Властивості речовин в хімії. Хімічні властивості основних класів неорганічних сполук

На сьогоднішній день існує близько 2,5 мільйона різноманітних з'єднань як природного походження, так і синтезованих штучно людиною. Всі вони дуже різні, частина з них - незамінні учасники біологічних процесів, що відбуваються в живих організмах. Відрізняють з'єднання один від одного властивості речовин. Характеристики і те, що ще дозволяє ідентифікувати ту чи іншу хімічну молекулу, розглянемо далі.

Що таке речовина?

Якщо давати визначення цьому поняттю, то потрібно вказати на його зв'язок з фізичними тілами. Адже речовиною прийнято вважати саме те, з чого складаються ці тіла. Так, скло, залізо, сірка, дерево - це речовини. Приклади можна наводити нескінченно. Простіше зрозуміти наступне: що розглядаються терміном позначають все існуюче в світі різноманіття різних поєднань молекул, а також простих одноатомних частинок.

Таким чином, вода, спирт, кислоти, луги, білки, вуглеводи, сіль, цукор, пісок, глина, алмаз, гази та інше - це все і є речовини. Приклади дозволяють більш чітко вловити суть цього поняття.

Фізичне тіло - це продукт, який створюється природою або людиною на основі різних сполук. Наприклад, стакан - це тіло, яке складається зі скла, а аркуш паперу - це тіло, яке являє собою оброблену целюлозу або деревину.

Звичайно, все молекули різні. Те, що лежить в основі їх відмінності, називається їх властивостями - фізичними, органолептичними і хімічними. Визначаються вони за допомогою спеціальних методів, які у кожної науки свої. Це можуть бути і математичні, аналітичні, експериментальні, інструментальні методи, і ще безліч найрізноманітніших. Наприклад, наука хімія використовує для кожної речовини, вірніше, для його ідентифікації, свій реагент. Він підбирається на підставі особливостей будови молекули і прогнозування хімічних властивостей. Потім перевіряється експериментально, затверджується і закріплюється в теоретичній базі.

Класифікація речовин

В основу поділу сполук на групи може бути покладено безліч різних ознак. Наприклад, агрегатний стан. Всі вони можуть бути за цим фактором чотирьох видів:

плазма;
рідина;
кристалічна речовина (тверде).

Якщо брати за основу більш "глибокий" ознака, то всі речовини можна розділити на:

органічні - в основі ланцюжка і цикли з атомів вуглецю і водню;
неорганічні - всі інші.

По елементного складу, який відображають формули речовин, всі вони бувають:

прості - з одного виду хімічного атома;
складні - два і більше різних типів елементів.

У свою чергу, прості діляться на метали і неметали. Складні мають безліч класів: солі, підстави, кислоти, оксиди, складні ефіри, вуглеводні, спирти, нуклеїнові кислоти і так далі.

Різні види формул сполук

Що є наочним, тобто графічним, відображенням з'єднань? Звичайно, це формули речовин. Вони бувають різними. Залежно від виду укладена в них інформація про молекулу теж відрізняється. Так, існують такі варіанти:

Емпірична, або молекулярна. Відображає кількісний та якісний склад речовини. Вона включає в себе символи входять до складу елементів і індекс в нижньому лівому кутку біля нього, що показує кількість даного атома в складі молекули. Наприклад, Н 2 О, Na 2 SO 4, AL 2 (SO 4) 3.
Електронно-графічна. Така формула показує кількість валентних електронів у кожного елемента, що входить до складу з'єднання. Тому за таким варіантом вже можна передбачити деякі хімічні і речовин.
У органічної хімії прийнято використовувати повні та скорочені Вони відображають порядок зв'язку атомів в молекулах, крім того, чітко вказують на приналежність речовини до того чи іншого класу сполук. А це дозволяє з точністю визначити конкретний тип молекули і спрогнозувати всі характерні для неї взаємодії.

Тому хімічна символіка і правильно складені формули сполук - найважливіша частина роботи з усіма відомими речовинами. Це які повинен знати кожен учень, який вивчає хімію.

Фізичні властивості

Дуже важливою характеристикою є притаманні фізичні властивості речовин. Що відноситься саме до цієї групи?

Агрегатний стан при різних умовах, у тому числі при стандартних.
Температури кипіння, плавлення, замерзання, випаровування.
Органолептичні характеристики: колір, запах, смак.
Розчинність в воді і інших розчинниках (органічних, наприклад).
Щільність і плинність, в'язкість.
Електро- і теплопровідність, теплоємність.
Електрична проникність.
Радіоактивність.
Абсорбція і емісія.
Індуктивність.

Також є ряд показників, які дуже важливі для повного списку, що відображає властивості речовин. Однак вони знаходяться між фізичними і хімічними. це:

тип кристалічної решітки;
електронегативність;
твердість і крихкість;
гнучкість і пластичність;
випаровуваність або летючість;
біологічний вплив на живі організми (отруйна, задушливе, нервнопаралітичну, нейтральне, сприятливе та інше).

Часто ці показники згадуються саме тоді, коли розглядаються вже безпосередньо хімічні властивості речовин. Однак можна вказати їх і в розділі фізичних, що помилкою не буде.

Хімічні властивості речовин

До даної групи належать всі можливі види взаємодій даної молекули з іншими простими і складними речовинами. Тобто це безпосередньо хімічні реакції. Для кожного виду з'єднання вони строго специфічні. Однак виділяють загальні групові властивості для цілого класу речовин.

Наприклад, всі кислоти здатні реагувати з металами згідно їх положенню в електрохімічному ряді напруг металів. Також для всіх характерні реакції нейтралізації з лугами, взаємодія з нерозчинними підставами. Однак концентрована сірчана і азотна кислоти особливі, так як продукти їх взаємодії з металами відрізняються від отриманих в результаті реакцій з іншими представниками класу.

Хімічних властивостей дуже багато у кожної речовини. Їх кількість визначається активністю сполуки, тобто здатністю реагувати з іншими компонентами. Є високореакціонноспособние, є практично інертні. Це строго індивідуальний показник.

прості речовини

До таких належать ті, що складаються з одного виду атомів, але різного їх кількості. Наприклад, S 8, O 2, O 3, Au, N 2, P 4, CL 2, Ar та інші.

Хімічні властивості простих речовин зводяться до взаємодії з:

металами;
неметаллами;
водою;
кислотами;
лугами та амфотерними гідроксидами;
органічними сполуками;
солями;
оксидами;
пероксидамі і ангідридами та іншими молекулами.

Знову ж слід вказати, що це вузько специфічна характеристика для кожного конкретного випадку. Тому фізичні і хімічні властивості простих речовин розглядаються індивідуально.

складні речовини

До даної групи належать такі сполуки, молекули яких утворені двома і більше різними хімічними елементами. Кількість кожного з них може бути різним. Для розуміння наведемо кілька простих прикладів:

H 3 PO 4;
K 3;
Cu (OH) 2;
AL 2 O 3 і інші.

Так як всі вони відносяться до різних класів речовин, виділити загальні фізичні та хімічні характеристики для всіх неможливо. Це специфічні властивості, своєрідні і індивідуальні в кожному конкретному випадку.

