Cheminių druskų savybių lentelė su pavyzdžiais. Cheminės druskų savybės

Pagrindai

Bazės yra junginiai, kuriuose yra tik hidroksido jonai OH – kaip anijonas. Hidroksido jonų, kuriuos galima pakeisti rūgštine liekana, skaičius lemia bazės rūgštingumą. Šiuo atžvilgiu bazės yra vienos, dviejų ir polirūgščių, tačiau tikrosios bazės dažniausiai yra vienos ir dviejų rūgščių. Tarp jų reikėtų išskirti vandenyje tirpias ir vandenyje netirpias bazes. Atkreipkite dėmesį, kad bazės, kurios tirpsta vandenyje ir beveik visiškai disocijuoja, vadinamos šarmais (stipriais elektrolitais). Tai apima šarminių ir šarminių žemių elementų hidroksidus ir jokiu būdu ne amoniako tirpalą vandenyje.

Pagrindo pavadinimas prasideda žodžiu hidroksidas, po kurio gimtinėje nurodomas rusiškas katijono pavadinimas, o skliausteliuose nurodomas jo krūvis. Leidžiama išvardyti hidroksido jonų skaičių naudojant priešdėlius di-, tri-, tetra. Pavyzdžiui: Mn(OH) 3 – mangano (III) hidroksidas arba mangano trihidroksidas.

Atkreipkite dėmesį, kad tarp bazių ir bazinių oksidų yra genetinis ryšys: baziniai oksidai atitinka bazes. Todėl baziniai katijonai dažniausiai turi vieno ar dviejų krūvį, kuris atitinka žemiausią metalų oksidacijos būseną.

Prisiminkite pagrindinius bazių gavimo būdus

1. Aktyvių metalų sąveika su vandeniu:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

La + 6H2O = 2La(OH)3 + 3H2

Bazinių oksidų sąveika su vandeniu:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

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

3. Druskų sąveika su šarmais:

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.

Vandeninių druskų tirpalų elektrolizė su diafragma:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + Cl2 + H2

Atkreipkite dėmesį, kad 3 veiksme pradiniai reagentai turi būti parinkti taip, kad tarp reakcijos produktų būtų arba mažai tirpus junginys, arba silpnas elektrolitas.

Atkreipkite dėmesį, kad atsižvelgiant į bazių chemines savybes, reakcijos sąlygos priklauso nuo bazės tirpumo.

1. Sąveika su rūgštimis:

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

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

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

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

Mg(OH)2 + 2H2SO4 = Mg(HSO4)2 + 2H2O

2. Sąveika su rūgštiniais oksidais:

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. Sąveika su amfoteriniais oksidais:

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. Sąveika su amfeteriniais hidroksidais:

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

3NaOH + Cr(OH)3 = Na3

Sąveika su druskomis.

Prie paruošimo metodų 3 punkte aprašytų reakcijų reikia pridėti:

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 + 4NH3∙H2O = (OH)2 + 4H2O

6. Oksidavimas iki amfoterinių hidroksidų arba druskų:

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

2Cr(OH)2 + 2H2O + Na2O2 + 4NaOH = 2Na 3.

7. Šilumos skilimas:

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

Atkreipkite dėmesį, kad šarminių metalų hidroksidai, išskyrus litį, tokiose reakcijose nedalyvauja.

!!!Ar yra šarminių kritulių?!!! Taip, yra, bet jie nėra taip plačiai paplitę kaip rūgštiniai krituliai, mažai žinomi, o jų poveikis aplinkos objektams praktiškai netirtas. Nepaisant to, jų dėmesys nusipelno dėmesio.

Šarminių kritulių kilmę galima paaiškinti taip.

CaCO 3 → CaO + CO 2

Atmosferoje kalcio oksidas susijungia su vandens garais kondensacijos metu, lyjant ar šlapdribai, sudarydamas kalcio hidroksidą:

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2,

kuri sukuria šarminę atmosferos kritulių reakciją. Ateityje kalcio hidroksidą galima reaguoti su anglies dioksidu ir vandeniu, kad susidarytų kalcio karbonatas ir kalcio bikarbonatas:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HC0 3) 2.

Cheminė lietaus vandens analizė parodė, kad jame yra nedideli sulfatų ir nitratų jonų kiekiai (apie 0,2 mg/l). Kaip žinoma, kritulių rūgštingumo priežastis yra sieros ir azoto rūgštys. Tuo pačiu metu yra daug kalcio katijonų (5-8 mg/l) ir bikarbonato jonų, kurių kiekis statybų komplekso įmonių teritorijoje yra 1,5-2 kartus didesnis nei kitose miesto plotų, ir siekia 18-24 mg /l. Tai rodo, kad kalcio karbonato sistema ir joje vykstantys procesai atlieka pagrindinį vaidmenį formuojantis vietinėms šarminėms nuosėdoms, kaip minėta aukščiau.

Šarminiai krituliai veikia augalus, pastebimi augalų fenotipinės struktūros pokyčiai. Ant lapų ašmenų yra „nudegimų“ pėdsakų, ant lapų yra balta danga ir žolinių augalų depresija.

Kurie susideda iš anijono (rūgšties liekanos) ir katijono (metalo atomo). Daugeliu atvejų tai yra įvairių spalvų kristalinės medžiagos, kurių tirpumas vandenyje skiriasi. Paprasčiausias šios klasės junginių atstovas yra (NaCl).

Druskos skirstomos į rūgštines, normalias ir bazines.

