Tableau des propriétés chimiques des sels avec exemples. Propriétés chimiques des sels

Raisons

Les bases sont des composés qui contiennent uniquement des ions hydroxyde OH - sous forme d'anion. Le nombre d'ions hydroxyde pouvant être remplacés par un résidu acide détermine l'acidité de la base. À cet égard, les bases sont à un, deux et polyacides, cependant, les vraies bases incluent le plus souvent un et deux acides. Parmi elles, il convient de distinguer les bases hydrosolubles et insolubles dans l'eau. Veuillez noter que les bases solubles dans l'eau et qui se dissocient presque complètement sont appelées alcalis (électrolytes forts). Il s'agit notamment des hydroxydes d'éléments alcalins et alcalino-terreux et en aucun cas d'une solution d'ammoniaque dans l'eau.

Le nom de la base commence par le mot hydroxyde, après quoi le nom russe du cation est donné au génitif et sa charge est indiquée entre parenthèses. Il est permis d'énumérer le nombre d'ions hydroxyde en utilisant les préfixes di-, tri-, tétra. Par exemple : Mn(OH) 3 - hydroxyde de manganèse (III) ou trihydroxyde de manganèse.

A noter qu'il existe une relation génétique entre les bases et les oxydes basiques : les oxydes basiques correspondent aux bases. Ainsi, les cations basiques ont le plus souvent une charge de un ou deux, ce qui correspond aux états d'oxydation les plus bas des métaux.

Rappelez-vous les méthodes de base pour obtenir des bases

1. Interaction des métaux actifs avec l'eau :

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

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

Interaction des oxydes basiques avec l'eau :

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

MgO + H 2 O = Mg(OH) 2.

3. Interaction des sels avec les alcalis :

MnSO 4 + 2KOH = Mn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = 2NaOH + CaCO 3

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

Électrolyse de solutions aqueuses salines avec diaphragme :

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + H 2

Veuillez noter qu'à l'étape 3, les réactifs de départ doivent être sélectionnés de telle manière que parmi les produits de réaction il y ait soit un composé peu soluble, soit un électrolyte faible.

Notez que lorsque l’on considère les propriétés chimiques des bases, les conditions de réaction dépendent de la solubilité de la base.

1. Interaction avec les acides :

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

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

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

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

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

2. Interaction avec les oxydes d'acide :

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

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

Fe(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe(PO 3) 2 + H 2 O

3Fe(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe 3 (PO 4) 2 + 2H 2 O

3. Interaction avec les oxydes amphotères :

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. Interaction avec les hydroxydes amphétériques :

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

3NaOH + Cr(OH) 3 = Na 3

Interaction avec les sels.

Aux réactions décrites au point 3 des modalités de préparation, il convient d'ajouter :

2ZnSO 4 + 2KOH = (ZnOH) 2 S0 4 + K 2 SO 4

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

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

Cu(OH) 2 + 4NH 3 ∙H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O

6. Oxydation en hydroxydes ou sels amphotères :

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2Cr(OH) 2 + 2H 2 O + Na 2 O 2 + 4NaOH = 2Na 3.

7. Décomposition thermique :

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.

Veuillez noter que les hydroxydes de métaux alcalins, à l'exception du lithium, ne participent pas à de telles réactions.

!!!Y a-t-il des précipitations alcalines ?!!! Oui, il y en a, mais elles ne sont pas aussi répandues que les précipitations acides, sont peu connues et leur impact sur les objets environnementaux n'a pratiquement pas été étudié. Néanmoins, leur considération mérite attention.

L’origine des précipitations alcalines peut s’expliquer comme suit.

CaCO 3 →CaO + CO 2

Dans l'atmosphère, l'oxyde de calcium se combine à la vapeur d'eau lors de la condensation, à la pluie ou au grésil, formant de l'hydroxyde de calcium :

CaO + H 2 O →Ca(OH) 2,

ce qui crée une réaction alcaline de précipitation atmosphérique. À l’avenir, il sera possible de faire réagir de l’hydroxyde de calcium avec du dioxyde de carbone et de l’eau pour former du carbonate de calcium et du bicarbonate de calcium :

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HC0 3) 2.

L'analyse chimique de l'eau de pluie a montré qu'elle contient des ions sulfate et nitrate en petites quantités (environ 0,2 mg/l). Comme on le sait, la nature acide des précipitations est due aux acides sulfurique et nitrique. Dans le même temps, il existe une teneur élevée en cations calcium (5-8 mg/l) et en ions bicarbonate, dont la teneur dans le domaine des entreprises de construction est 1,5 à 2 fois plus élevée que dans d'autres. zones de la ville, et s'élève à 18-24 mg/l. Cela montre que le système de carbonate de calcium et les processus qui s'y déroulent jouent un rôle majeur dans la formation de sédiments alcalins locaux, comme mentionné ci-dessus.

Les précipitations alcalines affectent les plantes ; des changements dans la structure phénotypique des plantes sont notés. Il y a des traces de « brûlures » sur les limbes des feuilles, une couche blanche sur les feuilles et un état déprimé des plantes herbacées.

