Anorganske tvari su jednostavne i složene. Jednostavne tvari dijelimo na metale (K, Na, Li) i nemetale (O, Cl, P). Složene tvari dijelimo na okside, hidrokside (baze), soli i kiseline.
oksidi
oksidi- spojevi kemijskog elementa (metala ili nemetala) s kisikom (oksidacijsko stanje -2), dok je kisik povezan s manje elektronegativnim elementom.
Dodijeliti:
1. Kiselinski oksidi- pokazivanje oksida svojstva kiselina. Tvore ga nemetali i kisik. Primjeri: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Amfoterni oksidi- oksidi, koji mogu pokazivati i bazična i kisela svojstva (ovo se svojstvo naziva amfoterno). Primjeri: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Bazični oksidi- metalni oksidi, dok metali pokazuju oksidacijsko stanje +1 ili +2. Primjeri: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Oksidi koji ne tvore soli- praktički ne reagiraju, nemaju odgovarajuće kiseline i hidrokside. Primjeri: CO, NO.
Kemijska svojstva bazični oksidi
1. Interakcija s vodom
U reakciju ulaze samo oksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala, čiji hidroksidi tvore topljivu bazu
bazični oksid + voda → lužina
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Interakcija s kiselinom
bazični oksid + kiselina → sol + voda
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(ex) → 2NaHS + H2O
MgO(ex) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Interakcija s kiselim ili amfoternim oksidima
bazični oksid + kiseli/ amfoterni oksid→ sol
U tom slučaju metal u bazičnom oksidu postaje kation, a kiselina/amfoterni oksid postaje anion (kiselinski ostatak). Reakcije između čvrstih oksida nastaju zagrijavanjem. Bazični oksidi netopivi u vodi ne stupaju u interakciju s plinovitim kiselim oksidima.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Interakcija s amfoternim hidroksidima
bazični oksid + amfoterni hidroksid→ sol + voda
Na2O + 2Al(OH)3 (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
5. Temperaturna razgradnja oksida plemenitih metala i žive
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO (t) → 2Hg + O2
6. Interakcija s ugljikom (C) ili vodikom (H2) na visokoj temperaturi.
Pri redukciji oksida alkalnih, zemnoalkalijskih metala i aluminija na ovaj način ne oslobađa se sam metal, već njegov karbid.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) → CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O
7. Aktivni metali reduciraju manje aktivne svoje okside na visokoj temperaturi
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Kisik oksidira niže okside u više.
Oksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala pretvaraju se u perokside
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) → 2Na2O2
Kemijska svojstva kiselinskih oksida
1. Interakcija s vodom
kiselinski oksid + voda → kiselina
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Neki oksidi nemaju odgovarajuće kiseline, te u tom slučaju dolazi do reakcije disproporcioniranja
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCl
Ovisno o broju molekula vode vezanih na P2O5, nastaju tri različite kiseline - metafosforna HPO3, pirofosforna H4P2O7 ili ortofosforna H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Kromov oksid odgovara dvjema kiselinama - kromnoj H2CrO4 i dikromovoj H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Interakcija s bazama
kiselinski oksid + baza → sol + voda
Netopivi kiseli oksidi reagiraju samo tijekom fuzije, dok topljivi oksidi reagiraju u normalnim uvjetima.
SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O
S viškom oksida nastaje kisela sol.
CO2(ex) + NaOH → NaHCO3
P2O5(ex) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(ex) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
S viškom baze nastaje bazična sol.
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Oksidi koji nemaju odgovarajuće kiseline stupaju u reakciju disproporcioniranja i tvore dvije soli.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 reagira s nekim amfoternim hidroksidima (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2) pri čemu nastaje bazična sol i voda.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Interakcija s bazičnim ili amfoternim oksidom
kiseli oksid + bazični/amfoterni oksid → sol
Tijekom fuzije dolazi do reakcija između čvrstih oksida. Amfoterni i u vodi netopivi bazični oksidi međusobno djeluju samo s čvrstim i tekućim kiselim oksidima.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) → Al2(SO4)3
4. Interakcija sa soli
kiselo ne hlapljivi oksid+ sol (t) → sol + kiselina hlapljivi oksid
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Kiselinski oksidi ne reagiraju s kiselinama, ali P2O5 reagira s bezvodnim kiselinama koje sadrže kisik.
Ovo proizvodi HPO3 i anhidrid odgovarajuće kiseline
P2O5 + 2HClO4 (bezvodni) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (bezvodni) → N2O5 + 2HPO3
6. Ući u redoks reakcije.
1. Oporavak
Na visokim temperaturama neki nemetali mogu reducirati okside.
CO2 + C (t) → 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) → H2 + CO
Magnezij se često koristi za redukciju nemetala iz njihovih oksida.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO
N2O + Mg (t) → N2 + MgO
2. Niži oksidi se pretvaraju u više u interakciji s ozonom (ili kisikom) na visokoj temperaturi u prisutnosti katalizatora
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t) → 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat) → 2SO3
P2O3 + O2 (t) → P2O5
2NO + O2 (t) → 2NO2
2N2O3 + O2 (t) → 2N2O4
3. Oksidi također stupaju u druge redoks reakcije
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t) → 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t) → N2 + Cu2O
2NO + 4Cu (t) → N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t) → N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t) → N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu (t) → N2 + 5CuO
Kemijska svojstva amfoternih oksida
1. Ne dolazi u interakciju s vodom
amfoterni oksid + voda ≠
2. Interakcija s kiselinama
amfoterni oksid + kiselina → sol + voda
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
S viškom višebazične kiseline nastaje kisela sol
Al2O3 + 6H3PO4(ex) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
S viškom oksida nastaje bazična sol
ZnO(ex) + HCl → Zn(OH)Cl
Dvostruki oksidi tvore dvije soli
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Interakcija s kiselim oksidom
amfoterni oksid + kiseli oksid → sol
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Interakcija s alkalijama
amfoterni oksid + lužina → sol + voda
Kada se spoje, nastaju prosječna sol i voda, au otopini - složena sol
ZnO + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Interakcija s bazičnim oksidom
amfoterni oksid + bazični oksid (t) → sol
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Interakcija sa solima
amfoterni oksid + sol (t) → sol + hlapljivi kiseli oksid
Amfoterni oksidi istiskuju hlapljive kisele okside iz njihovih soli tijekom fuzije
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Kemijska svojstva baza
Baze su tvari koje sadrže metalni kation i hidroksidni anion. Baze su topive (lužine - NaOH, KOH, Ba(OH)2) i netopljive (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Topljiva baza + indikator → promjena boje
Kada se indikator doda osnovnoj otopini, njegova boja se mijenja:
Bezbojni fenolftalein - malina
Ljubičasti lakmus – plavi
Metil narančasta - žuta
2. Interakcija s kiselinom (reakcija neutralizacije)
baza + kiselina → sol + voda
Prema reakciji mogu se dobiti srednje, kisele ili bazične soli. S viškom polibazične kiseline nastaje kisela sol, s viškom polikiseline baze bazična sol.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Interakcija s kiselim oksidima
baza + kiselinski oksid → sol + voda
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Interakcija lužine s amfoternim hidroksidom
lužina + amfoterni hidroksid → sol + voda
U ovoj reakciji, amfoterni hidroksid pokazuje kisela svojstva. Tijekom reakcije u talini se dobiva prosječna sol i voda, au otopini kompleksna sol. Hidroksidi željeza (III) i kroma (III) otapaju se samo u koncentriranim otopinama lužina.
