Właściwości chemiczne soli. Sole kwasowe

Właściwości chemiczne soli

Sole należy uważać za produkt reakcji kwasu i zasady. W rezultacie mogą powstać:

1. normalny (średni) - powstają, gdy ilość kwasu i zasady jest wystarczająca do pełnego oddziaływania. Nazwy soli normalnych Składają się z dwóch części. Najpierw nazywa się anion (resztę kwasową), a następnie kation.
2. kwaśny - powstają, gdy występuje nadmiar kwasu i niedostateczna ilość zasad, gdyż w tym przypadku nie ma wystarczającej ilości kationów metali, aby zastąpić wszystkie kationy wodoru obecne w cząsteczce kwasu. W kwaśnych pozostałościach tego typu soli zawsze zobaczysz wodór. Sole kwasowe powstają wyłącznie z kwasów wielozasadowych i wykazują właściwości zarówno soli, jak i kwasów. W nazwach soli kwasowych umieszczony jest przedrostek hydro- do anionu.
3. sole zasadowe - powstają, gdy występuje nadmiar zasady i niewystarczająca ilość kwasu, gdyż w tym przypadku aniony reszt kwasowych nie wystarczą do całkowitego zastąpienia grup hydroksylowych obecnych w zasadzie. główne sole kationów zawierają grupy hydroksylowe. Sole zasadowe są możliwe w przypadku zasad polikwasowych, ale nie w przypadku zasad jednokwasowych. Niektóre sole zasadowe są zdolne do niezależnego rozkładu, uwalniając przy tym wodę, tworząc sole okso, które mają właściwości soli zasadowych. Nazwa głównych soli jest skonstruowany w następujący sposób: do anionu dodaje się przedrostek hydroksy-.

Typowe reakcje soli normalnych

• Dobrze reagują z metalami. Jednocześnie metale bardziej aktywne wypierają metale mniej aktywne z roztworów ich soli.
• W przypadku kwasów, zasad i innych soli reakcje przebiegają do końca, pod warunkiem, że wytrąci się osad, gaz lub związki słabo dysocjujące.
• W reakcjach soli z zasadami powstają substancje takie jak wodorotlenek niklu (II) Ni(OH) 2 - osad; amoniak NH 3 – gaz; woda H 2 O jest słabym elektrolitem, słabo zdysocjowanym związkiem:
• Sole reagują ze sobą, jeśli wytrąci się osad lub powstanie bardziej stabilny związek.
• Wiele normalnych soli rozkłada się po podgrzaniu, tworząc dwa tlenki - kwasowy i zasadowy.
• Azotany rozkładają się w inny sposób niż inne normalne sole. Po podgrzaniu azotany metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych uwalniają tlen i zamieniają się w azotyny:
• Azotany prawie wszystkich innych metali rozkładają się na tlenki:
• Azotany niektórych metali ciężkich (srebra, rtęci itp.) rozkładają się po podgrzaniu do metali:

Typowe reakcje soli kwasowych

• Biorą udział we wszystkich reakcjach, w których biorą udział kwasy. Reagują z zasadami; jeśli sól kwasu i zasada zawierają ten sam metal, wówczas powstaje normalna sól.
• Jeśli zasada zawiera inny metal, powstają sole podwójne.

Typowe reakcje soli zasadowych

• Sole te podlegają takim samym reakcjom jak zasady. Reagują z kwasami; jeśli sól zasadowa i kwas zawierają tę samą resztę kwasową, wówczas powstaje zwykła sól.
• Jeśli kwas zawiera inną resztę kwasową, powstają sole podwójne.

Sole złożone- związek, którego miejsca sieci krystalicznej zawierają jony złożone.

Sole powstają w wyniku zastąpienia atomów wodoru w kwasie metalem. Rozpuszczalne sole w sodzie dysocjują na kation metalu i anion reszty kwasowej. Sole dzielą się na:

· Przeciętny

· Podstawowy

· Złożony

· Podwójne

· Mieszane

Sole średnie. Są to produkty całkowitego zastąpienia atomów wodoru w kwasie atomami metalu lub grupą atomów (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Nazwy soli średnich pochodzą od nazw metali i kwasów: CuSO 4 - siarczan miedzi, Na 3 PO 4 - fosforan sodu, NaNO 2 - azotyn sodu, NaClO - podchloryn sodu, NaClO 2 - chloryn sodu, NaClO 3 - chloran sodu , NaClO 4 – nadchloran sodu, CuI – jodek miedzi(I), CaF 2 – fluorek wapnia. Trzeba też pamiętać o kilku banalnych nazwach: NaCl – sól kuchenna, KNO3 – azotan potasu, K2CO3 – potaż, Na2CO3 – soda kalcynowana, Na2CO3∙10H2O – soda krystaliczna, CuSO4 – siarczan miedzi, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O - boraks, Na 2 SO 4 . Sól 10H2O-glaubera. Podwójne sole. Ten sól , zawierający dwa rodzaje kationów (atomy wodoru wielozasadowy kwasy są zastępowane przez dwa różne kationy): MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 .Sole podwójne jako pojedyncze związki występują tylko w postaci krystalicznej. Po rozpuszczeniu w wodzie są całkowiciedysocjują na jony metali i reszty kwasowe (jeśli sole są rozpuszczalne), na przykład:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Warto zauważyć, że dysocjacja soli podwójnych w roztworach wodnych zachodzi w 1 etapie. Aby nazwać sole tego typu, trzeba znać nazwy anionu i dwóch kationów: MgNH4PO4 - fosforan amonowo-magnezowy.

