Interacțiunea cu sărurile. Proprietățile chimice ale sărurilor

Știința chimică modernă reprezintă multe ramuri diferite și fiecare dintre ele, pe lângă baza sa teoretică, are o mare semnificație aplicată și practică. Orice ai atinge, totul în jurul tău este un produs chimic. Secțiunile principale sunt chimia anorganică și chimia organică. Să luăm în considerare ce clase principale de substanțe sunt clasificate ca anorganice și ce proprietăți au acestea.

Principalele categorii de compuși anorganici

Acestea includ următoarele:

1. Oxizi.
2. Sare.
3. Terenuri.
4. Acizi.

Fiecare dintre clase este reprezentată de o mare varietate de compuși de natură anorganică și este importantă în aproape orice structură a activității economice și industriale umane. Toate proprietățile principale caracteristice acestor compuși, apariția lor în natură și producerea lor sunt studiate într-un curs școlar de chimie fără greșeală, în clasele 8-11.

Există un tabel general de oxizi, săruri, baze, acizi, care prezintă exemple ale fiecărei substanțe și starea lor de agregare și apariție în natură. Sunt prezentate și interacțiunile care descriu proprietățile chimice. Cu toate acestea, vom analiza fiecare dintre clase separat și mai detaliat.

Grup de compuși - oxizi

4. Reacții în urma cărora elementele modifică CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Apa reactivă: formarea de acizi (excepție SiO 2 )

CO + apă = acid

2. Reacții cu baze:

CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O

3. Reacții cu oxizi bazici: formare de sare

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

4. Reacții OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ele prezintă proprietăți duble și interacționează conform principiului metodei acido-bazice (cu acizi, alcalii, oxizi bazici, oxizi acizi). Nu interacționează cu apa.

1. Cu acizi: formare de săruri și apă

AO + acid = sare + H2O

2. Cu baze (alcaline): formarea de complexe hidroxo

Al2O3 + LiOH + apă = Li

3. Reacţii cu oxizi acizi: obţinerea sărurilor

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reacții cu OO: formare de săruri, fuziune

MnO + Rb 2 O = sare dublă Rb 2 MnO 2

5. Reacții de fuziune cu alcalii și carbonați de metale alcaline: formarea sărurilor

Al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O

Nu formează nici acizi, nici alcalii. Ele prezintă proprietăți foarte specifice.

Fiecare oxid superior, format fie dintr-un metal, fie dintr-un nemetal, atunci când este dizolvat în apă, dă un acid sau alcali puternic.

Acizi organici si anorganici

În sensul clasic (pe baza pozițiilor ED - disociere electrolitică - Svante Arrhenius), acizii sunt compuși care se disociază în mediu apos în cationi H + și anioni ai reziduurilor acide An -. Cu toate acestea, astăzi acizii au fost, de asemenea, studiati pe larg în condiții anhidre, așa că există multe teorii diferite pentru hidroxizi.

Formulele empirice ale oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor constau numai din simboluri, elemente și indici care indică cantitatea lor în substanță. De exemplu, acizii anorganici sunt exprimați prin formula H + rest acid n-. Substantele organice au o reprezentare teoretica diferita. Pe lângă cea empirică, puteți nota o formulă structurală completă și prescurtată pentru ele, care va reflecta nu numai compoziția și cantitatea moleculei, ci și ordinea atomilor, legătura lor între ei și principalul funcțional. grupa pentru acizi carboxilici -COOH.

În substanțele anorganice, toți acizii sunt împărțiți în două grupe:

• fără oxigen - HBr, HCN, HCL și altele;
• conţinând oxigen (oxoacizi) - HClO 3 şi tot ceea ce este oxigen.

Acizii anorganici sunt, de asemenea, clasificați după stabilitate (stabili sau stabili - totul cu excepția carbonicii și sulfuroasei, instabili sau instabili - carbonici și sulfurosi). Din punct de vedere al rezistenței, acizii pot fi puternici: sulfuric, clorhidric, nitric, percloric și alții, precum și slabi: hidrogen sulfurat, hipocloroși și altele.

Chimia organică nu oferă aceeași varietate. Acizii care sunt de natură organică sunt clasificați ca acizi carboxilici. Caracteristica lor comună este prezența grupei funcționale -COOH. De exemplu, HCOOH (formic), CH 3 COOH (acetic), C 17 H 35 COOH (stearic) și altele.

Există o serie de acizi care sunt subliniați cu atenție atunci când luați în considerare acest subiect într-un curs de chimie școlar.

1. Solyanaya.
2. Azot.
3. Ortofosforic.
4. Bromhidric.
5. Cărbune.
6. Iodură de hidrogen.
7. Sulfuric.
8. Acetic sau etan.
9. Butan sau ulei.
10. Benzoin.

Acești 10 acizi din chimie sunt substanțe fundamentale ale clasei corespunzătoare atât în ​​cursul școlar, cât și în general în industrie și sinteze.

