Αγαπητοι αναγνωστες!

Σχηματισμός και καταστροφή
σύνθετα άλατα ως παράδειγμα
υδρόξο σύμπλοκα

Στην πόλη μας, η Ενιαία Κρατική Εξέταση στη Χημεία διεξάγεται από το 2003. Τα τελευταία πέντε χρόνια, έχουμε συσσωρεύσει κάποια εργασιακή εμπειρία. Δύο από τους μαθητές μου είχαν τις υψηλότερες βαθμολογίες στην περιοχή - 97 (2004) και 96 (2007). Οι εργασίες του επιπέδου Γ υπερβαίνουν κατά πολύ το πεδίο εφαρμογής του δίωρου σχολικού προγράμματος, για παράδειγμα, η κατάρτιση εξισώσεων για αντιδράσεις οξειδοαναγωγής ή εξισώσεις αντίδρασης για την καταστροφή σύνθετων αλάτων. Μερικές φορές δεν είναι δυνατό να βρούμε απαντήσεις σε κάποιες ερωτήσεις σε οποιοδήποτε εγχειρίδιο ή εγχειρίδιο.

Ένα από τα καθήκοντα υψηλού επιπέδου πολυπλοκότητας (επίπεδο Γ) ελέγχει τη γνώση σχετικά με τις αμφοτερικές ιδιότητες των ουσιών. Για να ολοκληρώσετε με επιτυχία αυτή την εργασία, πρέπει να γνωρίζετε, μεταξύ άλλων, πώς να καταστρέφετε σύνθετα άλατα. Στο θέμα αυτό δεν δίνεται επαρκής προσοχή στην εκπαιδευτική βιβλιογραφία.

Τα οξείδια και τα υδροξείδια πολλών μετάλλων έχουν αμφοτερικές ιδιότητες. Είναι αδιάλυτα στο νερό, αλλά αντιδρούν τόσο με οξέα όσο και με αλκάλια. Κατά την προετοιμασία για την Ενιαία Κρατική Εξέταση, πρέπει να μάθετε υλικό για τις ιδιότητες των ενώσεων ψευδάργυρος, βηρύλλιο, αλουμίνιο, σίδηροςΚαι χρώμιο. Ας εξετάσουμε αυτές τις ιδιότητες από την άποψη της αμφοτερικότητας.

1 Βασικές ιδιότητες κατά την αλληλεπίδραση με ισχυρά οξέα.

Για παράδειγμα:

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 Όξινες ιδιότητες κατά την αλληλεπίδραση με αλκάλια.

1) Αντιδράσεις κατά τη σύντηξη:

Ο τύπος του υδροξειδίου του ψευδαργύρου γράφεται σε όξινη μορφή - H 2 ZnO 2 (οξύ ψευδαργύρου).

Η όξινη μορφή του υδροξειδίου του αργιλίου είναι H 3 AlO 3 (ορθοαργιλικό οξύ), αλλά είναι ασταθής και το νερό διασπάται όταν θερμαίνεται:

H 3 AlO 3 H 2 O + HAlO 2,

λαμβάνεται οξύ μετα-αλουμινίου. Για το λόγο αυτό, όταν οι ενώσεις αλουμινίου συντήκονται με αλκάλια, λαμβάνονται άλατα - μετα-αργιλικά:

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

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

2) Οι αντιδράσεις στο διάλυμα συμβαίνουν με το σχηματισμό σύνθετα άλατα:

Πρέπει να σημειωθεί ότι όταν οι ενώσεις αλουμινίου αλληλεπιδρούν με αλκάλια σε διάλυμα, λαμβάνονται διάφορες μορφές σύμπλοκων αλάτων:

Na 3 - εξαϋδροξοαργιλικό νάτριο;

Na – τετραϋδροξοδιααργιλικό νάτριο.

Η μορφή του αλατιού εξαρτάται από τη συγκέντρωση του αλκαλίου.

Οι ενώσεις βηρυλλίου (BeO και Be(OH) 2) αντιδρούν με αλκάλια παρόμοια με τις ενώσεις ψευδαργύρου, τις ενώσεις χρωμίου (III) και σιδήρου (III) (Cr 2 O 3, Cr (OH) 3, Fe 2 O 3, Fe(OH) 3) - παρόμοια με τις ενώσεις αλουμινίου, αλλά τα οξείδια αυτών των μετάλλων αλληλεπιδρούν με τα αλκάλια μόνο κατά τη σύντηξη.

Όταν τα υδροξείδια αυτών των μετάλλων αντιδρούν με αλκάλια σε διάλυμα, λαμβάνονται σύμπλοκα άλατα με αριθμό συντονισμού 6.

Το υδροξείδιο του χρωμίου (III) είναι εύκολα διαλυτό στα αλκάλια:

Το υδροξείδιο του σιδήρου (III) έχει πολύ αδύναμες αμφοτερικές ιδιότητες και αλληλεπιδρά μόνο με θερμά συμπυκνωμένα διαλύματα αλκαλίων:

3 Το μέταλλο βηρύλλιο, ο ψευδάργυρος και το αλουμίνιο αντιδρούν με αλκαλικά διαλύματα, εκτοπίζοντας το υδρογόνο από αυτά:

Ο σίδηρος και το χρώμιο δεν αντιδρούν με αλκαλικά διαλύματα ο σχηματισμός αλάτων είναι δυνατός μόνο όταν συντήκονται με στερεά αλκάλια.

4 Με αναθεώρηση μεθόδους καταστροφής υδρόξο σύμπλοκα Διακρίνονται αρκετές περιπτώσεις.

1) Όταν εκτίθεται σε περίσσεια ισχυρού οξέος, λαμβάνονται δύο μέτρια άλατα και νερό:

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

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

2) Κάτω από τη δράση ενός ισχυρού οξέος (σε έλλειψη), προκύπτει το μέσο άλας του ενεργού μετάλλου, το αμφοτερικό υδροξείδιο και το νερό:

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

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

3) Όταν εκτίθεται σε ασθενές οξύ, λαμβάνεται ένα όξινο άλας του ενεργού μετάλλου, αμφοτερικό υδροξείδιο και νερό:

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) Όταν εκτίθεται σε διοξείδιο του άνθρακα ή διοξείδιο του θείου, λαμβάνεται ένα όξινο άλας του ενεργού μετάλλου και ένα αμφοτερικό υδροξείδιο:

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

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

5) Κάτω από τη δράση των αλάτων που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα και κατιόντα Fe 3+, Al 3+ και Cr 3+, λαμβάνει χώρα αμοιβαία ενίσχυση της υδρόλυσης, λαμβάνονται δύο αμφοτερικά υδροξείδια και ένα άλας του ενεργού μετάλλου:

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

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

Να γράψετε εξισώσεις για τις τέσσερις πιθανές μεταξύ τους αντιδράσεις.