Sole złożone.Są to cząstki (cząsteczki neutralne lubjony ), które powstają w wyniku przyłączenia się do danego jon (lub atom ), zwany środek kompleksujący, cząsteczki obojętne lub inne jony tzw ligandy. Sole złożone dzielą się na:

1) Kompleksy kationowe

Cl 2 - dichlorek tetraaminy cynku(II).
Cl2- di chlorek heksaaminy i kobaltu(II).

2) Kompleksy anionowe

K2 - tetrafluoroberylan potasu (II)
Li-tetrahydroglinian litu (III)
K 3 -heksacyjanożelazian(III) potasu

Teorię struktury związków złożonych opracował szwajcarski chemik A. Werner.

Sole kwasowe– produkty niepełnego zastąpienia atomów wodoru w kwasach wielozasadowych kationami metali.

Na przykład: NaHCO3

Właściwości chemiczne:
Reaguj z metalami znajdującymi się w szeregu napięcia na lewo od wodoru.
2KHSO 4 +Mg → H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Należy pamiętać, że w przypadku takich reakcji przyjmowanie metali alkalicznych jest niebezpieczne, ponieważ najpierw zareagują one z wodą z dużym uwolnieniem energii i nastąpi eksplozja, ponieważ wszystkie reakcje zachodzą w roztworach.

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

Sole kwasowe reagują z roztworami alkalicznymi i tworzą średnie sole i wodę:

NaHCO 3 +NaOH → Na 2 CO 3 +H 2 O

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

Sole kwaśne reagują z roztworami soli średnich w przypadku uwolnienia gazu, wytrącenia się osadu lub uwolnienia wody:

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

Sole kwasowe reagują z kwasami, jeśli kwaśny produkt reakcji jest słabszy lub bardziej lotny niż dodany.

NaHCO3 +HCl →NaCl+CO2 +H2O

Sole kwasowe reagują z zasadowymi tlenkami, uwalniając wodę i średnie sole:

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

2KHSO 4 +BeO → BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Sole kwasów (w szczególności wodorowęglany) rozkładają się pod wpływem temperatury:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Paragon:

Sole kwasowe powstają, gdy zasada zostanie wystawiona na działanie nadmiaru roztworu kwasu wielozasadowego (reakcja neutralizacji):

NaOH+H 2 SO 4 →NaHSO 4 +H 2 O

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

Sole kwasowe powstają w wyniku rozpuszczenia zasadowych tlenków w kwasach wielozasadowych:
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Sole kwasowe powstają, gdy metale rozpuszcza się w nadmiarowym roztworze kwasu wielozasadowego:
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Sole kwasowe powstają w wyniku oddziaływania soli przeciętnej i kwasu tworzącego anion soli przeciętnej:
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Podstawowe sole:

Sole zasadowe powstają w wyniku niepełnego zastąpienia grupy hydroksylowej w cząsteczkach zasad polikwasowych resztami kwasowymi.

Przykład: MgOHNO 3,FeOHCl.

Właściwości chemiczne:
Sole zasadowe reagują z nadmiarem kwasu, tworząc średnią sól i wodę.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Sole zasadowe rozkładają się pod wpływem temperatury:

2CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

Przygotowanie soli zasadowych:
Oddziaływanie soli słabych kwasów z solami średnimi:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O → 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Hydroliza soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas:

ZnCl 2 + H 2 O → Cl + HCl

Większość zasadowych soli jest słabo rozpuszczalna. Wiele z nich to minerały, m.in. malachit Cu 2 CO 3 (OH) 2 i hydroksyapatyt Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Właściwości soli mieszanych nie są omawiane na szkolnym kursie chemii, ale warto znać definicję.
Sole mieszane to sole, w których reszty kwasowe dwóch różnych kwasów są przyłączone do jednego kationu metalu.

Dobrym przykładem jest wapno wybielające Ca(OCl)Cl (wybielacz).

Nomenklatura:

1. Sól zawiera złożony kation

Najpierw nazywa się kation, następnie ligandami zawartymi w sferze wewnętrznej są aniony, kończące się na „o” ( Cl - - chloro, OH - -hydroksy), następnie ligandy, które są cząsteczkami obojętnymi ( NH3-amina, H2O -aquo). Jeżeli istnieje więcej niż 1 identycznych ligandów, ich liczba jest oznaczona cyframi greckimi: 1 - mono, 2 - di, 3 - trzy, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deka. Ten ostatni nazywany jest jonem kompleksującym i w nawiasach podaje się jego wartościowość, jeżeli jest zmienna.

