Genetski odnos između klasa anorganskih tvari. Genetski odnos između klasa anorganskih tvari Exe Kemijski odnos anorganskih tvari

Odnos i odnos kemijskih transformacija potvrđuje genetski odnos između klasa ne organska tvar. Jedna jednostavna tvar, ovisno o klasi i kemijskim svojstvima, tvori lanac transformacija složene tvari- genetske serije.

anorganske tvari

Spojevi koji nemaju ugljikov skelet karakterističan za organske tvari nazivaju se anorganske ili mineralne tvari. Svi mineralni spojevi klasificirani su u dvije široke skupine:

jednostavan, koji se sastoji od atoma jednog elementa;
složeni, uključujući atome dvaju ili više elemenata.

Riža. jedan. Opća klasifikacija tvari.

Jednostavne veze uključuju:

metali (K, Mg, Ca);
nemetali (O 2 , S, P);
inertni plinovi (Kr, Xe, Rn).

Složene tvari imaju razgranatiju klasifikaciju danu u tablici.

Riža. 2. Klasifikacija složenih tvari.

Amfoterni metali tvore odgovarajuće okside i hidrokside. Amfoterni spojevi pokazuju svojstva kiselina i baza.

genetske serije

Jednostavne tvari - metali i nemetali - tvore lance transformacija koje odražavaju genetski odnos anorganskih tvari. Kroz kemijske reakcije adicijama, supstitucijama i razgradnjama nastaju novi jednostavniji ili složeniji spojevi.

Svaka karika u lancu povezana je s prethodnom prisutnošću jednostavne tvari. Razlika između dvije vrste genetskih serija leži u reakciji s vodom: metali tvore topive i netopljive baze, nemetali tvore kiseline.

Glavni lanci transformacija opisani su u tablici.

*Supstanca*	*genetske serije*	*Primjeri*
	Aktivni metal → bazični oksid → lužina → sol	2Ca + O 2 → 2CaO; CaO + H 2 O → Ca (OH) 2; Ca (OH) 2 + 2HCl → CaCl 2 + 2H 2 O
	Neaktivni metal → bazični oksid → sol → netopljiva baza → bazični oksid → metal	2Cu + O 2 → 2CuO; CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O; CuCl 2 + 2KOH → Cu(OH) 2 + 2KCl; Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O; CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Nemetalni	→ kiseli oksid → topljiva (jaka) kiselina → sol	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5; P2O5 + 3H20 → 2H3PO4; H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
Nemetalni	→ kiseli oksid → sol → netopljiva (slaba) kiselina → kiseli oksid → nemetal	Si + O 2 → SiO 2; SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O; Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 + 2NaCl; H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O; SiO 2 + 2Zn → 2ZnO + Si

Riža. 3. Dijagram genetskog odnosa između klasa.

Uz pomoć transformacijskog lanca mogu se dobiti srednje (normalne) ili kisele soli. Kompleksne soli mogu uključivati nekoliko atoma metala i nemetala.

Što smo naučili?

genetska povezanost prikazuje odnos između klasa anorganskih tvari. Karakterizira ga genetski niz – niz preobrazbi jednostavne tvari. Jednostavne tvari uključuju metale i nemetale. Metali tvore topive i netopljive baze ovisno o aktivnosti. Nemetali se pretvaraju u jake ili slabe kiseline. Nove složene tvari niza nastaju reakcijama adicije, supstitucije i razgradnje.

Tematski kviz

Evaluacija izvješća

Prosječna ocjena: 4.7. Ukupno primljenih ocjena: 111.

Klasifikacija anorganskih tvari temelji se na kemijski sastav- najjednostavnija i najstalnija karakteristika u vremenu. Kemijski sastav tvari pokazuje koji su elementi prisutni u njoj i u kojem brojčanom omjeru njihovih atoma.

Elementi konvencionalno se dijele na elemente s metalnim i nemetalnim svojstvima. Prvi od njih je uvijek uključen u kationi višeelementne tvari (metal svojstva), drugi - u sastavu anioni (nemetalni Svojstva). U skladu s Periodični zakon u periodima i skupinama između ovih elemenata su amfoterni elementi koji istovremeno pokazuju metalne i nemetalne u jednom ili drugom stupnju (amfoterno, dualna) svojstva. Elementi VIIIA-skupine i dalje se razmatraju odvojeno (plemeniti plinovi), iako su za Kr, Xe i Rn utvrđena jasna nemetalna svojstva (elementi He, Ne, Ar su kemijski inertni).

Klasifikacija jednostavnih i složenih anorganskih tvari dana je u tablici. 6.

U nastavku su definicije (definicije) klasa anorganskih tvari, njihove najvažnije Kemijska svojstva i metode dobivanja.

anorganske tvari- veze koje stvaraju svi kemijski elementi(osim većine organski spojevi ugljik). Podjeljeno sa kemijski sastav:

Jednostavne tvari sastavljen od atoma istog elementa. Prema kemijskim svojstvima dijele se na:

Metali- jednostavne tvari elemenata s metalnim svojstvima (niska elektronegativnost). Tipični metali:

Metali imaju visoku sposobnost redukcije u usporedbi s tipičnim nemetalima. U elektrokemijskom nizu napona oni su mnogo lijevo od vodika, istiskuju vodik iz vode (magnezij - tijekom vrenja):

Jednostavne tvari elemenata Cu, Ag i Ni također se nazivaju metalima, budući da njihovi oksidi CuO, Ag 2 O, NiO i hidroksidi Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 imaju bazična svojstva.

nemetali- jednostavne tvari elemenata s nemetalnim svojstvima (visoka elektronegativnost). Tipični nemetali: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Nemetali imaju veliku oksidacijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima.