3) Να γράψετε τις εξισώσεις τεσσάρων πιθανών αντιδράσεων μεταξύ διαλυμάτων εξαϋδροξοαργιλικού καλίου, ανθρακικού καλίου, ανθρακικού οξέος, χλωριούχου χρωμίου(III).

4) Πραγματοποιήστε μετασχηματισμούς:

Χημικές εξισώσεις

Χημική εξίσωσηείναι η έκφραση μιας αντίδρασης χρησιμοποιώντας χημικούς τύπους. Οι χημικές εξισώσεις δείχνουν ποιες ουσίες εισέρχονται σε μια χημική αντίδραση και ποιες ουσίες σχηματίζονται ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης. Η εξίσωση συντάσσεται με βάση το νόμο της διατήρησης της μάζας και δείχνει τις ποσοτικές σχέσεις των ουσιών που συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση.

Ως παράδειγμα, εξετάστε την αλληλεπίδραση του υδροξειδίου του καλίου με το φωσφορικό οξύ:

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

Από την εξίσωση είναι σαφές ότι 1 mol ορθοφωσφορικού οξέος (98 g) αντιδρά με 3 mol υδροξειδίου του καλίου (3,56 g). Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, σχηματίζονται 1 mol φωσφορικού καλίου (212 g) και 3 mole νερού (3,18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g βλέπουμε ότι η μάζα των ουσιών που εισήλθαν στην αντίδραση είναι ίση με τη μάζα των προϊόντων της αντίδρασης. Η εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης σας επιτρέπει να κάνετε διάφορους υπολογισμούς που σχετίζονται με μια δεδομένη αντίδραση.

Οι σύνθετες ουσίες χωρίζονται σε τέσσερις κατηγορίες: οξείδια, βάσεις, οξέα και άλατα.

Οξείδια- πρόκειται για σύνθετες ουσίες που αποτελούνται από δύο στοιχεία, ένα εκ των οποίων είναι το οξυγόνο, δηλ. Ένα οξείδιο είναι μια ένωση ενός στοιχείου με οξυγόνο.

Το όνομα των οξειδίων προέρχεται από το όνομα του στοιχείου που αποτελεί μέρος του οξειδίου. Για παράδειγμα, το BaO είναι οξείδιο του βαρίου. Εάν το στοιχείο οξειδίου έχει μεταβλητό σθένος, τότε μετά το όνομα του στοιχείου το σθένος του υποδεικνύεται σε παρένθεση με ρωμαϊκό αριθμό. Για παράδειγμα, το FeO είναι οξείδιο σιδήρου (I), το Fe2O3 είναι οξείδιο του σιδήρου (III).

Όλα τα οξείδια χωρίζονται σε άλατα που σχηματίζουν και μη άλατα.

Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα είναι οξείδια που σχηματίζουν άλατα ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων. Πρόκειται για οξείδια μετάλλων και μη μετάλλων, τα οποία όταν αλληλεπιδρούν με το νερό σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα και όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις τα αντίστοιχα όξινα και κανονικά άλατα. Για παράδειγμα, το οξείδιο του χαλκού (CuO) είναι ένα οξείδιο που σχηματίζει άλατα, επειδή, για παράδειγμα, όταν αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ (HCl), σχηματίζεται ένα άλας:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων, μπορούν να ληφθούν άλλα άλατα:

CuO + SO3 → CuSO4.

Τα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα είναι εκείνα τα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα. Παραδείγματα περιλαμβάνουν CO, N2O, NO.

Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα είναι 3 τύπων: βασικά (από τη λέξη «βάση»), όξινα και αμφοτερικά.

Τα βασικά οξείδια είναι οξείδια μετάλλων, τα οποία αντιστοιχούν σε υδροξείδια, τα οποία ανήκουν στην κατηγορία των βάσεων. Τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, Na2O, K2O, MgO, CaO, κ.λπ.

Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων

1. Τα υδατοδιαλυτά βασικά οξείδια αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν βάσεις:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Αντιδράστε με οξείδια οξέος, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα άλατα

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Αντιδράστε με αμφοτερικά οξείδια:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Τα βασικά οξείδια αντιδρούν με όξινα οξείδια για να σχηματίσουν άλατα:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Εάν η σύνθεση των οξειδίων περιέχει ένα αμέταλλο ή ένα μέταλλο που εμφανίζει το υψηλότερο σθένος (συνήθως από IV έως VII) ως δεύτερο στοιχείο, τότε τέτοια οξείδια θα είναι όξινα. Τα όξινα οξείδια (ανυδρίτες οξέων) είναι εκείνα τα οξείδια που αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των οξέων. Αυτά είναι, για παράδειγμα, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 κ.λπ. Τα όξινα οξείδια διαλύονται στο νερό και τα αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό.

Χημικές ιδιότητες οξειδίων οξέος

1. Αντιδράστε με νερό για να σχηματίσετε ένα οξύ:

SO3 + H2O → H2SO4.

Αλλά δεν αντιδρούν όλα τα όξινα οξείδια απευθείας με το νερό (SiO2, κ.λπ.).

