القراء الأعزاء!

التكوين والتدمير
الأملاح المعقدة كمثال
مجمعات الهيدروكسو

في مدينتنا، يتم إجراء امتحان الدولة الموحدة في الكيمياء منذ عام 2003. على مدى السنوات الخمس الماضية، تراكمت لدينا بعض الخبرة في العمل. حصل اثنان من طلابي على أعلى الدرجات في المنطقة - 97 (2004) و96 (2007). تتجاوز مهام المستوى C نطاق المنهج الدراسي الذي يستغرق ساعتين، على سبيل المثال، وضع معادلات لتفاعلات الأكسدة والاختزال أو معادلات التفاعل لتدمير الأملاح المعقدة. في بعض الأحيان لا يمكن العثور على إجابات لبعض الأسئلة في أي كتاب مدرسي أو دليل.

إحدى المهام ذات المستوى العالي من التعقيد (المستوى C) هي اختبار المعرفة حول الخصائص المذبذبة للمواد. لإكمال هذه المهمة بنجاح، عليك أن تعرف، من بين أمور أخرى، كيفية تدمير الأملاح المعقدة. لم يتم إيلاء اهتمام كاف لهذه القضية في الأدبيات التربوية.

أكاسيد وهيدروكسيدات العديد من المعادن لها خصائص مذبذبة. وهي غير قابلة للذوبان في الماء، ولكنها تتفاعل مع كل من الأحماض والقلويات. عند التحضير لامتحان الدولة الموحدة، تحتاج إلى تعلم مواد حول خصائص المركبات الزنك والبريليوم والألومنيوم والحديدو الكروم. دعونا نفكر في هذه الخصائص من وجهة نظر الأمفوتريتي.

1 الخصائص الأساسية عند التفاعل مع الأحماض القوية.

على سبيل المثال:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O،

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H2O،

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O،

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H2O.

2 الخصائص الحمضية عند التفاعل مع القلويات.

1) التفاعلات أثناء الاندماج:

صيغة هيدروكسيد الزنك مكتوبة في شكل حمض - H 2 ZnO 2 (حمض الزنك).

الشكل الحمضي لهيدروكسيد الألومنيوم هو H 3 AlO 3 (حمض الأورثو ألومنيوم)، لكنه غير مستقر، ويتفكك الماء عند تسخينه:

ح 3 آلو 3 ح 2 يا + هالو 2،

يتم الحصول على حمض ميتا الألومنيوم. ولهذا السبب، عند دمج مركبات الألومنيوم مع القلويات، يتم الحصول على أملاح - ألومينات ميتا:

Al(OH) 3 + NaOH NaAlO 2 + 2H 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH 2NaAlO 2 + H 2 O.

2) تحدث التفاعلات في المحلول مع التكوين أملاح معقدة:

وتجدر الإشارة إلى أنه عند تفاعل مركبات الألومنيوم مع القلويات في المحلول يتم الحصول على أشكال مختلفة من الأملاح المعقدة:

نا 3 - سداسي هيدروكسوالومينات الصوديوم؛

نا - رباعي هيدروكسيدياكوالومينات الصوديوم.

يعتمد شكل الملح على تركيز القلويات.

تتفاعل مركبات البريليوم (BeO وBe(OH) 2) مع القلويات بشكل مماثل لمركبات الزنك والكروم (III) ومركبات الحديد (III) (Cr 2 O 3، Cr (OH) 3، Fe 2 O 3، Fe (OH) 3) - تشبه مركبات الألومنيوم إلا أن أكاسيد هذه المعادن تتفاعل مع القلويات فقط أثناء الاندماج.

عندما تتفاعل هيدروكسيدات هذه المعادن مع القلويات في المحلول، يتم الحصول على أملاح معقدة ذات رقم تنسيق 6.

هيدروكسيد الكروم (III) قابل للذوبان بسهولة في القلويات:

يتمتع هيدروكسيد الحديد (III) بخصائص مذبذبة ضعيفة جدًا ويتفاعل فقط مع المحاليل المركزة الساخنة للقلويات:

3 يتفاعل معدن البريليوم والزنك والألومنيوم مع المحاليل القلوية، مما يؤدي إلى إزاحة الهيدروجين منها:

لا يتفاعل الحديد والكروم مع المحاليل القلوية، ولا يمكن تكوين الأملاح إلا عند اندماجها مع القلويات الصلبة.

4 بالمراجعة طرق التدمير مجمعات الهيدروكسو يمكن تمييز عدة حالات.

1) عند التعرض لكمية زائدة من الحمض القوي يتم الحصول على أملاحين متوسطتين وماء:

Na + 4HCl (جم) = NaCl + AlCl3 + 4H2O،

K 3 + 6HNO 3 (مثال) = 3KNO 3 + Cr(NO 3) 3 + 6H2O.

2) تحت تأثير حمض قوي (نقص) يتم الحصول على متوسط ​​​​ملح المعدن النشط وهيدروكسيد الأمفوتريك والماء:

Na + حمض الهيدروكلوريك = NaCl + Al(OH) 3 + H2O،

K 3 + 3HNO 3 = 3KNO 3 + Cr(OH) 3 + 3H2O.

3) تحت تأثير حمض ضعيف، يتم الحصول على ملح حمض المعدن النشط وهيدروكسيد الأمفوتريك والماء:

Na + H2S = NaHS + Al(OH) 3 + H2O,

K 3 + 3H 2 CO 3 = 3KHCO 3 + Cr(OH) 3 + 3H 2 O.

4) عند التعرض لثاني أكسيد الكربون أو ثاني أكسيد الكبريت يتم الحصول على ملح حمضي من المعدن النشط وهيدروكسيد مذبذب:

Na + CO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3،

ك 3 + 3SO 2 = 3KHSO 3 + الكروم (OH) 3.

5) تحت تأثير الأملاح التي تتكون من الأحماض القوية والكاتيونات Fe 3+، Al 3+ وCr 3+، يحدث التعزيز المتبادل للتحلل المائي، ويتم الحصول على اثنين من هيدروكسيدات مذبذبة وملح المعدن النشط:

3Na + FeCl 3 = 3Al(OH) 3 + Fe(OH) 3 + 3NaCl,

ك 3 + آل (NO 3) 3 = آل (OH) 3 + الكروم (OH) 3 + 3KNO 3.

اكتب معادلات التفاعلات الأربعة المحتملة بينها.