[Ag (NH3)2](OH )-wodorotlenek srebra diaminy ( I)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -chlorek dichloro o tetraamina kobaltu ( II)

2. Sól zawiera złożony anion.

W pierwszej kolejności nadawane są nazwy ligandom – anionyom, następnie nadawane są nazwy neutralnym cząsteczkom wchodzącym do wewnętrznej sfery kończącym się na literę „o”, wskazując ich liczbę cyframi greckimi. Ten ostatni nazywany jest po łacinie jonem kompleksującym, z przyrostkiem „at” wskazującym wartościowość w nawiasach. Następnie wpisuje się nazwę kationu znajdującego się w sferze zewnętrznej, nie podaje się liczby kationów.

Potas K 4 -heksacyjanożelazian (II) (odczynnik dla jonów Fe 3+)

K 3 - heksacyjanożelazian (III) potasu (odczynnik dla jonów Fe 2+)

Na 2 -tetrahydroksozinian sodu

Większość jonów kompleksujących to metale. Największą skłonność do tworzenia kompleksów wykazują pierwiastki d. Wokół centralnego jonu tworzącego kompleks znajdują się przeciwnie naładowane jony lub cząsteczki obojętne - ligandy lub addycje.

Jon kompleksujący i ligandy tworzą wewnętrzną sferę kompleksu (w nawiasach kwadratowych); liczba ligandów skoordynowanych wokół jonu centralnego nazywana jest liczbą koordynacyjną.

Jony, które nie dostają się do sfery wewnętrznej, tworzą kulę zewnętrzną. Jeśli jon kompleksowy jest kationem, to w sferze zewnętrznej znajdują się aniony i odwrotnie, jeśli jonem kompleksowym jest anion, to w sferze zewnętrznej znajdują się kationy. Kationami są zazwyczaj jony metali alkalicznych i ziem alkalicznych, kation amonowy. Po zdysocjowaniu złożone związki dają złożone jony złożone, które są dość stabilne w roztworach:

K 3 ↔3K + + 3-

Jeśli mówimy o solach kwasowych, to podczas czytania wzoru wymawia się przedrostek hydro-, na przykład:
Wodorosiarczek sodu NaHS

Wodorowęglan sodu NaHCO3

W przypadku soli zasadowych używany jest przedrostek hydroksy- Lub dihydrokso-

(zależy od stopnia utlenienia metalu w soli), na przykład:
hydroksychlorek magnezuMg(OH)Cl, dihydroksychlorek glinu Al(OH) 2 Cl

Metody otrzymywania soli:

1. Bezpośrednie oddziaływanie metalu z niemetalem . Metodą tą można otrzymać sole kwasów beztlenowych.

Zn+Cl 2 →ZnCl 2

2. Reakcja pomiędzy kwasem i zasadą (Reakcja neutralizacji). Reakcje tego typu mają ogromne znaczenie praktyczne (reakcje jakościowe na większość kationów), zawsze towarzyszy im wydzielanie się wody:

NaOH+HCl → NaCl+H2O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Oddziaływanie tlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym :

SO 3 +BaO →BaSO 4 ↓

4. Reakcja pomiędzy tlenkiem kwasowym i zasadą :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Reakcja pomiędzy zasadowym tlenkiem i kwasem :

Na2O+2HCl → 2NaCl+H2O

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

6. Bezpośrednie oddziaływanie metalu z kwasem. Reakcji tej może towarzyszyć wydzielanie wodoru. To, czy wodór się uwolni, zależy od aktywności metalu, właściwości chemicznych kwasu i jego stężenia (patrz Właściwości stężonych kwasów siarkowego i azotowego).

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

H2SO4 +Zn=ZnSO4 +H2

7. Oddziaływanie soli z kwasem . Reakcja ta zajdzie pod warunkiem, że kwas tworzący sól będzie słabszy lub bardziej lotny niż kwas, który zareagował:

Na2CO3+2HNO3 =2NaNO3+CO2+H2O

8. Oddziaływanie soli z tlenkiem kwasowym. Reakcje zachodzą dopiero po podgrzaniu, dlatego reagujący tlenek musi być mniej lotny niż ten powstały po reakcji:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

9. Oddziaływanie niemetalu z alkaliami . Halogeny, siarka i niektóre inne pierwiastki, oddziałując z zasadami, dają sole beztlenowe i zawierające tlen:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (reakcja zachodzi bez ogrzewania)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (reakcja zachodzi podczas ogrzewania)

3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O

10. Oddziaływanie dwóch soli. Jest to najczęstsza metoda otrzymywania soli. Aby to zrobić, obie sole, które weszły w reakcję, muszą być dobrze rozpuszczalne, a ponieważ jest to reakcja wymiany jonowej, aby mogła ona przejść do końca, jeden z produktów reakcji musi być nierozpuszczalny:

Na2CO3 +CaCl2 =2NaCl+CaCO3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2 NaCl + BaSO 4 ↓

11. Oddziaływanie soli i metalu . Reakcja zachodzi, jeśli metal znajduje się w szeregu napięcia metalu na lewo od tego zawartego w soli:

Zn+CuSO4 =ZnSO4 +Cu↓

12. Rozkład termiczny soli . Kiedy niektóre sole zawierające tlen są podgrzewane, powstają nowe, z mniejszą zawartością tlenu lub w ogóle nie zawierające tlenu:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO3 → 3O2 +2KCl

13. Oddziaływanie niemetalu z solą. Niektóre niemetale mogą łączyć się z solami, tworząc nowe sole:

Cl2+2KI=2KCl+I2 ↓

14. Reakcja zasady z solą . Ponieważ jest to reakcja wymiany jonowej, aby mogła przebiegać do końca, konieczne jest, aby 1 z produktów reakcji był nierozpuszczalny (ta reakcja służy również do przekształcenia soli kwasowych w związki pośrednie):

FeCl3 +3NaOH=Fe(OH)3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO4 +KOH=K2SO4+H2O

Sole podwójne można również otrzymać w ten sposób:

NaOH+ KHSO4 =KNaSO4 +H2O

15. Oddziaływanie metalu z alkaliami. Metale amfoteryczne reagują z zasadami, tworząc kompleksy:

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

16. Interakcja sole (tlenki, wodorotlenki, metale) z ligandami:

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

AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O

3K4+4FeCl3 =Fe33+12KCl

AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O

Redaktor: Galina Nikołajewna Kharlamova

Sole to związki chemiczne, w których atom metalu jest związany z resztą kwasową. Różnica między solami a innymi związkami polega na tym, że mają one wyraźnie wyrażone wiązanie jonowe. Dlatego wiązanie nazywa się jonowym. Wiązanie jonowe charakteryzuje się nienasyceniem i bezkierunkowością. Przykładowe sole: chlorek sodu lub sól kuchenna – NaCl, siarczan wapnia lub gips – CaSO4. W zależności od tego, jak całkowicie zastąpione są atomy wodoru w kwasie lub grupy hydroksylowe w wodorotlenku, rozróżnia się sole średnie, kwasowe i zasadowe. Sól może zawierać kilka kationów metali – są to sole podwójne.

Sole średnie

Sole średnie to sole, w których atomy wodoru są całkowicie zastąpione jonami metali. Takimi solami są sól kuchenna i gips. Sole średnie obejmują dużą liczbę związków często występujących w przyrodzie, na przykład blendę – ZnS, piryt – FeS2 itp. Ten rodzaj soli jest najpowszechniejszy.

Sole średnie otrzymuje się w reakcji zobojętniania, gdy zasadę przyjmuje się w stosunkach równomolowych, na przykład:
H2SO3 + 2 NaOH = Na2SO3 + 2 H2O
Rezultatem jest średnia sól. Jeśli weźmiesz 1 mol wodorotlenku sodu, reakcja będzie przebiegać w następujący sposób:
H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O
Rezultatem jest kwaśna sól wodorosiarczynu sodu.

Sole kwasowe

Sole kwasowe to sole, w których nie wszystkie atomy wodoru są zastąpione metalem. Takie sole są zdolne do tworzenia tylko kwasów wielozasadowych - siarkowego, fosforowego, siarkowego i innych. Kwasy jednozasadowe, takie jak solny, azotowy i inne, nie dają.
Przykładowe sole: wodorowęglan sodu lub soda oczyszczona – NaHCO3, diwodorofosforan sodu – NaH2PO4.

Sole kwasowe można również otrzymać z soli średnich z kwasem:
Na2SO3+ H2SO3 = 2NaHSO3

Podstawowe sole

Sole zasadowe to sole, w których nie wszystkie grupy hydroksylowe są zastąpione resztami kwasowymi. Np. – Al(OH)SO4, wodorochlorek – Zn(OH)Cl, dihydroksowęglan miedzi czy malachit – Cu2(CO3)(OH)2.

Podwójne sole

Sole podwójne to sole, w których dwa metale zastępują atomy wodoru w grupie kwasowej. Takie sole są możliwe w przypadku kwasów wielozasadowych. Przykładowe sole: węglan potasowo-sodowy – NaKCO3, siarczan potasu – KAl(SO4)2.. Najczęściej spotykanymi solami podwójnymi w życiu codziennym są ałun, np. ałun potasowy – KAl(SO4)2 · 12H2O. Służą do oczyszczania wody, garbowania skór i spulchniania ciasta.

Sole mieszane

Sole mieszane to sole, w których atom metalu jest związany z dwiema różnymi resztami kwasowymi, na przykład wybielacz - Ca(OCl)Cl.

Codziennie spotykamy się z solami i nawet nie zastanawiamy się nad rolą, jaką odgrywają w naszym życiu. Ale bez nich woda nie byłaby tak smaczna, jedzenie nie sprawiałoby przyjemności, rośliny nie rosły, a życie na ziemi nie mogłoby istnieć, gdyby w naszym świecie nie było soli. Czym zatem są te substancje i jakie właściwości soli sprawiają, że są niezastąpione?

