На сегодняшний день существует около 2,5 миллионов разнообразных соединений как природного происхождения, так и синтезированных искусственно человеком. Все они очень разные, часть из них - незаменимые участники биологических процессов, происходящих в живых организмах. Отличают соединения друг от друга свойства веществ. Характеристики и то, что еще позволяет идентифицировать ту или иную химическую молекулу, рассмотрим далее.

Что такое вещество?

Если давать определение этому понятию, то нужно указать на его связь с физическими телами. Ведь веществом принято считать именно то, из чего состоят эти тела. Так, стекло, железо, сера, дерево - это вещества. Примеры можно приводить бесконечно. Проще понять следующее: рассматриваемым термином обозначают все существующее в мире многообразие различных сочетаний молекул, а также простых одноатомных частиц.

Таким образом, вода, спирт, кислоты, щелочи, белки, углеводы, соль, сахар, песок, глина, алмаз, газы и прочее - это все и есть вещества. Примеры позволяют более четко уловить суть этого понятия.

Физическое тело - это продукт, который создается природой или человеком на основе различных соединений. Например, стакан - это тело, которое состоит из стекла, а лист бумаги - это тело, которое представляет собой обработанную целлюлозу или древесину.

Конечно, все молекулы разные. То, что лежит в основе их отличия, называется их свойствами - физическими, органолептическими и химическими. Определяются они при помощи специальных методов, которые у каждой науки свои. Это могут быть и математические, аналитические, экспериментальные, инструментальные способы, и еще множество самых разнообразных. Например, наука химия использует для каждого вещества, вернее, для его идентификации, свой реагент. Он подбирается на основании особенностей строения молекулы и прогнозирования химических свойств. Затем проверяется экспериментально, утверждается и закрепляется в теоретической базе.

Классификация веществ

В основу деления соединений на группы может быть положено множество разных признаков. Например, агрегатное состояние. Все они могут быть по этому фактору четырех видов:

• плазма;
• жидкость;
• кристаллическое вещество (твердое).

Если брать за основу более "глубокий" признак, то все вещества можно разделить на:

• органические - в основе цепочки и циклы из атомов углерода и водорода;
• неорганические - все остальные.

По элементному составу, который отражают формулы веществ, все они бывают:

• простые - из одного вида химического атома;
• сложные - два и больше разных типов элементов.

В свою очередь, простые делятся на металлы и неметаллы. Сложные имеют множество классов: соли, основания, кислоты, оксиды, сложные эфиры, углеводороды, спирты, нуклеиновые кислоты и так далее.

Разные виды формул соединений

Что является наглядным, то есть графическим, отображением соединений? Конечно, это формулы веществ. Они бывают разными. В зависимости от вида заключенная в них информация о молекуле тоже отличается. Так, существуют такие варианты:

1. Эмпирическая, или молекулярная. Отражает количественный и качественный состав вещества. Она включает в себя символы входящих в состав элементов и индекс в нижнем левом углу у него, показывающий количество данного атома в составе молекулы. Например, Н 2 О, Na 2 SO 4 , AL 2 (SO 4) 3 .
2. Электронно-графическая. Такая формула показывает количество валентных электронов у каждого элемента, входящего в состав соединения. Поэтому по такому варианту уже можно предсказать некоторые химические и веществ.
3. В органической химии принято использовать полные и сокращенные Они отражают порядок связи атомов в молекулах, кроме того, четко указывают на принадлежность вещества к тому или иному классу соединений. А это позволяет с точностью определить конкретный тип молекулы и спрогнозировать все характерные для нее взаимодействия.

Поэтому химическая символика и правильно составленные формулы соединений - важнейшая часть работы со всеми известными веществами. Это которые должен знать каждый школьник, изучающий химию.

Физические свойства

Очень важной характеристикой являются проявляемые физические свойства веществ. Что относится именно к этой группе?

1. Агрегатное состояние при различных условиях, в том числе при стандартных.
2. Температуры кипения, плавления, замерзания, испарения.
3. Органолептические характеристики: цвет, запах, вкус.
4. Растворимость в воде и других растворителях (органических, например).
5. Плотность и текучесть, вязкость.
6. Электро- и теплопроводность, теплоемкость.
7. Электрическая проницаемость.
8. Радиоактивность.
9. Абсорбция и эмиссия.
10. Индуктивность.

Также есть ряд показателей, которые очень важны для полного списка, отражающего свойства веществ. Однако они находятся между физическими и химическими. Это:

• тип кристаллической решетки;
• электроотрицательность;
• твердость и хрупкость;
• ковкость и пластичность;
• испаряемость или летучесть;
• биологическое воздействие на живые организмы (отравляющее, удушающее, нервнопаралитическое, нейтральное, благоприятное и прочее).

Часто эти показатели упоминаются именно тогда, когда рассматриваются уже непосредственно химические свойства веществ. Однако можно указать их и в разделе физических, что ошибкой не будет.

Химические свойства веществ

К данной группе относятся все возможные виды взаимодействий рассматриваемой молекулы с другими простыми и сложными веществами. То есть это непосредственно химические реакции. Для каждого вида соединения они строго специфичны. Однако выделяют общие групповые свойства для целого класса веществ.

Например, все кислоты способны реагировать с металлами согласно их положению в электрохимическом ряду напряжений металлов. Также для всех характерны реакции нейтрализации с щелочами, взаимодействие с нерастворимыми основаниями. Однако концентрированная серная и азотная кислоты особые, так как продукты их взаимодействия с металлами отличаются от полученных в результате реакций с другими представителями класса.