3) اكتب معادلات التفاعلات الأربعة المحتملة بين محاليل سداسي هيدروكسي ألومينات البوتاسيوم، كربونات البوتاسيوم، حمض الكربونيك، كلوريد الكروم (III).

4) تنفيذ التحولات:

المعادلات الكيميائية

معادلة كيميائيةهو التعبير عن التفاعل باستخدام الصيغ الكيميائية. توضح المعادلات الكيميائية المواد التي تدخل في التفاعل الكيميائي والمواد التي تتكون نتيجة لهذا التفاعل. يتم تجميع المعادلة على أساس قانون الحفاظ على الكتلة وتظهر العلاقات الكمية للمواد المشاركة في التفاعل الكيميائي.

على سبيل المثال، النظر في تفاعل هيدروكسيد البوتاسيوم مع حمض الفوسفوريك:

ح 3 ص 4 + 3 كوه = ك 3 ص 4 + 3 ح 2 يا.

يتضح من المعادلة أن 1 مول من حمض الأرثوفوسفوريك (98 جم) يتفاعل مع 3 مولات من هيدروكسيد البوتاسيوم (3·56 جم). نتيجة للتفاعل، يتم تكوين 1 مول من فوسفات البوتاسيوم (212 جم) و3 مول من الماء (3·18 جم).

98 + 168 = 266 جم؛ 212 + 54 = 266 جم نرى أن كتلة المواد التي تدخل في التفاعل تساوي كتلة نواتج التفاعل. تسمح لك معادلة التفاعل الكيميائي بإجراء حسابات مختلفة تتعلق بتفاعل معين.

تنقسم المواد المعقدة إلى أربع فئات: الأكاسيد والقواعد والأحماض والأملاح.

أكاسيد- وهي مواد معقدة تتكون من عنصرين أحدهما الأكسجين أي الأكسجين. الأكسيد هو مركب لعنصر مع الأكسجين.

اسم الأكاسيد مشتق من اسم العنصر الذي يشكل جزءًا من الأكسيد. على سبيل المثال، BaO هو أكسيد الباريوم. إذا كان لعنصر الأكسيد تكافؤ متغير، فبعد اسم العنصر تتم الإشارة إلى تكافؤه بين قوسين برقم روماني. على سبيل المثال، FeO هو أكسيد الحديد (I)، وFe2O3 هو أكسيد الحديد (III).

تنقسم جميع الأكاسيد إلى مكونة للملح وغير مكونة للملح.

الأكاسيد المكونة للملح هي أكاسيد تشكل الأملاح نتيجة التفاعلات الكيميائية. هذه هي أكاسيد المعادن وغير المعادن، والتي عند التفاعل مع الماء تشكل الأحماض المقابلة، وعند التفاعل مع القواعد - الأملاح الحمضية والعادية المقابلة. على سبيل المثال، أكسيد النحاس (CuO) هو أكسيد مكون للملح، لأنه، على سبيل المثال، عندما يتفاعل مع حمض الهيدروكلوريك (HCl)، يتكون الملح:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

ونتيجة للتفاعلات الكيميائية يمكن الحصول على أملاح أخرى:

CuO + SO3 → CuSO4.

الأكاسيد غير الملحية هي تلك الأكاسيد التي لا تشكل الأملاح. وتشمل الأمثلة CO، N2O، NO.

تنقسم الأكاسيد المكونة للملح إلى ثلاثة أنواع: أساسية (من كلمة "قاعدة") وحمضية ومذبذبة.

الأكاسيد الأساسية هي أكاسيد معدنية تتوافق مع الهيدروكسيدات التي تنتمي إلى فئة القواعد. تشمل الأكاسيد الأساسية، على سبيل المثال، Na2O، K2O، MgO، CaO، إلخ.

الخواص الكيميائية للأكاسيد الأساسية

1. تتفاعل الأكاسيد الأساسية القابلة للذوبان في الماء مع الماء لتكوين قواعد:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. تتفاعل مع أكاسيد الأحماض لتكوين الأملاح المقابلة لها

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. التفاعل مع الأحماض لتكوين الملح والماء:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. التفاعل مع الأكاسيد المذبذبة:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. تتفاعل الأكاسيد الأساسية مع الأكاسيد الحمضية لتشكل الأملاح:

Na2O + SO3 = Na2SO4

إذا كانت تركيبة الأكاسيد تحتوي على مادة لا فلزية أو فلز يظهر أعلى تكافؤ (عادة من IV إلى VII) كالعنصر الثاني، فإن هذه الأكاسيد ستكون حمضية. الأكاسيد الحمضية (أنهيدريدات الحمض) هي تلك الأكاسيد التي تتوافق مع هيدروكسيدات تنتمي إلى فئة الأحماض. هذه هي، على سبيل المثال، CO2، SO3، P2O5، N2O3، Cl2O5، Mn2O7، إلخ. تذوب الأكاسيد الحمضية في الماء والقلويات مكونة الملح والماء.

الخواص الكيميائية للأكاسيد الحمضية

1. تتفاعل مع الماء لتكوين حمض:

SO3 + H2O → H2SO4.

ولكن ليس كل الأكاسيد الحمضية تتفاعل مباشرة مع الماء (SiO2، وما إلى ذلك).

2. التفاعل مع الأكاسيد القاعدية لتكوين الملح:

CO2 + CaO → CaCO3

3. تتفاعل مع القلويات مكونة الملح والماء:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

يحتوي أكسيد مذبذب على عنصر له خصائص مذبذبة. تشير الأمفوتريتي إلى قدرة المركبات على إظهار الخصائص الحمضية والأساسية حسب الظروف. على سبيل المثال، يمكن أن يكون أكسيد الزنك ZnO إما قاعدة أو حمض (Zn(OH)2 وH2ZnO2). يتم التعبير عن الأمفوتيرية في حقيقة أنه، وفقًا للظروف، تظهر الأكاسيد المذبذبة إما خصائص قاعدية أو حمضية، على سبيل المثال، Al2O3، Cr2O3، MnO2؛ Fe2O3 أكسيد الزنك. على سبيل المثال، تتجلى الطبيعة المذبذبة لأكسيد الزنك عندما يتفاعل مع كل من حمض الهيدروكلوريك وهيدروكسيد الصوديوم:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O

وبما أنه ليست كل الأكاسيد المذبذبة قابلة للذوبان في الماء، فمن الصعب جدًا إثبات الطبيعة المذبذبة لهذه الأكاسيد. على سبيل المثال، يُظهر أكسيد الألومنيوم (III) خصائص أساسية في تفاعل اندماجه مع ثاني كبريتات البوتاسيوم، وخواص حمضية عند دمجه مع هيدروكسيدات:

Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

بالنسبة للأكاسيد المذبذبة المختلفة، يمكن التعبير عن ازدواجية الخصائص بدرجات متفاوتة. على سبيل المثال، يذوب أكسيد الزنك بسهولة متساوية في كل من الأحماض والقلويات، وأكسيد الحديد (III) - Fe2O3 - له خصائص أساسية في الغالب.

