Tabla de propiedades químicas de las sales con ejemplos. Propiedades químicas de las sales.

Razones

Las bases son compuestos que contienen únicamente iones hidróxido OH - como anión. La cantidad de iones de hidróxido que pueden ser reemplazados por un residuo ácido determina la acidez de la base. En este sentido, las bases son uno, dos y poliácidos; sin embargo, las bases verdaderas suelen incluir uno y dos ácidos; Entre ellos, cabe distinguir las bases solubles en agua y las insolubles en agua. Tenga en cuenta que las bases que son solubles en agua y se disocian casi por completo se denominan álcalis (electrolitos fuertes). Estos incluyen hidróxidos de elementos alcalinos y alcalinotérreos y en ningún caso una solución de amoníaco en agua.

El nombre de la base comienza con la palabra hidróxido, después de lo cual se da el nombre ruso del catión en caso genitivo y su carga se indica entre paréntesis. Se permite enumerar el número de iones de hidróxido utilizando los prefijos di-, tri-, tetra. Por ejemplo: Mn(OH) 3 - hidróxido de manganeso (III) o trihidróxido de manganeso.

Tenga en cuenta que existe una relación genética entre las bases y los óxidos básicos: los óxidos básicos corresponden a las bases. Por lo tanto, los cationes básicos suelen tener una carga de uno o dos, lo que corresponde a los estados de oxidación más bajos de los metales.

Recuerda las formas básicas de obtener bases.

1. Interacción de metales activos con agua:

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

La + 6H 2 O = 2La(OH) 3 + 3H 2

Interacción de óxidos básicos con agua:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

MgO + H2O = Mg(OH)2.

3. Interacción de sales con álcalis:

MnSO 4 + 2KOH = Mn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3

MgOHCl + NaOH = Mg(OH)2 + NaCl.

Electrólisis de soluciones salinas acuosas con diafragma:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + H 2

Tenga en cuenta que en el paso 3, los reactivos de partida deben seleccionarse de tal manera que entre los productos de reacción haya un compuesto poco soluble o un electrolito débil.

Tenga en cuenta que al considerar las propiedades químicas de las bases, las condiciones de reacción dependen de la solubilidad de la base.

1. Interacción con ácidos:

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

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

Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O

Mg(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Mg(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2. Interacción con óxidos ácidos:

NaOH + CO2 = NaHCO3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

Fe(OH)2 + P2O5 = Fe(PO3)2 + H2O

3Fe(OH)2 + P2O5 = Fe3 (PO4)2 + 2H2O

3. Interacción con óxidos anfóteros:

A1 2 O 3 + 2NaOH p + 3H 2 O = 2Na

Al 2 O 3 + 2NaOH T = 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Mg(OH) 2 = Mg(CrO 2) 2 + H 2 O

4. Interacción con hidróxidos anfetéricos:

Ca(OH) 2 + 2Al(OH) 3 = Ca(AlO 2) 2 + 4H 2 O

3NaOH + Cr(OH)3 = Na3

Interacción con sales.

A las reacciones descritas en el punto 3 de los métodos de producción hay que añadir lo siguiente:

2ZnSO 4 + 2KOH = (ZnOH) 2 SO 4 + K 2 SO 4

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O

BeSO 4 + 4NaOH = Na 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH)2 + 4NH3 ∙H2O = (OH)2 + 4H2O

6. Oxidación a hidróxidos o sales anfóteras:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

2Cr(OH)2 + 2H2O + Na2O2 + 4NaOH = 2Na3.

7. Descomposición por calor:

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

Tenga en cuenta que los hidróxidos de metales alcalinos, excepto el litio, no participan en tales reacciones.

!!!Hay precipitaciones alcalinas?!!! Sí, los hay, pero no están tan extendidos como la precipitación ácida, son poco conocidos y su impacto en los objetos ambientales prácticamente no ha sido estudiado. Sin embargo, su consideración merece atención.

El origen de la precipitación alcalina se puede explicar de la siguiente manera.

CaCO 3 →CaO + CO 2

En la atmósfera, el óxido de calcio se combina con el vapor de agua durante la condensación, con la lluvia o el aguanieve, formando hidróxido de calcio:

CaO + H2O →Ca(OH)2,

lo que crea una reacción alcalina de la precipitación atmosférica. En el futuro, es posible hacer reaccionar hidróxido de calcio con dióxido de carbono y agua para formar carbonato de calcio y bicarbonato de calcio:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HC0 3) 2.

El análisis químico del agua de lluvia mostró que contiene iones sulfato y nitrato en pequeñas cantidades (aproximadamente 0,2 mg/l). Como saben, la causa del carácter ácido de la precipitación son los ácidos sulfúrico y nítrico. Al mismo tiempo, hay un alto contenido de cationes de calcio (5-8 mg/l) e iones de bicarbonato, cuyo contenido en el área del complejo de construcción de empresas es 1,5-2 veces mayor que en otros zonas de la ciudad, y asciende a 18-24 mg/l. Esto muestra que el sistema de carbonato de calcio y los procesos que ocurren en él juegan un papel importante en la formación de sedimentos alcalinos locales, como se mencionó anteriormente.

