Proprietățile substanțelor din chimie. Proprietățile chimice ale claselor de bază ale compușilor anorganici

Până în prezent, există aproximativ 2,5 milioane de compuși diverși atât de origine naturală, cât și sintetizați artificial om. Toate acestea sunt foarte diferite, unele dintre ele sunt participanți indispensabili la procesele biologice care apar în organismele vii. Conexiuni diferite de la alte proprietăți ale substanțelor. Caracteristici și ceva care vă permite încă să identificați una sau altă moleculă chimică, luați în considerare în continuare.

Ce este o substanță?

Dacă dați definiția acestui concept, trebuie să specificați relația cu corpurile fizice. La urma urmei, este obișnuit să fie considerat exact ceea ce constau în aceste corpuri. Deci, sticlă, fier, sulf, lemnul este substanțe. Exemple pot fi aduse infinit. Este mai ușor să înțelegeți următoarele: termenul examinat indică întreaga varietate de diferite combinații de molecule, precum și particule simple cu un singur mattar.

Astfel, apă, alcool, acid, alcalin, proteine, carbohidrați, sare, zahăr, nisip, argilă, diamant, gaze și așa mai departe - aceasta este toate substanțele. Exemplele vă permit să prindeți mai clar esența acestui concept.

Corpul fizic este un produs care este creat de natură sau o persoană bazată pe diferiți compuși. De exemplu, un pahar este un corp care constă din sticlă, iar o foaie de hârtie este un corp care este o celuloză sau lemn tratat.

Desigur, toate moleculele sunt diferite. Ceea ce stă la baza diferențelor lor se numește proprietățile lor - fizice, organoleptice și chimice. Ele sunt determinate folosind metode speciale pe care fiecare știință le are. Acestea pot fi metode matematice, analitice, experimentale, instrumentale și multe altele mai variate. De exemplu, chimia științifică utilizează pentru fiecare substanță sau mai degrabă, pentru ao identifica, reactivul său. Acesta este selectat pe baza caracteristicilor structurii moleculei și prezicerii proprietăților chimice. Apoi, este verificată experimental, este aprobat și fixat în baza de date teoretică.

Clasificarea substanțelor

Pe baza diviziunii compușilor pe grupuri, pot fi găsite multe semne diferite. De exemplu, o stare agregată. Toate pot fi pe acest factor de patru tipuri:

plasmă;
lichid;
substanța cristalină (solidă).

Dacă luați baza mai "adânc", atunci toate substanțele pot fi împărțite în:

organic - bazat pe lanțuri și cicluri din atomii de carbon și hidrogen;
anorganic - toate celelalte.

Prin compoziție elementară, care reflectă formulele de substanțe, toate se întâmplă:

simplu - de la un tip de atom chimic;
complex - două și mai multe tipuri diferite de articole.

La rândul său, simple sunt împărțite în metale și ne-metale. Complicate au multe clase: săruri, baze, acizi, oxizi, esteri, hidrocarburi, alcooli, acizi nucleici și așa mai departe.

Diferite tipuri de formule compuse

Ce este vizual, adică, conexiuni grafice, afișare? Desigur, acestea sunt formule de substanțe. Sunt diferite. În funcție de tipul de informații, informațiile despre moleculă sunt, de asemenea, diferite. Deci, există astfel de opțiuni:

Empirice sau moleculare. Reflectă compoziția cantitativă și calitativă a substanței. Acesta include simbolurile elementelor care fac parte din elementele și indicele din colțul din stânga jos al acestuia, arătând cantitatea de atom în compoziția moleculei. De exemplu, H20, Na2S04, Al 2 (SO 4) 3.
Electron grafic. O astfel de formulă indică numărul de electroni de valență din fiecare element inclus în compus. Prin urmare, unele substanțe chimice și substanțe pot fi prezise de această opțiune.
În chimia organică, este obișnuită să se utilizeze completă și abreviată, ele reflectă ordinea comunicării atomilor în molecule, în plus, indică în mod clar apartenența substanței la una sau altă clasă de compuși. Și acest lucru face posibilă determinarea cu exactitate a tipului specific de moleculă și prezice toate caracteristicile interacțiunii.

Prin urmare, simbolurile chimice și formulele compuse corect ale compușilor sunt cea mai importantă parte a lucrului cu toate substanțele cunoscute. Aceasta este ceea ce ar trebui să știe fiecare chimie pentru studenți.

Proprietăți fizice

O caracteristică foarte importantă este proprietățile fizice manifestate ale substanțelor. Ce se aplică acestui grup?

Agregate în condiții diferite, inclusiv standard.
Fierbere, topire, înghețare, evaporare.
Caracteristici organoleptice: culoare, miros, gust.
Solubilitatea în apă și la alți solvenți (de exemplu organică).
Densitate și fluiditate, vâscozitate.
Conductivitate electrică și termică, capacitate de căldură.
Permeabilitate electrică.
Radioactivitate.
Absorbție și emisie.
Inductanţă.

Există, de asemenea, un număr de indicatori care sunt foarte importanți pentru o listă completă care reflectă proprietățile substanțelor. Cu toate acestea, ele sunt între fizice și chimice. Aceasta:

tipul de lattice cristaline;
electricitate;
duritatea și fragilitatea;
purpuri și plasticitate;
evaporare sau volatilitate;
impactul biologic asupra organismelor vii (otrăvirea, sufletul, nervul, neutru, favorabil etc.).

Adesea, acești indicatori sunt menționați tocmai atunci când proprietățile chimice ale substanțelor sunt deja luate în considerare. Cu toate acestea, le puteți specifica în secțiunea fizică că eroarea nu va fi.

Proprietățile chimice ale substanțelor

Acest grup include toate tipurile posibile de interacțiuni ale moleculei considerate cu alte substanțe simple și complexe. Adică, este direct reacții chimice. Pentru fiecare tip de conexiune, ele sunt strict specifice. Cu toate acestea, proprietățile generale ale grupului se disting pentru o întreagă clasă de substanțe.

De exemplu, toți acizii sunt capabili să reacționeze cu metale în funcție de poziția lor într-un rând electrochimic de metale. De asemenea, pentru toate reacțiile de neutralizare cu alcalii, interacțiunea cu bazele insolubile. Cu toate acestea, sulful concentrat și acizii azotici sunt speciali, deoarece produsele interacțiunii lor cu metalele diferă de reacțiile rezultate cu alți reprezentanți ai clasei.

Proprietățile chimice sunt o mulțime de fiecare substanță. Numărul lor este determinat de activitatea de activitate, adică capacitatea de a reacționa cu alte componente. Există o mare absorbție, sunt practic inerte. Acesta este un indicator strict individual.

Substanțe simple

Acestea includ cele care constau dintr-un tip de atomi, dar cantitățile lor diferite. De exemplu, S 8, O 2, O 3, Au, N2, P 4, CI 2, AR și altele.

Proprietățile chimice ale substanțelor simple sunt reduse la:

metale;
ne-metale;
apă;
acizi;
alcalii și hidroxizi amfoterici;
compusi organici;
săruri;
oxizi;
peroxizi și anhidride și alte molecule.

Din nou, ar trebui să specificați că aceasta este o caracteristică limitată pentru fiecare caz specific. Prin urmare, proprietățile fizice și chimice ale substanțelor simple sunt considerate individual.

Substanțe sofisticate

Acest grup include astfel de compuși ale căror molecule sunt formate din două și mai multe elemente chimice diferite. Cantitatea fiecăruia poate fi diferită. Pentru înțelegere, dăm câteva exemple simple:

H 3 PO 4;
K3;
Cu (oh) 2;
Al 2 O 3 și alții.

Deoarece toate aparțin unor clase diferite de substanțe, alocă caracteristici fizice și chimice generale pentru tot ceea ce este imposibil. Acestea sunt proprietăți specifice, specifice și individuale în fiecare caz.

Substanțe anorganice

Sunt în prezent numerotate peste 500 de mii. Sunt atât simple, cât și complexe. În total, puteți evidenția câteva fundamentale care reprezintă toată diversitatea lor.

Metale simple de substanțe.
Oxizi.
Substante simple Nemetalla.
Gaze nobile sau inerte.
Peroxizi.
Anhidride.
Compuși de hidrogen volatili.
Hydrides.
Sare.
Acizi.
Bază.
Compuși amfoterici.

Orice reprezentant al fiecărei clase are propriul set de proprietăți fizico-chimice care permit o distincție printre alți compuși și identifică.

