Hemijska svojstva soli. Kiselinske soli

Hemijska svojstva soli

Soli treba smatrati produktom reakcije kiseline i baze. Kao rezultat, može se formirati sljedeće:

1. normalno (prosječno) - nastaju kada je količina kiseline i baze dovoljna za potpunu interakciju. Nazivi normalnih soli Sastoje se iz dva dijela. Prvo se zove anjon (kiselinski ostatak), a zatim kation.
2. kiselo - nastaju kada postoji višak kiseline i nedovoljna količina alkalija, jer u ovom slučaju nema dovoljno metalnih katjona da zamijene sve katione vodika prisutne u molekulu kiseline. Uvijek ćete vidjeti vodonik u kiselim ostacima ove vrste soli. Kisele soli se formiraju samo od višebaznih kiselina i pokazuju svojstva i soli i kiselina. U nazivima kiselih soli stavlja se prefiks hidro- na anjon.
3. bazične soli - nastaju kada postoji višak baze i nedovoljna količina kiseline, jer u ovom slučaju anjoni kiselih ostataka nisu dovoljni da u potpunosti zamene hidroksilne grupe prisutne u bazi. glavne soli u kationima sadrže hidrokso grupe. Bazične soli su moguće za polikiselinske baze, ali ne i za jednokiselinske baze. Neke bazične soli su sposobne da se samostalno razgrađuju, oslobađajući pri tom vodu, formirajući okso soli koje imaju svojstva bazičnih soli. Naziv glavnih soli je konstruiran na sljedeći način: anionu se dodaje prefiks hidrokso-.

Tipične reakcije normalnih soli

• Dobro reaguju sa metalima. U isto vrijeme, aktivniji metali istiskuju manje aktivne iz otopina svojih soli.
• Sa kiselinama, alkalijama i drugim solima, reakcije se završavaju, pod uslovom da se formira precipitat, gas ili slabo disocijabilna jedinjenja.
• U reakcijama soli sa alkalijama nastaju supstance kao što je nikl (II) hidroksid Ni(OH) 2 - talog; amonijak NH 3 – gas; voda H 2 O je slab elektrolit, slabo disocirano jedinjenje:
• Soli međusobno reagiraju ako se formira talog ili ako nastane stabilnije jedinjenje.
• Mnoge normalne soli se raspadaju kada se zagrijavaju i formiraju dva oksida - kiseli i bazični.
• Nitrati se razgrađuju na drugačiji način od ostalih normalnih soli. Kada se zagrijavaju, nitrati alkalnih i zemnoalkalnih metala oslobađaju kisik i pretvaraju se u nitrite:
• Nitrati gotovo svih drugih metala razlažu se do oksida:
• Nitrati nekih teških metala (srebro, živa, itd.) se razlažu kada se zagrijavaju do metala:

Tipične reakcije kiselih soli

• Oni ulaze u sve reakcije u koje ulaze kiseline. Reaguju s alkalijama; ako kisela sol i alkalija sadrže isti metal, tada se kao rezultat formira normalna sol.
• Ako lužina sadrži drugi metal, tada nastaju dvostruke soli.

Tipične reakcije bazičnih soli

• Ove soli prolaze kroz iste reakcije kao i baze. Reaguju s kiselinama; ako bazna sol i kiselina sadrže isti kiseli ostatak, onda je rezultat normalna sol.
• Ako kiselina sadrži drugi kiselinski ostatak, tada nastaju dvostruke soli.

Kompleksne soli- spoj čija mjesta kristalne rešetke sadrže kompleksne ione.

