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Entstehung und Zerstörung
Komplexe Salze als Beispiel
Hydroxokomplexe

In unserer Stadt wird seit 2003 das Einheitliche Staatsexamen in Chemie abgelegt. In den letzten fünf Jahren haben wir einige Berufserfahrungen gesammelt. Zwei meiner Schüler erzielten die höchsten Punktzahlen in der Region – 97 (2004) und 96 (2007). Aufgaben der Stufe C gehen weit über den zweistündigen Schullehrplan hinaus, beispielsweise das Aufstellen von Gleichungen für Redoxreaktionen oder Reaktionsgleichungen für die Zerstörung komplexer Salze. Manchmal ist es nicht möglich, in irgendeinem Lehrbuch oder Handbuch Antworten auf einige Fragen zu finden.

Eine der Aufgaben einer hohen Komplexitätsstufe (Stufe C) ist die Prüfung des Wissens über die amphoteren Eigenschaften von Stoffen. Um diese Aufgabe erfolgreich zu bewältigen, müssen Sie unter anderem wissen, wie man komplexe Salze zerstört. In der pädagogischen Literatur wird diesem Thema nur unzureichende Aufmerksamkeit geschenkt.

Oxide und Hydroxide vieler Metalle haben amphotere Eigenschaften. Sie sind in Wasser unlöslich, reagieren aber sowohl mit Säuren als auch mit Laugen. Bei der Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen müssen Sie Material über die Eigenschaften von Verbindungen lernen Zink, Beryllium, Aluminium, Eisen Und Chrom. Betrachten wir diese Eigenschaften unter dem Gesichtspunkt der Amphoterizität.

1 Grundlegende Eigenschaften bei Wechselwirkung mit starken Säuren.

Zum Beispiel:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O,

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O,

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O.

2 Saure Eigenschaften bei Wechselwirkung mit Alkalien.

1) Reaktionen während der Fusion:

Die Formel von Zinkhydroxid ist in Säureform geschrieben – H 2 ZnO 2 (Zinksäure).

Die saure Form von Aluminiumhydroxid ist H 3 AlO 3 (Orthoaluminiumsäure), sie ist jedoch instabil und beim Erhitzen wird Wasser abgespalten:

H 3 AlO 3 H 2 O + HAlO 2,

Es entsteht meta-Aluminiumsäure. Aus diesem Grund entstehen beim Verschmelzen von Aluminiumverbindungen mit Alkalien Salze – Metaaluminate:

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

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

2) Bei der Bildung kommt es zu Reaktionen in Lösung komplexe Salze:

Es ist zu beachten, dass bei der Wechselwirkung von Aluminiumverbindungen mit gelösten Alkalien unterschiedliche Formen komplexer Salze entstehen:

Na 3 – Natriumhexahydroxoaluminat;

Na – Natriumtetrahydroxodiaquaaluminat.

Die Form des Salzes hängt von der Alkalikonzentration ab.

Berylliumverbindungen (BeO und Be(OH) 2) reagieren mit Alkalien ähnlich wie Zinkverbindungen, Chrom(III)- und Eisen(III)-Verbindungen (Cr 2 O 3, Cr(OH) 3, Fe 2 O 3, Fe(OH) 3 ) - ähnlich wie Aluminiumverbindungen, aber die Oxide dieser Metalle interagieren nur während der Fusion mit Alkalien.

Wenn Hydroxide dieser Metalle mit gelösten Alkalien reagieren, werden Komplexsalze mit einer Koordinationszahl von 6 erhalten.

Chrom(III)-hydroxid ist in Alkalien leicht löslich:

Eisen(III)-hydroxid hat sehr schwache amphotere Eigenschaften und interagiert nur mit heißen konzentrierten Alkalilösungen:

3 Metall Beryllium, Zink und Aluminium reagieren mit Alkalilösungen und verdrängen Wasserstoff aus ihnen:

Eisen und Chrom reagieren nicht mit Alkalilösungen; die Bildung von Salzen ist nur beim Schmelzen mit festen Alkalien möglich.

4 Durch Überarbeitung Methoden der Zerstörung Hydroxokomplexe Es lassen sich mehrere Fälle unterscheiden.

1) Bei Einwirkung eines Überschusses an starker Säure werden zwei mittlere Salze und Wasser erhalten:

Na + 4HCl (g) = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O,

K 3 + 6HNO 3 (Bsp.) = 3KNO 3 + Cr(NO 3) 3 + 6H 2 O.

2) Unter Einwirkung einer starken Säure (im Mangel) werden das durchschnittliche Salz des aktiven Metalls, amphoteres Hydroxid und Wasser erhalten:

Na + HCl = NaCl + Al(OH) 3 + H 2 O,

K 3 + 3HNO 3 = 3KNO 3 + Cr(OH) 3 + 3H 2 O.

