La réaction de formation de sel acide. Sels

Chaque jour, nous rencontrons des sels et ne pensons même pas au rôle qu’ils jouent dans nos vies. Mais sans eux, l'eau ne serait pas si savoureuse, la nourriture ne procurerait pas de plaisir, les plantes ne pousseraient pas et la vie sur terre ne pourrait pas exister s'il n'y avait pas de sel dans notre monde. Alors, quelles sont ces substances et quelles propriétés des sels les rendent irremplaçables ?

Que sont les sels

Par sa composition, c'est la classe la plus nombreuse, caractérisée par la diversité. Au XIXe siècle, le chimiste J. Werzelius définissait un sel comme le produit d'une réaction entre un acide et une base, dans laquelle un atome d'hydrogène est remplacé par un atome de métal. Dans l'eau, les sels se dissocient généralement en un métal ou un ammonium (cation) et un résidu acide (anion).

Vous pouvez obtenir des sels des manières suivantes :

• grâce à l'interaction d'un métal et d'un non-métal, dans ce cas il sera dépourvu d'oxygène ;
• lorsqu'un métal réagit avec un acide, un sel est obtenu et de l'hydrogène est libéré ;
• un métal peut déplacer un autre métal de la solution ;
• lorsque deux oxydes interagissent - acide et basique (ils sont également appelés respectivement oxyde non métallique et oxyde métallique) ;
• la réaction d'un oxyde métallique et d'un acide produit du sel et de l'eau ;
• la réaction entre une base et un oxyde non métallique produit également du sel et de l'eau ;
• en utilisant une réaction d'échange d'ions, dans ce cas diverses substances solubles dans l'eau (bases, acides, sels) peuvent réagir, mais la réaction se poursuivra si du gaz, de l'eau ou des sels légèrement solubles (insolubles) se forment dans l'eau.

Les propriétés des sels dépendent uniquement de leur composition chimique. Mais d'abord, regardons leurs cours.

Classification

Selon la composition, on distingue les classes de sels suivantes :

• par teneur en oxygène (contenant et sans oxygène) ;
• par interaction avec l'eau (soluble, légèrement soluble et insoluble).

Cette classification ne reflète pas pleinement la diversité des substances. La classification moderne et la plus complète, reflétant non seulement la composition, mais aussi les propriétés des sels, est présentée dans le tableau suivant.

Propriétés physiques

Quelle que soit l'étendue de la classe de ces substances, il est possible d'identifier les propriétés physiques générales des sels. Ce sont des substances de structure non moléculaire, avec un réseau cristallin ionique.

Points de fusion et d'ébullition très élevés. Dans des conditions normales, tous les sels ne conduisent pas l’électricité, mais en solution, la plupart d’entre eux conduisent parfaitement l’électricité.

La couleur peut être très différente, cela dépend de l'ion métallique qui entre dans sa composition. Le sulfate ferreux (FeSO 4) est vert, le chlorure ferreux (FeCl 3) est rouge foncé et le chromate de potassium (K 2 CrO 4) est d'une belle couleur jaune vif. Mais la plupart des sels sont encore incolores ou blancs.

La solubilité dans l'eau varie également et dépend de la composition des ions. En principe, toutes les propriétés physiques des sels ont une particularité. Ils dépendent de l'ion métallique et du résidu acide inclus dans la composition. Continuons à regarder les sels.

Propriétés chimiques des sels

Il y a aussi une fonctionnalité importante ici. Tout comme les propriétés physiques et chimiques des sels, elles dépendent de leur composition. Et aussi à quelle classe ils appartiennent.

Mais les propriétés générales des sels peuvent encore être soulignées :

• beaucoup d'entre eux se décomposent lorsqu'ils sont chauffés pour former deux oxydes : acides et basiques, et sans oxygène - métalliques et non métalliques ;
• les sels interagissent également avec d'autres acides, mais la réaction ne se produit que si le sel contient un résidu acide d'un acide faible ou volatil ou si le résultat est un sel insoluble ;
• une interaction avec un alcali est possible si le cation forme une base insoluble ;
• une réaction entre deux sels différents est également possible, mais seulement si l'un des sels nouvellement formés ne se dissout pas dans l'eau ;
• Une réaction avec un métal peut également se produire, mais elle n'est possible que si l'on prend un métal situé à droite dans la série de tension du métal contenu dans le sel.