Soli su produkt zamjene atoma vodika u kiselini metalom. Rastvorljive soli u sodi disociraju u metalni kation i anion kiselinskog ostatka. So se dijele na:

· Prosjek

· Osnovno

· Kompleks

· Dvostruko

· Miješano

Srednje soli. To su proizvodi potpune zamjene atoma vodika u kiselini atomima metala, ili grupom atoma (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Nazivi srednjih soli potiču od naziva metala i kiselina: CuSO 4 - bakar sulfat, Na 3 PO 4 - natrijum fosfat, NaNO 2 - natrijum nitrit, NaClO - natrijum hipohlorit, NaClO 2 - natrijum hlorit, NaClO 3 - natrijum hlorat , NaClO 4 - natrijum perhlorat, CuI - bakar(I) jodid, CaF 2 - kalcijum fluorid. Takođe morate zapamtiti nekoliko trivijalnih naziva: NaCl - kuhinjska so, KNO3 - kalijum nitrat, K2CO3 - potaša, Na2CO3 - soda pepela, Na2CO3∙10H2O - kristalna soda, CuSO4 - bakar sulfat, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O - boraks, Na 2 SO 4 . 10H 2 O-Glauberova so. Dvostruke soli. Ovo sol , koji sadrži dvije vrste kationa (atomi vodika polybasic kiseline se zamjenjuju s dva različita kationa): MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 .Dvojne soli kao pojedinačna jedinjenja postoje samo u kristalnom obliku. Kada se rastvore u vodi potpuno sudisociraju na metalne ione i kisele ostatke (ako su soli topljive), na primjer:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Važno je napomenuti da se disocijacija dvostrukih soli u vodenim otopinama događa u 1 koraku. Da biste imenovali soli ove vrste, morate znati nazive aniona i dva kationa: MgNH4PO4 - magnezijum amonijum fosfat.

Kompleksne soli.To su čestice (neutralne molekule ilijoni ), koji nastaju kao rezultat pridruživanja datom jon (ili atom ), zove agens za kompleksiranje, neutralnih molekula ili drugih jona tzv ligandi. Kompleksne soli se dijele na:

1) Kationski kompleksi

Cl 2 - tetraamin cink(II) diklorid
Cl2- di heksaamin kobalt(II) hlorid

2) Anionski kompleksi

K 2 - kalijum tetrafluoroberilat(II)
Li-litijum tetrahidridaluminat(III)
K 3 -kalijum heksacijanoferat(III)

Teoriju strukture kompleksnih jedinjenja razvio je švajcarski hemičar A. Werner.

Kiselinske soli– produkti nepotpune zamjene atoma vodika u višebaznim kiselinama katjonima metala.

Na primjer: NaHCO 3

Hemijska svojstva:
Reaguje s metalima koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od vodonika.
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Imajte na umu da je za takve reakcije opasno uzimati alkalne metale, jer će oni prvo reagirati s vodom s velikim oslobađanjem energije i doći će do eksplozije, jer se sve reakcije odvijaju u otopinama.

2NaHCO 3 +Fe→H 2 +Na 2 CO 3 +Fe 2 (CO 3) 3 ↓

Kisele soli reagiraju s otopinama alkalija i formiraju srednje soli i vodu:

NaHCO 3 +NaOH→Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4

Kisele soli reagiraju s otopinama srednjih soli ako se oslobađa plin, formira se talog ili oslobađa voda:

2KHSO 4 +MgCO 3 →MgSO 4 +K 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl

Kisele soli reagiraju s kiselinama ako je kiseli proizvod reakcije slabiji ili isparljiviji od dodanog.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Kisele soli reagiraju s bazičnim oksidima i oslobađaju vodu i srednje soli:

2NaHCO 3 +MgO→MgCO 3 ↓+Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Soli kiselina (posebno bikarbonati) se razlažu pod uticajem temperature:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Potvrda:

Kisele soli nastaju kada je alkalija izložena višku otopine polibazne kiseline (reakcija neutralizacije):

NaOH+H 2 SO 4 →NaHSO 4 +H 2 O

Mg(OH) 2 +2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +2H 2 O

Kisele soli nastaju otapanjem bazičnih oksida u višebaznim kiselinama:
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Kisele soli nastaju kada se metali otapaju u višku otopine polibazne kiseline:
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Kisele soli nastaju kao rezultat interakcije prosječne soli i kiseline koja tvori prosječni anion soli:
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Osnovne soli:

Bazične soli su produkt nepotpune zamjene hidrokso grupe u molekulima polikiselih baza kiselim ostacima.

Primjer: MgOHNO 3,FeOHCl.

