Bisher gibt es etwa 2,5 Millionen diverse Verbindungen von natürlichem Ursprung und synthetisierter künstlicher Mann. Alle sind sehr unterschiedlich, einige von ihnen sind ein unverzichtbarer Teilnehmer an den biologischen Prozessen, die in lebenden Organismen auftreten. Unterschiedliche Verbindungen von jeweils anderen Eigenschaften von Substanzen. Merkmale und etwas, das Sie weiterhin ein oder ein anderes chemisches Molekül identifizieren können, berücksichtigen Sie weiter.

Was ist eine Substanz?

Wenn Sie die Definition dieses Konzepts angeben, müssen Sie seine Beziehung zu physischen Körpern angeben. Immerhin ist es üblich, genau zu betrachten, von dem diese Körper bestehen. Also, Glas, Eisen, Schwefel, Holz sind Substanzen. Beispiele können unendlich gebracht werden. Es ist einfacher, Folgendes zu verstehen: Der Begriff unter Berücksichtigung zeigt die gesamte Vielfalt verschiedener Kombinationen von Molekülen sowie einfache einmatte Teilchen an.

Somit, Wasser, Alkohol, Säure, Alkalis, Proteine, Kohlenhydrate, Salz, Zucker, Sand, Ton, Diamant, Gase usw. - Dies sind alle Substanzen. Beispiele erlauben es Ihnen, die Essenz dieses Konzepts klarer zu fangen.

Der physische Körper ist ein Produkt, das von der Natur oder einer Person erzeugt wird, die auf verschiedenen Verbindungen basiert. Beispielsweise ist ein Glas ein Körper, der aus Glas besteht, und ein Blatt Papier ist ein Körper, der eine behandelte Cellulose oder ein Holz ist.

Natürlich sind alle Moleküle anders. Was ihren Unterschieden zugrunde liegt, wird als Eigenschaften bezeichnet - physisch, organoleptisch und chemisch. Sie werden mit speziellen Methoden bestimmt, die jede Wissenschaft selbst hat. Diese können mathematische, analytische, experimentelle, instrumentelle Methoden und vielfältiger sehr unterschiedlicher sein. Zum Beispiel verwendet die Wissenschaftschemie für jeden Stoff oder eher, um es zu identifizieren, sein Reagenz. Es ist auf der Grundlage der Eigenschaften der Struktur des Moleküls und der Vorhersage der chemischen Eigenschaften ausgewählt. Dann wird es experimentell überprüft, es ist in der theoretischen Datenbank genehmigt und fixiert.

Klassifizierung von Substanzen.

Basierend auf der Unterteilung der Verbindungen auf Gruppen können viele verschiedene Anzeichen gefunden werden. Zum Beispiel ein aggregierter Zustand. Alle können auf diesem Faktor von vier Arten sein:

• plasma;
• flüssigkeit;
• kristalline Substanz (fest).

Wenn Sie die Basis mehr "tiefe" Zeichen annehmen, können alle Substanzen unterteilt werden:

• organisch - basierend auf Ketten und Zyklen aus Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen;
• anorganisch - alle anderen.

Durch elementare Zusammensetzung, die die Formeln der Substanzen widerspiegelt, passieren sie alle:

• einfach - von einem Typ des chemischen Atoms;
• komplex - zwei und mehr verschiedene Arten von Artikeln.

Gleichbleibend sind einfach in Metalle und Nichtmetalle unterteilt. Kompliziert haben viele Klassen: Salze, Basen, Säuren, Oxide, Ester, Kohlenwasserstoffe, Alkohole, Nukleinsäuren usw.

Verschiedene Arten von Verbundformeln

Was ist visuell, das ist, Grafik, Displayverbindungen? Natürlich sind dies Formeln von Substanzen. Sie sind anders. Abhängig von der Art der Information sind auch Informationen zum Molekül unterschiedlich. Es gibt also solche Optionen:

1. Empirisch oder molekular. Spiegelt die quantitative und qualitative Zusammensetzung der Substanz wider. Es enthält die Symbole der Elemente, die Teil der Elemente und den Index in der unteren linken Ecke sind, die die Menge dieses Atoms in der Zusammensetzung des Moleküls zeigen. Zum Beispiel H 2 O, Na 2 SO 4, AL 2 (SO 4) 3.
2. Elektronengrafik. Eine solche Formel zeigt die Anzahl der Valenzelektronen in jedem in der Verbindung enthaltenen Element an. Daher können einige Chemikalien und Substanzen durch diese Option vorhergesagt werden.
3. In der organischen Chemie ist es üblich, komplett und abkürzt zu verwenden, sie spiegeln die Reihenfolge der Kommunikation von Atomen in Molekülen wider, zusätzlich deutlich die Zugehörigkeit der Substanz auf eine oder andere Klasse von Verbindungen. Dies ermöglicht es, die spezifische Art von Molekül genau zu bestimmen und alle Interaktionsmerkmale vorhersagen.

Daher sind chemische Symbole und korrekt komponierte Formeln der Verbindungen der wichtigste Teil der Arbeit mit allen bekannten Substanzen. Dies ist, was jede Studentenchemie wissen sollte.

Physikalische Eigenschaften

Ein sehr wichtiges Merkmal ist die manifestierten physikalischen Eigenschaften von Substanzen. Was gilt es für diese Gruppe?

1. Aggregat unter verschiedenen Bedingungen, einschließlich Standard.
2. Kochen, Schmelzen, Einfrieren, Verdampfen.
3. Organoleptische Eigenschaften: Farbe, Geruch, Geschmack.
4. Löslichkeit in Wasser und anderen Lösungsmitteln (beispielsweise organisch).
5. Dichte und Fließfähigkeit, Viskosität.
6. Elektro- und Wärmeleitfähigkeit, Wärmekapazität.
7. Elektrische Permeabilität.
8. Radioaktivität.
9. Absorption und Emission.
10. Induktivität.

Es gibt auch eine Reihe von Indikatoren, die für eine vollständige Liste sehr wichtig sind, die die Eigenschaften von Substanzen widerspiegelt. Sie sind jedoch zwischen physisch und chemisch. Das:

• art des Kristallgitters;
• elektrizität;
• härte und Zerbrechlichkeit;
• purpure und Plastizität;
• verdampfung oder Volatilität;
• biologische Auswirkungen auf lebende Organismen (Vergiftung, Erstickung, Nerven, neutral, günstig usw.).

Oft werden diese Indikatoren genau erwähnt, wenn die chemischen Eigenschaften von Substanzen bereits berücksichtigt werden. Sie können sie jedoch im physischen Abschnitt angeben, dass der Fehler nicht sein wird.

Chemische Eigenschaften von Substanzen

Diese Gruppe umfasst alle möglichen Wechselwirkungen des betrachteten Moleküls mit anderen einfachen und komplexen Substanzen. Das heißt, es sind direkt chemische Reaktionen. Für jede Art von Verbindung sind sie strengspezifisch. Allgemeine Gruppeneigenschaften zeichnen sich jedoch auf eine ganze Klasse von Substanzen aus.

Zum Beispiel können alle Säuren in einer elektrochemischen Reihe von Metallen mit Metallen entsprechend ihrer Position reagieren. Für alle Neutralisationsreaktionen mit Alkalis, Interaktion mit unlöslichen Basen. Konzentrierte Schwefel- und Salpetersäuren sind jedoch besonders, da die Produkte ihrer Wechselwirkung mit Metallen von den resultierenden Reaktionen mit anderen Vertretern der Klasse unterscheiden.

Chemische Eigenschaften sind viel von jeder Substanz. Ihre Zahl wird durch die Aktivitätsaktivität bestimmt, dh die Fähigkeit, mit anderen Komponenten zu reagieren. Es gibt eine starke Absorption, es gibt praktisch inert. Dies ist ein strikt individueller Indikator.

Einfache Substanzen

Dazu gehören diejenigen, die aus einer Art von Atomen bestehen, aber ihre unterschiedlichen Beträge. Zum Beispiel S 8, O 2, O 3, AU, N 2, P 4, CL 2, AR und andere.

Chemische Eigenschaften von einfachen Substanzen werden reduziert auf:

• metalle;
• nichtmetalle;
• wasser;
• säuren;
• alkali und amphoterische Hydroxide;
• organische Verbindungen;
• salze;
• oxide;
• peroxide und Anhydride und andere Moleküle.

Wieder sollten Sie angeben, dass dies für jeden bestimmten Fall ein eng spezifisches Merkmal ist. Daher werden die physikalischen und chemischen Eigenschaften von einfachen Substanzen individuell angesehen.

Anspruchsvolle Substanzen

Diese Gruppe umfasst solche Verbindungen, deren Moleküle durch zwei und mehr unterschiedliche chemische Elemente gebildet sind. Die Menge jedes von ihnen kann unterschiedlich sein. Zum Verständnis geben wir einige einfache Beispiele:

• H 3 PO 4;
• K 3;
• Cu (oh) 2;
• Al 2 O 3 und andere.

Da sie alle zu verschiedenen Substanzen klassen, ordnen Sie allgemeine physische und chemische Eigenschaften für alles, was nicht möglich ist. Dies sind spezielle Eigenschaften, eigenartig und einzeln in jedem Fall.

Anorganische Substanzen

Sie sind derzeit über 500 Tausend nummeriert. Es gibt sowohl einfach als auch komplex. Insgesamt können Sie ein paar Basis hervorheben, die alle ihre Vielfalt darstellen.

1. Einfache Substanzenmetalle.
2. Oxide.
3. Einfache Substanzen Nemetalla.
4. Edle oder inerte Gase.
5. Peroxide.
6. Anhydride.
7. Flüchtige Wasserstoffverbindungen.
8. Hydrate.
9. Salz.
10. Säuren.
11. Basis.
12. Amphoterische Verbindungen.

