Свойства на веществата в химията. Химични свойства на основните класове неорганични съединения

Към днешна дата има около 2,5 милиона разнообразни съединения както на естествения произход, така и от синтезиран изкуствено изкуствено. Всички те са много различни, някои от тях са незаменим участници в биологичните процеси, протичащи в живите организми. Различни връзки от всяка друга свойства на веществата. Характеристики и нещо, което все още ви позволява да идентифицирате една или друга химична молекула, разгледайте допълнително.

Какво е вещество?

Ако дадете дефиницията на тази концепция, трябва да посочите връзката му с физически тела. В крайна сметка е обичайно да се разглежда точно за какво се състоят тези тела. Така че, стъкло, желязо, сяра, дърво е вещества. Примерите могат да бъдат доведени безкрайно. По-лесно е да се разбере следното: Обсъждането на термина показва цялото разнообразие от различни комбинации от молекули, както и прости едноетажни частици.

Така, вода, алкохол, киселина, основи, протеини, въглехидрати, сол, захар, пясък, глина, диамант, газове и т.н. - това са всички вещества. Примерите ви позволяват по-ясно да уловите същността на тази концепция.

Физическото тяло е продукт, създаден от природата или човек, базиран на различни съединения. Например, чаша е тяло, което се състои от стъкло, а лист хартия е тяло, което е третирана целулоза или дърво.

Разбира се, всички молекули са различни. Това, което е в основата на техните различия се наричат \u200b\u200bтехните свойства - физически, органолептик и химически. Те се определят чрез специални методи, които всяка наука има своя собствена. Те могат да бъдат математически, аналитични, експериментални, инструментални методи и много по-разнообразни. Например, научната химия използва за всяко вещество или по-скоро, за да го идентифицира, неговия реагент. Той се избира въз основа на характеристиките на структурата на молекулата и прогнозирането на химични свойства. След това се проверява експериментално, той е одобрен и фиксиран в теоретичната база данни.

Класификация на веществата

Въз основа на разделението на съединенията върху групите могат да бъдат намерени много различни знаци. Например съвкупно състояние. Всички те могат да бъдат на този фактор от четири вида:

плазмена;
течност;
кристално вещество (твърдо вещество).

Ако вземете основата повече "дълбок" знак, тогава всички вещества могат да бъдат разделени на:

органични - въз основа на вериги и цикли от въглеродни и водородни атоми;
неорганичен - всички останали.

Чрез елементарен състав, който отразява формулите на веществата, всички те се случват:

прост - от един вид химически атом;
комплекс - два и по-различни вида елементи.

На свой ред, простите са разделени на метали и неметали. Сложни имат много класове: соли, основи, киселини, оксиди, естери, въглеводороди, алкохоли, нуклеинови киселини и т.н.

Различни видове съставни формули

Какво е визуално, т.е. графични, показват връзки? Разбира се, това са формули на вещества. Те са различни. В зависимост от вида информация, информацията за молекулата също е различна. Така че има такива опции:

Емпиричен или молекулярен. Отразява количествения и качествен състав на веществото. Тя включва символите на елементите, които са част от елементите и индекса в долния ляв ъгъл, показващ количеството на този атом в състава на молекулата. Например, Н20, Na2S04, al 2 (S04) 3.
Електронна графика. Такава формула показва броя на валентните електрони във всеки елемент, включен в съединението. Следователно някои химични и вещества могат да бъдат предвидени от тази опция.
В органичната химия е обичайно да се използва пълно и съкратено, те отразяват реда за комуникация на атомите в молекулите, в допълнение, ясно показват принадлежността на веществото в един или друг клас съединения. И това прави възможно точно определянето на специфичния тип молекула и да се предскаже цялото характеристика на взаимодействието.

Следователно химичните символи и правилно съставните формули на съединенията са най-важната част от работата с всички известни вещества. Това трябва да знае всяка студентска химия.

Физически свойства

Много важна характеристика е проявените физични свойства на веществата. Какво се отнася за тази група?

Агрегат при различни условия, включително стандарт.
Кипене, топене, замръзване, изпаряване.
Органолептични характеристики: цвят, мирис, вкус.
Разтворимост във вода и други разтворители (например органични).
Плътност и течливост, вискозитет.
Електро- и топлопроводимост, топлинен капацитет.
Електрическа пропускливост.
Радиоактивност.
Абсорбция и емисии.
Индуктивност.

Съществуват и редица показатели, които са много важни за пълен списък, отразяващ свойствата на веществата. Те обаче са между физически и химически. То:

вид кристална решетка;
електричество;
твърдост и крехкост;
пречистване и пластичност;
изпаряване или волатилност;
биологично въздействие върху живите организми (отравяне, задушаване, нерв, неутрално, благоприятно и т.н.).

Често тези показатели се споменават именно, когато вече се разглеждат химичните свойства на веществата. Можете обаче да ги укажете във физическия раздел, който грешката няма да бъде.

Химични свойства на веществата

Тази група включва всички възможни видове взаимодействия на разглежданата молекула с други прости и сложни вещества. Това означава ли директно химични реакции. За всеки тип връзка те са строго специфични. Въпреки това, общийните свойства на групата се отличават с цял клас вещества.

Например, всички киселини са способни да реагират с метали според тяхното положение в електрохимичен ред метали. Също така, за всички неутрализационни реакции с алкали, взаимодействие с неразтворими основи. Концентрираните сяра и азотните киселини обаче са специални, тъй като продуктите на тяхното взаимодействие с метали се различават от получените реакции с други представители на класа.

Химичните свойства са много от всяко вещество. Техният брой се определя от дейността на дейността, т.е. способността да се реагира с други компоненти. Има силно абсорбция, практически инертни. Това е строго индивидуален индикатор.

Прости вещества

Те включват тези, които се състоят от един вид атоми, но различните им количества. Например, S 8, O 2, O3, AU, N2, P4, CI2, AR и други.

Химичните свойства на простите вещества се намаляват до:

метали;
неметали;
вода;
киселини;
алкални и амфотерични хидроксиди;
органични съединения;
соли;
оксиди;
пероксиди и анхидриди и други молекули.

Отново трябва да посочите, че това е тясно специфична характеристика за всеки конкретен случай. Следователно физическите и химичните свойства на простите вещества се разглеждат индивидуално.

Усъвършенствани вещества

Тази група включва такива съединения, чиито молекули са оформени от два и по-различни химични елемента. Количеството на всеки от тях може да бъде различно. За разбиране, ние даваме някои прости примери:

H 3 PO 4;
К 3;
Cu (о) 2;
Al 2 o 3 и други.

Тъй като всички те принадлежат към различни класове вещества, разпределят общи физически и химически характеристики за всичко това е невъзможно. Това са специфични свойства, особени и индивидуални във всеки отделен случай.

Неорганични вещества

Понастоящем те са номерирани над 500 хиляди. Има и прости и сложни. Общо, можете да подчертаете няколко основни, които представляват цялото им разнообразие.

Прости вещества метали.
Оксиди.
Прости вещества Nemetalla.
Благородни или инертни газове.
Пероксиди.
Анхидриди.
Летливи водородни съединения.
Хидриди.
Сол.
Киселини.
Основа.
Амфотерни съединения.

Всеки представител на всяка класове има свой собствен набор от физикохимични свойства, които позволяват да се разграничат между други съединения и идентифициране.

Свойства на органични вещества

Организатор е такъв участък на химията, който се занимава с изследване на съединения, различни от неорганични и техните свойства. Основата на тяхната структура е въглеродните атоми, които могат да бъдат свързани помежду си в различни структури:

линейни и разклонени вериги;
цикли;
ароматни пръстени;
хетероциклети.

Живите организми се състоят само от такива съединения, тъй като основата на живота е протеини, мазнини и въглехидрати. Всички те са представители, така и техните специални свойства. Във всеки случай обаче, независимо от това коя молекула е, тя все още ще се характеризира с определен набор от физикохимични свойства, които вече споменахме по-рано.

Какво е жива материя?

Жив е вещество, от което е съставена цялата биомаса на нашата планета. Това означава, че тези организми, които съставляват живота му:

бактерии и вируси;
най-просто;
растения;
животни;
гъби;
хора.