Proprietățile acizilor anorganici

Principalele proprietăți fizice includ, în primul rând, starea diferită de agregare. La urma urmei, există o serie de acizi care au formă de cristale sau pulberi (boric, ortofosforic) în condiții normale. Marea majoritate a acizilor anorganici cunoscuți sunt lichide diferite. Punctele de fierbere și de topire variază, de asemenea.

Acizii pot provoca arsuri severe, deoarece au puterea de a distruge tesuturile organice si pielea. Indicatorii sunt utilizați pentru a detecta acizi:

• metil portocală (în mediu normal - portocaliu, în acizi - roșu),
• turnesol (în neutru - violet, în acizi - roșu) sau altele.

Cele mai importante proprietăți chimice includ capacitatea de a interacționa atât cu substanțe simple, cât și cu cele complexe.

Proprietățile chimice ale acizilor anorganici

Cu ce ​​interacționează ei?	Exemplu de reacție
1. Cu substanțe simple – metale. Condiție obligatorie: metalul trebuie să fie în EHRNM înainte de hidrogen, deoarece metalele care stau după hidrogen nu sunt capabile să-l înlocuiască din compoziția acizilor. Reacția produce întotdeauna hidrogen gazos și sare.
2. Cu motive. Rezultatul reacției este sare și apă. Astfel de reacții ale acizilor puternici cu alcalii se numesc reacții de neutralizare.	Orice acid (puternic) + bază solubilă = sare și apă
3. Cu hidroxizi amfoteri. Concluzia: sare și apă.	2HNO 2 + hidroxid de beriliu = Be(NO 2) 2 (sare medie) + 2H 2 O
4. Cu oxizi bazici. Rezultat: apă, sare.	2HCL + FeO = clorură de fier (II) + H2O
5. Cu oxizi amfoteri. Efectul final: sare si apa.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Cu săruri formate din acizi mai slabi. Efect final: sare și acid slab.	2HBr + MgC03 = bromură de magneziu + H2O + CO2

Când interacționează cu metalele, nu toți acizii reacționează în mod egal. Chimia (clasa a IX-a) la școală implică un studiu foarte superficial al unor astfel de reacții, cu toate acestea, chiar și la acest nivel sunt luate în considerare proprietățile specifice ale acidului azotic și sulfuric concentrat atunci când interacționează cu metalele.

Hidroxizi: baze alcaline, baze amfotere și insolubile

Oxizi, săruri, baze, acizi - toate aceste clase de substanțe au o natură chimică comună, explicată prin structura rețelei cristaline, precum și prin influența reciprocă a atomilor din molecule. Cu toate acestea, dacă a fost posibil să se dea o definiție foarte specifică pentru oxizi, atunci acest lucru este mai dificil de făcut pentru acizi și baze.

La fel ca acizii, bazele, conform teoriei ED, sunt substanțe care se pot descompune într-o soluție apoasă în cationi metalici Me n + și anioni ai grupărilor hidroxil OH - .

• Solubile sau alcaline (baze puternice care schimbă culoarea indicatorilor). Formată din metale din grupele I și II. Exemplu: KOH, NaOH, LiOH (adică sunt luate în considerare doar elementele principalelor subgrupe);
• Puțin solubil sau insolubil (rezistență medie, nu schimbați culoarea indicatorilor). Exemplu: hidroxid de magneziu, fier (II), (III) și altele.
• Moleculare (baze slabe, în mediu apos se disociază reversibil în molecule ionice). Exemplu: N2H4, amine, amoniac.
• Hidroxizi amfoteri (prezintă proprietăți duble bazic-acide). Exemplu: beriliu, zinc și așa mai departe.

Fiecare grupă prezentată este studiată în cadrul cursului școlar de chimie din secțiunea „Fundamente”. Chimia în clasele 8-9 implică un studiu detaliat al alcalinelor și compușilor slab solubili.

Principalele proprietăți caracteristice ale bazelor

Toate alcalinele și compușii ușor solubili se găsesc în natură în stare solidă cristalină. În același timp, temperaturile lor de topire sunt de obicei scăzute, iar hidroxizii slab solubili se descompun atunci când sunt încălziți. Culoarea bazelor este diferită. Dacă alcaliile sunt albe, atunci cristalele de baze moleculare și slab solubile pot avea culori foarte diferite. Solubilitatea majorității compușilor din această clasă poate fi găsită în tabel, care prezintă formulele oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor și arată solubilitatea acestora.

Alcaliile pot schimba culoarea indicatorilor după cum urmează: fenolftaleina - purpuriu, metil portocaliu - galben. Acest lucru este asigurat de prezența liberă a grupărilor hidroxo în soluție. De aceea bazele slab solubile nu dau o astfel de reacție.

Proprietățile chimice ale fiecărui grup de baze sunt diferite.