La precipitación alcalina afecta a las plantas; se notan cambios en la estructura fenotípica de las plantas. Hay rastros de “quemaduras” en las láminas de las hojas, una capa blanca en las hojas y un estado deprimido de las plantas herbáceas.

Que constan de un anión (residuo ácido) y un catión (átomo metálico). En la mayoría de los casos se trata de sustancias cristalinas de varios colores y con diferente solubilidad en agua. El representante más simple de esta clase de compuestos es (NaCl).

Las sales se dividen en ácidas, normales y básicas.

Los normales (medios) se forman en los casos en que todos los átomos de hidrógeno en un ácido se reemplazan por átomos metálicos o cuando todos los grupos hidroxilo de la base se reemplazan por residuos ácidos de ácidos (por ejemplo, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). Durante la disociación electrolítica, se descomponen en aniones metálicos cargados positivamente y residuos ácidos cargados negativamente.

Propiedades químicas de las sales de este grupo:

Se descompone cuando se expone a altas temperaturas;

Están sujetos a hidrólisis (interacción con el agua);

Entran en reacciones de intercambio con ácidos, otras sales y bases. Vale la pena recordar algunas características de estas reacciones:

Una reacción con un ácido tiene lugar sólo cuando es diferente de aquel de donde proviene la sal;

Una reacción con una base ocurre cuando se forma una sustancia insoluble;

Una solución salina reacciona con un metal si se encuentra en la serie de voltaje electroquímico a la izquierda del metal que forma parte de la sal;

Los compuestos de sal en soluciones interactúan entre sí si se forma un producto metabólico insoluble;

Redox, que puede estar asociado a las propiedades de un catión o anión.

Las sales ácidas se obtienen en los casos en que solo una parte de los átomos de hidrógeno del ácido se reemplazan por átomos metálicos (por ejemplo, NaHSO4, CaHPO4). Durante la disociación electrolítica, forman hidrógeno y cationes metálicos, aniones del residuo ácido, por lo que las propiedades químicas de las sales de este grupo incluyen las siguientes características tanto de los compuestos de sal como de ácido:

Sujeto a descomposición térmica con formación de sal media;

Reacciona con álcali para formar sal normal.

Las sales básicas se obtienen en los casos en que solo una parte de los grupos hidroxilo de las bases se reemplaza por residuos ácidos de ácidos (por ejemplo, Cu (OH) o Cl, Fe (OH) CO3). Estos compuestos se disocian en cationes metálicos y aniones hidroxilo y ácidos. Las propiedades químicas de las sales de este grupo incluyen características químicas características tanto de las sustancias salinas como de las bases al mismo tiempo:

Caracterizado por descomposición térmica;

Interactuar con el ácido.

También existe el concepto de complejo y

Los complejos contienen un anión o catión complejo. Las propiedades químicas de las sales de este tipo incluyen reacciones de destrucción de complejos, acompañadas de la formación de compuestos poco solubles. Además, son capaces de intercambiar ligandos entre las esferas interior y exterior.

Los dobles tienen dos cationes diferentes y pueden reaccionar con soluciones alcalinas (reacción de reducción).

Métodos para obtener sales.

Estas sustancias se pueden obtener de las siguientes formas:

La interacción de ácidos con metales que son capaces de desplazar átomos de hidrógeno;

En la reacción de bases y ácidos, cuando los grupos hidroxilo de las bases se intercambian con los residuos ácidos de los ácidos;

La acción de los ácidos sobre anfóteros y sales o metales;

La acción de las bases sobre los óxidos ácidos;

Reacción entre óxidos ácidos y básicos;

La interacción de sales entre sí o con metales;

Obtención de sales de reacciones de metales con no metales;

Los compuestos de sales ácidas se obtienen haciendo reaccionar una sal promedio con un ácido del mismo nombre;

Las sustancias salinas básicas se obtienen haciendo reaccionar la sal con una pequeña cantidad de álcali.

Entonces, las sales se pueden obtener de muchas maneras, ya que se forman como resultado de muchas reacciones químicas entre diversas sustancias y compuestos inorgánicos.

