2 + Fe3O4 = 3Fe + 4H2O.
Proučavat ćete preostala kemijska svojstva nemetala u sljedećim odjeljcima dok se budete upoznavali s kemijom pojedinih elemenata (kao što je bio slučaj s kisikom i vodikom). Tamo ćete također naučiti kako dobiti te tvari.
1. Koje su od navedenih tvari nemetali: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Navedite primjere nemetala koji su u normalnim uvjetima a) plinovi, b) tekućine, c) krutine.
3. Navedite primjere a) molekulskih i b) nemolekularnih jednostavnih tvari.
4. Navedite tri primjera kemijskih reakcija u kojima a) klor i b) vodik pokazuju oksidacijska svojstva.
5. Navedite tri primjera kemijskih reakcija koje nisu navedene u tekstu odlomka, a u kojima vodik pokazuje redukcijska svojstva.
6. Provedite transformacije:
a) P4P4010H3P04; b) H2NaHH2; c) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Kemijska svojstva nemetala.
13.4. Bazični oksidi
Već znate da su svi bazični oksidi nemolekularne krutine s ionskim vezama.
Glavni oksidi uključuju:
a) oksidi alkalnih i zemnoalkalijskih elemenata,
b) oksidi nekih drugih elemenata koji tvore metale u nižim oksidacijskim stupnjevima, npr.: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O itd.
Oni uključuju jednonabijene, dvostruko nabijene (vrlo rijetko trostruko nabijene katione) i oksidne ione. Najkarakterističnije Kemijska svojstva bazni oksidi su upravo zbog prisutnosti u njima dvostruko nabijenih oksidnih iona (vrlo jake bazne čestice). Kemijska aktivnost bazičnih oksida prvenstveno ovisi o jakosti ionskih veza u njihovim kristalima.
1) Svi bazični oksidi reagiraju s otopinama jakih kiselina (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 + 3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O.
U prvom slučaju, osim reakcije s oksonijevim ionima, dolazi i do reakcije s vodom, ali kako je njezina brzina znatno manja, može se zanemariti, tim više što se na kraju ipak dobivaju isti produkti.
Mogućnost reakcije s otopinom slabe kiseline određena je i jakošću kiseline (što je kiselina jača, to je aktivnija) i jakošću veze u oksidu (što je veza slabija, to je aktivnija oksid).
2) Oksidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala reagiraju s vodom (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p, BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p.
3) Osim toga, bazični oksidi reagiraju s kiselim oksidima:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3.
Ovisno o kemijskoj aktivnosti ovih i drugih oksida, reakcije se mogu odvijati na uobičajenim temperaturama ili pri zagrijavanju.
Što je razlog takvim reakcijama? Razmotrimo reakciju stvaranja BaCO 3 iz BaO i CO 2. Reakcija se odvija spontano, a entropija u ovoj reakciji opada (od dvije tvari, čvrste i plinovite, nastaje jedna kristalna tvar), stoga je reakcija egzotermna. U egzotermnim reakcijama energija nastalih veza veća je od energije pokidanih veza, stoga je energija veza u BaCO 3 veća nego u izvornom BaO i CO 2. Postoje dvije vrste kemijskih veza u početnim materijalima i produktima reakcije: ionske i kovalentne. Energija ionske veze (energija rešetke) u BaO je nešto veća nego u BaCO 3 (veličina karbonatnog iona je veća od oksidnog iona), stoga je energija sustava O 2 + CO 2 veća od energije CO 3 2.
+ Q
Drugim riječima, CO 3 2 ion je stabilniji od O 2 iona i CO 2 molekule uzetih zasebno. A veća stabilnost karbonatnog iona (njegova manja unutarnja energija) povezana je s raspodjelom naboja ovog iona (– 2 e) tri atoma kisika karbonatnog iona umjesto jednog u oksidnom ionu (vidi također § 13.11).
4) Mnogi bazični oksidi mogu se reducirati u metal aktivnijim metalnim ili nemetalnim redukcijskim sredstvom:
MnO + Ca = Mn + CaO (kada se zagrije),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (pri zagrijavanju).