Proprietăți chimice
Alcaline	Baze usor solubile	Hidroxizi amfoteri
I. Interacționează cu CO (rezultat - sare și apă): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + apă II. Interacționează cu acizi (sare și apă): reacții obișnuite de neutralizare (vezi acizi) III. Ele interacționează cu AO pentru a forma un complex hidroxo de sare și apă: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O sau Na 2 IV. Ele interacționează cu hidroxizii amfoteri pentru a forma săruri hidroxo complexe: La fel ca si cu AO, doar fara apa V. Reacționează cu sărurile solubile pentru a forma hidroxizi și săruri insolubile: 3CsOH + clorură de fier (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reacționează cu zinc și aluminiu într-o soluție apoasă pentru a forma săruri și hidrogen: 2RbOH + 2Al + apă = complex cu ion hidroxid 2Rb + 3H 2	I. Când sunt încălzite, se pot descompune: hidroxid insolubil = oxid + apă II. Reacții cu acizi (rezultat: sare și apă): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + apă III. Interacționează cu KO: Me +n (OH) n + KO = sare + H2O	I. Reacționează cu acizii pentru a forma sare și apă: (II) + 2HBr = CuBr 2 + apă II. Reacționează cu alcalii: rezultat - sare și apă (condiție: fuziune) Zn(OH)2 + 2CsOH = sare + 2H2O III. Reacționează cu hidroxizi puternici: rezultă săruri dacă reacția are loc într-o soluție apoasă: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Acestea sunt majoritatea proprietăților chimice pe care le prezintă bazele. Chimia bazelor este destul de simplă și urmează legile generale ale tuturor compușilor anorganici.

Clasa de săruri anorganice. Clasificare, proprietăți fizice

Pe baza prevederilor ED, sărurile pot fi numite compuși anorganici care se disociază într-o soluție apoasă în cationi metalici Me +n și anioni ai reziduurilor acide An n-. Așa vă puteți imagina sărurile. Chimia oferă mai mult de o definiție, dar aceasta este cea mai exactă.

În plus, în funcție de natura lor chimică, toate sărurile sunt împărțite în:

• Acid (care conține un cation de hidrogen). Exemplu: NaHSO 4.
• Bazic (conținând o grupare hidroxo). Exemplu: MgOHNO3, FeOHCL2.
• Mediu (constă numai dintr-un cation metalic și un reziduu acid). Exemplu: NaCL, CaSO4.
• Dublu (include doi cationi metalici diferiți). Exemplu: NaAl(SO4)3.
• Complex (complexe hidroxo, complexe acvatice și altele). Exemplu: K 2.

Formulele sărurilor reflectă natura lor chimică și indică, de asemenea, compoziția calitativă și cantitativă a moleculei.

Oxizii, sărurile, bazele, acizii au proprietăți de solubilitate diferite, care pot fi vizualizate în tabelul corespunzător.

Dacă vorbim despre starea de agregare a sărurilor, atunci trebuie să observăm uniformitatea acestora. Ele există numai în stări solide, cristaline sau pulverulente. Gama de culori este destul de variată. Soluțiile de săruri complexe, de regulă, au culori strălucitoare, saturate.

Interacțiuni chimice pentru clasa sărurilor medii

Au proprietăți chimice similare cu bazele, acizii și sărurile. Oxizii, așa cum am examinat deja, sunt oarecum diferiți de ei în acest factor.

În total, se pot distinge 4 tipuri principale de interacțiuni pentru sărurile medii.

I. Interacțiunea cu acizii (numai puternici din punctul de vedere al DE) cu formarea unei alte săruri și a unui acid slab:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacții cu hidroxizi solubili producând săruri și baze insolubile:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sare solubilă + Cu(OH) 2 bază insolubilă

III. Reacția cu o altă sare solubilă pentru a forma o sare insolubilă și una solubilă:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reacții cu metale situate în EHRNM în stânga celui care formează sarea. În acest caz, metalul care reacționează nu ar trebui să interacționeze cu apa în condiții normale:

Mg + 2AgCL = MgCl2 + 2Ag

Acestea sunt principalele tipuri de interacțiuni care sunt caracteristice sărurilor medii. Formulele sărurilor complexe, bazice, duble și acide vorbesc de la sine despre specificul proprietăților chimice expuse.

Formulele de oxizi, baze, acizi, săruri reflectă esența chimică a tuturor reprezentanților acestor clase de compuși anorganici și, în plus, oferă o idee despre numele substanței și proprietățile sale fizice. Prin urmare, o atenție deosebită trebuie acordată scrisului lor. O mare varietate de compuși ne este oferită de știința în general uimitoare a chimiei. Oxizi, baze, acizi, săruri - aceasta este doar o parte din imensa diversitate.

În fiecare zi întâlnim săruri și nici măcar nu ne gândim la rolul pe care acestea îl joacă în viața noastră. Dar fără ele, apa nu ar fi atât de gustoasă, iar mâncarea nu ar aduce plăcere, iar plantele nu ar crește, iar viața pe pământ nu ar putea exista dacă în lumea noastră nu ar exista sare. Deci, ce sunt aceste substanțe și ce proprietăți ale sărurilor le fac de neînlocuit?