Jeder Vertreter jeder Klassen hat seine eigenen physikochemischen Eigenschaften, die es ermöglichen, ihn unter anderem Verbindungen zu unterscheiden und zu identifizieren.

Eigenschaften von organischen Substanzen

Organizer ist ein solcher Abschnitt der Chemie, der an der Untersuchung der verwendeten Verbindungen als anorganisch und ihrer Eigenschaften tätig ist. Die Basis ihrer Struktur ist Kohlenstoffatome, die in verschiedenen Strukturen miteinander verbunden werden können:

• lineare und verzweigte Ketten;
• fahrräder;
• aromatische Ringe;
• heterocyclen.

Live-Organismen bestehen aus nur solchen Verbindungen, da die Grundlage des Lebens Proteins, Fetten und Kohlenhydraten ist. Alle sind Vertreter und ihre besonderen Eigenschaften. In jedem Fall, unabhängig davon, ob Molekül ungefähr ist, wird es jedoch immer noch durch ein bestimmtes Satz von physikochemischen Eigenschaften gekennzeichnet, die wir bereits bereits erwähnt haben.

Was ist ein lebender Angelegenheit?

Am Leben ist eine Substanz, aus der die gesamte Biomasse unseres Planeten komponiert wird. Das heißt, diese Organismen, die das Leben darauf bilden:

• bakterien und Viren;
• einfachste;
• pflanzen;
• tiere;
• pilze;
• menschen.

Da der Hauptteil der Verbindungen in der lebenden Kreatur organisch ist, ist es notwendig, der Gruppe der lebenden Materie zurückzuführen. Allerdings nicht alles. Nur solche, ohne die die Existenz von Vertretern einer lebenden Biosphäre unmöglich ist. Dies sind Proteine, Nukleinsäuren, Hormone, Vitamine, Fette, Kohlenhydrate, Aminosäuren und andere. Der Begriff "lebende Substanz" wurde von Vernadsky, dem Gründer der Lehren der Biosphäre des Planeten, eingeführt.

Viehmrale Eigenschaften:

• energiebesitz mit der Möglichkeit seiner Transformation;
• selbstregulierung;
• willkürliche Bewegung;
• wechsel von Generationen;
• notdiversität.

Kristalle und metallische Substanzen

Kristalliner Rufen Sie alle Verbindungen mit einer bestimmten Art von Struktur des räumlichen Gitters an. Es gibt Verbindungen mit einem atomaren, molekularen oder metallkristallinen Kühlergrill. Je nach Typ sind die Eigenschaften typischer fester Verbindungen, die eine Art feiner oder großer dispergierter Kristalle aufweisen, unterschiedlich, verschiedene Salze sind unterschiedlich.

Es gibt auch einfache Substanzen mit ähnlicher Struktur wie Diamant oder Graphit, Edel- und Halbwertsteinen, Mineralien, Felsen. Die grundlegenden Eigenschaften von ihnen:

• härte;
• zerbrechlichkeit;
• durchschnittliche Schmelz- und Siedepunkte.

Wie immer kann jedes Merkmal jedoch nicht jedem angehen.

Substanzen zeigen Metalle, ihre Legierungen. Für sie können Sie eine Reihe von gemeinsamen Eigenschaften auswählen:

• purpure und Plastizität;
• hohe kochende Temperaturen, Schmelzen;
• elektro- und Wärmeleitfähigkeit;
• metallglein.

Basen (Hydroxide) - Komplexe Substanzen, deren Moleküle in ihrer Zusammensetzung einen oder mehrere Hydroxygruppen haben Oh. Am häufigsten bestehen die Basen aus einem Metallatom und einer OH-Gruppe. Zum Beispiel ist NaOH Natriumhydroxid, CA (OH) 2 - Calciumhydroxid usw.

Es gibt ein Basis-Ammoniumhydroxid, in dem die Hydroxygruppe nicht an dem Metall befestigt ist, sondern an das NH 4 + -Ionen (Ammoniumkation). Ammoniumhydroxid wird durch Auflösen von Ammoniak in Wasser (Wasseranschlussreaktion auf Ammoniak) gebildet:

NH 3 + H 2 O \u003d NH 4 OH (Ammoniumhydroxid).

Die Wertigkeit der Gyroxygruppe - 1. Die Anzahl der Hydroxylgruppen im Basismolekül hängt von der Wertigkeit des Metalls ab und ist gleich. Zum Beispiel NaOH, LIOH, Al (OH) 3, CA (OH) 2, Fe (OH) 3 usw.

Alle Basen - Feststoffe, die eine andere Färbung haben. Einige Basen sind in Wasser gut löslich (NaOH, KOH et al.). Die meisten von ihnen lösen sich jedoch nicht in Wasser auf.

Wasserlösliche Basen werden als Alkalis genannt. Lösungen von Alkalis "SOAP" rutschig auf den Berührung und ziemlich ätzend. Alkalissee umfasst alkalische und Erdalkalimetallhydroxide (KOH, LIOH, RBBOH, NaOH, CSOH, CA (OH) 2, SR (OH) 2, BA (oh) 2, usw.). Der Rest ist unlöslich.

Unlösliche Gründe- Dies sind amphoterische Hydroxide, die, wenn sie mit Säuren interagieren, als Basen wirken, und mit einem Pitch, der sich wie Säuren verhält.

Unterschiedliche Basen unterscheiden sich in der unterschiedlichen Fähigkeit, die Hydroxygruppe aufzuteilen, somit sind sie in starke und schwache Gründe unterteilt.

Starke Basen in wässrigen Lösungen geben leicht ihre Hydroxygruppen und schwach - nein.

Chemische Eigenschaften der Basis

Die chemischen Eigenschaften der Basis sind durch das Verhältnis von ihnen zu Säuren, Anhydriden von Säuren und Salzen gekennzeichnet.

1. Auf Indikatoren handeln.. Indikatoren ändern ihre Malerei, abhängig von der Wechselwirkung mit unterschiedlichen Chemikalien. In neutralen Lösungen - haben sie eine Farbe, in Lösungen von Säuren - ein anderer. Wenn sie mit den Gründen interagieren, ändern sie ihr Gemälde: Der methylorange Indikator ist gelb lackiert, der Lactium-Indikator ist blau und das Phenolphthalein wird Fuchsia.

2. Interagieren Sie mit Säureoxiden mit Die Bildung von Salz und Wasser:

2NAOH + SiO 2 → NA 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Mit Säuren reagieren, Salz und Wasser bilden. Die Umsetzung der Reaktion der Basis mit Säure wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet, da das Medium nach seiner Kündigung neutral wird:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Mit Salzen reagieren Neues Salz und Base ankommen:

2NAOH + CUSO 4 → Cu (OH) 2 + NA 2 SO 4.

5. In der Lage, wenn er erhitzt, in Wasser und Mainoxid abgebaut wird:

Cu (oh) 2 \u003d Cuo + H 2 O.

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Elementare Partikel von körperlicher Materie auf unserem Planeten sind Atome. In freier Form können sie nur bei sehr hohen Temperaturen existieren. In normalen Bedingungen neigen Elementarteilchen dazu, sich mit Hilfe chemischer Bindungen zu vereinigen: Ionisches, Metall, kovalente Polar oder nicht polar. Auf diese Weise werden Substanzen gebildet, von denen Beispiele in unserem Artikel berücksichtigt werden.

Einfache Substanzen

Die Wechselwirkungsprozesse der Atome desselben chemischen Elements müssen durch die Bildung von Chemikalien eingereicht werden, die einfach sind. Somit wird Kohle nur durch Kohlenstoffatome, Wasserstoffgas-Wasserstoffatome gebildet, und flüssiges Quecksilber besteht aus Quecksilberpartikeln. Das Konzept einer einfachen Substanz muss sich nicht mit dem Konzept eines chemischen Elements identifizieren. Zum Beispiel besteht Kohlendioxid nicht aus den einfachen Substanzen von Kohlenstoff und Sauerstoff, sondern von den Elementen von Kohlenstoff und Sauerstoff. Bedingte Verbindungen, die aus Atomen desselben Elements bestehen, können in Metalle und Nichtmetalle unterteilt werden. Berücksichtigen Sie einige Beispiele der chemischen Eigenschaften solcher einfachen Substanzen.

Metalle.

Basierend auf der Position des Metallelements in dem periodischen System können die folgenden Gruppen unterschieden werden: Wirkstoffe, Elemente der Hauptuntergruppen der dritten achten Gruppen, Metalle von seitlichen Untergruppen der vierten - siebten Gruppen sowie Lanthanoiden und Actinoide. Metalle sind einfache Substanzen, Beispiele, von denen später wir später geben, haben die folgenden allgemeinen Eigenschaften: Wärme- und elektrische Leitfähigkeit, Metallglanz, Plastizität und Tonhöhe. Solche Eigenschaften sind mit Eisen, Aluminium, Kupfer und anderen inhärent. Mit einer Erhöhung der Sequenznummer in Perioden, kochenden Temperaturen, Schmelzen sowie der Härte der Metallelemente erhöhen sich. Dies ist auf die Kompression ihrer Atome zurückzuführen, dh eine Abnahme des Radius sowie die Ansammlung von Elektronen. Alle Metalleparameter sind auf die innere Struktur des Kristallgitters dieser Verbindungen zurückzuführen. Nachfolgend finden Sie chemische Reaktionen sowie Beispiele für Eigenschaften von Substanzen mit Metallen.

