Vzajemni vpliv atomov je tisto, kar daje. Medsebojni vplivi atomov v molekulah organskih spojin
Kisle soli - to sol ki nastanejo ob nepopolni substituciji atomov vodik v molekulah kisline z atomi kovine V svoji sestavi vsebujejo dve vrsti kationov: kovinski (ali amonijev) kation in vodikov kation ter večkrat nabit anion kislinski ostanek. Kation vodik daje predpono "hidro" imenu soli, na primer natrijev bikarbonat. Takšne soli disociirajo v vodne raztopine na kovinske katione, vodikove katione in anione kislih ostankov. Nastanejo, ko je presežek kisline in vsebujejo vodikove atome. Kislinske soli tvorijo samo polibazične kisline in kažejo lastnosti tako soli kot kislin. Kisle soli močnih kislin (hidrosulfati, dihidrogen fosfati) med hidrolizo dajejo kislo reakcijo medija (zato je njihovo ime povezano). Hkrati pa raztopine kislih soli šibke kisline(hidrokarbonati, tartrati) so lahko v mediju nevtralni ali alkalni.
Fizične lastnosti
Kislinske soli - trde kristalne snovi z različno topnostjo in visokimi tališči. Barva soli je odvisna od kovine, ki jo vsebujejo.
Kemijske lastnosti
1. Kislinske soli reagirajo s kovinami v seriji standardnih elektrodnih potencialov (serija Beketov) levo od vodikovega atoma:
2KНSO 4 + Mg = H 2 + MgSO 4 + K 2 SO 4,
2NaHCO 3 + Fe = H 2 + Na 2 CO 3 + Fe 2 (CO 3) 3
Ker te reakcije potekajo v vodnih raztopinah, so kovine kot npr litij, natrij, kalij, barij drugo aktivne kovine ki v normalnih pogojih reagirajo z vodo.
2. Kislinske soli reagirajo s kislinami, če je kislina, ki nastane kot posledica reakcije, šibkejša ali bolj hlapljiva od kisline, ki reagira:
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2
Za izvedbo takšnih reakcij običajno vzamejo suho sol in nanjo delujejo s koncentrirano kislino.
3. Kisle soli reagirajo z vodnimi raztopinami alkalij s tvorbo srednje soli in vode:
1) Ba (HCO 3) 2 + Ba (OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
2) 2KHSO 4 + 2NaOH = 2H 2 O + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4,
3) NaHCO 3 + NaOH = H 2 O + Na 2 CO 3
Takšne reakcije se uporabljajo za pripravo srednjih soli. 4. Kisle soli reagirajo z raztopinami soli, če se zaradi reakcije tvori oborina, sprosti plin ali nastane voda:
1) 2KHSO 4 + MgCO 3 = H 2 O + CO 2 + K 2 SO 4 + MgSO 4,
2) 2KHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + K 2 SO 4 + 2HCl.
3) 2NaHCO 3 + BaCl 2 = BaCO 3 + Na 2 CO 3 + 2HCl
Te reakcije se med drugim uporabljajo za pridobivanje praktično netopnih soli.