2KOH(tv) + Zn(OH)2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(konc) + Fe(OH)3 → Na3
5. Interakcija s amfoternim oksidom
lužina + amfoterni oksid → sol + voda
2NaOH(s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Interakcija sa soli
Između baze i soli odvija se reakcija ionske izmjene. Nastaje samo pri stvaranju taloga ili pri oslobađanju plina (prilikom stvaranja NH4OH).
A. Reakcija između topljive baze i topive kisele soli
topljiva baza + topljiva kisela sol → srednja sol + voda
Ako su sol i baza sastavljene od različitih kationa, tada nastaju dvije srednje soli. U slučaju kiselih amonijevih soli, višak lužine dovodi do stvaranja amonijevog hidroksida.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Reakcija topljive baze s topljivim intermedijerom ili bazičnom soli.
Moguće je nekoliko scenarija
topljiva baza + topljiva intermedijarna/bazična sol → netopljiva sol↓ + baza
→ sol + netopljiva baza↓
→ sol + slabi elektrolit NH4OH
→ nema reakcije
Reakcije se događaju između topljivih baza i prosječne soli samo ako je rezultat netopljiva sol, ili netopljiva baza, ili slabi elektrolit NH4OH
NaOH + KCl ≠ nema reakcije
Ako je izvorna sol nastala pomoću polikisele baze, uz nedostatak lužine, nastaje bazična sol
Pod djelovanjem lužina na soli srebra i žive (II) ne oslobađaju se njihovi hidroksidi, koji se otapaju na 25 ° C, već netopljivi oksidi Ag2O i HgO.
7. Raspad na temperaturi
bazični hidroksid (t) → oksid + voda
Ca(OH)2 (t) → CaO + H2O
NaOH(t)≠
Neke baze (AgOH, Hg(OH)2 i NH4OH) se raspadaju već na sobnoj temperaturi
LiOH (t) → Li2O + H2O
NH4OH (25C) → NH3 + H2O
8. Međudjelovanje alkalijskih i prijelaznih metala
lužina + prijelazni metal → sol + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Međudjelovanje s nemetalima
Alkalije stupaju u interakciju s nekim nemetalima - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. U tom slučaju često nastaju dvije soli kao rezultat disproporcioniranja.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(konc) → KCl + KClO + H2O (za Br, I)
3Cl2 + 6KOH(konc) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (za Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(razpad) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Hidroksidi s redukcijskim svojstvima mogu se oksidirati kisikom
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Kemijska svojstva kiselina
1. Promjena boje indikatora
topljiva kiselina + indikator → promjena boje
Ljubičasti lakmus i metiloranž postaju crveni, fenolftalein postaje proziran
2. Interakcija s bazama (reakcija neutralizacije)
kiselina + baza → sol + voda
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Interakcija s bazičnim oksidom
kiselina + bazični oksid → sol + voda
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Interakcija s amfoternim hidroksidima uz stvaranje srednjih, kiselih ili bazičnih soli
kiselina + amfoterni hidroksid → sol + voda
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Interakcija s amfoternim oksidima
kiselina + amfoterni oksid → sol + voda
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Interakcija sa solima
Opća reakcijska shema: kiselina + sol → sol + kiselina
Dolazi do reakcije ionske izmjene koja se dovršava samo u slučaju stvaranja plina ili taloženja.
Na primjer: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
A. Reakcija sa soli hlapljivije ili slabije kiseline da nastane plin
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Interakcija jaka kiselina i soli jake ili srednje kiseline da se dobije netopljiva sol
jaka kiselina + jaka/srednje kisela sol → netopljiva sol + kiselina
Nehlapljiva ortofosforna kiselina istiskuje jaku, ali hlapljivu solnu i dušičnu kiselinu iz njihovih soli, pod uvjetom da nastaje netopljiva sol
B. Međudjelovanje kiseline s bazičnom soli iste kiseline
kiselina1 + bazična sol kiseline1 → srednja sol + voda
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Interakcija višebazične kiseline s prosječnom ili kiselom soli iste kiseline kako bi nastala kisela sol iste kiseline koja sadrži više atomi vodika
višebazna kiselina1 + srednja/kisela sol kiseline1 → kisela sol kiseline1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Interakcija hidrosulfidne kiseline sa solima Ag, Cu, Pb, Cd, Hg uz stvaranje netopljivog sulfida
kiselina H2S + sol Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kiselina
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Reakcija kiseline s prosječnom ili kompleksnom soli s amfoternim metalom u anionu
a) u slučaju nedostatka kiseline nastaje prosječna sol i amfoterni hidroksid
kiselina + prosječna/kompleksna sol u amfoternom metalu u anionu → prosječna sol + amfoterni hidroksid
b) u slučaju viška kiseline nastaju dvije srednje soli i voda
kiselina + prosječna/kompleksna sol s amfoternim metalom u anionu → prosječna sol + prosječna sol + voda
G. U nekim slučajevima kiseline sa solima stupaju u redoks reakcije ili reakcije stvaranja kompleksa:
H2SO4(konc) i I‾/Br‾ (H2S i I2/SO2 i Br2 proizvodi)
H2SO4(konc) i Fe² + (SO2 i Fe³ + proizvodi)
HNO3 dil/conc i Fe² + (NO/NO2 i Fe³ + proizvodi)
HNO3 dil/conc i SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 i SO4²‾/S ili SO4²‾ proizvodi)
HClconc i KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (proizvodi Cl2 i Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Interakcija koncentrirane sumporne kiseline s čvrstom soli
Nehlapljive kiseline mogu istisnuti hlapljive tvari iz njihovih čvrstih soli.