неорганічні речовини

Їх на сьогоднішній день налічується понад 500 тисяч. Зустрічаються як прості, так і складні. Всього можна виділити кілька основних які представляють всі їх різноманіття.

Прості речовини метали.
Оксиди.
Прості речовини неметали.
Благородні або інертні гази.
Пероксиди.
Ангідриди.
Летючі водневі з'єднання.
Гідриди.
Солі.
Кислоти.
Основи.
Амфотерні сполуки.

Будь-який представник кожного з класів має свій набір фізико-хімічних властивостей, що дозволяють відрізнити його серед інших з'єднань і ідентифікувати.

Властивості органічних речовин

Органіка - це такий розділ хімії, який займається вивченням з'єднань, відмінних від неорганічних, і їх властивостей. В основі їх будови лежать атоми вуглецю, здатні з'єднуватися один з одним в різні структури:

лінійні і розгалужені ланцюги;
цикли;
ароматичні кільця;
гетероцикли.

Живі організми складаються саме з таких з'єднань, адже основа життя - це білки, жири і вуглеводи. Всі вони - представники Тому і властивості їх особливі. Однак в будь-якому випадку, незалежно від того, про яку молекулі йдеться, все одно для неї буде характерний певний набір фізико-хімічних властивостей, які ми вже згадували раніше.

Що таке жива речовина?

Живим називається речовина, з якого складена вся біомаса нашої планети. Тобто ті організми, які становлять життя на ній:

бактерії і віруси;
найпростіші;
рослини;
тварини;
гриби;
люди.

Так як основна частина сполук у складі живої істоти - органічні, то саме їх і можна віднести до групи живого речовини. Однак не всі. Тільки ті, без яких неможливе існування представників живої біосфери. Це білки, нуклеїнові кислоти, гормони, вітаміни, жири, вуглеводи, амінокислоти та інші. Термін "жива речовина" був введений Вернадським, засновником вчення про біосферу планети.

Властивості живої речовини:

володіння енергією з можливістю її перетворення;
саморегуляція;
довільний рух;
чергування поколінь;
надзвичайна різноманітність.

Кристали і металеві речовини

Кристалічними називають все сполуки, що мають певний тип будови просторової решітки. Існують сполуки з атомної, молекулярної або металевої кристалічною решіткою. Залежно від типу відрізняються і властивості Типовими твердими сполуками, що мають вид дрібно- або крупнодисперсних кристаликів, є різні солі.

Також існують і прості речовини з подібною структурою, наприклад, алмаз або графіт, дорогоцінні й напівкоштовні камені, мінерали, гірські породи. Основні властивості їх:

твердість;
крихкість;
середні температури плавлення і кипіння.

Однак, як і завжди, кожна характеристика не може підходити для всіх.

Речовини виявляють метали, їх сплави. Для них можна виділити набір загальних характеристик:

гнучкість і пластичність;
високі температури кипіння, плавлення;
електро- і теплопровідність;
металевий блиск.

Підстави (гідроксиди) - складні речовини, молекули яких в своєму складі мають одну або кілька гідрокси-груп OH. Найчастіше підстави складаються з атома металу і групи OH. Наприклад, NaOH - гідроксид натрію, Ca (OH) 2 - гідроксид кальцію і ін.

Існує підстава - гідроксид амонію, в якому гідрокси-група приєднана ні до металу, а до іона NH 4 + (катиону амонію). Гідроксид амонію утворюється при розчиненні аміаку в воді (реакції приєднання води до аміаку):

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

Валентність гіроксі-групи - 1. Число гідроксильних груп в молекулі підстави залежить від валентності металу і одно їй. Наприклад, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 і т.д.

Всі підстави - тверді речовини, які мають різне забарвлення. Деякі підстави добре розчинні у воді (NaOH, KOH і ін.). Однак більшість з них у воді не розчиняються.

Розчинні у воді підстави називаються лугами. Розчини лугів «мильні», слизькі на дотик і досить їдкі. До лугів відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 та ін.). Решта є нерозчинними.

нерозчинні підстави- це амфотерні гідроксиди, які при взаємодії з кислотами виступають як підстави, а з лугом поводяться, як кислоти.

Різні підстави відрізняються різною здатністю отщеплять гідрокси-групи, за цією ознакою вони діляться на сильні і слабкі підстави.

Сильні підстави у водних розчинах легко віддають свої гідрокси-групи, а слабкі - немає.

Хімічні властивості підстав

Хімічні властивості підстав характеризуються відношенням їх до кислот, ангідриду кислот і солей.

1. Діють на індикатори. Індикатори змінюють своє забарвлення в залежності від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах - вони мають одну забарвлення, в розчинах кислот - іншу. При взаємодії з підставами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється в жовтий колір, індикатор лакмус - в синій колір, а фенолфталеїн стає кольору фуксії.

2. Взаємодіють з кислотними оксидами з освітою солі і води:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступають в реакцію з кислотами, утворюючи сіль і воду. Реакція взаємодії підстави з кислотою називається реакцією нейтралізації, так як після її закінчення середовище стає нейтральною:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Реагують з солями, утворюючи нові сіль і підстава:

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

5. Здатні при нагріванні розкладатися на воду і основний оксид:

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

Залишилися питання? Хочете знати більше про підстави?
Щоб отримати допомогу репетитора - зареєструйтеся.
Перший урок - безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Елементарними частинками фізичної матерії на нашій планеті є атоми. У вільному вигляді вони можуть існувати тільки при дуже високих температурах. У звичайних умовах елементарні частинки прагнуть до об'єднання між собою за допомогою хімічних зв'язків: іонної, металевої, ковалентного полярної або неполярний. Таким способом утворюються речовини, приклади яких ми і розглянемо в нашій статті.

прості речовини

Процеси взаємодії між собою атомів одного і того ж хімічного елемента закінчуються утворенням хімічних речовин, званих простими. Так, вугілля утворений тільки атомами вуглецю, газ водень - атомами гідрогену, а рідка ртуть складається з частинок ртуті. Поняття проста речовина не потрібно ототожнювати з поняттям хімічного елемента. Наприклад, вуглекислий газ складається не з простих речовин вуглецю і кисню, а з елементів карбону і оксигена. Умовно з'єднання, що складаються з атомів одного і того ж елемента, можна розділити на метали і неметали. Розглянемо деякі приклади хімічних властивостей таких простих речовин.

метали

Виходячи з положення металевого елемента в періодичній системі, можна виділити наступні групи: активні метали, елементи головних підгруп третьої - восьмої груп, метали побічних підгруп четвертої - сьомої груп, а також лантаноїди і актиноїди. Метали - прості речовини, приклади яких ми наведемо далі, мають такі загальні властивості: тепло- і електропровідність, металевий блиск, пластичність і гнучкість. Такі характеристики притаманні залозу, алюмінію, міді й іншим. Зі збільшенням порядкового номера в періодах зростають температури кипіння, плавлення, а також твердість металевих елементів. Це пояснюється стисненням їх атомів, тобто зменшенням радіуса, а також накопиченням електронів. Всі параметри металів обумовлені внутрішньою будовою кристалічної решітки даних сполук. Нижче розглянемо хімічні реакції, а також наведемо приклади властивостей речовин, що відносяться до металів.