Les propriétés chimiques des sels classés comme normaux sont discutées ci-dessus, mais d'autres classes réagissent quelque peu différemment avec les substances. Mais la différence réside uniquement dans les produits obtenus. Fondamentalement, toutes les propriétés chimiques des sels sont préservées, tout comme les exigences des réactions.

Propriétés chimiques des sels

Les sels doivent être considérés comme le produit de la réaction d’un acide et d’une base. En conséquence, les éléments suivants peuvent se former :

1. normal (moyen) - se forment lorsque la quantité d'acide et de base est suffisante pour une interaction complète. Noms des sels normaux Ils se composent de deux parties. On appelle d’abord l’anion (résidu acide), puis le cation.
2. aigre - se forment lorsqu'il y a un excès d'acide et une quantité insuffisante d'alcali, car dans ce cas il n'y a pas assez de cations métalliques pour remplacer tous les cations hydrogène présents dans la molécule d'acide. Vous verrez toujours de l’hydrogène dans les résidus acides de ce type de sel. Les sels acides sont formés uniquement par des acides polybasiques et présentent les propriétés des sels et des acides. Au nom des sels acides un préfixe est placé hydro-à l'anion.
3. sels basiques - se forment lorsqu'il y a un excès de base et une quantité insuffisante d'acide, car dans ce cas les anions des résidus acides ne suffisent pas à remplacer complètement les groupes hydroxyles présents dans la base. les principaux sels des cations contiennent des groupes hydroxo. Les sels basiques sont possibles pour les bases polyacides, mais pas pour les bases monoacides. Certains sels basiques sont capables de se décomposer indépendamment, libérant ainsi de l'eau, formant des sels oxo qui ont les propriétés des sels basiques. Nom des sels principaux est construit comme suit : un préfixe est ajouté à l'anion hydroxo-.

Réactions typiques des sels normaux

• Ils réagissent bien avec les métaux. Dans le même temps, les métaux les plus actifs déplacent les métaux les moins actifs des solutions de leurs sels.
• Avec les acides, alcalis et autres sels, les réactions se poursuivent jusqu'à leur terme, à condition qu'un précipité, un gaz ou des composés difficilement dissociables se forment.
• Dans les réactions des sels avec les alcalis, des substances telles que l'hydroxyde de nickel (II) Ni(OH) 2 se forment - un précipité ; ammoniac NH 3 – gaz ; l'eau H 2 O est un électrolyte faible, un composé mal dissocié :
• Les sels réagissent entre eux si un précipité se forme ou si un composé plus stable se forme.
• De nombreux sels normaux se décomposent lorsqu'ils sont chauffés pour former deux oxydes : acide et basique.
• Les nitrates se décomposent différemment des autres sels normaux. Lorsqu'ils sont chauffés, les nitrates des métaux alcalins et alcalino-terreux libèrent de l'oxygène et se transforment en nitrites :
• Les nitrates de presque tous les autres métaux se décomposent en oxydes :
• Les nitrates de certains métaux lourds (argent, mercure, etc.) se décomposent lorsqu'ils sont chauffés en métaux :

Réactions typiques des sels acides

• Ils entrent dans toutes les réactions dans lesquelles les acides entrent. Ils réagissent avec les alcalis ; si le sel acide et l’alcali contiennent le même métal, un sel normal se forme en conséquence.
• Si l'alcali contient un autre métal, des sels doubles se forment.

Réactions typiques des sels basiques

• Ces sels subissent les mêmes réactions que les bases. Ils réagissent avec les acides ; si le sel basique et l’acide contiennent le même résidu acide, alors le résultat est un sel normal.
• Si l'acide contient un autre résidu acide, des sels doubles se forment.

Sels complexes- un composé dont les sites du réseau cristallin contiennent des ions complexes.

Tutoriel vidéo 1 : Classification des sels inorganiques et leur nomenclature

Tutoriel vidéo 2 : Méthodes d'obtention de sels inorganiques. Propriétés chimiques des sels

Conférence: Propriétés chimiques caractéristiques des sels : moyennes, acides, basiques ; complexe (en utilisant l'exemple des composés d'aluminium et de zinc)

Sels- ce sont des composés chimiques constitués de cations métalliques (ou ammonium) et de résidus acides.