Amfigeni- amfoterne jednostavne tvari sastavljene od elemenata s amfoternim (dvojnim) svojstvima (elektronegativnost je posrednik između metala i nemetala). Tipični amfigeni: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Amfigeni imaju nižu redukcijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima. U elektrokemijskom nizu napona oni graniče s vodikom s lijeve strane ili stoje iza njega s desne strane.

Aerogeni- plemeniti plinovi, monoatomske jednostavne tvari elemenata VIIIA skupine: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Od njih su He, Ne i Ar kemijski pasivni (spojevi s drugim elementima nisu dobiveni), dok Kr, Xe i Rn pokazuju neka svojstva nemetala s visokom elektronegativnošću.

Složene tvari sastavljen od atoma različitih elemenata. Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

oksidi- spojevi elemenata s kisikom, oksidacijsko stanje kisika u oksidima uvijek je jednako (-II). Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

Elementi He, Ne i Ar ne tvore spojeve s kisikom. Spojevi elemenata s kisikom u drugim oksidacijskim stanjima nisu oksidi, već binarni spojevi, na primjer O + II F 2 -I i H 2 + I O 2 -I. Ne primjenjivati na okside i miješane binarne spojeve, na primjer S + IV Cl 2 -I O -II.

Bazični oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) bazičnih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

Od tipičnih metala samo Li, Mg, Ca i Sr izgaranjem na zraku stvaraju okside Li 2 O, MgO, CaO i SrO; oksidi Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O i BaO dobivaju se drugim metodama.

Oksidi CuO, Ag 2 O i NiO također se svrstavaju u bazične.

Kiselinski oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) kiselinskih hidroksida, zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

Od tipičnih nemetala samo S, Se, P, As, C i Si izgaranjem na zraku stvaraju okside SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 i SiO 2 ; oksidi Cl 2 O, Cl 2 O 7 , I 2 O 5 , SO 3 , SeO 3 , N 2 O 3 , N 2 O 5 i As 2 O 5 dobivaju se drugim metodama.

Izuzetak: NO 2 i ClO 2 oksidi nemaju odgovarajuće kisele hidrokside, ali se smatraju kiselim, jer NO 2 i ClO 2 reagiraju s alkalijama, tvoreći soli dviju kiselina, a ClO 2 s vodom, tvoreći dvije kiseline:

a) 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

b) 2ClO 2 + H 2 O (hladno) = HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (hladno) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Oksidi CrO 3 i Mn 2 O 7 (krom i mangan u najviši stupanj oksidacija) također su kisele.

Amfoterni oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) amfoternih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Tipični amfigeni (osim Ga) pri spaljivanju na zraku stvaraju okside BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 i PbO; amfoterni oksidi Ga 2 O 3 , SnO i PbO 2 dobivaju se drugim metodama.

dvostruki oksidi nastaju ili od atoma jednog amfoternog elementa u različitim oksidacijskim stanjima ili od atoma dvaju različitih (metalnih, amfoternih) elemenata, što određuje njihova kemijska svojstva. Primjeri:

(Fe II Fe 2 III) O 4 , (Rb 2 II Pb IV) O 4 , (MgAl 2) O 4 , (CaTi) O 3 .

Željezni oksid nastaje izgaranjem željeza na zraku, olovni oksid - slabim zagrijavanjem olova u kisiku; oksidi dvaju različitih metala dobivaju se drugim metodama.

Oksidi koji ne stvaraju soli- oksidi nemetala koji nemaju kisele hidrokside i ne stupaju u reakcije stvaranja soli (razlika od bazičnih, kiselih i amfoternih oksida), npr.: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hidroksidi- spojevi elemenata (osim fluora i kisika) s hidrokso skupinama O -II H, mogu sadržavati i kisik O -II. U hidroksidima je oksidacijsko stanje elementa uvijek pozitivno (od +I do +VIII). Broj hidrokso skupina je od 1 do 6. Dijele se prema kemijskim svojstvima:

Bazični hidroksidi (baze) koju čine elementi s metalnim svojstvima.

Dobiva se reakcijama odgovarajućih bazičnih oksida s vodom:

M 2 O + H 2 O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H 2 O \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Iznimka: hidroksidi Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 i Ni(OH) 2 dobivaju se drugim metodama.

Zagrijavanjem dolazi do prave dehidracije (gubitka vode) za sljedeće hidrokside:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

M (OH) 2 \u003d MO + H 2 O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Bazični hidroksidi zamjenjuju svoje hidrokso skupine s kiselim ostacima da bi formirali soli; metalni elementi zadržavaju svoje oksidacijsko stanje u kationima soli.

Bazični hidroksidi koji su lako topljivi u vodi (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 itd.) nazivaju se lužine, budući da se uz njihovu pomoć u otopini stvara alkalni okoliš.

Kiselinski hidroksidi (kiseline) koju čine elementi s nemetalnim svojstvima. Primjeri:

Nakon disocijacije u razrijeđenom Vodena otopina nastaju kationi H + (točnije H 3 O +) i sljedeći anioni, odn kiselinski ostaci:

Kiseline se mogu dobiti reakcijama odgovarajućih kiselinskih oksida s vodom (slijedeće su stvarne reakcije koje se odvijaju):

Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HClO

E 2 O 3 + H 2 O \u003d 2NEO 2 (E \u003d N, As)

As 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O \u003d H 2 EO 3 (E \u003d C, Se)

E 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HEO 3 (E \u003d N, P, I)

E 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 EO 4 (E \u003d P, As)

EO 3 + H 2 O = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)

E 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HEO 4 (E \u003d Cl, Mn)

Iznimka: SO 2 oksid kao kiseli hidroksid odgovara SO 2 polihidratu n H 2 O (“sumporasta kiselina H 2 SO 3” ne postoji, ali kiselinski ostaci HSO 3 - i SO 3 2- prisutni su u solima).