Merkmale chemischer Reaktionen

Alle Metalle mit einem Grad der Oxidation 0 zeigen nur die Eigenschaften von Reduktionsmitteln. Alkalische und alkalische Erdelemente interagieren mit Wasser, um chemisch aggressive Basen zu bilden - Alkalis:

• 2NA + 2H 2 0 \u003d 2NAOH + H 2

Typische Metalle-Reaktion - Oxidation. Infolge von Verbindungen mit Sauerstoffatomen entstehen Oxidklassensubstanzen:

• Zn + o 2 \u003d zno

Dies sind Binärverbindungen, die sich auf komplexe Substanzen beziehen. Beispiele für die Hauptoxide sind Natriumoxide Na 2 O, Kupfer-Cuo, Cao-Kalzium. Sie können mit Säuren interagieren, dadurch wird Salz und Wasser in den Produkten gefunden:

• MgO + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O

Die Substanzen von Säuregeln, Basen, Salzen gehören komplexe Verbindungen und zeigen eine Vielzahl chemischer Eigenschaften. Beispielsweise tritt eine Neutralisationsreaktion zwischen Hydroxiden und Säuren auf, was zum Erscheinungsbild von Salz und Wasser führt. Die Zusammensetzung der Salze hängt von der Konzentration der Reagenzien ab: So werden saure Salze mit einem Überschuss in der umlaufenden Mischung von Säure sauren Salzen erhalten, beispielsweise NaHCO 3-Natriumbicarbonat, und die hohe Alkalikonzentration verursacht die Bildung von basisch Salze wie Al (OH) 2 Cl - Aluminium-Dihydroxychlorid.

Nemetalla.

Die wichtigsten nichtmetallischen Elemente befinden sich in Stickstoffuntergruppen, Kohlenstoff und gehören auch zu den Gruppen von Halogenen und Chalcogenen des periodischen Systems. Wir geben Beispiele für Substanzen, die zu Nichtmetallam gehören: Es ist Schwefel, Sauerstoff, Stickstoff, Chlor. Alle ihre physischen Merkmale liegen den Eigenschaften von Metallen gegenüber. Sie leiten keinen elektrischen Strom, der die Wärmestrahlen schlecht passieren, eine geringe Härte haben. Interagieren mit Sauerstoff, Nichtmetalle bilden komplexe Verbindungen - Säureoxide. Letzteres, mit Säuren reagieren, Säuren ergeben:

• H 2 O + CO 2 → H 2 CO 3

Eine typische Reaktionseigenschaft von Säuremixiden ist Wechselwirkung mit Alkalis, was zum Erscheinungsbild von Salz und Wasser führt.

Die chemische Aktivität von Nichtmetallen in der Zeit wird verbessert, dies ist auf eine Erhöhung der Fähigkeit ihrer Atome zurückzuführen, Elektronen von anderen chemischen Elementen anzuziehen. In Gruppen beobachten wir das entgegengesetzte Phänomen: Nicht-metallische Eigenschaften schwächen aufgrund der Aufblasen des Volumens des Atoms durch Hinzufügen neuer Energieniveau.

Also betrachteten wir die Arten von Chemikalien, Beispiele, die ihre Eigenschaften, die Position in dem periodischen System veranschaulichen.

Die Welt auf der ganzen Welt ist materiell. Angelegenheit hat zwei Typen: Substanz und Feld. Das Objekt der Chemie ist die Substanz (einschließlich der Wirkung auf den Inhalt verschiedener Felder - Ton, magnetisch, elektromagnetisch usw.)

Die Substanz ist alles, was viel Ruhe hat (d. H., gekennzeichnet durch das Vorhandensein von Masse, wenn sie nicht bewegt werden). Obwohl die Masse des Restes eines Elektrons (die Masse des nicht bewegenden Elektrons) sehr klein ist - etwa 10 -27 g, aber selbst ein Elektron ist eine Substanz.

Die Substanz befindet sich in drei aggregierten Zuständen - gasförmig, flüssig und fest. Es gibt einen anderen Zustand des Substanzplasmas (zum Beispiel, es gibt Plasma in Gewitter und Ballblitz), aber in dem Schuljahr ist die Chemie des Plasmas fast nicht berücksichtigt.

Substanzen können reine, sehr sauber sein (notwendig, um eine Faseroptik zu erstellen), können spürbare Mengen an Verunreinigungen enthalten, können Mischungen sein.

Alle Substanzen bestehen aus den kleinsten Partikeln - Atomen. Substanzen, die aus Atomen einer Art bestehen (aus den Atomen eines Elements), einfach genannt (zum Beispiel Holzkohle, Sauerstoff, Stickstoff, Silber usw.). Substanzen, die miteinander verbundene Atome verschiedener Elemente enthalten, werden komplex genannt.

Wenn in der Substanz zwei oder mehr einfache Substanzen (zum Beispiel in der Luft) vorhanden sind, und ihre Atome nicht miteinander verbunden sind, wird es nicht schwierig genannt, sondern eine Mischung aus einfachen Substanzen. Die Anzahl der einfachen Substanzen ist relativ klein (etwa fünfhundert) und die Anzahl der komplexen Substanzen ist enorm. Bisher sind Zehn Millionen verschiedener komplexer Substanzen bekannt.

Chemische Transformationen

Substanzen können untereinander berücksichtigt werden, und neue Substanzen entstehen. Solche Transformationen werden aufgerufen Chemisch. Beispielsweise ist eine einfache Substanzkohle miteinander (Chemiker sagen - reagiert) mit einem anderen einfachen Substanz - Sauerstoff, dadurch wird eine komplexe Substanz gebildet - Kohlendioxid, in dem Kohlenstoff- und Sauerstoffatome miteinander verbunden sind. Solche Transformationen von einem Substanzen in andere werden chemisch genannt. Chemische Transformationen sind chemische Reaktionen. Wenn also erhitzter Zucker in der Luft, eine komplexe süße Substanz - Saccharose (von welcher Zucker besteht), verwandelt sich in eine einfache Substanz - Kohle und komplexe Substanz - Wasser.

Die Chemie studiert die Umwandlung einer Substanzen in andere. Die Aufgabe der Chemie besteht darin, genau zu erfahren, mit welchen Substanzen unter diesen Bedingungen (reagieren) diesen oder der gebildeten Substanz interagieren können. Darüber hinaus ist es wichtig, genau herauszufinden, welche Bedingungen diese oder diese Transformation fließen können, und Sie können die gewünschte Substanz erhalten.

Physikalische Eigenschaften von Substanzen

Jede Substanz zeichnet sich durch eine Kombination aus physikalischen und chemischen Eigenschaften aus. Physikalische Eigenschaften sind Eigenschaften, die mit physikalischen Instrumenten beschrieben werden können.. Zum Beispiel können wir mit einem Thermometer den Schmelz- und Siedepunkt des Wassers bestimmen. Bei physikalischen Verfahren ist es möglich, die Fähigkeit der Substanz zu charakterisieren, einen elektrischen Strom durchzuführen, die Dichte der Substanz, seiner Härte usw. zu bestimmen usw. In physikalischen Prozessen bleiben Substanzen in der Zusammensetzung unverändert.

Die physikalischen Eigenschaften von Substanzen sind in lesbarer (solche, die mit bestimmten physikalischen Instrumenten mit einer Zahl, beispielsweise einem Hinweis auf die Dichte, Schmelz- und Kochtemperaturen, Löslichkeit in Wasser usw., beschrieben werden können) und inkonsistent (die sind) unmöglich zu charakterisieren oder sehr schwierig - wie Farbe, Geruch, Geschmack usw.).

Chemische Eigenschaften von Substanzen

Die chemischen Eigenschaften des Stoffes sind eine Reihe von Informationen darüber, mit welchen anderen Substanzen und unter welchen Bedingungen diese Substanz in chemische Wechselwirkungen eindringt. Die wichtigste Aufgabe der Chemie besteht darin, die chemischen Eigenschaften von Substanzen zu ermitteln.

In chemischen Transformationen beteiligen sich die kleinsten Substanzen der Substanzen - Atome. Bei chemischen Transformationen werden andere Substanzen aus einigen Substanzen gebildet, und die Ausgangsmaterialien verschwinden, und es werden neue Substanzen (Reaktionsprodukte) gebildet. ABER atomealle chemische Transformationen werden gespeichert. Ihre Umgruppierung tritt mit chemischen Transformationen auf, alte Verbindungen zwischen Atomen werden zerstört und neue Verbindungen entstehen.

Chemisches Element

Die Anzahl der verschiedenen Substanzen ist enorm (und jeder von ihnen verfügt über eine eigene Kombination aus physikalischen und chemischen Eigenschaften). Atome, die sich voneinander an den wichtigsten Merkmalen unterscheiden, in der Wichtigkeit der materiellen Welt relativ klein - etwa hundert. Jede Art von Atomen wird sein chemisches Element beantwortet. Das chemische Element ist eine Gesamtheit von Atomen mit den gleichen oder engen Eigenschaften.. In der Natur gibt es etwa 90 verschiedene chemische Elemente. Bis heute haben Physiker gelernt, neue Arten von Atomen auf der Erde zu schaffen. Solche Atome (und dementsprechend, solche chemischen Elemente) werden künstlich genannt (in englisch-männlichen Elementen). Es wurden mehr als zwei zehn künstlich erhaltene Elemente synthetisiert.

Jedes Element hat einen lateinischen Namen und ein Symbol eines oder zwei Buchstaben. In der russischsprachigen chemischen Literatur gibt es keine klaren Regeln für die Aussprache von Symbolen chemischer Elemente. Einige aussprechen auf diese Weise: Sie rufen das Element in russischer (Symbole von Natrium, Magnesium usw.) an, andere - in lateinischen Buchstaben (Kohlenstoffsymbole, Phosphor, Schwefel), dritter - wie der Name des Elements in lateinischer (Eisen, Silber , Gold, Mercury-Sounds). Das Symbol des Wasserstoffelements N mit uns ist in der Regel ausgesprochen, da dieser Brief auf Französisch ausgeprägt ist.

Ein Vergleich der wichtigsten Eigenschaften chemischer Elemente und einfache Substanzen ist in der nachstehenden Tabelle dargestellt. Ein Element kann von mehreren einfachen Substanzen (das Phänomen der Allotropie: Kohlenstoff, Sauerstoff usw.) und möglicherweise ein (Argon usw. inerte Gase) beantwortet werden.