5. Nekatere kisle soli se pri segrevanju razgradijo:
1) Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2) 2NaHCO 3 = CO 2 + H 2 O + Na 2 CO 3
6. Kislinske soli reagirajo z bazičnimi oksidi s tvorbo vode in srednjih soli:
1) 2KHSO 4 + MgO = H 2 O + MgSO 4 + K 2 SO 4,
2) 2NaHCO 3 + CuO = H 2 O + CuCO 3 + Na 2 CO 3
7. Kdaj hidroliza kisle soli se razgradijo na kovinske katione in kisle anione: КHSO 4 → К + + НSO 4–
Nastali kisli anioni pa reverzibilno disociirajo: HSO 4– → H + + SO 4 2–
Prejemanje
Kislinske soli nastanejo, ko presežek kisline deluje na alkalijo. Odvisno od števila molov kisline (v tem primeru - ortofosforni) lahko tvori dihidrogen ortofosfate (1) in vodikovi fosfati (2) :
Ba (OH) 2 + 2H 3 PO 4 → Ba (H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O
Ba (OH) 2 + H 3 PO 4 → BaHPO 4 + 2H 2 O
Pri pripravi kislih soli so pomembna molska razmerja izhodnih snovi. Na primer, pri molskem razmerju NaOH in H 2 SO 4 2: 1 nastane povprečna sol:
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O in v razmerju 1: 1 - kislo: NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O
1. Kislinske soli nastanejo kot posledica interakcije kislinskih raztopin s kovinami, ki stojijo v vrsti kovinske aktivnosti levo od vodika:
Zn + 2H 2 SO 4 = H 2 + Zn (HSO 4) 2,
2. Kislinske soli nastanejo kot posledica interakcije kislin z bazičnimi oksidi:
1) CaO + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + H 2 O,
2) CuO + 2H 2 SO 4 = Cu (HSO 4) 2 + H 2 O
3. Kislinske soli nastanejo kot posledica interakcije kislin z bazami (reakcija nevtralizacije):
1) NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O
2) H 2 SO 4 + KOH = KHSO 4 + H 2 O
3) Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O
Glede na koncentracijska razmerja kislin in baz, ki sodelujejo v nevtralizacijskih reakcijah, je mogoče pridobiti srednje, kisle in bazične soli.
4. Kisle soli lahko dobimo kot rezultat interakcije kislin in srednjih soli:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 = 3CaHPO 4
5. Kislinske soli nastanejo kot posledica interakcije baz s presežkom kislega oksida.
sol - to kompleksne snovi sestavljen iz enega (več) kovinskih atomov (ali več kompleksnih kationskih skupin, na primer amonijeve skupine N H 4 +, hidroksilirane skupine Me (OH) n m+) in en (več) kislih ostankov. Splošna formula soli jaz n A m , kjer je A kisli ostanek. Sol (z vidika elektrolitična disociacija) so elektroliti, ki disociirajo v vodnih raztopinah na kovinske katione (ali amonijev N H 4 +) in anione kislinskega ostanka.
Razvrstitev. Soli se delijo na povprečno (normalno ), kislo(hidrosoli ), glavni (hidroksosoli) , dvojno , mešano in zapleteno(cm. mizo).
Tabela - Razvrstitev soli po sestavi
| SOLI | |||||
|
povprečno (normalno) - produkt popolne zamenjave vodikovih atomov v kislini s kovino AlCl 3 |
Kisla(hidrosoli) - produkt nepopolne zamenjave kovine z vodikovimi atomi v kislini TO HSO 4 |
Glavni(hidroksosoli) - produkt nepopolne substitucije OH-skupin baze s kislinskim ostankom FeOHCl |
dvojno - vsebujejo dve različni kovini in en kislinski ostanek TO NaSO 4 |
Mešano - vsebujejo eno kovino in več kislih ostankov CaClBr |
Kompleksno SO 4 |
Fizične lastnosti. Soli so kristalne snovi različnih barv in različno topne v vodi.
Kemijske lastnosti
1) Disociacija. Srednje, dvojne in mešane soli se disociirajo v enem koraku. Za kisle in bazične soli disociacija poteka v korakih.
NaCl Na + + Cl -.
КNaSO 4 К + + Na + + SO 4 2–.
CaClBr Ca 2+ + Cl - + Br -.
КHSO 4 К + + НSO 4 - HSO 4 - H + + SO 4 2–.
FeOHCl FeOH + + Cl - FeOH + Fe 2+ + OH -.
SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3.
2) Interakcija z indikatorji... Zaradi hidrolize se v raztopinah soli kopičijo ioni H + (kisli medij) ali OH - ioni (alkalni medij). Topne soli, ki jih tvori vsaj en šibek elektrolit, so podvržene hidrolizi. Raztopine takšnih soli medsebojno delujejo z indikatorji:
indikator + H + (OH -) obarvana spojina.
AlCl3 + H2O AlOHCl 2 + HCl Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +
3) Toplotna razgradnja... Pri segrevanju se nekatere soli razgradijo v kovinski oksid in kisli oksid:
CaCO 3 CaO + CO 2 .
s solmi anoksičnih kislin se pri segrevanju lahko razgradijo v preproste snovi:
2AgCl Ag + Cl 2.
Soli, ki nastanejo z oksidacijskimi kislinami, se težje razgradijo:
2K NO 3 2K NO 2 + O 2.