Kada se neke kiseline zagrijavaju, dolazi do stvarne dehidracije i stvaranja odgovarajućih kiselinskih oksida:

2HAsO 2 \u003d As 2 O 3 + H 2 O

H 2 EO 3 \u003d EO 2 + H 2 O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 \u003d As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 \u003d SeO 3 + H 2 O

Kada se (pravi i formalni) vodik kiselina zamijeni metalima i amfigenima, nastaju soli, kiselinski ostaci zadržavaju svoj sastav i naboj u solima. Kiseline H 2 SO 4 i H 3 RO 4 u razrijeđenoj vodenoj otopini reagiraju s metalima i amfigenima koji su u nizu napona lijevo od vodika, pri čemu nastaju odgovarajuće soli i oslobađa se vodik (HNO 3 kiselina ne ulaze u takve reakcije; ispod su tipični metali, osim što Mg nije naveden jer oni reagiraju s vodom pod sličnim uvjetima):

M + H 2 SO 4 (pasb.) \u003d MSO 4 + H 2 ^ (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (razb.) \u003d M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (razl.) \u003d M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Za razliku od anoksičnih kiselina, kiseli hidroksidi nazivaju se oksigenirane kiseline ili oksokiseline.

Amfoterni hidroksidi formiran od elemenata sa amfoterna svojstva. Tipični amfoterni hidroksidi:

Be(OH) 2 Sn(OH) 2 Al(OH) 3 AlO(OH)

Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 Cr(OH) 3 CrO(OH)

On se formira od amfoternih oksida i vode, ali prolazi kroz stvarnu dehidraciju i stvara amfoterne okside:

Iznimka: za željezo(III) poznat je samo metahidroksid FeO(OH), "željezo(III) hidroksid Fe(OH) 3" ne postoji (nije dobiven).

Amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva bazičnih i kiselih hidroksida; tvore dvije vrste soli, u kojima je amfoterni element dio kationa soli ili njihovih aniona.

Za elemente s nekoliko oksidacijskih stupnjeva vrijedi pravilo: što je više oksidacijsko stanje, to je izraženije svojstva kiselina hidroksidi (i/ili odgovarajući oksidi).

sol- veze sastavljene od kationi bazični ili amfoterni (u ulozi bazičnih) hidroksidi i anioni(ostaci) kiselina ili amfoterni (u ulozi kiseline) hidroksidi. Za razliku od anoksičnih soli, soli koje se ovdje razmatraju nazivaju se oksigenirane soli ili oksosoli. Dijele se prema sastavu kationa i aniona:

Srednje soli sadrže srednje kisele ostatke CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2- i druge; na primjer: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Ako se srednje soli dobivaju reakcijama koje uključuju hidrokside, tada se reagensi uzimaju u ekvivalentnim količinama. Na primjer, sol K 2 CO 3 može se dobiti uzimanjem reagensa u omjerima:

2KOH i 1H2CO3, 1K2O i 1H2CO3, 2KOH i 1CO2.

Reakcije za stvaranje srednjih soli:

Baza + kiselina > sol + voda

1a) bazični hidroksid + kiseli hidroksid >…

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

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

1b) amfoterni hidroksid + kiseli hidroksid >…

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Zn (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O

1c) bazični hidroksid + amfoterni hidroksid >…

NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAlO 2 + 2H 2 O (u talini)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + kiselina = sol + voda

2a) bazični oksid + kiseli hidroksid >…

Na 2 O + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

2b) amfoterni oksid+ kiselinski hidroksid >…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

2c) bazični oksid + amfoterni hidroksid >…

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ZN 2 O (u talini)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Baza + kiselinski oksid > sol + voda

Za) bazični hidroksid + kiselinski oksid > ...

2NaOH + SO 3 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O

3b) amfoterni hidroksid + kiselinski oksid >…

2Al (OH) 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

Sv) bazični hidroksid + amfoterni oksid >…

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (u talini)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + Kiselinski oksid > Sol

4a) bazični oksid + kiseli oksid >…

Na 2 O + SO 3 \u003d Na 2 SO 4, BaO + CO 2 \u003d BaCO 3

4b) amfoterni oksid + kiseli oksid >…

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2

4c) bazični oksid + amfoterni oksid >…

Na 2 O + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO \u003d Na 2 ZnO 2

Reakcije 1c, ako se nastave riješenje, praćeno stvaranjem drugih proizvoda - kompleksne soli:

NaOH (konc.) + Al(OH)3 = Na

KOH (konc.) + Cr (OH) 3 \u003d K 3

2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na 2 (M \u003d Be, Zn)

KOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d K (M \u003d Sn, Pb)

Sve srednje soli u otopini su jaki elektroliti (potpuno disociraju).