الخواص الكيميائية للأكاسيد الأمفوتيرية

1. التفاعل مع الأحماض لتكوين الملح والماء:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. تتفاعل مع القلويات الصلبة (أثناء الانصهار) المتكونة نتيجة تفاعل الملح - زنكات الصوديوم والماء:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

عندما يتفاعل أكسيد الزنك مع محلول قلوي (نفس NaOH)، يحدث تفاعل آخر:

أكسيد الزنك + 2 هيدروكسيد الصوديوم + H2O => Na2.

رقم التنسيق هو خاصية تحدد عدد الجسيمات القريبة: الذرات أو الأيونات في الجزيء أو البلورة. كل معدن مذبذب له رقم التنسيق الخاص به. بالنسبة لـ Be و Zn فهو 4؛ ل وآل هو 4 أو 6؛ بالنسبة لـ وCr فهو 6 أو (نادرًا جدًا) 4؛

عادة ما تكون الأكاسيد المذبذبة غير قابلة للذوبان في الماء ولا تتفاعل معها.

طرق إنتاج الأكاسيد من مواد بسيطة تكون إما تفاعل العنصر المباشر مع الأكسجين:

أو تحلل المواد المعقدة:

أ) أكاسيد

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

ب) هيدروكسيدات

Ca(OH)2 = CaO + H2O

ج) الأحماض

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO + CO2

وكذلك تفاعل الأحماض - العوامل المؤكسدة مع المعادن واللافلزات:

Cu + 4HNO3 (conc) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

يمكن الحصول على الأكاسيد عن طريق التفاعل المباشر للأكسجين مع عنصر آخر، أو بشكل غير مباشر (على سبيل المثال، أثناء تحلل الأملاح والقواعد والأحماض). في الظروف العادية، تأتي الأكاسيد في حالات صلبة وسائلة وغازية، وهذا النوع من المركبات شائع جدًا في الطبيعة. تم العثور على أكاسيد في القشرة الأرضية. الصدأ والرمل والماء وثاني أكسيد الكربون هي أكاسيد.

الأسباب- وهي مواد معقدة في جزيئاتها ترتبط ذرات المعادن بواحدة أو أكثر من مجموعات الهيدروكسيل.

القواعد هي إلكتروليتات، عند تفككها، تشكل أيونات الهيدروكسيد فقط على شكل أنيونات.

هيدروكسيد الصوديوم = نا + + أوه -

Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca2 + + 2OH -

هناك عدة علامات لتصنيف القواعد:

اعتمادًا على قابلية ذوبانها في الماء، تنقسم القواعد إلى قلويات وغير قابلة للذوبان. القلويات هي هيدروكسيدات الفلزات القلوية (Li، Na، K، Rb، Cs) والمعادن الأرضية القلوية (Ca، Sr، Ba). جميع القواعد الأخرى غير قابلة للذوبان.

اعتمادًا على درجة التفكك، تنقسم القواعد إلى إلكتروليتات قوية (جميع القلويات) وإلكتروليتات ضعيفة (قواعد غير قابلة للذوبان).

اعتمادا على عدد مجموعات الهيدروكسيل في الجزيء، تنقسم القواعد إلى حمض أحادي (مجموعة OH 1)، على سبيل المثال، هيدروكسيد الصوديوم، هيدروكسيد البوتاسيوم، ثنائي الحمض (مجموعتين OH)، على سبيل المثال، هيدروكسيد الكالسيوم، هيدروكسيد النحاس (2)، والبولي أسيد.

الخواص الكيميائية.

OH - تحدد الأيونات الموجودة في المحلول البيئة القلوية.

تغير المحاليل القلوية لون المؤشرات:

الفينول فثالين: عديم اللون ® قرمزي،

عباد الشمس: البنفسجي ® الأزرق،

برتقالي الميثيل: برتقالي ® أصفر.

تتفاعل المحاليل القلوية مع الأكاسيد الحمضية لتكوين أملاح تلك الأحماض التي تتوافق مع الأكاسيد الحمضية المتفاعلة. اعتمادا على كمية القلويات، تتشكل الأملاح المتوسطة أو الحمضية. على سبيل المثال، عندما يتفاعل هيدروكسيد الكالسيوم مع أول أكسيد الكربون (IV)، يتكون كربونات الكالسيوم والماء:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3؟ + ماء

وعندما يتفاعل هيدروكسيد الكالسيوم مع أول أكسيد الكربون الزائد (IV)، تتكون بيكربونات الكالسيوم:

Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2

Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-

تتفاعل جميع القواعد مع الأحماض لتكوين الملح والماء، فمثلاً: عند تفاعل هيدروكسيد الصوديوم مع حمض الهيدروكلوريك يتكون كلوريد الصوديوم والماء:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

يذوب هيدروكسيد النحاس (II) في حمض الهيدروكلوريك لينتج كلوريد النحاس (II) والماء:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.

يسمى التفاعل بين الحمض والقاعدة بتفاعل التعادل.

القواعد غير القابلة للذوبان، عند تسخينها، تتحلل إلى الماء وأكسيد المعدن المقابل للقاعدة، على سبيل المثال:

Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

تتفاعل القلويات مع المحاليل الملحية إذا تم استيفاء أحد شروط استمرار تفاعل التبادل الأيوني حتى الاكتمال (أشكال راسب)،

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2؟ + نا2SO4

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

يحدث التفاعل بسبب ارتباط كاتيونات النحاس بأيونات الهيدروكسيد.

عندما يتفاعل هيدروكسيد الباريوم مع محلول كبريتات الصوديوم، يتكون راسب من كبريتات الباريوم.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4؟ + 2هيدروكسيد الصوديوم

Ba2+ + SO42- = BaSO4

يحدث التفاعل بسبب ارتباط كاتيونات الباريوم وأنيونات الكبريتات.