4) 5 interakcija s kislinami: Do reakcije pride, če sol nastane s šibkejšo ali bolj hlapno kislino ali če nastane oborina.
2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H 2 O.
Ca Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Ca 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.
Bazične soli se pod delovanjem kislin spremenijo v srednje:
FeOHCl + HCl ® FeCl 2 + H 2 O.
Povprečne soli, ki jih tvorijo polibazične kisline, pri interakciji z njimi tvorijo kisle soli:
Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4.
5) Interakcija z alkalijami. Soli reagirajo z alkalijami, katerih kationi ustrezajo netopnim bazam .
CuSO 4 + 2NaOH ® Cu (OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH - ® Cu (OH) 2 ¯.
6) Interakcija med seboj. Reakcija se pojavi, ko topne soli medsebojno delujejo in nastane oborina.
AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl - ® AgCl ¯.
7) Interakcija s kovinami. Vsaka prejšnja kovina v nizu napetosti izpodrine naslednjo iz raztopine svoje soli:
Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+.
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe , Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu , Hg, Ag, Pd, Pt,Au
8) Elektroliza (razgradnja z enosmernim električnim tokom)... Soli se elektrolizirajo v raztopinah in talinah:
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2.
2NaCl tali 2Na + Cl 2.
9) Interakcija s kislimi oksidi.
CO 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2
Na 2 CO 3 + SiO 2 CO 2 + Na 2 SiO 3
Prejemanje. 1) Interakcija kovin z nekovinami:
2Na + Cl 2 ® 2NaCl.
2) Interakcija bazičnih in amfoternih oksidov s kislimi oksidi:
CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4.
3) Interakcija bazičnih oksidov z amfoternimi oksidi:
Na 2 O + ZnO Na 2 ZnO 2.
4) Interakcija kovin s kislinami:
2HCl + Fe ® FeCl 2 + H 2 .
5 ) Interakcija bazičnih in amfoternih oksidov s kislinami:
Na 2 O + 2HNO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O.
6) Interakcija amfoternih oksidov in hidroksidov z alkalijami:
V raztopini: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 О ® 2–.
Pri fuziji z amfoternim oksidom: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
V raztopini: 2NaOH + Zn (OH) 2 ® Na 2 2OH - + Zn (OH) 2 ® 2–
Pri fuziji: 2NaOH + Zn (OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.
7) Interakcija kovinskih hidroksidov s kislinami:
Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O Zn (OH) 2 + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + 2H 2 O.
8) Interakcija kislin s solmi:
2HCl + Na 2 S ® 2 NaCl + H 2 S .
9) Interakcija soli z alkalijami:
Zn S О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn (OH) 2 ¯ .
10) Interakcija soli med seboj:
AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3.
L.A. Yakovishin
Da bi odgovorili na vprašanje, kaj je sol, vam običajno ni treba dolgo razmišljati. To je kemična spojina v Vsakdanje življenje pojavlja precej pogosto. O navadni kuhinjski soli ni treba govoriti. Podrobno notranja struktura soli in njihove spojine preučuje anorganska kemija.
Določanje soli
Jasen odgovor na vprašanje, kaj je sol, je mogoče najti v delih M. V. Lomonosova. To ime je dal krhkim telesom, ki se lahko raztopijo v vodi in se pod vplivom ne vžgejo visoke temperature ali odprt ogenj. Kasneje definicija ni bila razvidna iz njihovih fizikalnih, temveč iz kemičnih lastnosti teh snovi.
Primer mešanice je kalcijeva sol klorovodikove kisline in hipoklorovodikove kisline: CaOCl 2.
Nomenklatura
Soli, ki jih tvorijo kovine s spremenljivo valenco, imajo dodatno oznako: za formulo je valenca zapisana v oklepaju z rimskimi številkami. Torej, obstaja železov sulfat FeSO 4 (II) in Fe 2 (SO4) 3 (III). Ime soli vsebuje predpono hidro-, če so v njeni sestavi nesubstituirani vodikovi atomi. Na primer, kalijev hidrogenfosfat ima formulo K 2 HPO 4.