Kisele soli sadrže ostatke kiselih kiselina (s vodikom) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- itd., nastaju djelovanjem bazičnih i amfoternih hidroksida ili srednjih soli suviška kiselih hidroksida koji sadrže najmanje dva atomi vodika u molekuli ; odgovarajući kiselinski oksidi djeluju slično:

NaOH + H2SO4 (konc.) = NaHSO4 + H2O

Ba (OH) 2 + 2H 3 RO 4 (konc.) \u003d Ba (H 2 RO 4) 2 + 2 H 2 O

Zn (OH) 2 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d ZnHPO 4 v + 2 H 2 O

PbSO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d 2KN 2 PO 4

Ca (OH) 2 + 2EO 2 \u003d Ca (HEO 3) 2 (E \u003d C, S)

Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O \u003d 2NaHEO 3 (E \u003d C, S)

Kada se doda hidroksid odgovarajućeg metala ili amfigena, kisele soli se pretvaraju u srednje:

NaHSO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Pb (HSO 4) 2 + Pb (OH) 2 \u003d 2PbSO 4 v + 2H 2 O

Gotovo sve kisele soli su visoko topljive u vodi, potpuno disociraju (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Bazične soli sadrže OH hidrokso skupine, smatraju se zasebnim anionima, na primjer FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, nastaju djelovanjem kiselinskih hidroksida višak bazični hidroksid koji sadrži najmanje dvije hidrokso skupine u jedinici formule:

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d CoNO 3 (OH) v + H 2 O

2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 v + 2H 2 O

2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 v + 2H 2 O

Nastale bazične soli jake kiseline, kada se doda odgovarajući kiseli hidroksid, ulaze u prosjek:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 \u003d Co (NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2NiSO 4 + 2H 2 O

Većina bazičnih soli slabo je topljiva u vodi; talože se kohidrolizom ako ih tvore slabe kiseline:

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 \u003d Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + CO 2 ^ + 4NaCl

dvostruke soli sadrže dva kemijski različita kationa; na primjer: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Mnoge dvostruke soli nastaju (u obliku kristalnih hidrata) tijekom kokristalizacije odgovarajućih srednjih soli iz zasićene otopine:

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O \u003d K 2 Mg (SO 4) 2 6H 2 Ov

Često su dvostruke soli manje topljive u vodi u usporedbi s pojedinačnim srednjim solima.

Binarne veze- to su složene tvari koje ne pripadaju razredima oksida, hidroksida i soli, a sastoje se od kationa i aniona bez kisika (pravih ili uvjetnih).

Njihova kemijska svojstva su raznolika i razmatraju se u anorganska kemija odvojeno za nemetale različitih skupina Periodni sustav; u ovom slučaju, klasifikacija se provodi prema vrsti aniona.

Primjeri:

a) halogenidi: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

b) halkogenidi: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3, NH 4 HS, K 2 Se, NiSe

u) nitridi: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

G) karbidi: CH 4 , Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC

e) silicidi: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidridi: LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4

i) peroksid H2O2, Na2O2, CaO2

h) superoksidi: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2

Tip kemijska veza među tim binarnim spojevima razlikuju se:

kovalentan: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

ionski: Nal, K 2 Se, Mg 3 N 2, CaC 2, Na 2 O 2, KO 2

Upoznajte se dvostruko(s dva različita kationa) i mješoviti(sa dva različita aniona) binarni spojevi, npr.: KMgCl 3 , (FeCu)S 2 i Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2 , As(O)F 3 .

Sve ionske kompleksne soli (osim hidroksokompleksnih soli) također pripadaju ovoj klasi kompleksnih tvari (iako se obično razmatraju zasebno), na primjer:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Binarni spojevi uključuju kovalentne kompleksne spojeve bez vanjske sfere, na primjer, i [Na(CO) 4].

Analogno odnosu hidroksida i soli, kiseline i soli bez kisika izdvajaju se iz svih binarnih spojeva (ostali spojevi klasificirani su kao ostali).

Anoksične kiseline sadrže (poput okso kiselina) mobilni vodik H + i stoga pokazuju neka kemijska svojstva kiselinskih hidroksida (disocijacija u vodi, sudjelovanje u reakcijama stvaranja soli kao kiselina). Uobičajene anoksične kiseline su HF, HCl, HBr, HI, HCN i H 2 S, od kojih su HF, HCN i H 2 S slabe kiseline, a ostale su jake.

Primjeri reakcije stvaranja soli:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 v + 2H 2 O

Metali i amfigeni, koji stoje u nizu napona lijevo od vodika i ne reagiraju s vodom, stupaju u interakciju s jakim kiselinama HCl, HBr i HI (u opći pogled NG) u razrijeđenoj otopini i iz njih istisnuti vodik (dane su stvarne reakcije):

M + 2NG = MG 2 + H 2 ^ (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG = 2MG 3 + H 2 ^ (M = Al, Ga)

Anoksične soli formiran od kationa metala i amfigena (kao i amonijevog kationa NH 4 +) i aniona (ostataka) kiselina bez kisika; primjeri: AgF, NaCl, KBr, PbI 2 , Na 2 S, Ba(HS) 2 , NaCN, NH 4 Cl. Oni pokazuju neka kemijska svojstva oksosoli.

Opći način dobivanje soli bez kisika s jednoelementnim anionima - interakcija metala i amfigena s nemetalima F 2, Cl 2, Br 2 i I 2 (u općem obliku G 2) i sumporom S (date su stvarne reakcije):

2M + G 2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + G 2 \u003d MG 2 (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2M + ZG 2 = 2MG 3 (M = Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M 2 S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)

Iznimke:

a) Cu i Ni reagiraju samo s halogenima Cl 2 i Br 2 (produkti MCl 2, MBr 2)

b) Cr i Mn reagiraju s Cl 2, Br 2 i I 2 (produkti CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 i MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reagira s F 2 i Cl 2 (produkti FeF 3, FeCl 3), s Br 2 (smjesa FeBr 3 i FeBr 2), s I 2 (produkt FeI 2)

d) Cu reagira sa S pri čemu nastaje smjesa produkata Cu 2 S i CuS

Ostali binarni spojevi- sve tvari ove klase, osim kiselina bez kisika i soli koje su raspoređene u posebne podrazrede.