Тъй като основната част от съединенията в живата същества е органична, тогава е необходимо да се придаде на групата на живот. Но не всички. Само тези, без които съществуването на представители на жива биосфера е невъзможно. Това са протеини, нуклеинови киселини, хормони, витамини, мазнини, въглехидрати, аминокиселини и др. Терминът "жива субстанция" е въведен от Вернадски, основател на ученията на биосферата на планетата.

Достъпни имоти:

притежание на енергия с възможността за нейната трансформация;
саморегулиране;
произволно движение;
редуване на поколения;
аварийно разнообразие.

Кристали и метални вещества

Кристален разговор Всички съединения с определен вид структура на пространствената решетка. Има съединения с атомна, молекулна или метална кристална решетка. В зависимост от вида, свойствата на типичните твърди съединения, които имат вид фини или големи кристали, са различни, различни соли са различни.

Има и прости вещества с подобна структура, като диамант или графит, скъпоценни и полускъпоценни камъни, минерали, скали. Основните свойства на тях:

твърдост;
нестабилност;
средно топене и кипене точки.

Въпреки това, както винаги, всяка характеристика не може да подходи към всички.

Веществата показват метали, техните сплави. За тях можете да изберете набор от общи характеристики:

пречистване и пластичност;
високи температури на кипене, топене;
електро- и топлопроводимост;
метален блясък.

Основи (хидроксиди) - сложни вещества, чиито молекули в техния състав имат една или повече хидрокси групи. Най-често основите се състоят от метален атом и ОН група. Например, NaOH е натриев хидроксид, СА (ОН) 2 - калциев хидроксид и др.

Налице е основен амониев хидроксид, в който хидроксилната група е прикрепена не към метала, но до NH4 + йон (амониев катион). Амониев хидроксид се образува чрез разтваряне на амоняк във вода (реакция на водна връзка към амоняк):

NH3 + Н20 \u003d NH4OH (амониев хидроксид).

Valence на групата Gyroxy - 1. Броят на хидроксилните групи в основната молекула зависи от валентността на метала и е равна на нея. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, СА (ОН) 2, Fe (OH) 3 и др.

Всички основи - твърди вещества, които имат различно оцветяване. Някои основи са добре разтворими във вода (NaOH, KOH et al.). Въпреки това, повечето от тях не се разтварят във вода.

Водните разтворими бази се наричат \u200b\u200bоснови. Решения на алкални "сапун" хлъзгави до допир и по-скоро каустик. Алкалисей включва хидроксиди на алкални и алкалоземни метали (KOH, LiOH, RBOH, NaOH, CSOH, СА (ОН) 2, SR (OH) 2, Ba (OH) 2 и др.). Останалите са неразтворими.

Неразтворими основания- Това са амфотерни хидроксиди, които, когато взаимодействат с киселини, действат като бази и с терена се държат като киселини.

Различните основи се различават по различна способност за разделяне на хидроксилната група, следователно, те са разделени на силни и слаби основания.

Силните основи във водни разтвори лесно дават на техните хидрокси групи и слаби - не.

Химични свойства на основата

Химичните свойства на основата се характеризират със съотношението между тях до киселини, анхидриди на киселини и соли.

1. Закон за индикатори. Индикаторите променят картината си в зависимост от взаимодействието с различни химикали. В неутрални решения - те имат един цвят, в разтвори на киселини - друг. Когато взаимодействате със земята, те променят рисуването си: индикаторът метил оранжев е боядисан в жълто, индикаторът Lactium е в синьо и фенолфталеинът става фуксия.

2. Взаимодействат с киселинни оксиди с Образуването на сол и вода:

2NAOH + SiO 2 → Na 2 Si0 + H 2O.

3. реагират с киселини, Образуване на сол и вода. Реакцията на реакцията на основата с киселина се нарича неутрализационна реакция, тъй като след приключването му средата става неутрална:

2Koh + H2S04 → K2S04 + 2H2O.

4. Реагират със соли Пристигане на нова сол и база:

2naoH + CUSO 4 → CU (OH) 2 + Na2S04.

5. Способни при нагряване, разградени във вода и основен оксид:

CU (OH) 2 \u003d CUO + H 2O.

Имате въпроси? Искате ли да научите повече за основите?
За да получите помощ за наставник - Регистрирайте се.
Първият урок е безплатен!

сайтът, с пълно или частично копиране на позоваването на материала към оригиналния източник.

Елементарните частици физически въпрос на нашата планета са атоми. В свободна форма те могат да съществуват само при много високи температури. При нормални условия елементарните частици се обединяват с помощта на химични връзки: йонни, метални, ковалентни полярни или не-полярни. По този начин се образуват вещества, примери, които ще разгледаме в нашата статия.

Прости вещества

Процесите на взаимодействие на атомите на същия химически елемент се подават чрез образуването на химикали, наречени прости. По този начин въглите се образуват само чрез въглеродни атоми, водороден газ - водородни атоми, а течният живак се състои от частици на живак. Концепцията за просто вещество не трябва да се идентифицира с концепцията за химичен елемент. Например, въглеродният диоксид се състои не от простите вещества от въглерод и кислород, но от елементите на въглерод и кислород. Условно съединения, състоящи се от атоми от един и същ елемент, могат да бъдат разделени на метали и неметали. Разгледайте някои примери за химичните свойства на такива прости вещества.

Метали

Въз основа на позицията на металния елемент в периодичната система могат да бъдат разграничени следните групи: активни метали, елементи на основните подгрупи на третата - осма групи, метали на странични подгрупи на четвъртата - седма групи, както и лантаноиди и актиноиди. Металите са прости вещества, примери за които по-късно дават, имат следните общи свойства: топлина и електрическа проводимост, метален гланц, пластичност и стъпка. Такива характеристики са присъщи на желязо, алуминий, мед и др. С увеличаване на номера на последователността в периодите, температурата на кипене, топене, както и твърдостта на металните елементи се увеличават. Това се дължи на компресирането на техните атоми, т.е. намаление на радиуса, както и натрупването на електрони. Всички параметри на металите се дължат на вътрешната структура на кристалната решетка на тези връзки. По-долу ще разгледат химични реакции, както и примери за свойства на вещества, свързани с метали.

Характеристики на химични реакции

Всички метали със степен на окисление 0 показват само свойствата на редуциращите агенти. Алкални и алкалоземни елементи взаимодействат с вода, за да образуват химически агресивни основи - алкали: \\ t

2na + 2H2 0 \u003d 2NAOH + H2

Типични метали Реакция - окисление. В резултат на съединения с кислородни атоми, а оксидните вещества възникват:

Zn + O 2 \u003d Zno

Това са двоични съединения, свързани със сложни вещества. Примери за основните оксиди са натриеви оксиди Na2O, мед CUO, CAO калций. Те могат да взаимодействат с киселини, в резултат на това, сол и вода се намират в продуктите:

Mgo + 2HCL \u003d MgCl 2 + H 2O

Веществата от киселинни класове, основи, соли, принадлежат към сложни съединения и показват различни химични свойства. Например, реакцията на неутрализация се осъществява между хидроксиди и киселини, което води до появата на сол и вода. Съставът на солите ще зависи от концентрацията на реагентите: така с излишък в реагиращата смес от киселина се получават киселинни соли, например, NaHC03 - натриев бикарбонат и високата алкална концентрация причинява образуването на основен Соли, като Al (OH) 2 CL - алуминиев дихидроксихлорид.

Nemetalla.

Най-важните неметални елементи са в азотни подгрупи, въглерод, и принадлежат към групите халогени и халкогени на периодичната система. Даваме примери за вещества, принадлежащи на неметалам: това е сяра, кислород, азот, хлор. Всички физически характеристики са противоположни на свойствата на металите. Те не извършват електрически ток, лошо преминават термалните лъчи, имат ниска твърдост. Взаимодействие с кислород, неметали образуват сложни съединения - киселинни оксиди. Последното, взаимодействащо с киселини, придават киселини:

H2O + CO 2 → H2CO3

Типична реакция, характеристика на киселинните оксиди, е взаимодействие с алкали, което води до появата на сол и вода.

Химическата активност на не металите в периода се засилва, това се дължи на увеличаване на способността на техните атоми да привличат електрони от други химични елементи. В групи наблюдаваме обратното явление: неметалните свойства отслабват поради надуването на обема на атома чрез добавяне на нови енергийни нива.