Proprietățile substanțelor organice

Organizatorul este o secțiune de chimie, care este implicată în studiul unor compuși, alta decât proprietățile anorganice și ale acestora. Baza structurii lor este atomii de carbon care pot fi conectați între ele în diferite structuri:

lanțuri liniare și ramificate;
cicluri;
inele aromatice;
heterocicluri.

Organismele vii constau doar astfel de compuși, deoarece baza vieții este proteine, grăsimi și carbohidrați. Toți sunt, prin urmare, reprezentanți și proprietățile lor speciale. Cu toate acestea, în orice caz, indiferent de molecula, aceasta va fi în continuare caracterizată printr-un anumit set de proprietăți fizico-chimice pe care le-am menționat deja mai devreme.

Ce este o chestiune vie?

În viață este o substanță din care este compusă întreaga biomasă a planetei noastre. Adică acele organisme care alcătuiesc viața:

bacterii și viruși;
cel mai simplu;
plante;
animale;
ciuperci;
oameni.

Deoarece partea principală a compușilor din creatura vie este organică, atunci este necesar să se atribuie grupului de materie vie. Cu toate acestea, nu toate. Numai cei fără care există imposibilă existența reprezentanților unei biosferei vii. Acestea sunt proteine, acizi nucleici, hormoni, vitamine, grăsimi, carbohidrați, aminoacizi și altele. Termenul "substanță vie" a fost introdus de Vernadsky, fondatorul învățăturilor din biosfera planetei.

Proprietăți LiveStrale:

deținerea energiei cu posibilitatea transformării sale;
autoreglementarea;
mișcare arbitrară;
alternarea generațiilor;
diversitatea de urgență.

Cristale și substanțe metalice

Cristalina apelați toți compușii având un anumit tip de structură a grila spațială. Există compuși cu grila cristalină atomică, moleculară sau metalică. În funcție de tip, proprietățile compușilor solizi tipici care au un tip de cristale fine sau dispersate mari sunt diferite, diferite săruri sunt diferite.

Există, de asemenea, substanțe simple cu o structură similară, cum ar fi diamante sau grafit, pietre prețioase și semi-prețioase, minerale, roci. Proprietățile de bază ale acestora:

duritate;
fragilitate;
puncte medii de topire și fierbere.

Cu toate acestea, ca întotdeauna, fiecare caracteristică nu poate aborda pe toată lumea.

Substanțele prezintă metale, aliajele lor. Pentru ei, puteți selecta un set de caracteristici comune:

purpuri și plasticitate;
temperaturi ridicate de fierbere, topirea;
conductivitate electrică și termică;
metal strălucitor.

Baze (hidroxizi) - substanțe complexe ale căror molecule din compoziția lor au una sau mai multe grupări hidroxi Oh. Cel mai adesea, bazele constau dintr-un atom metalic și o grupare OH. De exemplu, NaOH este hidroxid de sodiu, CA (OH) 2 - hidroxid de calciu etc.

Există un hidroxid de bază - amoniu, în care gruparea hidroxi este atașată nu la metal, ci la ionul NH4 + (cationul de amoniu). Hidroxidul de amoniu este format prin dizolvarea amoniacului în apă (reacția conexiunii la apă la amoniac):

NH3 + H20 \u003d NH4OH (hidroxid de amoniu).

Valența grupării Gyroxy - 1. Numărul grupărilor hidroxil din molecula de bază depinde de valența metalului și este egală cu aceasta. De exemplu, NaOH, LiOH, AL (OH) 3, CA (OH) 2, Fe (OH) 3, etc.

Toate bazele - Solide care au o colorare diferită. Unele baze sunt bine solubile în apă (NaOH, Koh și colab.). Cu toate acestea, majoritatea dintre ele nu se dizolvă în apă.

Bazele solubile în apă sunt numite alcalii. Soluții ale alcaliei "săpun" alunecoase la atingere și destul de caustice. Alcalisul include hidroxizi de metale alcaline și alcaline (KOH, LiOH, RBOH, NaOH, CSOH, CA (OH) 2, SR (OH) 2, BA (OH) 2 etc.). Restul sunt insolubile.

Terenuri insolubile- Acestea sunt hidroxizi amfoterici, care, atunci când interacționează cu acizi, acționează ca baze și cu un pitch se comportă ca acizi.

Diferitele baze diferă în mod diferit de a împărți gruparea hidroxi, prin urmare sunt împărțite în motive puternice și slabe.

Bazele puternice în soluții apoase oferă cu ușurință grupările lor hidroxi și slabe - nr.

Proprietățile chimice ale bazei

Proprietățile chimice ale bazei sunt caracterizate de raportul dintre ele la acizi, anhidridele acizilor și sărurilor.

1. Acționați asupra indicatorilor. Indicatorii își schimbă pictura în funcție de interacțiunea cu substanțe chimice diferite. În soluții neutre - au o culoare, în soluții de acizi - altul. Atunci când interacționează cu motivele, își schimbă pictura: indicatorul de metil Orange este vopsit în galben, indicatorul de lacuri este în albastru, iar fenolftalina devine fuchsia.

2. Interacționați cu oxizi de acid cu Formarea de sare și apă:

2Naoh + Si02 → Na2 Si0 3 + H 2 O.

3. reacționează cu acizii, Formând sare și apă. Reacția reacției bazei cu acid se numește reacția de neutralizare, deoarece după terminarea acestuia, mediul devine neutru:

2KOH + H2S04 → K2S04 + 2H2 O.

4. Reacționează cu sărurile Sosire nouă sare și bază:

2NaoH + CUSO 4 → Cu (OH) 2 + Na2S04.

5. Capabil când este încălzit, degradat în apă și oxid principal:

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

Aveți întrebări? Doriți să aflați mai multe despre fundații?
Pentru a obține un ajutor pentru tutore - înregistrare.
Prima lecție este gratuită!

site-ul, cu copierea completă sau parțială a referinței materiale la sursa originală este necesară.

Particulele elementare de materie fizică pe planeta noastră sunt atomi. În formă liberă, ele pot exista numai la temperaturi foarte ridicate. În condiții normale, particulele elementare tind să se unească cu ajutorul legăturilor chimice: ionice, metal, polar covalent sau non-polar. În acest fel, se formează substanțe, exemple despre care vom lua în considerare în articolul nostru.

Substanțe simple

Procesele de interacțiune ale atomilor aceluiași element chimic trebuie prezentate prin formarea de substanțe chimice numite simple. Astfel, cărbunele se formează numai de atomii de carbon, atomii de hidrogen - atomi de hidrogen și mercurul lichid constă din particule de mercur. Conceptul unei substanțe simple nu trebuie să se identifice cu conceptul de element chimic. De exemplu, dioxidul de carbon nu constă din substanțele simple de carbon și oxigen, ci din elementele de carbon și oxigen. Compușii condiționat constând din atomi ai aceluiași element pot fi împărțiți în metale și ne-metale. Luați în considerare câteva exemple ale proprietăților chimice ale unor substanțe simple.

Metale

Pe baza poziției elementului metalic din sistemul periodic, se pot distinge următoarele grupări: metale active, elemente ale subgrupurilor principale ale celui de-al treilea grup, metalele subgrupurilor laterale ale celui de-al patrulea - al șaptelea grupă, precum și lantanoizii și ainoizii. Metalele sunt substanțe simple, exemple despre care dau mai târziu, au următoarele proprietăți generale: căldură și conductivitate electrică, luciu metalic, plasticitate și pitch. Astfel de caracteristici sunt inerente cu fier, aluminiu, cupru și altele. Cu o creștere a numărului de secvență în perioade, temperaturi de fierbere, topirea, precum și duritatea elementelor metalice cresc. Acest lucru se datorează comprimării atomilor lor, adică o scădere a razei, precum și acumularea de electroni. Toți parametrii metalelor se datorează structurii interioare a laticii cristale a acestor conexiuni. Mai jos vor lua în considerare reacțiile chimice, precum și prezentăm exemple de proprietăți ale substanțelor legate de metale.

