Asit tuzu oluşumunun reaksiyonu. Tuzlar

Her gün tuzlarla karşılaşıyoruz ve onların hayatımızda oynadıkları rolü düşünmüyoruz bile. Ancak onlar olmasaydı, su bu kadar lezzetli olmazdı, yiyecekler zevk vermezdi, bitkiler büyümezdi ve dünyamızda tuz olmasaydı yeryüzünde yaşam var olamazdı. Peki bu maddeler nelerdir ve tuzların hangi özellikleri onları yeri doldurulamaz kılmaktadır?

Tuzlar nelerdir

Bileşimi açısından bu, çeşitlilikle karakterize edilen en çok sayıda sınıftır. 19. yüzyılda kimyager J. Werzelius, tuzu, bir asit ile bir baz arasındaki reaksiyonun ürünü olarak tanımladı; burada bir hidrojen atomu, bir metal atomuyla değiştirildi. Suda tuzlar genellikle metal veya amonyum (katyon) ve asidik bir kalıntıya (anyon) ayrışır.

Tuzları aşağıdaki şekillerde elde edebilirsiniz:

• bir metal ile metal olmayanın etkileşimi yoluyla bu durumda oksijensiz olacaktır;
• bir metal bir asitle reaksiyona girdiğinde bir tuz elde edilir ve hidrojen açığa çıkar;
• bir metal başka bir metali çözeltiden çıkarabilir;
• iki oksit etkileşime girdiğinde - asidik ve bazik (bunlara sırasıyla metal olmayan oksit ve metal oksit de denir);
• bir metal oksit ile bir asidin reaksiyonu tuz ve su üretir;
• bir baz ile ametal oksit arasındaki reaksiyon aynı zamanda tuz ve su da üretir;
• Bir iyon değiştirme reaksiyonu kullanılarak, bu durumda suda çözünebilen çeşitli maddeler (bazlar, asitler, tuzlar) reaksiyona girebilir, ancak suda gaz, su veya az çözünür (çözünmeyen) tuzlar oluştuğunda reaksiyon devam edecektir.

Tuzların özellikleri yalnızca kimyasal bileşime bağlıdır. Ama önce sınıflarına bakalım.

sınıflandırma

Bileşime bağlı olarak aşağıdaki tuz sınıfları ayırt edilir:

• oksijen içeriğine göre (oksijen içeren ve oksijensiz);
• su ile etkileşime girerek (çözünür, az çözünür ve çözünmez).

Bu sınıflandırma maddelerin çeşitliliğini tam olarak yansıtmamaktadır. Tuzların yalnızca bileşimini değil aynı zamanda özelliklerini de yansıtan modern ve en eksiksiz sınıflandırma aşağıdaki tabloda sunulmaktadır.

Fiziksel özellikler

Bu maddelerin sınıfı ne kadar geniş olursa olsun tuzların genel fiziksel özelliklerini tespit etmek mümkündür. Bunlar iyonik kristal kafesli, moleküler olmayan yapıya sahip maddelerdir.

Çok yüksek erime ve kaynama noktaları. Normal şartlarda tüm tuzlar elektriği iletmez ancak çözeltide çoğu elektriği mükemmel şekilde iletir.

Renk çok farklı olabilir, bileşiminde bulunan metal iyonuna bağlıdır. Demir sülfat (FeSO 4) yeşil, demir klorür (FeCl 3) koyu kırmızı ve potasyum kromat (K 2 CrO 4) güzel, parlak sarı renktedir. Ancak tuzların çoğu hala renksiz veya beyazdır.

Sudaki çözünürlük de değişir ve iyonların bileşimine bağlıdır. Prensip olarak tuzların tüm fiziksel özelliklerinin kendine has bir özelliği vardır. Bileşime hangi metal iyonunun ve hangi asidik kalıntının dahil edildiğine bağlıdırlar. Tuzlara bakmaya devam edelim.