Ce sunt sărurile

În ceea ce privește compoziția sa, aceasta este cea mai numeroasă clasă, caracterizată prin diversitate. În secolul al XIX-lea, chimistul J. Werzelius a definit o sare ca un produs al unei reacții dintre un acid și o bază, în care un atom de hidrogen este înlocuit cu unul de metal. În apă, sărurile se disociază de obicei într-un metal sau amoniu (cation) și un reziduu acid (anion).

Puteți obține săruri în următoarele moduri:

• prin interacțiunea unui metal și a unui nemetal, în acest caz va fi lipsit de oxigen;
• când un metal reacţionează cu un acid, se obţine o sare şi se eliberează hidrogen;
• un metal poate deplasa un alt metal din soluție;
• atunci când doi oxizi interacționează - acid și bazic (se mai numesc oxid nemetalic și respectiv oxid metalic);
• reacția dintre un oxid de metal și un acid produce sare și apă;
• reacția dintre o bază și un oxid nemetal produce, de asemenea, sare și apă;
• folosind o reacție de schimb ionic, în acest caz pot reacționa diverse substanțe solubile în apă (baze, acizi, săruri), dar reacția va continua dacă în apă se formează gaz, apă sau săruri ușor solubile (insolubile).

Proprietățile sărurilor depind numai de compoziția chimică. Dar mai întâi, să ne uităm la clasele lor.

Clasificare

În funcție de compoziție, se disting următoarele clase de săruri:

• după conținutul de oxigen (conținând și fără oxigen);
• prin interacțiunea cu apa (solubilă, ușor solubilă și insolubilă).

Această clasificare nu reflectă pe deplin diversitatea substanțelor. Clasificarea modernă și cea mai completă, care reflectă nu numai compoziția, ci și proprietățile sărurilor, este prezentată în tabelul următor.

Săruri
Normal	Acru	De bază	Dubla	Amestecat	Complex
Hidrogenul este complet înlocuit	Atomii de hidrogen nu sunt complet înlocuiți cu metal	Grupările de bază nu sunt complet înlocuite cu un reziduu acid	Conține două metale și un reziduu acid	Conține un metal și două reziduuri acide	Substanțe complexe formate dintr-un cation complex și un anion sau un cation și un anion complex
NaCl	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO4	CaClBr	SO 4

Proprietăți fizice

Indiferent cât de largă este clasa acestor substanțe, este posibil să se identifice proprietățile fizice generale ale sărurilor. Acestea sunt substanțe cu structură nemoleculară, cu o rețea cristalină ionică.

Puncte de topire și fierbere foarte mari. În condiții normale, toate sărurile nu conduc electricitatea, dar în soluție, majoritatea conduc electricitatea perfect.

Culoarea poate fi foarte diferită, depinde de ionul metalic inclus în compoziția sa. Sulfatul feros (FeSO 4) este verde, clorura feroasă (FeCl 3) este roșu închis, iar cromatul de potasiu (K 2 CrO 4) are o culoare galben strălucitor frumos. Dar majoritatea sărurilor sunt încă incolore sau albe.

Solubilitatea în apă variază și depinde de compoziția ionilor. În principiu, toate proprietățile fizice ale sărurilor au o particularitate. Ele depind de ce ion metalic și ce reziduu acid sunt incluse în compoziție. Să continuăm să ne uităm la săruri.

Proprietățile chimice ale sărurilor

Există, de asemenea, o caracteristică importantă aici. La fel ca proprietățile fizice, chimice ale sărurilor depind de compoziția lor. Și, de asemenea, din ce clasă aparțin.

Dar proprietățile generale ale sărurilor pot fi încă evidențiate:

• multe dintre ele se descompun atunci când sunt încălzite pentru a forma doi oxizi: acizi și bazici și cei fără oxigen - metal și nemetal;
• sărurile interacționează și cu alți acizi, dar reacția are loc numai dacă sarea conține un reziduu acid al unui acid slab sau volatil sau rezultatul este o sare insolubilă;
• interacțiunea cu alcalii este posibilă dacă cationul formează o bază insolubilă;
• este posibilă și o reacție între două săruri diferite, dar numai dacă una dintre sărurile nou formate nu se dizolvă în apă;
• Poate apărea și o reacție cu un metal, dar este posibilă doar dacă luăm un metal situat în dreapta în seria de tensiuni din metalul conținut în sare.

Proprietățile chimice ale sărurilor clasificate ca normale sunt discutate mai sus, dar alte clase reacționează cu substanțele oarecum diferit. Dar diferența este doar în produsele de ieșire. Practic, toate proprietățile chimice ale sărurilor sunt păstrate, la fel ca și cerințele pentru reacții.

Bazele pot interacționa:

• cu nemetale -

  6KOH + 3S → K2SO3 + 2K2S + 3H2O;

• cu oxizi acizi -

  2NaOH + CO2 → Na2C03 + H20;

• cu săruri (precipitare, eliberare de gaz) -

  2KOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 2KCl.

