Substanțele anorganice sunt simple și complexe. Substanțele simple sunt împărțite în metale (K, Na, Li) și nemetale (O, Cl, P). Substanțele complexe sunt împărțite în oxizi, hidroxizi (baze), săruri și acizi.
oxizi
oxizi- compuși ai unui element chimic (metal sau nemetal) cu oxigen (starea de oxidare -2), în timp ce oxigenul este asociat cu un element mai puțin electronegativ.
Aloca:
1. Oxizii acizi- prezintă oxizi proprietăți acide. Format din nemetale și oxigen. Exemple: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Oxizi amfoteri- oxizi, care pot prezenta atât proprietăți bazice, cât și acide (această proprietate se numește amfoter). Exemple: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Oxizii bazici- oxizi metalici, în timp ce metalele prezintă o stare de oxidare de +1 sau +2. Exemple: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Oxizi care nu formează sare- practic nu reactioneaza, nu au acizii si hidroxizii corespunzatori. Exemple: CO, NR.
Proprietăți chimice oxizi bazici
1. Interacțiunea cu apa
În reacție intră doar oxizi de metale alcaline și alcalino-pământoase, ai căror hidroxizi formează o bază solubilă
oxid bazic + apă → alcali
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Interacțiunea cu acidul
oxid bazic + acid → sare + apă
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(ex) → 2NaHS + H2O
MgO(ex) + HCI → Mg(OH)CI
3. Interacțiune cu oxizi acizi sau amfoteri
oxid bazic + acid/ oxid amfoter→ sare
În acest caz, metalul din oxidul bazic devine un cation, iar acidul/oxidul amfoter devine un anion (rezidu acid). Reacțiile între oxizii solizi apar atunci când sunt încălzite. Oxizii bazici insolubili în apă nu interacționează cu oxizii acizi gazoși.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Interacțiunea cu hidroxizi amfoteri
oxid bazic + hidroxid amfoter→ sare + apă
Na2O + 2Al(OH)3(t) → 2NaAlO2 + 3H2O
5. Descompunerea la temperatură a oxizilor de metale nobile și a mercurului
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO (t) → 2Hg + O2
6. Interacțiunea cu carbonul (C) sau hidrogenul (H2) la temperatură ridicată.
La reducerea oxizilor de metale alcaline, alcalino-pământoase și aluminiu în acest fel, nu metalul în sine este eliberat, ci carbura sa.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) → CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O
7. Metalele active reduc oxizii lor mai puțin activi la temperatură ridicată
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Oxigenul oxidează oxizii inferiori la cei superiori.
Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt transformați în peroxizi
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) → 2Na2O2
Proprietățile chimice ale oxizilor acizi
1. Interacțiunea cu apa
oxid acid + apă → acid
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Unii oxizi nu au acizii corespunzători, caz în care are loc o reacție de disproporționare
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCI
În funcție de numărul de molecule de apă atașate de P2O5, se formează trei acizi diferiți - HPO3 metafosforic, H4P2O7 pirofosforic sau H3PO4 ortofosforic.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Oxidul de crom corespunde la doi acizi - H2CrO4 cromic și H2Cr2O7(III) dicromic
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Interacțiunea cu bazele
oxid acid + bază → sare + apă
Oxizii acizi insolubili reacţionează numai în timpul fuziunii, în timp ce oxizii solubili reacţionează în condiţii normale.
SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O
Cu un exces de oxid se formează o sare acidă.
CO2(ex) + NaOH → NaHCO3
P2O5(ex) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(ex) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
Cu un exces de bază se formează o sare bazică.
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Oxizii care nu au acizii corespunzători intră într-o reacție de disproporționare și formează două săruri.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 reacţionează cu unii hidroxizi amfoteri (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2) formând o sare bazică şi apă.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Interacțiunea cu oxidul bazic sau amfoter
oxid acid + oxid bazic/amfoter → sare
Reacțiile între oxizii solizi au loc în timpul fuziunii. Oxizii bazici amfoteri și insolubili în apă interacționează numai cu oxizii acizi solizi și lichizi.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) → Al2(SO4)3
4. Interacțiunea cu sarea
acid nu oxid volatil+ sare (t) → sare + oxid volatil acid
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Oxizii acizi nu reacţionează cu acizii, dar P2O5 reacţionează cu acizii care conţin oxigen anhidru.
Aceasta produce HPO3 și anhidrida acidului corespunzător
P2O5 + 2HClO4(anhidru) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3(anhidru) → N2O5 + 2HPO3
6. Intră în reacții redox.
1. Recuperare
La temperaturi ridicate, unele nemetale pot reduce oxizii.
CO2 + C (t) → 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) → H2 + CO
Magneziul este adesea folosit pentru a reduce nemetalele din oxizii lor.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO
N2O + Mg (t) → N2 + MgO
2. Oxizii inferiori sunt transformați în alții superiori atunci când interacționează cu ozonul (sau oxigenul) la temperatură ridicată în prezența unui catalizator
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. Oxizii intră și în alte reacții redox
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
Proprietățile chimice ale oxizilor amfoteri
1. Nu interacționați cu apa
oxid amfoter + apă ≠
2. Interacțiunea cu acizii
oxid amfoter + acid → sare + apă
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Cu un exces de acid polibazic, se formează o sare acidă
Al2O3 + 6H3PO4(ex) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
Cu un exces de oxid se formează o sare bazică
ZnO(ex) + HCI → Zn(OH)Cl
Oxizii dubli formează două săruri
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Interacțiunea cu oxidul acid
oxid amfoter + oxid acid → sare
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Interacțiune cu alcalii
oxid amfoter + alcali → sare + apă
Când sunt topite, se formează o sare medie și apă, iar în soluție - o sare complexă
ZnO + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Interacțiunea cu oxidul bazic
oxid amfoter + oxid bazic (t) → sare
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Interacțiunea cu sărurile
oxid amfoter + sare (t) → sare + oxid acid volatil
Oxizii amfoteri înlocuiesc oxizii acizi volatili din sărurile lor în timpul fuziunii
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Proprietățile chimice ale bazelor
Bazele sunt substanțe care conțin un cation metalic și un anion hidroxid. Bazele sunt solubile (alcali - NaOH, KOH, Ba(OH)2) și insolubile (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Baza solubila + indicator → schimbarea culorii
Când un indicator este adăugat la o soluție de bază, culoarea acestuia se schimbă:
Fenolftaleină incoloră - zmeură
Turnesol violet - albastru
Portocaliu de metil - galben
2. Interacțiunea cu acidul (reacție de neutralizare)
bază + acid → sare + apă
În funcție de reacție, se pot obține săruri medii, acide sau bazice. Cu un exces de acid polibazic se formează o sare acidă, cu un exces de bază poliacid, o sare bazică.