3) Bei Einwirkung einer schwachen Säure entsteht ein saures Salz des aktiven Metalls, amphoteres Hydroxid und Wasser:

Na + H 2 S = NaHS + Al(OH) 3 + H 2 O,

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

4) Bei Einwirkung von Kohlendioxid oder Schwefeldioxid werden ein saures Salz des Aktivmetalls und ein amphoteres Hydroxid erhalten:

Na + CO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3,

K 3 + 3SO 2 = 3KHSO 3 + Cr(OH) 3.

5) Unter Einwirkung von Salzen, die durch starke Säuren und Kationen Fe 3+, Al 3+ und Cr 3+ gebildet werden, kommt es zu einer gegenseitigen Verstärkung der Hydrolyse, es werden zwei amphotere Hydroxide und ein Salz des aktiven Metalls erhalten:

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

K 3 + Al(NO 3) 3 = Al(OH) 3 + Cr(OH) 3 + 3KNO 3.

Schreiben Sie Gleichungen für die vier möglichen Reaktionen zwischen ihnen.

3) Schreiben Sie die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen Lösungen von Kaliumhexahydroxoaluminat, Kaliumcarbonat, Kohlensäure und Chrom(III)-chlorid.

4) Transformationen durchführen:

Chemische Gleichungen

Chemische Gleichung ist der Ausdruck einer Reaktion mithilfe chemischer Formeln. Chemische Gleichungen zeigen, welche Stoffe eine chemische Reaktion eingehen und welche Stoffe als Ergebnis dieser Reaktion entstehen. Die Gleichung wird auf der Grundlage des Massenerhaltungssatzes erstellt und zeigt die quantitativen Beziehungen der an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe.

Betrachten Sie als Beispiel die Wechselwirkung von Kaliumhydroxid mit Phosphorsäure:

H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.

Aus der Gleichung geht klar hervor, dass 1 Mol Orthophosphorsäure (98 g) mit 3 Mol Kaliumhydroxid (3,56 g) reagiert. Als Ergebnis der Reaktion entstehen 1 Mol Kaliumphosphat (212 g) und 3 Mol Wasser (3,18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g sehen wir, dass die Masse der in die Reaktion eingetretenen Stoffe gleich der Masse der Reaktionsprodukte ist. Mit der Gleichung einer chemischen Reaktion können Sie verschiedene Berechnungen im Zusammenhang mit einer bestimmten Reaktion durchführen.

Komplexe Stoffe werden in vier Klassen eingeteilt: Oxide, Basen, Säuren und Salze.

Oxide- das sind komplexe Stoffe, die aus zwei Elementen bestehen, von denen eines Sauerstoff ist, d.h. Ein Oxid ist eine Verbindung eines Elements mit Sauerstoff.

Der Name Oxide leitet sich vom Namen des Elements ab, aus dem das Oxid besteht. BaO ist beispielsweise Bariumoxid. Wenn das Oxidelement eine variable Wertigkeit hat, wird nach dem Namen des Elements seine Wertigkeit in Klammern mit einer römischen Zahl angegeben. Beispielsweise ist FeO Eisen(I)-oxid, Fe2O3 ist Eisen(III)-oxid.

Alle Oxide werden in salzbildende und nicht salzbildende Oxide unterteilt.

Salzbildende Oxide sind Oxide, die durch chemische Reaktionen Salze bilden. Hierbei handelt es sich um Oxide von Metallen und Nichtmetallen, die bei Wechselwirkung mit Wasser die entsprechenden Säuren und bei Wechselwirkung mit Basen die entsprechenden sauren und normalen Salze bilden. Beispielsweise ist Kupferoxid (CuO) ein salzbildendes Oxid, da beispielsweise bei der Reaktion mit Salzsäure (HCl) ein Salz entsteht:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Durch chemische Reaktionen können weitere Salze gewonnen werden:

CuO + SO3 → CuSO4.

Nicht salzbildende Oxide sind solche Oxide, die keine Salze bilden. Beispiele hierfür sind CO, N2O, NO.

Es gibt drei Arten salzbildender Oxide: basisch (vom Wort „base“), sauer und amphoter.

Basische Oxide sind Metalloxide, die den Hydroxiden entsprechen, die zur Klasse der Basen gehören. Zu den basischen Oxiden zählen beispielsweise Na2O, K2O, MgO, CaO usw.

Chemische Eigenschaften basischer Oxide

1. Wasserlösliche basische Oxide reagieren mit Wasser unter Bildung von Basen:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Reagieren Sie mit Säureoxiden unter Bildung der entsprechenden Salze

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Reagieren Sie mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reaktion mit amphoteren Oxiden:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Basische Oxide reagieren mit sauren Oxiden unter Bildung von Salzen:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Wenn die Zusammensetzung der Oxide als zweites Element ein Nichtmetall oder ein Metall mit der höchsten Wertigkeit (normalerweise von IV bis VII) enthält, sind solche Oxide sauer. Saure Oxide (Säureanhydride) sind solche Oxide, die den Hydroxiden der Klasse der Säuren entsprechen. Dies sind beispielsweise CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 usw. Saure Oxide lösen sich in Wasser und Laugen und bilden Salz und Wasser.