Co to są sole

Pod względem składu jest to klasa najliczniejsza, charakteryzująca się różnorodnością. Już w XIX wieku chemik J. Werzelius zdefiniował sól jako produkt reakcji kwasu z zasadą, w której atom wodoru zastępuje się atomem metalu. W wodzie sole zwykle dysocjują na metal lub amon (kation) i resztę kwasową (anion).

Sole możesz zdobyć w następujący sposób:

• poprzez oddziaływanie metalu i niemetalu, w tym przypadku będzie on beztlenowy;
• gdy metal reaguje z kwasem, powstaje sól i wydziela się wodór;
• metal może wyprzeć inny metal z roztworu;
• gdy oddziałują dwa tlenki - kwasowy i zasadowy (nazywane są również odpowiednio tlenkiem niemetalu i tlenkiem metalu);
• w wyniku reakcji tlenku metalu i kwasu powstaje sól i woda;
• reakcja między zasadą i tlenkiem niemetalu wytwarza również sól i wodę;
• stosując reakcję wymiany jonowej, w tym przypadku różne substancje rozpuszczalne w wodzie (zasady, kwasy, sole) mogą reagować, ale reakcja będzie przebiegać, jeśli w wodzie utworzą się gaz, woda lub słabo rozpuszczalne (nierozpuszczalne) sole.

Właściwości soli zależą wyłącznie od składu chemicznego. Ale najpierw przyjrzyjmy się ich klasom.

Klasyfikacja

W zależności od składu wyróżnia się następujące klasy soli:

• według zawartości tlenu (zawierającego i beztlenowego);
• poprzez interakcję z wodą (rozpuszczalny, słabo rozpuszczalny i nierozpuszczalny).

Klasyfikacja ta nie odzwierciedla w pełni różnorodności substancji. Nowoczesną i najpełniejszą klasyfikację, odzwierciedlającą nie tylko skład, ale także właściwości soli, przedstawiono w poniższej tabeli.

Sole
Normalna	Kwaśny	Podstawowy	Podwójnie	Mieszany	Złożony
Wodór jest całkowicie zastąpiony	Atomy wodoru nie są całkowicie zastępowane metalem	Grupy zasadowe nie są całkowicie zastąpione resztą kwasową	Zawiera dwa metale i jedną resztę kwasową	Zawiera jeden metal i dwie reszty kwasowe	Substancje złożone składające się ze złożonego kationu i anionu lub kationu i złożonego anionu
NaCl	KHSO 4	FeOHSO3	KNaSO4	CaClBr	TAK 4

Właściwości fizyczne

Bez względu na to, jak szeroka jest klasa tych substancji, możliwe jest określenie ogólnych właściwości fizycznych soli. Są to substancje o budowie niemolekularnej, posiadające jonową sieć krystaliczną.

Bardzo wysokie temperatury topnienia i wrzenia. W normalnych warunkach wszystkie sole nie przewodzą prądu, ale w roztworze większość z nich doskonale przewodzi prąd.

Kolor może być bardzo różny, zależy to od jonu metalu zawartego w jego składzie. Siarczan żelazawy (FeSO 4) jest zielony, chlorek żelazawy (FeCl 3) jest ciemnoczerwony, a chromian potasu (K 2 CrO 4) ma piękny jasnożółty kolor. Ale większość soli jest nadal bezbarwna lub biała.

Rozpuszczalność w wodzie również jest zmienna i zależy od składu jonów. Zasadniczo wszystkie właściwości fizyczne soli mają swoją osobliwość. Zależą one od tego, który jon metalu i jaka reszta kwasowa są zawarte w kompozycji. Kontynuujmy badanie soli.

Właściwości chemiczne soli

Jest tu także ważna cecha. Podobnie jak właściwości fizyczne, właściwości chemiczne soli zależą od ich składu. A także od tego, do jakiej klasy należą.

Ale nadal można podkreślić ogólne właściwości soli:

• wiele z nich pod wpływem ogrzewania rozkłada się, tworząc dwa tlenki: kwasowy i zasadowy oraz beztlenowe - metaliczny i niemetalowy;
• sole oddziałują również z innymi kwasami, ale reakcja zachodzi tylko wtedy, gdy sól zawiera kwasową resztę słabego lub lotnego kwasu lub powstaje nierozpuszczalna sól;
• interakcja z alkaliami jest możliwa, jeśli kation tworzy nierozpuszczalną zasadę;
• możliwa jest również reakcja pomiędzy dwiema różnymi solami, ale tylko wtedy, gdy jedna z nowo powstałych soli nie rozpuszcza się w wodzie;
• Może również nastąpić reakcja z metalem, ale jest to możliwe tylko wtedy, gdy metal znajdujący się po prawej stronie szeregu napięciowego weźmiemy z metalu zawartego w soli.

Właściwości chemiczne soli sklasyfikowanych jako normalne omówiono powyżej, ale inne klasy reagują z substancjami nieco inaczej. Ale różnica dotyczy tylko produktów wyjściowych. Zasadniczo zachowane są wszystkie właściwości chemiczne soli, podobnie jak wymagania dotyczące reakcji.