Така че считаме видовете химикали, примери, илюстриращи техните свойства, позиция в периодичната система.

Светът по света е материал. Материята има два вида: вещество и поле. Целта на химията е веществото (включително ефекта върху веществото на различните полета - звук, магнитна, електромагнитна и др.)

Веществото е всичко, което има много почивка (т.е., характеризираща се с наличието на маса, когато не се движи). Така че, въпреки че масата на останалата част от един електрон (масата на неподвижния електрон) е много малък - около 10 -27 g, но дори един електрон е вещество.

Веществото е в три съвкупни състояния - газообразни, течни и твърди. Има друго състояние на веществото - плазмата (например, има плазма в гръмотевична буря и топка), но в учебната година химията на плазмата почти не се разглежда.

Веществата могат да бъдат чисти, много чисти (необходими, например, за създаване на оптични влакна), могат да съдържат забележими количества примеси, могат да бъдат смеси.

Всички вещества се състоят от най-малките частици - атоми. Вещества, състоящи се от атоми от един вид (от атомите на един елемент), \\ t наречен прост (например въглен, кислород, азот, сребро и др.). Вещества, които съдържат взаимосвързани атоми от различни елементи, се наричат \u200b\u200bкомплекс.

Ако има две или повече прости вещества в веществото (например във въздуха) и техните атоми не са свързани помежду си, не се нарича трудно, а смес от прости вещества. Броят на простите вещества е сравнително малък (около петстотин) и броят на сложните вещества е огромен. Известни са десетки милиони различни сложни вещества.

Химически трансформации

Веществата могат да сключват помежду си и да възникнат нови вещества. Такива трансформации се наричат Химически. Например, прост субстанционни взаимодейства (химици) (химици) - реагира) с друго просто вещество - кислород, в резултат на това се образува сложно вещество - въглероден диоксид, при който въглеродните и кислородните атоми са свързани помежду си. Такива трансформации на едно вещества в други се наричат \u200b\u200bхимически. Химичните трансформации са химични реакции. Така че, когато се нагрява захар във въздуха, сложно сладко вещество - захароза (от която се състои) - се превръща в просто вещество - въглища и сложна субстанция - вода.

Химията изследва превръщането на едно вещества в други. Задачата на химията е да се разбере с точно какви вещества могат да взаимодействат при тези условия (реагиране) на това или оформеното вещество. Освен това е важно да се открие точно кои условия могат да преминат тази или тази трансформация и можете да получите желаното вещество.

Физични свойства на веществата

Всяко вещество се характеризира с комбинация от физични и химични свойства. Физическите свойства са свойства, които могат да бъдат описани с физически инструменти.. Например, като използвате термометър, можем да определим точката на топене и кипене на водата. Във физически методи е възможно да се характеризират способността на веществото да извършва електрически ток, да определи плътността на веществото, нейната твърдост и др. При физически процеси веществата остават непроменени в състав.

Физическите свойства на веществата се подразделят на четливи (тези, които могат да бъдат описани, като се използват определени физически инструменти с число, например, индикация за плътността, топенето и кипенето, разтворимостта във вода и т.н.) и непоследователни (тези, които са невъзможно е да се характеризират или много трудно - като цвят, мирис, вкус и т.н.).

Химични свойства на веществата

Химичните свойства на веществото са набор от информация, с какви други вещества и при какви условия това вещество влиза в химични взаимодействия. Най-важната задача на химията е да се идентифицират химичните свойства на веществата.

При химични трансформации най-малките частици вещества участват - атоми. При химични трансформации се образуват други вещества от някои вещества, а изходните материали изчезват и вместо това се образуват нови вещества (реакционни продукти). НО атомивсичко химични трансформации се запазват. Тяхното прегрупиране възниква, с химически трансформации старите връзки между атомите се унищожават и възникват нови връзки.

Химичен елемент

Броят на различните вещества е огромен (и всеки от тях има своя собствена комбинация от физични и химични свойства). Атомите, различаващи се един от друг върху най-важните характеристики, в значението на нас материалния свят сравнително малък - около сто. На всеки тип атоми се отговаря на химичния елемент. Химичният елемент е съвкупност от атоми със същите или близки характеристики.. В природата има около 90 различни химични елемента. Към днешна дата физиците са се научили да създават нови видове атоми на земята. Такива атоми (и съответно такива химични елементи) се наричат \u200b\u200bизкуствени (на английски - създадени от човека елементи). Са синтезирани повече от две десетки изкуствено получени елементи.

Всеки елемент има латинско име и един или два буквен символ. В химическата литература на Русия няма ясни правила за произношението на символи на химичните елементи. Някои произзвучат по този начин: те наричат \u200b\u200bелемента на руски (символи на натрий, магнезий и др.), Други - на латински букви (въглеродни символи, фосфор, сяра), трета - как името на елемента на латиница (желязо, сребро , злато, живак звучи). Символът на водородния елемент N с нас обикновено се произнася, тъй като това писмо се произнася на френски език.

Сравнението на най-важните характеристики на химичните елементи и простите вещества се показва в таблицата по-долу. Един елемент може да бъде отговорен от няколко прости вещества (явлението на алутропия: въглерод, кислород и т.н.), и може би един (аргон и др. Инертни газове).

Неорганичните вещества са прости и сложни. Обикновените вещества се разделят на метали (K, Na, Li) и неметали (O, Cl, p). Болезнените вещества се разделят на оксиди, хидроксиди (основи), соли и киселини.

Оксиди.

Оксиди. - съединения на химическия елемент (метал или неметал) с кислород (окислителна степен -2), докато кислородът се свързва с по-малко електрифициращ елемент.

Разпределяйте:

1. Киселинни оксиди - оксиди, показващи киселинни свойства. Оформени неметали и кислород. Примери: SO3, SO2, CO2, P2O5, N205.

2. Амфотерни оксиди - оксиди, които могат да показват както основни, така и кисели свойства (такъв имот се нарича амфотерност). Примери: AL2O3, CRO3, ZNO, BEO, PBO.

3. Основни оксиди - метални оксиди, докато металите показват степента на окисление +1 или +2. Примери: K2O, MGO, CAO, BAO, LI2O, Na2O.

4. Рязане на оксиди - Практически не реагират, нямат подходящи киселини и хидроксиди. Примери: Ко, не.

Химични свойства на основните оксиди

1. Взаимодействие с вода

Алкални и алкални земни метални оксиди, хидроксидите на които образуват разтворима основа, влизат в реакцията.

главен оксид + вода → алкални

K2O + H2O → 2koh

CAO + H2O → CA (OH) 2

2. Взаимодействие с киселина

основен оксид + киселина → сол + вода

MGO + H2SO4 → MgS04 + H2O

Na2O + H2S (H2O) → 2nahs + H2O

Mgo (HCl → mg (OH)

3. Взаимодействие с кисели или амфотерни оксиди

основен оксид + киселина / амфотерни оксид → сол

В този случай металът, който е основно оксид, става катион, а киселия / амфотерният оксид става анион (киселинен остатък). Реакциите между твърдите оксиди се нагряват. Неразтворим във вода, основните оксиди не взаимодействат с оксиди с газообразни киселини.

BAO + SiO2 (t) → basio3

K2O + Zno (t) → k2zno2

Feo + CO2 ≠

4. Взаимодействие с амфотерни хидроксиди

основен оксид + амфотерни хидроксид → сол + вода

Na2O + 2AL (OH) 3 (t) → 2naalo2 + 3H2O

5. Разлагане при температурата на оксидите на благородни метали и живак

2AG2O (t) → 4Ag + O2

2HGO (t) → 2HG + O2

6. Взаимодействие с въглерод (с) или водород (Н2) при висока температура.

Когато се подчертава редукцията на алкалните оксиди, алкални земни метали и алуминий, самият метал и неговият карбид се отличава.

Feo + c (t) → fe + сътрудничество

3FE2O3 + C (t) → 2FE3O4 + сътрудничество

CAO + 3C (t) → CAC2 + CO

CAO + 2H2 (t) → cah2 + h2o

7. Активните метали се намаляват по-малко активни от техните оксиди при високи температури.

Cuo + zn (t) → zno + cu

8. Кислород окислява по-ниските оксиди до по-високи.