Mogućnost odvijanja takvih reakcija ne ovisi samo o aktivnosti redukcijskog sredstva, već io čvrstoći veza u početnom i rezultirajućem oksidu.
Općenito način dobivanja Gotovo svi bazični oksidi uključuju oksidaciju odgovarajućeg metala s kisikom. Oksidi natrija, kalija i nekih drugih vrlo aktivnih metala ne mogu se dobiti na ovaj način (pod tim uvjetima stvaraju perokside i više složene veze), kao i zlato, srebro, platina i drugi vrlo nisko aktivni metali (ovi metali ne reagiraju s kisikom). Bazični oksidi mogu se dobiti toplinskim razlaganjem odgovarajućih hidroksida, kao i neke soli (na primjer, karbonati). Dakle, magnezijev oksid se može dobiti na sva tri načina:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.
1. Sastavite jednadžbe reakcije:
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Sastavite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju tijekom sljedećih transformacija:
a) Mg MgO MgSO 4 b) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Dio nikla težine 8,85 g kalciniran je u struji kisika kako bi se dobio nikal(II) oksid, zatim tretiran s viškom klorovodične kiseline. Dobivenoj otopini dodavana je otopina natrijeva sulfida sve dok taloženje nije prestalo. Odredite masu tog taloga.
Kemijska svojstva bazičnih oksida.
13.5. Kiseli oksidi
Svi kiselinski oksidi su tvari sa
kovalentna veza.
Kiselinski oksidi uključuju:
a) oksidi elemenata koji tvore nemetale,
b) neki oksidi elemenata koji tvore metale, ako su metali u tim oksidima u višim oksidacijskim stanjima, npr. CrO 3, Mn 2 O 7.
Među kiselim oksidima postoje tvari koje su na sobnoj temperaturi plinoviti (na primjer: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), tekućine (na primjer Mn 2 O 7) i čvrste tvari (na primjer: B 2 O 3, SiO 2, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, SO 3, I 2 O 5, CrO 3). Većina kiselinskih oksida su molekularne tvari (iznimke su B 2 O 3, SiO 2, kruti SO 3, CrO 3 i neki drugi; postoje i nemolekularne modifikacije P 2 O 5). Ali nemolekularni kiselinski oksidi također postaju molekularni nakon prijelaza u plinovito stanje.
Za kiselinske okside karakteristični su: Kemijska svojstva.
1) Svi kiseli oksidi reagiraju s jakim bazama kao i s čvrstim tvarima:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (kada se zagrije),
i s otopinama lužina (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH r = Na 2 SO 4r + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH r = 2KNO 3r + H 2 O.
Razlog reakcija s čvrstim hidroksidima je isti kao i s oksidima (vidi § 13.4).
Najaktivniji kiseli oksidi (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) također mogu reagirati s netopljivim (slabim) bazama.
2) Kiseli oksidi reagiraju s bazičnim oksidima (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (kada se zagrije)
3) Mnogi kiseli oksidi reagiraju s vodom (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (ispravniji zapis za formulu sumporaste kiseline je SO 2 . H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Mnogi kiselinski oksidi mogu biti primljeno oksidacijom s kisikom (izgaranje u kisiku ili u zraku) odgovarajućih jednostavnih tvari (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, ali ne N 2 i ne halogeni):
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
ili nakon razgradnje odgovarajućih kiselina:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (s jakim zagrijavanjem),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (kada se suši na zraku),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (na sobnoj temperaturi u otopini),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (na sobnoj temperaturi u otopini).
Nestabilnost ugljične i sumporne kiseline omogućuje dobivanje CO 2 i SO 2 djelovanjem jakih kiselina na karbonate Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(reakcija se odvija i u otopini i s krutim Na 2 CO 3), i sulfiti
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4konc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (ako ima puno vode sumporov dioksid se ne oslobađa kao plin).