Chemische Eigenschaften von Säureoxiden

1. Mit Wasser reagieren, um eine Säure zu bilden:

SO3 + H2O → H2SO4.

Allerdings reagieren nicht alle sauren Oxide direkt mit Wasser (SiO2 usw.).

2. Reagieren Sie mit basischen Oxiden unter Bildung eines Salzes:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Reagieren Sie mit Alkalien unter Bildung von Salz und Wasser:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Ein amphoteres Oxid enthält ein Element mit amphoteren Eigenschaften. Amphoterizität bezieht sich auf die Fähigkeit von Verbindungen, je nach Bedingungen saure und basische Eigenschaften zu zeigen. Beispielsweise kann Zinkoxid ZnO entweder eine Base oder eine Säure sein (Zn(OH)2 und H2ZnO2). Amphoterizität drückt sich darin aus, dass amphotere Oxide je nach Bedingungen entweder basische oder saure Eigenschaften aufweisen, zum Beispiel Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Die amphotere Natur von Zinkoxid zeigt sich beispielsweise, wenn es sowohl mit Salzsäure als auch mit Natriumhydroxid interagiert:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

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

Da nicht alle amphoteren Oxide wasserlöslich sind, ist es viel schwieriger, die amphotere Natur solcher Oxide nachzuweisen. Beispielsweise weist Aluminium(III)-oxid bei der Fusionsreaktion mit Kaliumdisulfat basische Eigenschaften und bei der Fusion mit Hydroxiden saure Eigenschaften auf:

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

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

Bei verschiedenen amphoteren Oxiden kann die Dualität der Eigenschaften in unterschiedlichem Ausmaß zum Ausdruck kommen. Beispielsweise löst sich Zinkoxid sowohl in Säuren als auch in Laugen gleichermaßen leicht und Eisen(III)-oxid – Fe2O3 – hat überwiegend basische Eigenschaften.

Chemische Eigenschaften amphoterer Oxide

1. Reagieren Sie mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Reagieren Sie mit festen Alkalien (während der Fusion) und bilden Sie als Ergebnis der Reaktion Salz - Natriumzinkat und Wasser:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Wenn Zinkoxid mit einer Alkalilösung (dem gleichen NaOH) interagiert, kommt es zu einer weiteren Reaktion:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Die Koordinationszahl ist ein Merkmal, das die Anzahl benachbarter Teilchen bestimmt: Atome oder Ionen in einem Molekül oder Kristall. Jedes amphotere Metall hat seine eigene Koordinationszahl. Für Be und Zn beträgt er 4; Für und Al ist es 4 oder 6; Für und Cr beträgt er 6 oder (sehr selten) 4;

Amphotere Oxide sind normalerweise in Wasser unlöslich und reagieren nicht damit.

Methoden zur Herstellung von Oxiden aus einfachen Stoffen sind entweder eine direkte Reaktion des Elements mit Sauerstoff:

oder Zersetzung komplexer Stoffe:

a) Oxide

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) Hydroxide

Ca(OH)2 = CaO + H2O

c) Säuren

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

Sowie die Wechselwirkung von Säuren – Oxidationsmitteln mit Metallen und Nichtmetallen:

Cu + 4HNO3 (konz.) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

Oxide können durch direkte Wechselwirkung von Sauerstoff mit einem anderen Element oder indirekt (z. B. bei der Zersetzung von Salzen, Basen, Säuren) gewonnen werden. Unter normalen Bedingungen kommen Oxide in festem, flüssigem und gasförmigem Zustand vor; diese Art von Verbindung kommt in der Natur sehr häufig vor. Oxide kommen in der Erdkruste vor. Rost, Sand, Wasser, Kohlendioxid sind Oxide.

Gründe- Dies sind komplexe Substanzen, in deren Molekülen Metallatome mit einer oder mehreren Hydroxylgruppen verbunden sind.

Basen sind Elektrolyte, die bei der Dissoziation lediglich Hydroxidionen als Anionen bilden.

NaOH = Na + + OH -

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

Es gibt mehrere Anzeichen für die Klassifizierung von Basen:

Abhängig von ihrer Löslichkeit in Wasser werden Basen in alkalische und unlösliche Basen unterteilt. Alkalien sind Hydroxide von Alkalimetallen (Li, Na, K, Rb, Cs) und Erdalkalimetallen (Ca, Sr, Ba). Alle anderen Basen sind unlöslich.

Je nach Dissoziationsgrad werden Basen in starke Elektrolyte (alle Alkalien) und schwache Elektrolyte (unlösliche Basen) unterteilt.

Abhängig von der Anzahl der Hydroxylgruppen im Molekül werden Basen in Monosäure (1 OH-Gruppe), beispielsweise Natriumhydroxid, Kaliumhydroxid, Disäure (2 OH-Gruppen), beispielsweise Calciumhydroxid, Kupferhydroxid (2), unterteilt. und Polysäure.