Tuzların kimyasal özellikleri

Burada önemli bir özellik de var. Tuzların fiziksel ve kimyasal özellikleri de bileşimlerine bağlıdır. Ve ayrıca hangi sınıfa ait oldukları hakkında.

Ancak tuzların genel özellikleri hala vurgulanabilir:

• birçoğu ısıtıldığında iki oksit oluşturacak şekilde ayrışır: asidik ve bazik ve oksijensiz olanlar - metal ve metal olmayan;
• tuzlar diğer asitlerle de etkileşime girer, ancak reaksiyon yalnızca tuzun zayıf veya uçucu bir asidin asidik kalıntısını içermesi veya sonucun çözünmeyen bir tuz olması durumunda meydana gelir;
• katyonun çözünmeyen bir baz oluşturması durumunda alkali ile etkileşim mümkündür;
• iki farklı tuz arasında bir reaksiyon da mümkündür, ancak bu yalnızca yeni oluşan tuzlardan birinin suda çözünmemesi durumunda;
• Bir metalle de reaksiyon meydana gelebilir, ancak bu ancak tuzdaki metalden voltaj serisinin sağında yer alan bir metali alırsak mümkündür.

Normal olarak sınıflandırılan tuzların kimyasal özellikleri yukarıda tartışılmıştır, ancak diğer sınıflar maddelerle biraz farklı şekilde reaksiyona girer. Ancak fark yalnızca çıktı ürünlerindedir. Temel olarak tuzların tüm kimyasal özellikleri ve reaksiyonların gereksinimleri korunur.

Tuzların kimyasal özellikleri

Tuzlar, bir asit ve bir bazın reaksiyonunun ürünü olarak düşünülmelidir. Sonuç olarak aşağıdakiler oluşabilir:

1. normal (ortalama) - asit ve baz miktarı tam etkileşim için yeterli olduğunda oluşur. Normal tuzların isimleriİki bölümden oluşurlar. Önce anyon (asit kalıntısı), sonra katyon çağrılır.
2. ekşi - asit fazlalığı ve alkali miktarı yetersiz olduğunda oluşur, çünkü bu durumda asit molekülünde bulunan tüm hidrojen katyonlarının yerini alacak yeterli metal katyonu yoktur. Bu tür tuzun asidik kalıntılarında her zaman hidrojen göreceksiniz. Asit tuzları yalnızca polibazik asitlerden oluşur ve hem tuzların hem de asitlerin özelliklerini gösterir. Asit tuzlarının adlarında bir önek yerleştirilir hidro- anyona.
3. temel tuzlar - fazla miktarda baz ve yetersiz miktarda asit olduğunda oluşur, çünkü bu durumda asidik kalıntıların anyonları, bazda bulunan hidroksil gruplarının tamamen yerini almaya yeterli değildir. katyonlardaki ana tuzlar hidrokso grupları içerir. Poliasit bazlar için bazik tuzlar mümkündür, ancak tek asitli bazlar için mümkün değildir. Bazı bazik tuzlar bağımsız olarak ayrışabilir, süreçte su açığa çıkarabilir ve bazik tuzların özelliklerine sahip okso tuzları oluşturabilir. Ana tuzların adışu şekilde inşa edilmiştir: anyona bir önek eklenir hidrokso-.

Normal tuzların tipik reaksiyonları

• Metallerle iyi reaksiyona girerler. Aynı zamanda, daha aktif metaller, daha az aktif olanları tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır.
• Asitler, alkaliler ve diğer tuzlarla reaksiyonlar, bir çökelti, gaz veya zayıf ayrışabilen bileşiklerin oluşması şartıyla tamamlanmaya devam eder.
• Tuzların alkalilerle reaksiyonlarında nikel (II) hidroksit Ni(OH)2 gibi maddeler oluşur - bir çökelti; amonyak NH3 – gaz; su H2O zayıf bir elektrolittir, zayıf ayrışmış bir bileşiktir:
• Bir çökelti oluştuğunda veya daha kararlı bir bileşik oluştuğunda tuzlar birbirleriyle reaksiyona girer.
• Pek çok normal tuz, ısıtıldığında asidik ve baz olmak üzere iki oksit oluşturacak şekilde ayrışır.
• Nitratlar diğer normal tuzlardan farklı şekilde ayrışır. Alkali ve toprak alkali metallerin nitratları ısıtıldığında oksijen açığa çıkarır ve nitritlere dönüşür:
• Hemen hemen tüm diğer metallerin nitratları oksitlere ayrışır:
• Bazı ağır metallerin (gümüş, cıva vb.) nitratları metallere ısıtıldığında ayrışır:

Asit tuzlarının tipik reaksiyonları

• Asitlerin girdiği tüm reaksiyonlara girerler. Alkalilerle reaksiyona girerler; eğer asit tuzu ve alkali aynı metali içeriyorsa sonuç olarak normal bir tuz oluşur.
• Alkali başka bir metal içeriyorsa çift tuzlar oluşur.

Bazik tuzların tipik reaksiyonları

• Bu tuzlar bazlarla aynı reaksiyonlara girer. Asitlerle reaksiyona girerler; eğer bazik tuz ve asit aynı asidik kalıntıyı içeriyorsa sonuç normal bir tuzdur.
• Asit başka bir asit kalıntısı içeriyorsa çift tuzlar oluşur.

Kompleks tuzlar- kristal kafes bölgeleri karmaşık iyonlar içeren bir bileşik.

Video eğitimi 1: İnorganik tuzların sınıflandırılması ve isimlendirilmesi

Video eğitimi 2: İnorganik tuzların elde edilme yöntemleri. Tuzların kimyasal özellikleri

Ders: Tuzların karakteristik kimyasal özellikleri: orta, asidik, bazik; kompleks (alüminyum ve çinko bileşikleri örneğini kullanarak)

Tuzlar- bunlar metal katyonlardan (veya amonyumdan) ve asidik kalıntılardan oluşan kimyasal bileşiklerdir.

Tuzlar aynı zamanda asit ve bazın etkileşiminin bir ürünü olarak da düşünülmelidir. Bu etkileşim sonucunda aşağıdakiler oluşabilir:

normal (ortalama),

• temel tuzlar.

Normal tuzlar Asit ve baz miktarı tam etkileşim için yeterli olduğunda oluşur. Örneğin:

H3PO4 + 3KON → K3PO4 + 3H2O.

Normal tuzların isimleri iki bölümden oluşur. Önce anyon (asit kalıntısı), sonra katyon çağrılır. Örneğin: sodyum klorür - NaCl, demir(III) sülfat - Fe2 (S04) 3, potasyum karbonat - K2C03, potasyum fosfat - K3P04, vb.

Asit tuzları asit fazlalığı ve alkali miktarı yetersiz olduğunda oluşur, çünkü bu durumda asit molekülünde bulunan tüm hidrojen katyonlarının yerini alacak yeterli metal katyonu yoktur. Örneğin:

H3P04 + 2KON = K2NPO4 + 2H20;

H3PO4 + KOH = KH2PO4 + H20.

Bu tür tuzun asidik kalıntılarında her zaman hidrojen göreceksiniz. Asit tuzları polibazik asitler için her zaman mümkündür, ancak monobazik asitler için mümkün değildir.

Asidik tuzların isimleri ön ektir hidro- anyona. Örneğin: demir(III) hidrojen sülfat - Fe(HSO4)3, potasyum bikarbonat - KHCO3, potasyum hidrojen fosfat - K2HPO4, vb.

Temel tuzlar fazla baz ve yetersiz miktarda asit olduğunda oluşur, çünkü bu durumda asidik kalıntıların anyonları, bazda bulunan hidroksil gruplarının tamamen yerini almaya yeterli değildir. Örneğin:

Cr(OH)3 + HN03 → Cr(OH)2N03 + H20;

Cr(OH)3 + 2HNO3 → CrOH(NO3)2 + 2H20.