Svojstva kemijski spojevi prvenstveno su određeni njihovim sastavom, tako da morate jasno razumjeti zakone sastavljanja kemijskih formula koje odražavaju ovaj sastav. Pri proučavanju pojedinih klasa anorganskih spojeva potrebno je poznavati definiciju svake klase, klasifikaciju, metode dobivanja i svojstva. Oksidi. Oksidi su spojevi koji se sastoje od dva elementa od kojih je jedan kisik u oksidacijskom stupnju -2. U oksidima se atomi kisika spajaju samo s atomima drugih elemenata i nisu međusobno povezani. Nazivi oksida elemenata koji imaju konstantno oksidacijsko stanje sastoje se od dvije riječi “ oksid + ime elementa u genitivu": MgO - magnezijev oksid, Na 2 O - natrijev oksid, CaO - kalcijev oksid.Ako element tvori više oksida, tada se iza naziva elementa rimskim brojem u zagradama navodi njegovo oksidacijsko stanje: MnO - mangan (II) oksid. , Mn 2 O 3 - oksid mangana (III) Ime oksida može se oblikovati i dodavanjem grčkih brojeva uz riječ "oksid". Na primjer CO 2 - ugljikov dioksid, SO 2 - sumporov dioksid, SO 3 - sumporov trioksid, OsO 4 - osmijev tetroksid.Oksidi se prema kemijskim svojstvima dijele na solotvorni I koji ne stvaraju soli. Oksidi koji kemijske reakcije tvore soli, koje se nazivaju soli koje tvore: CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O ugljikov monoksid (IV) kalcijev hidroksid kalcijev karbonat MgO + 2HC1 = MgCl 2 + H 2 O magnezijev oksid klorovodična kiselina magnezijev klorid CO 2 i MgO su oksidi koji tvore sol. Oksidi koji ne tvore soli nazivaju se ne stvaraju sol: NO - dušikov oksid (II), N 2 O - dušikov oksid (I), SiO - silicijev oksid (II) - to su oksidi koji ne tvore soli. Okside koji stvaraju soli dijelimo na bazične, kisele i amfoterne. glavni u okside spadaju samo oksidi metala: alkalijskih (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), zemnoalkalijskih (Mg, Ca, Sr, Ba, Ra), lantana, kao i svih ostalih metala u njihovim najnižim oksidacijskim stanjima. Na primjer, Na 2 O, CaO, Cu 2 O, CrO, MnO, BaO, La 2 O 3 su bazični oksidi. Hidrati svih osnovnih oksida su baze:
DO kiselo oksidi uključuju okside nemetala, kao i metale u više stupnjeve oksidacija. Na primjer, SO 2, SO 3, CO 2, CrO 3, Mn 2 O 7 su kiseli oksidi. Hidrati svih kiselih oksida su kiseline:
DO amfoteran oksidi uključuju okside nekih metala glavnih podskupina (oksidi berilija, aluminija), kao i okside nekih metala sekundarnih podskupina periodnog sustava elemenata D. I. Mendeljejeva u srednjim oksidacijskim stanjima. Na primjer, BeO, A1 2 O 3, ZnO, MnO 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 su amfoterni oksidi. Amfoterni oksid hidroksidi pokazuju svojstva kiselina i baza: Zn(OH) 2 ← ZnO → H 2 ZnO 2 cinkov hidroksid cinkov oksid cinkova kiselina
Sastavljanje formula oksida. Prilikom sastavljanja formula oksida preporučujemo pridržavanje sljedećeg plana (na primjeru dušikovog oksida (III)): 1) zapišite kemijske simbole elemenata koji čine tvar i označite njihova oksidacijska stanja: N +3 O -2 2) pronađite najmanji zajednički višekratnik oksidacijskih stanja : 3 x 2 = 63) odredite indekse elemenata dijeljenjem najmanjeg zajedničkog višekratnika s modulom oksidacijskog stanja svakog elementa: 6 : 3 = 2; 6: 2 = 3. 