Las sales son el producto de reemplazar los átomos de hidrógeno de un ácido por un metal. Las sales solubles de la soda se disocian en un catión metálico y un anión de residuo ácido. Las sales se dividen en:

· Promedio

· Básico

· Complejo

· Doble

· Mixto

Sales medias. Estos son productos de la sustitución completa de átomos de hidrógeno en un ácido con átomos metálicos o con un grupo de átomos (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Los nombres de las sales medianas provienen de los nombres de metales y ácidos: CuSO 4 - sulfato de cobre, Na 3 PO 4 - fosfato de sodio, NaNO 2 - nitrito de sodio, NaClO - hipoclorito de sodio, NaClO 2 - clorito de sodio, NaClO 3 - clorato de sodio , NaClO 4 - perclorato de sodio, CuI - yoduro de cobre(I), CaF 2 - fluoruro de calcio. También es necesario recordar algunos nombres triviales: NaCl - sal de mesa, KNO3 - nitrato de potasio, K2CO3 - potasa, Na2CO3 - carbonato de sodio, Na2CO3∙10H2O - refresco cristalino, CuSO4 - sulfato de cobre, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O - bórax, Na 2 SO 4 . 10H 2 O-Sal de Glauber. Sales dobles. Este sal , que contiene dos tipos de cationes (átomos de hidrógeno polibásico Los ácidos son reemplazados por dos cationes diferentes): MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 Las sales dobles como compuestos individuales existen sólo en forma cristalina. Cuando se disuelven en agua quedan completamentedisociarse en iones metálicos y residuos ácidos (si las sales son solubles), por ejemplo:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Cabe destacar que la disociación de sales dobles en soluciones acuosas se produce en 1 paso. Para nombrar sales de este tipo es necesario conocer los nombres del anión y dos cationes: MgNH4PO4 - fosfato de magnesio y amonio.

Sales complejas.Estas son partículas (moléculas neutras oiones ), que se forman como resultado de unirse a un determinado ion (o átomo ), llamado agente complejante, moléculas neutras u otros iones llamados ligandos. Las sales complejas se dividen en:

1) Complejos catiónicos

Cl 2 - dicloruro de tetraamina zinc (II)
Cl2- di Cloruro de hexaamina cobalto (II)

2) Complejos aniónicos

K 2 - tetrafluoroberilato de potasio (II)
Li-tetrahidridaaluminato de litio (III)
K 3 -hexacianoferrato(III) de potasio

La teoría de la estructura de compuestos complejos fue desarrollada por el químico suizo A. Werner.

Sales ácidas– productos de sustitución incompleta de átomos de hidrógeno en ácidos polibásicos con cationes metálicos.

Por ejemplo: NaHCO 3

Propiedades químicas:
Reaccionar con metales ubicados en la serie de voltaje a la izquierda del hidrógeno..
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Tenga en cuenta que para tales reacciones es peligroso utilizar metales alcalinos, porque primero reaccionarán con el agua con una gran liberación de energía y se producirá una explosión, ya que todas las reacciones ocurren en soluciones.

2NaHCO 3 +Fe→H 2 +Na 2 CO 3 +Fe 2 (CO 3) 3 ↓

Las sales ácidas reaccionan con soluciones alcalinas y forman sales medias y agua:

NaHCO3 +NaOH→Na2CO3 +H2O

2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4

Las sales ácidas reaccionan con soluciones de sales medianas si se libera gas, se forma un precipitado o se libera agua:

2KHSO 4 +MgCO 3 →MgSO 4 +K 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl

Las sales ácidas reaccionan con ácidos si el producto ácido de la reacción es más débil o más volátil que el añadido.

NaHCO3 +HCl→NaCl+CO2 +H2O

Las sales ácidas reaccionan con los óxidos básicos para liberar agua y sales medias:

2NaHCO 3 +MgO→MgCO 3 ↓+Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Las sales ácidas (en particular los bicarbonatos) se descomponen bajo la influencia de la temperatura:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Recibo:

Las sales ácidas se forman cuando un álcali se expone a un exceso de solución de un ácido polibásico (reacción de neutralización):

NaOH+H 2 SO 4 →NaHSO 4 +H 2 O

Mg(OH) 2 +2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +2H 2 O

Las sales ácidas se forman disolviendo óxidos básicos en ácidos polibásicos:
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Las sales ácidas se forman cuando los metales se disuelven en un exceso de solución de un ácido polibásico:
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Las sales ácidas se forman como resultado de la interacción de una sal promedio y un ácido, que forma el anión de la sal promedio:
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Sales básicas:

Las sales básicas son producto de la sustitución incompleta del grupo hidroxo en las moléculas de bases poliácidas con residuos ácidos.

Ejemplo: MgOHNO 3,FeOHCl.

Propiedades químicas:
Las sales básicas reaccionan con el exceso de ácido para formar una sal media y agua.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Las sales básicas se descomponen por temperatura:

2CO3 →2CuO+CO2 +H2O

Preparación de sales básicas:
Interacción de sales de ácidos débiles con sales medias:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Hidrólisis de sales formadas por una base débil y un ácido fuerte:

ZnCl 2 +H 2 O→Cl+HCl

La mayoría de las sales básicas son ligeramente solubles. Muchos de ellos son minerales, p. malaquita Cu 2 CO 3 (OH) 2 e hidroxiapatita Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Las propiedades de las sales mixtas no se tratan en un curso de química escolar, pero es importante conocer la definición.
Las sales mixtas son sales en las que los residuos ácidos de dos ácidos diferentes están unidos a un catión metálico.

Un buen ejemplo es la cal blanqueadora Ca(OCl)Cl (lejía).