Особливості хімічних реакцій

Всі метали, що мають ступінь окислення 0, виявляють тільки властивості відновників. Лужні і лужноземельні елементи взаємодіють з водою з утворенням хімічно агресивних підстав - лугів:

2Na + 2H 2 0 \u003d 2NaOH + H 2

Типова реакція металів - окислення. В результаті з'єднання з атомами кисню, виникають речовини класу оксидів:

Zn + O 2 \u003d ZnO

Це бінарні сполуки, що відносяться до складних речовин. Прикладами основних оксидів є оксиди натрію Na 2 O, міді CuO, кальцію CaO. Вони здатні до взаємодії з кислотами, в результаті в продуктах виявляється сіль і вода:

MgO + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O

Речовини класів кислот, основ, солей відносяться до складних з'єднань і виявляють різноманітні хімічні властивості. Наприклад, між гидроксидами і кислотами відбувається реакція нейтралізації, яка веде до появи солі і води. Склад солей буде залежати від концентрації реагентів: так, при надлишку в реагує суміші кислоти, виходять кислі солі, наприклад, NaHCO 3 - гідрокарбонат натрію, а висока концентрація лугу викликає утворення основних солей, таких як Al (OH) 2 Cl - дігідроксохлорід алюмінію.

Неметали

Найбільш важливі неметалеві елементи знаходяться в підгрупах азоту, карбону, а також відносяться до груп галогенів і халькогенов періодичної системи. Наведемо приклади речовин, що відносяться до неметалів: це сірка, кисень, азот, хлор. Всі їх фізичні особливості протилежні властивостям металів. Вони не проводять електричний струм, погано пропускають теплові промені, мають низьку твердість. Взаємодіючи з киснем, неметали утворюють складні сполуки - кислотні оксиди. Останні, реагуючи з кислотами, дають кислоти:

H 2 O + CO 2 → H 2 CO 3

Типова реакція, характерна для кислотних оксидів - це взаємодія з лугами, приводить до появи солі і води.

Хімічна активність неметалів в періоді посилюється, це пов'язано зі збільшенням здатності їх атомів притягувати електрони від інших хімічних елементів. У групах спостерігаємо протилежне явище: неметалічні властивості слабшають внаслідок роздування обсягу атома за рахунок додавання нових енергетичних рівнів.

Отже, ми розглянули види хімічних речовин, приклади, що ілюструють їх властивості, положення в періодичній системі.

Навколишній світ матеріальний. Матерія буває двох видів: речовина і поле. Об'єкт хімії - речовина (в тому числі і вплив на речовина різних полів - звукових, магнітних, електромагнітних і ін.)

Речовина - все, що має масу спокою (тобто характеризується наявністю маси тоді, коли не рухається). Так, хоча маса спокою одного електрона (маса не рухомого електрона) дуже мала - близько 10 -27 г, але навіть один електрон - це речовина.

Речовина буває в трьох агрегатних станах - газоподібному, рідкому і твердому. Є ще один стан речовини - плазма (наприклад, плазма є в грозовий і кульової блискавки), але в шкільному курсі хімію плазми майже не розглядають.

Речовини можуть бути чистими, дуже чистими (потрібними, наприклад, для створення волоконної оптики), можуть містити помітні кількості домішок, можуть бути сумішами.

Всі речовини складаються з найдрібніших частинок - атомів. Речовини, що складаються з атомів одного виду (З атомів одного елемента), називають простими (Наприклад, деревне вугілля, кисень, азот, срібло та ін.). Речовини, які містять пов'язані між собою атоми різних елементів, називають складними.

Якщо в речовині (наприклад, в повітрі) присутні два або більше число простих речовин, і їх атоми не пов'язані між собою, то його називають не складним, а сумішшю простих речовин. Число простих речовин порівняно невелика (близько п'ятисот), а число складних речовин величезне. До теперішнього часу відомі десятки мільйонів різних складних речовин.

хімічні перетворення

Речовини здатні вступати між собою у взаємодію, причому виникають нові речовини. Такі перетворення називають хімічними. Наприклад, проста речовина вугілля взаємодіє (хіміки кажуть - реагує) з іншим простим речовиною - киснем, в результаті утворюється складна речовина - вуглекислий газ, в якому атоми вуглецю і кисню пов'язані між собою. Такі перетворення одних речовин в інші називають хімічними. Хімічні перетворення - це хімічні реакції. Так, при нагріванні цукру на повітрі складне солодка речовина - сахароза (з якого складається цукор) - перетворюється в просте речовина - вугілля і складна речовина - воду.

Хімія вивчає перетворення одних речовин в інші. Завдання хімії - з'ясувати, з якими саме речовинами може за даних умов взаємодіяти (реагувати) та чи інша речовина, що при цьому утворюється. Крім того, важливо з'ясувати, за яких саме умов може протікати ту чи іншу перетворення і можна отримати потрібну речовину.

Фізичні властивості речовин

Кожна речовина характеризується сукупністю фізичних і хімічних властивостей. Фізичні властивості - це властивості, які можна охарактеризувати за допомогою фізичних приладів. Наприклад, за допомогою термометра можна визначити температуру плавлення і кипіння води. Фізичними методами можна охарактеризувати здатність речовини проводити електричний струм, визначити щільність речовини, його твердість і т.д. При фізичних процесах речовини залишаються незмінними за складом.

Фізичні властивості речовин підрозділяють на счислімим (ті, які можна охарактеризувати за допомогою тих чи інших фізичних приладів числом, наприклад, зазначенням щільності, температур плавлення і кипіння, розчинності у воді і ін.) І незчисленної (ті, які охарактеризувати числом не можна або дуже важко - такі, як колір, запах, смак і ін.).

Хімічні властивості речовин

Хімічні властивості речовини - це сукупність відомостей про те, з якими іншими речовинами і за яких умов вступає в хімічні взаємодії дана речовина. Найважливіше завдання хімії - виявлення хімічних властивостей речовин.

У хімічних перетвореннях беруть участь найдрібніші частинки речовин - атоми. При хімічних перетвореннях з одних речовин утворюються інші речовини, і вихідні речовини зникають, а замість них утворюються нові речовини (продукти реакції). А атоми привсіх хімічних перетвореннях зберігаються. Відбувається їх перегрупування, при хімічних перетвореннях старі зв'язки між атомами руйнуються і виникають нові зв'язки.

Хімічний елемент

Число різних речовин великий за обсягом (і у кожного з них своя сукупність фізичних і хімічних властивостей). Атомів, що відрізняються один від одного по найважливіших характеристик, в навколишньому нас матеріальному світі порівняно невелика - близько ста. Кожному виду атомів відповідає свій хімічний елемент. Хімічний елемент - це сукупність атомів з однаковими або близькими характеристиками. У природі зустрічається близько 90 різних хімічних елементів. До теперішнього часу фізики навчилися створювати нові, відсутні на Землі види атомів. Такі атоми (і, відповідно, такі хімічні елементи) називають штучними (по-англійськи - man-made elements). Штучно отриманих елементів до теперішнього часу синтезовано більше двох десятків.