7. Interakcija kiseline s metalom
A. Međudjelovanje kiseline s metalima koji stoje u nizu ispred ili iza vodika
kiselina + metal do H2 → metal sel u minimalnom oksidacijskom stanju + H2
Fe + H2SO4(dil) → FeSO4 + H2
kiselina + metal nakon H2 ≠ nema reakcije
Cu + H2SO4(dil) ≠
B. Međudjelovanje koncentrirane sumporne kiseline s metalima
H2SO4(konc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ nema reakcije
H2SO4(konc) + alkalijski/zemnoalkalijski metal i Mg/Zn → H2S/S/SO2 (ovisno o uvjetima) + metalni sulfat u maksimalnom oksidacijskom stanju + H2O
Zn + 2H2SO4(konc) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(konc) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(konc) (t3>t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(konc) + ostali metali → SO2 + metalni sulfat u maksimalnom oksidacijskom stanju + H2O
Cu + 2H2SO4(konc) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(konc) (t) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
B. Međudjelovanje koncentriranog dušična kiselina s metalima
HNO3(konc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ nema reakcije
HNO3(konc) + Pt ≠
HNO3(konc) + alkalijski/zemnoalkalijski metal → N2O + metalni nitrat u maksimalnom oksidacijskom stanju + H2O
4Ba + 10HNO3(konc) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(konc) + drugi metali na temperaturi → NO2 + metalni nitrat u maksimalnom oksidacijskom stanju + H2O
Ag + 2HNO3(konc) → AgNO3 + NO2 + H2O
S Fe, Co, Ni, Cr i Al stupa u interakciju samo kada se zagrijava, budući da u normalnim uvjetima ovi metali pasiviziraju dušična kiselina - postaju kemijski otporni
D. Reakcija razrijeđene dušične kiseline s metalima
HNO3(diff) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ nema reakcije
Vrlo pasivni metali (Au, Pt) mogu se otopiti s aqua regia - mješavinom jednog volumena koncentrirane dušične kiseline s tri volumena koncentrirane klorovodične kiseline. Oksidacijsko sredstvo u njemu je atomski klor, koji se odvaja od nitrozil klorida, koji nastaje kao rezultat reakcije: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + alkalijski/zemnoalkalijski metal → NH3(NH4NO3) + metalni nitrat u maksimalnom oksidacijskom stanju + H2O
NH3 se pretvara u NH4NO3 u višku dušične kiseline
4Ca + 10HNO3(diff) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(diff) + metal u naponskom nizu do H2 → NO/N2O/N2/NH3 (ovisno o uvjetima) + metalni nitrat u maksimalnom oksidacijskom stanju + H2O
S ostalim metalima, koji stoje u nizu napona do vodika i nemetala, HNO3 (dil) tvori sol, vodu i uglavnom NO, ali ovisno o uvjetima i N2O, i N2, i NH3 / NH4NO3 (što je kiselina razrijeđenija, niži je stupanj oksidacije dušika u razvijenom plinovitom produktu)
3Zn + 8HNO3(razb) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(diff) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(diff) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (jako razrijeđeno) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(razb) + metal nakon H2 → NO + metalni nitrat u maksimalnom oksidacijskom stanju + H2O
S nisko aktivnim metalima koji stoje iza H2, HNO3razb tvori sol, vodu i NO
3Cu + 8HNO3(diff) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Raspad kiselina pri temperaturi
kiselina (t) → oksid + voda
H2CO3 (t) → CO2 + H2O
H2SO3 (t) → SO2 + H2O
H2SiO3 (t) → SiO2 + H2O
2H3PO4 (t) → H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t) → 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t) → 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t) → HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t) → NO2 + NO + H2O
3HCl (t) → 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t) → 3H3PO4 + PH3
9. Međudjelovanje kiseline s nemetalima (redoks reakcija). U tom slučaju, nemetal se oksidira u odgovarajuću kiselinu, a kiselina se reducira u plinoviti oksid: H2SO4 (konc) - u SO2; HNO3(konc) - u NO2; HNO3(razb) - do NO.
S + 2HNO3(razpad) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(konc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(konc) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(konc) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(konc) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(diff) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(konc) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + G2 → 2NG + S↓ (osim F2)
H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (osim F2)
2H2S(aq) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (izgaranje)
2H2S + O2 (manjak) → 2H2O + 2S↓
Aktivniji halogeni istiskuju manje aktivne NG iz kiselina (iznimka: F2 reagira s vodom, ne s kiselinom)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Redoks reakcije između kiselina
H2SO4(konc) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(konc) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(konc) + HCl ≠
H2SO4(konc) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(konc) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(konc) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(konc) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(konc) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(konc) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Kemijska svojstva amfoternih hidroksida
1. Interakcija s bazičnim oksidom
amfoterni hidroksid + bazični oksid → sol + voda
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Interakcija s amfoternim ili kiselim oksidom
amfoterni hidroksid + amfoterni/kiseli oksid ≠ nema reakcije
Neki amfoterni oksidi (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) reagiraju s kiselim CO2 oksidom stvarajući taloženje bazičnih soli i vode
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Interakcija s alkalijama
amfoterni hidroksid + lužina → sol + voda
Zn(OH)2 + 2KOH(krutina) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Nemojte stupati u interakciju s netopivim bazama ili amfoternim hidroksidima
amfoterni hidroksid + netopljiva baza/amfoterni hidroksid ≠ nema reakcije
5. Interakcija s kiselinama
amfoterni hidroksid + kiselina → sol + voda
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Ne reagirajte sa solima
amfoterni hidroksid + sol ≠ nema reakcije
7. Ne reagirajte s metalima/nemetalima (jednostavne tvari)
amfoterni hidroksid + metal/nemetal ≠ nema reakcije
8. Toplinska razgradnja
amfoterni hidroksid (t) → amfoterni oksid + voda
2Al(OH)3 (t) → Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t) → ZnO + H2O
Opće informacije o solima
Zamislimo da imamo kiselinu i bazu, između njih ćemo provesti reakciju neutralizacije i dobit ćemo kiselinu i sol.
NaOH + HCl → NaCl (natrijev klorid) + H2O
Ispada da se sol sastoji od metalnog kationa i aniona kiselinskog ostatka.
Soli su:
1. Kiseli (s jednim ili dva kationa vodika (to jest, imaju kiselu (ili blago kiselu) okolinu) - KHCO3, NaHSO3).
2. Medij (imam metalni kation i anion kiselinskog ostatka, medij se mora odrediti pH metrom - BaSO4, AgNO3).
3. Osnovni (imaju hidroksidni ion, odnosno alkalni (ili slabo alkalni) medij - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).