Qui sont constitués d’un anion (résidu acide) et d’un cation (atome métallique). Dans la plupart des cas, il s'agit de substances cristallines de différentes couleurs et de solubilité différente dans l'eau. Le représentant le plus simple de cette classe de composés est (NaCl).

Les sels sont divisés en acides, normaux et basiques.

Les normaux (moyens) se forment dans les cas où tous les atomes d'hydrogène d'un acide sont remplacés par des atomes métalliques ou lorsque tous les groupes hydroxyle de la base sont remplacés par des résidus acides d'acides (par exemple, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). Lors de la dissociation électrolytique, ils se décomposent en anions métalliques chargés positivement et en résidus acides chargés négativement.

Propriétés chimiques des sels de ce groupe :

Se décompose lorsqu'il est exposé à des températures élevées ;

Sont sujets à l'hydrolyse (interaction avec l'eau) ;

Ils entrent dans des réactions d'échange avec des acides, d'autres sels et bases. Il convient de rappeler certaines caractéristiques de ces réactions :

Une réaction avec un acide n'a lieu que lorsqu'il est différent de celui d'où provient le sel ;

Une réaction avec une base se produit lorsqu’une substance insoluble se forme ;

Une solution saline réagit avec un métal si elle se trouve dans la série de tensions électrochimiques à gauche du métal qui fait partie du sel ;

Les composés salins dans les solutions interagissent les uns avec les autres si un produit métabolique insoluble se forme ;

Redox, qui peut être associé aux propriétés d'un cation ou d'un anion.

Les sels d'acide sont obtenus dans les cas où seule une partie des atomes d'hydrogène de l'acide est remplacée par des atomes métalliques (par exemple, NaHSO4, CaHPO4). Lors de la dissociation électrolytique, ils forment de l'hydrogène et des cations métalliques, des anions du résidu acide. Les propriétés chimiques des sels de ce groupe incluent donc les caractéristiques suivantes des composés salins et acides :

Soumis à une décomposition thermique avec formation de sel moyen ;

Réagir avec un alcali pour former du sel normal.

Les sels basiques sont obtenus dans les cas où seule une partie des groupes hydroxyles des bases est remplacée par des résidus acides d'acides (par exemple, Cu (OH) ou Cl, Fe (OH) CO3). Ces composés se dissocient en cations métalliques et en anions hydroxyle et acide. Les propriétés chimiques des sels de ce groupe comprennent les caractéristiques chimiques caractéristiques à la fois des substances salines et des bases :

Caractérisé par une décomposition thermique ;

Interagissez avec l’acide.

Il y a aussi la notion de complexe et

Les complexes contiennent un anion ou un cation complexe. Les propriétés chimiques des sels de ce type comprennent des réactions de destruction de complexes, accompagnées de la formation de composés peu solubles. De plus, ils sont capables d’échanger des ligands entre les sphères interne et externe.

Les doubles ont deux cations différents et peuvent réagir avec des solutions alcalines (réaction de réduction).

Méthodes d'obtention de sels

Ces substances peuvent être obtenues des manières suivantes :

L'interaction des acides avec des métaux capables de déplacer les atomes d'hydrogène ;

Dans la réaction des bases et des acides, lorsque les groupes hydroxyles des bases sont échangés avec les résidus acides des acides ;

L'action des acides sur les amphotères et les sels ou métaux ;

L'action des bases sur les oxydes acides ;

Réaction entre les oxydes acides et basiques ;

L'interaction des sels entre eux ou avec des métaux ;

Obtention de sels à partir de réactions de métaux avec des non-métaux ;

Les composés salins acides sont obtenus en faisant réagir un sel moyen avec un acide du même nom ;

Les substances salines basiques sont obtenues en faisant réagir du sel avec une petite quantité d’alcali.

Ainsi, les sels peuvent être obtenus de plusieurs manières, car ils sont formés à la suite de nombreuses réactions chimiques entre diverses substances et composés inorganiques.

Les sels sont le produit du remplacement des atomes d’hydrogène dans un acide par un métal. Les sels solubles dans la soude se dissocient en un cation métallique et un anion résidu acide. Les sels sont divisés en :

· Moyenne

· Basique

· Complexe

· Double

· Mixte

Sels moyens. Ce sont des produits de remplacement complet des atomes d'hydrogène dans un acide par des atomes métalliques, ou par un groupe d'atomes (NH 4 +) : MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Les noms des sels moyens proviennent des noms de métaux et d'acides : CuSO 4 - sulfate de cuivre, Na 3 PO 4 - phosphate de sodium, NaNO 2 - nitrite de sodium, NaClO - hypochlorite de sodium, NaClO 2 - chlorite de sodium, NaClO 3 - chlorate de sodium , NaClO 4 - perchlorate de sodium, CuI - iodure de cuivre(I), CaF 2 - fluorure de calcium. Vous devez également vous rappeler quelques noms triviaux : NaCl - sel de table, KNO3 - nitrate de potassium, K2CO3 - potasse, Na2CO3 - carbonate de sodium, Na2CO3∙10H2O - soude cristalline, CuSO4 - sulfate de cuivre, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O - borax, Na 2 SO 4 . 10H 2 O-Sel de Glauber. Sels doubles. Ce sel , contenant deux types de cations (atomes d'hydrogène polybasique les acides sont remplacés par deux cations différents) : MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 .Les sels doubles en tant que composés individuels n'existent que sous forme cristalline. Une fois dissous dans l'eau, ils sont complètementse dissocier en ions métalliques et en résidus acides (si les sels sont solubles), par exemple :