Кожен елемент має латинську назву і одно- або двох-буквений символ. У російськомовній хімічної літературі немає чітких правил вимови символів хімічних елементів. Одні вимовляють так: називають елемент по-російськи (символи натрію, магнію та ін.), Інші - по латинським буквах (символи вуглецю, фосфору, сірки), треті - як звучить назва елемента по-латині (залізо, срібло, золото, ртуть ). Символ елемента водню Н у нас прийнято вимовляти так, як цю букву вимовляють по-французьки.

Порівняння найважливіших характеристик хімічних елементів і простих речовин наведено в таблиці нижче. Одному елементу може відповідати кілька простих речовин (явище аллотропии: вуглець, кисень і ін.), А може - і одне (аргон та ін. Інертні гази).

Неорганічні речовини бувають простими і складними. Прості речовини поділяються на метали (K, Na, Li) і неметали (O, Cl, P). Складні речовини ділять на оксиди, гідроксиди (підстави), солі і кислоти.

оксиди

оксиди - з'єднання хімічного елемента (металу або неметалла) з киснем (ступінь окислення -2), при цьому кисень пов'язаний з менш електронегативний елементом.

виділяють:

1. Кислотні оксиди - оксиди, що проявляють кислотні властивості. Утворені неметаллами і киснем. Приклади: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.

2. Амфотерні оксиди - оксиди, які можуть проявляти як основні, так і кислотні властивості (така властивість називається амфотерность). Приклади: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.

3. Основні оксиди - оксиди металів, при цьому метали проявляють ступінь окислення +1 або +2. Приклади: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.

4. несолеобразующіе оксиди - практично не вступають в реакції, не мають відповідних кислот і гідроксидів. Приклади: CO, NO.

Хімічні властивості основних оксидів

1. Взаємодія з водою

У реакцію вступають тільки оксиди лужних і лужноземельних металів, гідроксиди яких утворюють розчинна підставу

основний оксид + вода → луг

K2O + H2O → 2KOH

CaO + H2O → Ca (OH) 2

2. Взаємодія з кислотою

основний оксид + кислота → сіль + вода

MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O

Na2O + H2S (хат) → 2NaHS + H2O

MgO (хат) + HCl → Mg (OH) Cl

3. Взаємодія з кислотними або амфотерними оксидами

основний оксид + кислотний / амфотерний оксид → сіль

При цьому метал, що знаходиться в основному оксиді, стає катіоном, а кислотний / амфотерний оксид стає аніоном (кислотним залишком). Реакції між твердими оксидами йдуть при нагріванні. Нерозчинні у воді основні оксиди не взаємодіють з газоподібними кислотними оксидами.

BaO + SiO2 (t) → BaSiO3

K2O + ZnO (t) → K2ZnO2

FeO + CO2 ≠

4. Взаємодія з амфотерними гідроксидами

основний оксид + амфотерний гідроксид → сіль + вода

Na2O + 2Al (OH) 3 (t) → 2NaAlO2 + 3H2O

5. Розкладання при температурі оксидів благородних металів і ртуті

2Ag2O (t) → 4Ag + O2

2HgO (t) → 2Hg + O2

6. Взаємодія з вуглецем (С) або воднем (Н2) при високій температурі.

При відновленні таким чином оксидів лужних, лужноземельних металів і алюмінію виділяється не сам метал, а його карбід.

FeO + C (t) → Fe + CO

3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO

CaO + 3C (t) → CaC2 + CO

CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O

7. Активні метали відновлюють менш активні з їх оксидів при високій температурі

CuO + Zn (t) → ZnO + Cu

8. Кисень окисляє нижчі оксиди до вищих.

Оксиди лужних і лужноземельних металів переходять у пероксиди

4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3

2BaO + O2 (t) → 2BaO2

2NaO + O2 (t) → 2Na2O2

Хімічні властивості кислотних оксидів

1. Взаємодія з водою

кислотний оксид + вода → кислота

SO3 + H2O → H2SO4

SiO2 + H2O ≠

У деяких оксидів немає відповідних кислот, в такому випадку відбувається реакція диспропорціонування

2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO

2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2

6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCl

Залежно від кількості приєднаних до P2O5 молекул води утворюються три різних кислоти - метафосфорная НРО3, пірофосфорна Н4Р2О7 або ортофосфорна Н3РО4.

P2O5 + H2O → 2HPO3

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Оксид хрому відповідає двом кислотам - хромової H2CrO4 і дихромової H2Cr2O7 (III)

CrO3 + H2O → H2CrO4

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7

2. Взаємодія з основами

кислотний оксид + підставу → сіль + вода

Нерозчинні кислотні оксиди реагують тільки при сплаву, а розчинні - в звичайних умовах.

SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O

При надлишку оксиду утворюється кисла сіль.

CO2 (хат) + NaOH → NaHCO3

P2O5 (хат) + 2Ca (OH) 2 → 2CaHPO4 + H2O

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

При надлишку підстави утворюється основна сіль

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

Оксиди, які не мають відповідних кислот, вступають в реакцію диспропорціонування і утворюють при цьому дві солі.

2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O

2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O

CO2 реагує з деякими амфотерними гідроксидами (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cu (OH) 2), при цьому утворюється основна сіль і вода.

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

CO2 + 2Cu (OH) 2 → (CuOH) 2CO3 ↓ + H2O

3. Взаємодія з основним або амфотерним оксидом

кислотний оксид + основний / амфотерний оксид → сіль

Реакції між твердими оксидами йдуть при сплаву. Амфотерні і нерозчинні у воді основні оксиди взаємодіють тільки з твердими і рідкими кислотними оксидами.

SiO2 + BaO (t) → BaSiO3

3SO3 + Al2O3 (t) → Al2 (SO4) 3

4. Взаємодія з сіллю

кислотний нелеткий оксид + сіль (t) → сіль + кислотний летючий оксид

SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2

5. Кислотні оксиди не взаємодіють з кислотами, але Р2О5 реагує з безводними кислородсодержащими кислотами.

При цьому утворюється НРО3 і ангідрид відповідної кислоти

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

P2O5 + 2HNO3 (безводний) → N2O5 + 2HPO3

6. Вступають в окислювально-відновні реакції.

1. Відновлення

При високій температурі деякі неметали можуть відновлювати оксиди.

CO2 + C (t) → 2CO

SO3 + C → SO2 + CO

H2O + C (t) → H2 + CO

Для відновлення неметалів з їх оксидів часто використовують магнійтермію.