Postoje i dvostruke soli koje disocijacijom stvaraju katione dvaju metala (K).
Soli su, uz nekoliko izuzetaka, kristalne krutine s visokim talištem. Većina soli je bijele boje (KNO3, NaCl, BaSO4 i dr.). Neke soli su obojene (K2Cr2O7 - narančasta boja, K2CrO4 - žuta, NiSO4 - zelena, CoCl3 - ružičasta, CuS - crna). Po topljivosti se dijele na topljive, slabo topljive i praktički netopljive. Kisele soli su u pravilu bolje topljive u vodi od odgovarajućih srednje soli, a bazične lošije.
Kemijska svojstva soli
1. Sol + voda
Kad se mnoge soli otope u vodi, njihove djelomične odn potpuna razgradnja- hidroliza. Neke soli tvore kristalne hidrate. Kada se otope u vodi, srednje soli koje sadrže amfoteran metal u anionu tvore kompleksne soli.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Sol + bazični oksid ≠ nema reakcije
3. Sol + amfoterni oksid → (t) kiseli hlapljivi oksid + sol
Amfoterni oksidi istiskuju hlapljive kisele okside iz njihovih soli tijekom fuzije.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Sol + kiseli nehlapljivi oksid → kiseli hlapljivi oksid + sol
Nehlapljivi kiselinski oksidi istiskuju hlapljive kiselinske okside iz njihovih soli tijekom fuzije.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Sol + baza → baza + sol
Reakcije između soli i baza su reakcije ionske izmjene. Stoga se u normalnim uvjetima odvijaju samo u otopinama (i sol i baza moraju biti topljive) i samo pod uvjetom da kao rezultat izmjene nastane talog ili slabi elektrolit (H2O / NH4OH); u tim reakcijama ne nastaju plinoviti produkti.
A. Topljiva baza + topljiva kisela sol → srednja sol + voda
Ako su sol i baza formirane od različitih kationa, tada nastaju dvije srednje soli; u slučaju kiselih amonijevih soli, višak lužine dovodi do stvaranja amonijevog hidroksida.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Topljiva baza + topljivi medij/bazna sol → netopljiva sol↓ + baza
Topljiva baza + topljivi medij/bazična sol → sol + netopljiva baza↓
Topljiva baza + topljivi medij/bazna sol → sol + slabi elektrolit NH4OH
Topljiva baza + topljivi medij/bazna sol → nema reakcije
Reakcija između topljivih baza i srednje/bazne soli događa se samo ako izmjenom iona nastane netopljiva sol, ili netopljiva baza, ili slabi elektrolit NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Ako je izvorna sol nastala pomoću polikisele baze, uz nedostatak lužine, nastaje bazična sol.
NaOH(manjak) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Pod djelovanjem lužina na soli srebra i žive (II) ne oslobađaju se AgOH i Hg (OH) 2, koji se raspadaju na sobnoj temperaturi, već netopljivi oksidi Ag2O i HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Sol + amfoterni hidroksid → nema reakcije
7. Sol + kiselina → kiselina + sol
Uglavnom. reakcije kiselina sa solima su reakcije ionske izmjene, dakle odvijaju se u otopinama i to samo ako nastane sol netopljiva u kiselini ili slabija i hlapljiva kiselina.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Kiselina1 + sol hlapljivije/slabe kiseline2 → sol kiseline1 + hlapljivije/ slaba kiselina 2
Kiseline međusobno djeluju s otopinama soli slabijih ili hlapljivih kiselina. Bez obzira na sastav soli (srednja, kisela, bazična), u pravilu nastaje srednja sol i slabija hlapljiva kiselina.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Jaka kiselina + jaka/srednje kisela sol → netopljiva sol↓ + kiselina
Jake kiseline reagiraju s otopinama soli drugih jakih kiselina ako nastane netopljiva sol. Nehlapljiva H3PO4 (kiselina srednje jakosti) istiskuje jaku, ali hlapljivu klorovodičnu HCl i dušičnu kiselinu HNO3 iz njihovih soli, pod uvjetom da nastaje netopljiva sol.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Kiselina1 + bazična sol kiseline1 → srednja sol + voda
Kada kiselina reagira s baznom soli iste kiseline, nastaju srednja sol i voda.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Polibazna kiselina1 + srednja/kisela sol kiseline1 → kisela sol kiseline1
Djelovanjem višebazne kiseline na prosječnu sol iste kiseline nastaje kisela sol, a djelovanjem kisele soli nastaje kisela sol koja sadrži veći broj atoma vodika.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Kiselina H2S + sol Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kiselina
Slab i nestašan hidrosulfidna kiselina H2S istiskuje čak i jake kiseline iz otopina soli Ag, Cu, Pb, Cd i Hg, stvarajući s njima sulfidne taloge, netopljive ne samo u vodi, već iu nastaloj kiselini.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Kiselina + srednja/kompleksna sol s amfoternim Me u anionu → srednja sol + amfoterni hidroksid↓
→ srednja sol + srednja sol + H2O
Kada kiselina djeluje na prosječnu ili složenu sol s amfoternim metalom u anionu, sol se uništava i formira:
a) u slučaju nedostatka kiseline - srednja sol i amfoterni hidroksid
b) u slučaju viška kiseline - dvije srednje soli i voda
2HCl(tjedan) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(tjedan) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(ex) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(ex) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Treba imati na umu da u nekim slučajevima dolazi do OVR ili reakcija stvaranja kompleksa između kiselina i soli. Dakle, OVR unesite:
H2SO4 konc. i I‾/Br‾ (proizvodi H2S i I2/SO2 i Br2)
H2SO4 konc. i Fe²+ (SO2 i Fe³ proizvodi + )
HNO3 razrijeđeno/konc. i Fe² + (produkti NO/NO2 i Fe 3 + )
HNO3 razrijeđeno/konc. i SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 proizvodi i sulfat/sumpor ili sulfat)
HCl konc. i KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkti klora (plin) i Mn²+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Reakcija se odvija bez otapala
Sumporna kiselina konc. + sol (tv.) → sol kiselo/srednje + kiselo
Nehlapljive kiseline mogu istisnuti hlapljive tvari iz njihovih suhih soli. Najčešće se koristi interakcija koncentrirane sumporne kiseline sa suhim solima jakih i slabih kiselina, u ovom slučaju nastaju kiselina i kisela ili srednja sol.