Lastnosti soli v elektrolitih
Teorija elektrolitske disociacije daje svojo razlago kemične lastnosti... V luči te teorije lahko sol opredelimo kot šibek elektrolit, ki se, ko se raztopi, disociira (razgradi) v vodi. Tako lahko raztopino soli predstavimo kot kompleks pozitivnih negativnih ionov, pri čemer prvi niso atomi vodika H +, drugi pa niso atomi OH - hidrokso skupine. Ioni, ki bi bili prisotni v vseh vrstah solnih raztopin, ne obstajajo, zato nimajo nobenih splošnih lastnosti. Manjši kot so naboji ionov, ki tvorijo raztopino soli, bolje se disociirajo, boljša je električna prevodnost takšne tekoče mešanice.
Kisle solne raztopine
Kislinske soli v raztopini se razgradijo na kompleksne negativne ione, ki so kislinski ostanek, in preproste anione, ki so pozitivno nabiti kovinski delci.
Na primer, reakcija raztapljanja natrijevega bikarbonata vodi do razgradnje soli na natrijeve ione in preostanek HCO 3 -.
Celotna formula izgleda takole: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.
Osnovne solne raztopine
Disociacija bazičnih soli vodi do tvorbe kislih anionov in kompleksnih kationov, sestavljenih iz kovin in hidrokso skupin. Ti kompleksni kationi so po drugi strani tudi sposobni razgradnje med disociacijo. Zato so v kateri koli raztopini soli glavne skupine prisotni ioni OH. Na primer, disociacija hidroksomagnezijevega klorida poteka na naslednji način:
Namaz s soljo
Kaj je sol? Ta element je ena najpogostejših kemičnih spojin. Vsi poznajo kuhinjsko sol, kredo (kalcijev karbonat) in tako naprej. Med solmi karbonatne kisline je najpogostejši kalcijev karbonat. on je del marmor, apnenec, dolomit. In tudi kalcijev karbonat je osnova za nastanek biserov in koral. Ta kemična spojina je bistvena za tvorbo trdih pokrovov pri žuželkah in okostja pri hordatih.
Namizna sol nam je znana že od otroštva. Zdravniki svarijo pred prekomerno uporabo, vendar je v zmernih količinah izjemno nujna za izvajanje življenjskih procesov v telesu. In to je potrebno za vzdrževanje pravilne krvne sestave in proizvodnje želodčni sok... Solne raztopine, ki so sestavni del injekcij in kapalk, niso nič drugega kot raztopina kuhinjske soli.
Kemijske enačbe
Kemična enačba je izraz reakcije s kemičnimi formulami. Kemijske enačbe pokažejo, katere snovi vstopijo v kemijsko reakcijo in katere snovi nastanejo kot posledica te reakcije. Enačba temelji na zakonu ohranjanja mase in prikazuje kvantitativna razmerja snovi, ki sodelujejo v kemični reakciji.
Kot primer razmislite o interakciji hidroksida kalij Z fosforna kislina :
H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Iz enačbe je razvidno, da 1 mol fosforne kisline (98 g) reagira s 3 moli kalijevega hidroksida (3 · 56 g). Kot rezultat reakcije nastane 1 mol kalijevega fosfata (212 g) in 3 mol vode (3 · 18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidimo, da je masa snovi, ki so vstopile v reakcijo, enaka masi reakcijskih produktov. Enačbe kemične reakcije vam omogočajo različne izračune, povezane z dano reakcijo.
Kompleksne snovi so razdeljene v štiri razrede: okside, baze, kisline in soli.
Oksidi so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik, t.j. oksid je spojina elementa s kisikom.
Ime oksidov izhaja iz imena elementa, ki sestavlja oksid. Na primer, BaO je barijev oksid. Če ima oksidni element spremenljivo valenco, je za imenom elementa v oklepaju njegova valenca označena z rimskimi številkami. Na primer, FeO je železov (I) oksid, Fe2O3 je železov (III) oksid.
Vsi oksidi so razvrščeni na solotvorne in nesolne.