Chemische Eigenschaften.

OH-Ionen in Lösung bestimmen das alkalische Milieu.

Alkalilösungen verändern die Farbe von Indikatoren:

Phenolphthalein: farblos® purpurrot,

Lackmus: violett® blau,

Methylorange: Orange ® Gelb.

Alkalilösungen reagieren mit sauren Oxiden unter Bildung von Salzen derjenigen Säuren, die den reagierenden sauren Oxiden entsprechen. Je nach Alkalimenge entstehen mittel- oder saure Salze. Wenn beispielsweise Calciumhydroxid mit Kohlenmonoxid reagiert, entstehen Calciumcarbonat und Wasser:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O

Und wenn Calciumhydroxid mit überschüssigem Kohlenmonoxid (IV) reagiert, entsteht Calciumbicarbonat:

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

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

Alle Basen reagieren mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser, zum Beispiel: Wenn Natriumhydroxid mit Salzsäure reagiert, entstehen Natriumchlorid und Wasser:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

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

Kupfer(II)-hydroxid löst sich in Salzsäure unter Bildung von Kupfer(II)-chlorid und Wasser:

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

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

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

Die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base wird Neutralisationsreaktion genannt.

Unlösliche Basen zersetzen sich beim Erhitzen in Wasser und das der Base entsprechende Metalloxid, zum Beispiel:

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

Alkalien interagieren mit Salzlösungen, wenn eine der Bedingungen für den vollständigen Ablauf der Ionenaustauschreaktion erfüllt ist (es bildet sich ein Niederschlag).

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4

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

Die Reaktion erfolgt aufgrund der Bindung von Kupferkationen mit Hydroxidionen.

Wenn Bariumhydroxid mit einer Natriumsulfatlösung reagiert, bildet sich ein Niederschlag aus Bariumsulfat.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Die Reaktion erfolgt aufgrund der Bindung von Bariumkationen und Sulfatanionen.

Säuren - Hierbei handelt es sich um komplexe Stoffe, deren Moleküle Wasserstoffatome enthalten, die durch Metallatome und einen Säurerest ersetzt oder ausgetauscht werden können.

Basierend auf der Anwesenheit oder Abwesenheit von Sauerstoff im Molekül werden Säuren in sauerstoffhaltige (H2SO4-Schwefelsäure, H2SO3 schweflige Säure, HNO3-Salpetersäure, H3PO4-Phosphorsäure, H2CO3-Kohlensäure, H2SiO3-Kieselsäure) und sauerstofffreie (HF) unterteilt Flusssäure, HCl-Salzsäure (Salzsäure), HBr-Bromwasserstoffsäure, HI-Jodwasserstoffsäure, H2S-Schwefelwasserstoffsäure).

Abhängig von der Anzahl der Wasserstoffatome im Säuremolekül sind Säuren einbasig (mit 1 H-Atom), zweibasig (mit 2 H-Atomen) und dreibasig (mit 3 H-Atomen).

SÄUREN

Der Teil eines Säuremoleküls ohne Wasserstoff wird Säurerest genannt.

Säurereste können aus einem Atom bestehen (-Cl, -Br, -I) – das sind einfache Säurereste, oder sie können aus einer Gruppe von Atomen bestehen (-SO3, -PO4, -SiO3) – das sind komplexe Reste.

In wässrigen Lösungen werden bei Austausch- und Substitutionsreaktionen saure Rückstände nicht zerstört:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Das Wort Anhydrid bedeutet wasserfrei, also eine Säure ohne Wasser. Zum Beispiel,

H2SO4 - H2O → SO3. Anoxische Säuren haben keine Anhydride.

Die Säure hat ihren Namen vom Namen des säurebildenden Elements (Säurebildners) mit dem Zusatz „naya“ und seltener „vaya“: H2SO4 – Schwefelsäure; H2SO3 – Kohle; H2SiO3 – Silizium usw.

Das Element kann mehrere Sauerstoffsäuren bilden. In diesem Fall werden die angegebenen Endungen in den Namen von Säuren angezeigt, wenn das Element eine höhere Wertigkeit aufweist (das Säuremolekül enthält einen hohen Gehalt an Sauerstoffatomen). Wenn das Element eine niedrigere Wertigkeit aufweist, ist die Endung im Namen der Säure „leer“: HNO3 – Salpetersäure, HNO2 – Salpetersäure.

Säuren können durch Auflösen von Anhydriden in Wasser gewonnen werden. Wenn die Anhydride in Wasser unlöslich sind, kann die Säure durch Einwirkung einer anderen stärkeren Säure auf das Salz der gewünschten Säure gewonnen werden. Diese Methode ist sowohl für Sauerstoff als auch für sauerstofffreie Säuren typisch. Sauerstofffreie Säuren werden auch durch direkte Synthese aus Wasserstoff und einem Nichtmetall und anschließendes Auflösen der resultierenden Verbindung in Wasser gewonnen:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Lösungen der entstehenden gasförmigen Stoffe HCl und H2S sind Säuren.