Caracteristicile reacțiilor chimice

Toate metalele având un grad de oxidare 0 arată doar proprietățile agenților reducători. Elementele alcaline și alcaline ale pământului interacționează cu apă pentru a forma baze chimice agresive - alcalii:

2NA + 2H2 0 \u003d 2NAOH + H 2

Metalele tipice de reacție - oxidare. Ca rezultat al compușilor cu atomi de oxigen, apar substanțe din clasa de oxid:

Zn + o 2 \u003d zno

Acestea sunt compuși binari legați de substanțe complexe. Exemple de oxizi principali sunt oxizi de sodiu Na2O, cupru Cuo, CAO Calciu. Ele sunt capabile să interacționeze cu acizii, ca rezultat, sarea și apa se găsesc în produse:

MGO + 2HCI \u003d MgCI 2 + H 2 o

Substanțele claselor de acid, baze, sărurile aparțin compușilor complexi și prezintă o varietate de proprietăți chimice. De exemplu, o reacție de neutralizare are loc între hidroxizi și acizi, ceea ce duce la apariția sării și a apei. Compoziția sărurilor va depinde de concentrația reactivilor: astfel, cu un exces în amestecul de reacție de acid, sărurile acide sunt obținute, de exemplu, NaHC03 - bicarbonat de sodiu și concentrația ridicată alcalină determină formarea de bază săruri, cum ar fi al (OH) 2 Cl-aluminiu dihidroxiclorură.

Nemetalla.

Cele mai importante elemente nemetalice sunt în subgrupuri de azot, carbon și aparțin, de asemenea, grupurilor de halogeni și canalizate ale sistemului periodic. Dăm exemple de substanțe aparținând nonmetallamului: este sulf, oxigen, azot, clor. Toate caracteristicile lor fizice sunt opuse proprietăților metalelor. Ei nu conduc un curent electric, să treacă prost razele termice, au o duritate scăzută. Interacționarea cu oxigenul, non-metalele formează compuși complexi - oxizi de acid. Acesta din urmă, reacționând cu acizi, dau acizi:

H 2 O + CO 2 → H 2 CO 3

O reacție tipică caracteristică a oxizilor de acid este interacțiunea cu alcalii, ceea ce duce la apariția sării și a apei.

Activitatea chimică a non-metalelor în perioada este îmbunătățită, acest lucru se datorează unei creșteri a capacității atomilor lor de a atrage electroni din alte elemente chimice. În grupuri, observăm fenomenul opus: proprietățile nemetalice slăbesc datorită inflamatului volumului atomului prin adăugarea de noi niveluri de energie.

Deci, am considerat tipurile de substanțe chimice, exemple ilustrând proprietățile lor, poziția în sistemul periodic.

Lumea din întreaga lume este materială. Materia are două tipuri: substanță și câmp. Obiectul de chimie este substanța (inclusiv efectul asupra substanței diferitelor câmpuri - sunet, magnetic, electromagnetic etc.)

Substanța este tot ceea ce are o mulțime de odihnă (adică, caracterizată prin prezența masei atunci când nu se mișcă). Deci, deși masa de odihnă a unui electron (masa electronului non-în mișcare) este foarte mică - aproximativ 10-27 g, dar chiar și un electron este o substanță.

Substanța este în trei state agregate - gazoase, lichide și solide. Există o altă condiție a substanței - plasma (de exemplu, există plasmă în furtună și fulgere cu bile), dar în anul școlar chimia plasmei este aproape nu este luată în considerare.

Substanțele pot fi pure, foarte curate (necesare, de exemplu, pentru a crea optica fibrelor), pot conține cantități vizibile de impurități, pot fi amestecuri.

Toate substanțele constau din cele mai mici particule - atomi. Substanțe constând din atomi ai unei specii (de la atomii unui element), numit simplu (de exemplu, cărbune, oxigen, azot, argint etc.). Substanțele care conțin atomi interconectați de diferite elemente sunt numite complexe.

Dacă există două sau mai multe substanțe simple în substanță (de exemplu, în aer), iar atomii lor nu sunt interconectați, nu este numită dificilă, ci un amestec de substanțe simple. Numărul de substanțe simple este relativ mic (aproximativ cinci sute), iar numărul de substanțe complexe este enorm. Zeci de milioane de substanțe complexe diferite sunt cunoscute până în prezent.

Transformări chimice

Substanțele pot intra în cont între ele și apar noi substanțe. Astfel de transformări sunt numite Chimic. De exemplu, o simplă substanță de cărbune interacționează (chimistii spun - reacționează) cu o altă substanță simplă - oxigen, ca rezultat, se formează o substanță complexă - dioxidul de carbon în care atomii de carbon și oxigen sunt interconectați. Astfel de transformări ale unei substanțe în altele sunt numite chimice. Transformările chimice sunt reacții chimice. Deci, atunci când se încălzește zahărul în aer, o substanță dulce complexă - zaharoză (din care constă zahărul) - se transformă într-o substanță simplă - cărbune și substanță complexă - apă.

Chimia studiază conversia unei substanțe în altele. Sarcina chimiei este de a afla exact ce substanțe pot interacționa în aceste condiții (reacționează) acest lucru sau acea substanță formată. În plus, este important să aflați exact ce condiții pot curge această sau acea transformare și puteți obține substanța dorită.

Proprietățile fizice ale substanțelor

Fiecare substanță se caracterizează printr-o combinație de proprietăți fizice și chimice. Proprietățile fizice sunt proprietăți care pot fi descrise utilizând instrumente fizice.. De exemplu, folosind un termometru, putem determina punctul de topire și fierbere de apă. În metodele fizice, este posibilă caracterizarea capacității substanței de a efectua un curent electric, determină densitatea substanței, duritatea acestuia etc. În procesele fizice, substanțele rămân neschimbate în compoziție.

Proprietățile fizice ale substanțelor sunt subdivizate în citite (cele care pot fi descrise utilizând anumite instrumente fizice cu un număr, de exemplu, o indicație a temperaturilor de densitate, topire și fierbere, solubilitate în apă etc.) și incoerente (cele care sunt Imposibil de caracterizat sau foarte dificil - cum ar fi culoarea, mirosul, gustul etc.).

Proprietățile chimice ale substanțelor

Proprietățile chimice ale substanței sunt un set de informații despre, cu ce alte substanțe și în ce condiții această substanță intră în interacțiuni chimice. Cea mai importantă sarcină a chimiei este identificarea proprietăților chimice ale substanțelor.

În transformările chimice, cele mai mici particule de substanțe sunt participante - atomi. Cu transformări chimice, alte substanțe sunt formate din anumite substanțe, iar materiile prime dispar și se formează noi substanțe (produse de reacție). DAR atomitoate transformările chimice sunt salvate. Reglementarea lor are loc, cu transformări chimice, legăturile vechi dintre atomi sunt distruse și apar noi conexiuni.

Element chimic

Numărul de substanțe diferite este enorm (și fiecare dintre ele are o combinație proprie de proprietăți fizice și chimice). Atomii, diferiți unul de celălalt pe cele mai importante caracteristici, în importanța SUA a lumii materiale relativ mici - aproximativ o sută. Fiecare tip de atomi i se răspunde la elementul său chimic. Elementul chimic este o totalitate de atomi cu aceleași caracteristici sau apropiate.. În natură, există aproximativ 90 de elemente chimice diferite. Până în prezent, fizicienii au învățat să creeze noi tipuri de atomi pe Pământ. Astfel de atomi (și, în consecință, astfel de elemente chimice) sunt numite artificiale (în elementele engleze - făcute). Mai mult de două zeci de elemente obținute artificial au fost sintetizate.

Fiecare element are un nume latin și un simbol de unul sau două litere. În literatura chimică în limba rusă nu există reguli clare pentru pronunția simbolurilor elementelor chimice. Unii pronunță în acest fel: ei numesc elementul în limba rusă (simboluri de sodiu, magneziu etc.), altele - în litere latine (simboluri de carbon, fosfor, sulf), al treilea - modul în care numele elementului în limba latină (fier, argint , aur, sunete de mercur). Simbolul elementului de hidrogen n cu noi este de obicei pronunțat, deoarece această scrisoare este pronunțată în limba franceză.

O comparație a celor mai importante caracteristici ale elementelor chimice și a substanțelor simple este prezentată în tabelul de mai jos. Un element poate fi răspuns prin mai multe substanțe simple (fenomenul alotropiei: carbon, oxigen etc.) și poate unul (argon etc. Gaze inerte).

Substanțele anorganice sunt simple și complexe. Substanțele simple sunt împărțite în metale (K, Na, Li) și ne-metale (O, CI, P). Substanțele dureroase sunt împărțite în oxizi, hidroxizi (baze), săruri și acizi.

Oxizi.

Oxizi. - Compușii elementului chimic (metal sau nemetal) cu oxigen (grad de oxidare -2), în timp ce oxigenul este asociat cu un element mai puțin electronegativ.

Aloca:

1. Oxizi de acid - Oxizi care prezintă proprietăți acide. Formate non-metale și oxigen. Exemple: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.