Les sels doivent également être considérés comme le produit de l’interaction d’un acide et d’une base. À la suite de cette interaction, les éléments suivants peuvent se former :

normal (moyen),

• sels basiques.

Sels normaux se forment lorsque la quantité d’acide et de base est suffisante pour une interaction complète. Par exemple:

H 3 PO 4 + 3KON → K 3 PO 4 + 3H 2 O.

Les noms des sels normaux se composent de deux parties. On appelle d’abord l’anion (résidu acide), puis le cation. Par exemple : chlorure de sodium - NaCl, sulfate de fer(III) - Fe 2 (SO 4) 3, carbonate de potassium - K 2 CO 3, phosphate de potassium - K 3 PO 4, etc.

Sels acides se forment lorsqu'il y a un excès d'acide et une quantité insuffisante d'alcali, car dans ce cas il n'y a pas assez de cations métalliques pour remplacer tous les cations hydrogène présents dans la molécule d'acide. Par exemple:

H 3 PO 4 + 2KON = K 2 NPO 4 + 2H 2 O;

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

Vous verrez toujours de l’hydrogène dans les résidus acides de ce type de sel. Les sels d'acide sont toujours possibles pour les acides polybasiques, mais pas pour les acides monobasiques.

Les noms des sels acides sont préfixés hydro-à l'anion. Par exemple : hydrogénosulfate de fer(III) - Fe(HSO 4) 3, bicarbonate de potassium - KHCO 3, hydrogénophosphate de potassium - K 2 HPO 4, etc.

Sels basiques se forment lorsqu'il y a un excès de base et une quantité insuffisante d'acide, car dans ce cas les anions des résidus acides ne suffisent pas à remplacer complètement les groupes hydroxyles présents dans la base. Par exemple:

Cr(OH) 3 + HNO 3 → Cr(OH) 2 NO 3 + H 2 O;

Cr(OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Ainsi, les principaux sels des cations contiennent des groupes hydroxo. Les sels basiques sont possibles pour les bases polyacides, mais pas pour les bases monoacides. Certains sels basiques sont capables de se décomposer indépendamment, libérant ainsi de l'eau, formant des sels oxo qui ont les propriétés des sels basiques. Par exemple:

Sb(OH) 2 Cl → SbOCl + H 2 O;

Bi(OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.

Le nom des sels principaux est construit comme suit : le préfixe est ajouté à l'anion hydroxo-. Par exemple : hydroxysulfate de fer(III) - FeOHSO 4, hydroxysulfate d'aluminium - AlOHSO 4, dihydroxochlorure de fer (III) - Fe(OH) 2 Cl, etc.

De nombreux sels, étant à l'état solide d'agrégation, sont des hydrates cristallins : CuSO4.5H2O ; Na2CO3.10H2O, etc.

Propriétés chimiques des sels

Les sels sont des substances cristallines assez solides qui possèdent des liaisons ioniques entre cations et anions. Les propriétés des sels sont déterminées par leur interaction avec les métaux, les acides, les bases et les sels.

Réactions typiques des sels normaux

Ils réagissent bien avec les métaux. Dans le même temps, les métaux les plus actifs déplacent les métaux les moins actifs des solutions de leurs sels. Par exemple:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.

Avec les acides, alcalis et autres sels, les réactions se poursuivent jusqu'à leur terme, à condition qu'un précipité, un gaz ou des composés difficilement dissociables se forment. Par exemple, dans les réactions de sels avec des acides, des substances telles que le sulfure d'hydrogène H 2 S se forment - gaz ; sulfate de baryum BaSO 4 – sédiment ; l'acide acétique CH 3 COOH est un électrolyte faible, un composé mal dissocié. Voici les équations de ces réactions :

K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

Dans les réactions des sels avec les alcalis, des substances telles que l'hydroxyde de nickel (II) Ni(OH) 2 se forment - un précipité ; ammoniac NH 3 – gaz ; l'eau H 2 O est un électrolyte faible, un composé mal dissocié :

NiCl 2 + 2KOH → Ni(OH) 2 + 2KCl;

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 + H 2 O + NaCl.

Les sels réagissent entre eux si un précipité se forme :

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3.