Există și alte modalități de a-l obține:

• interacțiunea a două săruri -

  CuCl2 + Na2S → 2NaCl + CuS↓;

• reacția metalelor și nemetalelor -
• combinație de oxizi acizi și bazici -

  S03 + Na20 → Na2S04;

• interacțiunea sărurilor cu metalele -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Proprietăți chimice

Sărurile solubile sunt electroliți și sunt supuse reacțiilor de disociere. Când interacționează cu apa, acestea se dezintegrează, adică. se disociază în ioni încărcați pozitiv și negativ - cationi și respectiv anioni. Cationii sunt ioni metalici, anionii sunt reziduuri acide. Exemple de ecuații ionice:

• NaCl → Na + + Cl − ;
• Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
• CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .

Pe lângă cationii metalici, sărurile pot conține cationi de amoniu (NH4+) și fosfoniu (PH4+).

Alte reacții sunt descrise în tabelul cu proprietățile chimice ale sărurilor.

Orez. 3. Izolarea sedimentului la interacțiunea cu bazele.

Unele săruri, în funcție de tip, se descompun la încălzire într-un oxid de metal și un reziduu acid sau în substanțe simple. De exemplu, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.

Ce am învățat?

De la lecția de chimie de clasa a VIII-a am învățat despre caracteristicile și tipurile de săruri. Compușii anorganici complecși constau din metale și reziduuri acide. Poate include hidrogen (săruri acide), două metale sau două reziduuri acide. Acestea sunt substanțe solide cristaline care se formează ca urmare a reacțiilor acizilor sau alcalinelor cu metalele. Reacționează cu baze, acizi, metale și alte săruri.

Sărurile sunt substanțe chimice organice și anorganice de compoziție complexă. În teoria chimică nu există o definiție strictă și finală a sărurilor. Ele pot fi descrise ca compuși:
- format din anioni si cationi;
— obținută ca urmare a interacțiunii acizilor și bazelor;
- format din reziduuri acide si ioni metalici.

Reziduurile acide pot fi asociate nu cu atomii de metal, ci cu ionii de amoniu (NH 4) +, fosfoniu (PH 4) +, hidroniu (H 3 O) + și alții.

Tipuri de săruri

- Acid, mediu, bazic. Dacă toți protonii de hidrogen dintr-un acid sunt înlocuiți cu ioni metalici, atunci astfel de săruri se numesc săruri medii, de exemplu, NaCl. Dacă hidrogenul este înlocuit doar parțial, atunci astfel de săruri sunt acide, de exemplu. KHSO4 și NaH2PO4. Dacă grupările hidroxil (OH) ale bazei nu sunt complet înlocuite cu reziduul acid, atunci sarea este bazică, de exemplu. CuCI(OH), Al(OH)S04.

- Simplu, dublu, mixt. Sărurile simple constau dintr-un metal și un reziduu acid, de exemplu, K2SO4. Sărurile duble conțin două metale, de exemplu KAl(SO4)2. Sărurile amestecate au două reziduuri acide, de ex. AgClBr.

- organice și anorganice.
— Săruri complexe cu un ion complex: K 2 , Cl 2 și altele.
— Hidrații de cristal și solvații de cristal.
— Hidratează cristalin cu molecule de apă de cristalizare. CaS04*2H20.
— Solvații de cristal cu molecule de solvent. De exemplu, LiCl în amoniacul lichid NH3 dă LiCl*5NH3 solvat.
— Conțin oxigen și fără oxigen.
— Interni, numiți altfel ioni bipolari.

Proprietăți

Majoritatea sărurilor sunt solide cu un punct de topire ridicat și nu conduc electricitatea. Solubilitatea în apă este o caracteristică importantă; pe baza ei, reactivii sunt împărțiți în solubili în apă, ușor solubili și insolubili. Multe săruri se dizolvă în solvenți organici.

Sărurile reacţionează:
— cu metale mai active;
- cu acizi, baze și alte săruri, dacă interacțiunea produce substanțe care nu participă la reacții ulterioare, de exemplu, gaz, precipitat insolubil, apă. Se descompun atunci când sunt încălzite și se hidrolizează în apă.

În natură, sărurile sunt distribuite pe scară largă sub formă de minerale, saramură și depozite de sare. De asemenea, sunt extrase din apa de mare și minereurile de munte.

Sărurile sunt necesare pentru corpul uman. Sărurile de fier sunt necesare pentru a completa hemoglobina, calciu - participă la formarea scheletului, magneziu - reglează activitatea tractului gastrointestinal.

Aplicarea sărurilor

Sărurile sunt utilizate în mod activ în producție, viața de zi cu zi, agricultură, medicină, industria alimentară, sinteza și analizele chimice și în practica de laborator. Iată doar câteva domenii de aplicare a acestora:

— Nitrați de sodiu, potasiu, calciu și amoniu (salit); fosfat de calciu, Clorura de potasiu este o materie primă pentru producerea îngrășămintelor.
— Clorura de sodiu este necesară pentru producerea sării de masă; este utilizată în industria chimică pentru producerea de clor, sodă și sodă caustică.
— Hipocloritul de sodiu este un înălbitor popular și dezinfectant pentru apă.
— Sărurile acidului acetic (acetații) sunt utilizate în industria alimentară ca conservanți (acetat de potasiu și calciu); în medicină pentru fabricarea medicamentelor, în industria cosmetică (acetat de sodiu), în multe alte scopuri.
— Alaunurile de potasiu-aluminiu și potasiu-crom sunt solicitate în medicină și industria alimentară; pentru vopsit țesături, piele, blănuri.
— Multe săruri sunt folosite ca fixatori pentru a determina compoziția chimică a substanțelor, calitatea apei, nivelul de aciditate etc.