2. Oxizi amfoterici - Oxizi care pot prezenta atât proprietăți de bază cât și acide (o astfel de proprietate se numește amfoterină). Exemple: al2O3, CRO3, ZNO, Beo, PBO.

3. Oxizi principali - Oxizi de metal, în timp ce metalele prezintă gradul de oxidare +1 sau +2. Exemple: K2O, MGO, Cao, Bao, Li2o, Na2O.

4. Tăierea oxizilor - practic nu reacționează, nu au acizi și hidroxizi adecvați. Exemple: CO, nr.

Proprietățile chimice ale oxizilor majori

1. Interacțiunea cu apa

Numai oxizi de metal alcalin și alcalin, hidroxizii din care formează o bază solublată intră în reacție.

oxid principal + apă → alcaline

K2O + H2O → 2KOH

Cao + H2O → CA (OH) 2

2. Interacțiuni cu acidul

oxid principal + acid → sare + apă

MGO + H2SO4 → MgS04 + H2O

Na2O + H2S (H2O) → 2NAHS + H2O

Mgo (HCI → MG (OH) CI

3. Interacțiuni cu oxizi acid sau amfoterici

oxid principal + acid / oxid amfoteric → sare

În acest caz, metalul, care este în principal oxid, devine o cation, iar oxidul acid / amfoteric devine un anion (reziduu acid). Reacțiile dintre oxizii solizi sunt încălzite. Insolubil în apă, principalii oxizi nu interacționează cu oxizi de acid gazos.

Bao + Si02 (T) → Basio3

K2O + ZNO (T) → K2ZNO2

FEO + CO2 ≠

4. Interacțiuni cu hidroxizi amfoterici

oxid principal + hidroxidul amfoteric → sare + apă

Na2O + 2AL (OH) 3 (T) → 2NAALO2 + 3H2O

5. Descompunere la temperatura oxizilor de metale nobile și mercur

2ag2o (t) → 4ag + o2

2HGO (t) → 2hg + O2

6. Interacțiunea cu carbonul (C) sau hidrogen (H2) la temperaturi ridicate.

Când reducerea oxizilor alcalini, metalele de pământ alcalin și aluminiu, metalul în sine este evidențiat și carbidul său se distinge.

Feo + C (t) → Fe + CO

3FE2O3 + C (T) → 2F3O4 + CO

CAO + 3C (T) → CAC2 + CO

Cao + 2H2 (T) → CAH2 + H2O

7. Metalele active sunt reduse mai puțin active din oxizii lor la temperaturi ridicate.

Cuo + zn (t) → zno + cu

8. Oxigenul oxidează oxizii inferiori la o înălțime mai mare.

Oxizii de metal alcalin și alcalin al pământului sunt transferați în peroxizi

4Feo + O2 (t) → 2fe2O3

2bao + O2 (T) → 2baO2

2Nao + O2 (T) → 2NA2O2

Proprietățile chimice ale oxizilor de acid

1. Interacțiunea cu apa

acid oxid + apă → acid

SO3 + H2O → H2SO4

Si02 + H2O ≠

Unii oxizi nu există acizi adecvați, în acest caz, apare reacția disproporției

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

3NO2 + H2O (T) → 2HNO3 + nr

2CLO2 + H2O → HCLO3 + HCLO2

6CLO2 + 3H2O (T) → 5hclo3 + HCI

În funcție de cantitatea de apă conectată la P2O5, se formează trei acizi diferite - metafosforic NR3, pirofosforic H4P2O7 sau H3RO4 ortofosforic.

P2O5 + H2O → 2HPO3

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Oxidul de crom corespunde cu doi acizi - crom H2CRO4 și dicromova H2CR2O7 (III)

CRO3 + H2O → H2CRO4

2CRO3 + H2O → H2CR2O7

2. Interacțiuni cu motivele

acid oxid + bază → sare + apă

Oxizi acide insolubili reacționează numai atunci când țeseau și solubili - în condiții normale.

Si02 + 2Naoh (T) → Na2SiO3 + H2O

Cu un exces de oxid, se formează o sare de acid.

CO2 (RI) + NaOH → NaHC03

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

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

Cu un exces de bază, se formează sarea principală

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

Oxizi care nu au acizi adecvați intră în reacția de disproporție și formează două săruri.

2NO2 + 2NAOH → NANO3 + NANO2 + H2O

2CLO2 + 2NAOH → NACLO3 + NACLO2 + H2O

CO2 reacționează cu unele hidroxizi amfoterici (BE (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cu (OH) 2), în timp ce se formează sarea și apa principală.

CO2 + 2BE (OH) 2 → (Beoh) 2C03 ↓ + H2O

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

3. Interacțiuni cu oxidul de bază sau amfoteric

oxid de acid + oxid principal / amfoteric → sare

Reacțiile dintre oxizii solizi sunt atunci când sunt fuzionați. Oxizi principali amfoterici și insolubili insolubili interacționează numai cu oxizi solizi și lichizi acidici.

Si02 + Bao (T) → Basio3

3S04 + al2O3 (t) → al2 (SO4) 3

4. Interacțiunea cu sarea

acid non-volatile oxid + sare (t) → oxid de zbor + acid

Si02 + CACO3 (T) → CASIO3 + CO2

P2O5 + NA2CO3 → 2NA3PO4 + 2CO2

5. Oxizii de acid nu interacționează cu acizii, dar P2O5 reacționează cu acizi care conțin oxigen anhidru.

Se formează prin NR3 și anhidridă a acidului corespunzător

P2O5 + 2HCLO4 (Navy) → Cl2O7 + 2HPO3

P2O5 + 2HNO3 (NAVY) → N2O5 + 2HPO3

6. Introduceți reacții de reacție oxidativă.

1. Restaurare

La temperaturi ridicate, unele non-metale pot restabili oxizii.

CO2 + C (t) → 2Co

SO3 + C → SO2 + CO

H2O + C (T) → H2 + CO

Pentru a restabili ne-metalele din oxizi, magniul este adesea folosit.

CO2 + 2 mg → C + 2MGO

Si02 + 2mg (t) → si + 2mgo

N2O + mg (t) → n2 + mgg

2. Oxizii inferiori sunt transformați în mai mare atunci când interacționează cu ozon (sau oxigen) la o temperatură ridicată în prezența unui catalizator

NO + O3 → NO2 + O2

SO2 + O3 → SO3 + O2

2NO2 + O3 → N2O5 + O2

2CO + O2 (T) → 2CO2

2S04 + O2 (t, kat) → 2S03

P2O3 + O2 (T) → P2O5

2NO + O2 (t) → 2NO2

2N2O3 + O2 (T) → 2N2O4

3. Oxizi intră în alte reacții redox

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

2S02 + 2NO → N2 + 2S03 2N2O5 → 4NO2 + O2

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

2S02 + O2 + 2H2O → 2H2S04 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 + 4COU

N2O5 + 5CU (T) → N2 + 5CO

Proprietățile chimice ale oxizilor amfoterici

1. Nu interacționați cu apa

oxid amfoteric + apă ≠

2. Interacțiuni cu acizii

oxidul amfoteric + acid → sare + apă

Al2O3 + 3H2S04 → AL2 (SO4) 3 + 3H2O

Cu un exces de acid polipic, se formează sare acru

Al2O3 + 6H3PO4 (H2PO4) 3 + 3H2O

Cu un exces de oxid, se formează sarea principală

ZNO (HCI → Zn (OH) CI

Oxizi dubli formează două săruri

Fe3O4 + 8HCL → FECL2 + 2FEC3 + 4H2O

3. Interacțiunea cu oxidul de acid

oxidul amfoteric + oxid de acid → sare

Al2O3 + 3S03 → AL2 (SO4) 3

4. Interacțiunea cu alcalii

oxidul amfoteric + alcaline → sare + apă

Când se termină țesutul, sarea medie și apa este formată și în soluție - o sare complexă

ZNO + 2NAOH (TV) (T) → Na2ZNO2 + H2O

ZNO + 2NAOH + H2O → Na2

5. Interacțiunea cu oxidul principal

oxid de oxid de amplu + (t) → sare

ZNO + K2O (T) → K2ZNO2

6. Interacțiunea cu sărurile

oxidul amfoteric + sare (t) → sare + oxid de acid care zboară

Oxizii amfoterici sunt deplasați când fuzionează oxizi de acid volatil din sărurile lor

Al2O3 + K2C03 (T) → Kalo2 + CO2

Fe2O3 + NA2CO3 (T) → 2Nafeo2 + CO2

Proprietățile chimice ale bazei

Bazele sunt substanțe care includ cationul metalic și anionul de hidroxid. Bazele sunt solubile (alcaline-NaOH, KOH, BA (OH) 2) și insolubile (al2O3, mg (OH) 2).