Metode dobivanja binarnih spojeva ove podklase su različite, najjednostavnija je interakcija jednostavnih tvari (date su stvarne reakcije):

a) halogenidi:

S + 3F 2 \u003d SF 6, N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3

2P + 5G 2 = 2RG 5 (G = F, CI, Br)

C + 2F 2 = CF 4

Si + 2G 2 = Sir 4 (G = F, CI, Br, I)

b) halkogenidi:

2As + 3S = As2S3

2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)

E + 2S = ES 2 (E = C, Si)

c) nitridi:

3H2 + N22NH3

6M + N 2 \u003d 2M 3 N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N 2 \u003d M 3 N 2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 \u003d Si 3 N 4

d) karbidi:

2M + 2C \u003d M 2 C 2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Be 2 C

M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

e) silicidi:

4Li + Si = Li 4 Si

2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)

f) hidridi:

2M + H 2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H 2 \u003d MH 2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peroksidi, superoksidi:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (izgaranje u zraku)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs; izgaranje na zraku)

Mnoge od ovih tvari potpuno reagiraju s vodom (češće se hidroliziraju bez promjene oksidacijskih stanja elemenata, ali hidridi djeluju kao redukcijski agensi, a superoksidi ulaze u reakcije dismutacije):

PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O \u003d SiO 2 v + 4HBr

P 2 S 5 + 8H 2 O \u003d 2H 3 PO 4 + 5H 2 S ^

SiS 2 + 2H 2 O \u003d SiO 2 v + 2H 2 S

Mg 3 N 2 + 8 H 2 O \u003d 3 Mg (OH) 2 v + 2 (NH 3 H 2 O)

Na3N + 4H2O \u003d 3NaOH + NH3H2O

Be 2 C + 4H 2 O \u003d 2Be (OH) 2 v + CH 4 ^

MC 2 + 2H 2 O \u003d M (OH) 2 + C 2 H 2 ^ (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 v + 3CH 4 ^

MH + H 2 O \u003d MOH + H 2 ^ (M \u003d Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 v + H 2 ^

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 ^

Na 2 O 2 + 2 H 2 O \u003d 2 NaOH + H 2 O 2

2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 ^ (M = K, Rb, Cs)

Druge tvari su, naprotiv, otporne na vodu, među njima SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si i Ca 2 Si.

Primjeri zadataka za dijelove A, B, C

1. Jednostavne tvari su

1) fuleren

2. U jedinicama formule produkata reakcije

Si + CF1 2 >…, Si + O 2 >…, Si + Mg >…

3. U produktima reakcije koji sadrže metal

Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + HCl (otopina) >…

ukupni iznos broj atoma svih elemenata je

4. Kalcijev oksid može reagirati (pojedinačno) sa svim tvarima skupa

1) CO2, NaOH, NO

2) HBr, SO3, NH4Cl

3) BaO, SO 3 , KMgCl 3

4) O 2, Al 2 O 3, NH 3

5. Doći će do reakcije između sumporovog oksida (IV) i

6. Sol MAlO 2 nastaje tijekom taljenja

2) Al2O3 i KOH

3) Al i Ca (OH) 2

4) Al 2 O 3 i Fe 2 O 3

7. Ulaz molekularna jednadžba reakcije

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

zbroj koeficijenata je

8. Produkti reakcije N 2 O 5 + NaOH > ... su

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO3, H20

4) NaNO2, N2, H20

9. Skup baza je

1) NaOH, LiOH, ClOH

2) NaOH, Ba (OH) 2, Cu (OH) 2

3) Ca (OH) 2, KOH, BrOH

4) Mg (OH) 2, Be (OH) 2, NO (OH)

10. Kalijev hidroksid reagira u otopini (odvojeno) s tvarima skupa

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Ostatak koji odgovara navedenoj kiselini

11. sumporna

12. Dušik

ima formulu

13. Od klorovodične i razrijeđene sumporne kiseline ne ističe plin samo metal

14. Amfoterni hidroksid je

15-16 (prikaz, ostalo). Prema zadanim formulama hidroksida

15. H3PO4, Pb(OH)2

16. Cr(OH)3, HNO3

izvedena je formula za prosječnu sol

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Nakon prolaska viška H 2 S kroz otopinu barijevog hidroksida, konačna otopina će sadržavati sol

18. Moguće reakcije:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4 >…

2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >…

3) NaHC0g + K 2 SO 4 >…

4) Al(HSO 4) 3 + NaOH >…

19. U jednadžbi reakcije (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v + ...

zbroj koeficijenata je

20. Uspostavite podudarnost između formule tvari i skupine kojoj pripada.

21. Uspostavite podudarnost između polaznih materijala i produkata reakcije.

22. U shemi transformacija

tvari A i B su naznačene u skupu

1) NaNO3, H20

4) HNO3, H20

23. Napravite jednadžbe mogućih reakcija prema shemi

FeS > H 2 S + PbS > PbSO 4 > Pb(HSO 4) 2

24. Napravite jednadžbe za četiri moguće reakcije između tvari:

1) Dušična kiselina(konc.)