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Il est à noter que la dissociation des sels doubles dans les solutions aqueuses se produit en 1 étape. Pour nommer des sels de ce type, il faut connaître les noms de l'anion et de deux cations : MgNH4PO4 - phosphate d'ammonium et de magnésium.

Sels complexes.Ce sont des particules (molécules neutres ouions ), qui sont formés à la suite de l'adhésion à un ion (ou atome ), appelé agent complexant, des molécules neutres ou d'autres ions appelés ligands. Les sels complexes sont divisés en :

1) Complexes cationiques

Cl 2 - dichlorure de tétraammine zinc(II)
Cl2- di chlorure d'hexaammine-cobalt(II)

2) Complexes anioniques

K2 - tétrafluorobéryllate de potassium (II)
Li-tétrahydridealuminate de lithium (III)
K3 -hexacyanoferrate de potassium(III)

La théorie de la structure des composés complexes a été développée par le chimiste suisse A. Werner.

Sels acides– produits de remplacement incomplet des atomes d'hydrogène dans les acides polybasiques par des cations métalliques.

Par exemple : NaHCO 3

Propriétés chimiques :
Réagir avec les métaux situés dans la série de tensions à gauche de l'hydrogène.
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Notez que pour de telles réactions, il est dangereux de prendre des métaux alcalins, car ils réagiront d'abord avec l'eau avec une libération importante d'énergie, et une explosion se produira, puisque toutes les réactions se produisent dans des solutions.

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

Les sels acides réagissent avec les solutions alcalines et forment des sels moyens et de l'eau :

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O

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

Les sels d'acide réagissent avec des solutions de sels moyens si du gaz est libéré, un précipité se forme ou de l'eau est libérée :

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

Les sels d'acide réagissent avec les acides si le produit acide de la réaction est plus faible ou plus volatil que celui ajouté.

NaHCO 3 + HCl → NaCl + CO 2 + H 2 O

Les sels acides réagissent avec les oxydes basiques pour libérer de l'eau et des sels moyens :

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

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Les sels d'acides (notamment les bicarbonates) se décomposent sous l'influence de la température :
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Reçu:

Les sels d'acide se forment lorsqu'un alcali est exposé à une solution en excès d'un acide polybasique (réaction de neutralisation) :

NaOH + H 2 SO 4 →NaHSO 4 + H 2 O

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

Les sels d'acide sont formés en dissolvant des oxydes basiques dans des acides polybasiques :
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Les sels d'acide se forment lorsque des métaux sont dissous dans une solution en excès d'un acide polybasique :
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Les sels acides se forment à la suite de l'interaction d'un sel moyen et d'un acide, qui forme l'anion du sel moyen :
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Sels basiques :

Les sels basiques sont le produit d'un remplacement incomplet du groupe hydroxo dans les molécules de bases polyacides par des résidus acides.

Exemple : MgOHNO 3,FeOHCl.

Propriétés chimiques :
Les sels basiques réagissent avec l’excès d’acide pour former un sel moyen et de l’eau.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Les sels basiques sont décomposés par la température :

2 CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

Préparation des sels basiques :
Interaction des sels d'acides faibles avec des sels moyens :
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Hydrolyse de sels formés d'une base faible et d'un acide fort :

ZnCl 2 + H 2 O → Cl + HCl

La plupart des sels basiques sont légèrement solubles. Beaucoup d'entre eux sont des minéraux, par ex. malachite Cu 2 CO 3 (OH) 2 et hydroxyapatite Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Les propriétés des sels mélangés ne sont pas abordées dans un cours de chimie scolaire, mais il est important de connaître leur définition.
Les sels mixtes sont des sels dans lesquels les résidus acides de deux acides différents sont liés à un cation métallique.

Un bon exemple est la chaux décolorante Ca(OCl)Cl (eau de Javel).

Nomenclature:

1. Le sel contient un cation complexe

Tout d’abord, le cation est nommé, puis les ligands inclus dans la sphère interne sont les anions, se terminant par « o » ( Cl - - chloro, OH - -hydroxy), puis des ligands, qui sont des molécules neutres ( NH 3 -amine, H 2 O -aquo).S'il y a plus de 1 ligands identiques, leur nombre est indiqué par des chiffres grecs : 1 - mono, 2 - di, 3 - trois, 4 - tétra, 5 - penta, 6 - hexa, 7 - hepta, 8 - octa, 9 - nona, 10 - déca. Ce dernier est appelé ion complexant, indiquant sa valence entre parenthèses si elle est variable.

[Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-hydroxyde de diamine d'argent ( JE)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -chlorure dichloro o cobalt tétraamine ( III)

2. Le sel contient un anion complexe.

Tout d'abord, les ligands - les anions - sont nommés, puis les molécules neutres entrant dans la sphère interne se terminant par « o » sont nommées, en indiquant leur nombre avec des chiffres grecs. Ce dernier est appelé ion complexant en latin, avec le suffixe « at », indiquant la valence entre parenthèses. Ensuite, le nom du cation situé dans la sphère externe est écrit ; le nombre de cations n'est pas indiqué.

Potassium K 4 -hexacyanoferrate (II) (réactif pour les ions Fe 3+)

K 3 - hexacyanoferrate de potassium (III) (réactif pour les ions Fe 2+)

Na 2 -tétrahydroxozincate de sodium

La plupart des ions complexants sont des métaux. Les éléments d présentent la plus grande tendance à la formation complexe. Autour de l'ion complexant central se trouvent des ions de charges opposées ou des molécules neutres - ligands ou additifs.

L'ion complexant et les ligands constituent la sphère interne du complexe (entre crochets) ; le nombre de ligands coordonnés autour de l'ion central est appelé numéro de coordination.

Les ions qui ne pénètrent pas dans la sphère intérieure forment la sphère extérieure. Si l’ion complexe est un cation, alors il y a des anions dans la sphère externe et vice versa, si l’ion complexe est un anion, alors il y a des cations dans la sphère externe. Les cations sont généralement des ions de métaux alcalins et alcalino-terreux, le cation ammonium. Lorsqu'ils sont dissociés, les composés complexes donnent des ions complexes complexes qui sont assez stables dans les solutions :

K3 ↔3K + + 3-

Si nous parlons de sels acides, alors lors de la lecture de la formule, le préfixe hydro- se prononce, par exemple :
Hydrosulfure de sodium NaHS

Bicarbonate de sodium NaHCO 3

Avec les sels basiques, le préfixe est utilisé hydroxo- ou dihydroxo-

(dépend de l'état d'oxydation du métal dans le sel), par exemple :
hydroxychlorure de magnésiumMg(OH)Cl, dihydroxychlorure d'aluminium Al(OH) 2 Cl

Méthodes d'obtention des sels :

1. Interaction directe du métal avec le non-métal . Cette méthode peut être utilisée pour obtenir des sels d'acides sans oxygène.

Zn+Cl2 →ZnCl2

2. Réaction entre acide et base (réaction de neutralisation). Les réactions de ce type sont d'une grande importance pratique (réactions qualitatives à la plupart des cations) ; elles s'accompagnent toujours d'un dégagement d'eau :

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Interaction d'un oxyde basique avec un oxyde acide :

SO 3 + BaO → BaSO 4 ↓

4. Réaction entre l'oxyde d'acide et la base :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Réaction entre l'oxyde basique et l'acide :

Na 2 O + 2HCl → 2NaCl + H 2 O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H 2 O

6. Interaction directe du métal avec l'acide. Cette réaction peut s'accompagner d'un dégagement d'hydrogène. La libération ou non d'hydrogène dépend de l'activité du métal, des propriétés chimiques de l'acide et de sa concentration (voir Propriétés des acides sulfurique et nitrique concentrés).

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2

7. Interaction du sel avec l'acide . Cette réaction se produira à condition que l'acide formant le sel soit plus faible ou plus volatil que l'acide qui a réagi :

Na 2 CO 3 +2HNO 3 =2NaNO 3 +CO 2 +H 2 O

8. Interaction du sel avec l'oxyde d'acide. Les réactions ne se produisent que lorsqu'elles sont chauffées, par conséquent, l'oxyde réagissant doit être moins volatil que celui formé après la réaction :

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Interaction du non-métal avec l'alcali . Les halogènes, le soufre et certains autres éléments, interagissant avec les alcalis, donnent des sels sans oxygène et contenant de l'oxygène :

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (la réaction se produit sans chauffage)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (la réaction se produit avec chauffage)

3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

10. Interaction entre deux sels. C'est la méthode la plus courante pour obtenir des sels. Pour ce faire, les deux sels entrés dans la réaction doivent être hautement solubles, et comme il s'agit d'une réaction d'échange d'ions, pour qu'elle se termine, l'un des produits de la réaction doit être insoluble :

Na 2 CO 3 +CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. Interaction entre le sel et le métal . La réaction se produit si le métal est dans la série de tensions métalliques à gauche de celle contenue dans le sel :

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 + Cu↓

12. Décomposition thermique des sels . Lorsque certains sels contenant de l'oxygène sont chauffés, de nouveaux se forment, avec moins de teneur en oxygène, voire pas du tout d'oxygène :

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Interaction d'un non-métal avec le sel. Certains non-métaux sont capables de se combiner avec des sels pour former de nouveaux sels :