2. Αντιδράστε με οξείδια με βάση για να σχηματίσετε ένα άλας:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Αντιδράστε με αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Ένα αμφοτερικό οξείδιο περιέχει ένα στοιχείο που έχει αμφοτερικές ιδιότητες. Η αμφοτερικότητα αναφέρεται στην ικανότητα των ενώσεων να εμφανίζουν όξινες και βασικές ιδιότητες ανάλογα με τις συνθήκες. Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO μπορεί να είναι είτε βάση είτε οξύ (Zn(OH)2 και H2ZnO2). Η αμφοτερικότητα εκφράζεται στο γεγονός ότι, ανάλογα με τις συνθήκες, τα αμφοτερικά οξείδια εμφανίζουν είτε βασικές είτε όξινες ιδιότητες, για παράδειγμα, Al2O3, Cr2O3, MnO2. Fe2O3 ZnO. Για παράδειγμα, η αμφοτερική φύση του οξειδίου του ψευδαργύρου εκδηλώνεται όταν αλληλεπιδρά τόσο με το υδροχλωρικό οξύ όσο και με το υδροξείδιο του νατρίου:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

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

Δεδομένου ότι δεν είναι όλα τα αμφοτερικά οξείδια διαλυτά στο νερό, είναι πολύ πιο δύσκολο να αποδειχθεί η αμφοτερική φύση τέτοιων οξειδίων. Για παράδειγμα, το οξείδιο του αργιλίου (III) παρουσιάζει βασικές ιδιότητες στην αντίδραση της σύντηξής του με δισουλφικό κάλιο και όξινες ιδιότητες όταν συντήκεται με υδροξείδια:

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

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

Για διαφορετικά αμφοτερικά οξείδια, η δυαδικότητα των ιδιοτήτων μπορεί να εκφραστεί σε διάφορους βαθμούς. Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου διαλύεται εξίσου εύκολα τόσο σε οξέα όσο και σε αλκάλια, και το οξείδιο του σιδήρου (III) - Fe2O3 - έχει κυρίως βασικές ιδιότητες.

Χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών οξειδίων

1. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Αντιδράστε με στερεά αλκάλια (κατά τη σύντηξη), σχηματίζοντας ως αποτέλεσμα της αντίδρασης αλάτι - ψευδάργυρο νάτριο και νερό:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Όταν το οξείδιο του ψευδαργύρου αλληλεπιδρά με ένα αλκαλικό διάλυμα (το ίδιο NaOH), εμφανίζεται μια άλλη αντίδραση:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Ο αριθμός συντονισμού είναι ένα χαρακτηριστικό που καθορίζει τον αριθμό των κοντινών σωματιδίων: άτομα ή ιόντα σε ένα μόριο ή κρύσταλλο. Κάθε αμφοτερικό μέταλλο έχει τον δικό του αριθμό συντονισμού. Για το Be και το Zn είναι 4. Για και Αλ είναι 4 ή 6? Για και Cr είναι 6 ή (πολύ σπάνια) 4.

Τα αμφοτερικά οξείδια είναι συνήθως αδιάλυτα στο νερό και δεν αντιδρούν με αυτό.

Οι μέθοδοι για την παραγωγή οξειδίων από απλές ουσίες είναι είτε η άμεση αντίδραση του στοιχείου με το οξυγόνο:

ή αποσύνθεση σύνθετων ουσιών:

α) οξείδια

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

β) υδροξείδια

Ca(OH)2 = CaO + H2O

γ) οξέα

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

Καθώς και η αλληλεπίδραση οξέων - οξειδωτικών παραγόντων με μέταλλα και αμέταλλα:

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

Τα οξείδια μπορούν να ληφθούν με άμεση αλληλεπίδραση οξυγόνου με άλλο στοιχείο, ή έμμεσα (για παράδειγμα, κατά την αποσύνθεση αλάτων, βάσεων, οξέων). Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξείδια έρχονται σε στερεά, υγρή και αέρια κατάσταση, αυτός ο τύπος ένωσης είναι πολύ κοινός στη φύση. Τα οξείδια βρίσκονται στο φλοιό της Γης. Η σκουριά, η άμμος, το νερό, το διοξείδιο του άνθρακα είναι οξείδια.

Λόγοι- πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες στα μόρια των οποίων τα άτομα μετάλλου συνδέονται με μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες.

Οι βάσεις είναι ηλεκτρολύτες που όταν διαχωρίζονται σχηματίζουν μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα.

NaOH = Na + + OH -

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

Υπάρχουν πολλά σημάδια ταξινόμησης βάσεων:

Ανάλογα με τη διαλυτότητά τους στο νερό, οι βάσεις χωρίζονται σε αλκαλικές και αδιάλυτες. Τα αλκάλια είναι υδροξείδια αλκαλιμετάλλων (Li, Na, K, Rb, Cs) και μετάλλων αλκαλικών γαιών (Ca, Sr, Ba). Όλες οι άλλες βάσεις είναι αδιάλυτες.

Ανάλογα με το βαθμό διάστασης, οι βάσεις χωρίζονται σε ισχυρούς ηλεκτρολύτες (όλα τα αλκάλια) και σε ασθενείς ηλεκτρολύτες (αδιάλυτες βάσεις).

Ανάλογα με τον αριθμό των υδροξυλομάδων στο μόριο, οι βάσεις χωρίζονται σε μονοοξέα (ομάδα 1 ΟΗ), για παράδειγμα, υδροξείδιο του νατρίου, υδροξείδιο του καλίου, διοξύ (2 ομάδες ΟΗ), για παράδειγμα, υδροξείδιο του ασβεστίου, υδροξείδιο του χαλκού (2), και πολυοξύ.

Χημικές ιδιότητες.

ΟΗ - ιόντα στο διάλυμα καθορίζουν το αλκαλικό περιβάλλον.

Τα αλκαλικά διαλύματα αλλάζουν το χρώμα των δεικτών:

Φαινολοφθαλεΐνη: άχρωμο ® βυσσινί,

Λάκδος: βιολετί ® μπλε,

Πορτοκαλί μεθυλίου: πορτοκαλί ® κίτρινο.

Τα αλκαλικά διαλύματα αντιδρούν με όξινα οξείδια για να σχηματίσουν άλατα εκείνων των οξέων που αντιστοιχούν στα αντιδρώντα όξινα οξείδια. Ανάλογα με την ποσότητα των αλκαλίων, σχηματίζονται μέτρια ή όξινα άλατα. Για παράδειγμα, όταν το υδροξείδιο του ασβεστίου αντιδρά με το μονοξείδιο του άνθρακα (IV), σχηματίζεται ανθρακικό ασβέστιο και νερό:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3; + Η2Ο

Και όταν το υδροξείδιο του ασβεστίου αντιδρά με περίσσεια μονοξειδίου του άνθρακα (IV), σχηματίζεται όξινο ανθρακικό ασβέστιο:

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

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

Όλες οι βάσεις αντιδρούν με οξέα για να σχηματίσουν αλάτι και νερό, για παράδειγμα: όταν το υδροξείδιο του νατρίου αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, σχηματίζονται χλωριούχο νάτριο και νερό:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

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

Το υδροξείδιο του χαλκού (II) διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ για να σχηματίσει χλωριούχο χαλκό (II) και νερό:

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

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

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

Η αντίδραση μεταξύ ενός οξέος και μιας βάσης ονομάζεται αντίδραση εξουδετέρωσης.