Mg(OH)2 + H2S04 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Interacțiunea cu oxizii acizi
bază + oxid acid → sare + apă
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Interacțiunea alcaline cu hidroxidul amfoter
alcali + hidroxid amfoter → sare + apă
În această reacție, hidroxidul amfoter prezintă proprietăți acide. În timpul reacției în topitură se obține o sare medie și apă, iar într-o soluție, o sare complexă. Hidroxizii de fier (III) și crom (III) se dizolvă numai în soluții alcaline concentrate.
2KOH(tv) + Zn(OH)2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(conc) + Fe(OH)3 → Na3
5. Interacțiune cu oxidul amfoter
alcali + oxid amfoter → sare + apă
2NaOH(s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Interacțiunea cu sarea
Între bază și sare are loc o reacție de schimb ionic. Apare numai atunci când se formează un precipitat sau când se eliberează gaz (în timpul formării NH4OH).
A. Reacția dintre o bază solubilă și o sare solubilă a acidului
bază solubilă + sare acidă solubilă → sare medie + apă
Dacă sarea și baza sunt formate din cationi diferiți, atunci se formează două săruri mijlocii. În cazul sărurilor acide de amoniu, un exces de alcali duce la formarea hidroxidului de amoniu.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Reacția unei baze solubile cu un intermediar sau sare bazică solubilă.
Sunt posibile mai multe scenarii
bază solubilă + intermediar solubil/sare de bază → sare insolubilă↓ + bază
→ sare + bază insolubilă↓
→ sare + electrolit slab NH4OH
→ nicio reacție
Reacțiile apar între baze solubile și o sare medie numai dacă rezultatul este o sare insolubilă, sau o bază insolubilă sau un electrolit slab NH4OH
NaOH + KCl ≠ nicio reacție
Dacă sarea originală este formată dintr-o bază poliacidă, cu lipsă de alcali, se formează o sare bazică
Sub acțiunea alcalinelor asupra sărurilor de argint și mercur (II), nu se eliberează hidroxizii acestora, care se dizolvă la 25 ° C, ci oxizi insolubili Ag2O și HgO.
7. Descompunerea la temperatura
hidroxid bazic (t) → oxid + apă
Ca(OH)2 (t) → CaO + H2O
NaOH(t)≠
Unele baze (AgOH, Hg(OH)2 și NH4OH) se descompun chiar și la temperatura camerei
LiOH (t) → Li2O + H2O
NH4OH (25C) → NH3 + H2O
8. Interacțiunea dintre metalele alcaline și de tranziție
alcali + metal de tranziție → sare + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Interacțiunea cu nemetale
Alcalii interacționează cu unele nemetale - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. În acest caz, se formează adesea două săruri ca urmare a disproporționării.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(conc) → KCl + KClO + H2O (pentru Br, I)
3Cl2 + 6KOH(conc) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (pentru Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(dec) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Hidroxizii cu proprietăți reducătoare pot fi oxidați de oxigen
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Proprietățile chimice ale acizilor
1. Schimbarea culorii indicatorului
acid solubil + indicator → schimbare de culoare
Turnesolul violet și metil portocaliu devin roșii, fenolftaleina devine transparentă
2. Interacțiunea cu bazele (reacție de neutralizare)
acid + bază → sare + apă
H2S04 + Mg(OH)2 → MgS04 + 2H2O
3. Interacțiunea cu oxidul bazic
acid + oxid bazic → sare + apă
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Interacțiunea cu hidroxizi amfoteri cu formarea de săruri medii, acide sau bazice
acid + hidroxid amfoter → sare + apă
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2CI + H2O
5. Interacțiunea cu oxizii amfoteri
acid + oxid amfoter → sare + apă
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Interacțiunea cu sărurile
Schema generală de reacție: acid + sare → sare + acid
Are loc o reacție de schimb ionic, care se finalizează numai în cazul formării sau precipitării gazelor.
De exemplu: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
A. Reacția cu o sare a unui acid mai volatil sau mai slab pentru a forma un gaz
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Interacțiune acid puternicşi săruri ale unui acid puternic sau mediu pentru a forma o sare insolubilă
acid tare + sare acid tare/mediu → sare insolubilă + acid
Acidul fosforic nevolatil înlocuiește acizii clorhidric și azotic puternici, dar volatili, din sărurile lor, cu condiția să se formeze o sare insolubilă
B. Interacțiunea unui acid cu o sare bazică a aceluiași acid
acid1 + sare bazică a acidului1 → sare medie + apă
HCl + Mg(OH)CI → MgCl2 + H2O
D. Interacțiunea unui acid polibazic cu o sare medie sau acidă a aceluiași acid pentru a forma o sare acidă a aceluiași acid care conține Mai mult atomi de hidrogen
acid polibazic1 + mediu/sare acidă a acidului1 → sare acidă a acidului1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Interacțiunea acidului hidrosulfurat cu sărurile de Ag, Cu, Pb, Cd, Hg cu formarea de sulfură insolubilă
acid H2S + sare Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + acid
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Reacția unui acid cu o sare medie sau complexă cu un metal amfoter într-un anion
a) în cazul lipsei acidului se formează o sare medie și hidroxid amfoter
acid + sare medie/complexă în metalul amfoter în anion → sare medie + hidroxid amfoter
b) în cazul unui exces de acid se formează două săruri medii și apă
acid + sare medie/complexă cu metal amfoter în anion → sare medie + sare medie + apă
G. În unele cazuri, acizii cu săruri intră în reacții redox sau reacții complexe de formare:
H2SO4(conc) și I‾/Br‾ (produse H2S și I2/SO2 și Br2)
H2SO4(conc) și Fe² + (produse SO2 și Fe³ +)
HNO3 dil/conc și Fe² + (produse NO/NO2 și Fe³ +)
HNO3 dil/conc și SO3²‾/S²‾ (produse NO/NO2 și SO4²‾/S sau SO4²‾)
HClconc și KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produse Cl2 și Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu o sare solidă
Acizii nevolatili pot înlocui substanțele volatile din sărurile lor solide.