1. Baza solubilă + indicator → Schimbarea culorii

Când adăugați un indicator într-o soluție de bază, schimbările sale de culoare:

Phenolftaln incolor - Raspberry

Purple Lacmus - Albastru

Metiloranzh - galben

2. Interacțiuni cu acid (reacția de neutralizare)

baza + Acid → Sare + apa

Prin reacție, sărurile medii, acide sau principale pot fi obținute. Cu un exces de acid polipic, se formează o sare acidă, cu un exces de bază multi-acid - sarea principală.

Mg (OH) 2 + H2S04 → MgS04 + 2H2O

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

2 mg (OH) 2 + H2S04 → (MGGOH) 2S04 + 2H2O

3. Interacțiunea cu oxizi de acid

baza + oxid de acid → sare + apa

6Nh4OH + P2O5 → 2 (NH4) 3PO4 + 3H2O

4. Interacțiunea alcalinelor cu hidroxid amfoteric

schill + hidroxid amfoteric → Sare + apă

În această reacție, hidroxidul amfoteric prezintă proprietăți acide. Când reacția în topitură, se obține o sare medie și apă și în soluție - o sare complexă. Hidroxidele de fier (III) și crom (III) sunt dizolvate numai în soluții concentrate alcalise.

2KOH (TV) + Zn (OH) 2 (T) → K2ZNO2 + 2H2O

KOH + AL (OH) 3 → K

3Naoh (încheiat) + Fe (OH) 3 → Na3

5. Interacțiunea cu oxidul amfoteric

alcaline + oxid amfoteric → sare + apă

2Naoh (TV) + al2O3 (t) → 2NAALO2 + H2O

6NaoH + al2O3 + 3H2O → 2NA3

6. Interacțiunea cu sarea

Între bază și sare, apare reacția schimbătoare de ioni. Numai atunci când sedimentul este scăzut sau când gazul este spălat (când se formează NH4OH).

A. Interacțiunea bazei solubile și a sarei acide solubile

baza solubilă + sare acidă solublată → Sare medie + apă

Dacă sarea și baza sunt formate din diferite cationi, se formează două săruri medii. În cazul sărurilor acide de amoniu, excesul alcaline duce la formarea hidroxidului de amoniu.

BA (OH) 2 + BA (HCO3) 2 → 2BACO3 ↓ + 2H2O

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

B. Interacțiunea unei baze solubile cu mediu solubil sau sare principală.

Poate mai multe opțiuni pentru dezvoltarea evenimentelor

baza solubilă + solubilă medie / sare principală → Sare insolubilă ↓ + bază

→ Sare + bază insolubilă ↓

→ Salt + electrolit slab NH4OH

→ Reacția nu merge

Reacțiile merg între baze solubile și o sare medie numai dacă se formează o sare nereoluabilă rezultată sau o bază insolubilă sau un electrolit slab NH4OH

NaOH + KCI ≠ Reacția nu merge

Dacă sarea sursă este formată din bază multi-acid, cu o lipsă de alcaline, se formează sarea principală.

Sub acțiunea de alcalini privind sărurile de argint și mercur (II), nu există hidroxizi lor, care se dizolvă la 25 ° C și oxizi AG2O și HGo insolubili.

7. Descompunere la temperatură

hidroxid de bază (t) → oxid + apă

Ca (OH) 2 (t) → Cao + H2O

NaOH (T) ≠

Unele baze (AGOH, HG (OH) 2 și NH4OH) se descompun chiar și la temperatura camerei

LiOH (T) → Li2O + H2O

NH4OH (25c) → NH3 + H2O

8. Interacțiunea de metal alcaline și de tranziție

schill + Tranziție Metal → Sare + H2

2AL + 2KOH + 6H2O → 2K + 3H2

ZN + 2NAOH (TV) (T) → Na2ZNO2 + H2

Zn + 2Naoh + 2H2O → Na2 + H2

9. Interacțiunea cu non-metalele

Alcalii interacționează cu unele ne-metale - Si, S, P, F2, CL2, BR2, I2. În acest caz, adesea ca urmare a disproporției, se formează două săruri.

SI + 2KOH + H2O → K2SIO3 + 2H2

3S + 6KOH (T) → 2k2s + K2SO3 + 3H2O

CL2 + 2KOH (încheiat) → KCL + KCLO + H2O (pentru br, i)

3Cl2 + 6KOH (încheiat) (t) → 5kcl + kclo3 + 3h2o (pentru br, i)

CL2 + CA (OH) 2 → CAOCL2 + H2O

4F2 + 6NAOH (RSC) → 6NAF + of2 + O2 + 3H2O

4P + 3NAOH + 3H2O → 3NAH2PO2 + PH3

Hidroxidele cu proprietăți reducătoare sunt capabile să oxideze cu oxigen

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

Proprietățile chimice ale acizilor

1. Schimbarea culorii indicatorului

solubil acid + indicator → schimbare de culoare

Violet Lacmus și Methyloorge pictate în roșu, fenolftaleinul devine transparent

2. Interacțiuni cu bazele (reacția de neutralizare)

acid + bază → sare + apă

H2SO4 + MG (OH) 2 → MgS04 + 2H2O

3. Interacțiunea cu oxidul principal

acid + oxid principal → sare + apă

2Hcl + Cuo → CUCL2 + H2O

4. Interacțiuni cu hidroxizi amfoterici cu formarea de săruri medii, acide sau principale

acid + hidroxid amfoteric → sare + apă

2HCI + BE (OH) 2 → BECL2 + 2H2O

H3PO4 () + Zn (OH) 2 → ZNHPO4 + 2H2O

HCI + AL (OH) 3 () → AL (OH) 2CIL + H2O

5. Interacțiunea cu oxizii amfoterici

acid + oxid amfoteric → sare + apă

H2SO4 + ZNO → ZNSO4 + H2O

6. Interacțiunea cu sărurile

Schema generală de reacție: acid + sare → sare + acid

Reacția schimbului de ioni are loc, care se deplasează până la capăt numai în cazul formării unui gaz sau precipitat.

De exemplu: HCI + AGNO3 → AGCL ↓ + HNO3

2HBr + K2SIO3 → 2KBR + H2SIO3 ↓

A. Interacțiunea cu o sare de acid mai volatil sau slab pentru a forma un gaz

HCI + NAHS → NACL + H2S

B. Interacțiunea dintre acidul puternic și sărurile puternice sau medii pentru a forma o sare insolubilă

acid puternic + sare de acid puternic / mediu → Sare insolubilă + Acid

Acidul ortofosforic non-neutru deplasează sare puternică, dar volatilă și acizi azotici din sărurile lor, sub rezerva formării unei sări insolubile

B. Interacțiunea acidă cu sarea principală a aceluiași acid

acid1 + acid de sare de bază1 → Sare de mijloc + apă

HCI + mg (OH) CI → MGCIL2 + H2O

G. Interacțiunea dintre acidul polipic cu o sare medie sau acidă a aceluiași acid pentru a forma o sare acidă a aceluiași acid care conține un număr mai mare de atomi de hidrogen

polyshnaya Acid1 + Sare mediu / acid acid1 → Acid acid acid 1

H3PO4 + CA3 (PO4) 2 → 3CAHPO4

H3PO4 + CAHPO4 → CA (H2PO4) 2

D. Interacțiunea acidului de hidrogen sulfurat cu AG, Cu, Pb, CD, Săruri HG cu formarea de sulfură insolubilă

acid H2S + Salt AG, Cu, Pb, CD, Hg → AG2S / CUS / PBS / CD / HGS ↓ + Acid

H2S + CUSO4 → CUS ↓ + H2SO4

E. Interacțiunea acidă cu o sare medie sau complexă cu metal amfoteric în anion

a) În cazul lipsei de acid, se formează sarea medie și hidroxidul amfoteric

acid + Sare mediu / complex în metal amfoteric în anion → Sare mediu + hidroxid amfoteric

b) în cazul unui exces de acid, se formează două săruri de mijloc și apă

acid + Sare mediu / complex cu metal amfoteric în anion → Mediu Sare + Sare medie + apă

În unele cazuri, acizii cu săruri intră în reacții de reacție sau complexare oxidativă:

H2SO4 (încheiat) și i ~ / br ~ (H2S și I2 / SO2 și BR2 produse)

H2SO4 (concluzii) și Fe² + (produse SO2 și Fe³ +)

HNO3 RSS / Stare și Fe² + (NO / NO2 și FE3 + Produse)

HNO3 RSS / CONFINE și SO3² ~ / S² ~ (NU / NO2 și SO4² ~ / S sau SO4² |

HCLONC și KMNO4 / K2CR2O7 / KCLO3 (CL2 și Mn² + / Cr² + / CL ~ Produse)

3. Interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu sare solidă

Acizii non-scurți pot prezenta volatile din sărurile lor solide.

