Materijalni svijet u kojem živimo i čiji smo sićušni dio jedan je, au isto vrijeme beskrajno raznolik. Jedinstvo i raznolikost kemijskih tvari ovoga svijeta najjasnije se očituje u genetska povezanost tvari, što se ogleda u genetskom nizu tzv. Izdvojimo najviše karakteristike takvi redovi.
1. Sve tvari ove serije moraju biti sastavljene od jednog kemijskog elementa. Na primjer, serija napisana pomoću sljedećih formula:
2. Supstance formirane od istog elementa moraju pripadati različitim klasama, tj. odražavati različite oblike njegovog postojanja.
3. Tvari koje tvore genetski niz jednog elementa moraju biti povezane međusobnim transformacijama. Na temelju toga razlikuju se potpuni i nepotpuni genetski nizovi.
Na primjer, gornji genetski niz broma bit će nepotpun, nepotpun. I evo sljedećeg reda:
već se može smatrati potpunim: počelo je s jednostavnom supstancom bromom i završilo s njom.
Sumirajući gore navedeno, možemo dati sljedeću definiciju genetske serije.
genetske serije- ovo je niz tvari - predstavnika različitih klasa, koji su spojevi jednog kemijskog elementa, povezani međusobnim transformacijama i odražavaju zajedničko podrijetlo tih tvari ili njihovu genezu.
genetska povezanost- koncept je općenitiji od genetskog niza, koji je, iako živa, ali posebna manifestacija ove veze, koja se ostvaruje u svim međusobnim transformacijama tvari. Tada, očito, prvi dati niz tvari također odgovara ovoj definiciji.
Postoje tri vrste genetskih serija:
Najbogatiji niz metala, koji pokazuju različite stupnjeve oksidacije. Kao primjer, razmotrite genetski niz željeza s oksidacijskim stanjima +2 i +3:
Podsjetimo se da je za oksidaciju željeza u željezov (II) klorid potrebno uzeti slabije oksidacijsko sredstvo nego za dobivanje željezovog (III) klorida:
Slično nizu metala, niz nemetala s različitim oksidacijskim stanjima bogatiji je vezama, npr. genetski niz sumpora s oksidacijskim stanjima +4 i +6:
Poteškoću može izazvati samo posljednji prijelaz. Slijedite pravilo: da biste dobili jednostavnu tvar iz oksidiranog spoja elementa, u tu svrhu morate uzeti njegov najreduciraniji spoj, na primjer, hlapljiv. vodikova veza nemetalni. U našem slučaju:
Tom reakcijom iz vulkanskih plinova u prirodi nastaje sumpor.
Slično za klor:
3. Genetski niz metala, koji odgovara amfoternom oksidu i hidroksidu,vrlo je bogata vezama, jer, ovisno o uvjetima, pokazuju ili kisela ili bazična svojstva.
Na primjer, razmotrite genetski niz cinka:
Genetski odnos između klasa anorganskih tvari
Karakteristične su reakcije između predstavnika različitih genetskih serija. Tvari iz iste genetske serije, u pravilu, ne djeluju međusobno.
Na primjer:
1. metal + nemetal = sol
Hg + S = HgS
2Al + 3I 2 = 2AlI 3
2. bazični oksid + kiseli oksid = sol
Li 2 O + CO 2 \u003d Li 2 CO 3
CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3
3. baza + kiselina = sol
Cu(OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl 2 + 2H 2 O
FeCl 3 + 3HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + 3HCl
sol kiselina sol kiselina
4. metal – bazični oksid
2Ca + O 2 \u003d 2CaO
4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O
5. nemetal – kiseli oksid
S + O 2 \u003d SO 2
4As + 5O 2 \u003d 2As 2 O 5
6. osnovni oksid – baza
BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2
Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH
7. kiseli oksid – kiselina
P 2 O 5 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Tijekom kemijske reakcije iz jednih tvari dobivaju se druge (ne brkati s nuklearnim reakcijama u kojima se jedan kemijski element pretvara u drugi).
Svaka kemijska reakcija opisana je kemijskom jednadžbom:
Reagensi → Reakcijski produkti
Strelica pokazuje smjer reakcije.
Na primjer:
U ovoj reakciji metan (CH 4) reagira s kisikom (O 2) pri čemu nastaju ugljikov dioksid (CO 2) i voda (H 2 O), odnosno vodena para. Upravo se takva reakcija događa u vašoj kuhinji kada zapalite plinski plamenik. Jednadžbu treba čitati ovako: jedna molekula plinovitog metana reagira s dvije molekule plinovitog kisika, što rezultira jednom molekulom ugljičnog dioksida i dvije molekule vode (pare).
Brojevi ispred komponenata kemijske reakcije nazivaju se koeficijenti reakcije.
Kemijske reakcije su endotermički(s apsorpcijom energije) i egzotermna(s oslobađanjem energije). Izgaranje metana je tipičan primjer egzotermne reakcije.