Anorganische Substanzen sind einfach und komplex. Einfache Substanzen sind in Metalle (K, Na, Li) und Nichtmetalle (O, CL, P) unterteilt. Machester Substanzen sind in Oxide, Hydroxide (Basen), Salze und Säuren unterteilt.

Oxide.

Oxide. - Verbindungen des chemischen Elements (Metall oder Nichtmetall) mit Sauerstoff (Oxidationsgrad -2), während Sauerstoff einem weniger elektronegativen Element zugeordnet ist.

Zuordnen:

1. Säureoxide - Oxide, die Säureeigenschaften zeigen. Nichtmetalle und Sauerstoff gebildet. Beispiele: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.

2. Amphoteroxide - Oxide, die sowohl grundlegende als auch saure Eigenschaften aufweisen können (solche Eigenschaft wird als Amphoterkeit genannt). Beispiele: AL2O3, CRO3, ZnO, Beo, PBO.

3. Hauptoxide - Metalloxide, während die Metalle den Oxidationsgrad +1 oder +2 aufweisen. Beispiele: K2O, MgO, Cao, Bao, Li2o, NA2O.

4. Schneiden von Oxiden - Praktisch nicht reagieren, haben keine geeigneten Säuren und Hydroxide. Beispiele: co, nein.

Chemische Eigenschaften von Hauptoxiden

1. Wechselwirkung mit Wasser

Nur alkalische und Erdalkalimetalloxide, deren Hydroxiden eine lösliche Base bilden, treten in die Reaktion ein.

hauptoxid + Wasser → Alkali

K2O + H2O → 2koh

CAO + H2O → CA (OH) 2

2. Wechselwirkung mit Säure

hauptoxid + Säure → Salz + Wasser

MgO + H2SO4 → MgSO 4 + H2O

NA2O + H2S (H2O) → 2NAHS + H2O

MgO (HCl → mg (oh) cl

3. Wechselwirkung mit sauren oder amphoteren Oxiden

hauptoxid + Säure / Amphoterisches Oxid → Salz

In diesem Fall wird das Metall, das hauptsächlich oxid ist, zu einem Kation, und das saure / amphotere Oxid wird zu einem Anion (saurer Rückstand). Reaktionen zwischen festen Oxiden werden erhitzt. In Wasser unlöslich, interagieren die Hauptexide nicht mit gasförmigen Säureoxiden.

BAO + SiO2 (T) → Basiio3

K2O + ZNO (T) → K2ZNO2

FeO + CO2 ≠

4. Wechselwirkung mit amphoteren Hydroxiden

hauptoxid + Amphoterisches Hydroxid → Salz + Wasser

Na2o + 2al (oh) 3 (t) → 2aalo2 + 3H2O

5. Zersetzung bei der Temperatur von Oxiden von edlen Metallen und Quecksilber

2Ag2O (t) → 4AG + O2

2Hgo (t) → 2Hg + O2

6. Wechselwirkung mit Kohlenstoff (C) oder Wasserstoff (H2) bei hoher Temperatur.

Bei der Reduktion von Alkalisoxiden, Erdalkalimetallen und Aluminium wird das Metall selbst hervorgehoben, und sein Hartmetall unterscheidet sich.

FeO + C (t) → Fe + CO

3FE2O3 + C (t) → 2FE3O4 + CO

CAO + 3C (t) → CAC2 + CO

CAO + 2H2 (T) → CAH2 + H2O

7. Aktive Metalle werden bei hohen Temperaturen weniger von ihren Oxiden reduziert.

Cuo + zn (t) → zno + cu

8. Sauerstoff oxidiert niedrigere Oxide auf höhere.

Alkalische und Erdalkalimetalloxide werden auf Peroxide übertragen

4FEO + O2 (T) → 2FE2O3

2bao + o2 (t) → 2bao2

2NAO + O2 (T) → 2NA2O2

Chemische Eigenschaften von Säureoxiden

1. Wechselwirkung mit Wasser

säureoxid + Wasser → Säure

SO3 + H2O → H2SO4

SiO2 + H2O ≠

Einige Oxide Keine geeigneten Säuren, in diesem Fall erfolgt die Überproportionationsreaktion

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

3NO2 + H2O (t) → 2hno3 + Nein

2CLO2 + H2O → HCLO3 + HCLO2

6CLO2 + 3H2O (T) → 5HCLO3 + HCl

In Abhängigkeit von der mit P2O5 verbundenen Wassermenge werden drei verschiedene Säuren gebildet - metaphosphorisch NR3, Pyrophosphorsäure H4P2O7 oder orthophosphorisch H3ro4.

P2O5 + H2O → 2HPO3

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Chromoxid entspricht zwei Säuren - Chrom H2CRO4 und Dichromova H2CR2O7 (III)

CRO3 + H2O → H2CRO4

2CRO3 + H2O → H2CR2O7

2. Wechselwirkung mit dem Gelände

säureoxid + Base → Salz + Wasser

Unlösliche saure Oxide reagieren nur beim Weben und löslich - unter normalen Bedingungen.

SiO2 + 2NAOH (T) → NA2SIO3 + H2O

Mit einem Überschuss an Oxid wird ein Säuresalz gebildet.

CO2 (RI) + NaOH → NaHCO3

P2O5 (HAM) + 2CA (OH) 2 → 2CAHPO4 + H2O

P2O5 (CA) + CA (OH) 2 + H2O → CA (H2PO4) 2

Mit einem Überschuss an Basen wird das Hauptsalz gebildet

CO2 + 2 mg (oh) 2 (MgOs) 2CO3 + H2O

Oxide, die nicht geeignete Säuren aufweisen, treten in die Disproportionierungsreaktion ein und bilden zwei Salze.

2NO2 + 2NAOH → Nano3 + Nano2 + H2O

2CLO2 + 2NAOH → NACLO3 + NACLO2 + H2O

CO2 reagiert mit einigen amphoteren Hydroxiden (BE (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cu (OH) 2), während das Hauptsalz und das Wasser gebildet werden.

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

CO2 + 2CU (oh) 2 → (CuOH) 2CO3 ↓ + H2O

3. Wechselwirkung mit basischen oder amphoteren Oxid

säureoxid + Haupt- / Amphoteroxid-Oxid → Salz

Reaktionen zwischen festen Oxiden sind beim Verschmelzen. Amphoterische und wasserunlösliche Hauptoxide interagieren nur mit festen und flüssigen sauren Oxiden.

SiO2 + BAO (T) → Basiio3

3SO3 + AL2O3 (T) → AL2 (SO4) 3

4. Wechselwirkung mit Salz

säure nichtflüchtige Oxid + Salz (t) → Salz + Säure fliegender Oxid

SiO2 + CACO3 (T) → Casio3 + CO2

P2O5 + NA2CO3 → 2NA3PO4 + 2CO2

5. Säureoxide interagieren nicht mit Säuren, sondern p2O5 reagiert mit wasserfreien Sauerstoff enthaltenden Säuren.

Es wird von NR3 und Anhydrid der entsprechenden Säure gebildet

P2O5 + 2HCLO4 (NAVY) → CL2O7 + 2HPO3

P2O5 + 2HNO3 (NAVY) → N2O5 + 2HPO3

6. Geben Sie in oxidative Reaktionsreaktionen ein.

1. Restaurierung

Bei hohen Temperaturen können einige Nichtmetalle Oxide wiederherstellen.

CO2 + C (t) → 2co

SO3 + C → SO2 + CO

H2O + C (t) → H2 + CO

Um Nichtmetalle von ihren Oxiden wiederherzustellen, wird das Magnium häufig verwendet.

CO2 + 2 mg → c + 2mgo

Sio2 + 2mg (t) → si + 2mgo

N2o + mg (t) → n2 + mgo

2. Unterexide werden bei der Interaktion mit Ozon (oder Sauerstoff) mit hoher Temperatur in Gegenwart eines Katalysators in höher umgewandelt

NEIN + 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. Oxide treten in andere Redoxreaktionen ein

SO2 + NO2 → Nein + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4hno3

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

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

2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O

2CO2 + 2NA2O2 → 2NA2CO3 + 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

Chemische Eigenschaften von Amphoteroxiden

1. Interagieren Sie nicht mit Wasser

amphoterisches Oxid + Wasser ≠

2. Wechselwirkung mit Säuren

amphoterer Oxid + Säure → Salz + Wasser

AL2O3 + 3H2SO4 → AL2 (SO4) 3 + 3H2O

Mit einem Überschuss an Polypinsäure wird saures Salz gebildet

AL2O3 + 6H3PO4 (H2PO4) 3 + 3H2O

Mit einem Überschuss an Oxid wird das Hauptsalz gebildet

ZnO (HCl → Zn (oh) cl

Doppeloxide bilden zwei Salze

FE3O4 + 8HCl → FECL2 + 2FECL3 + 4H2O

3. Wechselwirkung mit Säuremoxid

amphoterisches Oxid + Säureoxid → Salz

AL2O3 + 3SO3 → AL2 (SO4) 3

4. Interaktion mit Alkali

amphoterisches Oxid + Alkali → Salz + Wasser

Beim Weben wird das durchschnittliche Salz und das Wasser gebildet, und in Lösung - ein komplexes Salz

ZnO + 2NAOH (TV) (T) → NA2ZNO2 + H2O

ZnO + 2NAOH + H2O → NA2

5. Wechselwirkung mit Hauptoxid

amphoteroxid + Hauptoxid (t) → Salz

Zno + k2o (t) → k2zno2

6. Interaktion mit Salzen

amphoterisches Oxid + Salz (t) → Salz + Flugsäureoxid

Amphoteroxide werden beim Verschmelzen von flüchtigen Säuremoxiden von ihren Salzen verschoben

AL2O3 + K2CO3 (T) → Kalo2 + CO2

FE2O3 + NA2CO3 (T) → 2NAFEO2 + CO2

Chemische Eigenschaften der Basis

Die Basen sind Substanzen, die Metallkation und Hydroxidanion umfassen. Die Basen sind löslich (Alkali - NaOH, KOH, BA (OH) 2) und unlöslich (Al2O3, Mg (OH) 2).