Współczesna nauka chemiczna reprezentuje wiele różnych dziedzin, a każda z nich, oprócz podstaw teoretycznych, ma ogromne znaczenie aplikacyjne i praktyczne. Czegokolwiek dotkniesz, wszystko wokół ciebie jest produktem chemicznym. Główne sekcje to chemia nieorganiczna i organiczna. Zastanówmy się, jakie główne klasy substancji są klasyfikowane jako nieorganiczne i jakie mają właściwości.

Główne kategorie związków nieorganicznych

Należą do nich:

1. Tlenki.
2. Sól.
3. Fusy.
4. Kwasy.

Każda z klas jest reprezentowana przez szeroką gamę związków o charakterze nieorganicznym i jest ważna w niemal każdej strukturze ludzkiej działalności gospodarczej i przemysłowej. Wszystkie główne właściwości charakterystyczne tych związków, ich występowanie w przyrodzie i ich wytwarzanie są bez przerwy badane na szkolnym kursie chemii, w klasach 8-11.

Istnieje ogólna tabela tlenków, soli, zasad, kwasów, która przedstawia przykłady każdej substancji oraz ich stan skupienia i występowanie w przyrodzie. Pokazano także interakcje opisujące właściwości chemiczne. Każdej z klas przyjrzymy się jednak osobno i bardziej szczegółowo.

Grupa związków - tlenki

4. Reakcje, w wyniku których pierwiastki zmieniają CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Woda odczynnikowa: powstawanie kwasów (wyjątek SiO 2)

CO + woda = kwas

2. Reakcje z zasadami:

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

3. Reakcje z tlenkami zasadowymi: tworzenie soli

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

4. Reakcje OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Wykazują podwójne właściwości i oddziałują na zasadzie metody kwasowo-zasadowej (z kwasami, zasadami, tlenkami zasadowymi, tlenkami kwasowymi). Nie wchodzą w interakcje z wodą.

1. Z kwasami: powstawanie soli i wody

AO + kwas = sól + H 2 O

2. Z zasadami (zasadami): tworzenie kompleksów hydroksylowych

Al 2 O 3 + LiOH + woda = Li

3. Reakcje z tlenkami kwasowymi: otrzymywanie soli

FeO + SO2 = FeSO3

4. Reakcje z OO: tworzenie soli, topienie

MnO + Rb 2 O = sól podwójna Rb 2 MnO 2

5. Reakcje topnienia z alkaliami i węglanami metali alkalicznych: tworzenie soli

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

Nie tworzą kwasów ani zasad. Wykazują bardzo specyficzne właściwości.

Każdy wyższy tlenek, utworzony przez metal lub niemetal, po rozpuszczeniu w wodzie daje mocny kwas lub zasadę.

Kwasy organiczne i nieorganiczne

W klasycznym brzmieniu (w oparciu o pozycje ED - dysocjacja elektrolityczna - kwasy to związki, które w środowisku wodnym dysocjują na kationy H + i aniony reszt kwasowych An -. Jednak obecnie kwasy zostały dokładnie zbadane w warunkach bezwodnych, więc istnieją wiele różnych teorii dotyczących wodorotlenków.

Wzory empiryczne tlenków, zasad, kwasów, soli składają się wyłącznie z symboli, pierwiastków i wskaźników wskazujących ich ilość w substancji. Na przykład kwasy nieorganiczne wyraża się wzorem H + reszta kwasowa n-. Substancje organiczne mają inną reprezentację teoretyczną. Oprócz empirycznego można zapisać dla nich pełny i skrócony wzór strukturalny, który będzie odzwierciedlał nie tylko skład i ilość cząsteczki, ale także kolejność atomów, ich wzajemne połączenie i główną funkcję grupa kwasów karboksylowych -COOH.

W substancjach nieorganicznych wszystkie kwasy dzielą się na dwie grupy:

• beztlenowy – HBr, HCN, HCL i inne;
• zawierające tlen (oksokwasy) - HClO 3 i wszystko, gdzie jest tlen.

Kwasy nieorganiczne są również klasyfikowane według stabilności (stabilne lub stabilne - wszystkie z wyjątkiem węglowych i siarkowych, niestabilne lub niestabilne - węglowe i siarkowe). Pod względem mocy kwasy mogą być mocne: siarkowy, solny, azotowy, nadchlorowy i inne, a także słabe: siarkowodór, podchlorawy i inne.

Chemia organiczna nie oferuje tej samej różnorodności. Kwasy o charakterze organicznym zalicza się do kwasów karboksylowych. Ich wspólną cechą jest obecność grupy funkcyjnej -COOH. Na przykład HCOOH (mrówkowy), CH 3 COOH (octowy), C 17 H 35 COOH (stearynowy) i inne.

Istnieje wiele kwasów, które są szczególnie starannie podkreślane podczas rozważania tego tematu na szkolnym kursie chemii.

1. Solanaja.
2. Azot.
3. Ortofosforowy.
4. Bromowodorowy.
5. Węgiel.
6. Jodowodór.
7. Siarkowy.
8. Octowy lub etan.
9. Butan lub olej.
10. Benzoes.