Алкалните и алкалоземни метални оксиди се прехвърлят в пероксиди

4FEO + O2 (t) → 2FE2O3

2BAO + O2 (t) → 2BAO2

2NAO + O2 (t) → 2nA2O2

Химични свойства на киселинните оксиди

1. Взаимодействие с вода

киселинният оксид + вода → киселина

SO3 + H2O → H2SO4

Si02 + H2O ≠

Някои оксиди няма подходящи киселини, в този случай възникват непропорционална реакция

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

3NO2 + H2O (t) → 2hno3 + no

2CLO2 + H2O → HCLO3 + HCLO2

6Clo2 + 3H2O (t) → 5HCLO3 + HCI

В зависимост от количеството вода, свързана с P2O5, се образуват три различни киселини - метафосфорна NR3, пирофосфорна H4P2O7 или ортофосфорна H3RO4.

P2O5 + H2O → 2HPO3

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Хромният оксид съответства на две киселини - хром H2CRO4 и dichromova H2CR2O7 (III)

CRO3 + H2O → H2CRO4

2CRO3 + H2O → H2CR2O7

2. Взаимодействие със основанията

киселинно оксид + база → сол + вода

Неразтворимите киселинни оксиди реагират само при тъкане и разтворими - при нормални условия.

Si02 + 2naoh (t) → Na2Sio3 + H2O

С излишък от оксид се образува кисела сол.

CO2 (RI) + NaOH → NaHC03

P2O5 (шунка) + 2CA (OH) 2 → 2cahpo4 + H2O

P2O5 (СА) + СА (ОН) 2 + H2O → CA (H2PO4) 2

С излишък от основа, основната сол се образува

CO2 + 2 mg (OH) 2 (Mgoh) 2CO3 + H2O

Оксиди, които нямат подходящи киселини, влизат в реакцията на диспропортерацията и образуват две соли.

2NO2 + 2NAOH → NANO3 + NANO2 + H2O

2CLO2 + 2NAOH → NACLO3 + NACLO2 + H2O

CO2 реагира с някои амфотерни хидроксиди (BE (OH) 2, ZN (OH) 2, pB (ОН) 2, cu (ОН) 2), докато се образуват основната сол и вода.

CO2 + 2BE (OH) 2 → (BEOH) 2CO3 ↓ + H2O

CO2 + 2CU (OH) 2 → (CUOH) 2CO3 ↓ + H2O

3. Взаимодействие с основен или амфотерния оксид

киселинни оксид + основен / амфотерно оксид → сол

Реакциите между твърдите оксиди са при сядане. Амфотерни и водонеразтворими основни оксиди взаимодействат само с твърди и течни киселинни оксиди.

Si02 + BAO (t) → basio3

3SO3 + AL2O3 (t) → al2 (so4) 3

4. Взаимодействие със сол

киселинен нелетлив оксид + сол (t) → сол + киселина летящ оксид

Si02 + CACO3 (t) → CASIO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → 2NA3PO4 + 2CO2

5. Киселите оксиди не взаимодействат с киселини, но р2О5 реагира с безводен кислород-съдържащи киселини.

Формира се от NR3 и анхидрид на съответната киселина

P2O5 + 2HCLO4 (флот) → CL2O7 + 2HPO3

P2O5 + 2HNO3 (флот) → N2O5 + 2HPO3

6. Влезте в реакции на окислителна реакция.

1. Възстановяване

При високи температури някои неметали могат да възстановят оксидите.

CO2 + C (t) → 2co

SO3 + C → SO2 + CO

H2O + C (t) → H2 + сътрудничество

За да възстановите не металите от техните оксиди, често се използва магнитен.

CO2 + 2MG → C + 2MGO

Si02 + 2 mg (t) → Si + 2mgo

N2O + mg (t) → n2 + mgo

2. Долните оксиди се трансформират в по-високи, когато взаимодействат с озон (или кислород) при висока температура в присъствието на катализатор

NO + O3 → NO2 + O2

SO2 + O3 → SO3 + O2

2NO2 + O3 → N2O5 + O2

2CO + O2 (t) → 2CO2

2so2 + O2 (t, kat) → 2so3

P2O3 + O2 (t) → P2O5

2No + O2 (t) → 2NO2

2N2O3 + O2 (t) → 2N2O4

3. Оксиди влизат в други редокс реакции

SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3

2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2

SO2 + 2H2S → 3S ↓ + 2H2O 2NO2 (t) → 2NO + O2

2S02 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O

2CO2 + 2NA2O2 → 2NA2C03 + O2 10NO2 + 8P → 5N2 + 4P2O5

N2O + 2CU (t) → n2 + cu2o

2No + 4CU (t) → N2 + 2CU2O

N2O3 + 3CU (t) → N2 + 3cuo

2NO2 + 4CU (t) → n2 + 4cuo

N2O5 + 5CU (t) → N2 + 5cuo

Химични свойства на амфотерните оксиди

1. Не взаимодействайте с вода

амфотерски оксид + вода ≠

2. Взаимодействие с киселини

амфотернал оксид + киселина → сол + вода

AL2O3 + 3H2SO4 → AL2 (SO4) 3 + 3H2O

С излишък от полипейна киселина, се образува кисела сол

AL2O3 + 6H3PO4 (H2PO4) 3 + 3H2O

С излишък от оксид, основната сол се образува

Zno (hcl → zn (oh) cl

Двойни оксиди образуват две соли

FE3O4 + 8HCL → FECL2 + 2FECL3 + 4H2O

3. Взаимодействие с киселинен оксид

амфотерски оксид + киселинен оксид → сол

AL2O3 + 3SO3 → AL2 (SO4) 3

4. Взаимодействие с алкали

амфотернал оксид + алкален → сол + вода

При тъкане се образуват средната сол и вода и в разтвор - сложна сол

Zno + 2naoh (TV) (t) → Na2ZNO2 + H2O

Zno + 2NaoH + H2O → Na2

5. Взаимодействие с основния оксид

амфотерски оксид + основен оксид (t) → сол

Zno + k2o (t) → k2zno2

6. Взаимодействие със соли

амфотернал оксид + сол (t) → сол + летящ киселинен оксид

Амфотерните оксиди са изместени, когато се сливат летливи киселинни оксиди от техните соли

AL2O3 + K2CO3 (t) → Kalo2 + CO2

FE2O3 + Na2CO3 (t) → 2NAFEO2 + CO2

Химични свойства на основата

Основите са вещества, които включват метална катион и хидроксид. Основите са разтворими (алкални (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) и неразтворим (AL2O3, mg (OH) 2).

1. Разтворим база + индикатор → Промяна на цвета

Когато добавяте индикатор в основен разтвор, неговите цветови промени:

Безцветен фенолфтален - малина

Лилав лакмус - синьо

Метилоранж - жълт

2. Взаимодействие с киселина (реакция на неутрализация)

база + киселина → сол + вода

Чрез реакция, среда, киселинни или основни соли могат да бъдат получени. С излишък от полипеична киселина се образува кисела сол, с излишък от многодна основа - основната сол.

Mg (OH) 2 + H2SO4 → MgS04 + 2H2O

Mg (OH) 2 + 2H2S04 → mg (HSO4) 2 + 2H2O

2 mg (ОН) 2 + H2SO4 → (Mgoh) 2SO4 + 2H2O

3. Взаимодействие с киселинни оксиди

база + киселинен оксид → сол + вода

6NH4OH + P2O5 → 2 (NH4) 3PO4 + 3H2O

4. взаимодействие на алкални с амфотерния хидроксид

шил + амфотерни хидроксид → сол + вода

В тази реакция амфотерният хидроксид показва киселинни свойства. При реакция в стопилката се получават средна сол и вода и в разтвора - сложна сол. Хидроксидите на желязо (III) и хром (III) се разтварят само в концентрирани алкални разтвори.

2KOH (TV) + ZN (OH) 2 (t) → K2ZNO2 + 2H2O

Koh + al (oh) 3 → k

3NAOH (заключение) + Fe (OH) 3 → Na3

5. Взаимодействие с амфотерния оксид

алкален + амфотерният оксид → сол + вода

2NAOH (TV) + AL2O3 (t) → 2naalo2 + H2O

6NAOH + AL2O3 + 3H2O → 2NA3

6. Взаимодействие със сол

Между основата и солта се появява реакцията на йоновата обмен. Само когато седиментът е отпаднал или когато газът се промива (когато се образува NH4OH).