Nomenclatura:

1. La sal contiene un catión complejo.

Primero se nombra el catión, luego los ligandos incluidos en la esfera interna son los aniones, que terminan en “o” ( Cl - - cloro, OH - -hidroxi), luego ligandos, que son moléculas neutras ( NH 3 -amina, H 2 O -aquo).Si hay más de 1 ligando idéntico, su número se indica con números griegos: 1 - mono, 2 - di, 3 - tres, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa, 7 - hepta, 8 - octa, 9 - nona, 10 - deca. Este último se denomina ion complejante, indicando entre paréntesis su valencia si es variable.

[Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-hidróxido de diamina de plata ( I)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cloruro de Cl 2 dicloro o tetraamina de cobalto ( III)

2. La sal contiene un anión complejo.

Primero, se nombran los ligandos (aniones), luego se nombran las moléculas neutras que ingresan a la esfera interna que termina en "o", indicando su número con números griegos. Este último se llama ion complejante en latín, con el sufijo “at”, que indica la valencia entre paréntesis. A continuación se escribe el nombre del catión ubicado en la esfera exterior; no se indica el número de cationes.

Potasio K 4 -hexacianoferrato (II) (reactivo para iones Fe 3+)

K 3 - hexacianoferrato de potasio (III) (reactivo para iones Fe 2+)

Na 2 -tetrahidroxozincato de sodio

La mayoría de los iones complejantes son metales. Los elementos d exhiben la mayor tendencia a la formación de complejos. Alrededor del ion complejante central hay iones con carga opuesta o moléculas neutras: ligandos o sumandos.

El ion complejante y los ligandos forman la esfera interna del complejo (entre corchetes) el número de ligandos coordinados alrededor del ion central se denomina número de coordinación.

Los iones que no entran en la esfera interior forman la esfera exterior. Si el ion complejo es un catión, entonces hay aniones en la esfera exterior y viceversa, si el ion complejo es un anión, entonces hay cationes en la esfera exterior. Los cationes suelen ser iones de metales alcalinos y alcalinotérreos, el catión amonio. Cuando se disocian, los compuestos complejos dan iones complejos que son bastante estables en soluciones:

K 3 ↔3K + + 3-

Si hablamos de sales ácidas, al leer la fórmula se pronuncia el prefijo hidro-, por ejemplo:
Hidrosulfuro de sodio NaHS

Bicarbonato de sodio NaHCO 3

Con sales básicas se utiliza el prefijo hidroxo- o dihidroxo-

(depende del estado de oxidación del metal en la sal), por ejemplo:
hidroxicloruro de magnesioMg(OH)Cl, dihidroxicloruro de aluminio Al(OH)2Cl

Métodos de obtención de sales:

1. Interacción directa del metal con el no metal. . Este método se puede utilizar para obtener sales de ácidos libres de oxígeno.

Zn+Cl2 →ZnCl2

2. Reacción entre ácido y base. (reacción de neutralización). Las reacciones de este tipo son de gran importancia práctica (reacciones cualitativas a la mayoría de los cationes siempre van acompañadas de la liberación de agua):

NaOH+HCl→NaCl+H2O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Interacción de un óxido básico con uno ácido. :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Reacción entre óxido de ácido y base. :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Reacción entre óxido básico y ácido. :

Na2O+2HCl→2NaCl+H2O

CuO+2HNO3 =Cu(NO3)2 +H2O

6. Interacción directa del metal con el ácido. Esta reacción puede ir acompañada del desprendimiento de hidrógeno. La liberación o no de hidrógeno depende de la actividad del metal, las propiedades químicas del ácido y su concentración (ver Propiedades de los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados).

Zn+2HCl=ZnCl2 +H2

H2SO4 +Zn=ZnSO4 +H2

7. Interacción de la sal con el ácido. . Esta reacción ocurrirá siempre que el ácido que forma la sal sea más débil o más volátil que el ácido que reaccionó:

Na2CO3 +2HNO3 =2NaNO3 +CO2 +H2O

8. Interacción de la sal con el óxido de ácido. Las reacciones ocurren solo cuando se calientan, por lo tanto, el óxido que reacciona debe ser menos volátil que el que se forma después de la reacción:

CaCO3 +SiO2 =CaSiO3 +CO2

9. Interacción de no metal con álcali. . Los halógenos, el azufre y algunos otros elementos, al interactuar con los álcalis, dan sales libres de oxígeno y que contienen oxígeno:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (la reacción ocurre sin calentamiento)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (la reacción se produce con calentamiento)

3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O

10. Interacción entre dos sales. Este es el método más común de obtención de sales. Para hacer esto, ambas sales que entraron en la reacción deben ser altamente solubles y, dado que se trata de una reacción de intercambio iónico, para que se complete, uno de los productos de la reacción debe ser insoluble:

Na2CO3 +CaCl2 =2NaCl+CaCO3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. Interacción entre sal y metal. . La reacción ocurre si el metal está en la serie de voltaje del metal a la izquierda del contenido en la sal:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Descomposición térmica de sales. . Cuando se calientan algunas sales que contienen oxígeno, se forman otras nuevas, con menos contenido de oxígeno o sin oxígeno en absoluto:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Interacción de un no metal con la sal. Algunos no metales pueden combinarse con sales para formar nuevas sales:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Reacción de la base con la sal. . Dado que se trata de una reacción de intercambio iónico, para que se complete, es necesario que 1 de los productos de la reacción sea insoluble (esta reacción también se utiliza para convertir sales ácidas en intermedias):

FeCl3 +3NaOH=Fe(OH)3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K 2 SO 4 +H 2 O

Las sales dobles también se pueden obtener de esta forma:

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Interacción del metal con el álcali. Los metales anfóteros reaccionan con los álcalis formando complejos:

2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2

16. Interacción sales (óxidos, hidróxidos, metales) con ligandos:

2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2

AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 3 3 +12KCl

AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O

Editor: Galina Nikolaevna Kharlamova

La ciencia química moderna representa muchas ramas diferentes y cada una de ellas, además de su base teórica, tiene una gran importancia aplicada y práctica. Todo lo que tocas, todo lo que te rodea es un producto químico. Las secciones principales son la química orgánica e inorgánica. Consideremos qué clases principales de sustancias se clasifican como inorgánicas y qué propiedades tienen.

Principales categorías de compuestos inorgánicos.

Estos incluyen lo siguiente:

1. Óxidos.
2. Sal.
3. Jardines.
4. Ácidos.

Cada una de las clases está representada por una amplia variedad de compuestos de naturaleza inorgánica y es importante en casi cualquier estructura de la actividad económica e industrial humana. Todas las propiedades principales características de estos compuestos, su aparición en la naturaleza y su producción se estudian obligatoriamente en un curso de química escolar, en los grados 8-11.

Existe una tabla general de óxidos, sales, bases, ácidos, que presenta ejemplos de cada sustancia y su estado de agregación y aparición en la naturaleza. También se muestran las interacciones que describen propiedades químicas. Sin embargo, veremos cada una de las clases por separado y con más detalle.

Grupo de compuestos - óxidos

4. Reacciones como resultado de qué elementos cambian el CO

Yo +n O + C = Yo 0 + CO

1. Agua reactiva: formación de ácidos (excepción SiO 2)

CO + agua = ácido

2. Reacciones con bases:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reacciones con óxidos básicos: formación de sales.

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Reacciones OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Presentan propiedades duales e interactúan según el principio del método ácido-base (con ácidos, álcalis, óxidos básicos, óxidos ácidos). No interactúan con el agua.

1. Con ácidos: formación de sales y agua.

AO + ácido = sal + H 2 O

2. Con bases (álcalis): formación de hidroxocomplejos

Al 2 O 3 + LiOH + agua = Li

3. Reacciones con óxidos ácidos: obtención de sales

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reacciones con OO: formación de sales, fusión.

MnO + Rb 2 O = sal doble Rb 2 MnO 2

5. Reacciones de fusión con álcalis y carbonatos de metales alcalinos: formación de sales.

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Cada óxido superior, formado por un metal o un no metal, cuando se disuelve en agua, da un ácido o álcali fuerte.

Ácidos orgánicos e inorgánicos.

En el sonido clásico (basado en las posiciones de ED - disociación electrolítica - los ácidos son compuestos que en un ambiente acuoso se disocian en cationes H + y aniones de residuos ácidos An -. Sin embargo, hoy en día los ácidos se han estudiado cuidadosamente en condiciones anhidras, por lo que existen Hay muchas teorías diferentes sobre los hidróxidos.

Las fórmulas empíricas de óxidos, bases, ácidos y sales constan únicamente de símbolos, elementos e índices que indican su cantidad en una sustancia. Por ejemplo, los ácidos inorgánicos se expresan mediante la fórmula H + residuo ácido n-. Las sustancias orgánicas tienen una representación teórica diferente. Además de la empírica, puedes escribirles una fórmula estructural completa y abreviada, que reflejará no solo la composición y cantidad de la molécula, sino también el orden de los átomos, su conexión entre sí y la función principal. grupo para ácidos carboxílicos -COOH.

En los inorgánicos, todos los ácidos se dividen en dos grupos:

• sin oxígeno: HBr, HCN, HCL y otros;
• que contienen oxígeno (oxoácidos) - HClO 3 y todo lo que contiene oxígeno.

Los ácidos inorgánicos también se clasifican por estabilidad (estables o estables, todo excepto los ácidos carbónico y sulfuroso, inestables o inestables, los ácidos carbónico y sulfuroso). En términos de fuerza, los ácidos pueden ser fuertes: sulfúrico, clorhídrico, nítrico, perclórico y otros, así como débiles: sulfuro de hidrógeno, hipocloroso y otros.

La química orgánica no ofrece la misma variedad. Los ácidos que son de naturaleza orgánica se clasifican como ácidos carboxílicos. Su característica común es la presencia del grupo funcional -COOH. Por ejemplo, HCOOH (fórmico), CH 3 COOH (acético), C 17 H 35 COOH (esteárico) y otros.