7. Acid acid cu metal

A. Interacțiunea acidă cu metalele orientate sau după hidrogen

acid + metal la H2 → Metal Sel în oxidare minimă + H2

Fe + H2S04 (RSS) → FESO4 + H2

acid + metal după reacția H2 ≠ nu merge

Cu + H2S04 (RSC) ≠

B. Interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu metale

H2SO4 (Con) + Au, PT, IR, RH, TA ≠ Reacția nu merge

H2SO4 (Concate) + Metal alcalin / alcalin Pământ și mg / Zn → H2S / S / SO2 (în funcție de condițiile) + sulfat metalic la gradul de oxidare maxim + H2O

Zn + 2H2S04 (Conc) (T1) → ZNSO4 + SO2 + 2H2O

3ZN + 4H2S04 (Con) (T2\u003e T1) → 3ZNSO4 + S ↓ + 4H2O

4ZN + 5H2S04 (Conc) (T3\u003e T2) → 4ZNSO4 + H2S + 4H2O

H2SO4 (încheiat) + alte metale → SO2 + metal sulfat în gradul maxim de oxidare + H2O

Cu + 2H2S04 (CON) (T) → CUSO4 + SO2 + 2H2O

2AL + 6H2S04 (Conc) (t) → al2 (SO4) 3 + 3S02 + 6H2O

B. Interacțiunea acidului azotic concentrat cu metale

HNO3 (Conc) + au, PT, IR, RH, TA, reacția OS ≠ nu merge

HNO3 (încheiat) + pt ≠

HNO3 (încheiat) + pământ alcalin / alcalin → N2O + nitrat de metal la gradul maxim de oxidare + H2O

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

HNO3 (încheiat) + metale rămase la o temperatură → NO2 + Nitrat de metal în gradul de oxidare maxininală + H2O

AG + 2HNO3 (concluzii) → Agno3 + NO2 + H2O

Cu FE, CO, NI, CR și AL interacționează numai atunci când sunt încălzite, deoarece în condiții normale, aceste metale cu acid azotic sunt pasivate - devin rezistente chimice

Interacțiunea acidului azotic diluat cu metale

HNO3 (RSS) + au, PT, IR, RH, Reacția TA ≠ nu merge

Metalele foarte pasive (Au, PT) pot fi dizolvate prin vodcă tsaric - un amestec de un volum de acid azotic concentrat cu trei volume de acid clorhidric concentrat. Agentul de oxidare în el este o clor atomică, stropitoare pe clorura de nitrozil, care este formată ca rezultat al reacției: HNO3 + 3HCI → 2H2O + NOCL + CL2

HNO3 (RSC) + pământ metalic / pământ alcalin → NH3 (NH4NO3) + nitrat de metal în gradul de oxidare maxim + H2O

NH3 se transformă în NH4NO3 într-un exces de acid azotic

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

HNO3 (RSC) + Metal într-un rând de tensiuni la H2 → NO / N2O / N2 / NH3 (în funcție de condițiile) + azotat metalic la gradul de oxidare maxim + H2O

Cu restul metalelor care se confruntă cu un rând de hidrogen și non-metale, HNO3 (RSC) se formează sare, apă și, în principal, nu, în funcție de condițiile și N2O și N2 și NH3 / NH4NO3 (cea mai mare acid, cu atât mai mic gradul de oxidare a azotului în produsul gazos produs)

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) + metal după H2 → NO + Nitrat de metal în gradul maxim de oxidare + H2O

Cu metale active, în picioare după H2, HNO3SB formează sare, apă și nu

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

8. Descompunerea acizilor la temperaturi

acid (t) → oxid + apă

H2C03 (T) → CO2 + H2O

H2SO3 (T) → SO2 + H2O

H2SIO3 (T) → Si02 + H2O

2H3PO4 (T) → H4P2O7 + H2O

H4P2O7 (T) → 2HPO3 + H2O

4HNO3 (T) → 4NO2 + O2 + 2H2O

3HNO2 (T) → HNO3 + 2NO + H2O

2HNO2 (T) → No2 + NO + H2O

3Hcl (t) → 2hcl + hclo3

4H3PO3 (T) → 3H3PO4 + PH3

9. Interacțiunea de acid cu nemetale (reacție redox). În acest caz, nonmetall este oxidat la acidul adecvat, iar acidul este restabilit la oxid gazos: H2SO4 (Concat) - până la SO2; HNO3 (încheiat) - la NO2; HNO3 (RSC) - până la nr.

S + 2HNO3 (RSS) → H2SO4 + 2NO

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

S + 2H2S04 (Con) → 3S02 + CO2 + 2H2O

C + 2H2S04 (concluzionează) → 2S04 + CO2 + 2H2O

C + 4HNO3 (CON) → 4NO2 + CO2 + 2H2O

P + 5HNO3 (RSS) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3 (CON) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O

H2S + G2 → 2HG + S ↓ (cu excepția F2)

H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2S04 (cu excepția F2)

2H2S (apă) + O2 → 2H2O + 2S ↓

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2S02 (ardere)

2H2S + O2 (înțelegeți) → 2H2O + 2S ↓

Halogeni mai activi sunt abandonați mai puțin activi de la acizi NG (excepție: F2 reacționează cu apă și nu cu acid)

2HR + CL2 → 2HCI + BR2 ↓

2HI + CL2 → 2HCI + I2 ↓

2HI + BR2 → 2HBR + I2 ↓

10. Reacțiile redox între acizi

H2SO4 (CON) 2HBR → BR2 ↓ + SO2 + 2H2O

H2SO4 (CON) + 8HI → 4I2 ↓ + H2S + 4H2O

H2SO4 (Concate) + HCI ≠

H2SO4 (CON) + H2S → S ↓ + SO2 + 2H2O

3H2S04 (Con) + H2S → 4S04 + 4H2O

H2SO3 + 2H2S → 3S ↓ + 3H2O

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

2HNO3 (încheiat) + SO2 → H2SO4 + 2NO2

6HNO3 (încheiat) + Hi → HIO3 + 6NO2 + 3H2O

2HNO3 (concluzionează) + 6HCI → 3CN2 + 2NO + 4H2O

Proprietățile chimice ale hidroxizelor amfoterice

1. Interacțiunea cu oxidul principal

hidroxidul amfoteric + oxid principal → sare + apă

2AL (OH) 3 + Na2O (T) → 2NAALO2 + 3H2O

2. Interacțiuni cu oxidul amfoteric sau acid

hidroxidul amfoteric + oxidul amfoter / acid ≠ reacție nu merge

Unele oxizi amfoterici (be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) reacționează cu oxid de acid CO2 cu formarea de precipitare a sărurilor de bază și a apei

2be (OH) 2 + CO2 → (Beoh) 2C03 ↓ + H2O

3. Interacțiunea cu alcalii

hidroxidul amfoteric + alcaline → sare + apă

Zn (OH) 2 + 2KOH (TV) (T) → K2ZNO2 + 2H2O

Zn (OH) 2 + 2KOH → K2

4. Nu interacționați cu baze insolubile sau hidroxizi amfoterici

hidroxidul amfoteric + baza insolubilă / hidroxidul amfoteric ≠ reacție nu merge

5. Interacțiunea cu acizii

hidroxid amfoteric + acid → sare + apă

Al (OH) 3 + 3HCL → ALCI3 + 3H2O

6. Nu reacționați cu sărurile

hidroxidul amfoteric + reacția de sare ≠ nu merge

7. Nu reacționați cu metale / non-metale (substanțe simple)

hidroxidul amfoteric + metal / non-metal ≠ reacție nu merge

8. Descompunere termică

hidroxidul amfoteric (t) → oxid de amfoteric + apă

2AL (OH) 3 (t) → al2O3 + 3H2O

Zn (OH) 2 (t) → zno + h2o

Soles Informații generale

Imaginați-vă că avem acid și alcalin, vom efectua reacția de neutralizare între ele și vom obține acid și sare.

NaOH + HCI → NaCI (clorură de sodiu) + H2O

Se pare că sarea constă din cationia metalică și un rest de acid de anion.