А. Взаимодействието на разтворимата основа и разтворима киселинна сол

разтворима база + разтворима кисела сол → Средна сол + вода

Ако солта и основата са оформени от различни катиони, се образуват две средни соли. В случай на киселинни соли на амоняк, излишъкът на алкали води до образуването на амониев хидроксид.

Ba (OH) 2 + BA (HCO3) 2 → 2baco3 ↓ + 2H2O

2NAOH (H2S + NH4HS → Na2S + NH4HS + H2O

Б. Взаимодействието на разтворима основа с разтворима среда или основна сол.

Може би няколко възможности за разработване на събития

разтворима база + разтворим средна / основна сол → неразтворима сол ↓ + база

→ Сол + неразтворим база ↓

→ сол + слаб електролит NH4OH

→ Реакцията не върви

Реакциите преминават между разтворими бази и средна сол само ако получената неразтворима сол е оформена или неразтворим база или слаб електролит NH4OH

Naoh + KCL ≠ реакция не отива

Ако солта на източника се образува чрез много киселинна основа, с недостиг на алкални, основната сол се образува.

Под действието на алкалите върху сребърни и живачни соли (II), няма техните хидроксиди, които се разтварят при 25 ° С и неразтворими оксиди на AG2O и HGO.

7. Разлагане при температура

основен хидроксид (Т) → Оксид + вода

Ca (oh) 2 (t) → cao + h2o

NaOH (t) ≠

Някои основи (предих, Hg (OH) 2 и NH4OH) разлагат дори при стайна температура

Lioh (t) → li2o + h2o

NH4OH (25c) → NH3 + H2O

8. Взаимодействие на алкални и преходни метали

шил + преходен метал → сол + Н2

2AL + 2KOH + 6H2O → 2k + 3H2

ZN + 2NAOH (TV) (t) → Na2ZNO2 + H2

ZN + 2NAOH + 2H2O → Na2 + H2

9. Взаимодействие с неметали

Alkali взаимодействат с някои неметали - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. В този случай често в резултат на непропорционалността се формират две соли.

Si + 2Koh + H2O → K2SIO3 + 2H2

3s + 6koh (t) → 2k2s + k2SO3 + 3H2O

CL2 + 2KOH (заключителна) → KCL + KCLO + H2O (за BR, I)

3CL2 + 6KOH (сключено) (t) → 5kCl + kclo3 + 3H2O (за br, i)

CL2 + СА (ОН) 2 → CAOCL2 + H2O

4F2 + 6NAOH (RSC) → 6NAF + от2 + O2 + 3H2O

4P + 3NAOH + 3H2O → 3NAH2PO2 + ph3

Хидроксидите с редуциращи свойства могат да се окисляват с кислород

4FE (OH) 2 + O2 + 2H2O → 4FE (OH) 3 (\u003d CR)

Химични свойства на киселини

1. Промяна на цвета на индикатора

разтворим киселина + индикатор → промяна на цвета

Виолетовният лак и метильори, боядисан в червен, фенолфталеин става прозрачен

2. Взаимодействие с основи (реакция на неутрализация)

киселина + база → сол + вода

H2SO4 + mg (OH) 2 → MgS04 + 2H2O

3. Взаимодействие с основния оксид

киселин + основен оксид → сол + вода

2HCL + CUO → CUCL2 + H2O

4. Взаимодействие с амфотерни хидроксиди с образуването на средни, кисели или основни соли

киселин + амфотер хидроксид → сол + вода

2HCL + BE (OH) 2 → BECL2 + 2H2O

H3PO4 () + ZN (OH) 2 → ZNHPO4 + 2H2O

HCl + Al (OH) 3 () → Al (OH) 2CL + H2O

5. Взаимодействие с амфотерни оксиди

киселин + амфотерния оксид → сол + вода

H2SO4 + ZNO → ZNSO4 + H2O

6. Взаимодействие със соли

Обща реакционна схема: киселина + сол → сол + киселина

Реакцията на йонообменната обмен настъпва, която отива до края само в случай на образуване на газ или утайка.

Например: НС1 + agno3 → agcl ↓ + hno3

2HBR + K2SIO3 → 2KBR + H2SIO3 ↓

А. Взаимодействие със сол на по-волатилна или слаба киселина за образуване на газ

HCl + Nahs → NaCl + H2S

Б. взаимодействието на силна киселина и соли на силна или средна киселина за образуване на неразтворима сол

силна киселина + сол на силна / средна киселина → неразтворима сол + киселина

Не неутралната ортофосфорна киселина измества силна, но летливи сол и азотна киселини от техните соли, при условие че образуването на неразтворима сол

В. Взаимодействие с киселинното киселинност с основната сол на същата киселина

киселина1 + основна солна киселина1 → средна сол + вода

НС1 + mg (OH) Cl → MgCl2 + H2O

G. взаимодействие на полипеична киселина със средна или кисела сол на същата киселина, за да се образува кисела сол на една и съща киселина, съдържаща по-голям брой водородни атоми

полишная киселина1 + средно / киселинна киселина 1 → киселина киселина киселина1

H3PO4 + Ca3 (PO4) 2 → 3cahpo4

H3PO4 + Cahpo4 → CA (H2PO4) 2

D. Взаимодействие на сероводородната киселина с AG, CU, PB, CD, Hg соли с образуването на неразтворим сулфид

киселинни H2S + сол AG, CU, PB, CD, Hg → AG2S / CUS / PBS / CD / HGS ↓ + киселина

H2S + CUSO4 → CUS ↓ + H2SO4

Е. Взаимодействие със средна или комплексна сол с амфотернал метал в анион

а) в случай на липса на киселина, средната сол и амфотеричен хидроксид се образува

киселина + средна / комплекс сол в амфотерния метал в анион → средна сол + амфотерричен хидроксид

б) в случай на излишък от киселина, две средни соли и вода се образуват

киселина + среда / сложна сол с амфотерна метал в анион → средна сол + среда + вода

В някои случаи киселините с соли влизат в реакции на окислителна реакция или комплекта:

H2SO4 (заключителни) и I ~ / br ~ (H2S и I2 / SO2 и BR2 продукти)

H2SO4 (заключителна) и FE² + (продукти SO2 и FE3 +)

HNO3 RSS / състояние и FE² + (NO / NO2 и FE3 + продукти)

HNO3 RSS / ограничаване и SO3² ~ / s² ~ (NO / NO2 и SO4² ~ / s или so4² |

HCLONC и KMNO4 / K2CR2O7 / KCLO3 (CL2 и MN² + / CR² + / CL ~ продукти)

3. взаимодействието на концентрирана сярна киселина с твърда сол

Не-течащите киселини могат да проявят летливи от техните твърди соли.

7. киселина с метал

А. Киселинно взаимодействие с метали, обърнати или след водород

киселина + метал до Н2 → Сел Метал в минимално окисление + Н2

FE + H2SO4 (RSS) → FESO4 + H2

киселинни + метал след H2 ≠ реакцията не отива

CU + H2SO4 (RSC)

Б. Взаимодействието на концентрирана сярна киселина с метали

H2SO4 (CON) + AU, PT, IR, RH, TA ≠ реакция не отива

H2SO4 (Concaten) + алкален / алкален пръст и mg / Zn → H2S / s / SO2 (в зависимост от условията) + метален сулфат до максималната окислителна степен + H2O

ZN + 2H2SO4 (конц) (T1) → ZnSo4 + SO2 + 2H2O

3ZN + 4H2SO4 (CON) (T2\u003e T1) → 3ZNSO4 + S ↓ + 4H2O

4ZN + 5H2SO4 (конц) (T3\u003e T2) → 4ZNSO4 + H2S + 4H2O

H2SO4 (заключителни) + други метали → SO2 + метален сулфат в максимална окислителна степен + H2O

CU + 2H2SO4 (CON) (T) → CUSO4 + SO2 + 2H2O

2AL + 6H2SO4 (конц) (t) → al2 (s04) 3 + 3so2 + 6H2O

Б. Взаимодействието на концентрирана азотна киселина с метали

HNO3 (конц) + AU, PT, IR, RH, TA, OS ≠ реакция не отива

HNO3 (заключение) + pt ≠

HNO3 (заключителна) + метална алкална / алкална пръст → N2O + метален нитрат до максимална окислителна степен + H2O