7. Interacțiunea acidului cu metalul
A. Interacțiunea unui acid cu metalele aflate la rând înainte sau după hidrogen
acid + metal la H2 → metal sel în stare minimă de oxidare + H2
Fe + H2SO4(dil) → FeSO4 + H2
acid + metal după H2 ≠ fără reacție
Cu + H2SO4(dil) ≠
B. Interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu metalele
H2SO4(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ fără reacție
H2SO4(conc) + metal alcalin/alcalino-pământos și Mg/Zn → H2S/S/SO2 (în funcție de condiții) + sulfat de metal în stare de oxidare maximă + H2O
Zn + 2H2SO4(conc) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(conc) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(conc) (t3>t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(conc) + alte metale → SO2 + sulfat metalic în stare de oxidare maximă + H2O
Cu + 2H2SO4(conc) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(conc) (t) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
B. Interacțiunea concentratului acid azotic cu metale
HNO3(conc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ nicio reacție
HNO3(conc) + Pt ≠
HNO3(conc) + metal alcalin/alcalino-pământos → N2O + azotat de metal în stare de oxidare maximă + H2O
4Ba + 10HNO3(conc) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(conc) + alte metale la temperatură → NO2 + azotat metalic în stare de oxidare maximă + H2O
Ag + 2HNO3(conc) → AgNO3 + NO2 + H2O
Interacționează cu Fe, Co, Ni, Cr și Al numai atunci când este încălzit, deoarece în condiții normale aceste metale sunt pasivate de acid azotic - devin rezistente chimic
D. Reacția acidului azotic diluat cu metalele
HNO3(dif) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ nicio reacție
Metalele foarte pasive (Au, Pt) pot fi dizolvate cu aqua regia - un amestec de un volum de acid azotic concentrat cu trei volume de concentrat de acid clorhidric. Agentul de oxidare din acesta este clorul atomic, care se desprinde de clorura de nitrozil, care se formează ca urmare a reacției: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + metal alcalin/alcalino-pământos → NH3(NH4NO3) + azotat de metal în stare de oxidare maximă + H2O
NH3 este transformat în NH4NO3 în exces de acid azotic
4Ca + 10HNO3(dif) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(razb) + metal în seria de tensiune până la H2 → NO/N2O/N2/NH3 (în funcție de condiții) + azotat de metal în stare de oxidare maximă + H2O
Cu restul metalelor, stând într-o serie de tensiuni până la hidrogen și nemetale, HNO3 (dil) formează sare, apă și, în principal, NO, dar, în funcție de condiții, atât N2O, cât și N2, și NH3/ NH4NO3 (cu cât acidul este mai diluat, cu atât este mai scăzut gradul de oxidare a azotului în produsul gazos dezvoltat)
3Zn + 8HNO3(razb) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(dif) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(dif) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3(foarte diluat) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(razb) + metal după H2 → NO + azotat metalic la starea de oxidare maximă + H2O
Cu metalele slab active care stau după H2, HNO3razb formează sare, apă și NO
3Cu + 8HNO3(dif) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Descompunerea acizilor la temperatura
acid (t) → oxid + apă
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
3HCI (t) → 2HCI + HCIO3
4H3PO3 (t) → 3H3PO4 + PH3
9. Interacțiunea acidului cu nemetale (reacție redox). În acest caz, nemetalul este oxidat la acidul corespunzător, iar acidul este redus la un oxid gazos: H2SO4 (conc) - la SO2; HNO3(conc) - la NO2; HNO3(razb) - până la NR.
S + 2HNO3(dec) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(conc) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(conc) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(conc) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(conc) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(difer) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(conc) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + Г2 → 2НГ + S↓ (cu excepția F2)
H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (cu excepția F2)
2H2S(aq) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (combustie)
2H2S + O2(deficient) → 2H2O + 2S↓
Halogenii mai activi înlocuiesc NG mai puțin activ din acizi (excepție: F2 reacționează cu apa, nu cu acidul)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Reacții redox între acizi
H2SO4(conc) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(conc) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(conc) + HCI ≠
H2SO4(conc) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(conc) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(conc) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(conc) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(conc) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(conc) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Proprietățile chimice ale hidroxizilor amfoteri
1. Interacțiunea cu oxidul bazic
hidroxid amfoter + oxid bazic → sare + apă
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Interacțiunea cu oxidul amfoter sau acid
hidroxid amfoter + oxid amfoter/acid ≠ fără reacție
Unii oxizi amfoteri (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) reacţionează cu oxidul de CO2 acid pentru a forma precipitarea sărurilor bazice şi a apei.
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Interacțiune cu alcalii
hidroxid amfoter + alcali → sare + apă
Zn(OH)2 + 2KOH(solid) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Nu interacționați cu baze insolubile sau hidroxizi amfoteri
hidroxid amfoter + bază insolubilă/hidroxid amfoter ≠ fără reacție
5. Interacțiunea cu acizii
hidroxid amfoter + acid → sare + apă
Al(OH)3 + 3HCI → AlCI3 + 3H2O
6. Nu reactioneaza cu sarurile
hidroxid amfoter + sare ≠ fără reacție
7. Nu reacționați cu metale/nemetale (substanțe simple)
hidroxid amfoter + metal/nemetal ≠ fără reacție
8. Descompunere termică
hidroxid amfoter (t) → oxid amfoter + apă
2Al(OH)3(t) → Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t) → ZnO + H2O
Informații generale despre săruri
Imaginați-vă că avem un acid și o bază, vom efectua o reacție de neutralizare între ele și vom obține un acid și o sare.
NaOH + HCl → NaCl (clorură de sodiu) + H2O
Se pare că sarea constă dintr-un cation metalic și un anion al unui reziduu acid.
Sărurile sunt:
1. Acide (cu unul sau doi cationi de hidrogen (adică au un mediu acid (sau ușor acid)) - KHCO3, NaHSO3).
2. Mediu (am un cation metalic si un anion al unui reziduu acid, mediul trebuie determinat cu ajutorul unui pH-metru - BaSO4, AgNO3).
3. Bazic (au un ion hidroxid, adică un mediu alcalin (sau slab alcalin) - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).
Există, de asemenea, săruri duble care formează cationi a două metale (K) la disociere.
Sărurile, cu puține excepții, sunt solide cristaline cu puncte de topire ridicate. Majoritatea sărurilor sunt albe (KNO3, NaCl, BaSO4 etc.). Unele săruri sunt colorate (K2Cr2O7 - culoarea portocalie, K2CrO4 - galben, NiSO4 - verde, CoCl3 - roz, CuS - negru). Prin solubilitate, ele pot fi împărțite în solubile, ușor solubile și practic insolubile. Sărurile acide, de regulă, sunt mai bine solubile în apă decât sărurile medii corespunzătoare, iar sărurile bazice sunt mai rele.