Hay una serie de ácidos en los que se hace especial hincapié al considerar este tema en un curso de química escolar.

1. Solyanaya.
2. Nitrógeno.
3. Ortofosfórico.
4. Hidrobromico.
5. Carbón.
6. Yoduro de hidrógeno.
7. Sulfúrico.
8. Acético o etano.
9. Butano o aceite.
10. Benjuí.

Estos 10 ácidos en química son sustancias fundamentales de la clase correspondiente tanto en el curso escolar como en general en la industria y la síntesis.

Propiedades de los ácidos inorgánicos.

Las principales propiedades físicas incluyen, en primer lugar, los diferentes estados de agregación. Después de todo, hay una serie de ácidos que en condiciones normales se presentan en forma de cristales o polvos (bórico, ortofosfórico). La gran mayoría de los ácidos inorgánicos conocidos son líquidos diferentes. Los puntos de ebullición y fusión también varían.

Los ácidos pueden provocar quemaduras graves, ya que tienen el poder de destruir el tejido orgánico y la piel. Los indicadores se utilizan para detectar ácidos:

• naranja de metilo (en ambiente normal - naranja, en ácidos - rojo),
• tornasol (en neutro - violeta, en ácidos - rojo) o algunos otros.

Las propiedades químicas más importantes incluyen la capacidad de interactuar con sustancias tanto simples como complejas.

Al interactuar con metales, no todos los ácidos reaccionan por igual. La química (noveno grado) en la escuela implica un estudio muy superficial de tales reacciones, sin embargo, incluso en este nivel se consideran las propiedades específicas de los ácidos nítrico y sulfúrico concentrados cuando interactúan con metales.

Hidróxidos: álcalis, bases anfóteras y insolubles.

Óxidos, sales, bases, ácidos: todas estas clases de sustancias tienen una naturaleza química común, que se explica por la estructura de la red cristalina, así como por la influencia mutua de los átomos en las moléculas. Sin embargo, si fue posible dar una definición muy específica para los óxidos, entonces es más difícil hacerlo para los ácidos y las bases.

Al igual que los ácidos, las bases, según la teoría de la DE, son sustancias que pueden descomponerse en una solución acuosa en cationes metálicos Me n + y aniones de grupos hidroxilo OH - .

• Solubles o álcalis (bases fuertes que cambian. Formadas por metales de los grupos I y II. Ejemplo: KOH, NaOH, LiOH (es decir, se tienen en cuenta elementos solo de los subgrupos principales);
• Ligeramente soluble o insoluble (concentración media, no cambia el color de los indicadores). Ejemplo: hidróxido de magnesio, hierro (II), (III) y otros.
• Molecular (bases débiles, en un ambiente acuoso se disocian reversiblemente en moléculas de iones). Ejemplo: N 2 H 4, aminas, amoniaco.
• Hidróxidos anfóteros (muestran propiedades duales de ácido básico). Ejemplo: berilio, zinc, etc.

Cada grupo presentado se estudia en el curso de química escolar en la sección “Fundamentos”. La química en los grados 8-9 implica un estudio detallado de álcalis y compuestos poco solubles.

Principales propiedades características de las bases.

Todos los álcalis y compuestos poco solubles se encuentran en la naturaleza en estado cristalino sólido. Al mismo tiempo, sus temperaturas de fusión suelen ser bajas y los hidróxidos poco solubles se descomponen cuando se calientan. El color de las bases es diferente. Si los álcalis son blancos, los cristales de bases moleculares y poco solubles pueden ser de colores muy diferentes. La solubilidad de la mayoría de los compuestos de esta clase se puede ver en la tabla, que presenta las fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sales y muestra su solubilidad.

Los álcalis pueden cambiar el color de los indicadores de la siguiente manera: fenolftaleína - carmesí, naranja de metilo - amarillo. Esto está garantizado por la presencia libre de grupos hidroxo en la solución. Es por eso que las bases poco solubles no dan tal reacción.

Las propiedades químicas de cada grupo de bases son diferentes.

Estas son la mayoría de las propiedades químicas que exhiben las bases. La química de las bases es bastante sencilla y sigue las leyes generales de todos los compuestos inorgánicos.

Clase de sales inorgánicas. Clasificación, propiedades físicas.

Según las disposiciones de la ED, las sales pueden denominarse compuestos inorgánicos que se disocian en una solución acuosa en cationes metálicos Me +n y aniones de residuos ácidos An n-. Así es como puedes imaginar las sales. La química da más de una definición, pero esta es la más precisa.

Además, según su naturaleza química, todas las sales se dividen en:

• Ácido (que contiene un catión de hidrógeno). Ejemplo: NaHSO4.
• Básico (que contiene un grupo hidroxo). Ejemplo: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medio (consiste únicamente en un catión metálico y un residuo ácido). Ejemplo: NaCL, CaSO 4.
• Doble (incluye dos cationes metálicos diferentes). Ejemplo: NaAl(SO 4) 3.
• Complejo (hidroxocomplejos, aquacomplejos y otros). Ejemplo: K 2.