Normalus (vidutinis) susidaro tais atvejais, kai visi vandenilio atomai rūgštyje pakeičiami metalo atomais arba kai visos bazės hidroksilo grupės pakeičiamos rūgštinėmis rūgščių liekanomis (pavyzdžiui, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). Elektrolitinės disociacijos metu jie suyra į teigiamai įkrautus metalų anijonus ir neigiamai įkrautus rūgštinius likučius.

Šios grupės druskų cheminės savybės:

Suyra veikiant aukštai temperatūrai;

Yra hidrolizuojami (sąveika su vandeniu);

Jie keičiasi su rūgštimis, kitomis druskomis ir bazėmis. Verta prisiminti kai kurias šių reakcijų ypatybes:

Reakcija su rūgštimi vyksta tik tada, kai ji skiriasi nuo tos, iš kurios gaunama druska;

Reakcija su baze įvyksta, kai susidaro netirpi medžiaga;

Druskos tirpalas reaguoja su metalu, jei jis yra elektrocheminės įtampos serijoje į kairę nuo metalo, kuris yra druskos dalis;

Druskų junginiai tirpaluose sąveikauja tarpusavyje, jei susidaro netirpus medžiagų apykaitos produktas;

Redoksas, kuris gali būti siejamas su katijono ar anijono savybėmis.

Rūgščių druskos gaunamos tais atvejais, kai tik dalis vandenilio atomų rūgštyje pakeičiami metalo atomais (pavyzdžiui, NaHSO4, CaHPO4). Elektrolitinės disociacijos metu susidaro vandenilio ir metalų katijonai, rūgšties liekanos anijonai, todėl šios grupės druskų cheminės savybės apima tokias tiek druskų, tiek rūgščių junginių charakteristikas:

Termiškai skaidosi susidarant vidutinei druskai;

Reaguokite su šarmu, kad susidarytų normali druska.

Bazinės druskos gaunamos tais atvejais, kai tik dalis bazių hidroksilo grupių pakeičiamos rūgštinėmis rūgščių liekanomis (pavyzdžiui, Cu (OH) arba Cl, Fe (OH) CO3). Tokie junginiai disocijuoja į metalų katijonus ir hidroksilo bei rūgšties anijonus. Šios grupės druskų cheminės savybės apima ir druskų, ir bazių charakteristikas tuo pačiu metu:

Būdingas terminis skilimas;

Sąveika su rūgštimi.

Taip pat yra sąvoka kompleksas ir

Sudėtinguose yra sudėtingų anijonų arba katijonų. Šio tipo druskų cheminės savybės apima kompleksų sunaikinimo reakcijas, kurias lydi blogai tirpių junginių susidarymas. Be to, jie gali keistis ligandais tarp vidinės ir išorinės sferos.

Dvigubi turi du skirtingus katijonus ir gali reaguoti su šarminiais tirpalais (redukcijos reakcija).

Druskų gavimo būdai

Šias medžiagas galima gauti šiais būdais:

Rūgščių sąveika su metalais, galinčiais išstumti vandenilio atomus;

Bazių ir rūgščių reakcijoje, kai bazių hidroksilo grupės pasikeičia su rūgštinėmis rūgščių liekanomis;

Rūgščių poveikis amfoterinėms ir druskoms arba metalams;

Bazių poveikis rūgščių oksidams;

Reakcija tarp rūgščių ir bazinių oksidų;

Druskų sąveika tarpusavyje arba su metalais;

Druskų gavimas vykstant metalų ir nemetalų reakcijoms;

Rūgščių druskų junginiai gaunami vidutinei druskai reaguojant su to paties pavadinimo rūgštimi;

Bazinės druskos medžiagos gaunamos druskai reaguojant su nedideliu kiekiu šarmo.

Taigi, druskos gali būti gaunamos įvairiais būdais, nes jos susidaro dėl daugelio cheminių reakcijų tarp įvairių neorganinių medžiagų ir junginių.

Druskos yra vandenilio atomų pakeitimo rūgštyje produktas metalu. Sodoje tirpios druskos disocijuoja į metalo katijoną ir rūgšties likučio anijoną. Druskos skirstomos į:

· Vidutinis

· Pagrindinis

· Sudėtingas

· Dvigubas

· Mišrus

Vidutinės druskos. Tai visiško vandenilio atomų pakeitimo rūgštyje metalo atomais arba atomų grupe (NH 4 +) produktai: MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Vidutinių druskų pavadinimai kilę iš metalų ir rūgščių pavadinimų: CuSO 4 - vario sulfatas, Na 3 PO 4 - natrio fosfatas, NaNO 2 - natrio nitritas, NaClO - natrio hipochloritas, NaClO 2 - natrio chloritas, NaClO 3 - natrio chloratas , NaClO 4 - natrio perchloratas, CuI - vario(I) jodidas, CaF 2 - kalcio fluoridas. Taip pat reikia atsiminti keletą nereikšmingų pavadinimų: NaCl – valgomoji druska, KNO3 – kalio nitratas, K2CO3 – kalis, Na2CO3 – soda, Na2CO3∙10H2O – kristalinė soda, CuSO4 – vario sulfatas, Na 2 B 4 O 7 . 10H2O – boraksas, Na2SO4 . 10H 2 O-Glauberio druska. Dvigubos druskos. Tai druskos , kuriame yra dviejų tipų katijonai (vandenilio atomai daugiabazis rūgštys pakeičiamos dviem skirtingais katijonais): MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 .Dvigubos druskos kaip atskiri junginiai egzistuoja tik kristaline forma. Ištirpę vandenyje, jie yra visiškaidisocijuoja į metalų jonus ir rūgštines liekanas (jei druskos yra tirpios), pavyzdžiui:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Pastebėtina, kad dvigubų druskų disociacija vandeniniuose tirpaluose vyksta 1 žingsniu. Norėdami pavadinti šio tipo druskas, turite žinoti anijonų ir dviejų katijonų pavadinimus: MgNH4PO4 - magnio amonio fosfatas.