2) ugljik (grafit ili koks)

3) kalcijev oksid

Elementi konvencionalno se dijele na elemente s metalnim i nemetalnim svojstvima. Prvi od njih je uvijek uključen u kationi višeelementne tvari (metal svojstva), drugi - u sastavu anioni (nemetalni Svojstva). U skladu s periodičnim zakonom, u periodima i skupinama između ovih elemenata postoje amfoterni elementi koji istovremeno pokazuju metalne i nemetalne u jednom ili drugom stupnju. (amfoterno, dualna) svojstva. Elementi skupine VIIIA i dalje se razmatraju zasebno (plemeniti plinovi), iako su za Kr, Xe i Rn utvrđena jasna nemetalna svojstva (elementi He, Ne, Ar su kemijski inertni).

Klasifikacija jednostavnih i složenih anorganskih tvari dana je u tablici. 6.

U nastavku su navedene definicije (definicije) klasa anorganskih tvari, njihova najvažnija kemijska svojstva i metode dobivanja.

anorganske tvari- spojevi koje tvore svi kemijski elementi (osim većine organskih ugljikovih spojeva). Prema kemijskom sastavu dijele se na:

Jednostavne tvari sastavljen od atoma istog elementa. Prema kemijskim svojstvima dijele se na:

Metali- jednostavne tvari elemenata s metalnim svojstvima (niska elektronegativnost). Tipični metali:

Metali imaju visoku sposobnost redukcije u usporedbi s tipičnim nemetalima. U elektrokemijskom nizu napona oni su mnogo lijevo od vodika, istiskuju vodik iz vode (magnezij - tijekom vrenja):

Jednostavne tvari elemenata Cu, Ag i Ni također se nazivaju metalima, budući da njihovi oksidi CuO, Ag 2 O, NiO i hidroksidi Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 imaju bazična svojstva.

nemetali- jednostavne tvari elemenata s nemetalnim svojstvima (visoka elektronegativnost). Tipični nemetali: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Nemetali imaju veliku oksidacijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima.

Amfigeni imaju nižu redukcijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima. U elektrokemijskom nizu napona oni graniče s vodikom s lijeve strane ili stoje iza njega s desne strane.

Aerogeni- plemeniti plinovi, monoatomske jednostavne tvari elemenata skupine VIIIA‑skupine: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Od njih su He, Ne i Ar kemijski pasivni (spojevi s drugim elementima nisu dobiveni), dok Kr, Xe i Rn pokazuju neka svojstva nemetala s visokom elektronegativnošću.

Složene tvari sastavljen od atoma različitih elemenata. Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

oksidi- spojevi elemenata s kisikom, oksidacijsko stanje kisika u oksidima uvijek je jednako (-II). Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

Bazični oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) bazičnih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

Od tipičnih metala samo Li, Mg, Ca i Sr izgaranjem na zraku stvaraju okside Li 2 O, MgO, CaO i SrO; oksidi Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O i BaO dobivaju se drugim metodama.

Oksidi CuO, Ag 2 O i NiO također se svrstavaju u bazične.

Kiselinski oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) kiselinskih hidroksida, zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

a) 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

b) 2ClO 2 + H 2 O (hladno) = HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (hladno) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Oksidi CrO 3 i Mn 2 O 7 (krom i mangan u najvišem oksidacijskom stupnju) također su kiseli.

Amfoterni oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) amfoternih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Tipični amfigeni (osim Ga) pri spaljivanju na zraku stvaraju okside BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 i PbO; amfoterni oksidi Ga 2 O 3 , SnO i PbO 2 dobivaju se drugim metodama.

(Fe II Fe 2 III) O 4 , (Rb 2 II Pb IV) O 4 , (MgAl 2) O 4 , (CaTi) O 3 .

Željezni oksid nastaje izgaranjem željeza na zraku, olovni oksid - slabim zagrijavanjem olova u kisiku; oksidi dvaju različitih metala dobivaju se drugim metodama.

Hidroksidi- spojevi elemenata (osim fluora i kisika) s hidrokso skupinama O-II H, mogu sadržavati i kisik O-II. U hidroksidima je oksidacijsko stanje elementa uvijek pozitivno (od +I do +VIII). Broj hidrokso skupina je od 1 do 6. Dijele se prema kemijskim svojstvima:

Bazični hidroksidi (baze) koju čine elementi s metalnim svojstvima.

Dobiva se reakcijama odgovarajućih bazičnih oksida s vodom:

M 2 O + H 2 O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H 2 O \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Iznimka: hidroksidi Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 i Ni(OH) 2 dobivaju se drugim metodama.

Zagrijavanjem dolazi do prave dehidracije (gubitka vode) za sljedeće hidrokside:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

M (OH) 2 \u003d MO + H 2 O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Bazični hidroksidi zamjenjuju svoje hidrokso skupine s kiselim ostacima da bi formirali soli; metalni elementi zadržavaju svoje oksidacijsko stanje u kationima soli.

Bazični hidroksidi koji su lako topljivi u vodi (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 itd.) nazivaju se lužine, budući da se uz njihovu pomoć u otopini stvara alkalni okoliš.