Dolayısıyla katyonlardaki ana tuzlar hidrokso grupları içerir. Poliasit bazlar için bazik tuzlar mümkündür, ancak tek asitli bazlar için mümkün değildir. Bazı bazik tuzlar bağımsız olarak ayrışabilir, süreçte su açığa çıkarabilir ve bazik tuzların özelliklerine sahip okso tuzları oluşturabilir. Örneğin:

Sb(OH)2Cl → SbOCl + H20;

Bi(OH)2NO3 → BiONO3 + H20.

Ana tuzların adı şu şekilde oluşturulmuştur: önek anyona eklenir hidrokso-. Örneğin: demir(III) hidroksi sülfat - FeOHSO 4, alüminyum hidroksi sülfat - AlOHSO 4, demir (III) dihidroksi klorür - Fe(OH)2Cl, vb.

Katı bir topaklanma halinde olan birçok tuz, kristalin hidratlardır: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O, vb.

Tuzların kimyasal özellikleri

Tuzlar, katyonlar ve anyonlar arasında iyonik bağlara sahip olan oldukça katı kristalli maddelerdir. Tuzların özellikleri metaller, asitler, bazlar ve tuzlarla etkileşimleri ile belirlenir.

Normal tuzların tipik reaksiyonları

Metallerle iyi reaksiyona girerler. Aynı zamanda, daha aktif metaller, daha az aktif olanları tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır. Örneğin:

Zn + CuS04 → ZnS04 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuS04 + 2Ag.

Asitler, alkaliler ve diğer tuzlarla reaksiyonlar, bir çökelti, gaz veya zayıf ayrışabilen bileşiklerin oluşması koşuluyla tamamlanmaya devam eder. Örneğin tuzların asitlerle reaksiyonlarında hidrojen sülfür H2S gibi maddeler oluşur - gaz; baryum sülfat BaS04 – tortu; asetik asit CH3COOH zayıf bir elektrolittir, zayıf ayrışmış bir bileşiktir. İşte bu reaksiyonların denklemleri:

K2S + H2S04 → K2S04 + H2S;

BaCl2 + H2S04 → BaS04 + 2HCl;

CH3COONa + HCl → NaCl + CH3COOH.

Tuzların alkalilerle reaksiyonlarında nikel (II) hidroksit Ni(OH)2 gibi maddeler oluşur - bir çökelti; amonyak NH3 – gaz; su H2O zayıf bir elektrolittir, zayıf ayrışmış bir bileşiktir:

NiCl2 + 2KOH → Ni(OH)2 + 2KCl;

NH4Cl + NaOH → NH3 +H20 +NaCl.

Bir çökelti oluştuğunda tuzlar birbirleriyle reaksiyona girer:

Ca(NO3)2 + Na2C03 → 2NaNO3 + CaC03.

Veya daha kararlı bir bağlantı durumunda:

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

Bu reaksiyonda, kromattan daha çözünmez bir çökelti olması nedeniyle kiremit kırmızısı gümüş kromattan siyah gümüş sülfit oluşur.

Pek çok normal tuz, ısıtıldığında asidik ve baz olmak üzere iki oksit oluşturacak şekilde ayrışır:

CaCO3 → CaO + CO2.

Nitratlar diğer normal tuzlardan farklı şekilde ayrışır. Alkali ve toprak alkali metallerin nitratları ısıtıldığında oksijen açığa çıkarır ve nitritlere dönüşür:

2NaNO3 → 2NaNO2 + O2.

Hemen hemen tüm diğer metallerin nitratları oksitlere ayrışır:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO2 + O2.

Bazı ağır metallerin (gümüş, cıva vb.) nitratları metallere ısıtıldığında ayrışır:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Amonyum nitrat, erime noktasına (170 o C) kadar kısmen aşağıdaki denkleme göre ayrışan özel bir pozisyon işgal eder:

NH4NO3 → NH3 + HNO3.

Denkleme göre 170 - 230 o C sıcaklıklarda:

NH4NO3 → N20 + 2H20.