Hemijska svojstva:
Bazične soli reaguju sa viškom kiseline i formiraju srednju so i vodu.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Bazne soli se razlažu temperaturom:

2 CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

Priprema bazičnih soli:
Interakcija soli slabih kiselina sa srednjim solima:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Hidroliza soli formiranih od slabe baze i jake kiseline:

ZnCl 2 +H 2 O→Cl+HCl

Većina osnovnih soli je slabo rastvorljiva. Mnogi od njih su minerali, npr. malahit Cu 2 CO 3 (OH) 2 i hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Svojstva miješanih soli nisu obrađena u školskom kursu hemije, ali je važno znati definiciju.
Mješovite soli su soli u kojima su kiselinski ostaci dvije različite kiseline vezani za jedan metalni kation.

Dobar primjer je vapno za izbjeljivanje Ca(OCl)Cl (izbjeljivač).

nomenklatura:

1. Sol sadrži složeni katjon

Prvo se imenuje kation, zatim su ligandi uključeni u unutrašnju sferu anjoni, koji se završavaju na "o" ( Cl - - hloro, OH - -hidroksi), zatim ligandi, koji su neutralni molekuli ( NH 3 -amin, H 2 O -aquo). Ako postoji više od 1 identičnog liganda, njihov broj se označava grčkim brojevima: 1 - mono, 2 - di, 3 - tri, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deca. Potonji se naziva kompleksirajući ion, označavajući njegovu valenciju u zagradi ako je promjenjiva.

[Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-srebro diamin hidroksid ( ja)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -dihlorid hlorid o kobalt tetraamin ( III)

2. Sol sadrži kompleksan anjon.

Prvo se imenuju ligandi - anioni, zatim se imenuju neutralni molekuli koji ulaze u unutrašnju sferu i završavaju na "o", što označava njihov broj grčkim brojevima. Potonji se na latinskom naziva kompleksirajući jon, sa sufiksom "at", koji označava valenciju u zagradama. Zatim se upisuje naziv kationa koji se nalazi u vanjskoj sferi, a broj kationa nije naveden.

Kalijum K 4 -heksacijanoferat (II) (reagens za Fe 3+ jone)

K 3 - kalijum heksacijanoferat (III) (reagens za Fe 2+ jone)

Na 2 -natrijum tetrahidroksozinkat

Većina kompleksirajućih jona su metali. D elementi pokazuju najveću sklonost formiranju kompleksa. Oko centralnog iona koji formira kompleks nalaze se suprotno nabijeni ioni ili neutralni molekuli - ligandi ili adendi.

Kompleksirajući jon i ligandi čine unutrašnju sferu kompleksa (u uglastim zagradama); broj liganada koordinisanih oko centralnog jona naziva se koordinacijskim brojem.

Joni koji ne ulaze u unutrašnju sferu formiraju vanjsku sferu. Ako je kompleksni ion kation, tada postoje anioni u vanjskoj sferi i obrnuto, ako je kompleksni ion anjon, tada postoje kationi u vanjskoj sferi. Kationi su obično joni alkalnih i zemnoalkalnih metala, amonijum kation. Kada se disociraju, kompleksna jedinjenja daju kompleksne kompleksne jone koji su prilično stabilni u rastvorima:

K 3 ↔3K + + 3-

Ako govorimo o kiselim solima, onda se prilikom čitanja formule izgovara prefiks hidro-, na primjer:
Natrijum hidrosulfid NaHS

Natrijum bikarbonat NaHCO 3

Kod bazičnih soli koristi se prefiks hidrokso- ili dihidrokso-

(ovisi o oksidacijskom stanju metala u soli), na primjer:
magnezijum hidroksihloridMg(OH)Cl, aluminijum dihidroksihlorid Al(OH) 2 Cl

Metode za dobijanje soli:

1. Direktna interakcija metala sa nemetalom . Ova metoda se može koristiti za dobivanje soli kiselina bez kisika.

Zn+Cl 2 →ZnCl 2

2. Reakcija između kiseline i baze (reakcija neutralizacije). Reakcije ovog tipa su od velike praktične važnosti (kvalitativne reakcije na većinu kationa), uvijek su praćene oslobađanjem vode:

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Interakcija bazičnog oksida s kiselim :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Reakcija između kiselog oksida i baze :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Reakcija između bazičnog oksida i kiseline :

Na 2 O+2HCl→2NaCl+H 2 O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H 2 O

6. Direktna interakcija metala sa kiselinom. Ova reakcija može biti praćena evolucijom vodonika. Da li će se vodonik osloboditi ili ne zavisi od aktivnosti metala, hemijskih svojstava kiseline i njene koncentracije (vidi Osobine koncentrisane sumporne i dušične kiseline).

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2

7. Interakcija soli sa kiselinom . Ova reakcija će se dogoditi pod uvjetom da je kiselina koja formira sol slabija ili isparljivija od kiseline koja je reagirala:

Na 2 CO 3 +2HNO 3 =2NaNO 3 +CO 2 +H 2 O

8. Interakcija soli sa kiselim oksidom. Reakcije se događaju samo kada se zagrije, stoga reagujući oksid mora biti manje hlapljiv od onog koji nastaje nakon reakcije:

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Interakcija nemetala sa alkalijama . Halogeni, sumpor i neki drugi elementi, u interakciji sa alkalijama, daju soli bez kiseonika i soli koje sadrže kiseonik:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (reakcija se odvija bez zagrijavanja)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (reakcija se odvija zagrijavanjem)

3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

10. Interakcija između dvije soli. Ovo je najčešći način dobijanja soli. Da bi se to postiglo, obje soli koje su ušle u reakciju moraju biti vrlo topljive, a kako se radi o reakciji ionske izmjene, da bi se ona nastavila do kraja, jedan od produkta reakcije mora biti nerastvorljiv:

Na 2 CO 3 +CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. Interakcija soli i metala . Reakcija se događa ako je metal u naponskom nizu metala lijevo od onog koji se nalazi u soli:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Termička razgradnja soli . Kada se neke soli koje sadrže kisik zagriju, nastaju nove, s manjim sadržajem kisika ili uopće ne sadrže kisik:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Interakcija nemetala sa solju. Neki nemetali su u stanju da se kombinuju sa solima da formiraju nove soli:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Reakcija baze sa solju . Budući da se radi o reakciji ionske izmjene, da bi se ona nastavila do kraja, potrebno je da 1 od produkta reakcije bude netopiv (ova reakcija se također koristi za pretvaranje kiselih soli u međuprodukte):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K 2 SO 4 +H 2 O

Dvostruke soli se mogu dobiti i na ovaj način:

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Interakcija metala sa alkalijama. Metali koji su amfoterni reaguju sa alkalijama, formirajući komplekse:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

16. Interakcija soli (oksidi, hidroksidi, metali) sa ligandima:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

AgCl+3NH 4 OH=OH+NH 4 Cl+2H 2 O

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 3 3 +12KCl

AgCl+2NH 4 OH=Cl+2H 2 O

Urednik: Galina Nikolaevna Kharlamova

Soli su hemijska jedinjenja u kojima je atom metala vezan za kiseli deo. Razlika između soli i drugih spojeva je u tome što imaju jasno izraženu ionsku vezu. Zbog toga se veza naziva jonskom. Jonsku vezu karakterizira nezasićenost i neusmjerenost. Primeri soli: natrijum hlorid ili kuhinjska so - NaCl, kalcijum sulfat ili gips - CaSO4. U zavisnosti od toga koliko su potpuno zamijenjeni atomi vodika u kiselini ili hidroksid grupe u hidroksidu, razlikuju se srednje, kisele i bazične soli. Sol može sadržavati nekoliko metalnih katjona - to su dvostruke soli.

Srednje soli

Srednje soli su soli u kojima su atomi vodika potpuno zamijenjeni ionima metala. Kuhinjska so i gips su takve soli. Srednje soli pokrivaju veliki broj spojeva koji se često nalaze u prirodi, na primjer, mješavina - ZnS, pirit - FeS2, itd. Ova vrsta soli je najčešća.