Sărurile sunt:

1. acru (cu una sau două cationi de hidrogen (adică au un mediu acru (sau slab)) - KHC03, NaHS03).

2. Mediul (am o cation metalic și un rest de acid anion, un mediu trebuie determinat folosind un pH meter - BASO4, AGNO3).

3. Basic (există un ion de hidroxid, adică un mediu alcalin (sau slab alcalin) - Cu (OH) CL, CA (OH) Br).

Există, de asemenea, săruri duble care formează în timpul disocierii cationilor a două metale (k).

Sărurile, într-o mică excepție, sunt substanțe cristaline solide cu temperaturi ridicate de topire. Cele mai multe săruri albe (Kno3, NaCI, BASO4, etc.). Unele săruri au colorat (k2cr2O7 - culoare portocalie, k2cro4 - galben, niso4 - verde, cocl3 - roz, cus - negru). În funcție de solubilitate, ele pot fi împărțite în solubile, scăzute și practic insolubile. Sărurile de acid sunt de obicei mai solubile în apă decât mediile corespunzătoare, iar principalul - mai rău.

Proprietățile chimice ale sărurilor

1. Sare + apă

Când se dizolvă multe săruri în apă, apare descompunerea lor parțială sau completă - hidroliza. Unele săruri formează cristalohidrați. Când se dizolvă în apa de săruri medii care conțin metal amfotor în anion, se formează săruri complexe.

NaCL + H2O → NaOH + HCI

Na2ZNO2 + 2H2O \u003d Na2

2. Reacția principală de oxid de sare + nu merge

3. Sare + oxid amfoteric → (T) acid oxid de zbor + sare

Oxizii amfoterici sunt deplasați atunci când țeseau oxizii de acid volatil din sărurile lor.

AL2O3 + K2CO3 → KALO2 + CO2

Fe2O3 + NA2CO3 → 2NAFEO2 + CO2

4. Sare + Oxidul acid ne-volatil → Oxid de acoperire cu acid + sare

Oxizi de acid non-volatili sunt deplasați în timpul fuziunii oxizilor de acid volatil din sărurile lor.

Si02 + CACO3 → (T) CASIO3 + CO2

P2O5 + NA2CO3 → (T) 2NA3PO4 + 3CO2

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

5. Sare + bază → bază + sare

Reacțiile dintre bazele despre baze sunt reacții de schimb de ioni. Prin urmare, în condiții normale, acestea procedează numai în soluții (și sarea și baza trebuie solubilă) și numai cu condiția ca un precipitat sau un electrolit slab (H20 / NH4OH) să fie format ca urmare a schimbului; Produsele gazoase în aceste reacții nu sunt formate.

A. Baza solubilă + sare acidă solubilă → Sare medie + apă

Dacă sarea și baza formată din diferite cationi sunt formate două săruri medii; În cazul sărurilor acide de amoniu, excesul alcaline duce la formarea hidroxidului de amoniu.

BA (OH) 2 + BA (HCO3) → 2BACO3 + 2H2O

2KOH + 2NAHC03 → Na2C03 + K2C03 + 2H2O

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

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

B. Baza solubilă + medie solubilă / sare principală → Sare insolubilă ↓ + bază

Baza solubilă + medie solubilă / sare principală → Sare + bază insolubilă ↓

Baza solubilă + medie solubilă / sare principală → sare + electrolit slab NH4OH

Baza solubilă + medie solubilă / sare principală → Reacția nu merge

Reacția dintre bazele solubile și sarea medie / principală este numai în cazul în care o sare insolubilă este formată ca urmare a schimbului de ioni sau a unei baze insolubile sau a unui electrolit slab NH4OH.

BA (OH) 2 + Na2S04 → BASO4 ↓ + 2NAOH

2Nh4OH + CUCL2 → 2Nh4cl + cu (OH) 2 ↓

BA (OH) 2 + NH4CL → BACL2 + NH4OH

NaOH + KCL ≠

Dacă sarea inițială este formată din bază multi-acid, cu o lipsă de alcaline, se formează sarea principală.

NaOH (ALL3 → AL (OH) CL2 + NaCI

Sub acțiunea de alcalini asupra sărurilor de argint și mercur (II), nu se deosebesc de la temperatura camerei și se deosebesc oxizii AG2O și HGo insolubili și oxizii AG2O și HGO insolubili.

2agno3 + 2Naoh → Ag2O ↓ 2nano3 + H2O

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

6. Hidroxid de sare + amfoterni → Reacția nu merge

7. Sare + acid → acid + sare

Mai ales. Reacții acide cu reacții de schimb de ioni, astfel încât acestea să procedeze în soluții și numai dacă sarea sau acidul mai slab și volatil este insolubil în acizi se formează.

HCI + AGNO3 → AGCL ↓ + HNO3

2HBr + K2SIO3 → 2KBR + H2SIO3 ↓

2HNO3 + NA2CO3 → 2NANO3 + H2O + CO2

A. Acid1 + Sare mai volatilă / Acid slab2 → Sare a acidului1 + mai volatil / acid slab22

Acizii interacționează cu soluții de săruri ale acizilor mai slabi sau volatili. Indiferent de compoziția sarei (mediu, acru, bazic), de regulă, se formează o sare medie și o bâtă mai slabă.

2CH3COOH + NA2S → 2CH3COONA + H2S

HCI + NAHS → NACL + H2S

B. Acid puternic + sare de acid puternic / mediu → Sare insolubilă ↓ + Acid

Acizii puternici interacționează cu soluții de săruri ale altor acizi puternici, dacă se formează sarea insolubilă. H3RO4 non-volatile (acidul rezistenței medii) deplasează NSL clorhidric puternic, dar volatil și acizii hno3 nitrici din sărurile lor sub starea formării unei sări insolubile.

H2SO4 + CA (NO3) 2 → CASO4 ↓ + 2HO3

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

H3PO4 + 3AGNO3 → AG3PO4 ↓ + 3HNO3

V. Acid1 + Sare de acid de bază1 → Sare de mijloc + apă

Sub acțiunea acidului la sarea principală a aceluiași acid, se formează sarea medie și apa.

HCI + mg (OH) CI → MGCIL2 + H2O

Acid acid multi-pat1 + mediu / acid sare1 → sare de acid acid1

Sub acțiunea acidului polipic pe sarea medie a aceluiași acid se formează o sare acidă și se formează o sare acidă care conține un număr mai mare de atomi de hidrogen.

H3PO4 + CA3 (PO4) → 3CAHPO4

H3PO4 + CAHPO4 → CA (H2PO4) 2

CO2 + H2O + CACO3 → CA (HCO3) 2

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

Acidul de acid de hidrogen slab și volatil H2S deplasează acizi puternici din soluții de săruri AG, Cu, Pb, CD și HG, formând precipitații de sulfură cu ele, insolubile nu numai în apă, ci și în acidul rezultat.

H2S + CUSO4 → CUS ↓ + H2SO4

E. ACID + Sare mediu / complex cu amfoteric II în anion → Sare mediu + hidroxid amfoteric ↓

→ Sare de mijloc + Sare de mijloc + H2O

Sub acțiunea acidului pe mediu sau sare complexă cu metal amfoteric în anion, sarea este prăbușită și formată:

a) în cazul lipsei de acid - sare medie și hidroxid amfoteric

b) în cazul unui exces de acid - două săruri medii și apă

2HCI (Ned) + Na2ZNO2 → 2NACI + ZN (OH) 2 ↓

2HCI (Săptămâna) + NA2 → 2NACL + ZN (OH) 2 ↓ + 2H2O

4HCI (HAM) + Na2ZNO2 → 2NACI + ZNCL2 + 2H2O

4HCI (HIM) + Na2 → 2NACL + ZNCL2 + 4H2O

Ar trebui să se țină cont de faptul că, în unele cazuri, dintre acizi și săruri, HSI sau reacția de complexare. Deci, în OVR introduceți:

H2S04 Conc. și eu ~ / br ~ (H2S și I2 / SO2 și BR2 produse)

H2S04 Conc. și Fe² +. (Produse SO2 și Fe³ + )

Scanarea HNO3 / Conc. Și Fe² + (NO / NO2 și FE 3 + )

Scanarea HNO3 / Conc. și SO3² ~ / s² ~ (NO / NO2 produse și sulfat / sulfat sau sulfat)

HCL conc. și KMNO4 / K2CR2O7 / KCLO3 (produse de gaze (gaz) și mn² + / Cr³ + / cl ~.