230 o C'nin üzerindeki sıcaklıklarda - denkleme göre bir patlama ile:

2NH4NO3 → 2N2 + Ö2 + 4H2O.

Amonyum klorür NH4Cl, amonyak ve hidrojen klorür oluşturmak üzere ayrışır:

NH4Cl → NH3 + HCl.

Asit tuzlarının tipik reaksiyonları

NaH CO3+ Hayır AH→ Na 2 CO3+ H20 .

NaHC03 +Li AH → Li NaCO3+ H20 .

Tipik reaksiyonlar ana tuzlar

Cu( AH)Cl+ H Cl → Cu Cl 2 + H20 .

Cu( AH)CI + HBr → Cu kardeşim Cl+ H20 .

Kompleks tuzlar

Karmaşık bağlantı- kristal kafes bölgeleri karmaşık iyonlar içeren bir bileşik.

Alüminyum - tetrahidroksoalüminatlar ve çinko - tetrahidroksoalüminatların karmaşık bileşiklerini ele alalım. Bu maddelerin formüllerinde karmaşık iyonlar köşeli parantez içinde belirtilmiştir.

Sodyum tetrahidroksoalüminat Na ve sodyum tetrahidroksoalüminat Na2'nin kimyasal özellikleri:

1. Tüm karmaşık bileşikler gibi yukarıdaki maddeler de ayrışır:

• Na → Na ++ -;
• Hayır 2 → 2Na++ - .

Lütfen karmaşık iyonların daha fazla ayrışmasının mümkün olmadığını unutmayın.

2. Aşırı kuvvetli asitlerle reaksiyonlarda iki tuz oluşur. Sodyum tetrahidroksoalüminatın seyreltik bir hidrojen klorür çözeltisi ile reaksiyonunu düşünün:

• Hayır + 4HCl→ Al Cl 3 + Hayır Cl + H2O.

İki tuzun oluşumunu görüyoruz: alüminyum klorür, sodyum klorür ve su. Sodyum tetrahidroksisinat durumunda da benzer bir reaksiyon meydana gelecektir.

3. Güçlü bir asit yeterli değilse onun yerine diyelim 4 HC1 biz aldık 2 HC1, o zaman tuz en aktif metali oluşturur, bu durumda sodyum daha aktiftir, yani sodyum klorür oluşur ve ortaya çıkan alüminyum ve çinko hidroksitler çöker. Bu durumu reaksiyon denklemini kullanarak ele alalım. sodyum tetrahidroksisinat:

Hayır 2 + 2HCl→ 2Hayır Cl+ Zn (OH)2 ↓ +2H2O.

Gerekçeler

Bazlar, anyon olarak yalnızca OH- hidroksit iyonlarını içeren bileşiklerdir. Asidik bir kalıntı ile değiştirilebilen hidroksit iyonlarının sayısı, bazın asitliğini belirler. Bu bağlamda bazlar bir, iki ve poliasittir; ancak gerçek bazlar çoğunlukla bir ve iki asidi içerir. Bunlar arasında suda çözünen ve suda çözünmeyen bazlar ayırt edilmelidir. Suda çözünen ve neredeyse tamamen ayrışan bazlara alkaliler (güçlü elektrolitler) denildiğini lütfen unutmayın. Bunlar arasında alkali ve alkali toprak elementlerinin hidroksitleri ve hiçbir durumda sudaki amonyak çözeltisi yer almaz.

Bazın adı hidroksit kelimesiyle başlar, ardından genel durumda katyonun Rusça adı verilir ve yükü parantez içinde gösterilir. Hidroksit iyonlarının sayısının di-, tri-, tetra öneklerini kullanarak listelenmesine izin verilir. Örneğin: Mn(OH)3 - manganez (III) hidroksit veya manganez trihidroksit.

Bazlar ve bazik oksitler arasında genetik bir ilişki olduğuna dikkat edin: bazik oksitler bazlara karşılık gelir. Bu nedenle baz katyonların çoğu zaman bir veya iki yükü vardır ve bu, metallerin en düşük oksidasyon durumlarına karşılık gelir.