Proprietățile chimice ale sărurilor
1. Sare + apă
Când multe săruri sunt dizolvate în apă, parțial sau descompunere completă- hidroliza. Unele săruri formează hidrați cristalini. Când sunt dizolvate în apă, sărurile medii care conțin un metal amfoter în anion formează săruri complexe.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Sare + Oxid de bază ≠ fără reacție
3. Sare + oxid amfoter → (t) oxid volatil acid + sare
Oxizii amfoteri înlocuiesc oxizii acizi volatili din sărurile lor în timpul fuziunii.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Sare + oxid acid nevolatil → oxid acid volatil + sare
Oxizii acizi nevolatili înlocuiesc oxizii acizi volatili din sărurile lor în timpul fuziunii.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Sare + bază → bază + sare
Reacțiile dintre săruri și baze sunt reacții de schimb ionic. Prin urmare, în condiții normale, ele procedează numai în soluții (atât sarea, cât și baza trebuie să fie solubile) și numai cu condiția ca în urma schimbului să se formeze un precipitat sau un electrolit slab (H2O / NH4OH); în aceste reacții nu se formează produse gazoase.
A. Bază solubilă + sare acidă solubilă → sare medie + apă
Dacă sarea și baza sunt formate din cationi diferiți, atunci se formează două săruri mijlocii; în cazul sărurilor acide de amoniu, un exces de alcali duce la formarea hidroxidului de amoniu.
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. Bază solubilă + mediu solubil/sare bazică → sare insolubilă↓ + bază
Baza solubila + mediu solubil/sare de baza → sare + baza insolubila↓
Baza solubila + mediu solubil/sare de baza → sare + electrolit slab NH4OH
Baza solubila + mediu solubil/sare de baza → fara reactie
O reacție între baze solubile și o sare mediu/bazică are loc numai dacă schimbul de ioni produce o sare insolubilă, sau o bază insolubilă sau un electrolit slab NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCI ≠
Dacă sarea originală este formată dintr-o bază poliacidă, cu lipsă de alcali, se formează o sare bazică.
NaOH(deficient) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Sub acțiunea alcalinelor asupra sărurilor de argint și mercur (II) se eliberează nu AgOH și Hg (OH) 2 care se descompun la temperatura camerei, ci oxizi insolubili Ag2O și HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Sare + hidroxid amfoter → fără reacție
7. Sare + acid → acid + sare
Mai ales. reacțiile acizilor cu sărurile sunt reacții de schimb ionic, de aceea se desfășoară în soluții și numai dacă se formează o sare insolubilă în acid sau un acid mai slab și volatil.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Acid1 + sare de acid mai volatil/slab2 → sare de acid1 + mai volatil/ acid slab 2
Acizii interacționează cu soluțiile de săruri ale acizilor mai slabi sau volatili. Indiferent de compoziția sării (medie, acidă, bazică), de regulă, se formează o sare medie și un acid volatil mai slab.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Acid tare + sare acid tare/mediu → sare insolubilă↓ + acid
Acizii tari reacţionează cu soluţiile de săruri ale altor acizi tari dacă se formează o sare insolubilă. H3PO4 nevolatil (acid de tărie medie) înlocuiește HCl clorhidric puternic, dar volatil și acidul azotic HNO3 din sărurile lor, cu condiția să se formeze o sare insolubilă.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Acid1 + sare bazică a acidului1 → sare medie + apă
Când un acid reacționează cu o sare de bază a aceluiași acid, se formează o sare mijlocie și apă.
HCl + Mg(OH)CI → MgCl2 + H2O
D. Acid polibazic1 + mediu/sare acidă a acidului1 → sare acidă a acidului1
Când un acid polibazic acționează asupra sării medii a aceluiași acid, se formează o sare acidă, iar când se acționează asupra unei sare acidă, se formează o sare acidă care conține un număr mai mare de atomi de hidrogen.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Acid H2S + sare Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + acid
Slab și zburător acid hidrosulfurat H2S înlocuiește chiar și acizii puternici din soluțiile de săruri de Ag, Cu, Pb, Cd și Hg, formând cu ei precipitate de sulfuri, care sunt insolubile nu numai în apă, ci și în acidul rezultat.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Acid + sare mediu/complex cu Me amfoter în anion → sare mediu + hidroxid amfoter↓
→ sare medie + sare medie + H2O
Când un acid acționează asupra unei sări medii sau complexe cu un metal amfoter în anion, sarea este distrusă și se formează:
a) în caz de deficit de acid - sare mijlocie și hidroxid amfoter
b) în cazul unui exces de acid - două săruri medii și apă
2HCl(săptămână) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(săptămână) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(ex) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(ex) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Trebuie avut în vedere că, în unele cazuri, între acizi și săruri apar reacții de OVR sau de formare complexă. Deci, OVR-ul introduce:
H2SO4 conc. și I‾/Br‾ (produse H2S și I2/SO2 și Br2)
H2SO4 conc. și Fe²+ (produși SO2 și Fe³ + )
HNO3 diluat/conc. și Fe² + (produse NO/NO2 și Fe 3 + )
HNO3 diluat/conc. și SO3²‾/S²‾ (produse NO/NO2 și sulfat/sulf sau sulfat)
HCl conc. și KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produse clor (gaz) și Mn²+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Reacția se desfășoară fără solvent
Acid sulfuric conc. + sare (tv.) → sare acru/mediu + acru
Acizii nevolatili pot înlocui substanțele volatile din sărurile lor uscate. Cel mai adesea, se utilizează interacțiunea acidului sulfuric concentrat cu sărurile uscate ale acizilor puternici și slabi, în acest caz se formează un acid și o sare acidă sau medie.
H2SO4(conc) + NaCl(solid) → NaHS04 + HCI
H2SO4(conc) + 2NaCl(solid) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(conc) + KNO3(s) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(conc) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Sare solubilă + sare solubilă → sare insolubilă↓ + sare
Reacțiile dintre săruri sunt reacții de schimb. Prin urmare, în condiții normale, acestea procedează numai dacă:
a) ambele săruri sunt solubile în apă și sunt luate ca soluții
b) în urma reacției se formează un precipitat sau un electrolit slab (cel din urmă este foarte rar).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Dacă una dintre sărurile inițiale este insolubilă, reacția are loc numai atunci când, în urma acesteia, se formează o sare și mai insolubilă. Criteriul de „insolubilitate” este valoarea PR (produs de solubilitate), cu toate acestea, deoarece studiul acestuia depășește domeniul de aplicare al cursului școlar, cazurile în care una dintre sărurile reactive este insolubilă nu sunt luate în considerare în continuare.
