Soli, njihova svojstva i značenje. Kiselinske soli

Soli su organske i neorganske hemijske supstance složenog sastava. U hemijskoj teoriji ne postoji stroga i konačna definicija soli. Mogu se opisati kao jedinjenja:
- koji se sastoji od anjona i kationa;
— dobiveno kao rezultat interakcije kiselina i baza;
- koji se sastoji od kiselih ostataka i metalnih jona.

Kiseli ostaci mogu biti povezani ne sa atomima metala, već sa ionima amonijuma (NH 4) +, fosfonijumom (PH 4) +, hidronijumom (H 3 O) + i nekim drugim.

Vrste soli

- Kiselina, srednja, bazična. Ako su svi protoni vodika u kiselini zamijenjeni ionima metala, tada se takve soli nazivaju srednje soli, na primjer, NaCl. Ako je vodik samo djelomično zamijenjen, onda su takve soli, na primjer, kisele. KHSO 4 i NaH 2 PO 4. Ako hidroksilne grupe (OH) baze nisu u potpunosti zamijenjene kiselim ostatkom, tada je sol bazna, na primjer. CuCl(OH), Al(OH)SO4.

- Jednostavno, dvostruko, mješovito. Jednostavne soli sastoje se od jednog metalnog i jednog kiselinskog ostatka, na primjer, K 2 SO 4. Dvostruke soli sadrže dva metala, na primjer KAl(SO 4) 2. Mešane soli imaju dva kisela ostatka, npr. AgClBr.

— Organski i neorganski.
— Kompleksne soli sa kompleksnim jonom: K 2 , Cl 2 i druge.
— Kristalni hidrati i kristalni solvati.
— Kristalni hidrati s molekulima kristalizacijske vode. CaSO 4 *2H 2 O.
— Kristalni solvati sa molekulima rastvarača. Na primjer, LiCl u tekućem amonijaku NH 3 daje LiCl*5NH 3 solvat.
— Sadrži kiseonik i bez kiseonika.
— Unutrašnji, inače zvani bipolarni joni.

Svojstva

Većina soli su čvrste tvari visoke točke topljenja i ne provode električnu energiju. Rastvorljivost u vodi je važna karakteristika, reagensi se dijele na vodotopive, slabo topljive i nerastvorljive; Mnoge soli se otapaju u organskim rastvaračima.

Soli reaguju:
- sa aktivnijim metalima;
- sa kiselinama, bazama i drugim solima, ako interakcijom nastaju supstance koje ne učestvuju u daljim reakcijama, na primer, gas, nerastvorljivi talog, voda. Zagrijavanjem se raspadaju i hidroliziraju u vodi.

U prirodi su soli široko rasprostranjene u obliku minerala, salamura i naslaga soli. Takođe se vade iz morske vode i planinskih ruda.

Soli su neophodne ljudskom tijelu. Soli gvožđa su potrebne za nadoknadu hemoglobina, kalcijum - učestvuje u formiranju skeleta, magnezijum - reguliše aktivnost gastrointestinalnog trakta.

Primjena soli

Soli se aktivno koriste u proizvodnji, svakodnevnom životu, poljoprivredi, medicini, prehrambenoj industriji, hemijskoj sintezi i analizi, te u laboratorijskoj praksi. Evo samo nekoliko područja njihove primjene:

— Natrijum, kalijum, kalcijum i amonijum nitrati (saltitra); kalcijum fosfat, Kalijum hlorid je sirovina za proizvodnju đubriva.
— Natrijum hlorid je neophodan za proizvodnju kuhinjske soli, koristi se u hemijskoj industriji za proizvodnju hlora, sode i kaustične sode.
— Natrijum hipohlorit je popularno sredstvo za izbeljivanje i dezinfekciju vode.
— Soli sirćetne kiseline (acetati) koriste se u prehrambenoj industriji kao konzervansi (kalijum i kalcijum acetat); u medicini za proizvodnju lijekova, u kozmetičkoj industriji (natrijum acetat), u mnoge druge svrhe.
— Kalijum-aluminijum i kalijum-hrom alum su traženi u medicini i prehrambenoj industriji; za bojenje tkanina, kože, krzna.
— Mnoge soli se koriste kao fiksativi za određivanje hemijskog sastava supstanci, kvaliteta vode, nivoa kiselosti itd.

