Kov v napäťovej sérii po H2

Síran kovu v max s.o.

+
+ +

Kov (iné)

+
+ +

HNO 3 koncentrovaná

Dusičnan kovu v max d.o.

Kov (iné; Al, Cr, Fe, Co, Ni pri zahrievaní)

dusičnanový kov

la v max s.o.

+
+

Kov (zvyšok na dvore napätia do N 2)

NO/N20/N2/NH3 (NH4NO3)

v závislosti od podmienok

+

Kov (zvyšok v sérii napätí po H2)

Obr.2. INTERAKCIA KYSELÍN S KOVMI

SOĽ

Soli – Ide o komplexné látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku kladne nabitých iónov (katióny - zásadité zvyšky), s výnimkou iónov vodíka, a záporne nabitých iónov (anióny - kyslé zvyšky), okrem hydroxidových iónov.

2.5 Vlastnosti kyselín, zásad a solí z pohľadu teórie elektrolytickej disociácie

Uvažujme vo svetle teórie elektrolytickej disociácie vlastnosti látok, ktoré vykazujú vlastnosti elektrolytov vo vodných roztokoch.

Kyseliny. Kyseliny majú tieto všeobecné vlastnosti:

schopnosť interagovať so zásadami za vzniku solí;

schopnosť interagovať s určitými kovmi s uvoľňovaním vodíka;

schopnosť meniť farby indikátorov, najmä spôsobiť sčervenanie lakmusu;

kyslá chuť.

Pri disociácii akejkoľvek kyseliny vznikajú vodíkové ióny. Preto musíme všetky vlastnosti, ktoré sú spoločné pre vodné roztoky kyselín, vysvetliť prítomnosťou hydratovaných vodíkových iónov. Spôsobujú sčervenanie lakmusu, dodávajú kyselinám kyslú chuť atď. S elimináciou vodíkových iónov, napríklad pri neutralizácii, miznú aj kyslé vlastnosti. Preto teória elektrolytickej disociácie definuje kyseliny ako elektrolyty, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku vodíkových iónov.

V silných kyselinách, ktoré úplne disociujú, sa vlastnosti kyselín prejavujú vo väčšej miere, v slabých - v menšej miere. Čím lepšie kyselina disociuje, t.j. čím väčšia je jeho disociačná konštanta, tým je silnejšia.

Hodnoty kyslých disociačných konštánt sa menia vo veľmi širokom rozsahu. Najmä disociačná konštanta kyanovodíka je oveľa menšia ako disociačná konštanta kyseliny octovej. A hoci sú obe tieto kyseliny slabé, kyselina octová je stále oveľa silnejšia ako kyanovodík. Hodnoty prvej a druhej disociačnej konštanty kyseliny sírovej ukazujú, že vo vzťahu k prvému stupňu disociácie je H2SO4 silná kyselina a vo vzťahu k druhému je slabá. Kyseliny, ktorých disociačné konštanty ležia v rozmedzí 10 -4 - 10 -2, sa niekedy nazývajú kyseliny strednej sily. Patria sem najmä kyseliny ortofosforečné a sírové (vo vzťahu k disociácii v prvom kroku).

Dôvody. Vodné roztoky zásad majú tieto všeobecné vlastnosti:

schopnosť interagovať s kyselinami za vzniku solí;

schopnosť meniť farby indikátorov inak, ako ich menia kyseliny (napríklad spôsobujú zmodranie lakmusu);

Zvláštna „mydlová“ chuť.

Keďže všetky roztoky zásad majú spoločnú prítomnosť hydroxidových iónov, je zrejmé, že nositeľom zásaditých vlastností je hydroxidový ión. Zásady sú preto z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie elektrolyty, ktoré disociujú v roztokoch za eliminácie hydroxidových iónov.

Sila zásad, podobne ako sila kyselín, závisí od hodnoty disociačnej konštanty. Čím väčšia je disociačná konštanta danej bázy, tým je silnejšia.

Existujú hydroxidy, ktoré môžu interagovať a vytvárať soli nielen s kyselinami, ale aj so zásadami. Tieto hydroxidy zahŕňajú hydroxid zinočnatý. Keď reaguje napríklad s kyselinou chlorovodíkovou, získa sa chlorid zinočnatý:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H20

a pri interakcii s hydroxidom sodným - zinočnatom sodným:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H20

Hydroxidy s touto vlastnosťou sa nazývajú amfotérne hydroxidy alebo amfotérne elektrolyty. Takéto hydroxidy okrem hydroxidu zinočnatého zahŕňajú hydroxidy hliníka, chrómu a niektoré ďalšie.