Srednje soli se dobijaju reakcijom neutralizacije kada se baza uzme u ekvimolarnim omjerima, na primjer:
H2SO3 + 2 NaOH = Na2SO3 + 2 H2O
Rezultat je srednja sol. Ako uzmete 1 mol natrijevog hidroksida, reakcija će se odvijati na sljedeći način:
H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O
Rezultat je kisela sol natrijum hidrosulfita.

Kiselinske soli

Kiselinske soli su soli u kojima nisu svi atomi vodika zamijenjeni metalom. Takve soli su sposobne formirati samo višebazne kiseline - sumpornu, fosfornu, sumpornu i druge. Jednobazne kiseline, kao što su hlorovodonična, azotna i druge, ne daju.
Primjeri soli: natrijum bikarbonat ili soda bikarbona - NaHCO3, natrijum dihidrogen fosfat - NaH2PO4.

Kisele soli se takođe mogu dobiti iz srednjih soli sa kiselinom:
Na2SO3+ H2SO3 = 2NaHSO3

Bazične soli

Bazične soli su soli u kojima nisu sve hidrokso grupe zamijenjene kiselim ostacima. Na primjer, – Al(OH)SO4, hidroksohlorid – Zn(OH)Cl, bakar dihidroksokarbonat ili malahit – Cu2(CO3)(OH)2.

Dvostruke soli

Dvostruke soli su soli u kojima dva metala zamjenjuju atome vodika u kiselom dijelu. Takve soli su moguće za višebazne kiseline. Primeri soli: kalijum natrijum karbonat - NaKCO3, kalijum sulfat - KAl(SO4)2.. Najčešće dvostruke soli u svakodnevnom životu su stipsa, na primer, kalijum alum - KAl(SO4)2 12H2O. Koriste se za prečišćavanje vode, štavljenje kože i za rahljanje tijesta.

Miješane soli

Mješovite soli su soli u kojima je atom metala vezan za dva različita kisela ostatka, na primjer, izbjeljivač - Ca(OCl)Cl.

Svakog dana nailazimo na soli i ne razmišljamo o ulozi koju igraju u našim životima. Ali bez njih voda ne bi bila tako ukusna, ni hrana ne bi donosila zadovoljstvo, ni biljke ne bi rasle, a život na zemlji ne bi postojao da u našem svijetu nema soli. Dakle, koje su to tvari i koja svojstva soli ih čine nezamjenjivim?

Šta su soli

Po svom sastavu ovo je najbrojnija klasa koju karakteriše raznovrsnost. Još u 19. veku, hemičar J. Werzelius je definisao so kao proizvod reakcije između kiseline i baze, u kojoj je atom vodonika zamenjen metalnim. U vodi se soli obično disociraju na metal ili amonijum (kation) i kiseli ostatak (anion).

Do soli možete doći na sljedeće načine:

• kroz interakciju metala i nemetala, u ovom slučaju će biti bez kisika;
• kada metal reaguje sa kiselinom, dobija se so i oslobađa se vodonik;
• metal može istisnuti drugi metal iz rastvora;
• kada dva oksida međusobno djeluju - kiseli i bazični (oni se nazivaju i nemetalni oksid i metalni oksid, respektivno);
• reakcija metalnog oksida i kiseline proizvodi sol i vodu;
• reakcija između baze i nemetalnog oksida također proizvodi sol i vodu;
• pomoću reakcije ionske izmjene u ovom slučaju mogu reagirati različite tvari topive u vodi (baze, kiseline, soli), ali će se reakcija odvijati ako se u vodi formiraju plin, voda ili slabo topljive (nerastvorljive) soli.

Svojstva soli zavise samo od hemijskog sastava. Ali prvo, pogledajmo njihove klase.

Klasifikacija

Ovisno o sastavu, razlikuju se sljedeće klase soli:

• po sadržaju kiseonika (sa sadržajem kiseonika i bez kiseonika);
• interakcijom s vodom (rastvorljiva, slabo rastvorljiva i nerastvorljiva).