Naša prodavnica nudi širok asortiman soli, kako organskih tako i neorganskih.

soli su složene tvari čiji se molekuli sastoje od atoma metala i kiselih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodonik). Na primjer, NaCl je natrijum hlorid, CaSO 4 je kalcijum sulfat, itd.

Praktično sve soli su jonska jedinjenja, Dakle, u solima su joni kiselih ostataka i ioni metala povezani zajedno:

Na + Cl – – natrijum hlorid

Ca 2+ SO 4 2– – kalcijum sulfat itd.

Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za atome vodika kiseline. Dakle, razlikuju se sljedeće vrste soli:

1. Srednje soli– svi atomi vodonika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Kiselinske soli– nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu formirati samo dvo- ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu proizvesti kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvostruke soli– atomi vodonika dvo- ili polibazne kiseline nisu zamijenjeni jednim metalom, već dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune, ili djelomične, supstitucije hidroksilnih grupa baza kiselim ostacima: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl itd.

Prema međunarodnoj nomenklaturi, naziv soli svake kiseline dolazi od latinskog naziva elementa. Na primjer, soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati: CaSO 4 - kalcijum sulfat, Mg SO 4 - magnezijum sulfat, itd.; soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi: NaCl - natrijum hlorid, ZnCI 2 - cink hlorid itd.

U naziv soli dvobaznih kiselina dodaje se čestica “bi” ili “hidro”: Mg(HCl 3) 2 – magnezijum bikarbonat ili bikarbonat.

Pod uslovom da je u trobaznoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks “dihidro”: NaH 2 PO 4 - natrijum dihidrogen fosfat.

Soli su čvrste tvari vrlo različite topljivosti u vodi.

Hemijska svojstva soli

Hemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i anjona koji ih čine.

1. Neki soli se raspadaju kada se zagrijavaju:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Interakcija sa kiselinama sa stvaranjem nove soli i nove kiseline. Da bi se izvela ova reakcija, kiselina mora biti jača od soli na koju djeluje kiselina:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija sa bazama, formirajući novu sol i novu bazu:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. Interakcija jedni s drugima sa stvaranjem novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interakcija sa metalima, koji su u opsegu aktivnosti do metala koji je dio soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o soli?
Da biste dobili pomoć od tutora, registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

web-stranici, prilikom kopiranja materijala u cijelosti ili djelomično, potrebna je poveznica na izvorni izvor.

Sastoje se od anjona (kiselinskog ostatka) i kationa (atoma metala). U većini slučajeva to su kristalne supstance različitih boja i različite rastvorljivosti u vodi. Najjednostavniji predstavnik ove klase jedinjenja je (NaCl).

Soli se dijele na kisele, normalne i bazične.

Normalni (srednji) nastaju u slučajevima kada su svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni atomima metala ili kada su sve hidroksilne grupe baze zamijenjene kiselim ostacima kiselina (na primjer, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). Tokom elektrolitičke disocijacije, razlažu se na pozitivno nabijene metalne anione i negativno nabijene kisele ostatke.

Hemijska svojstva soli ove grupe:

Razlaže se kada je izložen visokim temperaturama;

Podložni su hidrolizi (interakcija sa vodom);

Ulaze u reakcije izmjene s kiselinama, drugim solima i bazama. Vrijedno je zapamtiti neke karakteristike ovih reakcija:

Reakcija sa kiselinom se odvija samo kada je drugačija od one iz koje dolazi so;

Reakcija sa bazom nastaje kada se formira nerastvorljiva supstanca;

Slani rastvor reaguje sa metalom ako je u nizu elektrohemijskog napona levo od metala koji je deo soli;

Jedinjenja soli u otopinama međusobno djeluju ako se formira nerastvorljivi metabolički proizvod;

Redox, koji se može povezati sa svojstvima kationa ili aniona.