Sudėtingos druskos.Tai dalelės (neutralios molekulės arbajonų ), kurios susidaro prisijungus prie duotosios jonas (arba atomas ), skambino kompleksą sudarantis agentas, neutralios molekulės ar kiti jonai, vadinami ligandai. Sudėtingos druskos skirstomos į:

1) Katijonų kompleksai

Cl 2 - tetraamino cinko(II) dichloridas
Cl2- di heksaamino kobalto (II) chloridas

2) Anijonų kompleksai

K 2 - kalio tetrafluorberilatas (II)
Li-ličio tetrahidrido aliuminatas (III)
K 3 -kalio heksacianoferatas (III)

Sudėtinių junginių sandaros teoriją sukūrė šveicarų chemikas A. Verneris.

Rūgščių druskos– nepilno vandenilio atomų pakeitimo daugiabazinėse rūgštyse metalo katijonais produktai.

Pavyzdžiui: NaHCO 3

Cheminės savybės:
Reaguokite su metalais, esančiais įtampos serijoje į kairę nuo vandenilio.
2KHSO4 +Mg→H2 +Mg(SO)4 +K2(SO)4

Atkreipkite dėmesį, kad tokioms reakcijoms pavojinga vartoti šarminius metalus, nes jie pirmiausia sureaguos su vandeniu, išskirdami daug energijos, ir įvyks sprogimas, nes visos reakcijos vyksta tirpaluose.

2NaHCO 3 +Fe→H2 +Na 2CO 3 +Fe 2 (CO 3) 3 ↓

Rūgščių druskos reaguoja su šarminiais tirpalais ir sudaro vidutinę druską (-as) ir vandenį:

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O

2KHSO4 +2NaOH→2H2O+K2SO4+Na2SO4

Rūgščių druskos reaguoja su vidutinių druskų tirpalais, jei išsiskiria dujos, susidaro nuosėdos arba vanduo:

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

Rūgščių druskos reaguoja su rūgštimis, jei rūgštinis reakcijos produktas yra silpnesnis arba lakesnis nei pridėtas.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Rūgščių druskos reaguoja su baziniais oksidais, išskirdamos vandenį ir vidutines druskas:

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

2KHSO 4 +BeO → BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Rūgščių druskos (ypač bikarbonatai) skyla veikiamos temperatūros:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Kvitas:

Rūgščių druskos susidaro, kai šarmas yra veikiamas perteklinio daugiabazės rūgšties tirpalo (neutralizacijos reakcija):

NaOH+H2SO4 →NaHSO4+H2O

Mg(OH)2 +2H2SO4 →Mg(HSO4)2 +2H2O

Rūgščių druskos susidaro ištirpinant bazinius oksidus daugiabazėse rūgštyse:
MgO+2H2SO4 →Mg(HSO4)2+H2O

Rūgščių druskos susidaro, kai metalai ištirpsta pertekliniame daugiabazinės rūgšties tirpale:
Mg+2H2SO4 →Mg(HSO4)2+H2

Rūgštinės druskos susidaro dėl vidutinės druskos ir rūgšties, kuri sudaro vidutinės druskos anijoną, sąveikos:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3 CaHPO 4

Bazinės druskos:

Bazinės druskos yra nepilno hidrokso grupės pakeitimo polirūgščių bazių molekulėse produktas rūgštinėmis liekanomis.

Pavyzdys: MgOHNO 3, FeOHCl.

Cheminės savybės:
Bazinės druskos reaguoja su rūgšties pertekliumi ir susidaro vidutinė druska ir vanduo.

MgOHNO 3 + HNO 3 → Mg(NO 3) 2 + H 2 O

Bazinės druskos skaidomos temperatūros sąlygomis:

2 CO 3 → 2 CuO + CO 2 + H 2 O

Bazinių druskų paruošimas:
Silpnų rūgščių druskų sąveika su vidutinėmis druskomis:
2MgCl2 +2Na 2CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Silpnos bazės ir stiprios rūgšties suformuotų druskų hidrolizė:

ZnCl 2 +H 2 O→Cl+HCl

Dauguma bazinių druskų yra mažai tirpios. Daugelis jų yra mineralai, pvz. malachitas Cu 2 CO 3 (OH) 2 ir hidroksiapatitas Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Mišrių druskų savybės nėra aptariamos mokykliniame chemijos kurse, tačiau svarbu žinoti apibrėžimą.
Mišriosios druskos yra druskos, kuriose dviejų skirtingų rūgščių rūgščių liekanos yra prijungtos prie vieno metalo katijono.

Geras pavyzdys yra Ca(OCl)Cl balinimo kalkės (baliklis).