Οι αδιάλυτες βάσεις, όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται σε νερό και το οξείδιο μετάλλου που αντιστοιχεί στη βάση, για παράδειγμα:

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

Τα αλκάλια αλληλεπιδρούν με διαλύματα αλάτων εάν πληρούται μία από τις προϋποθέσεις για την ολοκλήρωση της αντίδρασης ανταλλαγής ιόντων (σχηματίζεται ίζημα),

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

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

Η αντίδραση συμβαίνει λόγω της δέσμευσης κατιόντων χαλκού με ιόντα υδροξειδίου.

Όταν το υδροξείδιο του βαρίου αντιδρά με ένα διάλυμα θειικού νατρίου, σχηματίζεται ένα ίζημα θειικού βαρίου.

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

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Η αντίδραση συμβαίνει λόγω της δέσμευσης κατιόντων βαρίου και θειικών ανιόντων.

Οξέα -Πρόκειται για σύνθετες ουσίες των οποίων τα μόρια περιλαμβάνουν άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν ή να ανταλλάσσονται με άτομα μετάλλου και ένα υπόλειμμα οξέος.

Με βάση την παρουσία ή την απουσία οξυγόνου στο μόριο, τα οξέα χωρίζονται σε οξυγονούχα (H2SO4 θειικό οξύ, H2SO3 θειικό οξύ, HNO3 νιτρικό οξύ, H3PO4 φωσφορικό οξύ, H2CO3 ανθρακικό οξύ, H2SiO3 πυριτικό οξύ) και ελεύθερο (οξυγόνο-HF) υδροφθορικό οξύ, HCl υδροχλωρικό οξύ (υδροχλωρικό οξύ), HBr υδροβρωμικό οξύ, HI υδροϊωδικό οξύ, H2S υδροσουλφιδικό οξύ).

Ανάλογα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου στο μόριο του οξέος, τα οξέα είναι μονοβασικά (με 1 άτομο Η), διβασικά (με 2 άτομα Η) και τριβασικά (με 3 άτομα Η).

ΟΞΕΑ

Το τμήμα ενός μορίου οξέος χωρίς υδρογόνο ονομάζεται υπόλειμμα οξέος.

Τα υπολείμματα οξέος μπορεί να αποτελούνται από ένα άτομο (-Cl, -Br, -I) - αυτά είναι απλά υπολείμματα οξέος ή μπορεί να αποτελούνται από μια ομάδα ατόμων (-SO3, -PO4, -SiO3) - αυτά είναι πολύπλοκα υπολείμματα.

Σε υδατικά διαλύματα, κατά τις αντιδράσεις ανταλλαγής και υποκατάστασης, τα όξινα υπολείμματα δεν καταστρέφονται:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Η λέξη ανυδρίτης σημαίνει άνυδρο, δηλαδή οξύ χωρίς νερό. Για παράδειγμα,

H2SO4 - H2O → SO3. Τα ανοξικά οξέα δεν έχουν ανυδρίτες.

Το οξύ πήρε το όνομά του από το όνομα του στοιχείου σχηματισμού οξέος (παράγοντας σχηματισμού οξέος) με την προσθήκη των καταλήξεων "naya" και λιγότερο συχνά "vaya": H2SO4 - θειικό. H2SO3 - άνθρακας; H2SiO3 - πυρίτιο, κ.λπ.

Το στοιχείο μπορεί να σχηματίσει πολλά οξέα οξυγόνου. Σε αυτήν την περίπτωση, οι υποδεικνυόμενες καταλήξεις στα ονόματα των οξέων θα είναι όταν το στοιχείο εμφανίζει υψηλότερο σθένος (το μόριο οξέος περιέχει υψηλή περιεκτικότητα σε άτομα οξυγόνου). Εάν το στοιχείο εμφανίζει χαμηλότερο σθένος, η κατάληξη στο όνομα του οξέος θα είναι "κενή": HNO3 - νιτρικό, HNO2 - νιτρώδες.

Τα οξέα μπορούν να ληφθούν με τη διάλυση ανυδριδίων στο νερό. Εάν οι ανυδρίτες είναι αδιάλυτοι στο νερό, το οξύ μπορεί να ληφθεί με τη δράση ενός άλλου ισχυρότερου οξέος στο άλας του απαιτούμενου οξέος. Αυτή η μέθοδος είναι τυπική τόσο για οξυγόνο όσο και για οξέα χωρίς οξυγόνο. Τα οξέα χωρίς οξυγόνο λαμβάνονται επίσης με απευθείας σύνθεση από υδρογόνο και ένα αμέταλλο, ακολουθούμενη από διάλυση της προκύπτουσας ένωσης σε νερό:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Τα διαλύματα των αερίων ουσιών που προκύπτουν HCl και H2S είναι οξέα.

Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξέα υπάρχουν τόσο σε υγρή όσο και σε στερεή κατάσταση.

Χημικές ιδιότητες οξέων

1. Τα όξινα διαλύματα δρουν σε δείκτες. Όλα τα οξέα (εκτός από το πυριτικό) είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Ειδικές ουσίες - δείκτες σας επιτρέπουν να προσδιορίσετε την παρουσία οξέος.

Οι δείκτες είναι ουσίες πολύπλοκης δομής. Αλλάζουν χρώμα ανάλογα με την αλληλεπίδρασή τους με διαφορετικές χημικές ουσίες. Σε ουδέτερα διαλύματα έχουν ένα χρώμα, σε διαλύματα βάσεων έχουν άλλο χρώμα. Όταν αλληλεπιδρούν με ένα οξύ, αλλάζουν το χρώμα τους: ο δείκτης πορτοκαλί μεθυλίου γίνεται κόκκινος και ο δείκτης λακκούβας γίνεται επίσης κόκκινος.

2. Αντιδράστε με βάσεις για να σχηματίσετε νερό και ένα άλας, το οποίο περιέχει ένα αμετάβλητο όξινο υπόλειμμα (αντίδραση εξουδετέρωσης):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Αντιδράστε με οξείδια βάσης για να σχηματίσετε νερό και αλάτι. Το αλάτι περιέχει το όξινο υπόλειμμα του οξέος που χρησιμοποιήθηκε στην αντίδραση εξουδετέρωσης:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Αλληλεπιδράστε με μέταλλα.