Unter normalen Bedingungen liegen Säuren sowohl im flüssigen als auch im festen Zustand vor.

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Säurelösungen wirken auf Indikatoren. Alle Säuren (außer Kieselsäure) sind gut wasserlöslich. Spezielle Substanzen - Indikatoren ermöglichen die Bestimmung des Vorhandenseins von Säure.

Indikatoren sind Substanzen mit komplexer Struktur. Sie ändern ihre Farbe je nach Wechselwirkung mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in Basenlösungen eine andere Farbe. Bei der Wechselwirkung mit einer Säure ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird rot und der Lackmus-Indikator wird ebenfalls rot.

2. Reagieren Sie mit Basen unter Bildung von Wasser und einem Salz, das einen unveränderten Säurerest enthält (Neutralisationsreaktion):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reagieren Sie mit basischen Oxiden unter Bildung von Wasser und Salz. Das Salz enthält den sauren Rest der Säure, die bei der Neutralisationsreaktion verwendet wurde:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Interagieren Sie mit Metallen.

Damit Säuren mit Metallen interagieren können, müssen bestimmte Bedingungen erfüllt sein:

1. Das Metall muss gegenüber Säuren ausreichend aktiv sein (in der Aktivitätsreihe der Metalle muss es vor Wasserstoff stehen). Je weiter links ein Metall in der Aktivitätsreihe steht, desto intensiver interagiert es mit Säuren;

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

Die Reaktion zwischen einer Salzsäurelösung und Kupfer ist jedoch unmöglich, da Kupfer in der Spannungsreihe nach Wasserstoff steht.

2. Die Säure muss stark genug sein (d. h. in der Lage, Wasserstoffionen H+ abzugeben).

Bei chemischen Reaktionen von Säure mit Metallen kommt es zur Salzbildung und zur Freisetzung von Wasserstoff (mit Ausnahme der Wechselwirkung von Metallen mit Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Doch so unterschiedlich die Säuren auch sind, sie alle bilden bei der Dissoziation Wasserstoffkationen, die eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften bestimmen: saurer Geschmack, Farbveränderung der Indikatoren (Lackmus und Methylorange), Wechselwirkung mit anderen Substanzen.

Die gleiche Reaktion findet zwischen Metalloxiden und den meisten Säuren statt

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Beschreiben wir die Reaktionen:

2) Die zweite Reaktion sollte ein lösliches Salz erzeugen. In vielen Fällen kommt es praktisch nicht zu einer Wechselwirkung des Metalls mit der Säure, da das entstehende Salz unlöslich ist und die Oberfläche des Metalls mit einem Schutzfilm bedeckt, zum Beispiel:

Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

Unlösliches Blei(II)-sulfat verhindert, dass die Säure das Metall erreicht, und die Reaktion stoppt kurz bevor sie beginnt. Aus diesem Grund interagieren die meisten Schwermetalle praktisch nicht mit Phosphor-, Kohlen- und Schwefelsäure.

3) Die dritte Reaktion ist charakteristisch für saure Lösungen, daher reagieren unlösliche Säuren wie Kieselsäure nicht mit Metallen. Eine konzentrierte Schwefelsäurelösung und eine Salpetersäurelösung beliebiger Konzentration interagieren etwas unterschiedlich mit Metallen, daher werden die Reaktionsgleichungen zwischen Metallen und diesen Säuren anders geschrieben. Eine verdünnte Schwefelsäurelösung reagiert mit Metallen. in der Spannungsreihe zu Wasserstoff stehen und dabei Salz und Wasserstoff bilden.

4) Die vierte Reaktion ist eine typische Ionenaustauschreaktion und findet nur statt, wenn ein Niederschlag oder Gas gebildet wird.

Salze - Dabei handelt es sich um komplexe Substanzen, deren Moleküle aus Metallatomen und sauren Resten bestehen (manchmal können sie Wasserstoff enthalten). NaCl ist beispielsweise Natriumchlorid, CaSO4 ist Calciumsulfat usw.

Fast alle Salze sind ionische Verbindungen, daher sind in Salzen Ionen saurer Reste und Metallionen miteinander verbunden:

Na+Cl – Natriumchlorid

Ca2+SO42 – Calciumsulfat usw.

Ein Salz ist das Produkt der teilweisen oder vollständigen Substitution der Wasserstoffatome einer Säure durch ein Metall.

Daher werden folgende Salzarten unterschieden:

1. Mittlere Salze – alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt: Na2CO3, KNO3 usw.

2. Saure Salze – nicht alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt. Natürlich können saure Salze nur zwei- oder mehrwertige Säuren bilden. Einbasige Säuren können keine sauren Salze produzieren: NaHCO3, NaH2PO4 usw. D.