J. Rezultate de reacție fără solvent

Acid sulfuric concentrat. + Sare (TV.) → Solnicie Silal / Media + acru

Lipsa acizilor poate înlocui volatile din sărurile lor uscate. Cel mai adesea se formează interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu săruri uscate de acizi puternici și slabi, în timp ce acidul și sarea acră sau medie este formată.

H2SO4 (Con) + NaCI (TV) → NaHS04 + HCI

H2SO4 (Con) + 2NACI (TV) → Na2S04 + 2HCL

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

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

8. Sare solubilă + sare solubilă → Sare insolubilă ↓ + Sare

Reacțiile dintre săruri sunt reacții de schimb. Prin urmare, în condiții normale, acestea procedează numai dacă:

a) ambele săruri solubile în apă și luate sub formă de soluții

b) Ca urmare a reacției, se formează un precipitat sau un electrolit slab (acesta din urmă este foarte rar).

AGNO3 + NACL → AGCL ↓ + NANO3

Dacă una dintre sărurile inițiale este insolubilă, reacția este numai atunci când se formează o sare și mai puțin solubilă. Criteriul "insolubilității" este amploarea PR (lucrarea de solubilitate), deoarece studiul său este dincolo de cadrul cursului școlar, cazurile în care unul dintre reactivii ne-solubili nu sunt luați în considerare.

Dacă sarea se formează în reacția de schimb, complet descompusă ca rezultat al hidrolizei (în tabelul de solubilitate de la locul de astfel de săruri de andocare a costurilor), produsele hidrolizei acestei sări devine produsele de reacție.

Al2 (SO4) 3 + K2S ≠ AL2S3 ↓ + K2SO4

Al2 (SO4) 3 + K2S + 6H2O → 2AL (OH) 3 ↓ + 3H2S + K2S04

FEL3 + 6KCN → K3 + 3KCL

AGI + 2KCN → K + Ki

Agbr + 2NA2S2O3 → NA3 + NABR

FE2 (SO4) 3 + 2Ki → 2feso4 + i2 + k2S04

NaCl + NaHS04 → (T) Na2S04 + HCI

Sărurile medii interacționează uneori între ele cu formarea de săruri complexe. Între sărurile poate fi HSR. Unele săruri interacționează la fuziune.

9. Sare mai puțin activ metal + Metal mai activ → Metal mai puțin activ ↓ + Sare

Un metal mai activ deplasează metal mai puțin activ (în valoare de dreapta la un rând de tensiune) din soluția de sare, în timp ce se formează noua sare și metalul mai puțin activ este eliberat în formă liberă (sedate pe placa metalică activă). Excepție - metalele de pământ alcaline și alcaline din soluție interacționează cu apă.

Sărurile cu proprietăți oxidative sunt în soluție cu metale și în alte reacții redox.

FESO4 + ZN → Fe ↓ + ZNSO4

ZNSO4 + FE ≠

HG (NO3) 2 + CU → HG ↓ + CU (NO3) 2

2FEC3 + FE → 3FEC2

FEL3 + CU → FECL2 + CUCL2

Hgcl2 + hg → hg2cl2

2CCL3 + Zn → 2CCL2 + ZNCL2

Metalele se pot expune reciproc de la săruri de la topire (reacția este efectuată fără acces la aer). În același timp, este necesar să ne amintim că:

a) La topire, multe săruri se descompun

b) o serie de tensiune a metalelor determină activitatea relativă a metalelor numai în soluții apoase (de exemplu, toate în soluții apoase este mai puțin activă decât metalele de pământ alcaline și în topituri - mai active)

K + ALCI3 (mătură) → (t) 3kcl + al

Mg + bef2 (mătură) → (t) mgf2 + fi

2AL + 3CACL2 (mătură) → (t) 2alcl3 + 3CA

10. Salt + Nemmetall

Reacțiile sărurilor cu non-metale sunt puține. Acestea sunt reacții de reacție oxidativă.

5kclo3 + 6p → (t) 5kcl + 3p2O5

2Kclo3 + 3s → (t) 2kcl + 2S02

2KCLO3 + 3C → (T) 2kcl + 3CO2

Halogeni mai activi care deplasând săruri mai puțin active ale soluțiilor de hidrogen cu halogen. Excepția este o fluor moleculară, care în soluții reacționează nu cu sare, ci cu apă.

2FEC2 + CL2 → (T) 2FEC3

2Nano2 + O2 → 2nano3

Na2S03 + S → (T) NA2S2O3

BASO4 + 2C → (T) BAS + 2CO2

2Kclo3 + BR2 → (T) 2KBRO3 + CL2 (aceeași reacție este, de asemenea, caracteristică de iod)

2Ki + BR2 → 2KBR + I2 ↓

2KBr + Cl2 → 2kcl + BR2 ↓

2Nai + CL2 → 2NACL + I2 ↓

11. Descompunerea sărurilor.

Sare → (t) Produse de descompunere termică

1. Săruri de acid azotic

Produsele descompunerii termice a nitraților depind de poziția cationului metalic într-un rând de metale.

Meno3 → (t) (pentru mine la stânga MG (cu excepția Li)) Meno2 + O2

Meno3 → (t) (pentru mine de la mg la Cu, precum și Li) MEO + NO2 + O2

Meno3 → (t) (pentru mine ronate cu) me + no2 + o2

(Cu o descompunere termică a fierului (II) / Nitrat de crom (II), se formează oxidul de fier (III) / crom (III).

2. Sărți amoniu

Toate sărurile de amoniu sunt descompuse la calcinare. Cel mai adesea, sunt eliberate produse de amoniac NH3 și acid sau produse de descompunere.

NH4CL → (T) NH3 + HCI (\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

Uneori sărurile de amoniu care conțin anioni - oxidanți, se descompun atunci când sunt încălzite cu eliberarea de N2, NO sau 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. Săruri de acid coalic

Aproape toate carbonații se descompun la oxidul de metal și la CO2. Alcalii metal carbonați dincolo de litiu nu se descompune atunci când sunt încălzite. Carbonați de argint și mercur se descompun la metalul liber.

Melo3 → (t) meo + CO2

2Ag2CO3 → (T) 4AG + 2CO2 + O2

Toate bicarbonate se descompun la carbonatul corespunzător.

MEHCO3 → (T) MECO3 + CO2 + H2O

4. Sărurile acidului sulfuric

Sulfitele cu încălzire disproporționată, formând sulfură și sulfat. Sulfura de sulfură (NH4) 2S3 sulfură (NH4) 2S3 este imediat descompusă pe NH3 și H2S.

Meso3 → (t) mes + meso4

(NH4) 2S03 → (t) 2NH3 + H2S + 3 (NH4) 2S04

Hidrosulfit se descompune la sulfiți, SO2 și H2O.

Mehso3 → (t) meso3 + so2 + h2o

5. Acid sulfuric sării

Mulți sulfați la t\u003e 700-800 s sunt descompuși în oxid de metal și SO3, care la o astfel de temperatură se descompune la SO2 și O2. Sulfații metalici alcalini rezistenți la căldură. Sulfații de argint și mercur se descompun la metalul liber. Hidrosulfații sunt descompuși mai întâi la disulflare și apoi la sulfați.

2Caso4 → (t) 2CAO + 2S04 + O2

2FE2 (SO4) 3 → (T) 2F2O3 + 6S02 + 3O2

2Feso4 → (t) Fe2O3 + SO3 + SO2

AG2SO4 → (T) 2AG + SO2 + O2

Mehso4 → (t) mes2O7 + h2o

Mes2O7 → (t) meso4 + so3

6. Săruri complexe

Hidroxocomplexele de metale amfoterice sunt descompuse în principal pe sarea mijlocie și apă.

K → (t) kalo2 + 2h2o

NA2 → (T) ZNO + 2NAOH + H2O

7. Săruri de bază

Multe săruri de bază sunt descompuse atunci când sunt încălzite. Principalele săruri ale acizilor universali se descompun în apă și oxosoli

Al (OH) 2Br → (t) Alobr + H2O

2ALOHCI2 → (t) al2OCL4 + H2O

2mgohcl → (t) mg2oCl2 + h2o

Sărurile principale ale acizilor care conțin oxigen se descompun asupra produselor de oxid metalic și a descompunerii termice ale acidului corespunzător.

2ALOH (NO3) 2 → (t) al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O

(CUOH) 2CO3 → (T) 2CO + H2O + CO2

8. Exemple de descompunere termică a altor săruri

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 (\u003d AGI)

Majoritatea materialelor prezentate sunt luate din beneficiul deyabina n.e. "Chimie. Clase de bază de substanțe anorganice". IPO "Poarta Nikitsky" Moscova 2011.