Химических свойств очень много у каждого вещества. Их количество определяется активностью соединения, то есть способностью реагировать с другими компонентами. Есть высокореакционноспособные, есть практически инертные. Это строго индивидуальный показатель.

Простые вещества

К таковым относятся те, что состоят из одного вида атомов, но разного их количества. Например, S 8, O 2, O 3, Au, N 2, P 4, CL 2, Ar и прочие.

Химические свойства простых веществ сводятся к взаимодействию с:

• металлами;
• неметаллами;
• водой;
• кислотами;
• щелочами и амфотерными гидроксидами;
• органическими соединениями;
• солями;
• оксидами;
• пероксидами и ангидридами и прочими молекулами.

Опять же следует указать, что это узко специфичная характеристика для каждого конкретного случая. Поэтому физические и химические свойства простых веществ рассматриваются индивидуально.

Сложные вещества

К данной группе относятся такие соединения, молекулы которых образованы двумя и более разными химическими элементами. Количество каждого из них может быть разным. Для понимания приведем несколько простых примеров:

• H 3 PO 4 ;
• K 3 ;
• Cu(OH) 2 ;
• AL 2 O 3 и прочие.

Так как все они относятся к разным классам веществ, выделить общие физические и химические характеристики для всех невозможно. Это специфичные свойства, своеобразные и индивидуальные в каждом конкретном случае.

Неорганические вещества

Их на сегодняшний день насчитывается свыше 500 тысяч. Встречаются как простые, так и сложные. Всего можно выделить несколько основных которые представляют все их многообразие.

1. Простые вещества металлы.
2. Оксиды.
3. Простые вещества неметаллы.
4. Благородные или инертные газы.
5. Пероксиды.
6. Ангидриды.
7. Летучие водородные соединения.
8. Гидриды.
9. Соли.
10. Кислоты.
11. Основания.
12. Амфотерные соединения.

Любой представитель каждого из классов имеет свой набор физико-химических свойств, позволяющих отличить его среди других соединений и идентифицировать.

Свойства органических веществ

Органика - это такой раздел химии, который занимается изучением соединений, отличных от неорганических, и их свойств. В основе их строения лежат атомы углерода, способные соединяться друг с другом в различные структуры:

• линейные и разветвленные цепи;
• циклы;
• ароматические кольца;
• гетероциклы.

Живые организмы состоят как раз из таких соединений, ведь основа жизни - это белки, жиры и углеводы. Все они - представители Поэтому и свойства их особенные. Однако в любом случае, независимо от того, о какой молекуле идет речь, все равно для нее будет характерен определенный набор физико-химических свойств, которые мы уже упоминали раньше.

Что такое живое вещество?

Живым называется вещество, из которого сложена вся биомасса нашей планеты. То есть те организмы, которые составляют жизнь на ней:

• бактерии и вирусы;
• простейшие;
• растения;
• животные;
• грибы;
• люди.

Так как основная часть соединений в составе живого существа - органические, то именно их и можно отнести к группе живого вещества. Однако не все. Только те, без которых невозможно существование представителей живой биосферы. Это белки, нуклеиновые кислоты, гормоны, витамины, жиры, углеводы, аминокислоты и прочие. Термин "живое вещество" был введен Вернадским, основателем учения о биосфере планеты.

Свойства живого вещества:

• обладание энергией с возможностью ее преобразования;
• саморегуляция;
• произвольное движение;
• чередование поколений;
• чрезвычайное разнообразие.

Кристаллы и металлические вещества

Кристаллическими называют все соединения, имеющие определенный тип строения пространственной решетки. Существуют соединения с атомной, молекулярной или металлической кристаллической решеткой. В зависимости от типа отличаются и свойства Типичными твердыми соединениями, имеющими вид мелко- или крупнодисперсных кристалликов, являются различные соли.

Также существуют и простые вещества с подобной структурой, например, алмаз или графит, драгоценные и полудрагоценные камни, минералы, горные породы. Основные свойства их:

• твердость;
• хрупкость;
• средние температуры плавления и кипения.

Однако, как и всегда, каждая характеристика не может подходить для всех.

Вещества проявляют металлы, их сплавы. Для них можно выделить набор общих характеристик:

• ковкость и пластичность;
• высокие температуры кипения, плавления;
• электро- и теплопроводность;
• металлический блеск.

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1. Действуют на индикаторы . Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Элементарными частицами физической материи на нашей планете являются атомы. В свободном виде они могут существовать только при очень высоких температурах. В обычных условиях элементарные частицы стремятся к объединению между собой при помощи химических связей: ионной, металлической, ковалентной полярной или неполярной. Таким способом образуются вещества, примеры которых мы и рассмотрим в нашей статье.

Простые вещества

Процессы взаимодействия между собой атомов одного и того же химического элемента заканчиваются образованием химических веществ, называемых простыми. Так, уголь образован только атомами углерода, газ водород - атомами гидрогена, а жидкая ртуть состоит из частиц ртути. Понятие простое вещество не нужно отождествлять с понятием химического элемента. Например, углекислый газ состоит не из простых веществ углерода и кислорода, а из элементов карбона и оксигена. Условно соединения, состоящие из атомов одного и того же элемента, можно разделить на металлы и неметаллы. Рассмотрим некоторые примеры химических свойств таких простых веществ.