1. Soluble Base + Indicator → Farbänderung

Wenn Sie einen Indikator in eine Basislösung hinzufügen, ändert sich die Farbe:

Farbloses Phenolphthalen - Himbeere

Lila lacmus - blau

Methyloranzh - gelb

2. Wechselwirkung mit Säure (Neutralisationsreaktion)

base + Säure → Salz + Wasser

Durch Reaktion können mittlere, saure oder Hauptsalze erhalten werden. Mit einem Überschuss an Polypinsäure wird ein saures Salz mit einem Überschuss an mehrsäurerem Base gebildet - das Hauptsalz.

Mg (oh) 2 + h2so4 → mgso4 + 2h2o

Mg (oh) 2 + 2H2SO4 → Mg (HSO4) 2 + 2H2O

2mg (oh) 2 + H2SO4 → (MGOH) 2SO4 + 2H2O

3. Wechselwirkung mit Säureoxiden

base + Säureoxid → Salz + Wasser

6nh4OH + P2O5 → 2 (NH4) 3PO4 + 3H2O

4. Wechselwirkung von Alkali mit amphoteren Hydroxid

schill + Amphoteric Hydroxid → Salz + Wasser

Bei dieser Reaktion zeigt amphoterisches Hydroxid saure Eigenschaften. Bei der Umsetzung in der Schmelze wird ein durchschnittliches Salz und Wasser erhalten, und in der Lösung - ein komplexes Salz. Die Hydroxide von Eisen (III) und Chrom (III) werden nur in konzentrierten Alkalislösungen gelöst.

2koh (TV) + Zn (oh) 2 (t) → K2ZNO2 + 2H2O

Koh + Al (oh) 3 → k

3NAOH (abgeschlossen) + Fe (OH) 3 → NA3

5. Wechselwirkung mit amphoterem Oxid

alkali + Amphoterisches Oxid → Salz + Wasser

2NAOH (TV) + AL2O3 (T) → 2AALO2 + H2O

6NAOH + AL2O3 + 3H2O → 2NA3

6. Wechselwirkung mit Salz

Zwischen der Basis und dem Salz tritt die Ionenaustauschreaktion auf. Nur wenn das Sediment fallen gelassen wird oder wenn das Gas gewaschen wird (wenn der NH4OH gebildet wird).

A. Die Wechselwirkung des löslichen Basen- und löslichen Säuresalzes

lösliches Basen + lösliches saures Salz → Mittelsalz + Wasser

Wenn das Salz und die Basis von verschiedenen Kationen gebildet werden, werden zwei mittlere Salze gebildet. Bei sauren Salzen von Ammonium führt überschüssige Alkali zur Bildung von Ammoniumhydroxid.

BA (oh) 2 + BA (HCO3) 2 → 2baco3 ↓ + 2H2O

2NAOH (H2S + NH4HS → NA2S + NH4HS + H2O

B. die Wechselwirkung einer löslichen Base mit löslichem Medium oder Hauptsalz.

Vielleicht mehrere Möglichkeiten für die Entwicklung von Ereignissen

lösliche Basis + löslicher Durchschnitts- / Hauptsalz → Unlösliches Salz ↓ + Base

→ Salz + unlösliche Basis ↓

→ Salz + schwacher Elektrolyt NH4OH

→ Reaktion geht nicht

Die Reaktionen gehen zwischen löslichen Basen und einem durchschnittlichen Salz nur dann, wenn das resultierende nichtlösliche Salz ausgebildet ist, oder eine unlösliche Basis oder ein schwacher Elektrolyt NH4OH

NaOH + KCL ≠ Reaktion geht nicht

Wenn das Source-Salz durch mehrsaurierende Base gebildet wird, mit einem Mangel an Alkali wird das Hauptsalz gebildet.

Unter der Wirkung von Alkalisen an Silber und Quecksilbersalzen (II) gibt es nicht ihre Hydroxide, die sich bei 25 ° C auflösen, und unlösliche AG2O- und HGO-Oxide.

7. Zersetzung bei Temperatur

basic Hydroxid (T) → Oxid + Wasser

Ca (oh) 2 (t) → cao + h2o

NaOh (t) ≠

Einige Basen (vor HG (oh) 2 und NH4OH) zersetzen sich auch bei Raumtemperatur

Lioh (t) → li2o + h2o

NH4OH (25C) → NH3 + H2O

8. Wechselwirkung von Alkali- und Übergangsmetall

schill + Übergangsmetall → Salz + H2

2Al + 2KOH + 6H2O → 2k + 3H2

Zn + 2NAOH (TV) (T) → NA2ZNO2 + H2

Zn + 2NAOH + 2H2O → NA2 + H2

9. Interaktion mit Nichtmetallen

Alkali interagieren mit einigen Nichtmetallen - Si, S, P, F2, CL2, BR2, I2. In diesem Fall werden oft als Ergebnis der Diproportionierung zwei Salze gebildet.

SI + 2KOH + H2O → K2SIO3 + 2H2

3S + 6KOH (T) → 2k2s + K2SO3 + 3H2O

CL2 + 2KOH (Abschluss) → KCl + KClo + H2O (für BR, I)

3Cl2 + 6KOH (Abschluss) (T) → 5KCl + KClO3 + 3H2O (für BR, I)

CL2 + CA (OH) 2 → CAOCL2 + H2O

4F2 + 6NAOH (RSC) → 6NAF + von 2 + O2 + 3H2O

4P + 3NAOH + 3H2O → 3naH2PO2 + PH3

Hydroxide mit reduzierenden Eigenschaften können mit Sauerstoff oxidieren

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

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Ändern der Farbe des Indikators

lösliches Säure + Indikator → Farbänderung

Violet Lacmus und Methyloorge, gemalt in Rot, Phenolphthalein wird transparent

2. Interaktion mit Basen (Neutralisationsreaktion)

säure + Base → Salz + Wasser

H2SO 4 + MG (OH) 2 → MgSO 4 + 2H2O

3. Wechselwirkung mit dem Hauptoxid

säure + Hauptoxid → Salz + Wasser

2HCl + Cuo → Cucl2 + H2O

4. Wechselwirkung mit amphoteren Hydroxiden mit der Bildung von mittleren, sauren oder Hauptsalzen

säure + Amphoterisches Hydroxid → Salz + Wasser

2HCl + BE (OH) 2 → BECL2 + 2H2O

H3PO4 () + Zn (oh) 2 → Znhpo4 + 2H2O

HCl + Al (oh) 3 () → Al (oh) 2Cl + H2O

5. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden

säure + amphoterisches Oxid → Salz + Wasser

H2SO4 + ZNO → ZNO4 + H2O

6. Interaktion mit Salzen

Allgemeine Reaktionsschema: Säure + Salz → Salz + Säure

Die Reaktion des Ionenaustauschs tritt auf, was nur im Falle der Bildung eines Gases oder des Niederschlags zum Ende geht.

Zum Beispiel: HCl + AGNO3 → AGCL ↓ + HNO3

2HBR + K2SIO3 → 2KBr + H2SIO3 ↓

A. Wechselwirkung mit einem Salz von mehr flüchtiger oder schwacher Säure, um ein Gas zu bilden

HCl + NAHS → NACL + H2S

B. die Wechselwirkung starker Säure und Salze von starker oder mittlerer Säure, um ein unlösliches Salz zu bilden

starkes Säure + Salz starker / mittlerer Säure → unlösliches Salz + Säure

Nicht-neutrale Orthophosphorsäure verdrängt starke, aber flüchtige Salz- und Salpetersäuren von ihren Salzen, unterliegen der Bildung von unlöslichem Salz

B. Säure-Wechselwirkung mit dem Hauptsalz derselben Säure

acid1 + Basic Sints Acid1 → Mittelsalz + Wasser

HCl + Mg (oh) cl → MgCl2 + H2O

G. Die Wechselwirkung von Polypensäure mit einem durchschnittlichen oder sauren Salz derselben Säure, um ein saures Salz derselben Säure zu bilden, das eine größere Anzahl von Wasserstoffatomen enthält

polyShnaya-Säure1 + Medium / saures Säure-Säure1 → Saurensäure-Säure1

H3PO4 + CA3 (PO4) 2 → 3cahpo4

H3PO4 + CAHPO4 → CA (H2PO4) 2

D. Wechselwirkung von Schwefelwasserstoffsäure mit AG, Cu, Pb, Cd, Hg Salze mit der Bildung unlöslicher Sulfid

säure H2S + SALT AG, CU, PB, CD, HG → AG2S / CUS / PBS / CDS / HGS ↓ + Säure

H2S + CUSO4 → cus ↓ + H2SO4

E. Säure-Wechselwirkung mit einem mittel- oder komplexen Salz mit amphoterem Metall in Anion

a) Im Falle eines Mangels an Säure wird das durchschnittliche Salz- und Amphoterhydroxid gebildet

säure + mittleres / komplexes Salz in amphoterer Metall in Anion → Mediumsalz + Amphoterisches Hydroxid

b) Bei einem Überschuss an Säure werden zwei mittlere Salze und Wasser gebildet

säure + mittleres / komplexes Salz mit amphoterer Metall in Anion → Mediumsalz + Mittleres Salz + Wasser

In einigen Fällen geben Säuren mit Salzen oxidative Reaktions- oder Komplexbildreaktionen ein:

H2SO4 (abschließend) und I ~ / BR ~ (H2S- und I2 / SO2- und BR2-Produkte)

H2SO 4 (Abschließung) und FE² + (Produkte SO2 und FE³ +)

HNO3 RSS / Bedingung und Fe² + (NO / NO2 und FE³ + Produkte)

HNO3 RSS / Confine und SO3² ~ / s² ~ (NO / NO2 und SO4² ~ / s oder SO4² |

HCLONC und KMNO4 / K2CR2O7 / KCLO3 (CL2 und MN² + / CR² + / Cl ~ Produkte)

3. Die Wechselwirkung konzentrierter Schwefelsäure mit festem Salz

Nicht-Ledensäuren können von ihren festen Salzen volatil aufweisen.