H2SO4(konc) + NaCl(krutina) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(konc) + 2NaCl(krutina) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(konc) + KNO3(s) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(konc) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Topljiva sol + topljiva sol → netopljiva sol↓ + sol
Reakcije između soli su reakcije izmjene. Stoga, u normalnim uvjetima, nastavljaju se samo ako:
a) obje soli su topive u vodi i uzimaju se kao otopine
b) kao rezultat reakcije nastaje talog ili slabi elektrolit (potonji je vrlo rijedak).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ako je jedna od početnih soli netopljiva, reakcija se odvija tek kada se kao rezultat nje stvori još netopljivija sol. Kriterij "netopljivosti" je vrijednost PR (proizvod topljivosti), međutim, budući da je njegovo proučavanje izvan opsega školskog tečaja, slučajevi u kojima je jedna od soli reagensa netopljiva ne razmatraju se dalje.
Ako u reakciji izmjene nastane sol, koja se hidrolizom potpuno razgradi (umjesto takvih soli u tablici topljivosti postoje crtice), tada proizvodi hidrolize te soli postaju proizvodi reakcije.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Srednje soli ponekad međusobno djeluju tvoreći kompleksne soli. OVR je moguć između soli. Neke soli međusobno djeluju kada se stapaju.
9. Sol manje aktivnog metala + aktivniji metal → manje aktivan metal↓ + sol
Aktivniji metal istiskuje manje aktivan metal (desno u nizu napona) iz njegove otopine soli, pri čemu nastaje nova sol, a manje aktivan metal se oslobađa u slobodnom obliku (taloži se na ploči aktivnog metala) . Iznimka je alkalna i zemnoalkalijski metali reagiraju s vodom u otopini.
Soli s oksidacijskim svojstvima ulaze u otopinu s metalima i drugim redoks reakcijama.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Metali se također mogu međusobno istiskivati iz rastaljenih soli (reakcija se odvija bez pristupa zraka). Pritom se mora imati na umu sljedeće:
a) pri taljenju se mnoge soli raspadaju
b) naponski niz metala određuje relativnu aktivnost metala samo u vodenim otopinama (npr. Al je u vodenim otopinama manje aktivan od zemnoalkalijskih metala, a u talinama je aktivniji)
K + AlCl3(talina) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(talina) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(talina) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Sol + nemetal
Reakcije soli s nemetalima su malobrojne. To su redoks reakcije.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Aktivniji halogeni istiskuju manje aktivne iz otopina soli halogenovodičnih kiselina. Iznimka je molekularni fluor, koji u otopinama ne reagira sa soli, već s vodom.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (ista reakcija je tipična za jod)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Razgradnja soli.
Sol →(t) proizvodi termalno raspadanje
1. Soli dušične kiseline
Produkti toplinske razgradnje nitrata ovise o položaju metalnog kationa u nizu metalnih naprezanja.
MeNO3 → (t) (za Me, lijevo od Mg (isključujući Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (za Me od Mg do Cu i također Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (za Me, Cu je desno) Me + NO2 + O2
(Termičkom razgradnjom željezo(II)/kromov(II) nitrata nastaje željezo(III)/kromov(III) oksid.
2. Amonijeve soli
Sve amonijeve soli se raspadaju kalcinacijom. Najčešće se oslobađa amonijak NH3 i kiselina ili njezini produkti raspada.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t)3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Ponekad se amonijeve soli koje sadrže anione - oksidante razgrađuju zagrijavanjem uz oslobađanje N2, NO ili N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t) N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t) N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t) N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t) N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t) N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Soli ugljične kiseline
Gotovo svi karbonati se razlažu na metalni oksid i CO2. Karbonati alkalnih metala, osim litija, ne raspadaju se zagrijavanjem. Karbonati srebra i žive razlažu se na slobodni metal.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Svi bikarbonati se razlažu na odgovarajući karbonat.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Soli sumporne kiseline
Sulfiti postaju disproporcionalni kada se zagrijavaju, tvoreći sulfide i sulfate. Sulfid (NH4)2S nastao razgradnjom (NH4)2SO3 odmah se razlaže na NH3 i H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Hidrosulfiti se razlažu na sulfite, SO2 i H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Soli sumporne kiseline
Mnogi sulfati pri t > 700-800 C raspadaju se na metalni oksid i SO3, koji se na toj temperaturi raspada na SO2 i O2. Sulfati alkalnih metala otporni su na toplinu. Srebrni i živini sulfati razlažu se na slobodni metal. Hidrosulfati se prvo razlažu na disulfate, a potom na sulfate.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Složene soli
Hidroksokompleksi amfoterni metali razlažu se uglavnom na srednju sol i vodu.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Bazične soli
Mnoge bazične soli se zagrijavanjem raspadaju. Bazične soli anoksičnih kiselina razlažu se na vodu i oksosoli
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Bazične soli kiselina koje sadrže kisik razlažu se na metalni oksid i produkte toplinske razgradnje odgovarajuće kiseline.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2
8. Primjeri toplinske razgradnje drugih soli
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t) Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Većina predstavljenog materijala preuzeta je iz priručnika Deryabina N.E. "Kemija. Glavni razredi anorganske tvari". IPO "Kod Nikitskih vrata" Moskva 2011.
Priprema iz kemije za ZNO i DPA
Sveobuhvatno izdanje
DIO I
OPĆA KEMIJA
KEMIJA ELEMENATA
HALOGENI
Jednostavne tvari
Kemijska svojstva fluora
Fluor je najjači oksidans u prirodi. Izravno ne reagira samo s helijem, neonom i argonom.
Tijekom reakcije s metalima nastaju fluoridi, spojevi ionskog tipa:
Fluor snažno reagira s mnogim nemetalima, čak i s nekim inertnim plinovima:
Kemijska svojstva klora. Interakcija sa složene tvari
Klor je jače oksidacijsko sredstvo od broma ili joda, pa klor istiskuje teške halogene iz njihovih soli:
Otapajući se u vodi, klor djelomično reagira s njom, što rezultira stvaranjem dviju kiselina: klorida i hipoklorita. U tom slučaju jedan atom klora povećava stupanj oksidacije, a drugi atom smanjuje. Takve reakcije nazivamo reakcijama disproporcioniranja. Reakcije disproporcioniranja su reakcije samoiscjeljivanja-samooksidacije, tj. reakcije u kojima jedan element pokazuje svojstva i oksida i redukcijskog sredstva. Disproporcioniranjem istovremeno nastaju spojevi u kojima je element u više oksidiranom i reduciranom stanju u odnosu na primitivno. Oksidacijsko stanje atoma klora u molekuli hipokloritne kiseline je +1:
Slično se odvija i interakcija klora s otopinama lužina. U tom slučaju nastaju dvije soli: klorid i hipoklorit.