Металлы

Исходя из положения металлического элемента в периодической системе, можно выделить следующие группы: активные металлы, элементы главных подгрупп третьей - восьмой групп, металлы побочных подгрупп четвертой - седьмой групп, а также лантаноиды и актиноиды. Металлы - простые вещества, примеры которых мы приведем далее, имеют следующие общие свойства: тепло- и электропроводность, металлический блеск, пластичность и ковкость. Такие характеристики присущи железу, алюминию, меди и другим. С увеличением порядкового номера в периодах возрастают температуры кипения, плавления, а также твердость металлических элементов. Это объясняется сжатием их атомов, то есть уменьшением радиуса, а также накоплением электронов. Все параметры металлов обусловлены внутренним строением кристаллической решетки данных соединений. Ниже рассмотрим химические реакции, а также приведем примеры свойств веществ, относящихся к металлам.

Особенности химических реакций

Все металлы, имеющие степень окисления 0, проявляют только свойства восстановителей. Щелочные и щелочноземельные элементы взаимодействуют с водой с образованием химически агрессивных оснований - щелочей:

• 2Na+2H 2 0=2NaOH+H 2

Типичная реакция металлов - окисление. В результате соединения с атомами кислорода, возникают вещества класса оксидов:

• Zn+O 2 =ZnO

Это бинарные соединения, относящиеся к сложным веществам. Примерами основных окислов являются оксиды натрия Na 2 O, меди CuO, кальция CaO. Они способны ко взаимодействию с кислотами, в результате в продуктах обнаруживается соль и вода:

• MgO+2HCl=MgCl 2 +H 2 O

Вещества классов кислот, оснований, солей относятся к сложным соединениям и проявляют разнообразные химические свойства. Например, между гидроксидами и кислотами происходит реакция нейтрализации, приводящая к появлению соли и воды. Состав солей будет зависеть от концентрации реагентов: так, при избытке в реагирующей смеси кислоты, получаются кислые соли, например, NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, а высокая концентрация щелочи вызывает образование основных солей, таких как Al(OH) 2 Cl - дигидроксохлорид алюминия.

Неметаллы

Наиболее важные неметаллические элементы находятся в подгруппах азота, карбона, а также относятся к группам галогенов и халькогенов периодической системы. Приведем примеры веществ, относящихся к неметаллам: это сера, кислород, азот, хлор. Все их физические особенности противоположны свойствам металлов. Они не проводят электрический ток, плохо пропускают тепловые лучи, имеют низкую твердость. Взаимодействуя с кислородом, неметаллы образуют сложные соединения - кислотные оксиды. Последние, реагируя с кислотами, дают кислоты:

• H 2 O+CO 2 → H 2 CO 3

Типичная реакция, характерная для кислотных окислов - это взаимодействие со щелочами, приводящее к появлению соли и воды.

Химическая активность неметаллов в периоде усиливается, это связано с увеличением способности их атомов притягивать электроны от других химических элементов. В группах наблюдаем обратное явление: неметаллические свойства ослабевают вследствие раздувания объема атома за счет добавления новых энергетических уровней.

Итак, мы рассмотрели виды химических веществ, примеры, иллюстрирующие их свойства, положение в периодической системе.

Окружающий мир материален. Материя бывает двух видов: вещество и поле. Объект химии – вещество (в том числе и влияние на вещество различных полей – звуковых, магнитных, электромагнитных и др.)

Вещество - все, что имеет массу покоя (т.е. характеризуется наличием массы тогда, когда не движется) . Так, хотя масса покоя одного электрона (масса не движущегося электрона) очень мала – около 10 -27 г, но даже один электрон – это вещество.

Вещество бывает в трех агрегатных состояниях – газообразном, жидком и твердом. Есть еще одно состояние вещества – плазма (например, плазма есть в грозовой и шаровой молнии), но в школьном курсе химию плазмы почти не рассматривают.

Вещества могут быть чистыми, очень чистыми (нужными, например, для создания волоконной оптики), могут содержать заметные количества примесей, могут быть смесями.

Все вещества состоят из мельчайших частиц – атомов. Вещества, состоящие из атомов одного вида (из атомов одного элемента), называют простыми (например, древесный уголь, кислород, азот, серебро и др.). Вещества, которые содержат связанные между собой атомы разных элементов, называют сложными.

Если в веществе (например, в воздухе) присутствуют два или большее число простых веществ, и их атомы не связаны между собой, то его называют не сложным, а смесью простых веществ. Число простых веществ сравнительно невелико (около пятисот), а число сложных веществ огромно. К настоящему времени известны десятки миллионов разных сложных веществ.

Химические превращения

Вещества способны вступать между собой во взаимодействие, причем возникают новые вещества. Такие превращения называют химическими . Например, простое вещество уголь взаимодействует (химики говорят – реагирует) с другим простым веществом – кислородом, в результате образуется сложное вещество – углекислый газ, в котором атомы углерода и кислорода связаны между собой. Такие превращения одних веществ в другие называют химическими. Химические превращения – это химические реакции. Так, при нагревании сахара на воздухе сложное сладкое вещество – сахароза (из которого состоит сахар) – превращается в простое вещество – уголь и сложное вещество – воду.

Химия изучает превращения одних веществ в другие. Задача химии – выяснить, с какими именно веществами может при данных условиях взаимодействовать (реагировать) то или иное вещество, что при этом образуется. Кроме того, важно выяснить, при каких именно условиях может протекать то или иное превращение и можно получить нужное вещество.

Физические свойства веществ

Каждое вещество характеризуется совокупностью физических и химических свойств. Физические свойства – это свойства, которые можно охарактеризовать с помощью физических приборов . Например, с помощью термометра можно определить температуру плавления и кипения воды. Физическими методами можно охарактеризовать способность вещества проводить электрический ток, определить плотность вещества, его твердость и т.д. При физических процессах вещества остаются неизменными по составу.