Dacă în reacția de schimb se formează o sare, care este complet descompusă ca urmare a hidrolizei (în tabelul de solubilitate există liniuțe în locul unor astfel de săruri), atunci produsele hidrolizei acestei săruri devin produșii reacției.
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
NaCI + NaHS04 → (t) Na2SO4 + HCI
Sărurile medii interacționează uneori între ele pentru a forma săruri complexe. OVR este posibilă între săruri. Unele săruri interacționează atunci când sunt topite.
9. Sare de metal mai puțin activ + metal mai activ → metal mai puțin activ↓ + sare
Un metal mai activ înlocuiește un metal mai puțin activ (la dreapta în seria de tensiune) din soluția sa de sare, în timp ce se formează o sare nouă, iar un metal mai puțin activ este eliberat într-o formă liberă (se așează pe o placă de metal activ) . Excepția este alcalină și metale alcalino-pământoase reacționează cu apa în soluție.
Sărurile cu proprietăți oxidante intră în soluție cu metale și alte reacții redox.
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
De asemenea, metalele se pot deplasa unele pe altele din sărurile topite (reacția se realizează fără acces la aer). În acest sens, trebuie amintit că:
a) la topire, multe săruri se descompun
b) seria de tensiune a metalelor determină activitatea relativă a metalelor numai în soluții apoase (de exemplu, Al în soluții apoase este mai puțin activ decât metalele alcalino-pământoase, iar în topituri este mai activ)
K + AlCI3(topit) →(t) 3KCI + Al
Mg + BeF2(topire) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(topit) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Sare + nemetal
Reacțiile sărurilor cu nemetale sunt puține. Acestea sunt reacții redox.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Halogenii mai activi îi înlocuiesc pe cei mai puțin activi din soluțiile de săruri ale acizilor hidrohalici. O excepție este fluorul molecular, care reacționează în soluții nu cu sare, ci cu apa.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (aceeași reacție este tipică pentru iod)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Descompunerea sărurilor.
Sare →(t) produse descompunere termică
1. Săruri ale acidului azotic
Produșii de descompunere termică a nitraților depind de poziția cationului metalic în seria tensiunilor metalice.
MeNO3 → (t) (pentru Me, la stânga Mg (excluzând Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (pentru Me de la Mg la Cu și, de asemenea, Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (pentru Me, Cu este în dreapta) Me + NO2 + O2
(Descompunerea termică a nitratului de fier(II)/crom(II) produce oxid de fier(III)/crom(III).
2. Săruri de amoniu
Toate sărurile de amoniu se descompun la calcinare. Cel mai adesea, se eliberează amoniac NH3 și acid sau produșii săi de descompunere.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t)3NH3 + H3PO4
(NH4)2HP04 →(t) 2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Uneori, sărurile de amoniu care conțin anioni - agenții oxidanți se descompun atunci când sunt încălzite cu eliberarea de N2, NO sau 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. Săruri ale acidului carbonic
Aproape toți carbonații se descompun în oxid de metal și CO2. Carbonații de metale alcaline, cu excepția litiului, nu se descompun atunci când sunt încălziți. Carbonații de argint și mercur se descompun în metal liber.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Toți bicarbonații se descompun în carbonatul corespunzător.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Săruri de acid sulfuric
Sulfiții sunt disproporționați când sunt încălziți, formând sulfuri și sulfati. Sulfura (NH4)2S formată în timpul descompunerii lui (NH4)2SO3 se descompune imediat în NH3 și H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Hidrosulfiții se descompun în sulfiți, SO2 și H2O.
MeHS03 →(t) MeS03 + SO2 +H2O
5. Săruri ale acidului sulfuric
Mulți sulfați la t > 700-800 C se descompun în oxid metalic și SO3, care la această temperatură se descompune în SO2 și O2. Sulfații de metale alcaline sunt rezistenți la căldură. Sulfții de argint și mercur se descompun în metal liber. Hidrosulfații se descompun mai întâi în disulfați și apoi în sulfați.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHS04 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Săruri complexe
Hidroxocomplexele metale amfotere se descompune în principal în sare medie și apă.
K →(t) KAO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Săruri de bază
Multe săruri bazice se descompun atunci când sunt încălzite. Sărurile bazice ale acizilor anoxici se descompun în apă și oxosăruri
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCI2 →(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCI →(t) Mg2OCl2 + H2O
Sărurile bazice ale acizilor care conțin oxigen se descompun în oxid metalic și produși de descompunere termică ai acidului corespunzător.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2
8. Exemple de descompunere termică a altor săruri
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)
Majoritatea materialului prezentat este preluat din manualul Deryabina N.E. „Chimie. Clasele principale substanțe anorganice„. IPO „La poarta Nikitsky” Moscova 2011.
Pregătire chimică pentru ZNO și DPA
Ediție cuprinzătoare
PARTEA ȘI
CHIMIE GENERALĂ
CHIMIA ELEMENTELOR
HALOGENI
Substanțe simple
Proprietățile chimice ale fluorului
Fluorul este cel mai puternic agent oxidant din natură. Direct nu reacționează doar cu heliu, neon și argon.
În timpul reacției cu metalele se formează fluoruri, compuși de tip ionic:
Fluorul reacționează puternic cu multe nemetale, chiar și cu unele gaze inerte:
Proprietățile chimice ale clorului. Interacțiunea cu substanțe complexe
Clorul este un agent oxidant mai puternic decât bromul sau iodul, astfel încât clorul înlocuiește halogenii grei din sărurile lor:
Dizolvându-se în apă, clorul reacționează parțial cu acesta, rezultând formarea a doi acizi: clorură și hipoclorit. În acest caz, un atom de clor crește gradul de oxidare, iar celălalt atom îl reduce. Astfel de reacții se numesc reacții de disproporționare. Reacțiile de disproporționare sunt reacții de autovindecare-autooxidare, adică. reacții în care un element prezintă atât proprietățile unui oxid, cât și ale unui agent reducător. Cu disproporționare, se formează simultan compuși în care elementul se află într-o stare mai oxidată și mai redusă față de cel primitiv. Starea de oxidare a atomului de clor din molecula de acid hipoclorit este +1:
Interacțiunea clorului cu soluțiile alcaline se desfășoară în mod similar. În acest caz, se formează două săruri: clorură și hipoclorit.