Las fórmulas de las sales reflejan su naturaleza química y también indican la composición cualitativa y cuantitativa de la molécula.

Los óxidos, sales, bases y ácidos tienen diferentes capacidades de solubilidad, que se pueden consultar en la tabla correspondiente.

Si hablamos del estado de agregación de las sales, entonces debemos notar su uniformidad. Existen sólo en estado sólido, cristalino o en polvo. La gama cromática es bastante variada. Las soluciones de sales complejas suelen tener colores brillantes y saturados.

Interacciones químicas para la clase de sales medias.

Tienen propiedades químicas similares a las bases, ácidos y sales. Los óxidos, como ya hemos examinado, se diferencian algo de ellos en este factor.

En total, se pueden distinguir 4 tipos principales de interacciones para las sales medias.

I. Interacción con ácidos (solo fuertes desde el punto de vista de la DE) con la formación de otra sal y un ácido débil:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacciones con hidróxidos solubles produciendo sales y bases insolubles:

CuSO 4 + 2LiOH = Sal soluble de 2LiSO 4 + base insoluble de Cu(OH) 2

III. Reacción con otra sal soluble para formar una sal insoluble y otra soluble:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reacciones con metales situados en el EHRNM a la izquierda del que forma la sal. En este caso, el metal que reacciona no debería interactuar con el agua en condiciones normales:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Estos son los principales tipos de interacciones características de las sales medias. Las fórmulas de las sales complejas, básicas, dobles y ácidas hablan por sí solas de la especificidad de las propiedades químicas exhibidas.

Las fórmulas de óxidos, bases, ácidos y sales reflejan la esencia química de todos los representantes de estas clases de compuestos inorgánicos y, además, dan una idea del nombre de la sustancia y sus propiedades físicas. Por tanto, se debe prestar especial atención a su redacción. La ciencia de la química, generalmente asombrosa, nos ofrece una gran variedad de compuestos. Óxidos, bases, ácidos, sales: esto es sólo una parte de la inmensa diversidad.

Se conocen una gran cantidad de reacciones que conducen a la formación de sales. Te presentamos los más importantes de ellos.

1. Interacción de ácidos con bases. (reacción de neutralización):

norteaOH + HNO 3 = norteANO 3 + norte 2 ACERCA DE

Alabama(OH) 3 + 3NS1 =AlCl 3 + 3H 2 ACERCA DE

2. Interacción de metales con ácidos:

Fmi + 2HCl = FeCl 2 + norte 2 

zinc+ norte 2 SACERCA DE 4 div. = ZnSO 4 + norte 2 

3. Interacción de ácidos con óxidos básicos y anfóteros:

CONuO+ norte 2 ENTONCES 4 =CuSO 4 + norte 2 ACERCA DE

Zno + 2 HCl = zincCONyo 2 + norte 2 ACERCA DE

4. Interacción de ácidos con sales:

FeCl 2 + h 2 S = FES + 2 HCl

AgNO 3 + HCl = AgCl +HNO 3

Ba(NO 3 ) 2 +H 2 ENTONCES 4 = BaSO 4  + 2HNO 3

5. Interacción de soluciones de dos sales diferentes:

BaCl 2 +Na 2 ENTONCES 4 = VirginiaENTONCES 4  +2NаСyo

Pb(NO 3 ) 2 + 2NaCl =RbCON1 2  + 2NaNO 3

6. Interacción de bases con óxidos ácidos (álcalis con óxidos anfóteros):

Ca(OH) 2 +CO 2 = CaCO 3  + norte 2 ACERCA DE,

2 norteAón (TELEVISOR) + Zno N / A 2 Zno 2 + norte 2 ACERCA DE

7. Interacción de óxidos básicos con ácidos:

saO + SiO 2 saSiO 3

N / A 2 O+SO 3 =No 2 ENTONCES 4

8. Interacción de metales con no metales:

2K + T1 2 = 2KS1

Fmi +S FmiS

9. Interacción de metales con sales.

Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Hg + Cu(NO 3 ) 2

Pb(NO 3 ) 2 +Zn=Rb + Zn(NO 3 ) 2

10. Interacción de soluciones alcalinas con soluciones salinas.

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 +H 2 oh

1. Uso de sales.

Varias sales son compuestos necesarios en cantidades significativas para garantizar las funciones vitales de los organismos animales y vegetales (sales de sodio, potasio, calcio, así como sales que contienen los elementos nitrógeno y fósforo). A continuación, utilizando ejemplos de sales individuales, se muestran las áreas de aplicación de los representantes de esta clase de compuestos inorgánicos, incluso en la industria petrolera.

norteaС1- cloruro de sodio (sal de mesa, sal de mesa). La amplitud del uso de esta sal se evidencia en el hecho de que la producción mundial de esta sustancia supera los 200 millones de toneladas.