Nomenklatūra:

1. Druskoje yra sudėtingas katijonas

Pirma, katijonas yra pavadintas, tada ligandai, įtraukti į vidinę sferą, yra anijonai, kurie baigiasi "o" ( Cl - - chloras, OH - -hidroksi), tada ligandai, kurie yra neutralios molekulės ( NH3-aminas, H2O -aquo).Jei yra daugiau nei 1 identiškas ligandas, jų skaičius žymimas graikiškais skaitmenimis: 1 – mono, 2 – di, 3 – trys, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa, 7 – hepta, 8 – okta, 9 – nona, 10 – deka. Pastarasis vadinamas kompleksuojančiu jonu, nurodant jo valentiškumą skliausteliuose, jei jis kintamas.

[Ag (NH3)2](OH )-sidabro diamino hidroksidas ( aš)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -chlorido dichloridas kobalto tetraaminas ( III)

2. Druskoje yra kompleksinis anijonas.

Pirmiausia įvardijami ligandai - anijonai, tada į vidinę sferą patenkančios neutralios molekulės, kurios baigiasi raide "o", nurodant jų skaičių graikiškais skaitmenimis. Pastarasis lotyniškai vadinamas kompleksuojančiu jonu, su galūne „at“, nurodant valentingumą skliausteliuose. Toliau rašomas išorinėje sferoje esančio katijono pavadinimas, katijonų skaičius nenurodytas.

Kalio K 4 -heksacianoferatas (II) (Fe 3+ jonų reagentas)

K 3 – kalio heksacianoferatas (III) (Fe 2+ jonų reagentas)

Na 2 -natrio tetrahidroksocinkatas

Dauguma kompleksuojančių jonų yra metalai. D elementai turi didžiausią polinkį į kompleksų susidarymą. Aplink centrinį kompleksuojantį joną yra priešingai įkrauti jonai arba neutralios molekulės – ligandai arba priedai.

Kompleksą sudarontys jonai ir ligandai sudaro vidinę komplekso sferą (laužtiniuose skliaustuose ligandų, koordinuotų aplink centrinį joną, skaičius vadinamas koordinaciniu skaičiumi).

Jonai, kurie nepatenka į vidinę sferą, sudaro išorinę sferą. Jei kompleksinis jonas yra katijonas, tai išorinėje sferoje yra anijonų ir atvirkščiai, jei kompleksinis jonas yra anijonas, tai išorinėje sferoje yra katijonai. Paprastai katijonai yra šarminių ir šarminių žemės metalų jonai, amonio katijonas. Išsiskyrę sudėtingi junginiai sudaro sudėtingus kompleksinius jonus, kurie tirpaluose yra gana stabilūs:

K 3 ↔ 3 K + + 3-

Jei mes kalbame apie rūgštines druskas, tada skaitant formulę priešdėlis hidro- tariamas, pavyzdžiui:
Natrio hidrosulfidas NaHS

Natrio bikarbonatas NaHCO 3

Su bazinėmis druskomis naudojamas priešdėlis hidrokso- arba dihidrokso-

(priklauso nuo druskoje esančio metalo oksidacijos būsenos), pavyzdžiui:
magnio hidroksichloridasMg(OH)Cl, aliuminio dihidroksichloridas Al(OH)2Cl

Druskų gavimo būdai:

1. Tiesioginė metalo sąveika su nemetalu . Šis metodas gali būti naudojamas bedeguonių rūgščių druskoms gauti.

Zn+Cl 2 → ZnCl 2

2. Reakcija tarp rūgšties ir bazės (neutralizacijos reakcija). Tokio tipo reakcijos turi didelę praktinę reikšmę (kokybinės reakcijos į daugumą katijonų jas visada lydi vandens išsiskyrimas):

NaOH+HCl→NaCl+H2O

Ba(OH)2 +H2SO4 →BaSO4↓+2H2O

3. Bazinio oksido sąveika su rūgštiniu :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Reakcija tarp rūgšties oksido ir bazės :

2NaOH + 2NO 2 → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

NaOH+CO 2 → Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Reakcija tarp bazinio oksido ir rūgšties :

Na 2 O+2HCl → 2 NaCl+H 2 O

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

6. Tiesioginė metalo sąveika su rūgštimi. Šią reakciją gali lydėti vandenilio išsiskyrimas. Ar vandenilis išsiskirs, ar ne, priklauso nuo metalo aktyvumo, rūgšties cheminių savybių ir jos koncentracijos (žr. Koncentruotų sieros ir azoto rūgščių savybės).

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

H2SO4+Zn=ZnSO4+H2

7. Druskos sąveika su rūgštimi . Ši reakcija įvyks su sąlyga, kad druską sudaranti rūgštis yra silpnesnė arba lakiesnė už rūgštį, kuri sureagavo:

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

8. Druskos sąveika su rūgšties oksidu. Reakcijos vyksta tik kaitinant, todėl į reakciją patekęs oksidas turi būti mažiau lakus nei susidaręs po reakcijos:

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Nemetalų sąveika su šarmais . Halogenai, siera ir kai kurie kiti elementai, sąveikaudami su šarmais, sudaro bedeguonies ir deguonies turinčias druskas:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (reakcija vyksta nekaitinant)

Cl2 +6KOH=5KCl+KClO3 +3H2O (reakcija vyksta kaitinant)

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

10. Dviejų druskų sąveika. Tai yra labiausiai paplitęs druskų gavimo būdas. Norėdami tai padaryti, abi druskos, patekusios į reakciją, turi būti labai tirpios, o kadangi tai yra jonų mainų reakcija, kad ji vyktų iki galo, vienas iš reakcijos produktų turi būti netirpus:

Na 2 CO 3 +CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. Druskos ir metalo sąveika . Reakcija įvyksta, jei metalas yra metalo įtampos serijoje į kairę nuo tos, kuri yra druskoje:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Terminis druskų skilimas . Kaitinant kai kurias deguonies turinčias druskas, susidaro naujos, kuriose deguonies kiekis yra mažesnis arba jose visai nėra:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Nemetalo sąveika su druska. Kai kurie nemetalai gali jungtis su druskomis ir sudaryti naujas druskas:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Bazės reakcija su druska . Kadangi tai yra jonų mainų reakcija, kad ji vyktų iki galo, būtina, kad 1 iš reakcijos produktų būtų netirpus (ši reakcija taip pat naudojama rūgštinėms druskoms paversti tarpinėmis):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

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

Dvigubas druskas taip pat galima gauti tokiu būdu:

NaOH + KHSO 4 = KNaSO 4 + H 2 O

15. Metalo sąveika su šarmu. Amfoteriniai metalai reaguoja su šarmais, sudarydami kompleksus:

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

16. Sąveika druskos (oksidai, hidroksidai, metalai) su ligandais:

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

AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O

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

AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O

Redaktorius: Galina Nikolaevna Kharlamova

Šiuolaikinis chemijos mokslas atstovauja daugybei skirtingų šakų, ir kiekviena iš jų, be savo teorinio pagrindo, turi didelę taikomąją ir praktinę reikšmę. Kad ir ką liestumėte, viskas aplink jus yra cheminis produktas. Pagrindiniai skyriai yra neorganinė ir organinė chemija. Panagrinėkime, kokios pagrindinės medžiagų klasės priskiriamos neorganinėms ir kokias savybes jos turi.

Pagrindinės neorganinių junginių kategorijos

Tai apima:

1. Oksidai.
2. Druska.
3. Pagrindai.
4. Rūgštys.

Kiekviena iš klasių yra atstovaujama daugybe neorganinių junginių ir yra svarbi beveik bet kurioje žmogaus ekonominės ir pramoninės veiklos struktūroje. Visos pagrindinės šiems junginiams būdingos savybės, jų atsiradimas gamtoje ir gamyba mokykliniame chemijos kurse be nesėkmių tiriamos 8-11 klasėse.

Yra bendra oksidų, druskų, bazių, rūgščių lentelė, kurioje pateikiami kiekvienos medžiagos pavyzdžiai ir jų agregacijos būsena bei atsiradimas gamtoje. Taip pat parodytos sąveikos, apibūdinančios chemines savybes. Tačiau mes apžvelgsime kiekvieną klasę atskirai ir išsamiau.

Junginių grupė – oksidai

4. Reakcijos, dėl kurių elementai keičia CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagentas vanduo: rūgščių susidarymas (SiO 2 išimtis)

CO + vanduo = rūgštis

2. Reakcijos su bazėmis:

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

3. Reakcijos su baziniais oksidais: druskų susidarymas

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

4. OVR reakcijos:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Jie pasižymi dvejopomis savybėmis ir sąveikauja pagal rūgščių-šarmų metodo principą (su rūgštimis, šarmais, baziniais oksidais, rūgščių oksidais). Jie nesąveikauja su vandeniu.

1. Su rūgštimis: druskų ir vandens susidarymas

AO + rūgštis = druska + H 2 O

2. Su bazėmis (šarmais): hidrokso kompleksų susidarymas

Al 2 O 3 + LiOH + vanduo = Li

3. Reakcijos su rūgščių oksidais: druskų gavimas

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcijos su OO: druskų susidarymas, susiliejimas

MnO + Rb 2 O = dviguba druska Rb 2 MnO 2

5. Lydymosi reakcijos su šarmais ir šarminių metalų karbonatais: druskų susidarymas

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

Kiekvienas aukštesnis oksidas, sudarytas iš metalo arba nemetalo, ištirpęs vandenyje, suteikia stiprią rūgštį arba šarmą.

Organinės ir neorganinės rūgštys

Klasikiniame garse (remiantis ED pozicijomis – elektrolitinė disociacija – rūgštimis vadinami junginiai, kurie vandeninėje aplinkoje disocijuoja į katijonus H + ir rūgščių likučių anijonus An –. Tačiau šiandien rūgštys buvo kruopščiai ištirtos bevandenėmis sąlygomis, todėl yra daug skirtingų hidroksidų teorijų.

Empirinės oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės susideda tik iš simbolių, elementų ir indeksų, nurodančių jų kiekį medžiagoje. Pavyzdžiui, neorganinės rūgštys išreiškiamos formule H + rūgšties liekana n- . Organinės medžiagos turi skirtingą teorinį vaizdą. Be empirinės, galite parašyti visą ir sutrumpintą jų struktūrinę formulę, kuri atspindės ne tik molekulės sudėtį ir kiekį, bet ir atomų eiliškumą, ryšį vienas su kitu ir pagrindinę funkcinę. karboksirūgšties grupė -COOH.

Neorganinėse medžiagose visos rūgštys skirstomos į dvi grupes:

• be deguonies - HBr, HCN, HCL ir kiti;
• deguonies turintys (oksorūgštys) - HClO 3 ir viskas, kur yra deguonies.

Neorganinės rūgštys taip pat klasifikuojamos pagal stabilumą (stabilios arba stabilios – viskas, išskyrus anglies ir sieros rūgštis, nestabilios arba nestabilios – anglies ir sieros rūgštys). Pagal stiprumą rūgštys gali būti stiprios: sieros, druskos, azoto, perchloro ir kitos, taip pat silpnos: vandenilio sulfido, hipochloro ir kt.