Физические свойства веществ подразделяют на счислимые (те, которые можно охарактеризовать с помощью тех или иных физических приборов числом, например, указанием плотности, температур плавления и кипения, растворимости в воде и др.) и несчислимые (те, которые охарактеризовать числом нельзя или очень трудно – такие, как цвет, запах, вкус и др.).

Химические свойства веществ

Химические свойства вещества – это совокупность сведений о том, с какими другими веществами и при каких условиях вступает в химические взаимодействия данное вещество . Важнейшая задача химии – выявление химических свойств веществ.

В химических превращениях участвуют мельчайшие частицы веществ – атомы. При химических превращениях из одних веществ образуются другие вещества, и исходные вещества исчезают, а вместо них образуются новые вещества (продукты реакции). А атомы при всех химических превращениях сохраняются . Происходит их перегруппировка, при химических превращениях старые связи между атомами разрушаются и возникают новые связи.

Химический элемент

Число различных веществ огромно (и у каждого из них своя совокупность физических и химических свойств). Атомов, отличающихся друг от друга по важнейшим характеристикам, в окружающем нас материальном мире сравнительно невелико – около ста. Каждому виду атомов отвечает свой химический элемент. Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковыми или близкими характеристиками . В природе встречается около 90 различных химических элементов. К настоящему времени физики научились создавать новые, отсутствующие на Земле виды атомов. Такие атомы (и, соответственно, такие химические элементы) называют искусственными (по-английски – man-made elements). Искусственно полученных элементов к настоящему времени синтезировано более двух десятков.

Каждый элемент имеет латинское название и одно- или двух-буквенный символ. В русскоязычной химической литературе нет четких правил произношения символов химических элементов. Одни произносят так: называют элемент по-русски (символы натрия, магния и др.), другие – по латинским буквам (символы углерода, фосфора, серы), третьи – как звучит название элемента по-латыни (железо, серебро, золото, ртуть). Символ элемента водорода Н у нас принято произносить так, как эту букву произносят по-французски.

Сравнение важнейших характеристик химических элементов и простых веществ приведено в таблице ниже. Одному элементу может отвечать несколько простых веществ (явление аллотропии: углерод, кислород и др.), а может – и одно (аргон и др. инертные газы).

Неорганические вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества делятся на металлы (K, Na, Li) и неметаллы (O, Cl, P). Сложные вещества делят на оксиды, гидроксиды (основания), соли и кислоты.

Оксиды

Оксиды - соединения химического элемента (металла или неметалла) с кислородом (степень окисления -2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом.

Выделяют:

1. Кислотные оксиды - оксиды, проявляющие кислотные свойства. Образованы неметаллами и кислородом. Примеры: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.

2. Амфотерные оксиды - оксиды, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство называется амфотерность). Примеры: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.

3. Основные оксиды - оксиды металлов, при этом металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Примеры: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.

4. Несолеобразующие оксиды - практически не вступают в реакции, не имеют соответствующих кислот и гидроксидов. Примеры: CO, NO.

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой

В реакцию вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидроксиды которых образуют растворимое основание

основной оксид + вода → щелочь

K2O + H2O → 2KOH

CaO + H2O → Ca(OH)2

2. Взаимодействие с кислотой

основной оксид + кислота → соль + вода

MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O

Na2O + H2S(изб) → 2NaHS + H2O

MgO(изб) + HCl → Mg(OH)Cl

3. Взаимодействие с кислотными или амфотерными оксидами

основной оксид + кислотный/амфотерный оксид → соль

При этом металл, находящийся в основном оксиде, становится катионом, а кислотный/амфотерный оксид становится анионом (кислотным остатком). Реакции между твердыми оксидами идут при нагревании. Нерастворимые в воде основные оксиды не взаимодействуют с газообразными кислотными оксидами.

BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3

K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2

FeO + CO2 ≠

4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами

основной оксид + амфотерный гидроксид → соль + вода

Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O

5. Разложение при температуре оксидов благородных металлов и ртути

2Ag2O (t)→ 4Ag + O2

2HgO (t)→ 2Hg + O2

6. Взаимодействие с углеродом (С) или водородом (Н2) при высокой температуре.

При восстановлении таким образом оксидов щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия выделяется не сам металл, а его карбид.

FeO + C (t)→ Fe + CO

3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO

CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO

CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O

7. Активные металлы восстанавливают менее активные из их оксидов при высокой температуре

CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu

8. Кислород окисляет низшие оксиды в высшие.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов переходят в пероксиды

4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3

2BaO + O2 (t)→ 2BaO2

2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой

кислотный оксид + вода → кислота

SO3+ H2O → H2SO4

SiO2 + H2O ≠

У некоторых оксидов нет соответствующих кислот, в таком случае происходит реакция диспропорционирования

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO

2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2

6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl

В зависимости от количества присоединенных к P2O5 молекул воды образуются три разных кислоты - метафосфорная НРО3, пирофосфорная Н4Р2О7 или ортофосфорная Н3РО4.

P2O5 + H2O → 2HPO3

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Оксид хрома соответствует двум кислотам - хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7(III)

CrO3 + H2O → H2CrO4

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7

2. Взаимодействие с основаниями

кислотный оксид + основание → соль + вода

Нерастворимые кислотные оксиды реагируют только при сплавлении, а растворимые - в обычных условиях.

SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O

При избытке оксида образуется кислая соль.

CO2(изб) + NaOH → NaHCO3

P2O5(изб) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O

P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2

При избытке основания образуется основная соль

CO2 + 2Mg(OH)2(изб) → (MgOH)2CO3 + H2O

Оксиды, которые не имеют соответствующих кислот, вступают в реакцию диспропорционирования и образуют при этом две соли.