Magazinul nostru oferă o gamă largă de săruri, atât organice cât și anorganice.

Sărurile sunt electroliți care se disociază în soluții apoase pentru a forma un cation metalic și un anion rezidual acid.
Clasificarea sărurilor este dată în tabel. 9.

Când scrieți formule pentru orice săruri, trebuie să vă ghidați după o singură regulă: încărcăturile totale de cationi și anioni trebuie să fie egale în valoare absolută. Pe baza acestui lucru, ar trebui plasați indici. De exemplu, atunci când scriem formula pentru azotat de aluminiu, ținem cont de faptul că sarcina cationului de aluminiu este +3, iar ionul de pitrat este 1: AlNO 3 (+3), iar folosind indici egalăm sarcinile (cel mai mic multiplu comun pentru 3 și 1 este 3. Împărțiți 3 la valoarea absolută a încărcăturii cationului de aluminiu - se obține indicele. Împărțiți 3 la valoarea absolută a încărcăturii anionului NO 3 - se obține indicele 3). Formula: Al(NO3)3

Sărurile medii sau normale conțin numai cationi metalici și anioni ai reziduului acid. Denumirile lor sunt derivate din denumirea latină a elementului care formează reziduul acid prin adăugarea terminației corespunzătoare în funcție de starea de oxidare a atomului respectiv. De exemplu, sarea acidului sulfuric Na 2 SO 4 se numește (starea de oxidare a sulfului +6), sarea Na 2 S - (starea de oxidare a sulfului -2), etc. În tabel. Tabelul 10 prezintă denumirile sărurilor formate din acizii cei mai folosiți.

Numele sărurilor mijlocii stau la baza tuturor celorlalte grupuri de săruri.

■ 106 Scrieţi formulele următoarelor săruri medii: a) sulfat de calciu; b) azotat de magneziu; c) clorură de aluminiu; d) sulfură de zinc; d) ; f) carbonat de potasiu; g) silicat de calciu; h) fosfat de fier (III).

Sărurile acide diferă de sărurile medii prin faptul că compoziția lor, în plus față de cationul metalic, include un cation de hidrogen, de exemplu NaHC03 sau Ca(H2PO4)2. O sare acidă poate fi considerată ca produsul înlocuirii incomplete a atomilor de hidrogen dintr-un acid cu un metal. În consecință, sărurile acide pot fi formate doar din doi sau mai mulți acizi bazici.
Molecula unei sări acide include de obicei un ion „acid”, a cărui sarcină depinde de stadiul de disociere a acidului. De exemplu, disocierea acidului fosforic are loc în trei etape:

La prima etapă de disociere, se formează un anion H2PO4 încărcat unic. În consecință, în funcție de sarcina cationului metalic, formulele sărurilor vor arăta ca NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2 etc. La a doua etapă de disociere , se formează anionul HPO dublu încărcat 2 4 — . Formulele sărurilor vor arăta astfel: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 etc. A treia etapă de disociere nu produce săruri acide.
Denumirile sărurilor acide sunt derivate din numele celor din mijloc cu adăugarea prefixului hidro- (din cuvântul „hidrogeniu” -):
NaHCO 3 - bicarbonat de sodiu KHCO 4 - sulfat acid de potasiu CaHPO 4 - fosfat acid de calciu
Dacă ionul acid conține doi atomi de hidrogen, de exemplu H 2 PO 4 -, la denumirea sării se adaugă prefixul di- (două): NaH 2 PO 4 - fosfat dihidrogen de sodiu, Ca(H 2 PO 4) 2 - fosfat dihidrogen de calciu etc. d.

■ 107. Scrieţi formulele următoarelor săruri acide: a) sulfat acid de calciu; b) fosfat dihidrogen de magneziu; c) fosfat acid de aluminiu; d) bicarbonat de bariu; e) hidrosulfit de sodiu; f) hidrosulfit de magneziu.
108. Este posibil să se obțină săruri acide ale acidului clorhidric și azotic? Justificati raspunsul.

Sărurile bazice diferă de altele prin faptul că, pe lângă cationul metalic și anionul reziduului acid, ele conțin anioni hidroxil, de exemplu Al(OH)(NO3)2. Aici sarcina cationului de aluminiu este +3, iar sarcinile ionului hidroxil-1 și a doi ioni de azotat sunt 2, pentru un total de 3.
Denumirile principalelor săruri sunt derivate din denumirile sărurilor din mijloc cu adăugarea cuvântului bazic, de exemplu: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - carbonat de cupru bazic, Al (OH) 2 NO 3 - azotat bazic de aluminiu .