Clorul interacționează cu diverși oxizi:
Clorul oxidează unele săruri în care metalul nu se află în starea de oxidare maximă:
Clorul molecular reacționează cu multe compusi organici. În prezența clorurii de fer (III) ca catalizator, clorul reacționează cu benzenul pentru a forma clorobenzen, iar atunci când este iradiat cu lumină, aceeași reacție produce hexaclorociclohexan:
Proprietățile chimice ale bromului și iodului
Ambele substanțe reacționează cu hidrogenul, fluorul și bazele:
Iodul este oxidat de diverși agenți oxidanți puternici:
Metode de minerit substanțe simple
Extragerea fluorului
Deoarece fluorul este cel mai puternic oxid chimic, este imposibil să-l izolați de compuși într-o formă liberă folosind reacții chimice și, prin urmare, fluorul este extras prin metoda fizico-chimică - electroliza.
Pentru extragerea fluorului, se utilizează topitură de fluorură de potasiu și electrozi de nichel. Nichelul este utilizat datorită faptului că suprafața metalului este pasivată de fluor datorită formării de substanțe insolubile.
NiF2, prin urmare, electrozii înșiși nu sunt distruși de acțiunea substanței care este eliberată asupra lor:Extragerea clorului
Clorul este produs comercial prin electroliza soluției de clorură de sodiu. Ca rezultat al acestui proces, se extrage și hidroxidul de sodiu:
În cantități mici, clorul se obține prin oxidarea unei soluții de acid clorhidric prin diferite metode:
Clorul este un produs foarte important al industriei chimice.
Producția sa mondială este de milioane de tone.
Extracția de brom și iod
Pentru uz industrial, bromul și iodul sunt obținute din oxidarea bromurilor și, respectiv, a iodurilor. Pentru oxidare, se utilizează cel mai adesea clorul molecular, acidul sulfat concentrat sau dioxidul de mangan:
Fluorul și unii dintre compușii săi sunt utilizați ca agent de oxidare pentru combustibilul pentru rachete. Cantități mari de fluor sunt folosite pentru a produce diverși agenți frigorifici (freoni) și unii polimeri care se caracterizează prin rezistență chimică și termică (Teflon și alții). Fluorul este folosit în tehnologia nucleară pentru a separa izotopii de uraniu.
Cea mai mare parte a clorului este folosită pentru a produce acid clorhidric și, de asemenea, ca agent de oxidare pentru extracția altor halogeni. În industrie, este folosit pentru albirea țesăturilor și hârtiei. În cantități mai mari decât fluorul, este utilizat pentru producerea de polimeri (PVC și altele) și agenți frigorifici. Dezinfectați cu clor bând apă. De asemenea, este necesară extragerea unor solvenți precum cloroformul, clorura de metilen, tetraclorura de carbon. Și este, de asemenea, folosit pentru a produce multe substanțe, cum ar fi clorat de potasiu (sare bertolet), înălbitor și mulți alți compuși care conțin atomi de clor.
Bromul și iodul nu sunt folosite în industrie la aceeași scară ca și clorul sau fluorul, dar utilizarea acestor substanțe crește în fiecare an. Bromul este folosit la fabricarea diferitelor medicamente sedative. Iodul este folosit la fabricarea preparatelor antiseptice. Compușii cu brom și iod sunt utilizați pe scară largă în analiza cantitativă a substanțelor. Cu ajutorul iodului, unele metale sunt purificate (acest proces se numește rafinarea iodului), precum titanul, vanadiul și altele.
Proprietăți chimice ale principalelor clase de compuși anorganici
Oxizii acizi
- Oxid acid + apă \u003d acid (excepție - SiO 2)
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4 - Oxid acid + alcali \u003d sare + apă
SO2 + 2NaOH \u003d Na2SO3 + H2O
P 2 O 5 + 6KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Oxid acid + oxid bazic = sare
CO2 + BaO = BaCO3
SiO 2 + K 2 O \u003d K 2 SiO 3Oxizii bazici
- Oxid de bază + apă \u003d alcali (oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacționează)
CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2
Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH - Oxid bazic + acid = sare + apă
CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Oxid bazic + oxid acid = sare
MgO + CO 2 \u003d MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3Oxizi amfoteri
- Oxid amfoter + acid = sare + apă
Al 2 O 3 + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H2SO4 \u003d ZnSO4 + H2O - Oxid amfoter + alcali \u003d sare (+ apă)
ZnO + 2KOH \u003d K 2 ZnO 2 + H 2 O (Mai corect: ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2)
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Mai corect: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na) - Oxid amfoter + oxid acid = sare
ZnO + CO2 = ZnCO3 - Oxid amfoter + oxid bazic = sare (când este fuzionat)
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) 2acizi
- Acid + oxid bazic = sare + apă
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 + 3H 2 O - Acid + Oxid amfoter = sare + apă
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 \u003d Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O - Acid + bază = sare + apă
H 2 SiO 3 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H2O - Acid + hidroxid amfoter = sare + apă
3HCI + Cr(OH)3 = CrCI3 + 3H2O
2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O - Acid tare + sare a unui acid slab = acid slab + sare a unui acid tare
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 - Acid + metal (situat în stânga hidrogenului în seria de tensiune) \u003d sare + hidrogen
2HCl + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2
H2SO4 (razb.) + Fe \u003d FeSO4 + H2
Important: acizii oxidanți (HNO 3 , conc. H 2 SO 4) reacţionează diferit cu metalele.
Hidroxizi amfoteri
- Hidroxid amfoter + acid = sare + apă
2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O
Be(OH)2 + 2HCI = BeCI2 + 2H2O - Hidroxid amfoter + alcali \u003d sare + apă (când sunt topite)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O - Hidroxid amfoter + alcali = sare (în soluție apoasă)
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 = Na3alcalii
- Alcali + oxid de acid \u003d sare + apă
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 - Alcali + acid \u003d sare + apă
3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
Ba(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O - Alcali + oxid amfoter \u003d sare + apă
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Mai corect: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2) - Alcali + hidroxid amfoter = sare (în soluție apoasă)
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
NaOH + Al(OH)3 = Na - Alcali + sare solubilă = bază insolubilă + sare
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3 + 3KCl - Alcali + metal (Al, Zn) + apă = sare + hidrogen
2NaOH + Zn + 2H2O \u003d Na2 + H2
2KOH + 2Al + 6H2O = 2K + 3H2sare
- Sarea unui acid slab + acid tare = Sarea unui acid puternic + acid slab
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) - Sare solubilă + sare solubilă = sare insolubilă + sare
Pb(NO3)2 + K2S = PbS + 2KNO3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3 + 2NaCl - Sare solubilă + alcali \u003d sare + bază insolubilă
Cu(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu(OH)2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3 - Sare metalica solubila (*) + metal (**) = sare metalica (**) + metal (*)
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Important: 1) metalul (**) trebuie să fie în seria de tensiune din stânga metalului (*), 2) metalul (**) NU trebuie să reacționeze cu apa.Ați putea fi, de asemenea, interesat de alte secțiuni ale Manualului de chimie:
- Sarea unui acid slab + acid tare = Sarea unui acid puternic + acid slab
- Alcali + oxid de acid \u003d sare + apă
- Acid + oxid bazic = sare + apă
- Oxid amfoter + acid = sare + apă
- Oxid de bază + apă \u003d alcali (oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacționează)
particule elementare materie fizică pe planeta noastră sunt atomi. Într-o formă liberă, pot exista doar la temperaturi foarte ridicate. În condiții normale particule elementare tind să se combine între ele folosind legături chimice: ionice, metalice, polare covalente sau nepolare. În acest fel, se formează substanțe, exemple din care vom lua în considerare în articolul nostru.