Ou dans le cas d'une connexion plus stable :

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4.

Dans cette réaction, du sulfure d'argent noir se forme à partir du chromate d'argent rouge brique, car il s'agit d'un précipité plus insoluble que le chromate.

De nombreux sels normaux se décomposent lorsqu'ils sont chauffés pour former deux oxydes : acide et basique :

CaCO 3 → CaO + CO 2.

Les nitrates se décomposent différemment des autres sels normaux. Lorsqu'ils sont chauffés, les nitrates des métaux alcalins et alcalino-terreux libèrent de l'oxygène et se transforment en nitrites :

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.

Les nitrates de presque tous les autres métaux se décomposent en oxydes :

2Zn(NON 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Les nitrates de certains métaux lourds (argent, mercure, etc.) se décomposent lorsqu'ils sont chauffés en métaux :

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Une position particulière est occupée par le nitrate d'ammonium, qui, jusqu'au point de fusion (170 o C), se décompose partiellement selon l'équation :

NH 4 NON 3 → NH 3 + HNO 3 .

À des températures de 170 à 230 o C, selon l'équation :

NH 4 NON 3 → N 2 O + 2H 2 O.

À des températures supérieures à 230 o C - avec une explosion, selon l'équation :

2NH 4 NON 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.

Le chlorure d'ammonium NH 4 Cl se décompose pour former de l'ammoniac et du chlorure d'hydrogène :

NH 4 Cl → NH 3 + HCl.

Réactions typiques des sels acides

NaH CO3+ N / A OH→ Na2 CO3+ H2O.

NaHCO3 +Li OH → Li NaCO3+ H2O.

Réactions typiques principal sels

Cu( OH)Cl+ H Cl → Cu Cl 2 + H2O.

Cu( OH)Cl + HBr → Cu Br Cl+ H2O.

Sels complexes

Connexion complexe- un composé dont les sites du réseau cristallin contiennent des ions complexes.

Considérons les composés complexes d'aluminium - tétrahydroxoaluminates et de zinc - tétrahydroxoaluminates. Les ions complexes sont indiqués entre crochets dans les formules de ces substances.

Propriétés chimiques du tétrahydroxoaluminate de sodium Na et du tétrahydroxoaluminate de sodium Na 2 :

1. Comme tous les composés complexes, les substances ci-dessus se dissocient :

• Na → Na + + - ;
• Na 2 → 2Na + + - .

Veuillez noter qu’une dissociation ultérieure des ions complexes n’est pas possible.

2. Lors de réactions avec un excès d'acides forts, deux sels se forment. Considérons la réaction du tétrahydroxoaluminate de sodium avec une solution diluée de chlorure d'hydrogène :

• N / A + 4HCl→ Al Classe 3 + N / A Cl + H2O.

On voit la formation de deux sels : le chlorure d'aluminium, le chlorure de sodium et l'eau. Une réaction similaire se produira dans le cas du tétrahydroxycinate de sodium.

3. Si un acide fort ne suffit pas, disons plutôt 4 HCl Nous avons pris 2 HCl, alors le sel forme le métal le plus actif, dans ce cas le sodium est plus actif, ce qui signifie que du chlorure de sodium se forme et les hydroxydes d'aluminium et de zinc résultants précipiteront. Considérons ce cas en utilisant l'équation de réaction avec tétrahydroxycinate de sodium :

Na 2 + 2HCl→ 2N / A Cl+ Zn (OH) 2 ↓ +2H2O.

Les 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 fabrication, 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.

1. Les bases réagissent avec les acides pour former du sel et de l'eau :

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. Avec les oxydes d'acide, formant du sel et de l'eau :

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Les alcalis réagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères, formant du sel et de l'eau :

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Les alcalis réagissent avec les sels solubles, formant soit une base faible, un précipité ou un gaz :

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

base

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Les alcalis réagissent avec certains métaux, qui correspondent aux oxydes amphotères :

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

6. Effet de l'alcali sur l'indicateur :

OH - + phénolphtaléine ® couleur pourpre

OH - + couleur bleu tournesol ®

7. Décomposition de certaines bases lorsqu'elles sont chauffées :

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Hydroxydes amphotères– des composés chimiques présentant à la fois les propriétés des bases et des acides. Les hydroxydes amphotères correspondent aux oxydes amphotères (voir paragraphe 3.1).