■ 109. Scrieţi formulele următoarelor săruri bazice: a) clorură bazică de fier (II); b) sulfat bazic de fier (III); c) nitrat bazic de cupru(II); d) clorură bazică de calciu;e) clorură bazică de magneziu; f) sulfat bazic de fier (III) g) clorură bazică de aluminiu.

Formulele de săruri duble, de exemplu KAl(SO4)3, sunt construite pe baza încărcăturii totale a ambilor cationi metalici și a încărcăturii totale a anionului

Sarcina totală de cationi este + 4, încărcătura totală de anioni este -4.
Denumirile de săruri duble se formează la fel ca cele din mijloc, sunt indicate doar denumirile ambelor metale: KAl(SO4)2 - sulfat de potasiu-aluminiu.

■ 110. Scrieţi formulele următoarelor săruri:
a) fosfat de magneziu; b) fosfat acid de magneziu; c) sulfat de plumb; d) sulfat acid de bariu; e) hidrosulfit de bariu; f) silicat de potasiu; g) azotat de aluminiu; h) clorura de cupru (II); i) carbonat de fier (III); j) azotat de calciu; l) carbonat de potasiu.

Proprietățile chimice ale sărurilor

1. Toate sărurile medii sunt electroliți puternici și se disociază ușor:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Sărurile medii pot interacționa cu metale care sunt un număr de tensiuni la stânga metalului care face parte din sare:
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Cu + Fe 2+
2. Sărurile reacționează cu alcalii și acizii conform regulilor descrise în secțiunile „Baze” și „Acizi”:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe3+ + 3OH - =Fe(OH)3
Na2S03 + 2HCI = 2NaCI + H2S03
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H 2 O
2H + + SO23 - = SO2 + H2O
3. Sărurile pot interacționa între ele, ducând la formarea de noi săruri:
AgN03 + NaCI = NaN03 + AgCI
Ag + + NO3 - + Na + + CI - = Na + + NO3 - + AgCI
Ag + + Cl - = AgCl
Deoarece aceste reacții de schimb sunt efectuate în principal în soluții apoase, ele apar numai atunci când una dintre sărurile rezultate precipită.
Toate reacțiile de schimb se desfășoară în conformitate cu condițiile pentru ca reacțiile să poată continua până la finalizare, enumerate în § 23, p. 89.

■ 111. Scrieți ecuațiile pentru următoarele reacții și, folosind tabelul de solubilitate, determinați dacă vor continua până la finalizare:
a) clorură de bariu + ;
b) clorură de aluminiu + ;
c) fosfat de sodiu + azotat de calciu;
d) clorură de magneziu + sulfat de potasiu;
e) + azotat de plumb;
f) carbonat de potasiu + sulfat de mangan;
g) + sulfat de potasiu.
Scrieți ecuațiile în forme moleculare și ionice.

■ 112. Cu care dintre următoarele substanţe va reacţiona clorura de fier (II): a) ; b) carbonat de calciu; c) hidroxid de sodiu; d) anhidrida de siliciu; d) ; f) hidroxid de cupru (II); și) ?

113. Descrieți proprietățile carbonatului de calciu ca sare medie. Scrieți toate ecuațiile în forme moleculare și ionice.
114. Cum se efectuează o serie de transformări:

Scrieți toate ecuațiile în forme moleculare și ionice.
115. Ce cantitate de sare se va obține din reacția a 8 g de sulf și 18 g de zinc?
116. Ce volum de hidrogen va fi eliberat când 7 g de fier reacţionează cu 20 g de acid sulfuric?
117. Câți moli de sare de masă se vor obține din reacția a 120 g hidroxid de sodiu și 120 g acid clorhidric?
118. Cât azotat de potasiu se va obține din reacția a 2 moli de hidroxid de potasiu și 130 g de acid azotic?

Hidroliza sărurilor

O proprietate specifică a sărurilor este capacitatea lor de a se hidroliza - de a suferi hidroliză (din grecescul „hidro” - apă, „liză” - descompunere), adică descompunerea sub influența apei. Este imposibil să considerăm hidroliza ca descompunere în sensul în care o înțelegem de obicei, dar un lucru este cert - participă întotdeauna la reacția de hidroliză.
- electrolit foarte slab, se disociază slab
H 2 O ⇄ H ++ + OH -
și nu schimbă culoarea indicatorului. Alcalii și acizii schimbă culoarea indicatorilor, deoarece atunci când se disociază în soluție, se formează un exces de ioni OH - (în cazul alcaline) și ioni H + în cazul acizilor. În săruri precum NaCl, K 2 SO 4, care sunt formate dintr-un acid puternic (HCl, H 2 SO 4) și o bază tare (NaOH, KOH), indicatorii nu își schimbă culoarea, deoarece într-o soluție a acestora
Practic nu există hidroliza sărurilor.
În timpul hidrolizei sărurilor, sunt posibile patru cazuri, în funcție de faptul dacă sarea s-a format cu un acid și bază puternic sau slab.
1. Dacă luăm o sare a unei baze tare și a unui acid slab, de exemplu K 2 S, se va întâmpla următoarele. Sulfura de potasiu se disociază în ioni ca un electrolit puternic:
K 2 S ⇄ 2K ++ S 2-
Împreună cu aceasta, se disociază slab:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Anionul sulf S2- este un anion al acidului hidrosulfurat slab, care se disociază slab. Acest lucru duce la faptul că anionul S 2- începe să atașeze cationii de hidrogen din apă la sine, formând treptat grupuri cu disociere scăzută:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS - + H + + OH - = H2S + OH -
Deoarece cationii H + din apă sunt legați, iar anionii OH - rămân, reacția mediului devine alcalină. Astfel, în timpul hidrolizei sărurilor formate dintr-o bază tare și un acid slab, reacția mediului este întotdeauna alcalină.