4) Dobivene indekse dodijelite predznacima elemenata s desne strane: N 2 O 3 . Temelji. Osnove su složene tvari, čije se molekule sastoje od atoma metala i jedne ili više hidroksilnih skupina (OH -). Na primjer, Fe(OH) 3, Ca(OH) 2. Imena osnova sastavljena su od riječi “hidroksid” i imena metala u genitivnom padežu: Ba(OH) 2 – barijev hidroksid; NaOH – natrijev hidroksid. Ako metal tvori nekoliko hidroksida, označite stupanj njegove oksidacije rimskim brojem u zagradi. Na primjer, Fe(OH) 2 je željezov (II) hidroksid, Bi(OH) 3 je bizmutov (III) hidroksid. Naziv baze se također sastavlja na sljedeći način: riječi hidroksid dodaju se prefiksi koji označavaju broj hidroksilnih skupina u bazi. Na primjer, Ca(OH) 2 je kalcijev dihidroksid, Bi(OH) 3 je bizmutov trihidroksid. Broj hidroksilnih skupina u molekuli baze određuje njezin kiselost. Ovisno o broju protona koje baza može vezati postoje: 1) monokiselina(NaOH, KOH, NH4OH), 2) dvokiselina(Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2), 3) trikiselina(La(OH) 3, Bi(OH) 3), itd. osnove. Ostaci baza. Pozitivno nabijene skupine atoma (kationi) koje ostaju nakon uklanjanja jedne ili više hidroksilnih skupina iz osnovne molekule nazivaju se ostaci baze. Veličina pozitivnog naboja baznog ostatka određena je brojem odvojenih hidroksilnih skupina. U tablici 1 prikazuje formule i nazive nekih baza i njihovih ostataka. Tablica 1 - Imena i formule nekih baza i njihovih ostataka (prema IUPAC nomenklaturi)
Amfoterni hidroksidi.
Amfoterni hidroksidi su oni koji, ovisno o uvjetima, pokazuju bazična i kisela svojstva. Na primjer: Zn(OH) 2 + 2HCI = ZnCl 2 + 2H 2 O Zn(OH) 2 + 2H + = Zn 2+ + 2H 2 O Zn(OH) 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O u otopini natrijevog tetrahidroksicinkata tijekom fuzije natrijevog cinkata Sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, Amfoterni hidroksidi su oni koji nakon disocijacije stvaraju vodikove katione i hidroksidne ione. U amfoterne hidrokside ubrajaju se hidroksidi nekih metala glavnih podskupina (berilij, aluminij), kao i nekih metala sekundarnih podskupina periodnog sustava elemenata u srednjim oksidacijskim stanjima. Na primjer, Be(OH) 2, Al(OH) 3, Zn(OH) 2, Ge(OH) 2, Sn(OH) 4, Fe(OH) 3, Cr(OH) 3 su amfoterni hidroksidi. kiseline.
Kiseline su složeni spojevi koji sadrže atome vodika koji se mogu zamijeniti atomima metala. Kiseline se razlikuju: 1) prema prisutnosti ili odsutnosti kisika u kiselini: a) bez kisika(Ovaj vodene otopine vodikovi spojevi nemetali VI i VII skupine periodnog sustava elemenata H 2 S, H 2 Te, HF, HC1, HBr, HI, kao i HSCN i HCN); b) koji sadrže kisik(to su hidrati oksida nemetala, kao i neki metali u višim oksidacijskim stanjima (+5, +6, +7) - H 2 CO 3, H 2 SO 4, H 2 ClO 4 itd.); 2) prema bazičnost(tj. prema broju atoma vodika u molekuli kiseline koji se mogu zamijeniti atomima metala da bi nastala sol) a) jednobazni(HC1, HNO 3, HCN, CH 3 COOH), b) dvobazični(H 2 S, H 2 SO 4, H 2 CO 3), c) troosnovni(H3PO4, H3AsO4), itd.
Imena kiselina bez kisika sastavljena su od naziv elementa + O + riječ "vodik": HC1 - klorovodična kiselina; H2S - hidrosulfidna kiselina; HCN - cijanovodična kiselina; HI - jodovodična kiselina. Nazivi kisikovih kiselina potječu od naziva nemetala uz dodatak - naya, - vaya, ako je oksidacijsko stanje nemetala jednako broju skupine. Kako se oksidacijsko stanje smanjuje, sufiksi se mijenjaju sljedećim redoslijedom: - ovalan; - izblijedio; - jajoliki: HCIO 4 – perklorna kiselina; HCIO 2 – klornata kiselina; HCIO 3 – perklorna kiselina; HCIO—hipoklorna kiselina; HNO 3 – dušik; HNO 2 – dušični; H2SO4 - sumpor; H 2 SO 3 – sumporast. Kiselinski anioni.