Klor stupa u interakciju s različitim oksidima:
Klor oksidira neke soli u kojima metal nije u maksimalnom oksidacijskom stanju:
Molekularni klor reagira s mnogim organski spojevi. U prisutnosti ferum(III) klorida kao katalizatora, klor reagira s benzenom u klorobenzen, a kada se ozrači svjetlošću, ista reakcija proizvodi heksaklorocikloheksan:
Kemijska svojstva broma i joda
Obje tvari reagiraju s vodikom, fluorom i alkalijama:
Jod se oksidira raznim jakim oksidansima:
Metode rudarenja jednostavne tvari
Ekstrakcija fluora
Budući da je fluor najjači kemijski oksid, nemoguće ga je izolirati iz spojeva u slobodnom obliku pomoću kemijskih reakcija, pa se fluor iskopava fizikalno-kemijskom metodom - elektrolizom.
Za ekstrakciju fluora koriste se talina kalij fluorida i elektrode od nikla. Nikal se koristi zbog činjenice da je površina metala pasivizirana fluorom zbog stvaranja netopljivih
NiF2, stoga se same elektrode ne uništavaju djelovanjem tvari koja se na njih oslobađa:Ekstrakcija klora
Klor se komercijalno proizvodi elektrolizom otopine natrijeva klorida. Kao rezultat ovog procesa ekstrahira se i natrijev hidroksid:
U malim količinama klor se dobiva oksidacijom otopine klorovodika različitim metodama:
Klor je vrlo važan proizvod kemijske industrije.
Njegova svjetska proizvodnja iznosi milijune tona.
Ekstrakcija broma i joda
Za industrijsku upotrebu, brom i jod se dobivaju oksidacijom bromida, odnosno jodida. Za oksidaciju se najčešće koriste molekularni klor, koncentrirana sulfatna kiselina ili mangan dioksid:
Fluor i neki njegovi spojevi koriste se kao oksidacijsko sredstvo za raketno gorivo. Velike količine fluora koriste se za proizvodnju raznih rashladnih sredstava (freona) i nekih polimera koji se odlikuju kemijskom i toplinskom otpornošću (teflon i neki drugi). Fluor se koristi u nuklearnoj tehnologiji za odvajanje izotopa urana.
Većina klora koristi se za proizvodnju klorovodične kiseline, a također i kao oksidacijsko sredstvo za ekstrakciju drugih halogena. U industriji se koristi za izbjeljivanje tkanina i papira. U većim količinama od fluora koristi se za proizvodnju polimera (PVC i dr.) i rashladnih sredstava. Dezinficirajte klorom piti vodu. Također je potrebno ekstrahirati neka otapala poput kloroforma, metilen klorida, ugljikovog tetraklorida. Također se koristi za proizvodnju mnogih tvari, kao što je kalijev klorat (bertoletova sol), izbjeljivač i mnogi drugi spojevi koji sadrže atome klora.
Brom i jod ne koriste se u industriji u istoj mjeri kao klor ili fluor, ali uporaba ovih tvari raste svake godine. Brom se koristi u proizvodnji raznih lijekova za smirenje. Jod se koristi u proizvodnji antiseptičkih pripravaka. Spojevi broma i joda naširoko se koriste u kvantitativnoj analizi tvari. Uz pomoć joda pročišćavaju se neki metali (ovaj proces se naziva rafiniranje jodom), kao što su titan, vanadij i drugi.
Kemijska svojstva glavnih klasa anorganskih spojeva
Kiselinski oksidi
- Kiselinski oksid + voda \u003d kiselina (iznimka - SiO 2)
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4 - Kiselinski oksid + lužina \u003d sol + voda
SO2 + 2NaOH \u003d Na2SO3 + H2O
P 2 O 5 + 6KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Kiselinski oksid + bazični oksid = sol
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O \u003d K 2 SiO 3Bazični oksidi
- Osnovni oksid + voda \u003d alkalije (oksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala reagiraju)
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2
Na 2 O + H 2 O \u003d 2 NaOH - Osnovni oksid + kiselina = sol + voda
CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Bazični oksid + kiseli oksid = sol
MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3Amfoterni oksidi
- Amfoterni oksid + kiselina = sol + voda
Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O - Amfoterni oksid + lužina \u003d sol (+ voda)
ZnO + 2KOH \u003d K 2 ZnO 2 + H 2 O (Točnije: ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2)
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Točnije: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na) - Amfoterni oksid + kiseli oksid = sol
ZnO + CO 2 = ZnCO 3 - Amfoterni oksid + bazični oksid = sol (kada se stopi)
ZnO + Na 2 O \u003d Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O \u003d 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO \u003d Ca (CrO 2) 2kiseline
- Kiselina + bazični oksid = sol + voda
2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O - Kiselina + amfoterni oksid = sol + voda
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O - Kiselina + baza = sol + voda
H 2 SiO 3 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O - Kiselina + amfoterni hidroksid = sol + voda
3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O - Jaka kiselina + sol slabe kiseline = slaba kiselina + sol jake kiseline
2HBr + CaCO 3 \u003d CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 \u003d K 2 S + H 2 SiO 3 - Kiselina + metal (nalazi se lijevo od vodika u nizu napona) \u003d sol + vodik
2HCl + Zn \u003d ZnCl2 + H2
H2SO4 (razb.) + Fe \u003d FeSO4 + H2
Važno: oksidirajuće kiseline (HNO 3 , konc. H 2 SO 4) različito reagiraju s metalima.
Amfoterni hidroksidi
- Amfoterni hidroksid + kiselina = sol + voda
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O - Amfoterni hidroksid + lužina \u003d sol + voda (kada se stopi)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O - Amfoterni hidroksid + lužina = sol (u vodenoj otopini)
Zn(OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
Sn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
Al(OH) 3 + NaOH = Na
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3lužine
- Alkalijski + kiselinski oksid \u003d sol + voda
Ba (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Ba (NO 3) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O - Alkalije + kiselina \u003d sol + voda
3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O - Alkalijski + amfoterni oksid \u003d sol + voda
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Točnije: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2) - Alkalija + amfoterni hidroksid = sol (u vodenoj otopini)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2
NaOH + Al(OH)3 = Na - Alkalije + topljiva sol = netopljiva baza + sol
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
3KOH + FeCl3 \u003d Fe (OH)3 + 3KCl - Alkalije + metal (Al, Zn) + voda = sol + vodik
2NaOH + Zn + 2H 2 O \u003d Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H2O = 2K + 3H2sol
- Sol slabe kiseline + jaka kiselina = sol jake kiseline + slaba kiselina
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl \u003d BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3) - Topljiva sol + topljiva sol = netopljiva sol + sol
Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
CaCl2 + Na2CO3 \u003d CaCO3 + 2NaCl - Topljiva sol + lužina \u003d sol + netopljiva baza
Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3 - Topljiva metalna sol (*) + metal (**) = metalna sol (**) + metal (*)
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Važno: 1) metal (**) mora biti u nizu napona lijevo od metala (*), 2) metal (**) NE smije reagirati s vodom.Možda će vas zanimati i drugi dijelovi Kemijskog priručnika:
- Sol slabe kiseline + jaka kiselina = sol jake kiseline + slaba kiselina
- Alkalijski + kiselinski oksid \u003d sol + voda
- Kiselina + bazični oksid = sol + voda
- Amfoterni oksid + kiselina = sol + voda
- Osnovni oksid + voda \u003d alkalije (oksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala reagiraju)
elementarne čestice fizička materija na našem planetu su atomi. U slobodnom obliku mogu postojati samo na vrlo visokim temperaturama. U normalnim uvjetima elementarne čestice imaju tendenciju međusobnog povezivanja pomoću kemijskih veza: ionskih, metalnih, kovalentnih polarnih ili nepolarnih. Na taj način nastaju tvari, čije ćemo primjere razmotriti u našem članku.