Kiselinski hidroksidi (kiseline) koju čine elementi s nemetalnim svojstvima. Primjeri:

Disocijacijom u razrijeđenoj vodenoj otopini nastaju kationi H + (točnije, H 3 O +) i sljedeći anioni, odn. kiselinski ostaci:

Kiseline se mogu dobiti reakcijama odgovarajućih kiselinskih oksida s vodom (slijedeće su stvarne reakcije koje se odvijaju):

Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HClO

E 2 O 3 + H 2 O \u003d 2NEO 2 (E \u003d N, As)

As 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O \u003d H 2 EO 3 (E \u003d C, Se)

E 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HEO 3 (E \u003d N, P, I)

E 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 EO 4 (E \u003d P, As)

EO 3 + H 2 O = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)

E 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HEO 4 (E \u003d Cl, Mn)

Iznimka: SO 2 oksid kao kiseli hidroksid odgovara SO 2 polihidratu n H 2 O (“sumporasta kiselina H 2 SO 3” ne postoji, ali kiselinski ostaci HSO 3 - i SO 3 2 - prisutni su u solima).

Kada se neke kiseline zagrijavaju, dolazi do stvarne dehidracije i stvaranja odgovarajućih kiselinskih oksida:

2HAsO 2 \u003d As 2 O 3 + H 2 O

H 2 EO 3 \u003d EO 2 + H 2 O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 \u003d As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 \u003d SeO 3 + H 2 O

M + H 2 SO 4 (pasb.) \u003d MSO 4 + H 2 (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (razb.) \u003d M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (razb.) \u003d M 3 (PO 4) 2 ↓ + 3H 2 (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Za razliku od anoksičnih kiselina, kiseli hidroksidi nazivaju se oksigenirane kiseline ili oksokiseline.

Amfoterni hidroksidi koju čine elementi s amfoternim svojstvima. Tipični amfoterni hidroksidi:

Be(OH) 2 Sn(OH) 2 Al(OH) 3 AlO(OH)

Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 Cr(OH) 3 CrO(OH)

On se formira od amfoternih oksida i vode, ali prolazi kroz stvarnu dehidraciju i stvara amfoterne okside:

Iznimka: za željezo(III) poznat je samo metahidroksid FeO(OH), "željezo(III) hidroksid Fe(OH) 3" ne postoji (nije dobiven).

Amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva bazičnih i kiselih hidroksida; tvore dvije vrste soli, u kojima je amfoterni element dio kationa soli ili njihovih aniona.

Za elemente s više oksidacijskih stupnjeva vrijedi pravilo: što je više oksidacijsko stanje, to su kiselinska svojstva hidroksida (i/ili odgovarajućih oksida) izraženija.

Srednje soli sadrže srednje kiselinske ostatke CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2-, itd.; na primjer: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Ako se srednje soli dobivaju reakcijama koje uključuju hidrokside, tada se reagensi uzimaju u ekvivalentnim količinama. Na primjer, sol K 2 CO 3 može se dobiti uzimanjem reagensa u omjerima:

2KOH i 1H2CO3, 1K2O i 1H2CO3, 2KOH i 1CO2.

Reakcije za stvaranje srednjih soli:

Baza + kiselina → sol + voda

1a) bazični hidroksid + kiseli hidroksid →…

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

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

1b) amfoterni hidroksid + kiseli hidroksid →…

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Zn (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O

1c) bazični hidroksid + amfoterni hidroksid →…

NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAlO 2 + 2H 2 O (u talini)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + kiselina = sol + voda

2a) bazični oksid + kiseli hidroksid →…

Na 2 O + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

2b) amfoterni oksid + kiseli hidroksid →…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

2c) bazični oksid + amfoterni hidroksid →…

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ZN 2 O (u talini)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Baza + kiselinski oksid → sol + voda

Za) bazični hidroksid + kiselinski oksid → ...

2NaOH + SO 3 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O

3b) amfoterni hidroksid + kiselinski oksid →…

2Al (OH) 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

Sv) bazični hidroksid + amfoterni oksid →…

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (u talini)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + Kiselinski oksid → Sol

4a) bazični oksid + kiseli oksid →…

Na 2 O + SO 3 \u003d Na 2 SO 4, BaO + CO 2 \u003d BaCO 3

4b) amfoterni oksid + kiseli oksid →…

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2

4c) bazični oksid + amfoterni oksid →…

Na 2 O + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO \u003d Na 2 ZnO 2

Reakcije 1c, ako se nastave riješenje, praćeno stvaranjem drugih proizvoda - kompleksne soli:

NaOH (konc.) + Al(OH)3 = Na

KOH (konc.) + Cr (OH) 3 \u003d K 3

2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na 2 (M \u003d Be, Zn)

KOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d K (M \u003d Sn, Pb)

Sve srednje soli u otopini su jaki elektroliti (potpuno disociraju).

NaOH + H2SO4 (konc.) = NaHSO4 + H2O

Ba (OH) 2 + 2H 3 RO 4 (konc.) \u003d Ba (H 2 RO 4) 2 + 2 H 2 O

Zn (OH) 2 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d ZnHPO 4 ↓ + 2H 2 O

PbSO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d 2KN 2 PO 4

Ca (OH) 2 + 2EO 2 \u003d Ca (HEO 3) 2 (E \u003d C, S)

Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O \u003d 2NaHEO 3 (E \u003d C, S)

Kada se doda hidroksid odgovarajućeg metala ili amfigena, kisele soli se pretvaraju u srednje:

NaHSO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Pb (HSO 4) 2 + Pb (OH) 2 \u003d 2PbSO 4 ↓ + 2H 2 O

Gotovo sve kisele soli su visoko topljive u vodi, potpuno disociraju (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d CoNO 3 (OH) ↓ + H 2 O

2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O

2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O

Bazične soli nastale jakim kiselinama, kada se doda odgovarajući kiseli hidroksid, prelaze u srednje:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 \u003d Co (NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2NiSO 4 + 2H 2 O

Većina bazičnih soli slabo je topljiva u vodi; talože se kohidrolizom ako ih tvore slabe kiseline:

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 \u003d Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2 + 4NaCl

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O \u003d K 2 Mg (SO 4) 2 6H 2 O ↓

Često su dvostruke soli manje topljive u vodi u usporedbi s pojedinačnim srednjim solima.