Fenomén amfoterity sa vysvetľuje skutočnosťou, že v molekulách amfotérnych elektrolytov sa pevnosť väzby medzi kovom a kyslíkom mierne líši od pevnosti väzby medzi kyslíkom a vodíkom. Disociácia takýchto molekúl je preto možná na miestach oboch týchto väzieb. Ak amfotérny elektrolyt označíme vzorcom ROH, potom jeho disociáciu môžeme vyjadriť diagramom

H + + RO - - ROH-R + + OH -

V roztoku amfotérneho elektrolytu teda existuje komplexná rovnováha, na ktorej sa podieľajú produkty disociácie kyslého aj zásaditého typu.

Fenomén amfoterity sa pozoruje aj medzi niektorými organickými zlúčeninami. Hrá dôležitú úlohu v biologickej chémii; napríklad proteíny sú amfotérne elektrolyty.

Soľ. Soli možno definovať ako elektrolyty, ktoré po rozpustení vo vode disociujú a uvoľňujú kladné ióny iné ako vodíkové ióny a záporné ióny iné ako hydroxidové ióny. Neexistujú žiadne ióny, ktoré sú spoločné pre vodné roztoky všetkých solí; Preto soli nemajú všeobecné vlastnosti. Soli sa spravidla dobre disociujú a čím nižšie sú náboje iónov tvoriacich soľ, tým lepšie.

Keď sa soli kyselín rozpustia v roztoku, vytvoria sa katióny kovov, komplexné anióny kyslého zvyšku, ako aj ióny, ktoré sú produktmi disociácie tohto komplexného kyslého zvyšku, vrátane iónov H +. Napríklad, keď sa hydrogénuhličitan sodný rozpustí, disociácia prebieha podľa nasledujúcich rovníc:

NaHC03 = Na++ HCO3-

HCO3- = H+ + CO32-

Keď sa zásadité soli disociujú, vytvárajú sa kyslé anióny a komplexné katióny pozostávajúce z kovových a hydroxylových skupín. Tieto komplexné katióny sú tiež schopné disociácie. Preto sú v zásaditom soľnom roztoku prítomné OH - ióny. Napríklad, keď sa hydroxomagnéziumchlorid rozpustí, disociácia prebieha podľa rovníc:

MgOHCl = MgOH + + Cl -

MgOH+ = Mg2+ + OH-

Teória elektrolytickej disociácie teda vysvetľuje všeobecné vlastnosti kyselín prítomnosťou vodíkových iónov v ich roztokoch a všeobecné vlastnosti zásad prítomnosťou hydroxidových iónov v ich roztokoch. Toto vysvetlenie však nie je všeobecné. Sú známe chemické reakcie, ktoré prebiehajú za účasti kyselín a zásad, na ktoré sa teória elektrolytickej disociácie nedá použiť: Najmä kyseliny a zásady môžu navzájom reagovať bez toho, aby boli disociované na ióny. Bezvodý chlorovodík, pozostávajúci iba z molekúl, teda ľahko reaguje s bezvodými zásadami. Okrem toho sú známe látky, ktoré neobsahujú hydroxoskupiny, ale vykazujú vlastnosti zásad. Napríklad amoniak reaguje s kyselinami a vytvára soli (amónne soli), hoci neobsahuje OH skupiny. S chlorovodíkom teda tvorí typickú soľ - chlorid amónny:

NH3 + HC1 = NH4C1

Štúdium reakcií tohto druhu, ako aj reakcií prebiehajúcich v nevodných médiách, viedlo k vytvoreniu všeobecnejších predstáv o kyselinách a zásadách. Jednou z najdôležitejších moderných teórií kyselín a zásad je protónová teória, ktorá bola predložená v roku 1923.

Podľa protónovej teórie je kyselina donorom protónov, t.j. častica (molekula alebo ión), ktorá je schopná darovať vodíkový ión - protón, a zásada - akceptor protónov, t.j. častica (molekula alebo ión) schopná prijať protón. Vzťah medzi kyselinou a zásadou je určený schémou:

Báza + protón - kyselina

Zásada a kyselina spojené týmto vzťahom sa nazývajú konjugáty. Napríklad ión HS04- je konjugovaná báza kyseliny H2S04.