الأحماض -وهي مواد معقدة تشتمل جزيئاتها على ذرات هيدروجين يمكن استبدالها أو استبدالها بذرات معدنية وبقايا حمض.

بناءً على وجود أو عدم وجود الأكسجين في الجزيء، تنقسم الأحماض إلى محتوية على الأكسجين (حمض الكبريتيك H2SO4، حمض الكبريتيك H2SO3، حمض النيتريك HNO3، حمض الفوسفوريك H3PO4، حمض الكربونيك H2CO3، حمض السيليسيك H2SiO3) وخالية من الأكسجين (HF). حمض الهيدروفلوريك، حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك (حمض الهيدروكلوريك)، حمض هيدروبروميك HBr، حمض الهيدروديوديك HI، حمض هيدروكبريتيد H2S).

اعتمادًا على عدد ذرات الهيدروجين في جزيء الحمض، تكون الأحماض أحادية القاعدة (مع ذرة H واحدة)، وثنائي القاعدة (مع ذرتين H) وتريباسيك (مع 3 ذرات H).

الأحماض

يسمى الجزء من جزيء الحمض الذي لا يحتوي على الهيدروجين ببقايا الحمض.

يمكن أن تتكون بقايا الحمض من ذرة واحدة (-Cl، -Br، -I) - وهي بقايا حمضية بسيطة، أو يمكن أن تتكون من مجموعة من الذرات (-SO3، -PO4، -SiO3) - وهي بقايا معقدة.

في المحاليل المائية، أثناء تفاعلات التبادل والاستبدال، لا يتم تدمير المخلفات الحمضية:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 حمض الهيدروكلوريك

كلمة أنهيدريد تعني لا مائي، أي حمض بدون ماء. على سبيل المثال،

H2SO4 - H2O → SO3. لا تحتوي أحماض الأكسجين على أنهيدريدات.

يحصل الحمض على اسمه من اسم عنصر تكوين الحمض (عامل تكوين الحمض) مع إضافة النهايات "نايا" وفي كثير من الأحيان "فايا": H2SO4 - الكبريتيك؛ H2SO3 - الفحم؛ H2SiO3 - السيليكون، الخ.

يمكن للعنصر تكوين العديد من أحماض الأكسجين. في هذه الحالة، ستكون النهايات المشار إليها في أسماء الأحماض عندما يُظهر العنصر تكافؤًا أعلى (يحتوي جزيء الحمض على نسبة عالية من ذرات الأكسجين). إذا أظهر العنصر تكافؤًا أقل، فإن النهاية في اسم الحمض ستكون "فارغة": HNO3 - نيتريك، HNO2 - نيتروز.

يمكن الحصول على الأحماض عن طريق إذابة الأنهيدريدات في الماء. إذا كانت الأنهيدريدات غير قابلة للذوبان في الماء، فيمكن الحصول على الحمض عن طريق عمل حمض آخر أقوى على ملح الحمض المطلوب. هذه الطريقة نموذجية لكل من الأكسجين والأحماض الخالية من الأكسجين. يتم أيضًا الحصول على الأحماض الخالية من الأكسجين عن طريق التخليق المباشر من الهيدروجين وغير المعدني، يليه إذابة المركب الناتج في الماء:

H2 + Cl2 → 2 حمض الهيدروكلوريك؛

محاليل المواد الغازية الناتجة HCl و H2S هي أحماض.

في الظروف العادية، توجد الأحماض في كل من الحالة السائلة والصلبة.

الخواص الكيميائية للأحماض

1. تعمل المحاليل الحمضية على المؤشرات. جميع الأحماض (ما عدا السيليكات) قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء. مواد خاصة - مؤشرات تسمح لك بتحديد وجود الحمض.

المؤشرات هي مواد ذات بنية معقدة. يتغير لونها حسب تفاعلها مع المواد الكيميائية المختلفة. في المحاليل المحايدة لها لون واحد، وفي محاليل القواعد لها لون آخر. عند التفاعل مع الحمض، يغيرون لونهم: يتحول مؤشر الميثيل البرتقالي إلى اللون الأحمر، ويتحول مؤشر عباد الشمس إلى اللون الأحمر أيضًا.

2. تتفاعل مع القواعد لتكوين الماء والملح الذي يحتوي على بقايا حمضية غير متغيرة (تفاعل التعادل):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. يتفاعل مع أكاسيد القاعدة لتكوين الماء والملح. يحتوي الملح على بقايا حمض الحمض الذي تم استخدامه في تفاعل التعادل:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. التفاعل مع المعادن.

لكي تتفاعل الأحماض مع المعادن، يجب استيفاء شروط معينة:

1. يجب أن يكون المعدن نشطًا بدرجة كافية فيما يتعلق بالأحماض (في سلسلة نشاط المعادن يجب أن يكون موجودًا قبل الهيدروجين). كلما كان المعدن في سلسلة النشاط إلى اليسار، كلما كان تفاعله مع الأحماض أكثر كثافة؛

K، Ca، Na، Mn، Al، Zn، Fe، Ni، Sn، Pb، H2، Cu، Hg، Ag، Au.

لكن التفاعل بين محلول حمض الهيدروكلوريك والنحاس مستحيل، لأن النحاس موجود في سلسلة الجهد بعد الهيدروجين.

2. يجب أن يكون الحمض قوياً بدرجة كافية (أي قادراً على منح أيونات الهيدروجين H+).

عند حدوث تفاعلات كيميائية للحمض مع المعادن يتشكل الملح وينطلق الهيدروجين (ما عدا تفاعل المعادن مع أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2؛

النحاس + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

ومع ذلك، بغض النظر عن مدى اختلاف الأحماض، فإنها جميعها تشكل كاتيونات الهيدروجين عند التفكك، والتي تحدد عددًا من الخصائص المشتركة: الطعم الحامض، والتغير في لون المؤشرات (عباد الشمس وبرتقال الميثيل)، والتفاعل مع المواد الأخرى.

يحدث نفس التفاعل بين أكاسيد المعادن ومعظم الأحماض

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

دعونا وصف ردود الفعل:

2) التفاعل الثاني يجب أن ينتج ملحاً قابلاً للذوبان. وفي كثير من الحالات لا يحدث عملياً تفاعل المعدن مع الحمض لأن الملح الناتج غير قابل للذوبان ويغطي سطح المعدن بطبقة واقية، على سبيل المثال:

Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

تمنع كبريتات الرصاص الثنائي غير القابلة للذوبان الحمض من الوصول إلى المعدن، ويتوقف التفاعل قبل أن يبدأ مباشرة. لهذا السبب، فإن معظم المعادن الثقيلة لا تتفاعل عمليا مع أحماض الفوسفوريك والكربونيك وهيدركبريتيد.