4BA + 10HNO3 (заключава) → 4ba (No3) 2 + N2O + 5H2O

HNO3 (заключителни) + оставащи метали при температура → NO2 + метален нитрат в максимална степен на окисление + H2O

AG + 2HNO3 (заключава) → Agno3 + No2 + H2O

С Fe, Co, Ni, CR и AL взаимодействат само когато се нагряват, тъй като при нормални условия тези метали с азотна киселина са пасивирани - стават химически устойчиви

Взаимодействието на разредена азотна киселина с метали

HNO3 (RSS) + AU, PT, IR, RH, TA ≠ Реакция не отива

Много пасивни метали (AU, PT) могат да бъдат разтворени от царска водка - смес от един обем концентрирана азотна киселина с три обема концентрирана солна киселина. Окислителният агент в него е атомен хлор, разпръскването на нитрозилхлорид, който се образува в резултат на реакцията: HNO3 + 3HC1 → 2H2O + NOCL + Cl2

HNO3 (RSC) + Метален алкална / алкална пръст → NH3 (NH4NO3) + метален нитрат в максимална окислителна степен + H2O

NH3 се превръща в NH4N03 в излишък на азотна киселина

4CA + 10HNO3 (RSS) → 4CA (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3 (RSC) + метал в ред напрежения до Н2 → No / N2O / N2 / NH3 (в зависимост от условията) + метален нитрат до максималната окислителна степен + H2O

С останалите метали, изправени пред ред водород и неметали, HNO3 (RSC) образува сол, вода и, главно не, но може, в зависимост от условията и N2O и N2 и NH3 / NH4NO3 (по-големите \\ t Киселина, долната степен на окисление на азот в произведения газообразен продукт)

3ZN + 8HNO3 (RSC) → 3ZN (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

4ZN + 10HNO3 (RSS) → 4ZN (NO3) 2 + N2O + 5H2O

5ZN + 12HNO3 (RSC) → 5ZN (NO3) 2 + N2 + 6H2O

4ZN + 10HNO3 (OCH.MEB) → 4ZN (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3 (RSS) + метал след Н2 → NO + метален нитрат в максимална окислителна степен + H2O

С ниски активни метали, стоящи след Н2, HNO3SB образува сол, вода и не

3CU + 8HNO3 (RSC) → 3CU (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

8. Разлагане на киселини при температури

киселина (t) → вода + вода

H2CO3 (t) → CO2 + H2O

H2SO3 (t) → SO2 + H2O

H2SIO3 (t) → Si02 + H2O

2H3PO4 (t) → H4P2O7 + H2O

H4P2O7 (t) → 2HPO3 + H2O

4HNO3 (t) → 4NO2 + O2 + 2H2O

3hno2 (t) → hno3 + 2No + h2o

2HNO2 (t) → NO2 + NO + H2O

3HCL (t) → 2HCL + HCLO3

4H3PO3 (t) → 3H3PO4 + ph3

9. Взаимодействието на киселина с неметали (Redox реакция). В този случай, неметалът се окислява до подходящата киселина и киселината се възстановява до газообразен оксид: H2SO4 (свързване) - до SO2; HNO3 (заключение) - до №2; HNO3 (RSC) - до №.

S + 2HNO3 (RSS) → H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3 (заключава) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4 (CON) → 3SO2 + CO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 (заключава) → 2SO2 + CO2 + 2H2O

C + 4HNO3 (CON) → 4NO2 + CO2 + 2H2O

P + 5HNO3 (RSS) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3 (CON) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O

H2S + G2 → 2HG + S ↓ (с изключение на F2)

H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (с изключение на F2)

2H2s (вода) + O2 → 2H2O + 2S ↓

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (изгаряне)

2H2S + O2 (разбирам) → 2H2O + 2S

Повече активни халогени са изоставени по-малко активни от NG киселини (изключение: F2 реагира с вода, а не с киселина)

2HR + CL2 → 2HCL + BR2 ↓

2HI + CL2 → 2HCL + I2 ↓

2HI + BR2 → 2HBR + I2 ↓

10. Редукционни реакции между киселини

H2SO4 (CON) 2HBR → BR2 ↓ + SO2 + 2H2O

H2SO4 (CON) + 8HI → 4i2 ↓ + H2S + 4H2O

H2SO4 (Concaten) + HCL ≠

H2SO4 (CON) + H2S → S / SO2 + 2H2O

3H2SO4 (CON) + H2S → 4SO2 + 4H2O

H2SO3 + 2H2S → 3S ↓ + 3H2O

2HNO3 (сключено) + H2S → S ↓ + 2NO2 + 2H2O

2hno3 (заключител) + SO2 → H2SO4 + 2NO2

6hno3 (заключител) + hi → hio3 + 6no2 + 3H2O

2hno3 (заключава) + 6HCL → 3CL2 + 2NO + 4H2O

Химични свойства на амфотерни хидроксиди

1. Взаимодействие с основния оксид

амфотерматичен хидроксид + основен оксид → сол + вода

2AL (OH) 3 + Na2O (t) → 2naalo2 + 3H2O

2. Взаимодействие с амфотер или киселинно оксид

амфотерният хидроксид + амфотърв / киселинен оксид ≠ реакция не отива

Някои амфотерични оксиди (BE (OH) 2, ZN (OH) 2, pB (ОН) 2) реагират с киселинно оксид СО2 с образуването на утаяване на основни соли и вода

2be (OH) 2 + CO2 → (BEOH) 2CO3 ↓ + H2O

3. Взаимодействие с алкали

амфотеричен хидроксид + алкален → сол + вода

Zn (oh) 2 + 2koh (tv) (t) → k2zno2 + 2H2O

Zn (oh) 2 + 2koh → k2

4. Не взаимодействат с неразтворими основи или амфотерни хидроксиди

амфотеричен хидроксид + неразтворим база / амфотерни хидроксид ≠ реакция не отива

5. Взаимодействие с киселини

амфотеричен хидроксид + киселина → сол + вода

Al (OH) 3 + 3HCL → alcl3 + 3H2O

6. Не реагирайте с соли

амфотеричен хидроксид + сол ≠ реакция не отива

7. Не реагирайте с метали / неметали (прости вещества)

амфотерният хидроксид + метал / не-метал ≠ реакция не отива

8. Термично разлагане

амфотеричен хидроксид (t) → Амфотернал оксид + вода

2AL (OH) 3 (t) → AL2O3 + 3H2O

ZN (ОН) 2 (t) → zno + h2O

Подметки Обща информация

Представете си, че имаме киселина и алкали, ще извършим реакцията на неутрализация между тях и ще получаваме киселина и сол.

NaOH + HCl → NaCl (натриев хлорид) + H2O

Оказва се, че солта се състои от метална катион и остатък от анинова киселина.

Солите са:

1. кисело (с една или две катиони на водород (т.е. те имат кисело (или слабо кисела) среда) - KHCO3, NaHS03).

2. Средна (Имам метална катион и анинова киселина, среда трябва да се определи като се използва PH метър - BASO4, AGNO3).

3. Основно (има хидроксид йон, т.е. алкален (или слабо алкален) среден - CU (OH) CI, СА (ОН) br).

Има и двойни соли, които се образуват по време на дисоциацията на катиони на два метала (К).

Солите, в малко изключение, са твърди кристални вещества с високи температури на топене. Повечето бели соли (KNO3, NaCl, BASO4 и др.). Някои соли имат оцветяване (K2CR2O7 - оранжев цвят, K2CRO4 - жълт, NISO4 - зелен, COCL3 - розов, cus - черен). Според разтворимостта те могат да бъдат разделени на разтворими, нискоразтворими и практически неразтворими. Киселинните соли обикновено са по-добре разтворими във вода от съответните средни стойности и главната - по-лоша.

Химични свойства на солите

1. Сол + вода

При разтваряне на много соли във вода, тяхното частично или пълно разпадане се случва - хидролиза. Някои соли образуват кристалохидрати. Когато се разтварят във водата със средни соли, съдържащи амфотер метал в анион, се образуват сложни соли.