3. Doppelsalze – die Wasserstoffatome einer zwei- oder mehrbasigen Säure werden nicht durch ein Metall, sondern durch zwei verschiedene ersetzt: NaKCO3, KAl(SO4)2 usw.

4. Basische Salze können als Produkte einer unvollständigen oder teilweisen Substitution der Hydroxylgruppen von Basen durch saure Reste betrachtet werden: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl usw.

Gemäß der internationalen Nomenklatur leitet sich der Name des Salzes jeder Säure vom lateinischen Namen des Elements ab. Salze der Schwefelsäure werden beispielsweise Sulfate genannt: CaSO4 – Calciumsulfat, MgSO4 – Magnesiumsulfat usw.; Salze der Salzsäure werden Chloride genannt: NaCl – Natriumchlorid, ZnCI2 – Zinkchlorid usw.

Das Teilchen „bi“ oder „hydro“ wird dem Namen von Salzen zweibasiger Säuren hinzugefügt: Mg(HCl3)2 – Magnesiumbicarbonat oder -bicarbonat.

Vorausgesetzt, dass in einer dreibasigen Säure nur ein Wasserstoffatom durch ein Metall ersetzt ist, wird das Präfix „Dihydro“ hinzugefügt: NaH2PO4 – Natriumdihydrogenphosphat.

Salze sind feste Stoffe mit sehr unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser.

Die chemischen Eigenschaften von Salzen werden durch die Eigenschaften der Kationen und Anionen bestimmt, aus denen sie bestehen.

1. Einige Salze zersetzen sich beim Erhitzen:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Reagieren Sie mit Säuren unter Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Säure. Um diese Reaktion durchzuführen, muss die Säure stärker sein als das Salz, auf das die Säure einwirkt:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Interagieren Sie mit Basen und bilden Sie ein neues Salz und eine neue Base:

Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Interagieren miteinander, um neue Salze zu bilden:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Sie interagieren mit Metallen, die im gleichen Aktivitätsbereich liegen wie das Metall, aus dem das Salz besteht.

Diese Lektion ist dem Studium der allgemeinen chemischen Eigenschaften einer anderen Klasse anorganischer Substanzen gewidmet – Salzen. Sie erfahren, mit welchen Substanzen Salze interagieren können und unter welchen Bedingungen solche Reaktionen auftreten.

Thema: Klassen anorganischer Stoffe

Lektion: Chemische Eigenschaften von Salzen

1. Wechselwirkung von Salzen mit Metallen

Salze sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und sauren Resten bestehen.

Daher hängen die Eigenschaften von Salzen mit dem Vorhandensein eines bestimmten Metalls oder Säurerests in der Zusammensetzung des Stoffes zusammen. Beispielsweise haben die meisten Kupfersalze in Lösung eine bläuliche Farbe. Salze der Mangansäure (Permanganate) sind überwiegend violett. Beginnen wir mit dem folgenden Experiment, uns mit den chemischen Eigenschaften von Salzen vertraut zu machen.

Legen Sie einen Eisennagel in das erste Glas mit einer Kupfer(II)sulfatlösung. Legen Sie eine Kupferplatte in das zweite Glas mit einer Eisen(II)sulfatlösung. Wir senken die Kupferplatte auch in das dritte Glas mit der Silbernitratlösung. Nach einiger Zeit werden wir sehen, dass der Eisennagel mit einer Kupferschicht bedeckt war, die Kupferplatte des dritten Glases mit einer Silberschicht bedeckt war und der Kupferplatte des zweiten Glases nichts passierte.

Reis. 1. Wechselwirkung von Salzlösungen mit Metallen

Lassen Sie uns die Ergebnisse des Experiments erklären. Reaktionen fanden nur dann statt, wenn das mit dem Salz reagierende Metall reaktiver war als das Metall im Salz. Die Aktivität von Metallen kann anhand ihrer Position in der Aktivitätsreihe miteinander verglichen werden. Je weiter links sich ein Metall in dieser Reihe befindet, desto größer ist seine Fähigkeit, ein anderes Metall aus der Salzlösung zu verdrängen.

Gleichungen der durchgeführten Reaktionen:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Wenn Eisen mit einer Lösung von Kupfer(II)sulfat reagiert, entstehen reines Kupfer und Eisen(II)sulfat. Diese Reaktion ist möglich, weil Eisen eine höhere Reaktivität als Kupfer aufweist.

Cu + FeSO4 → Reaktion findet nicht statt

Die Reaktion zwischen Kupfer und einer Eisen(II)sulfatlösung findet nicht statt, da Kupfer das Eisen aus der Salzlösung nicht ersetzen kann.

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

Wenn Kupfer mit einer Silbernitratlösung reagiert, entstehen Silber und Kupfer(II)-nitrat. Kupfer ersetzt Silber aus einer Lösung seines Salzes, da Kupfer in der Aktivitätsreihe links von Silber steht.