Postoji nekoliko vrsta kemijskih reakcija. Najčešći:
- reakcije spojeva;
- reakcije razgradnje;
- pojedinačne supstitucijske reakcije;
- dvostruke supstitucijske reakcije;
- reakcije oksidacije;
- redoks reakcije.
Reakcije veze
U reakciji spoja, najmanje dva elementa tvore jedan produkt:
2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- stvaranje soli.
Treba obratiti pozornost na bitnu nijansu reakcija spojeva: ovisno o uvjetima reakcije ili udjelima reaktanata koji ulaze u reakciju, njezin rezultat mogu biti različiti produkti. Na primjer, u normalnim uvjetima izgaranja ugljena dobiva se ugljični dioksid:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)
Ako nema dovoljno kisika, tada nastaje smrtonosni ugljikov monoksid:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)
Reakcije razgradnje
Ove reakcije su, takoreći, u biti suprotne reakcijama spoja. Kao rezultat reakcije razgradnje, tvar se raspada na još dva (3, 4...) dijela jednostavan element(veze):
- 2H 2 O (g) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- razgradnja vode
- 2H 2 O 2 (g) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- razgradnja vodikovog peroksida
Reakcije pojedinačne supstitucije
Kao rezultat pojedinačnih reakcija supstitucije, aktivniji element zamjenjuje manje aktivni element u spoju:
Zn (t) + CuSO 4 (otopina) → ZnSO 4 (otopina) + Cu (t)
Cink u otopini bakrenog sulfata istiskuje manje aktivni bakar, što rezultira otopinom cinkovog sulfata.
Stupanj aktivnosti metala u rastućem redoslijedu aktivnosti:
- Najaktivniji su alkalijski i zemnoalkalijski metali.
Ionska jednadžba za gornju reakciju bit će:
Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)
Ionska veza CuSO 4, kada se otopi u vodi, raspada se na kation bakra (naboj 2+) i anion sulfat (naboj 2-). Kao rezultat reakcije supstitucije nastaje kation cinka (koji ima isti naboj kao i kation bakra: 2-). Imajte na umu da je sulfatni anion prisutan na obje strane jednadžbe, tj., po svim pravilima matematike, može se reducirati. Rezultat je ionsko-molekularna jednadžba:
Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)
Reakcije dvostruke supstitucije
U reakcijama dvostruke supstitucije dva elektrona su već zamijenjena. Takve se reakcije također nazivaju reakcije razmjene. Ove se reakcije odvijaju u otopini i nastaju:
- netopljiv čvrsta(reakcije taloženja);
- vode (reakcije neutralizacije).
Reakcije taloženja
Pri miješanju otopine srebrnog nitrata (soli) s otopinom natrijeva klorida nastaje srebrni klorid:
Molekularna jednadžba: KCl (otopina) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)
Ionska jednadžba: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -
Molekularno-ionska jednadžba: Cl - + Ag + → AgCl (t)
Ako je spoj topiv, bit će u otopini u ionskom obliku. Ako je spoj netopljiv, istaložit će se, stvarajući krutinu.
Reakcije neutralizacije
To su reakcije između kiselina i baza, pri čemu nastaju molekule vode.
Na primjer, reakcija miješanja otopine sumporne kiseline i otopine natrijevog hidroksida (lužine):
Molekularna jednadžba: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)
Ionska jednadžba: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)
Molekularno-ionska jednadžba: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (g) ili H + + OH - → H 2 O (g)
Reakcije oksidacije
To su reakcije međudjelovanja tvari s plinovitim kisikom u zraku, pri čemu se u pravilu oslobađa velika količina energije u obliku topline i svjetlosti. Tipična reakcija oksidacija je izgaranje. Na samom početku ove stranice dana je reakcija interakcije metana s kisikom:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Metan se odnosi na ugljikovodike (spojeve ugljika i vodika). Kada ugljikovodik reagira s kisikom, oslobađa se mnogo toplinske energije.
Redoks reakcije
To su reakcije u kojima dolazi do izmjene elektrona između atoma reaktanata. Gore spomenute reakcije su također redoks reakcije:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reakcija spoja
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reakcija oksidacije
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reakcija jednostruke supstitucije
Najdetaljnije redoks reakcije s velikim brojem primjera rješavanja jednadžbi metodom elektronske ravnoteže i metodom polureakcije opisane su u odjeljku
Klasifikacija anorganske tvari na temelju kemijski sastav- najjednostavnija i najstalnija karakteristika u vremenu. Kemijski sastav tvar pokazuje koji su elementi prisutni u njoj i u kojem brojčanom omjeru za njihove atome.
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). 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- 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 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 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, koje se smatraju zasebnim anionima, na primjer, FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, nastaju kada su izloženi kiselim hidroksidima 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. složene tvari(iako se obično razmatra odvojeno), 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 HF, HCN i H 2 S - slabe kiseline a ostali su jaki.
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, međusobno djeluju 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 tvore ga metalni i amfigenski kationi (kao i amonijev NH 4 + kation) i anioni (ostaci) 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.
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 (daju se 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, C1. 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- ovo 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