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Réaction de la base avec le sel . Puisqu'il s'agit d'une réaction d'échange d'ions, pour qu'elle se déroule jusqu'à son terme, il est nécessaire que 1 des produits de réaction soit insoluble (cette réaction est également utilisée pour convertir les sels acides en sels intermédiaires) :

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

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

Les sels doubles peuvent également être obtenus de cette manière :

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Interaction du métal avec l'alcali. Les métaux amphotères réagissent avec les alcalis pour former des complexes :

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

16. Interaction sels (oxydes, hydroxydes, métaux) avec ligands :

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

AgCl+3NH 4 OH=OH+NH 4 Cl+2H 2 O

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

AgCl+2NH 4 OH=Cl+2H 2 O

Editeur : Galina Nikolaïevna Kharlamova

La science chimique moderne représente de nombreuses branches différentes et chacune d'elles, en plus de sa base théorique, a une grande importance appliquée et pratique. Quoi que vous touchiez, tout ce qui vous entoure est un produit chimique. Les principales sections sont la chimie inorganique et organique. Examinons quelles principales classes de substances sont classées comme inorganiques et quelles propriétés elles possèdent.

Principales catégories de composés inorganiques

Ceux-ci incluent les éléments suivants :

1. Oxydes.
2. Sel.
3. Terrains.
4. Acides.

Chacune des classes est représentée par une grande variété de composés de nature inorganique et est importante dans presque toutes les structures de l'activité économique et industrielle humaine. Toutes les principales propriétés caractéristiques de ces composés, leur présence dans la nature et leur production sont étudiées sans faute dans un cours de chimie scolaire, de la 8e à la 11e année.

Il existe un tableau général des oxydes, sels, bases, acides, qui présente des exemples de chaque substance et leur état d'agrégation et leur présence dans la nature. Les interactions qui décrivent les propriétés chimiques sont également présentées. Cependant, nous examinerons chacune des classes séparément et plus en détail.

Groupe de composés - oxydes

4. Réactions à la suite desquelles les éléments changent de CO

Moi + n O + C = Moi 0 + CO

1. Eau réactive : formation d'acides (exception SiO 2)

CO + eau = acide

2. Réactions avec des bases :

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

3. Réactions avec les oxydes basiques : formation de sels

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

4. Réactions OVR :

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ils présentent des propriétés doubles et interagissent selon le principe de la méthode acide-base (avec les acides, les alcalis, les oxydes basiques, les oxydes d'acide). Ils n'interagissent pas avec l'eau.

1. Avec les acides : formation de sels et d’eau

AO + acide = sel + H 2 O

2. Avec des bases (alcalis) : formation de complexes hydroxo

Al 2 O 3 + LiOH + eau = Li

3. Réactions avec les oxydes d'acide : obtention de sels

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Réactions avec OO : formation de sels, fusion

MnO + Rb 2 O = sel double Rb 2 MnO 2

5. Réactions de fusion avec les alcalis et les carbonates de métaux alcalins : formation de sels

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

Chaque oxyde supérieur, formé soit par un métal, soit par un non-métal, lorsqu'il est dissous dans l'eau, donne un acide ou un alcali fort.

Acides organiques et inorganiques

En son classique (basé sur les positions de ED - dissociation électrolytique - les acides sont des composés qui, dans un environnement aqueux, se dissocient en cations H + et en anions de résidus acides An -. Cependant, aujourd'hui, les acides ont été soigneusement étudiés dans des conditions anhydres, il existe donc de nombreuses théories différentes pour les hydroxydes.

Les formules empiriques d'oxydes, de bases, d'acides, de sels sont constituées uniquement de symboles, d'éléments et d'indices indiquant leur quantité dans la substance. Par exemple, les acides inorganiques sont exprimés par la formule H + résidu acide n-. Les substances organiques ont une représentation théorique différente. En plus de la formule empirique, vous pouvez écrire pour eux une formule développée complète et abrégée, qui reflétera non seulement la composition et la quantité de la molécule, mais également l'ordre des atomes, leur connexion les uns avec les autres et les principales fonctions. groupe pour les acides carboxyliques -COOH.

Dans les substances inorganiques, tous les acides sont divisés en deux groupes :

• sans oxygène - HBr, HCN, HCL et autres ;
• contenant de l'oxygène (oxoacides) - HClO 3 et tout ce qui contient de l'oxygène.

Les acides inorganiques sont également classés selon leur stabilité (stables ou stables - tout sauf les acides carbonique et sulfureux, instables ou instables - acides carboniques et sulfureux). En termes de force, les acides peuvent être forts : sulfurique, chlorhydrique, nitrique, perchlorique et autres, ainsi que faibles : sulfure d'hydrogène, hypochloreux et autres.

La chimie organique n'offre pas la même variété. Les acides de nature organique sont classés comme acides carboxyliques. Leur caractéristique commune est la présence du groupe fonctionnel -COOH. Par exemple, HCOOH (formique), CH 3 COOH (acétique), C 17 H 35 COOH (stéarique) et autres.