2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O

2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O

CO2 реагирует с некоторыми амфотерными гидроксидами (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), при этом образуется основная соль и вода.

CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O

CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O

3. Взаимодействие с основным или амфотерным оксидом

кислотный оксид + основной/амфотерный оксид → соль

Реакции между твердыми оксидами идут при сплавлении. Амфотерные и нерастворимые в воде основные оксиды взаимодействуют только с твердыми и жидкими кислотными оксидами.

SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3

3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3

4. Взаимодействие с солью

кислотный нелетучий оксид + соль (t)→ соль + кислотный летучий оксид

SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2

5. Кислотные оксиды не взаимодействуют с кислотами, но Р2О5 реагирует с безводными кислородсодержащими кислотами.

При этом образуется НРО3 и ангидрид соответствующей кислоты

P2O5 + 2HClO4(безводн) → Cl2O7 + 2HPO3

P2O5 + 2HNO3(безводн) → N2O5 + 2HPO3

6. Вступают в окислительно-восстановительные реакции.

1. Восстановление

При высокой температуре некоторые неметаллы могут восстанавливать оксиды.

CO2 + C (t)→ 2CO

SO3 + C → SO2 + CO

H2O + C (t)→ H2 + CO

Для восстановления неметаллов из их оксидов часто используют магнийтермию.

CO2 + 2Mg → C + 2MgO

SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO

N2O + Mg (t)→ N2 + MgO

2. Низшие оксиды превращаются в высшие при взаимодействии с озоном (или кислородом) при высокой температуре в присутствии катализатора

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. Оксиды вступают и в другие окислительно-восстановительные реакции

SO2 + NO2 → NO + 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

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Не взаимодействуют с водой

амфотерный оксид + вода ≠

2. Взаимодействие с кислотами

амфотерный оксид + кислота → соль + вода

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль

Al2O3 + 6H3PO4(изб) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O

При избытке оксида образуется основная соль

ZnO(изб) + HCl → Zn(OH)Cl

Двойные оксиды образуют две соли

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

3. Взаимодействие с кислотным оксидом

амфотерный оксид + кислотный оксид → соль

Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3

4. Взаимодействие с щелочью

амфотерный оксид + щелочь → соль + вода

При сплавлении образуется средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль

ZnO + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2

5. Взаимодействие с основным оксидом

амфотерный оксид + основной оксид (t)→ соль

ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2

6. Взаимодействие с солями

амфотерный оксид + соль (t)→ соль + летучий кислотный оксид

Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей

Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2

Химические свойства оснований

Основания - вещества, в состав которых входит катион металла и гидроксид-анион. Основания бывают растворимыми (щелочи - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворимыми (Al2O3, Mg(OH)2).

1. Растворимое основание + индикатор → изменение цвета

При добавлении индикатора в раствор основания его цвет меняется:

Бесцветный фенолфталеин - малиновый

Фиолетовый лакмус - синий

Метилоранж - желтый

2. Взаимодействие с кислотой (реакция нейтрализации)

основание + кислота → соль + вода

По реакции могут быть получены средние, кислые или основные соли. При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания - основная соль.

Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O

Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O

2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O

3. Взаимодействие с кислотными оксидами

основание + кислотный оксид → соль + вода

6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O

4. Взаимодействие щелочи с амфотерным гидроксидом

щелочь + амфотерный гидроксид → соль + вода

В данной реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. При реакции в расплаве получается средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль. Гидроксиды железа (III) и хрома (III) растворяются только в концентрированных растворах щелочей.

2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O

KOH + Al(OH)3 → K

3NaOH(конц) + Fe(OH)3 → Na3

5. Взаимодействие с амфотерным оксидом

щелочь + амфотерный оксид → соль + вода

2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O

6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3

6. Взаимодействие с солью

Между основанием и солью происходит реакция ионного обмена. Она идет только при выпадении осадка или при выделении газа (при образовании NH4OH).

А. Взаимодействие растворимого основания и растворимой кислой соли

растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода

Если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две средние соли. В случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.

Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O

2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O

Б. Взаимодействие растворимого основания с растворимой средней или основной солью.

Возможно несколько вариантов развития событий

растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание

→ соль + нерастворимое основание↓

→ соль + слабый электролит NH4OH

→ реакция не идет

Реакции идут между растворимыми основаниями и средней солью только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH

NaOH + KCl ≠ реакция не идет

Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль

При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не их гидроксиды, которые растворяются при 25С, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.

7. Разложение при температуре

основный гидроксид (t)→ оксид + вода

Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O

NaOH (t)≠

Некоторые основания (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) разлагаются даже при комнатной температуре

LiOH (t)→ Li2O + H2O

NH4OH (25C)→ NH3 + H2O

8. Взаимодействие щелочи и переходного металла

щелочь + переходный металл → соль + Н2

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2

Zn + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2

9. Взаимодействие с неметаллами

Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При этом часто в результате диспропорционирования образуются две соли.

Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2

3S + 6KOH (t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O

Cl2 +2KOH(конц) → KCl + KClO + H2O (для Br, I)

3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (для Br, I)

Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O

4F2 + 6NaOH(разб) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O

4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3

Гидроксиды, обладающие восстановительными свойствами, способны окисляться кислородом

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)

Химические свойства кислот

1. Изменение цвета индикатора

растворимая кислота + индикатор → изменение цвета

Фиолетовый лакмус и метилоранж окрашиваются в красный, фенолфталеин становится прозрачным

2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)

кислота + основание → соль + вода

H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O

3. Взаимодействие с основным оксидом

кислота + основный оксид → соль + вода

2HCl + CuO → CuCl2 + H2O

4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами с образованием средних, кислых или основных солей

кислота + амфотерный гидроксид → соль + вода

2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O

H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O

HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O

5. Взаимодействие с амфотерными оксидами

кислота + амфотерный оксид → соль + вода

H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O

6. Взаимодействие с солями

Общая схема реакции: кислота + соль → соль + кислота

Происходит реакция ионного обмена, которая идет до конца только в случае образования газа или выпадения осадка.

Например: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓

А. Взаимодействие с солью более летучей или слабой кислоты с образованием газа

HCl + NaHS → NaCl + H2S

Б. Взаимодействие сильной кислоты и соли сильной или средней кислоты с образованием нерастворимой соли

сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль + кислота

Нелетучая ортофосфорная кислота вытесняет сильные, но летучие соляную и азотную кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли

В. Взаимодействие кислоты с основной солью этой же кислоты

кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода

HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O

Г. Взаимодействие многоосновной кислоты с средней или кислой солью этой же кислоты с образованием кислой соли этой же кислоты, содержащей большее число атомов водорода

многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1

H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2

Д. Взаимодействие сероводородной кислоты с солями Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образованием нерастворимого сульфида

кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота

H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4

Е. Взаимодействие кислоты со средней или комплексной солью с амфотерным металлом в анионе

а) в случае недостатка кислоты образуется средняя соль и амфотерный гидроксид

кислота + средняя/комплексная соль в амфотерным металлом в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид

б) в случае избытка кислоты образуются две средние соли и вода

кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным металлом в анионе → средняя соль + средняя соль + вода

Ж. В некоторых случаях кислоты с солями вступают в окислительно-восстановительные реакции или реакции комплексообразования:

H2SO4(конц) и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)

H2SO4(конц) и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ +)

HNO3 разб/конц и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe³ +)

HNO3 разб/конц и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)

HClконц и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)

3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с твердой солью

Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их твердых солей

7. Взаимодействие кислоты с металлом

А. Взаимодействие кислоты с металлами, стоящими в ряду до или после водорода

кислота + металл до Н2 → сель металла в минимальной степени окисления + Н2

Fe + H2SO4(разб) → FeSO4 + H2

кислота + металл после Н2 ≠ реакция не идет

Cu + H2SO4(разб) ≠

Б. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

H2SO4(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет

H2SO4(конц) + щелочной/щелочноземельный металл и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимости от условий) + сульфат металла в максимальной степени окисления + Н2О

Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4(конц) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

H2SO4(конц) + остальные металлы → SO2 + сульфат металла в максимальной степени окисления + H2O

Cu + 2H2SO4(конц) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O

2Al + 6H2SO4(конц) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

В. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами

HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакция не идет

HNO3(конц) + Pt ≠

HNO3(конц) + металл щелочной/щелочноземельный → N2O + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O

4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O

HNO3(конц) + остальные металлы при температуре → NO2 + нитрат металла в максbмальной степени окисления + H2O

Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2 + H2O

С Fe, Co, Ni, Cr и Al взаимодействует только при нагревании, так как при обычных условиях эти металлы азотной кислотой пассивируются - становятся химически стойкими

Г. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами

HNO3(разб) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет

Очень пассивные металлы (Au, Pt) могут быть растворены царской водкой - смесью одного объема концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной кислоты. Окислителем в ней является атомарный хлор, отщепляющийся от хлорида нитрозила, который образуется в результате реакции: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2

HNO3(разб) + металл щелочной/щелочноземельный → NH3(NH4NO3) + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O

NH3 превращается в NH4NO3 в избытке азотной кислоты

4Ca + 10HNO3(разб) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3(разб) + металл в ряду напряжений до Н2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимости от условий) + нитрат металла в максимальной степени окисления + Н2О

С остальными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода и неметаллами, HNO3(разб) образует соль, воду и, в основном NO, но, может, в зависимости от условий и N2O, и N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота в выделяющемся газообразной продукте)

3Zn + 8HNO3(разб) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

4Zn + 10HNO3(разб) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3(разб) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Zn + 10HNO3(оч.разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3(разб) + металл после Н2 → NO + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O

С малоактивными металлами, стоящими после Н2, HNO3разб образует соль, воду и NO

3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

8. Разложение кислот при температуре

кислота (t)→ оксид + вода

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. Взаимодействие кислоты с неметаллами (окислительно-восстановительная реакция). При этом неметалл окисляется до соответствующей кислоты, а кислота восстанавливается до газообразного оксида: H2SO4(конц) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.

S + 2HNO3(разб) → H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4(конц) → 3SO2 + CO2 + 2H2O

C + 2H2SO4(конц) → 2SO2 + CO2 + 2H2O

C + 4HNO3(конц) → 4NO2 + CO2 + 2H2O

P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O

H2S + Г2 → 2HГ + S↓ (кроме F2)

H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (кроме F2)

2H2S(водн) + O2 → 2H2O + 2S↓

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горение)

2H2S + O2(недост) → 2H2O + 2S↓

Более активные галогены вытесняют менее активные из кислот НГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с кислотой)

2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓

2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓

2HI + Br2 → 2HBr + I2↓

10. Окислительно-восстановительные реакции между кислотами

H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O

H2SO4(конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O

H2SO4(конц) + HCl ≠

H2SO4(конц) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O

3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2 + 4H2O

H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O

2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O

2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2

6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O

2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O

Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. Взаимодействие с основным оксидом