Για να αλληλεπιδράσουν τα οξέα με τα μέταλλα, πρέπει να πληρούνται ορισμένες προϋποθέσεις:

1. Το μέταλλο πρέπει να είναι επαρκώς ενεργό ως προς τα οξέα (στη σειρά δραστικότητας των μετάλλων πρέπει να βρίσκεται πριν από το υδρογόνο). Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο στη σειρά δραστηριότητας, τόσο πιο έντονα αλληλεπιδρά με τα οξέα.

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

Αλλά η αντίδραση μεταξύ ενός διαλύματος υδροχλωρικού οξέος και χαλκού είναι αδύνατη, αφού ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά τάσης μετά το υδρογόνο.

2. Το οξύ πρέπει να είναι αρκετά ισχυρό (δηλαδή, ικανό να δώσει ιόντα υδρογόνου H+).

Όταν συμβαίνουν χημικές αντιδράσεις οξέος με μέταλλα, σχηματίζεται αλάτι και απελευθερώνεται υδρογόνο (εκτός από την αλληλεπίδραση μετάλλων με νιτρικό και πυκνό θειικό οξύ):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Ωστόσο, ανεξάρτητα από το πόσο διαφορετικά είναι τα οξέα, όλα σχηματίζουν κατιόντα υδρογόνου κατά τη διάσπαση, τα οποία καθορίζουν μια σειρά κοινών ιδιοτήτων: ξινή γεύση, αλλαγή στο χρώμα των δεικτών (λίθος και μεθυλοπορτοκάλι), αλληλεπίδραση με άλλες ουσίες.

Η ίδια αντίδραση συμβαίνει μεταξύ των οξειδίων μετάλλων και των περισσότερων οξέων

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Ας περιγράψουμε τις αντιδράσεις:

2) Η δεύτερη αντίδραση θα πρέπει να παράγει ένα διαλυτό άλας. Σε πολλές περιπτώσεις, η αλληλεπίδραση του μετάλλου με το οξύ πρακτικά δεν συμβαίνει επειδή το άλας που προκύπτει είναι αδιάλυτο και καλύπτει την επιφάνεια του μετάλλου με ένα προστατευτικό φιλμ, για παράδειγμα:

Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

Ο αδιάλυτος θειικός μόλυβδος (II) εμποδίζει το οξύ να φτάσει στο μέταλλο και η αντίδραση σταματά λίγο πριν ξεκινήσει. Για το λόγο αυτό, τα περισσότερα βαρέα μέταλλα πρακτικά δεν αλληλεπιδρούν με φωσφορικά, ανθρακικά και υδροσουλφιδικά οξέα.

3) Η τρίτη αντίδραση είναι χαρακτηριστική των όξινων διαλυμάτων, επομένως, τα αδιάλυτα οξέα, όπως το πυριτικό οξύ, δεν αντιδρούν με μέταλλα. Ένα συμπυκνωμένο διάλυμα θειικού οξέος και ένα διάλυμα νιτρικού οξέος οποιασδήποτε συγκέντρωσης αλληλεπιδρούν με μέταλλα κάπως διαφορετικά, επομένως οι εξισώσεις αντίδρασης μεταξύ μετάλλων και αυτών των οξέων γράφονται με διαφορετικό τρόπο. Ένα αραιό διάλυμα θειικού οξέος αντιδρά με μέταλλα. στέκεται στη σειρά τάσης προς το υδρογόνο, σχηματίζοντας αλάτι και υδρογόνο.

4) Η τέταρτη αντίδραση είναι μια τυπική αντίδραση ανταλλαγής ιόντων και συμβαίνει μόνο εάν σχηματιστεί ίζημα ή αέριο.

Άλατα -πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα μετάλλου και όξινα υπολείμματα (μερικές φορές μπορεί να περιέχουν υδρογόνο). Για παράδειγμα, το NaCl είναι χλωριούχο νάτριο, το CaSO4 είναι θειικό ασβέστιο κ.λπ.

Σχεδόν όλα τα άλατα είναι ιοντικές ενώσεις, επομένως, ιόντα όξινων υπολειμμάτων και ιόντα μετάλλου συνδέονται μεταξύ τους σε άλατα:

Na+Cl - χλωριούχο νάτριο

Ca2+SO42 - θειικό ασβέστιο κ.λπ.

Ένα άλας είναι το προϊόν μερικής ή πλήρους υποκατάστασης ενός μετάλλου για τα άτομα υδρογόνου ενός οξέος.

Ως εκ τούτου, διακρίνονται τα ακόλουθα είδη αλάτων:

1. Μέτρια άλατα - όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ αντικαθίστανται από ένα μέταλλο: Na2CO3, KNO3, κ.λπ.

2. Όξινα άλατα - δεν αντικαθίστανται όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ από ένα μέταλλο. Φυσικά, τα όξινα άλατα μπορούν να σχηματίσουν μόνο δι- ή πολυβασικά οξέα. Τα μονοβασικά οξέα δεν μπορούν να παράγουν όξινα άλατα: NaHC03, NaH2PO4 κ.λπ. ρε.

3. Διπλά άλατα - τα άτομα υδρογόνου ενός δι- ή πολυβασικού οξέος αντικαθίστανται όχι από ένα μέταλλο, αλλά από δύο διαφορετικά: NaKCO3, KAl(SO4)2 κ.λπ.

4. Τα βασικά άλατα μπορούν να θεωρηθούν προϊόντα ατελούς, ή μερικής, υποκατάστασης υδροξυλομάδων βάσεων με όξινα υπολείμματα: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl κ.λπ.

Σύμφωνα με τη διεθνή ονοματολογία, το όνομα του άλατος κάθε οξέος προέρχεται από τη λατινική ονομασία του στοιχείου. Για παράδειγμα, τα άλατα του θειικού οξέος ονομάζονται θειικά: CaSO4 - θειικό ασβέστιο, MgSO4 - θειικό μαγνήσιο κ.λπ. Τα άλατα του υδροχλωρικού οξέος ονομάζονται χλωρίδια: NaCl - χλωριούχο νάτριο, ZnCI2 - χλωριούχος ψευδάργυρος κ.λπ.

Το σωματίδιο "bi" ή "hydro" προστίθεται στο όνομα των αλάτων διβασικών οξέων: Mg(HCl3)2 - διττανθρακικό ή διττανθρακικό μαγνήσιο.