Te 10 kwasów w chemii to podstawowe substancje odpowiedniej klasy zarówno w szkole, jak i ogólnie w przemyśle i syntezach.

Właściwości kwasów nieorganicznych

Do głównych właściwości fizycznych zalicza się przede wszystkim odmienny stan skupienia. Przecież istnieje wiele kwasów, które w normalnych warunkach mają postać kryształów lub proszków (borowy, ortofosforowy). Zdecydowana większość znanych kwasów nieorganicznych to różne ciecze. Temperatury wrzenia i topnienia również się różnią.

Kwasy mogą powodować poważne oparzenia, ponieważ mają zdolność niszczenia tkanki organicznej i skóry. Wskaźniki służą do wykrywania kwasów:

• oranż metylowy (w normalnym środowisku - pomarańczowy, w kwasach - czerwony),
• lakmus (w neutralnym - fioletowy, w kwasach - czerwony) lub inne.

Do najważniejszych właściwości chemicznych należy zdolność do interakcji zarówno z substancjami prostymi, jak i złożonymi.

Właściwości chemiczne kwasów nieorganicznych

Z czym wchodzą w interakcję?	Przykładowa reakcja
1. Z prostymi substancjami - metalami. Warunek obowiązkowy: metal musi znajdować się w EHRNM przed wodorem, ponieważ metale stojące po wodorze nie są w stanie wyprzeć go ze składu kwasów. W wyniku reakcji zawsze powstaje gazowy wodór i sól.
2. Z powodów. Wynikiem reakcji jest sól i woda. Takie reakcje mocnych kwasów z zasadami nazywane są reakcjami zobojętniania.	Dowolny kwas (mocny) + rozpuszczalna zasada = sól i woda
3. Z wodorotlenkami amfoterycznymi. Konkluzja: sól i woda.	2HNO 2 + wodorotlenek berylu = Be(NO 2) 2 (średnia sól) + 2H 2 O
4. Z tlenkami zasadowymi. Wynik: woda, sól.	2HCL + FeO = chlorek żelaza (II) + H 2 O
5. Z tlenkami amfoterycznymi. Efekt końcowy: sól i woda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Z solami utworzonymi przez słabsze kwasy. Efekt końcowy: sól i słaby kwas.	2HBr + MgCO3 = bromek magnezu + H2O + CO2

Podczas interakcji z metalami nie wszystkie kwasy reagują jednakowo. Chemia (klasa 9) w szkole wiąże się z bardzo płytkim badaniem takich reakcji, jednak już na tym poziomie uwzględniane są specyficzne właściwości stężonego kwasu azotowego i siarkowego podczas interakcji z metalami.

Wodorotlenki: zasady, zasady amfoteryczne i nierozpuszczalne

Tlenki, sole, zasady, kwasy - wszystkie te klasy substancji mają wspólną naturę chemiczną, którą tłumaczy się budową sieci krystalicznej, a także wzajemnym wpływem atomów w cząsteczkach. Jeśli jednak możliwe było podanie bardzo szczegółowej definicji tlenków, trudniej jest to zrobić w przypadku kwasów i zasad.

Zasady, podobnie jak kwasy, zgodnie z teorią ED, to substancje, które w roztworze wodnym mogą rozkładać się na kationy metali Men + i aniony grup hydroksylowych OH - .

• Rozpuszczalne lub zasady (silne zasady, które się zmieniają. Tworzą metale z grup I i ​​II. Przykład: KOH, NaOH, LiOH (to znaczy brane są pod uwagę pierwiastki tylko z głównych podgrup);
• Słabo rozpuszczalny lub nierozpuszczalny (średnia moc, nie zmienia koloru wskaźników). Przykład: wodorotlenek magnezu, żelazo (II), (III) i inne.
• Molekularne (słabe zasady, w środowisku wodnym odwracalnie dysocjują na cząsteczki jonów). Przykład: N 2 H 4, aminy, amoniak.
• Wodorotlenki amfoteryczne (wykazują podwójne właściwości zasadowo-kwasowe). Przykład: beryl, cynk i tak dalej.

Każda zaprezentowana grupa jest realizowana w ramach szkolnego kursu chemii w dziale „Podstawy”. Chemia w klasach 8-9 obejmuje szczegółowe badanie zasad i słabo rozpuszczalnych związków.

Główne charakterystyczne właściwości zasad

Wszystkie zasady i słabo rozpuszczalne związki występują w naturze w stałym stanie krystalicznym. Jednocześnie ich temperatury topnienia są zwykle niskie, a słabo rozpuszczalne wodorotlenki rozkładają się po podgrzaniu. Kolor podstaw jest inny. Jeśli zasady są białe, wówczas kryształy słabo rozpuszczalnych i molekularnych zasad mogą mieć bardzo różne kolory. Rozpuszczalność większości związków tej klasy można znaleźć w tabeli, która przedstawia wzory tlenków, zasad, kwasów, soli i pokazuje ich rozpuszczalność.

Alkalia mogą zmieniać kolor wskaźników w następujący sposób: fenoloftaleina - szkarłat, oranż metylowy - żółty. Zapewnia to swobodna obecność grup hydroksylowych w roztworze. Dlatego słabo rozpuszczalne zasady nie dają takiej reakcji.