Il existe un certain nombre d'acides qui sont particulièrement mis en avant lors de l'examen de ce sujet dans un cours de chimie scolaire.

1. Solyanaïa.
2. Azote.
3. Orthophosphorique.
4. Hydrobromique.
5. Charbon.
6. Iodure d'hydrogène.
7. Sulfurique.
8. Acétique ou éthane.
9. Butane ou huile.
10. Benjoin.

Ces 10 acides en chimie sont des substances fondamentales de la classe correspondante aussi bien dans le cursus scolaire qu'en général dans l'industrie et les synthèses.

Propriétés des acides inorganiques

Les principales propriétés physiques comprennent tout d'abord les différents états d'agrégation. Après tout, il existe un certain nombre d'acides qui se présentent sous forme de cristaux ou de poudres (borique, orthophosphorique) dans des conditions normales. La grande majorité des acides inorganiques connus sont des liquides différents. Les points d'ébullition et de fusion varient également.

Les acides peuvent provoquer de graves brûlures, car ils ont le pouvoir de détruire les tissus organiques et la peau. Des indicateurs sont utilisés pour détecter les acides :

• méthylorange (en environnement normal - orange, dans les acides - rouge),
• tournesol (en neutre - violet, en acides - rouge) ou quelques autres.

Les propriétés chimiques les plus importantes incluent la capacité d’interagir avec des substances simples et complexes.

Lorsqu’ils interagissent avec des métaux, tous les acides ne réagissent pas de la même manière. La chimie (9e année) à l'école implique une étude très superficielle de ces réactions, cependant, même à ce niveau, les propriétés spécifiques de l'acide nitrique et sulfurique concentré lors de l'interaction avec les métaux sont prises en compte.

Hydroxydes : alcalis, bases amphotères et insolubles

Oxydes, sels, bases, acides - toutes ces classes de substances ont une nature chimique commune, expliquée par la structure du réseau cristallin, ainsi que par l'influence mutuelle des atomes dans les molécules. Cependant, s’il était possible de donner une définition très précise des oxydes, cela serait plus difficile à faire pour les acides et les bases.

Tout comme les acides, les bases, selon la théorie ED, sont des substances qui peuvent se décomposer dans une solution aqueuse en cations métalliques Me n+ et en anions de groupes hydroxyles OH -.

• Solubles ou alcalis (bases fortes qui changent Formé par les métaux des groupes I et II. Exemple : KOH, NaOH, LiOH (c'est-à-dire que les éléments des seuls sous-groupes principaux sont pris en compte) ;
• Légèrement soluble ou insoluble (force moyenne, ne change pas la couleur des indicateurs). Exemple : hydroxyde de magnésium, fer (II), (III) et autres.
• Moléculaire (bases faibles, dans un environnement aqueux elles se dissocient de manière réversible en molécules ioniques). Exemple : N 2 H 4, amines, ammoniac.
• Hydroxydes amphotères (présentent des propriétés doubles basique-acide). Exemple : béryllium, zinc, etc.

Chaque groupe présenté est étudié dans le cours de chimie scolaire dans la section « Fondamentaux ». La chimie de la 8e à la 9e année implique une étude détaillée des alcalis et des composés peu solubles.

Principales propriétés caractéristiques des bases

Tous les alcalis et composés légèrement solubles se trouvent dans la nature à l’état cristallin solide. Dans le même temps, leurs températures de fusion sont généralement basses et les hydroxydes peu solubles se décomposent lorsqu'ils sont chauffés. La couleur des bases est différente. Si les alcalis sont blancs, les cristaux de bases moléculaires peu solubles peuvent être de couleurs très différentes. La solubilité de la plupart des composés de cette classe peut être consultée dans le tableau, qui présente les formules des oxydes, des bases, des acides, des sels et montre leur solubilité.

Les alcalis peuvent changer la couleur des indicateurs comme suit : phénolphtaléine - pourpre, méthylorange - jaune. Ceci est assuré par la libre présence de groupes hydroxo dans la solution. C'est pourquoi les bases peu solubles ne donnent pas une telle réaction.

Les propriétés chimiques de chaque groupe de bases sont différentes.

Ce sont la plupart des propriétés chimiques que présentent les bases. La chimie des bases est assez simple et suit les lois générales de tous les composés inorganiques.

Classe de sels inorganiques. Classification, propriétés physiques

Sur la base des dispositions de l'ED, les sels peuvent être appelés composés inorganiques qui se dissocient dans une solution aqueuse en cations métalliques Me +n et en anions de résidus acides An n-. C'est ainsi que vous pouvez imaginer les sels. La chimie donne plus d'une définition, mais celle-ci est la plus précise.

De plus, selon leur nature chimique, tous les sels sont divisés en :

• Acide (contenant un cation hydrogène). Exemple : NaHSO 4.
• Basique (contenant un groupe hydroxo). Exemple : MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Milieu (constitué uniquement d'un cation métallique et d'un résidu acide). Exemple : NaCL, CaSO 4.
• Double (inclure deux cations métalliques différents). Exemple : NaAl(SO 4) 3.
• Complexe (complexes hydroxo, complexes aquatiques et autres). Exemple : K2.