■ 119. Folosind ecuațiile ionice, explicați procesul de hidroliză a carbonatului de sodiu.

2. Dacă luați o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic, de exemplu Fe(NO 3) 3, atunci când se disociază, se formează ioni:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Cationul Fe3+ este un cation al unei baze slabe - fier, care se disociază foarte slab. Acest lucru duce la faptul că cationul Fe 3+ începe să se atașeze OH - anioni din apă, formând grupuri ușor disociante:
Fe3+ + H + + OH- = Fe(OH)2+ + + H +
si mai departe
Fe(OH)2+ + H + + OH- = Fe(OH)2 + + H +
În cele din urmă, procesul poate ajunge la ultima etapă:
Fe(OH)2 + + H + + OH- = Fe(OH)3 + H +
În consecință, va exista un exces de cationi de hidrogen în soluție.
Astfel, în timpul hidrolizei unei sări formate dintr-o bază slabă și un acid puternic, reacția mediului este întotdeauna acidă.

■ 120. Folosind ecuaţii ionice, explicaţi cursul hidrolizei clorurii de aluminiu.

3. Dacă o sare este formată dintr-o bază tare și un acid tare, atunci nici cationul, nici anionul nu leagă ionii de apă și reacția rămâne neutră. Hidroliza practic nu are loc.
4. Dacă o sare este formată dintr-o bază slabă și un acid slab, atunci reacția mediului depinde de gradul lor de disociere. Dacă baza și acidul au aproape aceeași valoare, atunci reacția mediului va fi neutră.

■ 121. Se vede adesea cum în timpul unei reacții de schimb, în ​​locul precipitatului de sare așteptat, un precipitat de metal precipită, de exemplu, în reacția dintre clorura de fier (III) FeCl 3 și carbonatul de sodiu Na 2 CO 3 , nu Fe 2 Se formează (CO3)3, dar Fe(OH)3. Explicați acest fenomen.
122. Dintre sărurile enumerate mai jos, indicați-le pe cele care suferă hidroliză în soluție: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .

Caracteristici ale proprietăților sărurilor acide

Sărurile acide au proprietăți ușor diferite. Pot intra în reacții cu conservarea și distrugerea ionului acid. De exemplu, reacția unei sări acide cu un alcali are ca rezultat neutralizarea sării acide și distrugerea ionului acid, de exemplu:
NaHS04 + KOH = KNaSO4 + H2O
sare dublă
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO4-+OH-=SO24-+ H2O
Distrugerea unui ion acid poate fi reprezentată după cum urmează:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Ionul acid este, de asemenea, distrus atunci când reacţionează cu acizi:
Mg(HC03)2 + 2HCI = MgCI2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HCO3- + 2H+ = 2H2O + 2CO2
HCO3 - + H + = H2O + CO2
Neutralizarea poate fi efectuată cu același alcali care a format sarea:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO4- + OH- = SO42- + H2O
Reacțiile cu sărurile apar fără distrugerea ionului acid:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca2+ + CO23- = CaCO3
■ 123. Scrieți ecuațiile pentru următoarele reacții în forme moleculare și ionice:
a) hidrosulfură de potasiu +;
b) fosfat acid de sodiu + hidroxid de potasiu;
c) dihidrogenofosfat de calciu + carbonat de sodiu;
d) bicarbonat de bariu + sulfat de potasiu;
e) hidrosulfit de calciu +.

Obținerea sărurilor

Pe baza proprietăților studiate ale principalelor clase de substanțe anorganice, pot fi derivate 10 metode de obținere a sărurilor.
1. Interacțiunea metalului cu nemetalul:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Doar sărurile acizilor fără oxigen pot fi obținute în acest fel. Aceasta nu este o reacție ionică.
2. Interacțiunea metalului cu acidul:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - =Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Interacțiunea metalului cu sarea:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Interacțiunea unui oxid bazic cu un acid:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Interacțiunea unui oxid bazic cu o anhidridă acidă:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Reacția nu este de natură ionică.
6. Interacțiunea unui oxid acid cu o bază:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Interacțiunea acizilor cu bazele (neutralizare):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH - = H2O