Właściwości chemiczne każdej grupy zasad są różne.

Właściwości chemiczne
Alkalia	Słabo rozpuszczalne zasady	Wodorotlenki amfoteryczne
I. Interakcja z CO (wynik - sól i woda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + woda II. Interakcja z kwasami (sól i woda): zwykłe reakcje neutralizacji (patrz kwasy) III. Oddziałują z AO, tworząc hydroksykompleks soli i wody: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O lub Na 2 IV. Oddziałują z wodorotlenkami amfoterycznymi, tworząc sole hydroksykompleksowe: To samo co z AO, tylko bez wody V. Reaguj z rozpuszczalnymi solami, tworząc nierozpuszczalne wodorotlenki i sole: 3CsOH + chlorek żelaza (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reaguje z cynkiem i aluminium w roztworze wodnym, tworząc sole i wodór: 2RbOH + 2Al + woda = kompleks z jonem wodorotlenkowym 2Rb + 3H 2	I. Po podgrzaniu mogą się rozkładać: nierozpuszczalny wodorotlenek = tlenek + woda II. Reakcje z kwasami (wynik: sól i woda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + woda III. Wejdź w interakcję z KO: Me +n (OH) n + KO = sól + H 2 O	I. Reaguje z kwasami tworząc sól i wodę: (II) + 2HBr = CuBr2 + woda II. Reaguje z zasadami: wynik - sól i woda (stan: stopienie) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sól + 2H 2 O III. Reaguj z mocnymi wodorotlenkami: jeśli reakcja zachodzi w roztworze wodnym, powstają sole: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

To większość właściwości chemicznych wykazywanych przez zasady. Chemia zasad jest dość prosta i podlega ogólnym prawom wszystkich związków nieorganicznych.

Klasa soli nieorganicznych. Klasyfikacja, właściwości fizyczne

W oparciu o postanowienia ED sole można nazwać związkami nieorganicznymi, które w roztworze wodnym dysocjują na kationy metali Me +n i aniony reszt kwasowych An n-. Tak można sobie wyobrazić sole. Chemia podaje więcej niż jedną definicję, ale ta jest najdokładniejsza.

Ponadto, ze względu na charakter chemiczny, wszystkie sole dzielą się na:

• Kwaśny (zawierający kation wodoru). Przykład: NaHSO4.
• Zasadowy (zawierający grupę hydroksylową). Przykład: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medium (składa się tylko z kationu metalu i reszty kwasowej). Przykład: NaCL, CaSO4.
• Podwójne (obejmuje dwa różne kationy metali). Przykład: NaAl(SO4) 3.
• Kompleksowe (kompleksy hydroksylowe, kompleksy wodne i inne). Przykład: K2.

Wzory soli odzwierciedlają ich naturę chemiczną, a także wskazują skład jakościowy i ilościowy cząsteczki.

Tlenki, sole, zasady, kwasy mają różne właściwości rozpuszczalności, które można zobaczyć w odpowiedniej tabeli.

Jeśli mówimy o stanie agregacji soli, to musimy zwrócić uwagę na ich jednorodność. Występują tylko w stanie stałym, krystalicznym lub proszkowym. Gama kolorów jest dość zróżnicowana. Roztwory soli złożonych mają z reguły jasne, nasycone kolory.

Oddziaływania chemiczne dla klasy soli średnich

Mają podobne właściwości chemiczne jak zasady, kwasy i sole. Tlenki, jak już sprawdziliśmy, różnią się nieco od nich pod tym względem.

W sumie dla soli średnich można wyróżnić 4 główne typy oddziaływań.

I. Oddziaływanie z kwasami (tylko mocnymi z punktu widzenia ED) z utworzeniem kolejnej soli i słabego kwasu:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcje z rozpuszczalnymi wodorotlenkami, w wyniku których powstają sole i nierozpuszczalne zasady:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sól rozpuszczalna + Cu(OH) 2 nierozpuszczalna zasada

III. Reakcja z inną rozpuszczalną solą z utworzeniem soli nierozpuszczalnej i soli rozpuszczalnej:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcje z metalami znajdującymi się w EHRNM na lewo od tego, który tworzy sól. W takim przypadku reagujący metal nie powinien oddziaływać z wodą w normalnych warunkach:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Są to główne rodzaje interakcji charakterystyczne dla soli średnich. Formuły soli złożonych, zasadowych, podwójnych i kwasowych mówią same za siebie o specyfice wykazywanych właściwości chemicznych.

Wzory tlenków, zasad, kwasów, soli odzwierciedlają istotę chemiczną wszystkich przedstawicieli tych klas związków nieorganicznych, a ponadto dają wyobrażenie o nazwie substancji i jej właściwościach fizycznych. Dlatego należy zwrócić szczególną uwagę na ich pisanie. Ogromna różnorodność związków jest nam oferowana przez ogólnie niesamowitą naukę chemii. Tlenki, zasady, kwasy, sole – to tylko część ogromnej różnorodności.