амфотерный гидроксид + основной оксид → соль + вода

2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O

2. Взаимодействие с амфотерным или кислотным оксидом

амфотерный гидроксид + амфотерный/кислотный оксид ≠ реакция не идет

Некоторые амфотерные оксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагируют с кислотным оксидом СО2 с образованием осадков основных солей и воды

2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O

3. Взаимодействие с щелочью

амфотерный гидроксид + щелочь → соль + вода

Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2KOH → K2

4. Не взаимодействуют с нерастворимыми основаниями или амфотерными гидроксидами

амфотерный гидроксид + нерастворимое основание/амфотерный гидроксид ≠ реакция не идет

5. Взаимодействие с кислотами

амфотерный гидроксид + кислота → соль + вода

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

6. Не реагируют с солями

амфотерный гидроксид + соль ≠ реакция не идет

7. Не реагируют с металлами/неметаллами (простыми веществами)

амфотерный гидроксид + металл/неметалл ≠ реакция не идет

8. Термическое разложение

амфотерный гидроксид (t)→ амфотерный оксид + вода

2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O

Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O

Общие сведения о солях

Представим, что у нас есть кислота и щелочь, проведем между ними реакцию нейтрализации и получим кислоту и соль.

NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрия) + H2O

Получается, что соль состоит из катиона металла и аниона кислотного остатка.

Соли бывают:

1. Кислые (с одним или двумя катионами водорода (то есть имеют кислую (или слабо-кислую) среду) - KHCO3, NaHSO3).

2. Средние (имею катион металла и анион кислотного остатка, среду надо определять при помощи рН-метра - BaSO4, AgNO3).

3. Основные (имеют гидроксид-ион, то есть щелочную (или слабо-щелочную) среду - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).

Также существуют двойные соли, образующие при диссоциации катионы двух металлов (K).

Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. Большинство солей белого цвета (KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Некоторые соли имеют окраску (K2Cr2O7 - оранжевого цвета, K2CrO4 - желтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - розового, CuS - черного). По растворимости их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние, а основные - хуже.

Химические свойства солей

1. Соль + вода

При растворении многих солей в воде происходит их частичное или полное разложение - гидролиз . Некоторые соли образуют кристаллогидраты. При растворении в воде средних солей, содержащих амфотерный металл в анионе, образуются комплексные соли.

NaCl + H2O → NaOH + HCl

Na2ZnO2 + 2H2O = Na2

2. Соль + Основной оксид ≠ реакция не идет

3. Соль + амфотерный оксид → (t) кислотный летучий оксид + соль

Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.

Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2

4. Соль + кислотный нелетучий оксид → кислотный летучий оксид + соль

Нелетучие кислотные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.

SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2

3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5

5. Соль + основание → основание + соль

Реакции между солями о основаниями являются реакциями ионного обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в растворах (и соль и основание должны быть растворимыми) и только при условии, что в результате обмена образуется осадок или слабый электролит (Н2О/NH4OH); газообразные продукты в этих реакциях не образуются.

А. Растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода

Если соль и основание образованные разными катионами, то образуются две средние соли; в случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.

Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O

2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O

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

2NaOH(изб) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O

Б. Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание

Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + нерастворимое основание↓

Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + слабый электролит NH4OH

Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → реакция не идет

Реакция между растворимыми основаниями и средней/основной солью идет только в том случае, если в результате обмена ионами образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH.

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH

2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH

NaOH + KCl ≠

Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль.

NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl

При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.

2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O

Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O

6. Соль + амфотерны гидроксид → реакция не идет

7. Соль + кислота → кислота + соль

В основном. реакции кислот с солями - реакции ионного обмена, поэтому они протекают в растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая и летучая кислота.

HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓

2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2

А. Кислота1 + соль более летучей/слабой кислоты2 → соль кислоты1 + более летучая/слабая кислота2

Кислоты взаимодействуют с растворами солей более слабых или летучих кислот. Независимо от состава соли (средняя, кислая, основная), как правило, образуется средняя соль и более слабая летучая кислота.

2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S

HCl + NaHS → NaCl + H2S

Б. Сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль↓ + кислота

Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если при этом образуется нерастворимая соль. Нелетучая Н3РО4 (кислота средней силы) вытесняет сильные, но летучие соляную НСl и азотную HNO3 кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли.

H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3

2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl

H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3

В. Кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода

При действии кислоты на основную соль этой же кислоты образуется средняя соль и вода.

HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O

Г. Многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1

При действии многоосновной кислоты на среднюю соль этой же кислоты образуется кислая соль, а при действии на кислую соль образуется кислая соль, содержащая большее число атомов водорода.

H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2

CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2

Д. Кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота

Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет даже сильные кислоты из растворов солей Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образуя с ними осадки сульфидов, нерастворимые не только в воде, но и в образующейся кислоте.

H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4

Е. Кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным Ме в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид↓

→ средняя соль + средняя соль + Н2О

При действии кислоты на среднюю или комплексную соль с амфотерным металлом в анионе, соль разрушается и образуется:

а) в случае недостатка кислоты - средняя соль и амфотерный гидроксид

б) в случае избытка кислоты - две средние соли и вода

2HCl(нед) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓

2HCl(нед) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O

4HCl(изб) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O

4HCl(изб) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O

Следует иметь ввиду, что в ряде случаев между кислотами и солями протекают ОВР или реакции комплексообразования. Так, в ОВР вступают:

H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)

H2SO4 конц. и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ + )

HNO3 разб./конц. и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe 3 + )

HNO3 разб./конц. и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и сульфат/сера или сульфат)

HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты хлор (газ) и Mn² + /Cr³ + /Cl‾.