Les formules des sels reflètent leur nature chimique, et indiquent également la composition qualitative et quantitative de la molécule.

Les oxydes, sels, bases, acides ont des capacités de solubilité différentes, qui peuvent être consultées dans le tableau correspondant.

Si nous parlons de l’état d’agrégation des sels, nous devons alors remarquer leur uniformité. Ils n'existent qu'à l'état solide, cristallin ou poudreux. La gamme de couleurs est assez variée. En règle générale, les solutions de sels complexes ont des couleurs vives et saturées.

Interactions chimiques pour la classe des sels moyens

Ils ont des propriétés chimiques similaires à celles des bases, des acides et des sels. Les oxydes, comme nous l'avons déjà examiné, sont quelque peu différents d'eux sur ce point.

Au total, 4 grands types d’interactions peuvent être distingués pour les sels moyens.

I. Interaction avec les acides (uniquement forts du point de vue de l'ED) avec formation d'un autre sel et d'un acide faible :

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Réactions avec des hydroxydes solubles produisant des sels et des bases insolubles :

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

III. Réaction avec un autre sel soluble pour former un sel insoluble et un sel soluble :

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Réactions avec les métaux situés dans l'EHRNM à gauche de celui qui forme le sel. Dans ce cas, le métal réagissant ne doit pas interagir avec l'eau dans des conditions normales :

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Ce sont les principaux types d’interactions caractéristiques des sels moyens. Les formules de sels complexes, basiques, doubles et acides parlent d'elles-mêmes de la spécificité des propriétés chimiques présentées.

Les formules d'oxydes, de bases, d'acides, de sels reflètent l'essence chimique de tous les représentants de ces classes de composés inorganiques et donnent en outre une idée du nom de la substance et de ses propriétés physiques. Une attention particulière doit donc être portée à leur rédaction. Une grande variété de composés nous est offerte par la science généralement étonnante de la chimie. Oxydes, bases, acides, sels - ce n'est qu'une partie de l'immense diversité.

Un grand nombre de réactions conduisant à la formation de sels sont connues. Nous vous présentons les plus importants d'entre eux.

1. Interaction des acides avec des bases (réaction de neutralisation) :

NaOH + HNON 3 = NUNNON 3 +N 2 À PROPOS

Al(OH) 3 + 3HC1 =AlCl 3 + 3H 2 À PROPOS

2. Interaction des métaux avec les acides :

Fe + 2HCl = FeCl 2 +N 2 

Zn+N 2 SÀ PROPOS 4 div. = ZnSO 4 +N 2 

3. Interaction des acides avec les oxydes basiques et amphotères :

AVECuO+N 2 DONC 4 =CUSO 4 +N 2 À PROPOS

ZnO + 2 HCl = ZnAVECje 2 +N 2 À PROPOS

4. Interaction des acides avec les sels :

FeCl 2 + H 2 S = FeS + 2 HCl

AgNO 3 + HCI = AgCl +HNO 3

Ba(NON 3 ) 2 +H 2 DONC 4 = BaSO 4  + 2HNO 3

5. Interaction de solutions de deux sels différents :

BaCl 2 +Na 2 DONC 4 = VirginieDONC 4  +2NаСje

Pb (NON 3 ) 2 + 2NaCl =R.bAVEC1 2  + 2NaNO 3

6. Interaction des bases avec les oxydes acides (alcalis avec oxydes amphotères) :

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3  +N 2 À PROPOS DE,

2 Naon (TV) + ZnO N / A 2 ZnO 2 +N 2 À PROPOS

7. Interaction des oxydes basiques avec les oxydes acides :

CalifornieO+SiO 2 CalifornieSiO 3

N / A 2 O+SO 3 = Na 2 DONC 4

8. Interaction des métaux avec les non-métaux :

2K + S1 2 = 2KS1

Fe +S FeS

9. Interaction des métaux avec les sels.

Cu + Hg(NON 3 ) 2 = Hg + Cu(NON 3 ) 2

Pb (NON 3 ) 2 +Zn=R.b + Zn (NON 3 ) 2

10. Interaction des solutions alcalines avec des solutions salines

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 +H 2 Ô

1. Utilisation de sels.

Un certain nombre de sels sont des composés nécessaires en quantités importantes pour assurer les fonctions vitales des organismes animaux et végétaux (sels de sodium, de potassium, de calcium, ainsi que sels contenant les éléments azote et phosphore). Ci-dessous, à l'aide d'exemples de sels individuels, sont présentés les domaines d'application des représentants de cette classe de composés inorganiques, y compris dans l'industrie pétrolière.

NаС1- chlorure de sodium (sel de table, sel de table). L'ampleur de l'utilisation de ce sel est attestée par le fait que la production mondiale de cette substance dépasse 200 millions de tonnes.