Organinė chemija siūlo ne tą pačią įvairovę. Rūgštys, kurios yra organinės prigimties, yra klasifikuojamos kaip karboksirūgštys. Jų bendras bruožas yra -COOH funkcinės grupės buvimas. Pavyzdžiui, HCOOH (skruzdžių), CH 3 COOH (acto), C 17 H 35 COOH (stearino) ir kt.

Yra nemažai rūgščių, kurios ypač kruopščiai akcentuojamos svarstant šią temą mokykliniame chemijos kurse.

1. Solyanaya.
2. Azotas.
3. Ortofosforinis.
4. Hidrobrominis.
5. Anglis.
6. Vandenilio jodidas.
7. Sieros.
8. Acto arba etano.
9. Butanas arba aliejus.
10. Benzoinas.

Šios 10 rūgščių chemijoje yra pagrindinės atitinkamos klasės medžiagos tiek mokykloje, tiek apskritai pramonėje ir sintezėje.

Neorganinių rūgščių savybės

Pagrindinės fizinės savybės visų pirma apima skirtingą agregacijos būseną. Juk yra nemažai rūgščių, kurios normaliomis sąlygomis turi kristalų arba miltelių pavidalą (boro, ortofosforo). Didžioji dauguma žinomų neorganinių rūgščių yra skirtingi skysčiai. Virimo ir lydymosi taškai taip pat skiriasi.

Rūgštys gali stipriai nudeginti, nes gali sunaikinti organinius audinius ir odą. Rūgščių aptikimui naudojami indikatoriai:

• metiloranžinė (įprastoje aplinkoje - oranžinė, rūgštyse - raudona),
• lakmusas (neutraliame - violetinis, rūgštyse - raudonas) ar kai kurie kiti.

Svarbiausios cheminės savybės apima gebėjimą sąveikauti tiek su paprastomis, tiek su sudėtingomis medžiagomis.

Sąveikaujant su metalais, ne visos rūgštys reaguoja vienodai. Chemija (9 klasė) mokykloje yra labai negilus tokių reakcijų tyrimas, tačiau net ir šiame lygmenyje atsižvelgiama į specifines koncentruotos azoto ir sieros rūgšties savybes sąveikaujant su metalais.

Hidroksidai: šarmai, amfoterinės ir netirpios bazės

Oksidai, druskos, bazės, rūgštys – visos šios medžiagų klasės turi bendrą cheminę prigimtį, paaiškinama kristalinės gardelės struktūra, taip pat abipuse atomų įtaka molekulėse. Tačiau jei buvo įmanoma pateikti labai konkretų oksidų apibrėžimą, tai sunkiau padaryti rūgštims ir bazėms.

Kaip ir rūgštys, taip ir bazės, remiantis ED teorija, yra medžiagos, kurios vandeniniame tirpale gali suskaidyti į metalo katijonus Me n + ir hidroksilo grupių OH - anijonus.

• Tirpios arba šarminės (stiprios bazės, kurios keičiasi. Susidaro I ir II grupių metalai. Pavyzdys: KOH, NaOH, LiOH (tai yra, atsižvelgiama tik į pagrindinių pogrupių elementus);
• Šiek tiek tirpsta arba netirpi (vidutinio stiprumo, nekeičia indikatorių spalvos). Pavyzdys: magnio hidroksidas, geležis (II), (III) ir kt.
• Molekulinės (silpnos bazės, vandeninėje aplinkoje jie grįžtamai disocijuoja į jonų molekules). Pavyzdys: N 2 H 4, aminai, amoniakas.
• Amfoteriniai hidroksidai (rodo dvigubas bazines ir rūgštines savybes). Pavyzdys: berilis, cinkas ir pan.

Kiekviena pateikta grupė yra mokoma mokyklinio chemijos kurso skyriuje „Pagrindai“. Chemija 8-9 klasėse apima išsamų šarmų ir blogai tirpių junginių tyrimą.

Pagrindinės bazių charakteristikos

Visi šarmai ir mažai tirpūs junginiai gamtoje randami kietos kristalinės būsenos. Tuo pačiu metu jų lydymosi temperatūra paprastai yra žema, o blogai tirpūs hidroksidai suyra kaitinant. Pagrindų spalva skiriasi. Jei šarmai yra balti, blogai tirpių ir molekulinių bazių kristalai gali būti labai skirtingų spalvų. Daugumos šios klasės junginių tirpumą galima pamatyti lentelėje, kurioje pateiktos oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės, parodytas jų tirpumas.

Šarmai gali keisti indikatorių spalvą taip: fenolftaleinas – tamsiai raudonas, metiloranžinė – geltona. Tai užtikrina laisvas hidrokso grupių buvimas tirpale. Štai kodėl blogai tirpios bazės tokios reakcijos nesukelia.

Kiekvienos bazių grupės cheminės savybės yra skirtingos.

Tai yra dauguma cheminių savybių, kurias turi bazės. Bazių chemija yra gana paprasta ir atitinka bendruosius visų neorganinių junginių dėsnius.

Neorganinių druskų klasė. Klasifikacija, fizikinės savybės

Remiantis ED nuostatomis, druskomis galima vadinti neorganinius junginius, kurie vandeniniame tirpale disocijuoja į metalo katijonus Me +n ir rūgščių liekanų An n- anijonus. Taip galite įsivaizduoti druskas. Chemija pateikia daugiau nei vieną apibrėžimą, tačiau tai yra tiksliausias.