Oksidi, ki tvorijo sol, so oksidi, ki posledično kemične reakcije tvorijo soli. To so oksidi kovin in nekovin, ki pri interakciji z vodo tvorijo ustrezne kisline, pri interakciji z bazami pa tvorijo ustrezne kisle in normalne soli. Na primer, bakrov oksid (CuO) je oksid, ki tvori sol, ker npr. klorovodikova kislina(HCl) oblike soli:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Druge soli se lahko pridobijo kot posledica kemičnih reakcij:
CuO + SO3 → CuSO4.
Oksidi, ki ne tvorijo soli, so tisti oksidi, ki ne tvorijo soli. Primer je CO, N2O, NO.
Oksidi, ki tvorijo soli, so 3 vrste: bazični (iz besede "baza"), kisli in amfoterni.
Osnovni oksidi so kovinski oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred baz. Osnovni oksidi vključujejo na primer Na2O, K2O, MgO, CaO itd.
Kemijske lastnosti bazičnih oksidov
1. Vodotopni bazični oksidi reagirajo z vodo in tvorijo baze:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Reagirajte s kislimi oksidi, da nastanejo ustrezne soli
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reagirajte s kislinami, da nastane sol in voda:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reakcija z amfoternimi oksidi:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Osnovni oksidi reagirajo s kislimi oksidi in tvorijo soli:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Če je v sestavi oksidov kot drugega elementa nekovina ali kovina z najvišjo valenco (običajno od IV do VII), bodo takšni oksidi kisli. Kisli oksidi (anhidridi kislin) so tisti oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred kislin. To so na primer CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 itd. Kisli oksidi se raztopijo v vodi in alkalijah, da tvorijo sol in vodo.
Kemijske lastnosti kislih oksidov
1. Vzajemno delujejo z vodo in tvorijo kislino:
SO3 + H2O → H2SO4.
Vendar vsi kisli oksidi ne reagirajo neposredno z vodo (SiO2 itd.).
2. Reagirajte z baznimi oksidi, da nastane sol:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Vzajemno delujejo z alkalijami in tvorijo sol in vodo:
CO2 + Ba (OH) 2 → BaCO3 + H2O.
Amfoterni oksid vsebuje element, ki ima amfoterne lastnosti. Amfoternost se razume kot sposobnost spojin, da kažejo kisle in bazične lastnosti, odvisno od pogojev. Na primer, cinkov oksid ZnO je lahko tako baza kot kislina (Zn (OH) 2 in H2ZnO2). Amfoternost izraža se v tem, da imajo amfoterni oksidi odvisno od pogojev bodisi bazične bodisi kisle lastnosti, na primer - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Na primer, amfoterna narava cinkovega oksida se kaže, ko je v interakciji s klorovodikovo kislino in natrijevim hidroksidom:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Ker vsi amfoterni oksidi niso topni v vodi, je veliko težje dokazati amfoternost takšnih oksidov. Na primer, aluminijev oksid (III) v fuzijski reakciji s kalijevim disulfatom kaže osnovne lastnosti, pri fuziji s hidroksidi pa kisle:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12 (SO4) 3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Za različne amfoterne okside se lahko dvojnost lastnosti izrazi v različni meri. Na primer, cinkov oksid se enako zlahka raztopi v kislinah in alkalijah, medtem ko ima železov (III) oksid – Fe2O3 – pretežno bazične lastnosti.
Kemijske lastnosti amfoternih oksidov
1. Vzajemno delujejo s kislinami in tvorijo sol in vodo:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reagira s trdnimi alkalijami (pri fuziji), pri čemer nastane kot posledica reakcijske soli - natrijev cinkat in voda:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Ko cinkov oksid interagira z alkalijsko raztopino (isti NaOH), pride do druge reakcije:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinacijsko število je značilnost, ki določa število najbližjih delcev: atomov ali inov v molekuli ali kristalu. Vsaka amfoterna kovina ima svojo koordinacijsko številko. Za Be in Zn je 4; Za in je Al 4 ali 6; Za in je Cr 6 ali (zelo redko) 4;
Amfoterni oksidi se običajno ne raztopijo in ne reagirajo z vodo.