Ce sel est largement utilisé dans l'industrie alimentaire et sert de matière première pour la production de chlore, d'acide chlorhydrique, d'hydroxyde de sodium et de carbonate de sodium. (N / A 2 CO 3 ). Le chlorure de sodium trouve de nombreuses utilisations dans l'industrie pétrolière, par exemple comme additif aux fluides de forage pour augmenter la densité, empêcher la formation de cavités lors du forage de puits, comme régulateur du temps de prise des compositions de coulis de ciment, pour abaisser le gel. point (antigel) des fluides de forage et de ciment.

KS1- du chlorure de potassium. Inclus dans les fluides de forage qui aident à maintenir la stabilité des parois des puits dans les roches argileuses. Le chlorure de potassium est utilisé en quantités importantes en agriculture comme macrofertilisant.

N / A 2 CO 3 - carbonate de sodium (soude). Inclus dans les mélanges pour la production de verre et les détergents. Réactif pour augmenter l'alcalinité de l'environnement, améliorant la qualité des argiles pour les fluides de forage argileux. Il est utilisé pour éliminer la dureté de l'eau lors de sa préparation à l'utilisation (par exemple, dans les chaudières) et est largement utilisé pour purifier le gaz naturel du sulfure d'hydrogène et pour la production de réactifs pour les fluides de forage et de cimentation.

Al 2 (DONC 4 ) 3 - du sulfate d'aluminium. Un composant des fluides de forage, un coagulant pour purifier l'eau des fines particules en suspension, un composant de mélanges viscoélastiques pour isoler les zones d'absorption dans les puits de pétrole et de gaz.

NUN 2 DANS 4 À PROPOS 7 - tétraborate de sodium (borax). C'est un réactif efficace - un retardateur pour les mortiers de ciment, un inhibiteur de la destruction thermo-oxydante des réactifs protecteurs à base d'éthers de cellulose.

BUNSÀ PROPOS 4 - sulfate de baryum (barytine, longeron lourd). Utilisé comme agent alourdissant (  4,5 g/cm 3) pour les coulis de forage et de ciment.

Fe 2 DONC 4 - sulfate de fer (I) (sulfate de fer). Il est utilisé pour la préparation de lignosulfonate de ferrochrome - un réactif-stabilisant pour les fluides de forage, un composant des fluides de forage en émulsion très efficaces à base d'hydrocarbures.

FeS1 3 - chlorure ferrique (III). En combinaison avec un alcali, il est utilisé pour purifier l'eau du sulfure d'hydrogène lors du forage de puits avec de l'eau, pour l'injection dans les formations contenant du sulfure d'hydrogène afin de réduire leur perméabilité, comme additif aux ciments afin d'augmenter leur résistance à l'action de sulfure d'hydrogène, pour purifier l'eau des particules en suspension.

CaCO 3 - carbonate de calcium sous forme de craie, calcaire. C'est une matière première pour la production de chaux vive CaO et de chaux éteinte Ca(OH) 2. Utilisé en métallurgie comme fondant. Il est utilisé lors du forage de puits de pétrole et de gaz comme agent alourdissant et agent de remplissage pour les fluides de forage. Le carbonate de calcium sous forme de marbre avec une certaine granulométrie est utilisé comme agent de soutènement lors de la fracturation hydraulique des formations productives afin d'améliorer la récupération du pétrole.

CaSO 4 - du sulfate de calcium. Sous forme d'albâtre (2СаSO 4 · Н 2 О), il est largement utilisé dans la construction et fait partie des mélanges cimentaires à durcissement rapide pour isoler les zones d'absorption. Lorsqu'il est ajouté aux fluides de forage sous forme d'anhydrite (CaSO 4) ou de gypse (CaSO 4 · 2H 2 O), il confère une stabilité aux roches argileuses forées.

CaCl 2 - du chlorure de calcium. Utilisé pour préparer des solutions de forage et de cimentation pour forer des roches instables, réduit considérablement le point de congélation des solutions (antigel). Il est utilisé pour créer des solutions à haute densité ne contenant pas de phase solide, efficaces pour ouvrir des formations productives.

NUN 2 SiÀ PROPOS 3 - silicate de sodium (verre soluble). Utilisé pour consolider les sols instables et pour préparer des mélanges à prise rapide pour isoler les zones d'absorption. Il est utilisé comme inhibiteur de corrosion des métaux, composant de certains ciments de forage et solutions tampons.

AgNO 3 - du nitrate d'argent. Utilisé pour l'analyse chimique, y compris les eaux de formation et les filtrats de fluides de forage pour la teneur en ions chlore.

N / A 2 DONC 3 - le sulfite de sodium. Utilisé pour éliminer chimiquement l’oxygène (désaération) de l’eau afin de lutter contre la corrosion lors de l’injection des eaux usées. Pour inhiber la destruction thermo-oxydante des réactifs protecteurs.

N / A 2 Cr 2 À PROPOS 7 - du bichromate de sodium. Il est utilisé dans l'industrie pétrolière comme réducteur de viscosité à haute température pour les fluides de forage, comme inhibiteur de corrosion de l'aluminium et pour la préparation d'un certain nombre de réactifs.