Negativno nabijene skupine atoma i pojedinačni atomi (negativni ioni) koji ostaju nakon uklanjanja jednog ili više atoma vodika iz molekule kiseline nazivaju se kiseli anioni. Veličina negativnog naboja kiselog aniona određena je brojem vodikovih atoma zamijenjenih metalom (tablica 2). Sol.
Soli su proizvodi zamjene vodika kiseline s metalom ili hidroksilne skupine baze s kiselim ostacima. Na primjer, 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2 H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O kisela sol kiselo-bazna sol Sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, soli su elektroliti, čijom disocijacijom nastaju kationi koji nisu kationi vodika i anioni koji nisu OH - anioni.
Tablica 2 - Nazivi i formule nekih kiselinskih ostataka
| Kisela formula | Ime kiseline | Anion | Ime aniona | |
| NS1 | klorovodična (sol) | Cl - | Kloridni ion | |
| HBr | bromovodična | Br - | Bromidni ion | |
| BOK | Hidrojodni | ja | Jodidni ion | |
| H2S | Sumporovodik | HS – S 2– | Hidrosulfidni ion Sulfidni ion | |
| HClO | Hipoklorno | ClO – | Hipokloritni ion | |
| HClO2 | Klorid | ClO2 - | Kloritni ion | |
| HClO 3 | Klorni | ClO 3 - | Kloratni ion | |
| HClO4 | Klor | ClO4 - | Perkloratni ion | |
| H2SO3 | Sumporast | HSO 3 – SO 3 2– | Hidrosulfitni ion Sulfitni ion | |
| H2SO4 | Sumporna | HSO 4 - SO 4 2− | Hidrosulfatni ion Sulfatni ion | |
| HNO2 | Dušični | NO2− | Nitritni ion | |
| HNO3 | Dušik | NE 3 − | Nitratni ion | |
| H3PO4 | Ortofosforna | n 2 ro 4 - nro 4 2 - ro 4 3 - | Dihidrogenfosfatni ion Hidrofosfatni ion Ortofosfatni ion | |
| H2CO3 | Ugljen | NSO 3 - CO 3 2- | Hidrokarbonatni ion Karbonatni ion | |
| H2SiO3 | Silicij | HSiO 3 - SiO 3 2- | Hidrosilikatni ion Silikatni ion | |
| HMnO4 | Mangan | MnO 4 - | Permanganatni ion | |
| H3BO3 | Borić (ortoborni) | VO 3 3- | Boratni ion | |
| H 2 CrO 4 | kromati | SrO 4 2- | Kromatni ion | |
| H2Cr2O7 | Dikromiranje | Cr 2 O 7 2 - | Dihromatni ion | |
| HCN | Vodikov cijanid | CN− | Cijanidni ion |
Soli se obično dijele na srednje, kisele i bazične. Srednja sol - proizvod je potpune zamjene vodika kiseline s metalom ili hidrokso skupine baze s kiselim ostatkom. Na primjer, Na 2 SO 4, Ca (NO 3) 2 su srednje soli. Kisela sol - produkt nepotpune zamjene vodika polibazične kiseline metalom. Na primjer, NaHSO 4, Ca(HCO 3) 2 su kisele soli. Osnovna sol - produkt nepotpune zamjene hidroksilnih skupina polikiselinske baze s kiselim ostacima. Na primjer, Mg(OH)NO 3, Al(OH)Cl 2 su bazične soli. Ako su atomi vodika u kiselini zamijenjeni atomima različitih metala ili su hidrokso skupine baza zamijenjene različitim kiselim ostacima, tada dvostruko sol. Na primjer, KA1(SO 4) 2, Ca(OC1)C1. Dvostruke soli postoje