Salzlösungen können mit Metallen interagieren, die aktiver sind als das Metall im Salz. Diese Reaktionen sind vom Substitutionstyp.

2. Wechselwirkung von Salzlösungen untereinander

Betrachten wir eine weitere Eigenschaft von Salzen. In Wasser gelöste Salze können miteinander interagieren. Machen wir ein Experiment.

Mischen Sie Lösungen aus Bariumchlorid und Natriumsulfat. Dadurch bildet sich ein weißer Niederschlag aus Bariumsulfat. Offensichtlich gab es eine Reaktion.

Reaktionsgleichung: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

In Wasser gelöste Salze können eine Austauschreaktion eingehen, wenn dadurch ein wasserunlösliches Salz entsteht.

3. Wechselwirkung von Salzen mit Alkalien

Lassen Sie uns herausfinden, ob Salze mit Alkalien interagieren, indem wir das folgende Experiment durchführen.

Fügen Sie eine Lösung von Natriumhydroxid zu einer Lösung von Kupfer(II)sulfat hinzu. Es entsteht ein blauer Niederschlag.

Reis. 2. Wechselwirkung von Kupfer(II)sulfatlösung mit Alkali

Reaktionsgleichung: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Austauschreaktion.

Salze können mit Alkalien reagieren, wenn bei der Reaktion eine wasserunlösliche Substanz entsteht.

4. Wechselwirkung von Salzen mit Säuren

Fügen Sie der Natriumcarbonatlösung eine Salzsäurelösung hinzu. Als Folge sehen wir die Freisetzung von Gasblasen. Lassen Sie uns die Ergebnisse des Experiments erklären, indem wir die Gleichung für diese Reaktion schreiben:

Na2CO3 + 2HCl= 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

Kohlensäure ist eine instabile Substanz. Es zerfällt in Kohlendioxid und Wasser. Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Austauschreaktion.

Salze können mit Säuren eine Austauschreaktion eingehen, wenn bei der Reaktion Gas entsteht oder ein Niederschlag entsteht.

1. Aufgaben- und Übungssammlung Chemie: 8. Klasse: für Lehrbücher. P. A. Orzhekovsky und andere „Chemie. 8. Klasse“ / P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. – M.: AST: Astrel, 2006. (S. 107-111)

2. Ushakova O. V. Arbeitsbuch zur Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P. A. Orzhekovsky und anderen „Chemie. 8. Klasse“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; unter. Hrsg. Prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (S. 108-110)

3. Chemie. 8. Klasse. Lehrbuch für die Allgemeinbildung Institutionen / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.: Astrel, 2013. (§34)

4. Chemie: 8. Klasse: Lehrbuch. für die Allgemeinbildung Institutionen / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Chemie: anorg. Chemie: Lehrbuch. für die 8. Klasse. Allgemeinbildung Institutionen / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Bildung, OJSC „Moscow Textbooks“, 2009. (§33)

6. Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie / Kapitel. Hrsg. V. A. Volodin, führend wissenschaftlich Hrsg. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Zusätzliche Webressourcen

1. Wechselwirkungen von Säuren mit Salzen.

2. Wechselwirkungen von Metallen mit Salzen.

Hausaufgaben

1) S. 109-110 Nr. 4.5 aus dem Arbeitsbuch Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P. A. Orzhekovsky und anderen „Chemie. 8. Klasse“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; unter. Hrsg. Prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) S. 193 Nr. 2,3 aus dem Lehrbuch von P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova „Chemie: 8. Klasse“, 2013.

DEFINITION

Salze sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation Metallkationen (Ammoniumionen oder Komplexionen) und Anionen saurer Reste entstehen:

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

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

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

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

Salze werden üblicherweise in drei Gruppen eingeteilt: mittel (\(\ \mathrm(NaCl) \)), sauer (\(\ \mathrm(NaHCO) 3 \)) und basisch (\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm ( OH))\mathrm(Cl)\)). Darüber hinaus gibt es Doppel- (Misch-) und Komplexsalze. Doppelsalze werden aus zwei Kationen und einem Anion gebildet. Sie existieren nur in fester Form.

Chemische Eigenschaften von Salzen

a) saure Salze

Saure Salze ergeben bei der Dissoziation Metallkationen (Ammoniumion), Wasserstoffionen und Anionen des Säurerests:

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

Saure Salze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen durch die entsprechende Säure durch Metallatome.

Saure Salze sind thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen zu Zwischensalzen:

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

Charakteristisch für saure Salze sind Neutralisationsreaktionen mit Alkalien:

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

b) basische Salze

Bei der Dissoziation entstehen aus basischen Salzen Metallkationen, Säureanionen und OH-Ionen:

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

Basische Salze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Hydroxylgruppen der entsprechenden Base durch saure Reste.