Üs elde etmenin temel yollarını hatırlayın

1. Aktif metallerin su ile etkileşimi:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

La + 6H20 = 2La(OH)3 + 3H2

Bazik oksitlerin su ile etkileşimi:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

MgO + H20 = Mg(OH)2.

3. Tuzların alkalilerle etkileşimi:

MnS04 + 2KOH = Mn(OH)2 ↓ + K2S04

NH4С1 + NaOH = NaCl + NH3 ∙ H20

Na2C03 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaC03

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

Sulu tuz çözeltilerinin diyaframla elektrolizi:

2NaCl + 2H20 → 2NaOH + Cl2 + H2

Lütfen 3. adımda başlangıç ​​reaktiflerinin, reaksiyon ürünleri arasında az çözünen bir bileşik veya zayıf bir elektrolit bulunacak şekilde seçilmesi gerektiğine dikkat edin.

Bazların kimyasal özellikleri göz önüne alındığında reaksiyon koşullarının bazın çözünürlüğüne bağlı olduğunu unutmayın.

1. Asitlerle etkileşim:

NaOH + H2S04 = NaHSO4 + H20

2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20

2Mg(OH)2 + H2S04 = (MgOH)2S04 + 2H20

Mg(OH)2 + H2S04 = MgS04 + 2H20

Mg(OH)2 + 2H2S04 = Mg(HSO4)2 + 2H2O

2. Asit oksitlerle etkileşim:

NaOH + C02 = NaHC03

2NaOH + C02 = Na2C03 + H20

Fe(OH)2 + P205 = Fe(PO3)2 + H20

3Fe(OH)2 + P205 = Fe3(PO4)2 + 2H20

3. Amfoterik oksitlerle etkileşim:

A1203 + 2NaOH p + 3H20 = 2Na

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

Cr203 + Mg(OH)2 = Mg(CrO2)2 + H20

4. Amfeterik hidroksitlerle etkileşim:

Ca(OH)2 + 2Al(OH)3 = Ca(AlO2)2 + 4H20

3NaOH + Cr(OH)3 = Na3

Tuzlarla etkileşim.

Üretim yöntemlerinin 3. maddesinde açıklanan reaksiyonlara aşağıdakiler eklenmelidir:

2ZnS04 + 2KOH = (ZnOH)2S04 + K2S04

NaHC03 + NaOH = Na2C03 + H20

BeS04 + 4NaOH = Na2 + Na2S04

Cu(OH) 2 + 4NH3 ∙H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O

6. Amfoterik hidroksitlere veya tuzlara oksidasyon:

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

2Cr(OH)2 + 2H20 + Na202 + 4NaOH = 2Na3.

7. Isı ayrışması:

Ca(OH)2 = CaO + H20.

Lityum dışındaki alkali metal hidroksitlerin bu tür reaksiyonlara katılmadığını lütfen unutmayın.

!!!Alkali yağışlar var mı?!!! Evet var, ancak asit çökelmesi kadar yaygın değiller, çok az biliniyorlar ve çevresel nesneler üzerindeki etkileri pratikte incelenmedi. Ancak yine de bunların değerlendirilmesi dikkati hak ediyor.

Alkali çökelmenin kökeni şu şekilde açıklanabilir.

CaCO3 →CaO + CO2

Atmosferde kalsiyum oksit, yağmur veya sulu karla birlikte yoğunlaşma sırasında su buharıyla birleşerek kalsiyum hidroksit oluşturur:

CaO + H20 →Ca(OH)2,

bu da atmosferik çökeltinin alkalin reaksiyonunu yaratır. Gelecekte kalsiyum hidroksitin karbondioksit ve suyla reaksiyona girerek kalsiyum karbonat ve kalsiyum bikarbonat oluşturması mümkün:

Ca(OH)2 + C02 → CaC03 + H20;

CaC03 + C02 + H20 → Ca(HC03) 2.