Metode za pridobivanje oksidov iz preproste snovi je bodisi neposredna reakcija elementa s kisikom:
ali razgradnjo kompleksnih snovi:
a) oksidi
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
b) hidroksidi
Ca (OH) 2 = CaO + H2O
c) kisline
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO + CO2
Kot tudi interakcija kislin - oksidantov s kovinami in nekovinami:
Cu + 4HNO3 (konc) = Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Okside lahko pridobimo z neposredno interakcijo kisika z drugim elementom ali posredno (na primer z razgradnjo soli, baz, kislin). V normalnih pogojih so oksidi v trdnem, tekočem in plinastem stanju, ta vrsta spojin je v naravi zelo pogosta. Oksidi so vsebovani v zemeljska skorja... Rja, pesek, voda, ogljikov dioksid so oksidi.
Temelji- To so kompleksne snovi, v molekulah katerih so atomi kovine povezani z eno ali več hidroksilnimi skupinami.
Baze so elektroliti, ki ob disociaciji tvorijo le hidroksidne ione kot anione.
NaOH = Na + + OH -
Ca (OH) 2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Obstaja več znakov osnovne klasifikacije:
Glede na topnost v vodi delimo baze na alkalije in netopne. Alkalije so hidroksidi alkalijske kovine(Li, Na, K, Rb, Cs) in zemeljskoalkalijskih kovin (Ca, Sr, Ba). Vse druge baze so netopne.
Glede na stopnjo disociacije delimo baze na močne elektrolite (vse alkalije) in šibke elektrolite (netopne baze).
Glede na število hidroksilnih skupin v molekuli se baze delijo na enokislinske (1 OH skupina), na primer natrijev hidroksid, kalijev hidroksid, dvokislinske (2 OH skupini), na primer kalcijev hidroksid, baker ( 2) hidroksid in polikislina.
Kemijske lastnosti.
OH ioni - v raztopini določijo alkalno okolje.
Alkalijske raztopine spremenijo barvo indikatorjev:
Fenolftalein: brezbarvna ® malina,
lakmus: vijolična ® modra,
Metil oranžna: oranžna ® rumena.
Alkalijske raztopine medsebojno delujejo s kislinskimi oksidi in tvorijo soli tistih kislin, ki ustrezajo reakciji kislinski oksidi... Glede na količino alkalij nastanejo srednje ali kisle soli. Na primer, ko kalcijev hidroksid interagira z ogljikovim monoksidom (IV), nastaneta kalcijev karbonat in voda:
Ca (OH) 2 + CO2 = CaCO3? + H2O
In ko kalcijev hidroksid komunicira s presežkom oksida ogljik(Iv) nastane kalcijev bikarbonat:
Ca (OH) 2 + CO2 = Ca (HCO3) 2
Ca2 + + 2OH- + CO2 = Ca2 + + 2HCO32-
Vse baze medsebojno delujejo s kislinami in tvorijo sol in vodo, na primer: ko natrijev hidroksid interagira s klorovodikovo kislino, nastaneta natrijev klorid in voda:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na + + OH- + H + + Cl- = Na + + Cl- + H2O
Bakrov (II) hidroksid se raztopi v klorovodikovi kislini, da nastane bakrov (II) klorid in voda:
Cu (OH) 2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + + 2Cl- = Cu2 + + 2Cl- + 2H2O
Cu (OH) 2 + 2H + = Cu2 + + 2H2O.
Reakcija med kislino in bazo se imenuje reakcija nevtralizacije.
Netopne baze se pri segrevanju razgradijo na vodo in kovinski oksid, ki ustreza bazi, na primer:
Cu (OH) 2 = CuO + H2 2Fe (OH) 3 = Fe2O3 + 3H2O
Alkalije sodelujejo z raztopinami soli, če je izpolnjen eden od pogojev reakcije ionske izmenjave do konca (nastane oborina),
2NaOH + CuSO4 = Cu (OH) 2? + Na2SO4
2OH- + Cu2 + = Cu (OH) 2
Reakcija poteka zaradi vezave bakrovih kationov s hidroksidnimi ioni.
Ko barijev hidroksid interagira z raztopino natrijevega sulfata, nastane oborina barijevega sulfata.
Ba (OH) 2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2 NaOH
Ba2 + + SO42- = BaSO4
Reakcija poteka zaradi vezave barijevih kationov in in sulfatnih anionov.
kisline - To so kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo atome vodika, ki jih je mogoče nadomestiti ali zamenjati za kovinske atome in kislinski ostanek.