3) التفاعل الثالث هو من مميزات المحاليل الحمضية ولذلك فإن الأحماض غير القابلة للذوبان مثل حمض السيليك لا تتفاعل مع المعادن. يتفاعل محلول حمض الكبريتيك المركز ومحلول حمض النيتريك بأي تركيز مع المعادن بطريقة مختلفة إلى حد ما، وبالتالي تتم كتابة معادلات التفاعل بين المعادن وهذه الأحماض بطريقة مختلفة. يتفاعل محلول مخفف من حمض الكبريتيك مع المعادن. يقف في سلسلة الجهد إلى الهيدروجين، ويشكل الملح والهيدروجين.

4) التفاعل الرابع هو تفاعل التبادل الأيوني النموذجي ويحدث فقط في حالة تكوين راسب أو غاز.

الأملاح -وهي مواد معقدة تتكون جزيئاتها من ذرات معدنية وبقايا حمضية (في بعض الأحيان قد تحتوي على الهيدروجين). على سبيل المثال، NaCl هو كلوريد الصوديوم، CaSO4 هو كبريتات الكالسيوم، وما إلى ذلك.

جميع الأملاح تقريبًا عبارة عن مركبات أيونية، لذلك ترتبط أيونات المخلفات الحمضية وأيونات المعادن معًا في الأملاح:

Na+Cl - كلوريد الصوديوم

Ca2+SO42 - كبريتات الكالسيوم، إلخ.

الملح هو نتاج الاستبدال الجزئي أو الكامل للمعدن لذرات الهيدروجين في الحمض.

ومن هنا يتم تمييز الأنواع التالية من الأملاح:

1. الأملاح المتوسطة - يتم استبدال جميع ذرات الهيدروجين الموجودة في الحمض بمعدن: Na2CO3، KNO3، إلخ.

2. الأملاح الحمضية - لا يتم استبدال كل ذرات الهيدروجين الموجودة في الحمض بمعدن. وبطبيعة الحال، يمكن للأملاح الحمضية أن تشكل فقط أحماض ثنائية أو متعددة القاعدة. لا يمكن للأحماض الأحادية القاعدة إنتاج أملاح حمضية: NaHCO3، NaH2PO4، إلخ. د.

3. الأملاح المزدوجة - لا يتم استبدال ذرات الهيدروجين في حمض ثنائي أو متعدد القاعدة بمعدن واحد، بل بمعدنين مختلفين: NaKCO3، KAl(SO4)2، إلخ.

4. يمكن اعتبار الأملاح الأساسية بمثابة منتجات استبدال غير كامل أو جزئي لمجموعات الهيدروكسيل من القواعد مع المخلفات الحمضية: Al(OH)SO4، Zn(OH)Cl، إلخ.

وفقا للتسميات الدولية، فإن اسم ملح كل حمض يأتي من الاسم اللاتيني للعنصر. على سبيل المثال، تسمى أملاح حمض الكبريتيك الكبريتات: CaSO4 - كبريتات الكالسيوم، MgSO4 - كبريتات المغنيسيوم، وما إلى ذلك؛ تسمى أملاح حمض الهيدروكلوريك بالكلوريدات: NaCl - كلوريد الصوديوم، ZnCI2 - كلوريد الزنك، إلخ.

يضاف الجسيم "ثنائي" أو "هيدرو" إلى اسم أملاح الأحماض الثنائية القاعدة: Mg(HCl3)2 - بيكربونات المغنيسيوم أو بيكربونات.

بشرط أنه في حمض التريباسيك يتم استبدال ذرة هيدروجين واحدة فقط بمعدن، ثم تتم إضافة البادئة "ثنائي هيدرو": NaH2PO4 - فوسفات ثنائي هيدروجين الصوديوم.

الأملاح هي مواد صلبة ذات قابلية ذوبان مختلفة جدًا في الماء.

يتم تحديد الخواص الكيميائية للأملاح من خلال خصائص الكاتيونات والأنيونات التي تشكل جزءًا منها.

1. بعض الأملاح تتحلل عند تسخينها:

CaCO3 = CaO + CO2

2. تتفاعل مع الأحماض لتكوين ملح جديد وحمض جديد. ولتنفيذ هذا التفاعل يجب أن يكون الحمض أقوى من الملح المتأثر بالحمض:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. التفاعل مع القواعد لتكوين ملح جديد وقاعدة جديدة:

Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. تتفاعل مع بعضها البعض لتكوين أملاح جديدة:

كلوريد الصوديوم + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. تتفاعل مع المعادن التي لها نفس نطاق نشاط المعدن الذي يشكل جزءًا من الملح.

هذا الدرس مخصص لدراسة الخواص الكيميائية العامة لفئة أخرى من المواد غير العضوية - الأملاح. سوف تتعرف على المواد التي يمكن أن تتفاعل معها الأملاح وما هي الظروف التي تؤدي إلى حدوث مثل هذه التفاعلات.

الموضوع: فئات المواد غير العضوية

درس: الخواص الكيميائية للأملاح

1. تفاعل الأملاح مع المعادن

الأملاح هي مواد معقدة تتكون من ذرات معدنية وبقايا حمضية.

ولذلك فإن خواص الأملاح سترتبط بوجود معدن أو بقايا حمضية معينة في تركيبة المادة. على سبيل المثال، معظم أملاح النحاس الموجودة في المحلول تكون مزرقة اللون. أملاح حمض المنغنيز (البرمنجنات) أرجوانية بشكل أساسي. لنبدأ بالتعرف على الخواص الكيميائية للأملاح من خلال التجربة التالية.

ضع مسمارًا حديديًا في الكأس الأول بمحلول كبريتات النحاس (II). ضع صفيحة نحاسية في الكوب الثاني بمحلول كبريتات الحديد (II). نقوم أيضًا بخفض الصفيحة النحاسية إلى الكأس الثالث بمحلول نترات الفضة. وبعد مرور بعض الوقت سنرى أن المسمار الحديدي كان مغطى بطبقة من النحاس، واللوحة النحاسية من الزجاج الثالث كانت مغطاة بطبقة من الفضة، ولم يحدث شيء للوحة النحاس من الزجاج الثاني.