Ova klasifikacija ne odražava u potpunosti raznolikost supstanci. Moderna i najpotpunija klasifikacija, koja odražava ne samo sastav, već i svojstva soli, prikazana je u sljedećoj tabeli.

soli
Normalno	Kiselo	Basic	Dvostruko	Miješano	Kompleks
Vodik je potpuno zamijenjen	Atomi vodika nisu u potpunosti zamijenjeni metalom	Bazne grupe nisu u potpunosti zamijenjene kiselim ostatkom	Sadrži dva metala i jedan kiselinski ostatak	Sadrži jedan metalni i dva kisela ostatka	Složene supstance koje se sastoje od kompleksnog kationa i anjona ili kationa i kompleksnog anjona
NaCl	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO4	CaClBr	SO 4

Fizička svojstva

Bez obzira koliko je široka klasa ovih supstanci, moguće je identifikovati opšta fizička svojstva soli. To su supstance nemolekularne strukture, sa ionskom kristalnom rešetkom.

Veoma visoke tačke topljenja i ključanja. U normalnim uvjetima, sve soli ne provode električnu energiju, ali u otopini većina njih savršeno provodi električnu energiju.

Boja može biti vrlo različita, ovisi o metalnom jonu koji je uključen u njegov sastav. Željezni sulfat (FeSO 4) je zelene boje, željezni hlorid (FeCl 3) je tamnocrven, a kalijum hromat (K 2 CrO 4) je prekrasne jarko žute boje. Ali većina soli je još uvijek bezbojna ili bijela.

Rastvorljivost u vodi također varira i zavisi od sastava jona. U principu, sva fizička svojstva soli imaju posebnost. Oni ovise o tome koji metalni jon i koji kiselinski ostatak su uključeni u sastav. Nastavimo sa proučavanjem soli.

Hemijska svojstva soli

Ovdje postoji i jedna važna karakteristika. Kao i fizička, hemijska svojstva soli zavise od njihovog sastava. I takođe kojoj klasi pripadaju.

Ali opća svojstva soli još uvijek se mogu istaknuti:

• mnogi od njih se razgrađuju kada se zagrijaju i formiraju dva oksida: kiseli i bazični, te bez kisika - metalni i nemetalni;
• soli također stupaju u interakciju s drugim kiselinama, ali reakcija se događa samo ako sol sadrži kiseli ostatak slabe ili hlapljive kiseline ili je rezultat netopiva sol;
• interakcija sa alkalijom je moguća ako kation formira nerastvorljivu bazu;
• moguća je i reakcija između dvije različite soli, ali samo ako se jedna od novonastalih soli ne otopi u vodi;
• Može doći i do reakcije sa metalom, ali je to moguće samo ako od metala koji se nalazi u soli uzmemo metal koji se nalazi desno u naponskom nizu.

Hemijska svojstva soli klasificiranih kao normalne su razmotrena gore, ali druge klase reagiraju sa supstancama nešto drugačije. Ali razlika je samo u izlaznim proizvodima. U osnovi, sva hemijska svojstva soli su očuvana, kao i zahtjevi za reakcije.

Savremena hemijska nauka predstavlja mnogo različitih grana, a svaka od njih, pored svoje teorijske osnove, ima veliki primenjeni i praktični značaj. Šta god da dodirnete, sve oko vas je hemijski proizvod. Glavne sekcije su neorganska i organska hemija. Hajde da razmotrimo koje su glavne klase supstanci klasifikovane kao neorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije neorganskih jedinjenja

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Grounds.
4. Kiseline.

Svaka od klasa je predstavljena širokim spektrom spojeva neorganske prirode i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske ekonomske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ova jedinjenja, njihovu pojavu u prirodi i njihovu proizvodnju izučavaju se u školskom kursu hemije bez greške, od 8. do 11. razreda.

Postoji opšta tabela oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primere svake supstance i njihovog agregacionog stanja i pojave u prirodi. Prikazane su i interakcije koje opisuju hemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa posebno i detaljnije.

Grupa spojeva - oksidi

4. Reakcije usljed kojih elementi mijenjaju CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiselina (izuzetak SiO 2)

CO + voda = kiselina

2. Reakcije sa bazama:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcije sa bazičnim oksidima: stvaranje soli

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva i međusobno djeluju po principu acido-bazne metode (sa kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju sa vodom.