Ж. Реакция протекает без растворителя

Серная кислота конц. + соль (тв.) → соль кислая/средняя + кислая

Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их сухих солей. Чаще всего используется взаимодействие концентрированной серной кислоты с сухими солями сильных и слабых кислот, при этом образуется кислота и кислая или средняя соль.

H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl

H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl

H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3

H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2 + H2O

8. Растворимая соль + растворимая соль → нерастворимая соль↓ + соль

Реакции между солями являются реакциями обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в том случае, если:

а) обе соли растворимы в воде и взяты в виде растворов

б) в результате реакции образуется осадок или слабый электролит (последний - очень редко).

AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3

Если одна из исходных солей нерастворима, реакция идет лишь тогда, когда в результате ее образуется еще более неарстворимая соль. Критерием "нерастворимости" служит величина ПР (произведение растворимости), однако, поскольку ее изучение выходит за рамки школьного курса, случаи, когда одна из солей-реагентов нерастворима, далее не рассматриваются.

Если в реакции обмена образуется соль, полностью разлагающаяся в результате гидролиза (в таблице растворимости на месте таких солей стоят прочерки), то продуктами реакции становятся продукты гидролиза этой соли.

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 + NaBr

Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4

NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl

Средние соли иногда взаимодействуют друг с другом с образованием комплексных солей. Между солями возможны ОВР. Некоторые соли взаимодействуют при сплавлении.

9. Соль менее активного металла + металл более активный → металл менее активный↓ + соль

Более активный металл вытесняет менее активный металл (стоящий правее в ряду напряжения) из раствора его соли, при этом образуется новая соль, а менее активный металл выделяется в свободном виде (оседает на пластинке активного металла). Исключение - щелочные и щелочноземельные металлы в растворе взаимодействуют с водой.

Соли, обладающие окислительными свойствами, в растворе вступают с металлами и в другие окислительно-восстановительные 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

Металлы могут вытеснять друг друга и из расплавов солей (реакция осуществляется без доступа воздуха). При этом надо помнить, что:

а) при плавлении многие соли разлагаются

б) ряд напряжения металлов определяет относительную активность металлов только в водных растворах (так, например, Аl в водных растворах менее активен, чем щелочноземельные металлы, а в расплавах - более активен)

K + AlCl3(распл) →(t) 3KCl + Al

Mg + BeF2(распл) → (t) MgF2 + Be

2Al + 3CaCl2(распл) → (t) 2AlCl3 + 3Ca

10. Соль + неметалл

Реакции солей с неметаллами немногочисленны. Это окислительно-восстановительные реакции.

5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5

2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2

2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2

Более активные галогены вытесняют менее активные из растворов солей галогеноводородных кислот. Исключение - молекулярный фтор, который в растворах реагирует не с солью, а с водой.

2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3

2NaNO2 + O2 → 2NaNO3

Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3

BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2

2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (такая же реакция характерна и для йода)

2KI + Br2 → 2KBr + I2↓

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓

2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓

11. Разложение солей.

Соль →(t) продукты термического разложения

1. Соли азотной кислоты

Продукты термического разложения нитратов зависят от положения катиона металла в ряду напряжений металлов.

MeNO3 → (t) (для Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 + O2

MeNO3 → (t) (для Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + NO2 + O2

MeNO3 → (t) (для Me правее Cu) Me + NO2 + O2

(при термическом разложении нитрата железа (II)/хрома (II) образуется оксид железа (III)/ хрома (III).

2. Соли аммония

Все соли аммония при прокаливании разлагаются. Чаще всего при этом выделяется аммиак NH3 и кислота или продукты ее разложения.

NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=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

Иногда соли аммония, содержащие анионы - окислители, разлагаются при нагревании с выделением 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 угольной кислоты

Почти все карбонаты разлагаются до оксида металла и СО2. Карбонаты щелочных металлов кроме лития не разлагаются при нагревании. Карбонаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла.

MeCO3 →(t) MeO + CO2

2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2

Все гидрокарбонаты разлагаются до соответствующего карбоната.

MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O

4. Соли сернистой кислоты

Сульфиты при нагревании диспропорционируют, образуя сульфид и сульфат. Образующийся при разложении (NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.

MeSO3 →(t) MeS + MeSO4

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

Гидросульфиты разлагаются до сульфитов, SO2 и H2O.

MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O

5. Соли серной кислоты

Многие сульфаты при t > 700-800 С разлагаются до оксида металла и SO3, который при такой температуре разлагается до SO2 и О2. Сульфаты щелочных металлов термостойки. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла. Гидросульфаты разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов.

2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2

2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2

2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2

Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2

MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O

MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3

6. Комплексные соли

Гидроксокомплексы амфотерных металлов разлагаются в основном на среднюю соль и воду.

K →(t) KAlO2 + 2H2O

Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O

7. Основные соли

Многие основные соли при нагревании разлагаются. Основные соли бесислородных кислот разлагаются на воду и оксосоли

Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O

2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O

2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O

Основные соли кислородсодержащих кислот разлагаются на оксид металла и продукты термического разложения соответствующей кислоты.

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

(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2

8. Примеры термического разложения других солей

4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2

2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2

KClO4 →(t) KCl + O2

4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4

2KClO3 →(t) 2KCl +3O2

2NaHS →(t) Na2S + H2S

2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O

Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O

2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)

Большая часть представленного материала взята из пособия Дерябиной Н.Е. "Химия. Основные классы неорганических веществ". ИПО "У Никитских ворот" Москва 2011.