7. Säuresäure mit Metall

A. Säure-Wechselwirkung mit Metallen oder nach Wasserstoff

säure + Metall auf H2 → SEL-Metall in minimaler Oxidation + H2

Fe + H2SO4 (RSS) → FESO4 + H2

säure + Metall nach H2 ≠ Reaktion geht nicht

Cu + h2so4 (rsc) ≠

B. die Wechselwirkung konzentrierter Schwefelsäure mit Metallen

H2SO 4 (CON) + AU, PT, IR, RH, TA ≠ Reaktion geht nicht

H2SO 4 (CONCATEN) + Alkali / Erdalkalimetall und Mg / Zn → H2S / S / SO2 (abhängig von den Bedingungen) + Metallsulfat bis zum maximalen Oxidationsgrad + H2O

Zn + 2H2SO4 (CONC) (T1) → ZNO4 + SO2 + 2H2O

3ZN + 4H2SO 4 (CON) (T2\u003e T1) → 3ZNSO4 + S ↓ + 4H2O

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

H2SO4 (abgeschlossen) + Andere Metalle → SO2 + Metallsulfat im maximalen Oxidationsgrad + H2O

Cu + 2H2SO4 (CON) (t) → CUSO4 + SO2 + 2H2O

2Al + 6H2SO 4 (conc) (t) → AL2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O

B. die Wechselwirkung von konzentrierter Salpetersäure mit Metallen

HNO3 (CONC) + AU, PT, IR, RH, TA, OS ≠ Reaktion geht nicht

HNO3 (Abschließend) + Pt ≠

HNO3 (Schlussfolgerung) + Metallalkalische / Erdalkali-Erde → N2O + Metallnitrat bis maximalen Oxidationsgrad + H2O

4BA + 10HNO3 (Terminds) → 4BA (NO3) 2 + N2O + 5H2O

HNO3 (Schlussfolgerung) + Restmetalle bei einer Temperatur → NO2 + Metallnitrat im maximalen Oxidationsgrad + H2O

AG + 2HNO3 (Schluss) → AGNO3 + NO2 + H2O

Mit Fe, CO, Ni, Cr und Al interagieren nur, wenn er erhitzt wird, da diese Metalle mit Salpetersäure unter normalen Bedingungen passiviert sind - chemisch resistent werden

Die Wechselwirkung von verdünnter Salpetersäure mit Metallen

HNO3 (RSS) + AU, PT, IR, RH, TA ≠ Reaktion geht nicht

Sehr passive Metalle (AU, PT) können durch tsarische Wodka gelöst werden - eine Mischung aus einem Volumen von konzentrierter Salpetersäure mit drei Volumina konzentrierter Salzsäure. Das Oxidationsmittel darin ist ein Atomchlor, das auf dem Nitrosylchlorid besprüht, das als Ergebnis der Reaktion ausgebildet ist: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCL + CL2

HNO3 (RSC) + Metallalkalische / Erdalkali-Erde → NH3 (NH4NO3) + Metallnitrat in maximalem Oxidationsgrad + H2O

NH3 verwandelt sich in NH4NO3 in einem Überschuss an Salpetersäure

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

HNO3 (RSC) + Metall in einer Spannungszeile an H2 → NO / N2O / N2 / NH3 (abhängig von den Bedingungen) + Metallnitrat auf den maximalen Oxidationsgrad + H2O

Mit dem Rest der Metalle, die eine Reihe von Wasserstoff- und Nichtmetallen zugewandt sind, bildet HNO3 (RSC) Salz, Wasser und hauptsächlich nein, aber je nach Bedingungen und N2O und N2 und NH3 / NH4NO3 (je größer der Säure, desto geringer ist der Grad der Stickstoffoxidation im erzeugten gasförmigen Produkt)

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) + Metall nach H2 → Nein + Metallnitrat in maximalem Oxidationsgrad + H2O

Mit niedrigaktiven Metallen, das nach H2 stehend ist, bildet HNO3SB Salz, Wasser und Nein

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

8. Zersetzung von Säuren bei Temperaturen

säure (t) → Oxid + Wasser

H2CO3 (T) → CO2 + H2O

H2SO3 (T) → SO2 + H2O

H2SIO3 (T) → SiO2 + 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. Wechselwirkung von Säure mit Nichtmetallen (Redoxreaktion). In diesem Fall wird der Nichtmetall mit der entsprechenden Säure oxidiert, und die Säure wird an gasförmiges Oxid restauriert: H2SO 4 (Verketten) - bis SO2; HNO3 (abgeschlossen) - bis NO2; HNO3 (RSC) - bis nein.

S + 2HNO3 (RSS) → H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3 (Schluss) → H2SO 4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO 4 (CON) → 3SO2 + CO2 + 2H2O

C + 2H2SO4 (Schlussfolgerung) → 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 ↓ (außer F2)

H2SO3 + G2 + H2O → 2Hg + H2SO4 (außer F2)

2H2s (Wasser) + O2 → 2H2O + 2S ↓

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (Brennen)

2H2S + O2 (Verständnis) → 2H2O + 2S ↓

Mehr aktive Halogene werden von NG-Säuren weniger aktiviert (Ausnahme: F2 reagiert mit Wasser und nicht mit Säure)

2HR + CL2 → 2HCl + BR2 ↓

2HI + CL2 → 2HCl + I2 ↓

2Hi + BR2 → 2HBR + I2 ↓

10. Redoxreaktionen zwischen Säuren

H2SO4 (CON) 2HBR → BR2 ↓ + SO2 + 2H2O

H2SO 4 (CON) + 8HI → 4I2 ↓ + H2S + 4H2O

H2SO4 (CONCATEN) + HCl ≠

H2SO4 (CON) + H2S → S ↓ + SO2 + 2H2O

3H2SO 4 (CON) + H2S → 4SO2 + 4H2O

H2SO3 + 2H2S → 3S ↓ + 3H2O

2hno3 (abgeschlossen) + H2S → S ↓ + 2NO2 + 2H2O

2hno3 (abschließend) + SO2 → H2SO 4 + 2NO2

6hno3 (abschließend) + HI → Hio3 + 6NO2 + 3H2O

2HNO3 (Schluss) + 6HCl → 3cl2 + 2No + 4H2O

Chemische Eigenschaften von amphoteren Hydroxiden

1. Wechselwirkung mit Hauptoxid

amphoterisches Hydroxid + Hauptoxid → Salz + Wasser

2Al (oh) 3 + na2o (t) → 2aalo2 + 3H2O

2. Wechselwirkung mit Amphoter oder Säureoxid

amphoterisches Hydroxid + Amphotoroser / Säureoxid ≠ Reaktion geht nicht

Einige amphoterische Oxide (sein (oh) 2, zn (oh) 2, pb (oh) 2) reagieren mit Säureoxid CO2 mit der Ausfällung von Grundsalzen und Wasser

2Be (oh) 2 + CO2 → (BeOH) 2CO3 ↓ + H2O

3. Interaktion mit Alkali

amphoterisches Hydroxid + Alkali → Salz + Wasser

Zn (oh) 2 + 2koh (TV) (t) → K2ZNO2 + 2H2O

Zn (oh) 2 + 2koh → k2

4. Interagieren Sie nicht mit unlöslichen Basen oder amphoteren Hydroxiden

amphoterisches Hydroxid + unlöslicher Basis / amphoteric Hydroxid ≠ Reaktion geht nicht

5. Wechselwirkung mit Säuren

amphoterisches Hydroxid + -Säure → Salz + Wasser

Al (oh) 3 + 3HCl → Alcl3 + 3H2O

6. Reagieren Sie nicht mit Salzen

amphoterisches Hydroxid + Salz ≠ Reaktion geht nicht

7. Reagieren Sie nicht mit Metallen / Nichtmetallen (einfache Substanzen)

amphoteric Hydroxid + Metall / Nicht-Metall ≠ Reaktion geht nicht

8. Thermische Zersetzung.

amphoterisches Hydroxid (t) → Amphoterisches Oxid + Wasser

2Al (oh) 3 (t) → Al2O3 + 3H2O

Zn (oh) 2 (t) → zno + h2o

Sohlen allgemeine Informationen.

Stellen Sie sich vor, wir haben Säure und Alkali, wir führen die Neutralisationsreaktion zwischen ihnen aus und holen Säure und Salz.

NaOH + HCl → NaCl (Natriumchlorid) + H2O

Es stellt sich heraus, dass das Salz aus Metallkation und einem Anionensäurerückstand besteht.

Salze sind:

1. Sauer (mit einem oder zwei Kationen von Wasserstoff (dh sie verfügen über ein sauer (oder schwaches Säure-Medium) - KHCO3, NaHSO3).

2. Medium (ich habe einen Metallkation und einen Anionensäurerest, ein Medium muss mit einem pH-Messgerät - Baso4, AGNO3) bestimmt werden.

3. Basic (es gibt Hydroxidion, das heißt, ein alkalisches (oder schwaches alkalisches) Medium - Cu (oh) cl, ca (oh) br).

Es gibt auch Doppelsalze, die sich während der Dissoziation der Kationen von zwei Metallen (k) bilden.