Substanțe simple
Procesele de interacțiune dintre atomii aceluiași element chimic se termină cu formarea unor substanțe chimice numite simple. Deci, cărbunele este format numai din atomi de carbon, hidrogenul gazos este format din atomi de hidrogen, iar mercurul lichid este format din particule de mercur. Conceptul de substanță simplă nu trebuie identificat cu conceptul de element chimic. De exemplu, dioxidul de carbon nu este format din substanțe simple de carbon și oxigen, ci din elementele carbon și oxigen. În mod convențional, compușii formați din atomi ai aceluiași element pot fi împărțiți în metale și nemetale. Luați în considerare câteva exemple de proprietăți chimice ale unor astfel de substanțe simple.
Metalele
Pe baza poziției elementului metalic în sistemul periodic, se pot distinge următoarele grupe: metale active, elemente din principalele subgrupe ale grupurilor a treia - a opta, metale ale subgrupurilor secundare ale grupurilor a patra - a șaptea, precum și lantanide. și actinide. Metalele sunt substanțe simple, exemple din care vom da mai jos, au următoarele proprietăți generale: conductivitate termică și electrică, luciu metalic, plasticitate și maleabilitate. Astfel de caracteristici sunt inerente fierului, aluminiului, cuprului și altele. Odată cu creșterea numărului de serie în perioade, crește temperaturile de fierbere și de topire, precum și duritatea elementelor metalice. Acest lucru se datorează comprimării atomilor lor, adică scăderii razei, precum și acumulării de electroni. Toți parametrii metalelor sunt datorați structura interna rețeaua cristalină a acestor compuși. Mai jos luăm în considerare reacțiile chimice și dăm, de asemenea, exemple de proprietăți ale substanțelor legate de metale.
Caracteristicile reacțiilor chimice
Toate metalele cu o stare de oxidare de 0 prezintă numai proprietățile agenților reducători. Elementele alcaline și alcalino-pământoase interacționează cu apa pentru a forma baze chimic agresive - alcaline:
- 2Na+2H20=2NaOH+H2
O reacție tipică a metalelor este oxidarea. Ca urmare a conexiunii cu atomii de oxigen, apar substanțe din clasa oxizilor:
- Zn + O 2 \u003d ZnO
Aceștia sunt compuși binari legați de substanțe complexe. Exemple de oxizi bazici sunt oxizii de sodiu Na 2 O, cupru CuO, calciu CaO. Sunt capabili să interacționeze cu acizii, ca urmare, sare și apă se găsesc în produse:
- MgO + 2HCl \u003d MgCl2 + H2O
Substanțele din clasele de acizi, baze, săruri sunt compuși complecși și prezintă o varietate de proprietăți chimice. De exemplu, între hidroxizi și acizi, are loc o reacție de neutralizare, care duce la apariția sării și a apei. Compoziția sărurilor va depinde de concentrația reactivilor: de exemplu, cu un exces de acid în amestecul de reacție, săruri acide, de exemplu, NaHCO 3 - bicarbonat de sodiu și o concentrație mare de alcali determină formarea de săruri bazice, cum ar fi Al (OH) 2 Cl - dihidroxoclorura de aluminiu.
nemetale
Cele mai importante elemente nemetalice se află în subgrupele de azot, carbon și aparțin, de asemenea, grupelor de halogeni și calcogeni. sistem periodic. Să dăm exemple de substanțe legate de nemetale: acestea sunt sulful, oxigenul, azotul, clorul. Toate caracteristicile lor fizice sunt opuse proprietăților metalelor. Ei nu cheltuiesc electricitate, transmit slab razele de căldură, au duritate scăzută. Interacționând cu oxigenul, nemetalele formează compuși complecși - oxizi acizi. Acesta din urmă, reacționând cu acizii, dă acizi:
- H2O + CO2 → H2CO3
O reacție tipică caracteristică oxizilor acizi este interacțiunea cu alcalii, ducând la apariția sării și apei.
Activitatea chimică a nemetalelor în perioada crește, acest lucru se datorează unei creșteri a capacității atomilor lor de a atrage electroni de la alții. elemente chimice. Pe grupe, observăm fenomenul opus: proprietățile nemetalice slăbesc din cauza inflației volumului atomului datorită adăugării de noi niveluri de energie.
Deci, am examinat tipurile de substanțe chimice, exemple care ilustrează proprietățile lor, poziția în sistemul periodic.
Proprietăți generale ale metalelor.
Prezența electronilor de valență legați slab de nucleu determină proprietățile chimice generale ale metalelor. LA reacții chimice acţionează întotdeauna ca un agent reducător, substanţele metalice simple nu prezintă niciodată proprietăţi oxidante.
Obținerea metalelor:
- recuperarea din oxizi cu carbon (C), monoxid de carbon(CO), hidrogen (H2) sau mai mult metal activ(Al, Ca, Mg);
- recuperarea din solutii sarate cu un metal mai activ;
- electroliza solutiilor sau topiturii compusilor metalici - recuperarea celor mai active metale (metale alcaline, alcalino-pamantoase si aluminiu) cu ajutorul curentului electric.
În natură, metalele se găsesc în principal sub formă de compuși, doar metalele cu activitate scăzută se găsesc sub formă de substanțe simple (metale native).
Proprietățile chimice ale metalelor.
1. Interacțiunea cu substanțe simple nemetale:
Majoritatea metalelor pot fi oxidate cu nemetale precum halogeni, oxigen, sulf, azot. Dar majoritatea acestor reacții necesită preîncălzire pentru a începe. În viitor, reacția poate continua cu eliberarea unei cantități mari de căldură, ceea ce duce la aprinderea metalului.