CO2 + 2Mg → C + 2MgO

SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO

N2O + Mg (t) → N2 + MgO

2. Нижчі оксиди перетворюються до вищих при взаємодії з озоном (або киснем) при високій температурі в присутності каталізатора

NO + O3 → NO2 + O2

SO2 + O3 → SO3 + O2

2NO2 + O3 → N2O5 + O2

2CO + O2 (t) → 2CO2

2SO2 + O2 (t, kat) → 2SO3

P2O3 + O2 (t) → P2O5

2NO + O2 (t) → 2NO2

2N2O3 + O2 (t) → 2N2O4

3. Оксиди вступають і в інші окислювально-відновні реакції

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

Хімічні властивості амфотерних оксидів

1. Не взаємодіють з водою

амфотерний оксид + вода ≠

2. Взаємодія з кислотами

амфотерний оксид + кислота → сіль + вода

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2 (SO4) 3 + 3H2O

При надлишку багатоосновної кислоти утворюється кисла сіль

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

При надлишку оксиду утворюється основна сіль

ZnO (хат) + HCl → Zn (OH) Cl

Подвійні оксиди утворюють дві солі

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

3. Взаємодія з кислотним оксидом

амфотерний оксид + кислотний оксид → сіль

Al2O3 + 3SO3 → Al2 (SO4) 3

4. Взаємодія з лугом

амфотерний оксид + луг → сіль + вода

При сплаві утворюється середня сіль і вода, а в розчині - комплексна сіль

ZnO + 2NaOH (тв) (t) → Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2

5. Взаємодія з основним оксидом

амфотерний оксид + основний оксид (t) → сіль

ZnO + K2O (t) → K2ZnO2

6. Взаємодія з солями

амфотерний оксид + сіль (t) → сіль + летючий кислотний оксид

Амфотерні оксиди витісняють при сплаву летючі кислотні оксиди з їх солей

Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2

Хімічні властивості підстав

Підстави - речовини, до складу яких входить катіон металу і гідроксид-аніон. Підстави бувають розчинними (луга - NaOH, KOH, Ba (OH) 2) і нерозчинними (Al2O3, Mg (OH) 2).

1. Розчинне основа + індикатор → зміна кольору

При додаванні індикатора в розчин підстави його колір змінюється:

Безбарвний фенолфталеин - малиновий

Фіолетовий лакмус - синій

Метилоранж - жовтий

2. Взаємодія з кислотою (реакція нейтралізації)

підставу + кислота → сіль + вода

За реакцією можуть бути отримані середні, кислі або основні солі. При надлишку багатоосновної кислоти утворюється кисла сіль, при надлишку многокіслотного підстави - основна сіль.

Mg (OH) 2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O

Mg (OH) 2 + 2H2SO4 → MG (HSO4) 2 + 2H2O

2Mg (OH) 2 + H2SO4 → (MgOH) 2SO4 + 2H2O

3. Взаємодія з кислотними оксидами

підставу + кислотний оксид → сіль + вода

6NH4OH + P2O5 → 2 (NH4) 3PO4 + 3H2O

4. Взаємодія лугу з амфотерним гідроксидом

луг + амфотерний гідроксид → сіль + вода

В даній реакції амфотерний гідроксид проявляє кислотні властивості. При реакції в розплаві виходить середня сіль і вода, а в розчині - комплексна сіль. Гідроксиди заліза (III) і хрому (III) розчиняються тільки в концентрованих розчинах лугів.

2KOH (тв) + Zn (OH) 2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O

KOH + Al (OH) 3 → K

3NaOH (конц) + Fe (OH) 3 → Na3

5. Взаємодія з амфотерним оксидом

луг + амфотерний оксид → сіль + вода

2NaOH (тв) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O

6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3

6. Взаємодія з сіллю

Між підставою і сіллю відбувається реакція іонного обміну. Вона йде тільки при випаданні осаду або при виділенні газу (при утворенні NH4OH).

А. Взаємодія розчинної підстави і розчинної кислої солі

розчинна основа + розчинна кисле сіль → середня сіль + вода

Якщо сіль і підстава утворені різними катіонами, то утворюються дві середні солі. У разі кислих солей амонію надлишок лугу призводить до утворення гідроксиду амонію.

Ba (OH) 2 + Ba (HCO3) 2 → 2BaCO3 ↓ + 2H2O

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

Б. Взаємодія розчинної підстави з розчинної середньої або основний сіллю.

Можливо кілька варіантів розвитку подій

розчинна основа + розчинна середня / основна сіль → нерозчинна сіль ↓ + підставу

→ сіль + нерозчинна основа ↓

→ сіль + слабкий електроліт NH4OH

→ реакція не йде

Реакції йдуть між розчинними підставами і середньої сіллю тільки в тому випадку, якщо в результаті утворюється нерозчинна сіль, або нерозчинна основа, або слабкий електроліт NH4OH

NaOH + KCl ≠ реакція не йде

Якщо вихідна сіль утворена многокіслотним підставою, при недостатній кількості лугу утворюється основна сіль

При дії лугів на солі срібла і ртуті (II) виділяються не їх гідроксиди, які розчиняються при 25С, а нерозчинні оксиди Ag2O і HgO.

7. Розкладання при температурі

основний гідроксид (t) → оксид + вода

Ca (OH) 2 (t) → CaO + H2O

NaOH (t) ≠

Деякі підстави (AgOH, Hg (OH) 2 і NH4OH) розкладаються навіть при кімнатній температурі

LiOH (t) → Li2O + H2O

NH4OH (25C) → NH3 + H2O

8. Взаємодія лугу і перехідного металу

луг + перехідний метал → сіль + Н2

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K + 3H2

Zn + 2NaOH (тв) (t) → Na2ZnO2 + H2

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2

9. Взаємодія з неметалами

Луги взаємодіють з деякими неметалами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При цьому часто в результаті диспропорционирования утворюються дві солі.

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

Гідроксиди, що володіють відновними властивостями, здатні окислюватися киснем

4Fe (OH) 2 + O2 + 2H2O → 4Fe (OH) 3 (\u003d Cr)

Хімічні властивості кислот

1. Зміна кольору індикатора

розчинна кислота + індикатор → зміна кольору

Фіолетовий лакмус і метилоранж фарбуються в червоний, фенолфталеїн стає прозорим

2. Взаємодія з основами (реакція нейтралізації)

кислота + підставу → сіль + вода

H2SO4 + Mg (OH) 2 → MgSO4 + 2H2O

3. Взаємодія з основним оксидом

кислота + основний оксид → сіль + вода

2HCl + CuO → CuCl2 + H2O

4. Взаємодія з амфотерними гідроксидами з утворенням середніх, кислих або основних солей

кислота + амфотерний гідроксид → сіль + вода

2HCl + Be (OH) 2 → BeCl2 + 2H2O

H3PO4 () + Zn (OH) 2 → ZNHPO4 + 2H2O

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

5. Взаємодія з амфотерними оксидами

кислота + амфотерний оксид → сіль + вода

H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O

6. Взаємодія з солями

Загальна схема реакції: кислота + сіль → сіль + кислота

Відбувається реакція іонного обміну, яка йде до кінця тільки в разі утворення газу або випадання осаду.