Esta sal se utiliza ampliamente en la industria alimentaria y sirve como materia prima para la producción de cloro, ácido clorhídrico, hidróxido de sodio y carbonato de sodio. (N / A 2 CO 3 ). El cloruro de sodio encuentra una variedad de usos en la industria petrolera, por ejemplo, como aditivo en los fluidos de perforación para aumentar la densidad, prevenir la formación de cavidades al perforar pozos, como regulador del tiempo de fraguado de las composiciones de lechadas de cemento, para reducir la congelación. punto (anticongelante) de los fluidos de perforación y cemento.

KS1- cloruro de potasio. Incluido en los fluidos de perforación que ayudan a mantener la estabilidad de las paredes de los pozos en rocas arcillosas. El cloruro de potasio se utiliza en cantidades importantes en la agricultura como macrofertilizante.

N / A 2 CO 3 - carbonato de sodio (soda). Incluido en mezclas para la producción de vidrio y detergentes. Reactivo para aumentar la alcalinidad del ambiente, mejorando la calidad de las arcillas para fluidos de perforación arcillosos. Se utiliza para eliminar la dureza del agua al prepararla para su uso (por ejemplo, en calderas) y se usa ampliamente para purificar gas natural a partir de sulfuro de hidrógeno y para la producción de reactivos para fluidos de perforación y cementación.

Alabama 2 (ENTONCES 4 ) 3 - sulfato de aluminio. Componente de fluidos de perforación, coagulante para purificar agua de partículas finas en suspensión, componente de mezclas viscoelásticas para aislar zonas de absorción en pozos de petróleo y gas.

norteA 2 EN 4 ACERCA DE 7 - tetraborato de sodio (bórax). Es un reactivo eficaz: un retardador de morteros de cemento, un inhibidor de la destrucción termooxidativa de reactivos protectores a base de éteres de celulosa.

BASACERCA DE 4 - sulfato de bario (barita, espato pesado). Se utiliza como agente de peso (  4,5 g/cm 3) para perforación y lechadas de cemento.

fe 2 ENTONCES 4 - sulfato de hierro (I) (sulfato de hierro). Se utiliza para la preparación de lignosulfonato de ferrocromo, un reactivo-estabilizador para fluidos de perforación, un componente de fluidos de perforación en emulsión altamente eficaces a base de hidrocarburos.

FeS1 3 - cloruro férrico (III). En combinación con álcali, se utiliza para purificar el agua del sulfuro de hidrógeno al perforar pozos con agua, para inyección en formaciones que contienen sulfuro de hidrógeno para reducir su permeabilidad, como aditivo en cementos para aumentar su resistencia a la acción de sulfuro de hidrógeno, para purificar el agua de partículas en suspensión.

caco 3 - carbonato de calcio en forma de tiza, piedra caliza. Es una materia prima para la producción de cal viva CaO y cal apagada Ca(OH) 2. Utilizado en metalurgia como fundente. Se utiliza en la perforación de pozos de petróleo y gas como agente de ponderación y relleno para fluidos de perforación. El carbonato de calcio en forma de mármol con un cierto tamaño de partícula se utiliza como apuntalante durante la fracturación hidráulica de formaciones productivas para mejorar la recuperación de petróleo.

CaSO 4 - sulfato de calcio. En forma de alabastro (2СаSO 4 · Н 2 О) se usa ampliamente en la construcción y forma parte de mezclas cementosas de endurecimiento rápido para aislar zonas de absorción. Cuando se agrega a los fluidos de perforación en forma de anhidrita (CaSO 4) o yeso (CaSO 4 · 2H 2 O), imparte estabilidad a las rocas arcillosas perforadas.

CaCl 2 - cloruro de calcio. Se utiliza para preparar soluciones de perforación y cementación para perforar rocas inestables, reduce en gran medida el punto de congelación de las soluciones (anticongelante). Se utiliza para crear soluciones de alta densidad que no contienen fase sólida, efectivas para abrir formaciones productivas.

norteA 2 SiACERCA DE 3 - silicato de sodio (vidrio soluble). Se utiliza para consolidar suelos inestables y preparar mezclas de fraguado rápido para aislar zonas de absorción. Se utiliza como inhibidor de la corrosión de metales, como componente de algunos cementos de perforación y soluciones amortiguadoras.

AgNO 3 - nitrato de plata. Se utiliza para análisis químicos, incluidas aguas de formación y filtrados de fluidos de perforación para determinar el contenido de iones de cloro.

N / A 2 ENTONCES 3 - sulfito de sodio. Se utiliza para eliminar químicamente el oxígeno (desaireación) del agua para combatir la corrosión durante la inyección de aguas residuales. Inhibir la destrucción termooxidativa de reactivos protectores.

N / A 2 cr 2 ACERCA DE 7 - bicromato de sodio. Se utiliza en la industria petrolera como reductor de viscosidad a alta temperatura para fluidos de perforación, inhibidor de la corrosión del aluminio y para la preparación de varios reactivos.