Jednostavne tvari
Procesi međudjelovanja atoma istog kemijskog elementa završavaju stvaranjem kemikalija koje nazivamo jednostavnima. Dakle, ugljen tvore samo atomi ugljika, plinoviti vodik tvore atomi vodika, a tekuću živu čine čestice žive. Pojam jednostavne tvari ne treba poistovjećivati s pojmom kemijskog elementa. Na primjer, ugljikov dioksid se ne sastoji od jednostavnih tvari ugljika i kisika, već od elemenata ugljika i kisika. Konvencionalno, spojevi koji se sastoje od atoma istog elementa mogu se podijeliti na metale i nemetale. Razmotrite neke primjere kemijskih svojstava takvih jednostavnih tvari.
Metali
Na temelju položaja metalnog elementa u periodnom sustavu mogu se razlikovati sljedeće skupine: aktivni metali, elementi glavnih podskupina treće - osme skupine, metali sekundarnih podskupina četvrte - sedme skupine, kao i lantanidi. i aktinidi. Metali su jednostavne tvari, primjere kojih ćemo dati u nastavku, imaju sljedeće opća svojstva: toplinska i električna vodljivost, metalni sjaj, plastičnost i savitljivost. Takve su karakteristike svojstvene željezu, aluminiju, bakru i drugima. Povećanjem rednog broja u periodima povećavaju se temperature vrenja i taljenja, kao i tvrdoća metalnih elemenata. To je zbog kompresije njihovih atoma, odnosno smanjenja polumjera, kao i nakupljanja elektrona. Svi parametri metala su dužni unutarnja struktura kristalne rešetke ovih spojeva. U nastavku razmatramo kemijske reakcije, a također dajemo primjere svojstava tvari povezanih s metalima.
Značajke kemijskih reakcija
Svi metali sa stupnjem oksidacije 0 pokazuju samo svojstva redukcijskih sredstava. Alkalijski i zemnoalkalijski elementi u interakciji s vodom stvaraju kemijski agresivne baze - lužine:
- 2Na+2H20=2NaOH+H2
Tipična reakcija metala je oksidacija. Kao rezultat veze s atomima kisika nastaju tvari klase oksida:
- Zn + O 2 \u003d ZnO
To su binarni spojevi koji se odnose na složene tvari. Primjeri bazičnih oksida su oksidi natrija Na 2 O, bakra CuO, kalcija CaO. Oni su sposobni komunicirati s kiselinama, kao rezultat toga, sol i voda se nalaze u proizvodima:
- MgO + 2HCl \u003d MgCl2 + H2O
Tvari klasa kiselina, baza, soli složeni su spojevi i pokazuju različita kemijska svojstva. Na primjer, između hidroksida i kiselina dolazi do reakcije neutralizacije, što dovodi do pojave soli i vode. Sastav soli ovisit će o koncentraciji reagensa: na primjer, s viškom kiseline u reakcijskoj smjesi, kisele soli, na primjer, NaHCO 3 - natrijev bikarbonat, a visoka koncentracija lužine uzrokuje stvaranje bazičnih soli, kao što je Al (OH) 2 Cl - aluminijev dihidroksiklorid.
nemetali
Najvažniji nemetalni elementi nalaze se u skupinama dušika, ugljika te halogena i halkogena. periodni sustav. Navedimo primjere tvari koje se odnose na nemetale: to su sumpor, kisik, dušik, klor. Sva njihova fizička svojstva suprotna su svojstvima metala. Oni ne troše struja, slabo prenose toplinske zrake, imaju nisku tvrdoću. U interakciji s kisikom, nemetali tvore složene spojeve - kiselinske okside. Potonji, reagirajući s kiselinama, daju kiseline:
- H 2 O + CO 2 → H 2 CO 3
Tipična reakcija karakteristična za kisele okside je interakcija s alkalijama, što dovodi do pojave soli i vode.
Kemijska aktivnost nemetala u razdoblju raste, to je zbog povećanja sposobnosti njihovih atoma da privuku elektrone od drugih kemijski elementi. U skupinama uočavamo suprotan fenomen: nemetalna svojstva slabe zbog inflacije volumena atoma zbog dodavanja novih energetskih razina.
Dakle, ispitali smo vrste kemikalija, primjere koji ilustriraju njihova svojstva, položaj u periodnom sustavu.
Opća svojstva metala.
Prisutnost valentnih elektrona slabo vezanih na jezgru određuje opća kemijska svojstva metala. NA kemijske reakcije oni uvijek djeluju kao redukcijsko sredstvo, jednostavne metalne tvari nikada ne pokazuju oksidacijska svojstva.
Dobivanje metala:
- obnavljanje oksida ugljikom (C), ugljični monoksid(CO), vodik (H2) ili više aktivni metal(Al, Ca, Mg);
- obnavljanje iz otopina soli s aktivnijim metalom;
- elektroliza otopina ili talina metalnih spojeva - obnavljanje najaktivnijih metala (alkalijskih, zemnoalkalijskih metala i aluminija) pomoću električne struje.
U prirodi se metali nalaze uglavnom u obliku spojeva, samo se slabo aktivni metali nalaze u obliku jednostavnih tvari (samorodni metali).
Kemijska svojstva metala.
1. Interakcija s jednostavnim tvarima nemetali:
Većina metala može se oksidirati s nemetalima kao što su halogeni, kisik, sumpor, dušik. Ali većina tih reakcija zahtijeva predgrijavanje da bi započela. U budućnosti se reakcija može nastaviti s oslobađanjem velike količine topline, što dovodi do paljenja metala.