samo u čvrstom stanju. Kompleksne soli - To su soli koje sadrže kompleksne ione. Na primjer, sol K4 je kompleksna jer sadrži kompleksni ion 4- . Sastavljanje formula soli. Prilikom sastavljanja formula soli, morate se sjetiti pravila: apsolutna vrijednost umnoška naboja kationa po njihovom broju jednaka je apsolutna vrijednost umnožak naboja kiselinskog ostatka i broja kiselinskih ostataka. Na primjer, za sastavljanje formule za natrijev karbonat: 1) upišite kation i uz njega anion iz tablica 1 i 2: Na + CO 3 2-; 2) naći najmanji zajednički višekratnik modula naboja: 1x2=2; 3) podijelimo zajednički višekratnik s modulom naboja kationa i dobijemo njihov broj (indeks): 2/1=2. Nađi i broj aniona: 2/2=1; 4) stavimo indekse i dobijemo formulu Na 2 CO 3. Naziv soli formiran je od naziva kiselinskog ostatka (tablica 2) u imenički padež i naziv kationa (tablica 1) u genitivu (bez riječi “ion”): NaCI – natrijev klorid; FeS - željezo (II) sulfid; NH 4 CN - amonijev cijanid. Završeci naziva aniona kiselina koje sadrže kisik ovise o stupnju oksidacije elementa koji tvori kiselinu:
Na primjer, CaCO3 je kalcijev karbonat; Fe 2 (SO 3) 3 - željezo (III) sulfit. Nazivi kiselih i bazičnih soli tvore se prema istim općim pravilima kao i nazivi intermedijarnih soli. U ovom slučaju, ime aniona kisele soli ima prefiks hidro-
, što ukazuje na prisutnost nesupstituiranih atoma vodika (broj atoma vodika označen je prefiksima grčkih brojeva). Osnovni kation soli dobiva prefiks hidrokso-
, što ukazuje na prisutnost nesupstituiranih hidrokso skupina. Na primjer, CaHPO 4 – kalcijev hidrogen ortofosfat; (MgOH) 2 SO 4 - hidroksomagnezijev sulfat; NaHCO3 - natrijev bikarbonat; KA1(SO 4) 2 - kalij aluminijev sulfat. Genetske veze.
Genetske veze su veze između različitih klasa koje se temelje na njihovim međusobnim transformacijama. Poznavajući klase anorganskih tvari, moguće je sastaviti genetske nizove metala i nemetala. Ove serije temelje se na istom elementu. Među metalima mogu se razlikovati dvije vrste redova:
1. Genetski niz u kojem lužina djeluje kao baza. Ovaj niz se može prikazati pomoću sljedećih transformacija: metal–bazični oksid–alkalija–sol, na primjer genetski niz kalija K – K 2 O –KOH–KCl.
2. Genetski niz, gdje je baza netopljiva baza. Ovaj niz se može predstaviti kao lanac transformacija: metal–bazični oksid–sol–netopljiva baza–bazični oksid–metal. Na primjer: Cu – CuO – CuCl 2 – Cu(OH) 2 – CuO – Cu.
Među nemetalima također se mogu razlikovati dvije vrste serija:
1. Genetski niz nemetala, gdje topljiva kiselina djeluje kao veza u nizu. Lanac transformacija može se prikazati kao sljedeći obrazac: nemetal–kiselinski oksid–topiva kiselina–sol. Na primjer: P – P 2 O 5 – H 3 PO 4 – Na 3 PO 4.