1. Sa kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = so + H 2 O

2. Sa bazama (alkalijama): formiranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije sa kiselim oksidima: dobijanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije sa OO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije fuzije sa alkalijama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Ne stvaraju ni kiseline ni alkalije. Pokazuju vrlo specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran od metala ili nemetala, kada se otopi u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i neorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na osnovu pozicija ED - elektrolitičke disocijacije - kiseline su jedinjenja koja u vodenoj sredini disociraju na katjone H+ i anjone kiselinskih ostataka An -. Međutim, danas su kiseline pažljivo proučavane u bezvodnim uslovima, pa postoje mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji ukazuju na njihovu količinu u tvari. Na primjer, neorganske kiseline se izražavaju formulom H + kiselinski ostatak n-. Organske supstance imaju drugačiju teorijsku reprezentaciju. Pored empirijske, za njih možete zapisati punu i skraćenu strukturnu formulu, koja će odražavati ne samo sastav i količinu molekule, već i poredak atoma, njihovu međusobnu povezanost i glavnu funkciju. grupa za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim tvarima sve kiseline se dijele u dvije grupe:

• bez kiseonika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kiseonik (oksokiseline) - HClO 3 i sve gde ima kiseonika.

Anorganske kiseline se također klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporne, hlorovodonične, azotne, perhlorne i druge, kao i slabe: sumporovodične, hipohlorne i druge.

Organska hemija ne nudi istu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode klasifikuju se kao karboksilne kiseline. Njihova zajednička karakteristika je prisustvo -COOH funkcionalne grupe. Na primjer, HCOOH (mravlji), CH 3 COOH (sirćetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) i drugi.

Postoji niz kiselina koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se ova tema razmatra u školskom kursu hemije.

1. Solyanaya.
2. Nitrogen.
3. Orthophosphoric.
4. Bromovodična.
5. Ugalj.
6. Vodonik jodid.
7. Sumporna.
8. Sirćet ili etan.
9. Butan ili ulje.
10. Benzoin.

Ovih 10 kiselina u hemiji su osnovne supstance odgovarajuće klase kako u školskom kursu tako i uopšte u industriji i sintezi.

Svojstva neorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva uključuju, prije svega, različito stanje agregacije. Na kraju krajeva, postoji niz kiselina koje u normalnim uslovima imaju oblik kristala ili praha (borne, ortofosforne). Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Tačke ključanja i topljenja također variraju.

Kiseline mogu izazvati teške opekotine, jer imaju moć da unište organsko tkivo i kožu. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metilnarandžasta (u normalnom okruženju - narandžasta, u kiselinama - crvena),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasta, u kiselinama - crvena) ili neki drugi.

Najvažnija hemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije sa jednostavnim i složenim supstancama.

Hemijska svojstva neorganskih kiselina

Sa čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. Sa jednostavnim supstancama - metalima. Obavezni uslov: metal mora biti u EHRNM prije vodonika, jer metali koji stoje poslije vodonika nisu u stanju da ga istisnu iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodonik i sol.
2. S razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina sa alkalijama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + rastvorljiva baza = so i voda
3. Sa amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijum hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja so) + 2H 2 O
4. Sa osnovnim oksidima. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo (II) hlorid + H 2 O
5. Sa amfoternim oksidima. Konačni efekat: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Konačni efekat: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijum bromid + H 2 O + CO 2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline jednako. Hemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje ovakvih reakcija, međutim, i na ovom nivou se razmatraju specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i nerastvorljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničku kemijsku prirodu, što se objašnjava strukturom kristalne rešetke, kao i međusobnim utjecajem atoma u molekulima. Međutim, ako je bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju za okside, onda je to teže učiniti za kiseline i baze.

Baš kao i kiseline, baze su, prema ED teoriji, tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katjone Me n + i anjone hidroksilnih grupa OH - .