NaCl + H2O → NaOH + HCl

Na2ZNO2 + 2H2O \u003d Na2

2. Сол + основен оксид ≠ реакция не отива

3. Сол + амфотерният оксид → (t) киселинен летящ оксид + сол

Амфотерните оксиди са изместени при тъкане на летливите киселинни оксиди от техните соли.

AL2O3 + K2CO3 → KALO2 + CO2

FE2O3 + Na2CO3 → 2NAFEO2 + CO2

4. сол + киселинен нелетлив оксид → киселинна летяща оксид + сол

Оксидите на нелетливи киселини са изместени по време на сливането на летливи киселинни оксиди от техните соли.

SiO2 + CACO3 → (t) CASIO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → (t) 2NA3PO4 + 3CO2

3SIO2 + CA3 (PO4) 2 → (T) 3CASIO3 + P2O5

5. Сол + база → База + сол

Реакциите между основите за основите са йонообменни реакции. Следователно при нормални условия те продължават само в разтвори (и сол и основа трябва да бъдат разтворими) и само при условие, че се образува утайка или слаб електролит (Н20 / NH4OH) в резултат на обмена; Не се образуват газообразни продукти в тези реакции.

А. Разтворима база + разтворима кисела сол → Средна сол + вода

Ако солта и основата, образувани от различни катиони, се образуват две средни соли; В случай на киселинни соли на амоняк, излишъкът на алкали води до образуването на амониев хидроксид.

Ba (OH) 2 + BA (HCO3) → 2BACO3 + 2H2O

2KOH + 2NaHC03 → Na2C03 + K2C03 + 2H2O

2NAOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4) 2S + 2H2O

2NAOH (H2S + NH4HS → Na2S + NH4HS + H2O

Б. Разтворима база + разтворим средна / основна сол → Неразтворима сол ↓ + база

Разтворима база + разтворим средна / основна сол → сол + неразтворим база ↓

Разтворима база + разтворим средна / основна сол → сол + слаб електролит NH4OH

Разтворима база + разтворим средна / основна сол → реакцията не върви

Реакцията между разтворимите бази и средната / основната сол е само в случай, че неразтворимата сол е оформена в резултат на йонообмен, или неразтворим база, или слаб електролит NH4OH.

Ba (OH) 2 + Na2S04 → BASO4 ↓ + 2NAOH

2NH4OH + CUCL2 → 2NH4CI + CU (OH) 2 ↓

Ba (OH) 2 + NH4CL → BACL2 + NH4OH

NaoH + KCL ≠

Ако първоначалната сол се образува чрез много киселинна основа, с недостиг на алкални, основната сол се образува.

NaOH (alcl3 → al (OH) CL2 + NaCl

Под действието на алкалите върху сребърни и живачни соли (II), а не дощ и Hg (OH) 2, които се разлагат при стайна температура и неразтворим AG2O и HGO оксиди се отличават.

2GAGNO3 + 2NAOH → AG2O ↓ 2NANO3 + H2O

Hg (NO3) 2 + 2KOH → HGO + 2KNO3 + H2O

6. Сол + амфотерни хидроксид → реакцията не върви

7. Сол + киселина → киселина + сол

Най-вече. Синоселинни реакции с соли - йонообменни реакции, така че те продължават в разтвори и само ако солта или по-слаба и летлива киселина е неразтворима в киселини.

НС1 + agno3 → agcl ↓ + hno3

2HBR + K2SIO3 → 2KBR + H2SIO3 ↓

2HNO3 + Na2CO3 → 2NANO3 + H2O + CO2

А. Киселина1 + сол е по-летлива / слаба киселина2 → сол на киселина1 + повече летливи / слаб киселина2

Киселини взаимодействат с разтвори на соли на по-слаби или летливи киселини. Независимо от състава на солта (среден, кисел, основен), като правило, се образува средна сол и по-слаба прилеп.

2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONA + H2S

HCl + Nahs → NaCl + H2S

Б. Силна киселина + сол на силна / средна киселина → неразтворима сол ↓ + киселина

Силните киселини взаимодействат с разтвори на соли на други силни киселини, ако се образува неразтворимата сол. Нелетлените H3RO4 (киселината на средната якост) измества силните, но летливи солни NSL и азотните HNO3 киселини от техните соли при състоянието на образуването на неразтворима сол.

H2SO4 + CA (NO3) 2 → CASO4 ↓ + 2HNO3

2H3PO4 + 3CACL2 → CA3 (PO4) 2 ↓ + 6HCL

H3PO4 + 3AGNO3 → AG3PO4 ↓ + 3HNO3

V. киселина1 + основна киселина сол1 → средна сол + вода

Под действието на киселина до основната сол на същата киселина се образуват средната сол и вода.

НС1 + mg (OH) Cl → MgCl2 + H2O

Многослойна киселина1 + сол на средата / киселинна киселина1 → сол на киселина киселина1

При действието на полипеичната киселина върху средната сол на същата киселина се образува кисела сол и се образува кисела сол, съдържаща по-голям брой водородни атоми.

H3PO4 + Ca3 (PO4) → 3Cahpo4

H3PO4 + Cahpo4 → CA (H2PO4) 2

CO2 + H2O + CACO3 → CA (HCO3) 2

D. Киселин H2S + сол AG, CU, PB, CD, Hg → AG2S / CUS / PBS / CD / HGS ↓ + киселина

Слаб и летлив хидрогенна киселина H2S измества силни киселини от разтвори на AG, CU, PB, CD и Hg соли, образувайки сулфидно утаяване с тях, неразтворими не само във вода, но също и в получената киселина.

H2S + CUSO4 → CUS ↓ + H2SO4

Е. киселина + средна / комплексна сол с амфотеричен II в анион → средна сол + амфотер- хидроксид ↓

→ средна сол + средна сол + H2O

Под действието на киселина на среда или сложна сол с амфотерна метал в анион, солта се сгъва и образува:

а) в случай на липса на кисела - средна сол и амфотеричен хидроксид

б) в случай на излишък от киселина - две средни соли и вода

2HCl (NED) + Na2ZNO2 → 2nacl + Zn (OH) 2 ↓

2HCL (седмица) + Na2 → 2Nacl + Zn (OH) 2 ↓ + 2H2O

4HCl (шунка) + Na2ZNO2 → 2nacl + ZnCl2 + 2H2O

4HCl (шунка) + Na2 → 2nacl + ZnCl2 + 4H2O

Трябва да се има предвид, че в някои случаи между киселини и соли, HSI или кожната реакция продължава. Така че, в OVR ENTER:

H2SO4 конц. и I ~ / br ~ (H2S и I2 / SO2 и BR2 продукти)

H2SO4 конц. и FE² +. (SO2 и FE³ продукти + )

HNO3 сканиране. / Конц. И FE² + (No / No2 и Fe продукти 3 + )

HNO3 сканиране. / Конц. и SO3² ~ / s² ~ (NO / NO2 продукти и сулфат / сулфат или сулфат)

HCL конц. и KMNO4 / K2CR2O7 / KCLO3 (газови изделия (газ) и mn² + / Cr3 + / cl ~.

J. Реакцията протича без разтворител

Колфурна киселина конц. + Сол (телевизор) → самостоятелна / средна + кисела

Липсващите киселини могат да измести летливите от сухите си соли. Най-често се използва взаимодействието на концентрирана сярна киселина със сухи соли на силни и слаби киселини, докато се образува кисела и кисела или средна сол.

H2SO4 (CON) + NaCl (TV) → NaHS04 + HCl

H2SO4 (CON) + 2NACL (TV) → Na2S04 + 2HCL

H2SO4 (CON) + KNO3 (TV) → KHSO4 + HNO3

H2SO4 (CON) + CACO3 (TV) → CASO4 + CO2 + H2O

8. Разтворима сол + разтворима сол → неразтворима сол ↓ + сол

Реакциите между солите се обменят реакции. Следователно при нормални условия те продължават само ако:

а) и двете разтворими соли във вода и са взети под формата на разтвори

b) в резултат на реакцията се образува утайка или слаб електролит (последният е много рядък).

Agno3 + NaCl → AgCl ↓ + Nano3

Ако една от първоначалните соли е неразтворима, реакцията е само когато се образува още по-неразтворима сол. Критерият за "неразтворимост" е величината на PR (работа на разтворимостта) обаче, тъй като нейното изследване е извън рамките на учебния курс, случаите, в които един от неразтворимите реагенти не се вземат предвид.