Sowohl basische als auch saure Salze sind thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen:

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

Charakteristisch für basische Salze sind Neutralisationsreaktionen mit Säuren:

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

c) mittleres Salz

Während der Dissoziation ergeben mittlere Salze nur Metallkationen (Ammoniumion) und Anionen der Säureeinheit (siehe oben). Mittlere Salze sind die Produkte des vollständigen Ersatzes der Wasserstoffatome der entsprechenden Säure durch Metallatome.

Die meisten mittleren Salze sind thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen:

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

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

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

In einer wässrigen Lösung unterliegen Salze einer Hydrolyse:

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

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

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

Mittlere Salze gehen Austauschreaktionen mit Säuren, Basen und anderen Salzen ein:

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

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

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

Physikalische Eigenschaften von Salzen

Am häufigsten handelt es sich bei Salzen um kristalline Substanzen mit einem ionischen Kristallgitter. Salze haben hohe Schmelzpunkte. Wenn n. Salze sind Dielektrika. Die Löslichkeit von Salzen in Wasser variiert.

Gewinnung von Salzen

a) saure Salze

Die wichtigsten Methoden zur Gewinnung von Säuresalzen sind die unvollständige Neutralisierung von Säuren, die Wirkung überschüssiger Säureoxide auf Basen und die Wirkung von Säuren auf Salze:

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

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

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

b) basische Salze

Basische Salze werden durch vorsichtige Zugabe einer kleinen Menge Alkali zu einer Salzlösung oder durch Reaktion schwacher Säuren mit mittleren Salzen hergestellt:

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

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

c) mittleres Salz

Die wichtigsten Methoden zur Gewinnung von Salzen des Mediums sind die Reaktion von Säuren mit Metallen, basischen oder amphoteren Oxiden und Basen sowie die Reaktion von Basen mit sauren oder amphoteren Oxiden und Säuren, die Reaktion von Säuren und basischen Oxiden und die Austauschreaktion :

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

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

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

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

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

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

Beispiele für Problemlösungen

Salze sind komplexe Substanzen, deren Moleküle aus Metallatomen und sauren Resten bestehen (manchmal können sie Wasserstoff enthalten). NaCl ist beispielsweise Natriumchlorid, CaSO 4 ist Calciumsulfat usw.

Praktisch alle Salze sind ionische Verbindungen, Daher sind in Salzen Ionen saurer Reste und Metallionen miteinander verbunden:

Na + Cl – – Natriumchlorid

Ca 2+ SO 4 2– – Calciumsulfat usw.

Ein Salz ist das Produkt der teilweisen oder vollständigen Substitution der Wasserstoffatome einer Säure durch ein Metall. Daher werden folgende Salzarten unterschieden:

1. Mittlere Salze– alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt: Na 2 CO 3, KNO 3 usw.

2. Saure Salze– Nicht alle Wasserstoffatome in der Säure sind durch ein Metall ersetzt. Natürlich können saure Salze nur zwei- oder mehrwertige Säuren bilden. Einbasige Säuren können keine sauren Salze produzieren: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 usw. D.

3. Doppelsalze– die Wasserstoffatome einer zwei- oder mehrbasischen Säure werden nicht durch ein Metall, sondern durch zwei verschiedene ersetzt: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 usw.

4. Grundsalze können als Produkte unvollständiger oder teilweiser Substitution von Hydroxylgruppen von Basen durch saure Reste betrachtet werden: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl usw.

Gemäß der internationalen Nomenklatur leitet sich der Name des Salzes jeder Säure vom lateinischen Namen des Elements ab. Salze der Schwefelsäure werden beispielsweise Sulfate genannt: CaSO 4 – Calciumsulfat, Mg SO 4 – Magnesiumsulfat usw.; Salze der Salzsäure werden Chloride genannt: NaCl – Natriumchlorid, ZnCI 2 – Zinkchlorid usw.

Dem Namen von Salzen zweibasiger Säuren wird das Teilchen „bi“ oder „hydro“ hinzugefügt: Mg(HCl 3) 2 – Magnesiumbicarbonat oder -bicarbonat.

Vorausgesetzt, dass in einer dreibasischen Säure nur ein Wasserstoffatom durch ein Metall ersetzt ist, wird das Präfix „Dihydro“ hinzugefügt: NaH 2 PO 4 – Natriumdihydrogenphosphat.

Salze sind feste Stoffe mit sehr unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser.

Chemische Eigenschaften von Salzen

Die chemischen Eigenschaften von Salzen werden durch die Eigenschaften der Kationen und Anionen bestimmt, aus denen sie bestehen.

1. Manche Salze zersetzen sich beim Erhitzen:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Mit Säuren interagieren unter Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Säure. Um diese Reaktion durchzuführen, muss die Säure stärker sein als das Salz, auf das die Säure einwirkt:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interagiere mit Basen, ein neues Salz und eine neue Base bilden:

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

4. Interagieren Sie miteinander unter Bildung neuer Salze:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Mit Metallen interagieren, die im Wirkungsbereich des im Salz enthaltenen Metalls liegen:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

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