2. Genetski niz nemetala, gdje netopljiva kiselina djeluje kao veza u nizu: nemetal – kiseli oksid – sol – kiselina – kiseli oksid – nemetal. Na primjer:
Si – SiO 2 – Na 2 SiO 3 – H 2 SiO 3 – SiO 2 – Si. Pri proučavanju kemijskih svojstava različitih klasa anorganskih spojeva, potrebno je zapamtiti da samo tvari koje pripadaju različitim klasama mogu međusobno djelovati. genetske serije(metalni i nemetalni), što se odražava na dijagramu:
2.3 Seminar br.1. « Metode dobivanja i kemijska svojstva oksida, kiselina, baza, soli"Cilj: razvijanje vještina sastavljanja molekulskih i strukturnih formula tvari, sastavljanja naziva i određivanja pripadnosti spojeva određenim razredima. Pitanja za raspravu i zadaci: 1.Koje se tvari nazivaju oksidi? Sastavite formule i navedite nazive oksida sljedećih elemenata: a) kalija; b) cink; c) fosfor (III); d) silicij (IV); e) krom (VI); f) klor (VII); g) živa (II) 2. Grafički nacrtajte formule sljedećih oksida: a) bakrov oksid (I); b) fosforov oksid (V); c) sumporni oksid (VI); d) manganov (VII) oksid; e) dušikov oksid (III).3. Navedite primjere oksida koji ne tvore soli.Koji se oksidi nazivaju: a) baznim; b) kiseli; c) amfoterni? Navedite primjere svih vrsta oksida 4. Kako priroda oksida ovisi o položaju elementa u periodni sustav elemenata elementi D.I. Mendeljejev? Svoj odgovor ilustrirajte primjerima.5. Koji će od sljedećih spojeva reagirati sa sumpornim oksidom (VI): P 2 O 3, CaO, HNO 3, Ba(OH) 2, MgO, H 2 O, SO 2? Napiši jednadžbe mogućih reakcija.6. Napravite formule oksida i njihovih hidrata za sljedeće elemente: željezo (III), mangan (II, VII), sumpor (IV, VI), klor (I, VII). Imenuj hidrokside.7. Napišite jednadžbe reakcija između: a) kalcijeva oksida i fosforova (V) oksida; b) željezov (III) oksid i sumporov (VI) oksid; c) kalijev hidroksid i cinkov oksid; d) sumporna kiselina i cinkov oksid; e) fosforna kiselina i cinkov oksid. 8. Koji spojevi se nazivaju bazama? Kako se određuje kiselost baza? Koliki je ostatak baze? Navedite primjere. 9. Napiši imena i grafičke slike formule sljedećih baza i njihovih ostataka: Ba(OH) 2, KOH, Ca(OH) 2, La(OH) 3, Th(OH) 4. 10. Koje baze su lužine? Kako lužine mijenjaju boju indikatora? 11. Koja se reakcija naziva reakcija neutralizacije? Napišite jednadžbe reakcija između sljedećih spojeva (sa svim mogućim produktima): a) kalijevog hidroksida i dušične kiseline; b) kalijev hidroksid i nikal (II) klorid, c) bizmutov trihidroksid i sumporna kiselina; d) kalijev hidroksid i silicijev oksid (IV); e) natrijev hidroksid i magnezijev sulfat; g) kalijev hidroksid i cinkov klorid. 12. Napišite jednadžbe reakcija pomoću kojih možete izvesti transformacije: a) K → KOH; b) FeSO 4 → Fe(OH) 2; c) Ca(OH) 2 → CaCO 3. 13. Koji spojevi se nazivaju kiselinama? Što određuje bazičnost kiseline? Kako se naziva kiselinski ostatak i što određuje njegov naboj? 14. Napiši formule oksida koji odgovaraju kiselinama: ortoborna H 3 VO 3, manganova HMnO 4, ortofosforna H 3 PO 4. 15. Napišite jednadžbe reakcija razrijeđene sumporne kiseline: a) s aluminijem; b) s magnezijevim oksidom; c) sa željeznim (III) hidroksidom; d) s barijevim nitratom. Što je zajedničko tim reakcijama? 