Υπό την προϋπόθεση ότι σε ένα τριβασικό οξύ μόνο ένα άτομο υδρογόνου αντικαθίσταται από ένα μέταλλο, τότε προστίθεται το πρόθεμα "διϋδρο": NaH2PO4 - διόξινο φωσφορικό νάτριο.

Τα άλατα είναι στερεές ουσίες με πολύ διαφορετική διαλυτότητα στο νερό.

Οι χημικές ιδιότητες των αλάτων καθορίζονται από τις ιδιότητες των κατιόντων και των ανιόντων που τα αποτελούν.

1. Μερικά άλατα αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε ένα νέο άλας και ένα νέο οξύ. Για να πραγματοποιηθεί αυτή η αντίδραση, είναι απαραίτητο το οξύ να είναι ισχυρότερο από το άλας που επηρεάζεται από το οξύ:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Αλληλεπιδράστε με βάσεις, σχηματίζοντας ένα νέο αλάτι και μια νέα βάση:

Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Αλληλεπιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν νέα άλατα:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Αλληλεπιδρούν με μέταλλα που βρίσκονται στο ίδιο εύρος δραστηριότητας με το μέταλλο που είναι μέρος του άλατος.

Αυτό το μάθημα είναι αφιερωμένο στη μελέτη των γενικών χημικών ιδιοτήτων μιας άλλης κατηγορίας ανόργανων ουσιών - αλάτων. Θα μάθετε με ποιες ουσίες μπορούν να αλληλεπιδράσουν τα άλατα και ποιες είναι οι συνθήκες για να συμβούν τέτοιες αντιδράσεις.

Θέμα: Κατηγορίες ανόργανων ουσιών

Μάθημα: Χημικές ιδιότητες των αλάτων

1. Αλληλεπίδραση αλάτων με μέταλλα

Τα άλατα είναι πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από άτομα μετάλλων και όξινα υπολείμματα.

Επομένως, οι ιδιότητες των αλάτων θα συνδέονται με την παρουσία ενός συγκεκριμένου μετάλλου ή όξινου υπολείμματος στη σύνθεση της ουσίας. Για παράδειγμα, τα περισσότερα άλατα χαλκού σε διάλυμα έχουν μπλε χρώμα. Τα άλατα του οξέος μαγγανίου (υπερμαγγανικά) είναι κυρίως μωβ. Ας αρχίσουμε να εξοικειωνόμαστε με τις χημικές ιδιότητες των αλάτων με το παρακάτω πείραμα.

Τοποθετήστε ένα σιδερένιο καρφί στο πρώτο ποτήρι με διάλυμα θειικού χαλκού (II). Τοποθετήστε μια πλάκα χαλκού στο δεύτερο ποτήρι με διάλυμα θειικού σιδήρου (II). Κατεβάζουμε επίσης τη χάλκινη πλάκα στο τρίτο ποτήρι με το διάλυμα νιτρικού αργύρου. Μετά από λίγο, θα δούμε ότι το σιδερένιο καρφί καλύφθηκε με μια στρώση χαλκού, η χάλκινη πλάκα από το τρίτο γυαλί καλύφθηκε με μια στρώση από ασήμι και τίποτα δεν συνέβη στη χάλκινη πλάκα από το δεύτερο ποτήρι.

Ρύζι. 1. Αλληλεπίδραση διαλυμάτων αλάτων με μέταλλα

Ας εξηγήσουμε τα αποτελέσματα του πειράματος. Οι αντιδράσεις συνέβησαν μόνο εάν το μέταλλο που αντιδρούσε με το αλάτι ήταν πιο δραστικό από το μέταλλο στο αλάτι. Η δραστηριότητα των μετάλλων μπορεί να συγκριθεί μεταξύ τους από τη θέση τους στη σειρά δραστηριότητας. Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο σε αυτή τη σειρά, τόσο μεγαλύτερη είναι η ικανότητά του να εκτοπίζει ένα άλλο μέταλλο από το διάλυμα άλατος.

Εξισώσεις των αντιδράσεων που πραγματοποιήθηκαν:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Όταν ο σίδηρος αντιδρά με διάλυμα θειικού χαλκού (II), σχηματίζεται καθαρός χαλκός και θειικός σίδηρος (II). Αυτή η αντίδραση είναι δυνατή επειδή ο σίδηρος έχει μεγαλύτερη αντιδραστικότητα από τον χαλκό.

Cu + FeSO4 → αντίδραση δεν συμβαίνει

Η αντίδραση μεταξύ χαλκού και διαλύματος θειικού σιδήρου (II) δεν συμβαίνει, καθώς ο χαλκός δεν μπορεί να αντικαταστήσει το σίδηρο από το διάλυμα άλατος.

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

Όταν ο χαλκός αντιδρά με ένα διάλυμα νιτρικού αργύρου, σχηματίζεται άργυρος και νιτρικός χαλκός (II). Ο χαλκός αντικαθιστά το ασήμι από ένα διάλυμα του άλατος του, αφού ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας στα αριστερά του αργύρου.

Τα διαλύματα αλάτων μπορούν να αλληλεπιδράσουν με μέταλλα που είναι πιο δραστικά από το μέταλλο στο αλάτι. Αυτές οι αντιδράσεις είναι τύπου υποκατάστασης.

2. Αλληλεπίδραση των διαλυμάτων αλάτων μεταξύ τους

Ας εξετάσουμε μια άλλη ιδιότητα των αλάτων. Τα άλατα διαλυμένα στο νερό μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους. Ας κάνουμε ένα πείραμα.

Αναμείξτε διαλύματα χλωριούχου βαρίου και θειικού νατρίου. Ως αποτέλεσμα, θα σχηματιστεί ένα λευκό ίζημα θειικού βαρίου. Προφανώς υπήρξε αντίδραση.

Εξίσωση αντίδρασης: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Τα άλατα διαλυμένα στο νερό μπορούν να υποστούν αντίδραση ανταλλαγής εάν το αποτέλεσμα είναι ο σχηματισμός ενός αδιάλυτου στο νερό άλατος.

3. Αλληλεπίδραση αλάτων με αλκάλια

Ας μάθουμε αν τα άλατα αλληλεπιδρούν με τα αλκάλια πραγματοποιώντας το ακόλουθο πείραμα.

Προσθέστε ένα διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου σε ένα διάλυμα θειικού χαλκού (II). Το αποτέλεσμα είναι ένα μπλε ίζημα.