Salze sind in einer kleinen Ausnahme feste kristalline Substanzen mit hohen Schmelztemperaturen. Die meisten weißen Salze (KNO3, NaCl, Baso4 usw.). Einige Salze haben Färbung (K2CR2O7 - Orange Farbe, K2CRO4 - Gelb, NISO4 - GRÜN, COCl3 - Pink, Cus - Black). Nach der Löslichkeit können sie in lösliches, niedrig lösliches und praktisch unlösliches unterteilt werden. Säuresalze sind in der Regel besser löslich in Wasser als die entsprechenden Durchschnittswerte, und der Hauptgeschützte.

Chemische Eigenschaften von Salzen

1. Salz + Wasser

Bei der Auflösung vieler Salze in Wasser erfolgt ihre teilweise oder vollständige Zersetzung - Hydrolyse. Einige Salze bilden Kristallkörperhydrate. Wenn in dem Wasser von mittelgroßen Salzen gelöst, das Amphotor-Metall in Anion enthält, werden komplexe Salze gebildet.

NaCl + H2O → NaOH + HCl

NA2ZNO2 + 2H2O \u003d NA2

2. Salz + Hauptoxid ≠ Reaktion geht nicht

3. Salz + Amphoterisches Oxid → (t) Säure fliegende Oxid + Salz

Amphoterische Oxide werden beim Weben der flüchtigen Säureloxide von ihren Salzen verschoben.

AL2O3 + K2CO3 → Kalo2 + CO2

FE2O3 + NA2CO3 → 2NAFEO2 + CO2

4. Salz + saures nichtflüchtiges Oxid → Säure-Fliegenoxid + Salz

Während der Fusion von flüchtigen Säuremixiden von ihren Salzen werden nichtflüchtige Säuremisside verschoben.

SiO2 + CACO3 → (t) Casio3 + CO2

P2O5 + NA2CO3 → (t) 2NA3PO4 + 3CO2

3SIO2 + CA3 (PO4) 2 → (t) 3Casio3 + P2O5

5. Salz + Base → Base + Salz

Die Reaktionen zwischen den Basen um die Basen sind Ionenaustauschreaktionen. Daher gehen sie unter normalen Bedingungen nur in Lösungen (und Salz und Sockel, die löslich sein müssen) und nur unter der Bedingung, dass ein Niederschlag oder ein schwacher Elektrolyt (H2O / NH4OH) als Ergebnis des Austauschs ausgebildet ist; Gasförmige Produkte in diesen Reaktionen werden nicht gebildet.

A. Löslicher Basis + lösliches saures Salz → Mittelsalz + Wasser

Wenn das von unterschiedliche Kationen gebildete Salz und Base zwei mittlere Salze ausgebildet sind; Bei sauren Salzen von Ammonium führt überschüssige Alkali zur Bildung von Ammoniumhydroxid.

BA (OH) 2 + BA (HCO3) → 2baco3 + 2H2O

2koh + 2naHCO3 → NA2CO3 + K2CO3 + 2H2O

2NAOH + 2NH4HS → NA2S + (NH4) 2S + 2H2O

2NAOH (H2S + NH4HS → NA2S + NH4HS + H2O

B. lösliche Basis + lösliches Durchschnitts- / Hauptsalz → Unlösliches Salz ↓ + Base

Lösliche Basis + löslicher Durchschnitts- / Hauptsalz → Salz + unlösliches Base ↓

Lösliche Basis + löslicher Durchschnitts- / Hauptsalz → Salz + schwacher Elektrolyt NH4OH

Soluble Base + lösliches Durchschnitt / Hauptsalz → Reaktion geht nicht

Die Reaktion zwischen löslichen Basen und dem Durchschnitts- / Hauptsalz erfolgt nur dann, wenn ein unlösliches Salz durch Ionenaustausch oder eine unlösliche Basis oder ein schwacher Elektrolyt NH4OH ausgebildet ist.

BA (OH) 2 + NA2SO4 → Baso4 ↓ + 2NAOH

2nh4OH + cucl2 → 2nh4cl + cu (oh) 2 ↓

BA (OH) 2 + NH4Cl → BACL2 + NH4OH

NaOH + KCL ≠

Wenn das anfängliche Salz mit mehrsaurierter Base mit einem Mangel an Alkali gebildet wird, wird das Hauptsalz gebildet.

NaOH (AlCl3 → Al (oh) cl2 + NaCl

Unter der Wirkung von Alkalien an Silber- und Quecksilbersalzen (II), nicht vorh und hg (oh) 2, die sich bei Raumtemperatur zersetzen, und unlösliche AG2O- und HGO-Oxide werden unterschieden.

2AgNO3 + 2NAOH → AG2O ↓ 2Nano3 + H2O

HG (NO3) 2 + 2KOH → HGO ↓ + 2KNO3 + H2O

6. Salz + Amphotoren Hydroxid → Reaktion geht nicht

7. Salz + Säure → Säure + Salz

Meist. Säurereaktionen mit Salzen - Ionenaustauschreaktionen, so dass sie in Lösungen fortfahren und nur, wenn das Salz oder die schwächere und flüchtige Säure in Säuren unlöslich ist.

HCl + AGNO3 → AgCl ↓ + HNO3

2HBR + K2SIO3 → 2KBr + H2SIO3 ↓

2NO3 + NA2CO3 → 2Nano3 + H2O + CO2

A. Acid1 + Salz mehr volatiler / schwacher Säure2 → Salz von Säure1 + volatiler / schwach saurer2

Säuren interagieren mit Lösungen von Salzen von schwächeren oder flüchtigen Säuren. Unabhängig von der Zusammensetzung des Salzes (mittel, sauer, basisch) wird in der Regel ein durchschnittliches Salz und ein schwächerer Bat gebildet.

2CH3COOH + NA2S → 2CH3COONA + H2S

HCl + NAHS → NACL + H2S

B. starker Säure + Salz von starkem / mittlerer Säure → Unlösliches Salz ↓ + Säure

Starke Säuren interagieren mit Lösungen von Salzen anderer starken Säuren, wenn das unlösliche Salz gebildet wird. Die nichtflüchtige H3ro4 (die Säure der mittleren Festigkeit) verdrängt den starken, aber flüchtigen säuglorischen NSL- und Stickstoff-HNO3-Säuren von ihren Salzen unter dem Zustand der Bildung von unlöslichem Salz.

H2SO4 + CA (NO3) 2 → Caso4 ↓ + 2HNO3

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

H3PO4 + 3AGNO3 → AG3PO4 ↓ + 3HNO3

V. acid1 + basis säure salt1 → mittelalter + wasser

Unter der Wirkung von Säure an das Hauptsalz derselben Säure wird das durchschnittliche Salz und das Wasser gebildet.

HCl + Mg (oh) cl → MgCl2 + H2O

Mehrbett-Säure1 + Medium / Säure-Säure Salt1 → Säuresäuresalz1

Unter der Wirkung von Polypinsäure auf dem durchschnittlichen Salz derselben Säure ist ein saures Salz ausgebildet, und ein saures Salz mit einer größeren Anzahl von Wasserstoffatomen ist gebildet.

H3PO4 + CA3 (PO4) → 3cahpo4

H3PO4 + CAHPO4 → CA (H2PO4) 2

CO2 + H2O + CACO3 → CA (HCO3) 2

D. Säure H2S + SALT AG, CU, PB, CD, HG → AG2S / CUS / PBS / CDS / HGS ↓ + Säure

Schwache und flüchtige Schwefelwasserstoffsäure H2s verdrängt starke Säuren aus Lösungen von AG, Cu-, Pb-, CD- und Hg-Salzen, wobei Sulfid-Niederschläge mit ihnen bildenden, nicht nur in Wasser, sondern auch in der resultierenden Säure unlöslich.

H2S + CUSO4 → cus ↓ + H2SO4

E. Säure + Mittel / komplexes Salz mit Amphoteric II in Anion → Mediumsalz + Amphoterisches Hydroxid ↓

→ Mittleres Salz + Mittelalter + H2O

Unter der Wirkung von Säure pro mittel- oder komplexem Salz mit amphoterer Metall in Anion wird Salz zusammengebrochen und gebildet:

a) Im Falle eines Mangels an saurem Mediumsalz und amphoteren Hydroxid

b) Im Falle eines Überschusses an Säure - zwei mittlere Salze und Wasser

2HCl (NED) + NA2ZNO2 → 2NACL + ZN (OH) 2 ↓

2HCl (Woche) + Na2 → 2NACL + ZN (OH) 2 ↓ + 2H2O

4hcl (Schinken) + NA2ZNO2 → 2NACL + ZNCl2 + 2H2O

4HCl (Schinken) + NA2 → 2NACL + ZNCl2 + 4H2O

Es sollte berücksichtigt werden, dass in einigen Fällen zwischen Säuren und Salzen, der HSI oder der Komplexierungsreaktion verläuft. Also in der OVR eingeben:

H2so4 conc. und i ~ / br ~ (H2S- und I2 / SO2- und BR2-Produkte)

H2so4 conc. und Fe² +. (SO2- und FE³-Produkte + )

HNO3 Scan. / Conc. Und Fe². + (NO / NO2- und FE-Produkte 3 + )

HNO3 Scan. / Conc. und SO3² ~ / s² ~ (NO / NO2-Produkte und Sulfat / Sulfat oder Sulfat)

Hcl conc. und KMNO4 / K2CR2O7 / KCLO3 (Gasprodukte (Gas) und Mn² + / Cr³ + / cl ~.

J. Reaktion verläuft ohne Lösungsmittel

Schwefelsäure Conc. + Salz (TV.) → Sohle / Durchschnitt + Sauerstoff

Es können fehlende Säuren das Volatil von ihren trockenen Salzen verdrängen. Am häufigsten wird die Wechselwirkung von konzentrierter Schwefelsäure mit trockenen Salzen starker und schwacher Säuren verwendet, während Säure- und Sauer- oder Mittelsalz gebildet werden.