Yağmur suyunun kimyasal analizi, küçük miktarlarda (yaklaşık 0,2 mg/l) sülfat ve nitrat iyonları içerdiğini gösterdi. Bilindiği gibi yağışların asidik yapısının nedeni sülfürik ve nitrik asitlerdir. Aynı zamanda yüksek oranda kalsiyum katyonları (5-8 mg/l) ve bikarbonat iyonları bulunur; bunların içeriği inşaat kompleksi işletmelerinde diğer işletmelere göre 1,5-2 kat daha fazladır. şehrin alanları ve miktarları 18-24 mg /l'dir. Bu durum, yukarıda da belirtildiği gibi, kalsiyum karbonat sisteminin ve içinde meydana gelen süreçlerin, yerel alkali çökeltilerin oluşumunda önemli bir rol oynadığını göstermektedir.

Alkali yağış bitkileri etkiler; bitkilerin fenotipik yapısında değişiklikler görülür. Yaprak bıçaklarında "yanık" izleri, yapraklarda beyaz bir kaplama ve otsu bitkilerin depresif durumu vardır.

1. Bazlar asitlerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

2. Tuz ve su oluşturan asit oksitlerle:

Ca(OH)2 + C02 = CaC03 + H20

3. Alkaliler amfoterik oksitler ve hidroksitlerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur:

2NaOH + Cr203 = 2NaCrO2 + H20

KOH + Cr(OH)3 = KCrO2 + 2H20

4. Alkaliler çözünebilir tuzlarla reaksiyona girerek zayıf bir baz, bir çökelti veya bir gaz oluşturur:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

temel

2KOH + (NH4)2SO4 = 2NH3 + 2H2O + K2SO4

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

5. Alkaliler, amfoterik oksitlere karşılık gelen bazı metallerle reaksiyona girer:

2NaOH + 2Al + 6H20 = 2Na + 3H2

6. Alkalinin gösterge üzerindeki etkisi:

AH - + fenolftalein ® koyu kırmızı renk

AH - + turnusol ® mavi renk

7. Bazı bazların ısıtıldığında ayrışması:

Сu(OH)2 ® CuO + H2O

Amfoterik hidroksitler– hem bazların hem de asitlerin özelliklerini gösteren kimyasal bileşikler. Amfoterik hidroksitler amfoterik oksitlere karşılık gelir (bkz. paragraf 3.1).

Amfoterik hidroksitler genellikle baz formunda yazılır, ancak asit formunda da yazılabilirler:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

temel

Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri

1. Amfoterik hidroksitler asitler ve asit oksitlerle etkileşime girer:

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20

Be(OH)2 + SO3 = BeS04 + H2O

2. Alkali ve alkali ve toprak alkali metallerin bazik oksitleri ile etkileşime girer:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H20;

H3AlO3 asit sodyum metaalüminat

(H3AlO3® HAlO2 + H20)

2Al(OH)3 + Na20 = 2NaAlO2 + 3H20

Tüm amfoterik hidroksitler zayıf elektrolitlerdir

Tuzlar

Tuzlar- Bunlar metal iyonları ve asit kalıntısından oluşan karmaşık maddelerdir. Tuzlar, asitlerdeki hidrojen iyonlarının metal (veya amonyum) iyonlarıyla tamamen veya kısmen değiştirilmesinin ürünleridir. Tuz türleri: orta (normal), asidik ve bazik.

Orta tuzlar- bunlar asitlerdeki hidrojen katyonlarının metal (veya amonyum) iyonlarıyla tamamen değiştirilmesinin ürünleridir: Na2C03, NiS04, NH4Cl, vb.

Orta tuzların kimyasal özellikleri

1. Tuzlar asitler, alkaliler ve diğer tuzlarla etkileşime girerek zayıf bir elektrolit veya çökelti oluşturur; veya gaz:

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

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaS04 ¯ + 2NaOH

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

2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

temel

NH4NO3 + NaOH = NH3 + H2O + NaNO3

2. Tuzlar daha aktif metallerle etkileşime girer. Daha aktif bir metal, daha az aktif bir metali tuz çözeltisinden uzaklaştırır (Ek 3).