Be to, pagal cheminę prigimtį visos druskos skirstomos į:

• Rūgšti (turi vandenilio katijoną). Pavyzdys: NaHSO 4.
• Bazinis (turintis hidrokso grupę). Pavyzdys: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Vidutinė (sudaryta tik iš metalo katijono ir rūgšties liekanos). Pavyzdys: NaCL, CaSO 4.
• Dvigubas (įskaitant du skirtingus metalo katijonus). Pavyzdys: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleksas (hidrokso kompleksai, vandens kompleksai ir kt.). Pavyzdys: K 2.

Druskų formulės atspindi jų cheminę prigimtį, taip pat nurodo kokybinę ir kiekybinę molekulės sudėtį.

Oksidai, druskos, bazės, rūgštys turi skirtingas tirpumo savybes, kurias galima peržiūrėti atitinkamoje lentelėje.

Jei kalbame apie druskų agregacijos būseną, turime pastebėti jų vienodumą. Jie egzistuoja tik kietos, kristalinės arba miltelių pavidalo. Spalvų diapazonas yra gana įvairus. Sudėtingų druskų tirpalai, kaip taisyklė, turi ryškių, sočiųjų spalvų.

Cheminė sąveika vidutinių druskų klasei

Jie turi panašias chemines savybes kaip bazės, rūgštys ir druskos. Oksidai, kaip jau nagrinėjome, šiuo veiksniu šiek tiek skiriasi nuo jų.

Iš viso galima išskirti 4 pagrindinius vidutinių druskų sąveikos tipus.

I. Sąveika su rūgštimis (tik stiprios ED požiūriu) susidarant kitai druskai ir silpnai rūgščiai:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcijose su tirpiais hidroksidais susidaro druskos ir netirpios bazės:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 tirpi druska + Cu(OH) 2 netirpi bazė

III. Reakcija su kita tirpia druska, kad susidarytų netirpi ir tirpi druska:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcijos su metalais, esančiais EHRNM kairėje nuo druskos, sudarančios druskos. Tokiu atveju reaguojantis metalas normaliomis sąlygomis neturėtų sąveikauti su vandeniu:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Tai yra pagrindiniai sąveikos tipai, būdingi vidutinėms druskoms. Kompleksinių, bazinių, dvigubų ir rūgščių druskų formulės kalba pačios už save apie eksponuojamų cheminių savybių specifiškumą.

Oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės atspindi visų šių neorganinių junginių klasių atstovų cheminę esmę, be to, suteikia idėją apie medžiagos pavadinimą ir jos fizines savybes. Todėl jų rašymui reikėtų skirti ypatingą dėmesį. Apskritai nuostabus chemijos mokslas mums siūlo didžiulę junginių įvairovę. Oksidai, bazės, rūgštys, druskos – tai tik dalis didžiulės įvairovės.

Yra žinoma daug reakcijų, dėl kurių susidaro druskos. Pristatome svarbiausius iš jų.

1. Rūgščių sąveika su bazėmis (neutralizacijos reakcija):

NaOH + HNE 3 = NANE 3 + N 2 APIE

Al(Oi) 3 + 3HC1 =AlCl 3 + 3H 2 APIE

2. Metalų sąveika su rūgštimis:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + N 2 

Zn+ N 2 SAPIE 4 div. = ZnSO 4 + N 2 

3. Rūgščių sąveika su baziniais ir amfoteriniais oksidais:

SUuO+ N 2 TAIP 4 = CuSO 4 + N 2 APIE

ZnO + 2 HCl = ZnSUl 2 + N 2 APIE

4. Rūgščių sąveika su druskomis:

FeCl 2 + H 2 S = FeS + 2 HCl

AgNO 3 + HCl = AgCl +HNO 3

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

5. Dviejų skirtingų druskų tirpalų sąveika:

BaCl 2 +Na 2 TAIP 4 = VaTAIP 4  +2NаСl

Pb(NR 3 ) 2 + 2NaCl =RbSU1 2  + 2 NaNO 3

6. Bazių sąveika su rūgštiniais oksidais (šarmais su amfoteriniais oksidais):

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3  + N 2 APIE,

2 Naon (televizorius) + ZnO Na 2 ZnO 2 + N 2 APIE

7. Bazinių oksidų sąveika su rūgštiniais:

SaO+SiO 2 SaSiO 3

Na 2 O+SO 3 =Na 2 TAIP 4

8. Metalų sąveika su nemetalais:

2K + S1 2 = 2KS1

Fe +S FeS

9. Metalų sąveika su druskomis.

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

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

10. Šarminių tirpalų sąveika su druskų tirpalais

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

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

1. Druskų naudojimas.

Nemažai druskų yra junginiai, būtini dideliais kiekiais gyvulių ir augalų organizmų gyvybinėms funkcijoms užtikrinti (natrio, kalio, kalcio druskos, taip pat druskos, kurių sudėtyje yra azoto ir fosforo elementų). Žemiau, naudojant atskirų druskų pavyzdžius, pateikiamos šios neorganinių junginių klasės atstovų taikymo sritys, įskaitant naftos pramonę.

NаС1- natrio chloridas (valgomoji druska, valgomoji druska). Šios druskos panaudojimo platumą liudija tai, kad pasaulyje šios medžiagos pagaminama daugiau nei 200 mln.