Glede na prisotnost ali odsotnost kisika v molekuli delimo kisline na kisline, ki vsebujejo kisik (H2SO4 žveplova kislina, H2SO3 žveplova kislina, HNO3 dušikova kislina, H3PO4 fosforjeva kislina, H2CO3 ogljikova kislina, H2SiO3 silicijeva kislina) in anoksična (HF fluorovodikova kislina, HCl klorovodikova kislina (klorovodikova kislina), HBr bromovodikova kislina, HI jodovodikova kislina, H2S žveplovodikova kislina).
Glede na število vodikovih atomov v molekuli kisline so enobazične (z 1 atomom H), dvobazične (z 2 atomoma H) in tribazične (s 3 atomi H).
C IN S L O T S
Del molekule kisline brez vodika se imenuje kislinski ostanek.
Kislinski ostanki so lahko sestavljeni iz enega atoma (-Cl, -Br, -I) - to so preprosti kislinski ostanki, lahko pa so iz skupine atomov (-SO3, -PO4, -SiO3) - to so kompleksni ostanki.
V vodnih raztopinah se kislinski ostanki med reakcijami izmenjave in substitucije ne uničijo:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Beseda anhidrid pomeni brezvodno, torej kislino brez vode. na primer,
H2SO4 - H2O → SO3. Brezvodne kisline nimajo anhidridov.
Ime kisline izhaja iz imena elementa, ki tvori kislino (kislilnik) z dodatkom končnic "naya" in redkeje "vaya": H2SO4 - žveplo; H2SO3 - premog; H2SiO3 - silicij itd.
Element lahko tvori več kisikovih kislin. V tem primeru bodo navedeni končnici v imenu kislin takrat, ko ima element največjo valenco (v molekuli kisline je velika vsebnost kisikovih atomov). Če ima element najnižjo valenco, bo končnica v imenu kisline "resnična": HNO3 - dušik, HNO2 - dušik.
Kisline lahko pridobimo z raztapljanjem anhidridov v vodi. Če so anhidridi netopni v vodi, lahko kislino pridobimo z delovanjem drugega več močna kislina na sol zahtevane kisline. Ta metoda je značilna tako za kisik kot anoksične kisline. Anoksične kisline dobimo tudi z neposredno sintezo iz vodika in nekovine, čemur sledi raztapljanje nastale spojine v vodi:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Raztopine nastalih plinastih snovi HCl in H2S so kisline.
V normalnih pogojih so kisline tekoče in trdne.
Kemijske lastnosti kislin
1. Kislinske raztopine delujejo na indikatorje. Vse kisline (razen silicijeve kisline) so zlahka topne v vodi. Posebne snovi - indikatorji vam omogočajo, da ugotovite prisotnost kisline.
Indikatorji so snovi kompleksne strukture. Svojo barvo spreminjajo glede na interakcijo z različnimi kemikalije... V nevtralnih raztopinah - imajo eno barvo, v osnovnih raztopinah - drugo. Pri interakciji s kislino spremenijo svojo barvo: indikator metil oranžne barve postane rdeč, indikator lakmusa postane rdeč.
2. Reagirajte z bazami, da nastane voda in sol, ki vsebuje nespremenjen kislinski ostanek (reakcija nevtralizacije):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagirajte z osnovnimi oksidi, da nastane voda in sol. Sol vsebuje kisli ostanek kisline, ki je bila uporabljena v nevtralizacijski reakciji:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakcija s kovinami.
Za interakcijo kislin s kovinami morajo biti izpolnjeni nekateri pogoji:
1. Kovina mora biti dovolj aktivna glede na kisline (v liniji aktivnosti kovine se mora nahajati pred vodikom). Bolj na levi strani je kovina v liniji aktivnosti, intenzivneje deluje s kislinami;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Toda reakcija med raztopino klorovodikove kisline in bakra je nemogoča, saj je baker v nizu napetosti za vodikom.
2. Kislina mora biti dovolj močna (torej sposobna oddajati vodikove ione H +).
Med kemičnimi reakcijami kisline s kovinami nastane sol in se sprošča vodik (razen interakcije kovin z dušikovo in koncentrirano žveplovo kislino):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Ne glede na to, kako različne so kisline, vse ob disociaciji tvorijo vodikove katione, ki določajo vrsto splošne lastnosti: kisel okus, razbarvanje indikatorjev (lakmus in metil oranžna), interakcija z drugimi snovmi.