Kisele soli se dobijaju u slučajevima kada je samo dio atoma vodika u kiselini zamijenjen atomima metala (na primjer, NaHSO4, CaHPO4). Prilikom elektrolitičke disocijacije formiraju katjone vodika i metala, anjone kiselinskog ostatka, stoga hemijska svojstva soli ove grupe uključuju sljedeće karakteristike i soli i kiselih spojeva:

Podložan termičkoj razgradnji sa stvaranjem srednje soli;

Reaguje sa alkalijom da nastane normalna so.

Bazične soli se dobijaju u slučajevima kada je samo dio hidroksilnih grupa baza zamijenjen kiselim ostacima kiselina (na primjer Cu (OH) ili Cl, Fe (OH) CO3). Takvi spojevi disociraju na metalne katione i hidroksilne i kisele anione. Hemijska svojstva soli ove grupe uključuju karakteristične hemijske karakteristike i soli i baza u isto vrijeme:

Karakterizirana termičkom razgradnjom;

Interakcija sa kiselinom.

Postoji i koncept složenog i

Kompleksni sadrže složeni anion ili kation. Hemijska svojstva soli ove vrste uključuju reakcije uništavanja kompleksa, praćene stvaranjem slabo topljivih spojeva. Osim toga, oni su sposobni razmjenjivati ​​ligande između unutrašnje i vanjske sfere.

Dvostruki imaju dva različita katjona i mogu reagirati s alkalnim otopinama (reakcija redukcije).

Metode za dobijanje soli

Ove supstance se mogu dobiti na sledeće načine:

Interakcija kiselina sa metalima koji su sposobni da istisnu atome vodika;

U reakciji baza i kiselina, kada se hidroksilne grupe baza izmjenjuju sa kiselim ostacima kiselina;

Djelovanje kiselina na amfoterne i soli ili metale;

Djelovanje baza na kisele okside;

Reakcija između kiselih i bazičnih oksida;

Interakcija soli jedna s drugom ili s metalima;

Dobivanje soli iz reakcija metala s nemetalima;

Jedinjenja kiselih soli se dobijaju reakcijom prosječne soli sa kiselinom istog imena;

Osnovne soli se dobijaju reakcijom soli sa malom količinom alkalija.

Dakle, soli se mogu dobiti na mnogo načina, jer nastaju kao rezultat mnogih kemijskih reakcija između različitih neorganskih tvari i spojeva.

1. Soli su elektroliti.

U vodenim otopinama, soli se disociraju na pozitivno nabijene metalne ione (katione) i negativno nabijene ione (anione) kiselih ostataka.

Na primjer, kada se kristali natrijevog klorida otopi u vodi, pozitivno nabijeni natrijevi ioni i negativno nabijeni kloridni ioni, od kojih se formira kristalna rešetka ove tvari, prelaze u otopinu:

NaCl → NaCl − .

Tijekom elektrolitičke disocijacije aluminij sulfata nastaju pozitivno nabijeni ioni aluminija i negativno nabijeni sulfatni ioni:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 − .

2. Soli mogu stupiti u interakciju s metalima.

Tokom reakcije supstitucije koja se odvija u vodenom rastvoru, hemijski aktivniji metal istiskuje manje aktivni.

Na primjer Ako se komad željeza stavi u otopinu bakrenog sulfata, prekriva se crveno-smeđim talogom bakra. Otopina postepeno mijenja boju od plave do blijedozelene kako se formira sol željeza (\(II\)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

Video fragment:

Kada bakar hlorid (\(II\)) reaguje sa aluminijumom, nastaju aluminijum hlorid i bakar:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .

3. Soli mogu stupiti u interakciju sa kiselinama.

Dolazi do reakcije izmjene tijekom koje kemijski aktivnija kiselina zamjenjuje manje aktivnu.

Na primjer, kada otopina barijevog klorida stupi u interakciju sa sumpornom kiselinom, nastaje talog barijum sulfata, a hlorovodonična kiselina ostaje u otopini:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.

Kada kalcijev karbonat reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom, nastaju kalcijum hlorid i ugljična kiselina, koja se odmah razlaže na ugljični dioksid i vodu:

Ca CO 3 2 HCl → CaCl 2 H 2 O CO 2 H 2 CO 3 .

Video fragment:

4. Soli rastvorljive u vodi mogu reagovati sa alkalijama.

Reakcija izmjene je moguća ako je, kao rezultat, barem jedan od proizvoda praktički netopiv (taloži).

Na primjer, kada nikl nitrat (\(II\)) reaguje sa natrijum hidroksidom, nastaje natrijum nitrat i praktično nerastvorljivi nikal hidroksid (\(II\)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.

Video fragment:

Kada natrijum karbonat (soda) reaguje sa kalcijum hidroksidom (gašeno vapno), nastaje natrijum hidroksid i praktično nerastvorljivi kalcijum karbonat:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓ .

5. Soli rastvorljive u vodi mogu stupiti u reakciju razmene sa drugim solima rastvorljivim u vodi ako je rezultat stvaranje najmanje jedne praktično nerastvorljive supstance.

Na primjer, kada natrijum sulfid reaguje sa srebrovim nitratom, nastaje natrijum nitrat i praktično nerastvorljivi srebrni sulfid:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.

Video fragment:

Kada barijum nitrat reaguje sa kalijum sulfatom, nastaje kalijum nitrat i praktično nerastvorljivi barijum sulfat:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .

6. Neke soli se razlažu kada se zagreju.

Štoviše, kemijske reakcije koje se javljaju u ovom slučaju mogu se podijeliti u dvije grupe:

• reakcije tokom kojih elementi ne menjaju svoje oksidaciono stanje,
• redoks reakcije.

A. Reakcije razgradnje soli koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata.

Kao primjere takvih kemijskih reakcija, razmotrite kako dolazi do razlaganja karbonata.

Kada se jako zagrije, kalcijev karbonat (kreda, krečnjak, mramor) se razgrađuje, stvarajući kalcijev oksid (sagorelo vapno) i ugljični dioksid:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .

Video fragment:

Kada se lagano zagrije, natrijum bikarbonat (soda bikarbona) se razlaže na natrijev karbonat (soda), vodu i ugljični dioksid:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2 .

Video fragment:

Kristalni hidrati soli gube vodu kada se zagrijavaju. Na primjer, bakar sulfat pentahidrat (\(II\)) (bakar sulfat), koji postepeno gubi vodu, pretvara se u bezvodni bakar sulfat (\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 5 H 2 O.

U normalnim uslovima, nastali bezvodni bakar sulfat može se pretvoriti u kristalni hidrat:
CuSO 4 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O

Video fragment:

Uništavanje i stvaranje bakrenog sulfata

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 baze. 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 smislu (na osnovu pozicija ED – elektrolitička disocijacija – Svante Arrhenius), kiseline su jedinjenja koja se u vodenoj sredini disociraju na katione H+ i anjone kiselinskih ostataka An-. Međutim, danas su kiseline također opširno proučavane u bezvodnim uvjetima, tako da postoji 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.

Osobine 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 takođe 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 teoriji ED, tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katjone Me n + i anjone hidroksilnih grupa OH - .

• Rastvorljive ili alkalije (jake baze koje mijenjaju boju indikatora). Nastaje od metala I i II grupe. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (odnosno, uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podgrupa);
• 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 spojeva ove klase može se naći u tabeli koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli i prikazuje njihovu topljivost.

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 s 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 vodonik 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 trebalo da stupi u interakciju sa vodom u normalnim uslovima:

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.