Binarne veze- to su složene tvari koje ne pripadaju razredima oksida, hidroksida i soli, a sastoje se od kationa i aniona bez kisika (pravih ili uvjetnih).

Njihova su kemijska svojstva raznolika i razmatraju se u anorganskoj kemiji odvojeno za nemetale različitih skupina periodnog sustava; u ovom slučaju, klasifikacija se provodi prema vrsti aniona.

Primjeri:

a) halogenidi: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

b) halkogenidi: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3, NH 4 HS, K 2 Se, NiSe

u) nitridi: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

G) karbidi: CH 4 , Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC

e) silicidi: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidridi: LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4

i) peroksid H2O2, Na2O2, CaO2

h) superoksidi: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2

Prema vrsti kemijske veze među ovim binarnim spojevima razlikuju se:

kovalentan: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

ionski: Nal, K 2 Se, Mg 3 N 2, CaC 2, Na 2 O 2, KO 2

Upoznajte se dvostruko(s dva različita kationa) i mješoviti(sa dva različita aniona) binarni spojevi, npr.: KMgCl 3 , (FeCu)S 2 i Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2 , As(O)F 3 .

Sve ionske kompleksne soli (osim hidroksokompleksnih soli) također pripadaju ovoj klasi kompleksnih tvari (iako se obično razmatraju zasebno), na primjer:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Binarni spojevi uključuju kovalentne kompleksne spojeve bez vanjske sfere, na primjer, i [Na(CO) 4].

Analogno odnosu hidroksida i soli, kiseline i soli bez kisika izdvajaju se iz svih binarnih spojeva (ostali spojevi klasificirani su kao ostali).

Primjeri reakcije stvaranja soli:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 ↓ + 2H 2 O

Metali i amfigeni, koji stoje u nizu napona lijevo od vodika i ne reagiraju s vodom, stupaju u interakciju s jakim kiselinama HCl, HBr i HI (u općem obliku NH) u razrijeđenoj otopini i istiskuju vodik iz njih (stvarne reakcije su dano):

M + 2NG = MG 2 + H 2 (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG = 2MG 3 + H 2 (M = Al, Ga)

Opća metoda za dobivanje soli bez kisika s jednoelementnim anionima je interakcija metala i amfigena s nemetalima F 2, Cl 2, Br 2 i I 2 (u općem obliku G 2) i sumporom S (prave reakcije su dati):

2M + G 2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + G 2 \u003d MG 2 (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2M + ZG 2 = 2MG 3 (M = Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M 2 S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)

Iznimke:

a) Cu i Ni reagiraju samo s halogenima Cl 2 i Br 2 (produkti MCl 2, MBr 2)

b) Cr i Mn reagiraju s Cl 2, Br 2 i I 2 (produkti CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 i MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reagira s F 2 i Cl 2 (produkti FeF 3, FeCl 3), s Br 2 (smjesa FeBr 3 i FeBr 2), s I 2 (produkt FeI 2)

d) Cu reagira sa S pri čemu nastaje smjesa produkata Cu 2 S i CuS

Ostali binarni spojevi- sve tvari ove klase, osim kiselina bez kisika i soli koje su raspoređene u posebne podrazrede.

Metode dobivanja binarnih spojeva ove podklase su različite, najjednostavnija je interakcija jednostavnih tvari (date su stvarne reakcije):

a) halogenidi:

S + 3F 2 \u003d SF 6, N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3

2P + 5G 2 = 2RG 5 (G = F, CI, Br)

C + 2F 2 = CF 4

Si + 2G 2 = Sir 4 (G = F, CI, Br, I)

b) halkogenidi:

2As + 3S = As2S3

2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)

E + 2S = ES 2 (E = C, Si)

c) nitridi:

6M + N 2 \u003d 2M 3 N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N 2 \u003d M 3 N 2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 \u003d Si 3 N 4

d) karbidi:

2M + 2C \u003d M 2 C 2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Be 2 C

M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

e) silicidi:

4Li + Si = Li 4 Si

2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)

f) hidridi:

2M + H 2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H 2 \u003d MH 2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peroksidi, superoksidi:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (izgaranje u zraku)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs; izgaranje na zraku)

PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O \u003d SiO 2 ↓ + 4HBr

P 2 S 5 + 8H 2 O \u003d 2H 3 PO 4 + 5H 2 S

SiS 2 + 2H 2 O \u003d SiO 2 ↓ + 2H 2 S

Mg 3 N 2 + 8H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 ↓ + 2 (NH 3 H 2 O)

Na3N + 4H2O \u003d 3NaOH + NH3H2O

Be 2 C + 4H 2 O \u003d 2Be (OH) 2 ↓ + CH 4

MC 2 + 2H 2 O \u003d M (OH) 2 + C 2 H 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4

MH + H 2 O \u003d MOH + H 2 (M \u003d Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 ↓ + H 2

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH)2 + H2

Na 2 O 2 + 2 H 2 O \u003d 2 NaOH + H 2 O 2

2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 (M = K, Rb, Cs)

Druge tvari su, naprotiv, otporne na vodu, među njima SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si i Ca 2 Si.

anorganske tvari

genetske serije

Što smo naučili?

Tematski kviz

Evaluacija izvješća

Pročitajte također