Наприклад: HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3 ↓

А. Взаємодія з сіллю більш летючої або слабкої кислоти з утворенням газу

HCl + NaHS → NaCl + H2S

Б. Взаємодія сильної кислоти і солі сильної або середньої кислоти з утворенням нерозчинної солі

сильна кислота + сіль сильної / середньої кислоти → нерозчинна сіль + кислота

Нелетка ортофосфорна кислота витісняє сильні, але летючі соляну і азотну кислоти з їх солей за умови освіти нерозчинної солі

В. Взаємодія кислоти з основною сіллю цієї ж кислоти

кислота1 + основна сіль кіслоти1 → середня сіль + вода

HCl + Mg (OH) Cl → MgCl2 + H2O

Г. Взаємодія багатоосновної кислоти з середньою або кислої сіллю цієї ж кислоти з утворенням кислої солі цієї ж кислоти, що містить більше число атомів водню

багатоосновними кислота1 + середня / кисла сіль кіслоти1 → кисла сіль кіслоти1

H3PO4 + Ca3 (PO4) 2 → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca (H2PO4) 2

Д. Взаємодія сірководневої кислоти з солями Ag, Cu, Pb, Cd, Hg з утворенням нерозчинного сульфіду

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

H2S + CuSO4 → CuS ↓ + H2SO4

Е. Взаємодія кислоти з середньою або комплексної сіллю з амфотерним металом в аніоні

а) в разі нестачі кислоти утворюється середня сіль і амфотерний гідроксид

кислота + середня / комплексна сіль в амфотерним металом в аніоні → середня сіль + амфотерний гідроксид

б) у разі надлишку кислоти утворюються дві середні солі і вода

кислота + середня / комплексна сіль з амфотерним металом в аніоні → середня сіль + середня сіль + вода

Ж. У деяких випадках кислоти з солями вступають в окислювально-відновні реакції або реакції комплексоутворення:

H2SO4 (конц) і I~ / Br~ (продукти H2S і I2 / SO2 і Br2)

H2SO4 (конц) і Fe² + (продукти SO2 і Fe³ +)

HNO3 разб / конц і Fe² + (продукти NO / NO2 і Fe³ +)

HNO3 разб / конц і SO3²~ / S²~ (продукти NO / NO2 і SO4²~ / S або SO4²~)

HClконц і KMnO4 / K2Cr2O7 / KClO3 (продукти Cl2 і Mn² + / Cr² + / Cl~)

3. Взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з твердої сіллю

Нелеткі кислоти можуть витісняти летючі з їх твердих солей

7. Взаємодія кислоти з металом

А. Взаємодія кислоти з металами, що стоять в ряду до або після водню

кислота + метал до Н2 → сель металу в мінімальному ступені окислення + Н2

Fe + H2SO4 (разб) → FeSO4 + H2

кислота + метал після Н2 ≠ реакція не йде

Cu + H2SO4 (разб) ≠

Б. Взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з металами

H2SO4 (конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакція не йде

H2SO4 (конц) + лужної / лужноземельний метал і Mg / Zn → H2S / S / SO2 (в залежності від умов) + сульфат металу в максимальному ступені окислення + Н2О

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

3Zn + 4H2SO4 (конц) (t2\u003e t1) → 3ZnSO4 + S ↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 (конц) (t3\u003e t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

H2SO4 (конц) + інші метали → SO2 + сульфат металу в максимальному ступені окислення + H2O

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

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

В. Взаємодія концентрованої азотної кислоти з металами

HNO3 (конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакція не йде

HNO3 (конц) + Pt ≠

HNO3 (конц) + метал лужної / лужноземельний → N2O + нітрат металу в максимальному ступені окислення + H2O

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

HNO3 (конц) + інші метали при температурі → NO2 + нітрат металу в максbмальной ступеня окислення + H2O

Ag + 2HNO3 (конц) → AgNO3 + NO2 + H2O

З Fe, Co, Ni, Cr і Al взаємодіє тільки при нагріванні, так як при звичайних умовах ці метали азотною кислотою пасивуються - стають хімічно стійкими

Г. Взаємодія розведеної азотної кислоти з металами

HNO3 (разб) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакція не йде

Дуже пасивні метали (Au, Pt) можуть бути розчинені царської горілкою - сумішшю одного обсягу концентрованої азотної кислоти з трьома обсягами концентрованої соляної кислоти. Окислювачем в ній є атомарний хлор, відщеплюється від хлориду нитрозила, який утворюється в результаті реакції: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2

HNO3 (разб) + метал лужної / лужноземельний → NH3 (NH4NO3) + нітрат металу в максимальному ступені окислення + H2O

NH3 перетворюється в NH4NO3 в надлишку азотної кислоти

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

HNO3 (разб) + метал в ряду напруг до Н2 → NO / N2O / N2 / NH3 (в залежності від умов) + нітрат металу в максимальному ступені окислення + Н2О

З іншими металами, що стоять у ряді напруг до водню і неметалами, HNO3 (разб) утворює сіль, воду і, в основному NO, але, може, в залежності від умов і N2O, і N2, і NH3 / NH4NO3 (чим більше розбавлена \u200b\u200bкислота , тим нижче ступінь окислення азоту в виділяється газоподібної продукті)

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) + метал після Н2 → NO + нітрат металу в максимальному ступені окислення + H2O

З малоактивними металами, що стоять після Н2, HNO3разб утворює сіль, воду і NO

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

8. Розкладання кислот при температурі

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. Взаємодія кислоти з неметалами (окислювально-відновна реакція). При цьому неметалл окислюється до відповідної кислоти, а кислота відновлюється до газоподібного оксиду: 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 ↓ (крім F2)

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

2H2S (водн) + O2 → 2H2O + 2S ↓

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горіння)

2H2S + O2 (недостатньо) → 2H2O + 2S ↓

Більш активні галогени витісняють менш активні з кислот НГ (виняток: F2 реагує з водою, а не з кислотою)

2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2 ↓

2HI + Cl2 → 2HCl + I2 ↓

2HI + Br2 → 2HBr + I2 ↓

10. Окисно-відновні реакції між 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

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

1. Взаємодія з основним оксидом

амфотерний гідроксид + основний оксид → сіль + вода

2Al (OH) 3 + Na2O (t) → 2NaAlO2 + 3H2O

2. Взаємодія з амфотерним або кислотним оксидом

амфотерний гідроксид + амфотерний / кислотний оксид ≠ реакція не йде

Деякі амфотерні оксиди (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) реагують з кислотним оксидом СО2 з утворенням опадів основних солей і води

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

3. Взаємодія з лугом

амфотерний гідроксид + луг → сіль + вода

Zn (OH) 2 + 2KOH (тв) (t) → K2ZnO2 + 2H2O

Zn (OH) 2 + 2KOH → K2

4. Не взаємодіють з нерозчинними підставами або амфотерними гідроксидами

амфотерний гідроксид + нерозчинна основа / амфотерний гідроксид ≠ реакція не йде

5. Взаємодія з кислотами

амфотерний гідроксид + кислота → сіль + вода

Al (OH) 3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

6. Не реагують з солями

амфотерний гідроксид + сіль ≠ реакція не йде

7. Не реагують з металами / неметаллами (простими речовинами)

амфотерний гідроксид + метал / неметалл ≠ реакція не йде

8. Термічне розкладання

амфотерний гідроксид (t) → амфотерний оксид + вода

2Al (OH) 3 (t) → Al2O3 + 3H2O

Zn (OH) 2 (t) → ZnO + H2O

Загальні відомості про солях

Уявімо, що у нас є кислота і луг, проведемо між ними реакцію нейтралізації і отримаємо кислоту і сіль.

NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрію) + H2O

Виходить, що сіль складається з катіона металу і аніону кислотного залишку.

Солі бувають:

1. Кислі (з одним або двома катіонами водню (тобто мають кислу (або слабо-кислу) середу) - KHCO3, NaHSO3).

2. Середні (маю катіон металу і аніон кислотного залишку, середу треба визначати за допомогою рН-метра - BaSO4, AgNO3).

3. Основні (мають гідроксид-іон, тобто лужну (або слабо-лужну) середу - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).

Також існують подвійні солі, що утворюють при дисоціації катіони двох металів (K).

Солі, за невеликим винятком, є твердими кристалічними речовинами з високими температурами плавлення. Більшість солей білого кольору (KNO3, NaCl, BaSO4 і ін.). Деякі солі мають забарвлення (K2Cr2O7 - оранжевого кольору, K2CrO4 - жовтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - рожевого, CuS - чорного). За розчинності їх можна розділити на розчинні, малорозчинні і практично нерозчинні. Кислі солі, як правило, краще розчинні у воді, ніж відповідні середні, а основні - гірше.

Хімічні властивості солей

1. Сіль + вода

При розчиненні багатьох солей у воді відбувається їх часткове або повне розкладання - гідроліз. Деякі солі утворюють кристалогідрати. При розчиненні в воді середніх солей, що містять амфотерний метал в аніоні, утворюються комплексні солі.

NaCl + H2O → NaOH + HCl

Na2ZnO2 + 2H2O \u003d Na2

2. Сіль + Основний оксид ≠ реакція не йде

3. Сіль + амфотерний оксид → (t) кислотний летючий оксид + сіль

Амфотерні оксиди витісняють при сплаву летючі кислотні оксиди з їх солей.

Al2O3 + K2CO3 → KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2

4. Сіль + кислотний нелеткий оксид → кислотний летючий оксид + сіль

Нелеткі кислотні оксиди витісняють при сплаву летючі кислотні оксиди з їх солей.

SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2

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

5. Сіль + підставу → основа + сіль

Реакції між солями про підставами є реакціями іонного обміну. Тому в звичайних умовах вони протікають тільки в розчинах (і сіль і підстава повинні бути розчинними) і тільки за умови, що в результаті обміну утворюється осад чи слабкий електроліт (Н2О / NH4OH); газоподібні продукти в цих реакціях не утворюються.

А. Розчинне основа + розчинна кисле сіль → середня сіль + вода

Якщо сіль і підстава утворені різними катіонами, то утворюються дві середні солі; в разі кислих солей амонію надлишок лугу призводить до утворення гідроксиду амонію.

Ba (OH) 2 + Ba (HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O

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

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

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

Б. Розчинне основа + розчинна середня / основна сіль → нерозчинна сіль ↓ + підставу

Розчинна основа + розчинна середня / основна сіль → сіль + нерозчинна основа ↓

Розчинна основа + розчинна середня / основна сіль → сіль + слабкий електроліт NH4OH

Розчинна основа + розчинна середня / основна сіль → реакція не йде

Реакція між розчинними підставами і середньої / основний сіллю йде тільки в тому випадку, якщо в результаті обміну іонами утворюється нерозчинна сіль, або нерозчинна основа, або слабкий електроліт NH4OH.

Ba (OH) 2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaOH

2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu (OH) 2 ↓

Ba (OH) 2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH

NaOH + KCl ≠

Якщо вихідна сіль утворена многокіслотним підставою, при недостатній кількості лугу утворюється основна сіль.

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

При дії лугів на солі срібла і ртуті (II) виділяються не AgOH і Hg (OH) 2, які розкладаються при кімнатній температурі, а нерозчинні оксиди Ag2O і HgO.

2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O ↓ 2NaNO3 + H2O

Hg (NO3) 2 + 2KOH → HgO ↓ + 2KNO3 + H2O

6. Сіль + амфотерни гідроксид → реакція не йде

7. Сіль + кислота → кислота + сіль

Переважно. реакції кислот з солями - реакції іонного обміну, тому вони протікають в розчинах і тільки в тому випадку, якщо при цьому утворюється нерозчинна в кислотах сіль або слабкіша і летюча кислота.

HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3 ↓

2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2

А. кислота1 + сіль більш летючої / слабкою кіслоти2 → сіль кіслоти1 + більш летюча / слабка кіслота2

Кислоти взаємодіють з розчинами солей слабших або летючих кислот. Незалежно від складу солі (середня, кисла, основна), як правило, утворюється середня сіль і більш слабка летюча кислота.

2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S

HCl + NaHS → NaCl + H2S

Б. Сильна кислота + сіль сильної / середньої кислоти → нерозчинна сіль ↓ + кислота

Сильні кислоти взаємодіють з розчинами солей інших сильних кислот, якщо при цьому утворюється нерозчинна сіль. Нелетка Н3РО4 (кислота середньої сили) витісняє сильні, але летючі соляну НСl і азотну HNO3 кислоти з їх солей за умови освіти нерозчинної солі.

H2SO4 + Ca (NO3) 2 → CaSO4 ↓ + 2HNO3

2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3 (PO4) 2 ↓ + 6HCl

H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4 ↓ + 3HNO3

В. кислота1 + основна сіль кіслоти1 → середня сіль + вода

При дії кислоти на основну сіль цієї ж кислоти утворюється середня сіль і вода.

HCl + Mg (OH) Cl → MgCl2 + H2O

Г. багатоосновними кислота1 + середня / кисла сіль кіслоти1 → кисла сіль кіслоти1

При дії багатоосновної кислоти на середню сіль цієї ж кислоти утворюється кисла сіль, а при дії на кислу сіль утворюється кисла сіль, що містить більшу кількість атомів водню.

H3PO4 + Ca3 (PO4) → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca (H2PO4) 2

CO2 + H2O + CaCO3 → Ca (HCO3) 2

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

Слабка і летюча сірководнева кислота H2S витісняє навіть сильні кислоти з розчинів солей Ag, Cu, Pb, Cd та Hg, утворюючи з ними опади сульфідів, нерозчинні не тільки у воді, але і в що утворюється кислоті.

H2S + CuSO4 → CuS ↓ + H2SO4

Е. Кислота + середня / комплексна сіль з амфотерним Ме в аніоні → середня сіль + амфотерний гідроксид ↓

→ середня сіль + середня сіль + Н2О

При дії кислоти на середню або комплексну сіль з амфотерним металом в аніоні, сіль руйнується і утворюється:

а) в разі нестачі кислоти - середня сіль і амфотерний гідроксид

б) у разі надлишку кислоти - дві середні солі і вода

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

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

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

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

Слід мати на увазі, що в ряді випадків між кислотами і солями протікають ОВР або реакції комплексоутворення. Так, в ОВР вступають:

H2SO4 конц. і I~ / Br~ (продукти H2S і I2 / SO2 і Br2)

H2SO4 конц. і Fe² + (Продукти SO2 і Fe³ + )

HNO3 разб. / Конц. і Fe² + (Продукти NO / NO2 і Fe 3 + )

HNO3 разб. / Конц. і SO3²~ / S²~ (продукти NO / NO2 і сульфат / сірка або сульфат)

HCl конц. і KMnO4 / K2Cr2O7 / KClO3 (продукти хлор (газ) і Mn² + / Cr³ + / Cl~.