Ρύζι. 2. Αλληλεπίδραση διαλύματος θειικού χαλκού(II) με αλκάλιο

Εξίσωση της αντίδρασης: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Αυτή η αντίδραση είναι μια αντίδραση ανταλλαγής.

Τα άλατα μπορούν να αντιδράσουν με αλκάλια εάν η αντίδραση παράγει μια ουσία που είναι αδιάλυτη στο νερό.

4. Αλληλεπίδραση αλάτων με οξέα

Προσθέστε ένα διάλυμα υδροχλωρικού οξέος στο διάλυμα ανθρακικού νατρίου. Ως αποτέλεσμα, βλέπουμε την απελευθέρωση φυσαλίδων αερίου. Ας εξηγήσουμε τα αποτελέσματα του πειράματος γράφοντας την εξίσωση αυτής της αντίδρασης:

Na2CO3 + 2HCl= 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

Το ανθρακικό οξύ είναι μια ασταθής ουσία. Αποσυντίθεται σε διοξείδιο του άνθρακα και νερό. Αυτή η αντίδραση είναι μια αντίδραση ανταλλαγής.

Τα άλατα μπορούν να υποστούν αντίδραση ανταλλαγής με οξέα εάν η αντίδραση παράγει αέριο ή σχηματίσει ίζημα.

1. Συλλογή προβλημάτων και ασκήσεων χημείας: 8η τάξη: για σχολικά βιβλία. P. A. Orzhekovsky και άλλοι «Χημεία. 8η τάξη» / P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. – Μ.: AST: Astrel, 2006. (σ.107-111)

2. Ushakova O. V. Τετράδιο εργασίας για τη χημεία: 8η τάξη: στο εγχειρίδιο του P. A. Orzhekovsky και άλλων «Χημεία. 8η τάξη» / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; κάτω από. εκδ. καθ. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (σελ. 108-110)

3. Χημεία. 8η τάξη. Σχολικό βιβλίο για γενική εκπαίδευση ιδρύματα / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – Μ.: Astrel, 2013. (§34)

4. Χημεία: 8η τάξη: σχολικό βιβλίο. για γενική εκπαίδευση ιδρύματα / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Χημεία: inorg. χημεία: σχολικό βιβλίο. για την 8η τάξη. γενική εκπαίδευση ιδρύματα / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Education, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§33)

6. Εγκυκλοπαίδεια για παιδιά. Τόμος 17. Χημεία / Κεφ. εκδ. V. A. Volodin, επικεφαλής επιστημονικός εκδ. I. Leenson. – Μ.: Avanta+, 2003.

Πρόσθετοι πόροι ιστού

1. Αλληλεπιδράσεις οξέων με άλατα.

2. Αλληλεπιδράσεις μετάλλων με άλατα.

Εργασία για το σπίτι

1) σελ. 109-110 Αρ. 4.5από το Τετράδιο Εργασιών στη Χημεία: 8η τάξη: στο σχολικό βιβλίο του P. A. Orzhekovsky και άλλων «Χημεία. 8η τάξη» / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; κάτω από. εκδ. καθ. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) σελ. 193 Νο 2,3από το εγχειρίδιο των P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova "Χημεία: 8η τάξη", 2013.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Τα άλατα είναι ηλεκτρολύτες, η διάσταση των οποίων παράγει μεταλλικά κατιόντα (ιόντα αμμωνίου ή σύμπλοκα ιόντα) και ανιόντα όξινων υπολειμμάτων:

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

\(\ \mathrm(NH) 4 \mathrm(NO) 3 \αριστερό δεξιό βέλος \mathrm(NH) 4++\mathrm(NO) 3_(-) \);

\(\ \mathrm(KAl)(\mathrm(SO) 4) 2 \αριστερό δεξιό βέλος \mathrm(K)++\mathrm(Al) 3++2 \mathrm(SO) 42- \);

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

Τα άλατα συνήθως χωρίζονται σε τρεις ομάδες: μεσαία (\(\ \mathrm(NaCl) \)), όξινα (\(\ \mathrm(NaHCO) 3 \)) και βασικά (\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm (ΟΗ))\mathrm(Cl)\)). Επιπλέον, υπάρχουν διπλά (ανάμεικτα) και σύνθετα άλατα. Τα διπλά άλατα σχηματίζονται από δύο κατιόντα και ένα ανιόν. Υπάρχουν μόνο σε συμπαγή μορφή.

Χημικές ιδιότητες των αλάτων

α) όξινα άλατα

Τα όξινα άλατα κατά τη διάσπαση δίνουν μεταλλικά κατιόντα (ιόν αμμωνίου), ιόντα υδρογόνου και ανιόντα του υπολείμματος οξέος:

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

Τα όξινα άλατα είναι προϊόντα ατελούς αντικατάστασης ατόμων υδρογόνου από το αντίστοιχο οξύ με άτομα μετάλλου.

Τα όξινα άλατα είναι θερμικά ασταθή και, όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται για να σχηματίσουν ενδιάμεσα άλατα:

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

Οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης με αλκάλια είναι χαρακτηριστικές των αλάτων οξέος:

\(\ \mathrm(Ca)(\mathrm(HCO) 3) 2+\mathrm(Ca)(\mathrm(OH)) 2=2 \mathrm(Ca) \mathrm(CO) 3 \downnarrow+2 \mathrm (Η) 2 \mathrm(O) \).

β) βασικά άλατα

Κατά τη διάσταση, τα βασικά άλατα παράγουν μεταλλικά κατιόντα, όξινα ανιόντα και ιόντα ΟΗ:

\(\ \mathrm(Fe)(\mathrm(OH)) \mathrm(Cl) \δεξιό βέλος \mathrm(Fe)(\mathrm(OH))++\mathrm(Cl)-+\mathrm(Fe) 2+ +\mathrm(OH)-+\mathrm(Cl)\).

Τα βασικά άλατα είναι προϊόντα ατελούς αντικατάστασης των υδροξυλομάδων της αντίστοιχης βάσης με όξινα υπολείμματα.

Τα βασικά άλατα, καθώς και τα όξινα άλατα, είναι θερμικά ασταθή και αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:

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

Οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης με οξέα είναι χαρακτηριστικές των βασικών αλάτων:

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

γ) μέτριο αλάτι

Κατά τη διάσταση, τα μεσαία άλατα αποδίδουν μόνο μεταλλικά κατιόντα (ιόν αμμωνίου) και ανιόντα όξινου τμήματος (βλ. παραπάνω). Τα μεσαία άλατα είναι τα προϊόντα πλήρους αντικατάστασης των ατόμων υδρογόνου του αντίστοιχου οξέος με άτομα μετάλλου.