أرز. 1. تفاعل المحاليل الملحية مع المعادن

دعونا نشرح نتائج التجربة. تحدث التفاعلات فقط إذا كان تفاعل المعدن مع الملح أكثر تفاعلاً من المعدن الموجود في الملح. يمكن مقارنة نشاط المعادن مع بعضها البعض من خلال موقعها في سلسلة النشاط. كلما زاد موقع المعدن إلى اليسار في هذا الصف، زادت قدرته على إزاحة معدن آخر من المحلول الملحي.

معادلات التفاعلات المنفذة:

الحديد + CuSO4 = FeSO4 + النحاس

عندما يتفاعل الحديد مع محلول كبريتات النحاس (II)، يتكون النحاس النقي وكبريتات الحديد (II). هذا التفاعل ممكن لأن الحديد له تفاعلية أكبر من النحاس.

Cu + FeSO4 → لا يحدث تفاعل

لا يحدث تفاعل بين النحاس ومحلول كبريتات الحديد (II)، لأن النحاس لا يمكنه استبدال الحديد من المحلول الملحي.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

عندما يتفاعل النحاس مع محلول نترات الفضة يتكون نترات الفضة والنحاس (II). يحل النحاس محل الفضة في محلول ملحها، حيث يقع النحاس في سلسلة النشاط على يسار الفضة.

يمكن أن تتفاعل المحاليل الملحية مع معادن أكثر نشاطًا من المعدن الموجود في الملح. ردود الفعل هذه هي من النوع البديل.

2. تفاعل المحاليل الملحية مع بعضها البعض

دعونا نفكر في خاصية أخرى للأملاح. يمكن للأملاح الذائبة في الماء أن تتفاعل مع بعضها البعض. دعونا نجري تجربة.

خلط محاليل كلوريد الباريوم وكبريتات الصوديوم. ونتيجة لذلك، سيتم تشكيل راسب أبيض من كبريتات الباريوم. ومن الواضح أنه كان هناك رد فعل.

معادلة التفاعل: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

يمكن للأملاح الذائبة في الماء أن تخضع لتفاعل تبادلي إذا كانت النتيجة تكوين ملح غير قابل للذوبان في الماء.

3. تفاعل الأملاح مع القلويات

دعونا نعرف ما إذا كانت الأملاح تتفاعل مع القلويات من خلال إجراء التجربة التالية.

أضف محلول هيدروكسيد الصوديوم إلى محلول كبريتات النحاس (II). والنتيجة هي راسب الأزرق.

أرز. 2. تفاعل محلول كبريتات النحاس الثنائي مع القلويات

معادلة التفاعل: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

رد الفعل هذا هو رد فعل التبادل.

يمكن أن تتفاعل الأملاح مع القلويات إذا أدى التفاعل إلى إنتاج مادة غير قابلة للذوبان في الماء.

4. تفاعل الأملاح مع الأحماض

أضف محلول حمض الهيدروكلوريك إلى محلول كربونات الصوديوم. ونتيجة لذلك، نرى إطلاق فقاعات الغاز. ولنشرح نتائج التجربة من خلال كتابة معادلة هذا التفاعل:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

حمض الكربونيك مادة غير مستقرة. يتحلل إلى ثاني أكسيد الكربون والماء. رد الفعل هذا هو رد فعل التبادل.

يمكن أن تخضع الأملاح لتفاعل تبادل مع الأحماض إذا أدى التفاعل إلى إنتاج غاز أو تكوين راسب.

1. مجموعة مسائل وتمارين في الكيمياء: الصف الثامن: للكتب المدرسية. P. A. Orzhekovsky وآخرون "الكيمياء. الصف الثامن" / P. A. Orzhekovsky، N. A. Titov، F. F. Hegele. – م.: أ.س.ت: أسترل، 2006. (ص 107-111)

2. Ushakova O. V. مصنف في الكيمياء: الصف الثامن: للكتاب المدرسي من تأليف P. A. Orzhekovsky وآخرين "الكيمياء. الصف الثامن" / O. V. Ushakova، P. I. Bespalov، P. A. Orzhekovsky؛ تحت. إد. البروفيسور P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat، 2006. (ص 108-110)

3. الكيمياء. الصف 8. كتاب مدرسي للتعليم العام المؤسسات / P. A. Orzhekovsky، L. M. Meshcheryakova، M. M. Shalashova. – م.: أستريل، 2013. (§34)

4. الكيمياء: الصف الثامن: كتاب مدرسي. للتعليم العام المؤسسات / P. A. Orzhekovsky، L. M. Meshcheryakova، L. S. Pontak. م.: AST: أستريل، 2005. (§40)

5. الكيمياء: غير منظمة. الكيمياء: كتاب مدرسي. للصف الثامن. تعليم عام المؤسسات / G. E. Rudzitis، F. G. Feldman. – م.: التعليم، OJSC “كتب موسكو المدرسية”، 2009. (§33)

6. موسوعة للأطفال. المجلد 17. الكيمياء / الفصل . إد. V. A. فولودين، الرائدة علمي إد. آي لينسون. – م: أفانتا+، 2003.

موارد الويب الإضافية

1. تفاعلات الأحماض مع الأملاح.

2. تفاعلات المعادن مع الأملاح.

العمل في المنزل

1) ص. 109-110 رقم 4.5من كتاب الكيمياء: الصف الثامن: إلى الكتاب المدرسي لـ P. A. Orzhekovsky وآخرين "الكيمياء. الصف الثامن" / O. V. Ushakova، P. I. Bespalov، P. A. Orzhekovsky؛ تحت. إد. البروفيسور P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat، 2006.

2) ص 193 رقم 2،3من الكتاب المدرسي لـ P. A. Orzhekovsky، L. M. Meshcheryakova، M. M. Shalashova "الكيمياء: الصف الثامن،" 2013.

تعريف

الأملاح عبارة عن إلكتروليتات، يؤدي تفككها إلى إنتاج كاتيونات معدنية (أيونات الأمونيوم أو أيونات معقدة) وأنيونات من المخلفات الحمضية:

\(\ \mathrm(NaNOZ) \mapsto \mathrm(Na)++\mathrm(NOZ)_(-) \);

\(\ \mathrm(NH) 4 \mathrm(NO) 3 \leftrightarrow \mathrm(NH) 4++\mathrm(NO) 3_(-) \);

\(\ \mathrm(KAl)(\mathrm(SO) 4) 2 \leftrightarrow \mathrm(K)++\mathrm(Al) 3++2 \mathrm(SO) 42- \);

\(\ [\mathrm(Zn)(\mathrm(NH) 3) 4] \mathrm(Cl) 2[\mathrm(Zn)(\mathrm(NH) 3) 4] 2++2 \mathrm(Cl) \).