H2SO 4 (CON) + NACL (TV) → NAHSO4 + HCl

H2SO 4 (CON) + 2NACL (TV) → NA2SO4 + 2HCl

H2SO 4 (CON) + KNO3 (TV) → KHSO4 + HNO3

H2SO 4 (CON) + CACO3 (TV) → CASO4 + CO2 + H2O

8. Lösliches Salz + lösliches Salz → Unlösliches Salz ↓ + Salz

Die Reaktionen zwischen den Salzen sind Austauschreaktionen. Daher gehen sie unter normalen Bedingungen nur aus, wenn:

a) sowohl lösliche Salze im Wasser als auch in Form von Lösungen aufgenommen

b) Als Ergebnis der Reaktion ist ein Niederschlag oder ein schwacher Elektrolyt ausgebildet (letzterer ist sehr selten).

AGNO3 + NACL → AGCL ↓ + Nano3

Wenn einer der Anfangssalze unlöslich ist, ist die Reaktion nur dann, wenn es ein noch nicht lösliches Salz ausgebildet ist. Das Kriterium der "Unlöslichkeit" ist jedoch die Größe des PR (Arbeit der Löslichkeit), da seine Studie jedoch außerhalb des Rahmens des Schulkurs ist, in den Fällen, in denen eine der nicht löslichen Reagenzien nicht berücksichtigt wird.

Wenn in der Austauschreaktion Salz ausgebildet ist, vollständig als Folge der Hydrolyse (in der Löslichkeitstabelle an der Stelle der SALSAL-Kosten-Andocken) vollständig zersetzt, werden die Produkte der Hydrolyse dieses Salzes zu den Reaktionsprodukten.

AL2 (SO4) 3 + K2S ≠ AL2S3 ↓ + K2SO4

AL2 (SO4) 3 + K2S + 6H2O → 2Al (OH) 3 ↓ + 3H2S + K2SO4

FCL3 + 6KCN → K3 + 3KCl

Agi + 2kcn → k + ki

AGBR + 2NA2S2O3 → NA3 + NABR

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

NACL + NAHSO4 → (t) NA2SO4 + HCl

Die durchschnittlichen Salze interagieren manchmal miteinander mit der Bildung komplexer Salze. Zwischen den Salzen kann es HSR geben. Einige Salze interagieren beim Verschmelzen.

9. Salz weniger aktiv Metall + Metall aktiver → Metall Weniger aktiv ↓ + Salz

Ein aktiveres Metall verdrängt weniger aktives Metall (lohnt sich rechts auf eine Spannungsreihe) aus der Lösung ihres Salzes, während das neue Salz gebildet wird, und weniger aktives Metall wird in freier Form (Sedat auf der aktiven Metallplatte) freigesetzt. Ausnahme - Alkalische und Erdalkalimetalle in der Lösung interagieren mit Wasser.

Salze mit oxidativen Eigenschaften sind in der Lösung mit Metallen und in anderen Redoxreaktionen.

FESO4 + ZN → FE ↓ + ZNSO4

Znso4 + fe ≠

HG (NO3) 2 + Cu → Hg ↓ + CU (NO3) 2

2FECL3 + FE → 3FECL2

FCL3 + CU → FECL2 + CUCL2

HgCl2 + Hg → HG2Cl2

2CRCL3 + ZN → 2CRCL2 + ZNCl2

Metalle können einander von Salzen aus Schmelzen aufweisen (die Reaktion wird ohne Luftzugriff durchgeführt). Gleichzeitig ist es notwendig, sich daran zu erinnern, dass:

a) Beim Schmelzen zersetzen sich viele Salze

b) Eine Anzahl von Metallenspannungen bestimmt die relative Aktivität von Metallen nur in wässrigen Lösungen (z. B. alle in wässrigen Lösungen sind weniger aktiv als Erdalkalimetalle, und in Schmelzen - aktiver)

K + alcl3 (Besen) → (t) 3KCl + al

Mg + beF2 (Besen) → (t) MGF2 + BE

2Al + 3CACL2 (Besen) → (t) 2Alcl3 + 3CA

10. Salz + Nemmetall

Die Reaktionen von Salzen mit Nichtmetallen sind nur wenige. Dies sind oxidative Reaktionsreaktionen.

5KCLO3 + 6P → (t) 5KCl + 3P2O5

2KCLO3 + 3S → (t) 2KCl + 2SO2

2KCLO3 + 3C → (t) 2KCl + 3CO2

Mehr aktive Halogene, die weniger aktive Salze von Halogenwasserstofflösungen verdrängen. Die Ausnahme ist ein molekularer Fluor, das in Lösungen nicht mit Salz reagiert, sondern mit Wasser.

2FECL2 + CL2 → (t) 2Fecl3

2nano2 + o2 → 2nano3

NA2SO3 + S → (T) NA2S2O3

Baso4 + 2c → (t) BAS + 2CO2

2KCLO3 + BR2 → (t) 2kbro3 + cl2 (die gleiche Reaktion ist auch charakteristisch für Jod)

2ki + BR2 → 2kBr + I2 ↓

2KBr + CL2 → 2KCl + BR2 ↓

2NAI + CL2 → 2NACL + I2 ↓

11. Salze Zerlegung.

Salz → (t) thermische Zersetzungsprodukte

1. Salpetersäuresalze

Die Produkte der thermischen Zersetzung von Nitraten hängen von der Position der Metallkation in einer Reihe von Metallen ab.

Meno3 → (t) (für mich gelassen MG (ohne Li)) Meno2 + O2

Meno3 → (t) (für mich von mg bis cu sowie li) meo + no2 + o2

Meno3 → (t) (für mich ronate cu) me + no2 + o2

(Bei thermischer Zersetzung von Eisen (II) / Chromnitrat (II) wird Eisen (III) / Chrom (III) Oxid gebildet.

2. Salze Ammonium

Alle Ammoniumsalze sind beim Kalzinieren zersraftbar. Am häufigsten werden Ammoniak NH3 und Säure oder seine Zersetzungsprodukte freigesetzt.

NH4Cl → (t) NH3 + HCl (\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

Manchmal zersetzen Ammoniumsalze, die Anionen - Oxidationsmittel enthüllen, zersetzen, wenn sie mit der Freisetzung von N2, NO oder N2O erhitzt werden.

(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. Salze von Kohlesäure

Fast alle Carbonate zersetzen sich an Metalloxid und CO2. Alkalimetallcarbonate jenseits von Lithium zersetzen sich beim Erhitzen nicht nicht ab. Silber und Quecksilbercarbonate zersetzen sich an freies Metall.

Meco3 → (t) meo + co2

2Ag2CO3 → (t) 4AG + 2CO2 + O2

Alle Bicarbonate zersetzen sich dem entsprechenden Carbonat.

Mehco3 → (t) meco3 + co2 + h2o

4. Salze von Schwefelsäure

Sulfite mit dem Erhitzen unverhältnismäßig, bilden Sulfid und Sulfat. Das Sulfid (NH 4) 2S3 Sulfid (NH4) 2S3 Sulfid (NH4) 2S3 ist sofort an NH3- und H2s abgebaut.

Meso3 → (t) MES + MESO4

(NH4) 2SO3 → (t) 2nh3 + H2s + 3 (NH4) 2SO4

Hydrosulfit zersetzen sich an Sulfiten, SO2 und H2O.

MEHSO3 → (t) Meso3 + SO2 + H2O

5. Salz Schwefelsäure

Viele Sulfate bei t\u003e 700-800 s werden auf Metalloxid und SO3 zersetzt, was bei einer solchen Temperatur auf SO2 und O2 zerfällt. Alkali-Metallsulfate hitzebeständig. Sulfate von Silber und Quecksilber zersetzen sich an freies Metall. Die Hydrosulfate werden zuerst zu disulfiert, und dann zu Sulfaten.

2caso4 → (t) 2cao + 2SO2 + O2

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

2FeSO4 → (t) FE2O3 + SO3 + SO2

AG2SO4 → (t) 2AG + SO2 + O2

MEHSO 4 → (t) MES2O7 + H2O

MES2O7 → (t) Meso4 + SO3

6. Komplexe Salze

Hydroxokomplexe von amphoteren Metallen werden hauptsächlich auf dem mittleren Salz und dem Wasser abgebaut.

K → (t) kalo2 + 2h2o

NA2 → (t) zno + 2naoh + h2o

7. Grundsalze.

Viele grundlegende Salze werden beim Erhitzen abgebaut. Die Hauptsalze von Universalsäuren zersetzen sich in Wasser und Oxosoli

Al (oh) 2BR → (t) ALOBR + H2O

2alohcl2 → (t) al2ocl4 + H2O

2MGOHCL → (t) MG2OCL2 + H2O

Die Hauptsalze von sauerstoffhaltigen Säuren zersetzen sich auf Metalloxid und thermische Zersetzungsprodukte der entsprechenden Säure.

2Aloh (NO3) 2 → (t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O

(CuOH) 2CO3 → (t) 2cuo + H2O + CO2

8. Beispiele für thermische Zersetzung anderer Salze

4k2cr2o7 → (t) 4k2cro4 + 2CR2O3 + 3O2

2kmno4 → (t) k2mno4 + mno2 + o2

KCLO4 → (t) KCl + O2

4KCLO3 → (t) KCl + 3KClO4

2KCLO3 → (t) 2KCl + 3O2

2nas → (t) na2s + h2s

2cahpo4 → (t) ca2p2o7 + h2o

CA (H2PO4) 2 → (t) ca (PO3) 2 + 2H2O

2AGBR → (hν) 2AG + BR2 (\u003d AGI)

Der größte Teil des dargestellten Materials wird von dem Nutzen von Deryabina n dungen genommen. "Chemie. Grundkurs anorganischer Substanzen." IPO "Nikitsky Gate" Moskau 2011.