Les hydroxydes amphotères s'écrivent généralement sous la forme d'une base, mais ils peuvent également être représentés sous la forme d'un acide :

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

fondation

Propriétés chimiques des hydroxydes amphotères

1. Les hydroxydes amphotères interagissent avec les acides et les oxydes d'acide :

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Interagir avec les alcalis et les oxydes basiques de métaux alcalins et alcalino-terreux :

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

Métaaluminate de sodium acide H 3 AlO 3

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Tous les hydroxydes amphotères sont des électrolytes faibles

Sels

Sels- Ce sont des substances complexes constituées d'ions métalliques et d'un résidu acide. Les sels sont des produits de remplacement complet ou partiel des ions hydrogène par des ions métalliques (ou ammonium) dans les acides. Types de sels : moyens (normaux), acides et basiques.

Sels moyens- ce sont les produits du remplacement complet des cations hydrogène dans les acides par des ions métalliques (ou ammonium) : Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl, etc.

Propriétés chimiques des sels moyens

1. Les sels interagissent avec les acides, les alcalis et d'autres sels, formant soit un électrolyte faible, soit un précipité ; ou gaz :

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

base

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Les sels interagissent avec des métaux plus actifs. Un métal plus actif déplace un métal moins actif de la solution saline (Annexe 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Sels acides- ce sont des produits de remplacement incomplet des cations hydrogène dans les acides par des ions métalliques (ou ammonium) : NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4, etc. Les sels d'acide ne peuvent être formés que par des acides polybasiques. Presque tous les sels acides sont hautement solubles dans l’eau.

Obtention de sels acides et conversion en sels moyens

1. Les sels d'acide sont obtenus en faisant réagir un excès d'acide ou d'oxyde d'acide avec une base :

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Lorsque l’excès d’acide interagit avec l’oxyde basique :

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Les sels acides sont obtenus à partir de sels moyens en ajoutant de l'acide :

· éponyme

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Les sels acides sont convertis en sels moyens à l'aide d'alcalis :

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

Sels basiques– ce sont des produits de substitution incomplète de groupes hydroxo (OH - ) bases à résidu acide : MgOHCl, AlOHSO 4, etc. Les sels basiques ne peuvent être formés que par des bases faibles de métaux polyvalents. Ces sels sont généralement peu solubles.

Obtention de sels basiques et conversion en sels moyens

1. Les sels basiques sont obtenus en faisant réagir un excès de base avec un acide ou un oxyde d'acide :

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hydroxo-

chlorure de magnesium

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hydroxo-

sulfate de fer(III)

2. Les sels basiques sont formés à partir de sel moyen en ajoutant un manque d'alcali :

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Les sels basiques sont transformés en sels moyens en ajoutant un acide (de préférence celui qui correspond au sel) :

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ÉLECTROLYTES

Électrolytes- ce sont des substances qui se désintègrent en ions en solution sous l'influence de molécules de solvant polaire (H 2 O). En fonction de leur capacité à se dissocier (à se décomposer en ions), les électrolytes sont classiquement divisés en forts et faibles. Les électrolytes forts se dissocient presque complètement (dans les solutions diluées), tandis que les électrolytes faibles ne se dissocient que partiellement en ions.

Les électrolytes forts comprennent :

· acides forts (voir p. 20) ;

· bases fortes – alcalis (voir p. 22) ;

· presque tous les sels solubles.

Les électrolytes faibles comprennent :

acides faibles (voir p. 20) ;

· les bases ne sont pas alcalines ;

L’une des principales caractéristiques d’un électrolyte faible est constante de dissociation – À . Par exemple, pour un acide monobasique,

HAÛH + +A - ,

où, est la concentration d'équilibre des ions H + ;

– concentration d’équilibre en anions acides A - ;

– concentration à l’équilibre des molécules acides,

Ou pour une fondation faible,

MOHÛM See More + +OH - ,

,

où, est la concentration à l'équilibre des cations M + ;

– concentration d’équilibre en ions hydroxyde OH - ;

– concentration d’équilibre de molécules de bases faibles.

Constantes de dissociation de certains électrolytes faibles (à t = 25°C)