تنقسم الأملاح عادة إلى ثلاث مجموعات: المتوسطة (\(\ \mathrm(NaCl) \)) والحمضية (\(\ \mathrm(NaHCO) 3 \)) والأساسية (\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm ( OH))\mathrm(Cl)\)). بالإضافة إلى ذلك، هناك أملاح مزدوجة (مختلطة) ومعقدة. تتكون الأملاح المزدوجة من كاتيونين وأنيون واحد. أنها موجودة فقط في شكل صلب.

الخواص الكيميائية للأملاح

أ) الأملاح الحمضية

الأملاح الحمضية عند التفكك تعطي الكاتيونات المعدنية (أيون الأمونيوم) وأيونات الهيدروجين والأنيونات من بقايا الحمض:

\(\ \mathrm(NaHCO) 3+\mathrm(Na)++\mathrm(H)++\mathrm(CO) 32 \).

الأملاح الحمضية هي نتاج الاستبدال غير الكامل لذرات الهيدروجين بالحمض المقابل لذرات المعدن.

الأملاح الحمضية غير مستقرة حرارياً، وعند تسخينها تتحلل لتشكل أملاحاً وسطية:

\(\ \mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2=\mathrm(CaCOZ) \downarrow+\mathrm(CO) 2 \uparrow+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \).

تعتبر تفاعلات التعادل مع القلويات من سمات الأملاح الحمضية:

\(\ \mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2+\mathrm(Ca)(\mathrm(OH)) 2=2 \mathrm(Ca) \mathrm(CO) 3 \downarrow+2 \mathrm (H) 2 \mathrm(O) \).

ب) الأملاح الأساسية

أثناء التفكك، تنتج الأملاح الأساسية كاتيونات معدنية وأنيونات حمضية وأيونات OH:

\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm(OH)) \mathrm(Cl) \rightarrow \mathrm(Fe)(\mathrm(OH))++\mathrm(Cl)-+\mathrm(Fe) 2+ +\mathrm(OH)-+\mathrm(Cl)\).

الأملاح الأساسية هي منتجات الاستبدال غير الكامل لمجموعات الهيدروكسيل من القاعدة المقابلة مع المخلفات الحمضية.

الأملاح الأساسية وكذلك الأملاح الحمضية غير مستقرة حرارياً وتتحلل عند تسخينها:

\(\ [\mathrm(Cu)(\mathrm(OH))] 2 \mathrm(CO) 3=2 \mathrm(CuO)+\mathrm(CO) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \).

تعتبر تفاعلات التعادل مع الأحماض من سمات الأملاح الأساسية:

\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm(OH)) \mathrm(Cl)+\mathrm(HCl) \& \text ( Bull; ) \mathrm(FeCl) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm( أو)\).

ج) ملح متوسط

أثناء التفكك، تنتج الأملاح المتوسطة فقط الكاتيونات المعدنية (أيون الأمونيوم) والأنيونات الحمضية (انظر أعلاه). الأملاح المتوسطة هي نتاج الاستبدال الكامل لذرات الهيدروجين من الحمض المقابل لذرات المعدن.

معظم الأملاح المتوسطة غير مستقرة حرارياً وتتحلل عند تسخينها:

\(\ \mathrm(CaCO) 3=\mathrm(CaO)+\mathrm(CO) 2 \);

\(\ \mathrm(NH) 4 \mathrm(Cl)=\mathrm(NH) 3+\mathrm(HCl) \);

\(\ 2 \mathrm(Cu)(\mathrm(NO) 3) 2=2 \mathrm(CuO)+4 \mathrm(NO) 2+\mathrm(O) 2 \).

في محلول مائي، تخضع الأملاح للتحلل المائي:

\(\ \mathrm(Al) 2 \mathrm(S) 3+6 \mathrm(H) 2 \mathrm(O) 2 \mathrm(Al)(\mathrm(OH)) 3+3 \mathrm(H) 2 \mathrm(S)\);

\(\ \mathrm(K) 2 \mathrm(S)+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \rightarrow \mathrm(KHS)+\mathrm(KOH) \);

\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm(NO) 3) 3+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \rightarrow \mathrm(Fe)(\mathrm(OH))(\mathrm(NO) 3 ) 2+\mathrm(HNO) 3\).

تدخل الأملاح المتوسطة في تفاعلات تبادلية مع الأحماض والقواعد والأملاح الأخرى:

\(\ \mathrm(Pb)(\mathrm(NO) 3) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm(S)=\mathrm(PbS) \downarrow+2 \mathrm(HNO) 3 \);

\(\ \mathrm(Fe) 2(\mathrm(SO) 4) 3+3 \mathrm(Ba)(\mathrm(OH)) 2=2 \mathrm(Fe)(\mathrm(OH)) 3 \downarrow +3 \mathrm(BaSO) 4\downarrow \);

\(\ \mathrm(CaBr) 2+\mathrm(K) 2 \mathrm(CO) 3=\mathrm(CaCO) 3 \downarrow+2 \mathrm(KBr) \).

الخصائص الفيزيائية للأملاح

في أغلب الأحيان، تكون الأملاح عبارة عن مواد بلورية ذات شبكة بلورية أيونية. الأملاح لها نقاط انصهار عالية. عندما ن. الأملاح هي عوازل. تختلف ذوبان الأملاح في الماء.

الحصول على الأملاح

أ) الأملاح الحمضية

الطرق الرئيسية للحصول على الأملاح الحمضية هي المعادلة غير الكاملة للأحماض وتأثير أكاسيد الحمض الزائدة على القواعد وتأثير الأحماض على الأملاح:

\(\ \mathrm(NaOH)+\mathrm(H) 2 \mathrm(SO) 4=\mathrm(NaHSO) 4+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \);

\(\ \mathrm(Ca)(\mathrm(OH)) 2+2 \mathrm(CO) 2=\mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2 \);

\(\ \mathrm(CaCO) 3+\mathrm(CO) 2+\mathrm(H) 2 \mathrm(O)=\mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2\).