Zn + CuS04 = ZnS04 + Cu

Asit tuzları- bunlar asitlerdeki hidrojen katyonlarının metal (veya amonyum) iyonlarıyla eksik değiştirilmesinin ürünleridir: NaHC03, NaH2P04, Na2HP04, vb. Asit tuzları yalnızca polibazik asitlerden oluşturulabilir. Hemen hemen tüm asit tuzları suda yüksek oranda çözünür.

Asidik tuzların elde edilmesi ve orta tuzlara dönüştürülmesi

1. Asit tuzları, fazla miktarda asit veya asit oksidin bir bazla reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:

H2C03 + NaOH = NaHC03 + H20

C02 + NaOH = NaHC03

2. Aşırı asit bazik oksitle etkileşime girdiğinde:

2H2C03 + CaO = Ca(HCO3)2 + H20

3. Asit tuzları orta tuzlardan asit eklenerek elde edilir:

· isimsiz

Na2S03 + H2S03 = 2NaHSO3;

Na2S03 + HCl = NaHSO3 + NaCl

4. Asit tuzları alkali kullanılarak orta tuzlara dönüştürülür:

NaHC03 + NaOH = Na2C03 + H20

Temel tuzlar– bunlar hidrokso gruplarının (OH) eksik ikamesinin ürünleridir - ) asidik bir kalıntıya sahip bazlar: MgOHCl, AlOHSO 4, vb. Bazik tuzlar yalnızca çok değerlikli metallerin zayıf bazlarından oluşturulabilir. Bu tuzlar genellikle az çözünür.

Bazik tuzların elde edilmesi ve orta tuzlara dönüştürülmesi

1. Bazik tuzlar, bazın fazlasının bir asit veya asit oksitle reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl¯ + H2O

hidrokso-

magnezyum klorür

Fe(OH)3 + SO3 = FeOHSO 4 ¯ + H2O

hidrokso-

demir(III) sülfat

2. Bazik tuzlar, alkali eksikliği eklenerek orta tuzdan oluşturulur:

Fe2 (S04)3 + 2NaOH = 2FeOHS04 + Na2S04

3. Bazik tuzlar, bir asit (tercihen tuza karşılık gelen) eklenerek orta tuzlara dönüştürülür:

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H20

2MgOHCl + H2S04 = MgCl2 + MgS04 + 2H20

ELEKTROLİTLER

Elektrolitler- bunlar, polar çözücü moleküllerin (H20) etkisi altında çözelti içinde iyonlara parçalanan maddelerdir. Elektrolitler, ayrışma (iyonlara ayrılma) yeteneklerine bağlı olarak geleneksel olarak güçlü ve zayıf olarak ikiye ayrılır. Güçlü elektrolitler neredeyse tamamen ayrışır (seyreltik çözeltilerde), zayıf elektrolitler ise yalnızca kısmen iyonlara ayrışır.

Güçlü elektrolitler şunları içerir:

· güçlü asitler (bkz. s. 20);

· güçlü bazlar – alkaliler (bkz. s. 22);

· hemen hemen tüm çözünebilir tuzlar.

Zayıf elektrolitler şunları içerir:

zayıf asitler (bkz. s. 20);

· bazlar alkali değildir;

Zayıf bir elektrolitin temel özelliklerinden biri ayrışma sabiti – İLE . Örneğin bir monobazik asit için,

HA Û H + +Bir - ,

burada H + iyonlarının denge konsantrasyonu;

– asit anyonlarının denge konsantrasyonu A - ;

– asit moleküllerinin denge konsantrasyonu,

Veya zayıf bir temel için,

MOH Û M + +OH - ,

,

burada M+ katyonlarının denge konsantrasyonu;

– hidroksit iyonlarının denge konsantrasyonu OH - ;

– zayıf baz moleküllerinin denge konsantrasyonu.

Bazı zayıf elektrolitlerin ayrışma sabitleri (t = 25°C'de)