16. Napišite jednadžbe reakcija pomoću kojih se može dobiti: a) sumporna kiselina H 2 SO 4 ; b) hidrosulfidna kiselina H2S; c) ugljična kiselina H 2 CO 3 .17. Koji od sljedećih metala istiskuju vodik iz klorovodične kiseline: K, Ba, Hg, Fe, Cu, Al, Ag, Na, Mg, Au? Napiši jednadžbe reakcije. 18. Koji se spojevi nazivaju solima? Koje soli poznajete Sastavite formule za soli od sljedećih ostataka: a) hidroksomagnezijevog iona i ortofosfatnog iona; b) hidroksobizmut(III)-ionisulfatni ion; c) hidroksobizmutov (III) ion i nitratni ion; d) bizmutov(III) ion i kloridni ion; e) niklov(II) ion i ortofosfatni ion.19.Navedite sljedeće soli i nacrtajte grafičke formule: MgCl 2, Na 2 SO 4, K 3 PO 4, Cu(NO 3) 2, BaCO 3, Fe(NO 3) 3 FeS, KHCO 3, Na 2 HPO 4, NaH 2 PO 4, Fe(OH)Cl.20 Napiši formule sljedećih soli: a) željezov (III) sulfat; b) magnezijev dihidrogenfosfat; c) hidroksoaluminijev klorid. 21. Koje od sljedećih tvari međusobno reagiraju: bakrov (II) oksid, sumporna kiselina, kalcijev hidroksid, ugljikov (IV) monoksid, cinkov hidroksid, natrijev hidroksid? Napiši jednadžbe reakcije. 22. S kojim klasama spojeva metali međusobno djeluju? Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije. 24. U interakciji s kojim klasama spojeva nastaju soli? Napiši jednadžbe za odgovarajuće reakcije. Individualni zadatak: Za sol koju je dao nastavnik naznačiti: - naziv soli; - formule hidroksida koji ga čine, njihova imena, oksidacijsko stanje elementa koji tvori hidroksid; - formule oksida za navedene hidrokside, njihovu prirodu; - jednadžbe disocijacije hidroksida (općenito i po stupnjevima): a) baza b) kiselina c) za amfoterne hidrokside jednadžbe disocijacije po vrsti kiseline i po vrsti baze; - jednadžbe za reakciju dobivanja soli u molekularnom i ionskom obliku; - grafička formula soli; - odrediti vrijednosti hidroksidnih i solnih ekvivalenata. Mogućnosti zadatka: AlCl 3, KNO 3, KBr, Na 3 PO 4, Na 2 CO 3, CaCl 2, KMnO 4, NaClO, KClO 3, KClO 4, Cr(NO 3) 3, Zn(NO 3) 2, K 2 ZnO 2 , KAlO 2 , Na 2 SO 3 , Na 2 S, LiHS, KCN, K 2 CO 3 , KHCO 3 , NaHCO 3 , (CuOH) 2 CO 3 , AlOHCl 2 Predloženi algoritam izvršenja:- formula soli Al 2 (SO 4) 3, naziv joj je aluminijev sulfat - ovu sol tvore aluminijev hidroksid Al (OH) 3 i sumporna kiselina H 2 SO 4. Oksidacijski stupanj elementa koji stvara kiselinu (sumpor) +6 - formule oksida i njihova priroda: aluminijev oksid Al 2 O 3 pokazuje amfoterna svojstva; sumporov oksid (VI) SO 3 je kiseli oksid. - jednadžbe disocijacije hidroksida (općenito i po stupnjevima): a) baze prema vrsti baze: Al(OH) 3 “Al 3+ +3OH - - opće po stupnjevima: 1) Al(OH) 3 “Al(OH) 2 + + OH - 2) Al(OH) 2 + "AlOH 2+ +OH - 3) AlOH + "Al 3+ +OH - prema vrsti kiseline: H 3 AlO 3 " H 2 O + HAlO 2 Ortoformna metaforma - stabilnije HAlO 2 "H + + AlO 2 - b) kiseline: H 2 SO 4 "2H + +SO 4 2- - općenito u stupnjevima: 1) H 2 SO 4 "H + +HSO 4 - 2) HSO 4 - "H + + SO 4 2- - reakcije stvaranja: a) u molekularnom obliku 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 Ob) u potpuno ionskom 2Al(OH) 3 + 6H + +3SO 4 2- = 2Al 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O c) u skraćenom ionskom 2Al(OH) 3 + 6H + = 2Al 3+ + 6H 2 O - grafička formula soli