Reakcija poteka tudi med kovinskimi oksidi in večino kislin.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Opišimo reakcije:
2) Druga reakcija bi morala povzročiti topna sol... V mnogih primerih interakcija kovine s kislino praktično ne pride, ker je nastala sol netopna in prekrije kovinsko površino z zaščitnim filmom, na primer:
Pb + H2SO4 = / PbSO4 + H2
Netopen svinčev (II) sulfat ustavi dostop kisline do kovine in reakcija se ustavi takoj, ko se začne. Iz tega razloga večina težke kovine praktično ne vpliva na fosforno, ogljikovo in žveplovo kislino.
3) Tretja reakcija je značilna za kislinske raztopine, zato netopne kisline, na primer silicijeva kislina, ne reagirajo s kovinami. Koncentrirana raztopina žveplove kisline in raztopina dušikove kisline katere koli koncentracije delujeta s kovinami na nekoliko drugačen način, zato so enačbe za reakcije med kovinami in temi kislinami zapisane v drugačni shemi. Razredčena raztopina žveplove kisline reagira s kovinami. ki stojijo v nizu napetosti do vodika, tvorijo sol in vodik.
4) Četrta reakcija je tipična reakcija ionske izmenjave in se pojavi le, če nastane oborina ali plin.
soli - to so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskih atomov in kislinskih ostankov (včasih lahko vsebujejo vodik). Na primer, NaCl je natrijev klorid, CaSO4 je kalcijev sulfat itd.
Skoraj vse soli so ionske spojine, zato so ioni kislinskih ostankov in kovinski ioni med seboj povezani v soli:
Na + Cl - natrijev klorid
Ca2 + SO42 - kalcijev sulfat itd.
Sol je produkt delne ali popolne zamenjave vodikovih atomov kisline s kovino.
Zato se razlikujejo naslednje vrste soli:
1. Srednje soli – vsi vodikovi atomi v kislini so nadomeščeni s kovino: Na2CO3, KNO3 itd.
2. Kislinske soli – vsi vodikovi atomi v kislini niso nadomeščeni s kovino. Seveda lahko kisle soli tvorijo le dvobazične ali večbazične kisline. Enobazične kisline kislinskih soli ne morejo dati: NaHCO3, NaH2PO4 itd. itd.
3. Dvojne soli - vodikovi atomi di- ali polibazične kisline se ne nadomestijo z eno kovino, ampak z dvema različnima: NaKCO3, KAl (SO4) 2 itd.
4. Bazične soli lahko obravnavamo kot produkte nepopolne ali delne substitucije baznih hidroksilnih skupin s kislinskimi ostanki: Al (OH) SO4, Zn (OH) Cl itd.
Po mednarodni nomenklaturi izhaja ime soli vsake kisline latinsko ime element. Na primer, soli žveplove kisline se imenujejo sulfati: CaSO4 - kalcijev sulfat, Mg SO4 - magnezijev sulfat itd .; soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI2 - cinkov klorid itd.
Imenu soli dvobazičnih kislin je dodan delec "bi" ali "hidro": Mg (HCl3) 2 - magnezijev bikarbonat ali bikarbonat.
Pod pogojem, da je samo en atom vodika zamenjan s kovino v tribazični kislini, nato dodajte predpono "dihidro": NaH2PO4 - natrijev dihidrogenfosfat.
Soli so trdne snovi s široko različno topnostjo v vodi.
Kemične lastnosti soli so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki sestavljajo njihovo sestavo.
1. Nekatere soli se pri vžigu razgradijo:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Reagirajte s kislinami, da nastane nova sol in nova kislina. Za izvedbo te reakcije mora biti kislina močnejša od soli, na katero kislina deluje:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interakcija z bazami, tvorba nove soli in nove baze:
Ba (OH) 2 + Mg SO4 → BaSO4 ↓ + Mg (OH) 2.
4. Medsebojno delujejo, da tvorijo nove soli:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interakcija s kovinami, ki so v razponu aktivnosti do kovine, ki je del soli.