• Rastvorljive ili alkalije (jake baze koje se mijenjaju Formirane od metala grupa I i II. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (tj. elementi samo glavnih podgrupa se uzimaju u obzir);
• Slabo rastvorljiv ili nerastvorljiv (srednje jačine, ne menjati boju indikatora). Primer: magnezijum hidroksid, gvožđe (II), (III) i drugi.
• Molekularne (slabe baze, u vodenom okruženju reverzibilno se disociraju u molekule jona). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvojna svojstva bazične kiseline). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa se izučava u školskom kursu hemije u odeljku „Osnove“. Hemija u razredima 8-9 uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo rastvorljivih jedinjenja.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve alkalije i slabo rastvorljiva jedinjenja nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istovremeno, njihove temperature topljenja su obično niske, a slabo topljivi hidroksidi se raspadaju kada se zagrijavaju. Boja baza je drugačija. Ako su alkalije bijele, onda kristali slabo topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Rastvorljivost većine jedinjenja ove klase može se naći u tabeli koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli i prikazuje njihovu rastvorljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - grimizna, metilnarandžasta - žuta. To se osigurava slobodnim prisustvom hidrokso grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.

Hemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Hemijska svojstva
Alkalije	Slabo rastvorljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s CO (rezultat - sol i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija sa kiselinama (sol i voda): obične reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. Oni stupaju u interakciju sa AO kako bi formirali hidrokso kompleks soli i vode: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, ili Na 2 IV. Oni stupaju u interakciju s amfoternim hidroksidima i formiraju hidroksi kompleksne soli: Isto kao i sa AO, samo bez vode V. Reaguje sa rastvorljivim solima da nastane nerastvorljivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo (III) hlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reaguje sa cinkom i aluminijumom u vodenoj otopini da nastane soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks sa hidroksid ionom 2Rb + 3H 2	I. Kada se zagreju, mogu se razgraditi: nerastvorljivi hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kiselinama (rezultat: sol i voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija s KO: Me +n (OH) n + KO = so + H 2 O	I. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija sa alkalijama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reakcija s jakim hidroksidima: rezultat su soli ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ovo su većina hemijskih svojstava koje pokazuju baze. Hemija baza je prilično jednostavna i prati opšte zakone svih neorganskih jedinjenja.

Klasa neorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na osnovu odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim jedinjenjima koja se u vodenom rastvoru disociraju na metalne katjone Me +n i anjone kiselih ostataka An n-. Ovako možete zamisliti soli. Hemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtačnija.

Štaviše, prema svojoj hemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrže vodikov kation). Primjer: NaHSO 4.
• Basic (sadrži hidrokso grupu). Primjer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi i dr.). Primjer: K 2.

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također ukazuju na kvalitativni i kvantitativni sastav molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva rastvorljivosti, što se može videti u odgovarajućoj tabeli.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda moramo primijetiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Raspon boja je prilično raznolik. Otopine složenih soli u pravilu imaju svijetle, zasićene boje.

Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična hemijska svojstva kao baze, kiseline i soli. Oksidi se, kao što smo već ispitali, po ovom faktoru donekle razlikuju od njih.

Ukupno se mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija sa kiselinama (samo jakim sa stanovišta ED) sa stvaranjem druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije sa rastvorljivim hidroksidima koje proizvode soli i nerastvorljive baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rastvorljiva so + Cu(OH) 2 nerastvorljiva baza

III. Reakcija sa drugom rastvorljivom soli da nastane nerastvorljiva i rastvorljiva so:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji se nalaze u EHRNM lijevo od onog koji formira sol. U ovom slučaju, metal koji reaguje ne bi trebao stupiti u interakciju s vodom u normalnim uvjetima:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, baznih, dvostrukih i kiselih soli same za sebe govore o specifičnosti prikazanih hemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku suštinu svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga daju ideju o nazivu tvari i njenim fizičkim svojstvima. Stoga posebnu pažnju treba posvetiti njihovom pisanju. Općenito nevjerovatna kemijska nauka nudi nam ogroman izbor jedinjenja. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio ogromne raznolikosti.