Na sobnoj temperaturi moguće su reakcije samo između najaktivnijih metala (alkalijski i zemnoalkalijski) i najaktivnijih nemetala (halogeni, kisik). Alkalijski metali (Na, K) reagiraju s kisikom stvarajući perokside i superokside (Na2O2, KO2).
a) međudjelovanje metala s vodom.
Na sobnoj temperaturi alkalijski i zemnoalkalijski metali stupaju u interakciju s vodom. Kao rezultat reakcije supstitucije nastaju lužina (topljiva baza) i vodik: Metal + H2O \u003d Me (OH) + H2
Kada se zagriju, drugi metali stupaju u interakciju s vodom, stojeći u nizu aktivnosti lijevo od vodika. Magnezij reagira s kipućom vodom, aluminij - nakon posebne površinske obrade, pri čemu nastaju netopljive baze - magnezijev hidroksid ili aluminijev hidroksid - te se oslobađa vodik. Metali u rasponu aktivnosti od cinka (uključivo) do olova (uključivo) stupaju u interakciju s vodenom parom (tj. iznad 100 C), pri čemu nastaju oksidi odgovarajućih metala i vodik.
Metali desno od vodika u nizu aktivnosti ne stupaju u interakciju s vodom.
b) interakcija s oksidima:
aktivni metali reagiraju u reakciji supstitucije s oksidima drugih metala ili nemetala, reducirajući ih na jednostavne tvari.
c) interakcija s kiselinama:
Metali smješteni lijevo od vodika u nizu aktivnosti reagiraju s kiselinama kako bi otpustili vodik i formirali odgovarajuću sol. Metali desno od vodika u nizu aktivnosti ne stupaju u interakciju s kiselim otopinama.
Posebno mjesto zauzimaju reakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom. Ovim oksidirajućim kiselinama mogu se oksidirati svi metali osim plemenitih (zlato, platina). Kao rezultat tih reakcija uvijek će nastati odgovarajuće soli, voda i produkt redukcije dušika odnosno sumpora.
d) s alkalijama
Metali koji tvore amfoterne spojeve (aluminij, berilij, cink) sposobni su reagirati s talinama (uz stvaranje srednjih soli aluminata, berilata ili cinkata) ili otopinama lužina (uz stvaranje odgovarajućih kompleksnih soli). Sve reakcije će osloboditi vodik.
e) U skladu s položajem metala u nizu aktivnosti moguće su reakcije redukcije (istiskivanja) manje aktivnog metala iz otopine njegove soli drugim aktivnijim metalom. Kao rezultat reakcije nastaje sol aktivnije i jednostavnije tvari - manje aktivnog metala.
Opća svojstva nemetala.
Nemetala je mnogo manje nego metala (22 elementa). Međutim, kemija nemetala je puno kompliciranija zbog veće popunjenosti vanjske energetske razine njihovih atoma.
Fizička svojstva nemetala su raznolikija: među njima su plinoviti (fluor, klor, kisik, dušik, vodik), tekući (brom) i čvrste tvari, koji se međusobno vrlo razlikuju po talištu. Većina nemetala ne provodi struju, ali silicij, grafit, germanij imaju svojstva poluvodiča.
Plinoviti, tekući i neki čvrsti nemetali (jod) imaju molekularnu strukturu kristalna rešetka, preostali nemetali imaju atomsku kristalnu rešetku.
Fluor, klor, brom, jod, kisik, dušik i vodik u normalnim uvjetima postoje u obliku dvoatomnih molekula.
Mnogi nemetalni elementi tvore nekoliko alotropskih modifikacija jednostavnih tvari. Tako kisik ima dvije alotropske modifikacije - kisik O2 i ozon O3, sumpor ima tri alotropske modifikacije - rombski, plastični i monoklinski sumpor, fosfor ima tri alotropske modifikacije - crveni, bijeli i crni fosfor, ugljik - šest alotropskih modifikacija - čađu, grafit, dijamant. , karabin, fuleren, grafen.
Za razliku od metala, koji pokazuju samo redukcijska svojstva, nemetali u reakcijama s jednostavnim i složenim tvarima mogu djelovati i kao redukcijsko sredstvo i kao oksidacijsko sredstvo. Po svojoj aktivnosti nemetali zauzimaju određeno mjesto u nizu elektronegativnosti. Fluor se smatra najaktivnijim nemetalom. On samo pokazuje oksidirajuća svojstva. Na drugom je mjestu po aktivnosti kisik, na trećem dušik, zatim halogeni i ostali nemetali. Vodik ima najmanju elektronegativnost među nemetalima.
Kemijska svojstva nemetala.
1. Interakcija s jednostavnim tvarima:
Nemetali međusobno djeluju s metalima. U takvoj reakciji metali djeluju kao redukcijsko sredstvo, a nemetali kao oksidacijsko sredstvo. Kao rezultat reakcije spoja nastaju binarni spojevi - oksidi, peroksidi, nitridi, hidridi, soli kiselina bez kisika.
U međusobnim reakcijama nemetala, elektronegativniji nemetal pokazuje svojstva oksidacijskog sredstva, a manje elektronegativan - svojstva redukcijskog sredstva. Kao rezultat reakcije spojeva nastaju binarni spojevi. Mora se imati na umu da nemetali mogu pokazivati različita oksidacijska stanja u svojim spojevima.
2. Interakcija sa složenim tvarima:
a) vodom:
U normalnim uvjetima samo halogeni stupaju u interakciju s vodom.
b) s oksidima metala i nemetala:
Mnogi nemetali mogu na visokim temperaturama reagirati s oksidima drugih nemetala, reducirajući ih na jednostavne tvari. Nemetali lijevo od sumpora u nizu elektronegativnosti također mogu komunicirati s metalnim oksidima, reducirajući metale na jednostavne tvari.
c) s kiselinama:
Neki se nemetali mogu oksidirati koncentriranom sumpornom ili dušičnom kiselinom.
d) s alkalijama:
Pod djelovanjem lužina, neki nemetali mogu biti podvrgnuti dismutaciji, budući da su i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo.
Na primjer, u reakciji halogena s alkalijskim otopinama bez zagrijavanja: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O ili pri zagrijavanju: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) sa solima:
U interakciji, kao jaka oksidirajuća sredstva, pokazuju redukcijska svojstva.
Halogeni (osim fluora) stupaju u supstitucijske reakcije s otopinama soli halogenovodičnih kiselina: aktivniji halogen istiskuje manje aktivni halogen iz otopine soli.