Ако солта се образува в реакцията за обмен, напълно разградена в резултат на хидролиза (в таблицата на разтворимостта на мястото на такива соли разходите на разходите), продуктите на хидролизата на тази сол се превръщат в реакционни продукти.

AL2 (SO4) 3 + K2S ≠ AL2S3 ↓ + K2SO4

Al2 (SO4) 3 + K2S + 6H2O → 2AL (OH) 3 ↓ + 3H2S + K2SO4

FECL3 + 6KCN → K3 + 3KCL

Agi + 2kcn → k + ki

AGBR + 2NA2S2O3 → Na3 + Nabrr

FE2 (SO4) 3 + 2KI → 2FESO4 + I2 + K2SO4

NaCl + NaHS04 → (t) Na2S04 + HCl

Средните соли понякога взаимодействат помежду си с образуването на сложни соли. Между солите може да има HSR. Някои соли взаимодействат при сядане.

9. Сол по-малко активен метал + метал по-активен → метал по-малко активна ↓ + сол

Един по-активен метал измества по-малко активен метал (на стойност надясно на ред напрежение) от разтвора на неговата сол, докато се образува новата сол, и по-малко активен метал се освобождава в свободна форма (успокои се върху активната метална плоча). Изключение - алкални и алкални земни метали в разтвора взаимодействат с вода.

Солите с окислителни свойства са в разтвора с метали и в други редокс реакции.

Feso4 + zn → fe ↓ + znso4

Znso4 + fe ≠

Hg (NO3) 2 + CU → HG + CU (NO3) 2

2fecl3 + fe → 3fecl2

FECL3 + CU → FECL2 + CUCL2

HGCL2 + HG → HG2CL2

2crcl3 + Zn → 2Crcl2 + ZnCl2

Металите могат да се проявяват помежду си от соли от стомчета (реакцията се извършва без достъп до въздуха). В същото време е необходимо да запомните:

а) при топене много соли се разлагат

b) Редица метални напрежения определят относителната активност на металите само във водни разтвори (например, всички във водни разтвори са по-малко активни от алкалните земни метали, а в топи - по-активни)

K + alcl3 (метла) → (t) 3kcl + al

Mg + bef2 (метла) → (t) mgf2 + be

2AL + 3CACL2 (метла) → (t) 2LCL3 + 3CA

10. сол + nemmetall

Реакциите на соли с неметали са малко. Това са окислителни реакционни реакции.

5kClo3 + 6p → (t) 5kCl + 3p2O5

2kClo3 + 3s → (t) 2kcl + 2so2

2kClo3 + 3C → (t) 2kcl + 3co2

Повече активни халогени разместват по-малко активни соли на халогенни водородни разтвори. Изключението е молекулен флуор, който в разтвори реагира не със сол, но с вода.

2fecl2 + cl2 → (t) 2fecl3

2NANO2 + O2 → 2NANO3

Na2S03 + S → (t) Na2S2O3

BASO4 + 2C → (t) BAS + 2CO2

2kClo3 + Br2 → (t) 2KBRO3 + Cl2 (същата реакция е характерен и за йод)

2KI + BR2 → 2KBR + I2 ↓

2KBR + CL2 → 2KCL + BR2 ↓

2nai + Cl2 → 2nacl + I2 ↓

11. Разлагане на соли.

Сол → (t) Продукти за термично разлагане

1. Соли на азотна киселина

Продуктите от термично разлагане на нитрати зависят от положението на металната катион в ред метали.

Meno3 → (t) (за мен остави mg (с изключение на li)) meno2 + o2

Meno3 → (t) (за мен от mg до cu, както и li) meo + no2 + o2

Meno3 → (t) (за мен ronate cu) me + no2 + o2

(С термично разлагане на желязо (II) / хром нитрат (II), се образува желязо (III) / хром (III) оксид.

2. соли амоний

Всички амониеви соли се разлагат при калциране. Най-често се освобождават амоняк NH3 и киселини или нейните продукти на разпадане.

NH4Cl → (t) NH3 + НС1 (\u003d NH4BR, NH4I, (NH4) 2S)

(NH4) 3PO4 → (t) 3NH3 + H3PO4

(NH4) 2HPO4 → (t) 2NH3 + H3PO4

NH4H2PO4 → (t) NH3 + H3PO4

(NH4) 2CO3 → (t) 2NH3 + CO2 + H2O

NH4HCO3 → (t) NH3 + CO2 + H2O

Понякога амониевите соли, съдържащи аниони - окислители, се разлагат при нагряване с освобождаване на N2, NO или N2O.

(NH4) CR2O7 → (t) N2 + CR2O3 + 4H2O

NH4NO3 → (t) N2O + 2H2O

2NH4NO3 → (t) N2 + 2NO + 4H2O

NH4NO2 → (t) N2 + 2H2O

2NH4MNO4 → (t) N2 + 2MNO2 + 4H2O

3. Соли на въглища киселина

Почти всички карбонати разлагат до метален оксид и CO2. Алкални метални карбонати отвъд литий не се разлагат при нагряване. Сребърен и живачен карбонати се разлагат на свободния метал.

Meco3 → (t) meo + co2

2AG2CO3 → (t) 4Ag + 2CO2 + O2

Всички бикарбонат се разлагат на подходящия карбонат.

Mehco3 → (T) MEC03 + CO2 + H2O

4. Соли на сярна киселина

Сулфити с отопление непропорционален, образуващ сулфид и сулфат. Сулфид (NH4) 2S3 сулфид (NH4) 2S3 сулфид (NH4) 2S3 е незабавно разложен върху NH3 и H2S.

MESO3 → (t) MES + MESO4

(NH4) 2SO3 → (t) 2NH3 + H2S + 3 (NH4) 2SO4

Хидросулфит се разлага на сулфити, SO2 и H2O.

MEHSO3 → (t) MESO3 + SO2 + H2O

5. Солена сярна киселина

Много сулфати при Т\u003e 700-800 s се разлагат до метален оксид и SO3, които при такава температура се разлага до SO2 и O2. Алкални метални сулфати топлоустойчиви. Сулфатите от сребро и живак се разлагат на свободния метал. Хидросулфатите се разлагат първо на отклоняващи се, а след това на сулфати.

2CASO4 → (t) 2CAO + 2SO2 + O2

2FE2 (SO4) 3 → (t) 2FE2O3 + 6SO2 + 3O2

2feso4 → (t) Fe2O3 + SO3 + SO2

AG2SO4 → (t) 27AG + SO2 + O2

MEHSO4 → (T) MES2O7 + H2O

Mes2o7 → (t) meso4 + so3

6. Сложни соли

Хидроксокомплексът от амфотерни метали се разлагат главно върху средната сол и вода.

K → (t) Kalo2 + 2H2O

Na2 → (t) Zno + 2naoH + H2O

7. Основни соли

Много основни соли се разлагат при нагряване. Основните соли на универсалните киселини се разлагат във вода и оксосоли

Al (oh) 2Br → (t) alobr + h2o

2ALOHCL2 → (t) AL2OCL4 + H2O

2mgohcl → (t) mg2OCL2 + h2O

Основните соли на кислородните киселини се разлагат на метални оксидни и термични разлагащи се продукти на съответната киселина.

2ALOH (NO3) 2 → (T) AL2O3 + NO2 + 3O2 + H2O

(CUOH) 2CO3 → (t) 2CUO + H2O + CO2

8. Примери за термично разлагане на други соли

4K2CR2O7 → (t) 4K2CRO4 + 2CR2O3 + 3O2

2kmno4 → (t) K2MN04 + MNO2 + O2

KCLO4 → (t) KCL + O2

4kclo3 → (t) kcl + 3kclo4

2kClo3 → (t) 2kCl + 3O2

2nahs → (t) Na2S + H2S

2cahpo4 → (t) ca2p2o7 + h2o

Са (H2PO4) 2 → (t) ca (po3) 2 + 2H2O

2AGBR → (hν) 2ag + br2 (\u003d agi)

По-голямата част от представения материал се вземат от полза на Deryabina n.e. "Химия. Основни класове неорганични вещества." IPO "Nikitsky Gate" Москва 2011.