La temperatura camerei, reacțiile sunt posibile numai între metalele cele mai active (alcaline și alcalino-pământoase) și cele mai active nemetale (halogeni, oxigen). Metalele alcaline (Na, K) reacţionează cu oxigenul pentru a forma peroxizi şi superoxizi (Na2O2, KO2).
a) interacţiunea metalelor cu apa.
La temperatura camerei, metalele alcaline și alcalino-pământoase interacționează cu apa. Ca rezultat al reacției de substituție, se formează un alcali (bază solubilă) și hidrogen: Metal + H2O \u003d Me (OH) + H2
Când sunt încălzite, alte metale interacționează cu apa, stând în seria de activități la stânga hidrogenului. Magneziul reactioneaza cu apa clocotita, aluminiul - dupa un tratament special de suprafata, rezultand formarea de baze insolubile - hidroxid de magneziu sau hidroxid de aluminiu - si se elibereaza hidrogen. Metalele din activitate variază de la zinc (inclusiv) la plumb (inclusiv) interacționează cu vaporii de apă (adică peste 100 C), în timp ce se formează oxizi ai metalelor corespunzătoare și hidrogenul.
Metalele din dreapta hidrogenului din seria de activități nu interacționează cu apa.
b) interacțiunea cu oxizii:
metalele active interacționează într-o reacție de substituție cu oxizi ai altor metale sau nemetale, reducându-le la substanțe simple.
c) interacțiunea cu acizii:
Metalele situate în stânga hidrogenului din seria de activitate reacţionează cu acizii pentru a elibera hidrogen şi formează sarea corespunzătoare. Metalele din dreapta hidrogenului din seria de activitate nu interacționează cu soluțiile acide.
Un loc aparte îl ocupă reacțiile metalelor cu acizii azotic și sulfuric concentrat. Toate metalele cu excepția celor nobile (aur, platină) pot fi oxidate de acești acizi oxidanți. În urma acestor reacții, se vor forma întotdeauna sărurile corespunzătoare, apă și, respectiv, produsul de reducere a azotului sau sulfului.
d) cu alcalii
Metalele care formează compuși amfoteri (aluminiu, beriliu, zinc) sunt capabile să reacționeze cu topituri (cu formarea de săruri medii de aluminați, berilați sau zincați) sau cu soluții alcaline (cu formarea sărurilor complexe corespunzătoare). Toate reacțiile vor elibera hidrogen.
e) În conformitate cu poziția metalului în seria de activități, sunt posibile reacții de reducere (deplasare) a unui metal mai puțin activ dintr-o soluție de sare a acestuia cu un alt metal mai activ. Ca rezultat al reacției, se formează o sare a unei substanțe mai active și mai simple - un metal mai puțin activ.
Proprietăți generale ale nemetalelor.
Există mult mai puține nemetale decât metale (22 de elemente). Cu toate acestea, chimia nemetalelor este mult mai complicată din cauza umplerii mai mari a nivelului de energie externă a atomilor lor.
Proprietățile fizice ale nemetalelor sunt mai diverse: printre acestea se numără gazoase (fluor, clor, oxigen, azot, hidrogen), lichide (brom) și solide, care sunt foarte diferite unele de altele ca punct de topire. Majoritatea nemetalelor nu conduc electricitatea, dar siliciul, grafitul, germaniul au proprietăți semiconductoare.
Nemetale gazoase, lichide și unele nemetale solide (iodul) au o structură moleculară rețea cristalină, nemetalele rămase au o rețea cristalină atomică.
Fluorul, clorul, bromul, iodul, oxigenul, azotul și hidrogenul în condiții normale există sub formă de molecule diatomice.
Multe elemente nemetalice formează mai multe modificări alotropice ale substanțelor simple. Deci oxigenul are două modificări alotropice - oxigenul O2 și ozonul O3, sulful are trei modificări alotrope - sulf rombic, plastic și monoclinic, fosforul are trei modificări alotrope - fosfor roșu, alb și negru, carbon - șase modificări alotropice - funingine, grafit, diamant , carabină, fuleren, grafen.
Spre deosebire de metale, care prezintă doar proprietăți reducătoare, nemetalele în reacții cu substanțe simple și complexe pot acționa atât ca agent reducător, cât și ca agent oxidant. După activitatea lor, nemetalele ocupă un anumit loc în seria electronegativității. Fluorul este considerat cel mai activ non-metal. El doar arată proprietăți oxidante. Oxigenul este pe locul doi ca activitate, azotul pe locul trei, apoi halogenii si alte nemetale. Hidrogenul are cea mai scăzută electronegativitate dintre nemetale.
Proprietățile chimice ale nemetalelor.
1. Interacțiunea cu substanțe simple:
Nemetalele interacționează cu metalele. Într-o astfel de reacție, metalele acționează ca agent reducător, nemetale ca agent oxidant. Ca rezultat al reacției compusului, se formează compuși binari - oxizi, peroxizi, nitruri, hidruri, săruri ale acizilor fără oxigen.
În reacțiile nemetalelor între ele, un nemetal mai electronegativ prezintă proprietățile unui agent oxidant, unul mai puțin electronegativ - proprietățile unui agent reducător. Ca rezultat al reacției compusului, se formează compuși binari. Trebuie amintit că nemetalele pot prezenta stări variabile de oxidare în compușii lor.
2. Interacțiunea cu substanțe complexe:
a) cu apa:
În condiții normale, numai halogenii interacționează cu apa.
b) cu oxizi de metale și nemetale:
Multe nemetale pot reacționa la temperaturi ridicate cu oxizii altor nemetale, reducându-le la substanțe simple. Nemetalele din stânga sulfului din seria electronegativității pot interacționa și cu oxizii metalici, reducând metalele la substanțe simple.
c) cu acizi:
Unele nemetale pot fi oxidate cu acizi sulfuric sau azotic concentrați.
d) cu alcalii:
Sub acțiunea alcalinelor, unele nemetale pot suferi dismutări, fiind atât agent oxidant, cât și agent reducător.
De exemplu, în reacția halogenilor cu soluții alcaline fără încălzire: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O sau la încălzire: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) cu săruri:
Când interacționează, fiind agenți oxidanți puternici, aceștia prezintă proprietăți reducătoare.
Halogenii (cu excepția fluorului) intră în reacții de substituție cu soluții de săruri ale acizilor hidrohalici: un halogen mai activ înlocuiește un halogen mai puțin activ dintr-o soluție de sare.