Ж. Реакція протікає без розчинника

Сірчана кислота конц. + Сіль (тв.) → сіль кисла / середня + кисла

Нелеткі кислоти можуть витісняти летючі з їх сухих солей. Найчастіше використовується взаємодія концентрованої сірчаної кислоти з сухими солями сильних і слабких кислот, при цьому утворюється кислота і кисла або середня сіль.

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. Розчинна сіль + розчинна сіль → нерозчинна сіль ↓ + сіль

Реакції між солями є реакціями обміну. Тому в звичайних умовах вони протікають тільки в тому випадку, якщо:

а) обидві солі розчинні у воді і взяті у вигляді розчинів

б) в результаті реакції утворюється осад чи слабкий електроліт (останній - дуже рідко).

AgNO3 + NaCl → AgCl ↓ + NaNO3

Якщо одна з вихідних солей нерастворима, реакція йде лише тоді, коли в результаті її утворюється ще більш неарстворімая сіль. Критерієм "нерастворимости" служить величина ПР (твір розчинності), однак, оскільки її вивчення виходить за рамки шкільного курсу, випадки, коли одна з солей-реагентів нерастворима, далі не розглядаються.

Якщо в реакції обміну утворюється сіль, повністю розкладається в результаті гідролізу (в таблиці розчинності на місці таких солей стоять прочерки), то продуктами реакції стають продукти гідролізу цієї солі.

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

Середні солі іноді взаємодіють один з одним з утворенням комплексних солей. Між солями можливі ОВР. Деякі солі взаємодіють при сплаву.

9. Сіль менш активного металу + метал активніший → метал менш активний ↓ + сіль

Більш активний метал витісняє менш активний метал (стоїть правіше в ряду напруги) з розчину його солі, при цьому утворюється нова сіль, а менш активний метал виділяється у вільному вигляді (осідає на платівці активного металу). Виняток - лужні і лужноземельні метали в розчині взаємодіють з водою.

Солі, що володіють окисними властивостями, в розчині вступають з металами і в інші окислювально-відновні реакції.

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

Метали можуть витісняти один одного і з розплавів солей (реакція здійснюється без доступу повітря). При цьому треба пам'ятати, що:

а) при плавленні багато солі розкладаються

б) ряд напруги металів визначає відносну активність металів тільки у водних розчинах (так, наприклад, Аl у водних розчинах менш активний, ніж лужноземельні метали, а в розплавах - активніший)

K + AlCl3 (розплився) → (t) 3KCl + Al

Mg + BeF2 (розплився) → (t) MgF2 + Be

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

10. Сіль + неметалл

Реакції солей з неметалами нечисленні. Це окислювально-відновні реакції.

5KClO3 + 6P → (t) 5KCl + 3P2O5

2KClO3 + 3S → (t) 2KCl + 2SO2

2KClO3 + 3C → (t) 2KCl + 3CO2

Більш активні галогени витісняють менш активні з розчинів солей галогеноводородних кислот. Виняток - молекулярний фтор, який в розчинах реагує не з сіллю, а з водою.

2FeCl2 + Cl2 → (t) 2FeCl3

2NaNO2 + O2 → 2NaNO3

Na2SO3 + S → (t) Na2S2O3

BaSO4 + 2C → (t) BaS + 2CO2

2KClO3 + Br2 → (t) 2KBrO3 + Cl2 (така ж реакція характерна і для йоду)

2KI + Br2 → 2KBr + I2 ↓

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2 ↓

2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2 ↓

11. Розкладання солей.

Сіль → (t) продукти термічного розкладання

1. Солі азотної кислоти

Продукти термічного розкладання нітратів залежать від положення катіона металу в ряді напруг металів.

MeNO3 → (t) (для Me лівіше Mg (виключаючи Li)) MeNO2 + O2

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

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

(При термічному розкладанні нітрату заліза (II) / хрому (II) утворюється оксид заліза (III) / хрому (III).

2. Солі амонію

Всі солі амонію при прожаренні розкладаються. Найчастіше при цьому виділяється аміак NH3 і кислота або продукти її розкладання.

NH4Cl → (t) NH3 + HCl (\u003d NH4Br, NH4I, (NH4) 2S)

(NH4) 3PO4 → (t) 3NH3 + H3PO4

(NH4) 2HPO4 → (t) 2NH3 + H3PO4

NH4H2PO4 → (t) NH3 + H3PO4

(NH4) 2CO3 → (t) 2NH3 + CO2 + H2O

NH4HCO3 → (t) NH3 + CO2 + H2O

Іноді солі амонію, що містять аніони - окислювачі, розкладаються при нагріванні з виділенням N2, NO або 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. Солі вугільної кислоти

Майже всі карбонати розкладаються до оксиду металу і СО2. Карбонати лужних металів крім літію не розкладаються при нагріванні. Карбонати срібла і ртуті розкладаються до вільного металу.

MeCO3 → (t) MeO + CO2

2Ag2CO3 → (t) 4Ag + 2CO2 + O2

Все гідрокарбонати розкладаються до відповідного карбонату.

MeHCO3 → (t) MeCO3 + CO2 + H2O

4. Солі сірчистої кислоти

Сульфіти при нагріванні диспропорционируют, утворюючи сульфід і сульфат. Утворений при розкладанні (NH4) 2SO3 сульфід (NH4) 2S відразу ж розкладається на NH3 і H2S.

MeSO3 → (t) MeS + MeSO4

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

Гідросульфіти розкладаються до сульфітів, SO2 і H2O.

MeHSO3 → (t) MeSO3 + SO2 + H2O

5. Солі сірчаної кислоти

Багато сульфати при t\u003e 700-800 С розкладаються до оксиду металу і SO3, який при такій температурі розкладається до SO2 і О2. Сульфати лужних металів термостійкі. Сульфати срібла і ртуті розкладаються до вільного металу. Гидросульфати розкладаються спочатку до дисульфат, а потім до сульфатів.

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. Комплексні солі

Гідроксокомплекси амфотерних металів розкладаються в основному на середню сіль і воду.

K → (t) KAlO2 + 2H2O

Na2 → (t) ZnO + 2NaOH + H2O

7. Основні солі

Багато основні солі при нагріванні розкладаються. Основні солі бесіслородних кислот розкладаються на воду і оксосолі

Al (OH) 2Br → (t) AlOBr + H2O

2AlOHCl2 → (t) Al2OCl4 + H2O

2MgOHCl → (t) Mg2OCl2 + H2O

Основні солі кисневмісних кислот розкладаються на оксид металу і продукти термічного розкладання відповідної кислоти.

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

(CuOH) 2CO3 → (t) 2CuO + H2O + CO2

8. Приклади термічного розкладання інших 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 (\u003d AgI)

Велика частина представленого матеріалу взята з посібника Дерябін Н.Є. "Хімія. Основні класи неорганічних речовин". ІПО "Біля Нікітських воріт" Москва 2011 року.