ب) الأملاح الأساسية

يتم تحضير الأملاح الأساسية عن طريق إضافة كمية صغيرة من القلويات بعناية إلى محلول ملحي أو عن طريق تفاعل الأحماض الضعيفة مع الأملاح المتوسطة:

\(\ \mathrm(AICl) 3+2 \mathrm(NaOH)=\mathrm(Al)(\mathrm(OH)) 2 \mathrm(Cl)+2 \mathrm(NaCl) \);

\(\ 2 \mathrm(MgCl) 2+2 \mathrm(Na) 2 \mathrm(CO) 3+\mathrm(H) 2 \mathrm(O)=[\mathrm(Mg)(\mathrm(OH)) ] 2 \mathrm(CO) 3 \downarrow+\mathrm(CO) 2+2 \mathrm(NaCl) \).

ج) ملح متوسط

الطرق الرئيسية للحصول على أملاح الوسط هي تفاعل الأحماض مع المعادن والأكاسيد والقواعد الأساسية أو المذبذبة وكذلك تفاعل القواعد مع الأكاسيد والأحماض الحمضية أو المذبذبة وتفاعل الأحماض والأكاسيد الأساسية وتفاعل التبادل :

\(\ \mathrm(Mg)+\mathrm(H) 2 \mathrm(SO) 4=\mathrm(MgSO) 4+\mathrm(H) 2 \);

\(\ \mathrm(Ag) 2 \mathrm(O)+2 \mathrm(HNO) \mathbf(3)=2 \mathrm(AgNO) \mathbf(3)+\mathrm(H) 2 \mathrm(O) \)؛

\(\ \mathrm(Cu)(\mathrm(OH)) 2+2 \mathrm(HCl)=\mathrm(CuCl) 2+2 \mathrm(H) 20 \);

\(\ 2 \mathrm(KOH)+\mathrm(SO) 2=\mathrm(K) 2 \mathrm(SO) 3+\mathrm(H) 20 \);

\(\ \mathrm(CaO)+\mathrm(SO) 3=\mathrm(CaSO) 4 \);

\(\ \mathrm(BaCl) 2+\mathrm(MgSO) 4=\mathrm(MgCl) 2+\mathrm(BaSO) 4\downarrow \).

أمثلة على حل المشكلات

أملاحهي مواد معقدة تتكون جزيئاتها من ذرات معدنية وبقايا حمضية (في بعض الأحيان قد تحتوي على الهيدروجين). على سبيل المثال، NaCl هو كلوريد الصوديوم، CaSO 4 هو كبريتات الكالسيوم، وما إلى ذلك.

عمليا جميع الأملاح عبارة عن مركبات أيونية،لذلك، في الأملاح، ترتبط أيونات المخلفات الحمضية وأيونات المعادن معًا:

Na + Cl - - كلوريد الصوديوم

Ca 2+ SO 4 2– – كبريتات الكالسيوم، إلخ.

الملح هو نتاج الاستبدال الجزئي أو الكامل للمعدن لذرات الهيدروجين في الحمض. ومن هنا يتم تمييز الأنواع التالية من الأملاح:

1. الأملاح المتوسطة- يتم استبدال جميع ذرات الهيدروجين الموجودة في الحمض بمعدن: Na 2 CO 3، KNO 3، إلخ.

2. الأملاح الحمضية– لا يتم استبدال جميع ذرات الهيدروجين الموجودة في الحمض بمعدن. وبطبيعة الحال، يمكن للأملاح الحمضية أن تشكل فقط أحماض ثنائية أو متعددة القاعدة. لا يمكن للأحماض الأحادية القاعدة إنتاج أملاح حمضية: NaHCO 3، NaH 2 PO 4، إلخ. د.

3. أملاح مزدوجة– لا يتم استبدال ذرات الهيدروجين في حمض ثنائي أو متعدد القاعدة بمعدن واحد، بل بمعدنين مختلفين: NaKCO 3، KAl(SO 4) 2، إلخ.

4. الأملاح الأساسيةيمكن اعتبارها منتجات استبدال غير كامل أو جزئي لمجموعات الهيدروكسيل من القواعد مع المخلفات الحمضية: Al(OH)SO 4، Zn(OH)Cl، إلخ.

وفقا للتسميات الدولية، فإن اسم ملح كل حمض يأتي من الاسم اللاتيني للعنصر.على سبيل المثال، تسمى أملاح حمض الكبريتيك الكبريتات: CaSO 4 - كبريتات الكالسيوم، Mg SO 4 - كبريتات المغنيسيوم، وما إلى ذلك؛ تسمى أملاح حمض الهيدروكلوريك بالكلوريدات: NaCl - كلوريد الصوديوم، ZnCI 2 - كلوريد الزنك، إلخ.

يضاف جسيم "ثنائي" أو "هيدرو" إلى اسم أملاح الأحماض الثنائية القاعدة: Mg(HCl 3) 2 – بيكربونات المغنسيوم أو بيكربونات.

بشرط أنه في حمض التريباسيك يتم استبدال ذرة هيدروجين واحدة فقط بمعدن، ثم تتم إضافة البادئة "ثنائي هيدرو": NaH 2 PO 4 - فوسفات ثنائي هيدروجين الصوديوم.

الأملاح هي مواد صلبة ذات قابلية ذوبان مختلفة جدًا في الماء.

الخواص الكيميائية للأملاح

يتم تحديد الخواص الكيميائية للأملاح من خلال خصائص الكاتيونات والأنيونات التي تشكل جزءًا منها.

1. بعض تتحلل الأملاح عند تسخينها:

كربونات الكالسيوم 3 = كربونات الكالسيوم + ثاني أكسيد الكربون 2

2. التفاعل مع الأحماضمع تكوين ملح جديد وحمض جديد. ولتنفيذ هذا التفاعل يجب أن يكون الحمض أقوى من الملح المتأثر بالحمض:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. التفاعل مع القواعدوتشكيل ملح جديد وقاعدة جديدة:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. التفاعل مع بعضهم البعضمع تكوين أملاح جديدة:

كلوريد الصوديوم + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. التفاعل مع المعادن،والتي تكون في نطاق نشاط المعدن الذي يشكل جزءاً من الملح:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓.

لا تزال لديك أسئلة؟ هل تريد معرفة المزيد عن الأملاح؟
للحصول على مساعدة من المعلم، قم بالتسجيل.
الدرس الأول مجاني!

موقع الويب، عند نسخ المادة كليًا أو جزئيًا، يلزم وجود رابط للمصدر.