Ši druska plačiai naudojama maisto pramonėje ir yra žaliava chloro, druskos rūgšties, natrio hidroksido ir sodos pelenų gamybai. (Na 2 CO 3 ). Natrio chloridas naudojamas įvairiai naftos pramonėje, pavyzdžiui, kaip priedas prie gręžimo skysčių, siekiant padidinti tankį, užkirsti kelią ertmių susidarymui gręžiant gręžinius, kaip cemento glaistymo mišinių stingimo laiko reguliatorius, mažinti užšalimą. gręžimo ir cemento skysčių taškas (antifrizas).

KS1- kalio chloridas. Įeina į gręžimo skysčius, kurie padeda išlaikyti molingose ​​uolienose esančių šulinių sienelių stabilumą. Kalio chloridas dideliais kiekiais naudojamas žemės ūkyje kaip makrotrąša.

Na 2 CO 3 - natrio karbonatas (soda). Įeina į mišinius stiklo gamybai ir ploviklius. Reagentas, skirtas padidinti aplinkos šarmingumą, gerinti molio kokybę molio gręžimo skysčiams. Jis naudojamas vandens kietumui pašalinti ruošiant jį naudoti (pavyzdžiui, katiluose), plačiai naudojamas gamtinėms dujoms valyti nuo sieros vandenilio bei gręžimo ir cementavimo skysčių reagentams gaminti.

Al 2 (TAIP 4 ) 3 - aliuminio sulfatas. Gręžimo skysčių komponentas, koaguliantas, skirtas vandens valymui nuo smulkių suspenduotų dalelių, viskoelastinių mišinių komponentas, skirtas izoliuoti absorbcijos zonas naftos ir dujų gręžiniuose.

NA 2 IN 4 APIE 7 - natrio tetraboratas (boraksas). Tai efektyvus reagentas – stabdiklis cementiniams skiediniams, apsauginių reagentų celiuliozės eterių pagrindu terminio oksidacinio sunaikinimo inhibitorius.

BASAPIE 4 - bario sulfatas (baritas, sunkusis špatas). Naudojama kaip svorio priemonė (  4,5 g/cm 3) gręžiant ir cemento srutoms.

Fe 2 TAIP 4 - geležies (I) sulfatas (geležies sulfatas). Jis naudojamas ruošiant ferochromo lignosulfonatą – gręžimo skysčių reagentą-stabilizatorių, labai efektyvių emulsinių angliavandenilių pagrindu pagamintų gręžimo skysčių komponentą.

FeS1 3 - geležies chloridas (III). Kartu su šarmu jis naudojamas vandens valymui iš sieros vandenilio gręžiant šulinius vandeniu, įpurškimui į vandenilio sulfido turinčius darinius, siekiant sumažinti jų pralaidumą, kaip priedas prie cemento, siekiant padidinti jų atsparumą vandenilio sulfidas, skirtas vandens valymui nuo suspenduotų dalelių.

CaCO 3 - kalcio karbonatas kreidos, kalkakmenio pavidalu. Tai žaliava negesintų kalkių CaO ir gesintų kalkių Ca(OH) 2 gamybai. Metalurgijoje naudojamas kaip srautas. Jis naudojamas gręžiant naftos ir dujų gręžinius kaip sverianti medžiaga ir užpildas gręžimo skysčiams. Tam tikro dydžio dalelių marmuro pavidalo kalcio karbonatas naudojamas kaip atrama hidrauliniam produktyvių formacijų ardymui, siekiant pagerinti naftos išgavimą.

CaSO 4 - kalcio sulfatas. Alebastro (2СаSO 4 · Н 2 О) pavidalu jis plačiai naudojamas statybose, yra greitai kietėjančių cementinių mišinių dalis, skirta izoliuoti absorbcijos zonas. Pridedamas į gręžimo skysčius anhidrito (CaSO 4) arba gipso (CaSO 4 · 2H 2 O) pavidalu, jis suteikia gręžtoms molingoms uolienoms stabilumo.

CaCl 2 - kalcio chloridas. Naudojamas ruošiant gręžimo ir cementavimo tirpalus nestabilioms uolienoms išgręžti, labai sumažina tirpalų užšalimo temperatūrą (antifrizas). Jis naudojamas kuriant didelio tankio tirpalus, kuriuose nėra kietos fazės, veiksmingų produktyvių formacijų atidarymui.

NA 2 SiAPIE 3 - natrio silikatas (tirpus stiklas). Naudojamas nestabiliems dirvožemiams sutvirtinti ir greitai stingstantiems mišiniams ruošti, siekiant izoliuoti absorbcijos zonas. Jis naudojamas kaip metalo korozijos inhibitorius, kai kurių gręžimo cemento ir buferinių tirpalų komponentas.

AgNO 3 - sidabro nitratas. Naudojamas cheminei analizei, įskaitant formavimo vandenis ir gręžimo skysčio filtratus chloro jonų kiekiui nustatyti.

Na 2 TAIP 3 - natrio sulfitas. Naudojamas chemiškai pašalinti deguonį (deaeraciją) iš vandens, siekiant kovoti su korozija nuotekų įpurškimo metu. Slopinti terminį oksidacinį apsauginių reagentų sunaikinimą.

Na 2 Kr 2 APIE 7 - natrio bichromatas. Jis naudojamas naftos pramonėje kaip aukštos temperatūros klampos reduktorius gręžimo skysčiams, aliuminio korozijos inhibitorius ir daugelio reagentų paruošimas.