Τα περισσότερα μέτρια άλατα είναι θερμικά ασταθή και αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:

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

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

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

Σε ένα υδατικό διάλυμα, τα άλατα υφίστανται υδρόλυση:

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

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

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

Τα μεσαία άλατα εισέρχονται σε αντιδράσεις ανταλλαγής με οξέα, βάσεις και άλλα άλατα:

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

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

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

Φυσικές ιδιότητες των αλάτων

Τις περισσότερες φορές, τα άλατα είναι κρυσταλλικές ουσίες με ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα. Τα άλατα έχουν υψηλά σημεία τήξης. Όταν n. τα άλατα είναι διηλεκτρικά. Η διαλυτότητα των αλάτων στο νερό ποικίλλει.

Λήψη αλάτων

α) όξινα άλατα

Οι κύριες μέθοδοι για τη λήψη όξινων αλάτων είναι η ατελής εξουδετέρωση των οξέων, η επίδραση της περίσσειας οξειδίων του οξέος στις βάσεις και η επίδραση των οξέων στα άλατα:

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

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

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

β) βασικά άλατα

Τα βασικά άλατα παρασκευάζονται με προσεκτική προσθήκη μικρής ποσότητας αλκαλίου σε διάλυμα άλμης ή με αντίδραση ασθενών οξέων με μέτρια άλατα:

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

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

γ) μέτριο αλάτι

Οι κύριες μέθοδοι για τη λήψη αλάτων του μέσου είναι η αντίδραση οξέων με μέταλλα, βασικά ή αμφοτερικά οξείδια και βάσεις, καθώς και η αντίδραση βάσεων με όξινα ή αμφοτερικά οξείδια και οξέα, η αντίδραση οξέων και βασικών οξειδίων και η αντίδραση ανταλλαγής :

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

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

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

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

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

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

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

Άλαταείναι πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα μετάλλου και όξινα υπολείμματα (μερικές φορές μπορεί να περιέχουν υδρογόνο). Για παράδειγμα, το NaCl είναι χλωριούχο νάτριο, το CaSO 4 είναι θειικό ασβέστιο κ.λπ.

Πρακτικά όλα τα άλατα είναι ιοντικές ενώσεις,Επομένως, στα άλατα, τα ιόντα όξινων υπολειμμάτων και τα ιόντα μετάλλων συνδέονται μεταξύ τους:

Na + Cl – – χλωριούχο νάτριο

Ca 2+ SO 4 2– – θειικό ασβέστιο κ.λπ.

Ένα άλας είναι το προϊόν μερικής ή πλήρους υποκατάστασης ενός μετάλλου για τα άτομα υδρογόνου ενός οξέος. Ως εκ τούτου, διακρίνονται τα ακόλουθα είδη αλάτων:

1. Μέτρια άλατα– όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ αντικαθίστανται από ένα μέταλλο: Na 2 CO 3, KNO 3 κ.λπ.

2. Άλατα οξέων– δεν αντικαθίστανται όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ από μέταλλο. Φυσικά, τα όξινα άλατα μπορούν να σχηματίσουν μόνο δι- ή πολυβασικά οξέα. Τα μονοβασικά οξέα δεν μπορούν να παράγουν όξινα άλατα: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, κ.λπ. ρε.

3. Διπλά άλατα– τα άτομα υδρογόνου ενός δι- ή πολυβασικού οξέος αντικαθίστανται όχι από ένα μέταλλο, αλλά από δύο διαφορετικά: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 κ.λπ.

4. Βασικά άλαταμπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα ατελούς, ή μερικής, υποκατάστασης υδροξυλομάδων βάσεων με όξινα υπολείμματα: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl κ.λπ.

Σύμφωνα με τη διεθνή ονοματολογία, το όνομα του άλατος κάθε οξέος προέρχεται από τη λατινική ονομασία του στοιχείου.Για παράδειγμα, τα άλατα του θειικού οξέος ονομάζονται θειικά: CaSO 4 - θειικό ασβέστιο, Mg SO 4 - θειικό μαγνήσιο κ.λπ. Τα άλατα του υδροχλωρικού οξέος ονομάζονται χλωρίδια: NaCl - χλωριούχο νάτριο, ZnCI 2 - χλωριούχος ψευδάργυρος κ.λπ.

Το σωματίδιο «bi» ή «hydro» προστίθεται στην ονομασία των αλάτων διβασικών οξέων: Mg(HCl 3) 2 – διττανθρακικό ή διττανθρακικό μαγνήσιο.

Υπό την προϋπόθεση ότι σε ένα τριβασικό οξύ μόνο ένα άτομο υδρογόνου αντικαθίσταται από ένα μέταλλο, τότε προστίθεται το πρόθεμα "διυδρο": NaH 2 PO 4 - διόξινο φωσφορικό νάτριο.

Τα άλατα είναι στερεές ουσίες με πολύ διαφορετική διαλυτότητα στο νερό.

Χημικές ιδιότητες των αλάτων

Οι χημικές ιδιότητες των αλάτων καθορίζονται από τις ιδιότητες των κατιόντων και των ανιόντων που τα αποτελούν.

1. Μερικοί Τα άλατα αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Αλληλεπιδρούν με οξέαμε το σχηματισμό ενός νέου άλατος και ενός νέου οξέος. Για να πραγματοποιηθεί αυτή η αντίδραση, είναι απαραίτητο το οξύ να είναι ισχυρότερο από το άλας που επηρεάζεται από το οξύ:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Αλληλεπίδραση με βάσεις, σχηματίζοντας ένα νέο αλάτι και μια νέα βάση:

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

4. Αλληλεπιδράστε μεταξύ τουςμε το σχηματισμό νέων αλάτων:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Αλληλεπίδραση με μέταλλα,που βρίσκονται στο εύρος δραστικότητας έως το μέταλλο που αποτελεί μέρος του άλατος:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Έχετε ακόμα ερωτήσεις; Θέλετε να μάθετε περισσότερα για τα άλατα;
Για να λάβετε βοήθεια από έναν δάσκαλο, εγγραφείτε.
Το πρώτο μάθημα είναι δωρεάν!

ιστοσελίδα, όταν αντιγράφετε υλικό εν όλω ή εν μέρει, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.