Reakciu medzi kyselinou a zásadou predstavuje protónová teória takto:

(Kyselina) 1 + (Zásada) 2 = (Kyselina) 2 + (Zásada) 1

Napríklad v reakcii

HC1 + NH3 = NH3 + + Cl -

Ión Cl je konjugovaná zásada kyseliny HC1 a ión NH3+ je konjugovaná kyselina zásady NH3.

Podstatným bodom protónovej teórie je, že látka sa prejavuje ako kyselina alebo zásada v závislosti od toho, s akou inou látkou reaguje. Najdôležitejším faktorom je v tomto prípade väzbová energia látky s protónom. V sérii NH 3 - H 2 O - HF je teda táto energia maximálna pre NH 3 a minimálna pre HF. Preto po zmiešaní s NH3 funguje voda ako kyselina a po zmiešaní s HF funguje ako zásada:

NH3 + H20 = NH4 + + OH -

HF + H20 = F - + H30 +

Tlmiace roztoky

Tlmiace roztoky

Tlmiace roztoky

Roztoky silných kyselín a zásad v dostatočne vysokých koncentráciách majú tiež tlmivý účinok. Konjugované systémy sú v tomto prípade H3O+/H2O - pre silné kyseliny a OH-/H2O - pre silné zásady...

Interakcia tetraalkinilidov cínu s chloridmi karboxylových kyselín

Interakcia tetraalkinilidov cínu s chloridmi karboxylových kyselín je autokatalytická a po dosiahnutí určitých koncentrácií chloridu cínatého v reakčnej zmesi proces prebieha za 20-30 minút...

Ak je soľ tvorená slabou kyselinou a silnou zásadou, potom možno hydrolytickú reakciu schematicky znázorniť nasledovne: M+ + A - + H2O HA + M+ + OH-...

Hydrolýza solí. Vlastnosti pôdnej hydrolýzy

Hydrolytická reakcia soli tvorenej silnou kyselinou a slabou zásadou môže byť schematicky znázornená nasledovne: M + + A - + H2O MOH + H + + A - , (16) a hydrolytická konštanta Kg = . (17) Roztok má kyslú reakciu (СН+СН-)...

Hydrolýza solí. Vlastnosti pôdnej hydrolýzy

Zvlášť hlboko prebieha hydrolýza solí tvorených slabou kyselinou a slabou zásadou. Hydrolytická reakcia: M+ + A - + H2O MOH + HA. (22) Produkty hydrolýzy sú stále rovnaké, aj keď slabo, disociované na ióny...

Hydrolýza solí. Vlastnosti pôdnej hydrolýzy

Uvažujme teraz o hydrolýze solí tvorených slabou viacsýtnou kyselinou alebo slabou zásadou viacmocného kovu. Hydrolýza takýchto solí prebieha postupne. Takže...

Triedy anorganických látok. Roztoky elektrolytov. Veľkosti atómov a vodíkové väzby

Elektrolyty. Je známe, že existujú dva hlavné dôvody prechodu elektrického prúdu cez vodiče: buď v dôsledku pohybu elektrónov v elektrickom poli, alebo v dôsledku pohybu iónov. Elektronická vodivosť je vlastná predovšetkým...

Dôvody

Alkálie (hydroxid sodný, draselný, lítny) tvoria tvrdé, biele, veľmi hygroskopické kryštály. Teplota topenia je 322 °C, KOH je 405 °C a 473 °C. Kryštálové mriežky hydroxidu draselného sú kubické, ako NaCl...

Dôvody

Z predchádzajúcej podkapitoly môžete vidieť, že väčšina hydroxidov je za normálnych podmienok nerozpustná vo vode. A len alkálie a hydroxidy druhej skupiny, hlavnej podskupiny, periodického systému chemických prvkov D. I. Mendelejeva...

Proces tvorby a rastu zárodočnej kvapky

Voda v prírode je dobrým rozpúšťadlom a vždy obsahuje nečistoty. V morskej vode sa teda rozpustí až 40 g solí na 1 liter, v studničnej a pramenitej vode - do 1 g, dažďová voda a sneh zvyčajne obsahujú 7 - 10 mg. soli na 1l. voda...

Rozvoj ďalších tried v škole na tému „Chémia rôznych spôsobov varenia“

(Lekcia integrovaná do problémov) „Aby ste pochopili nekonečno, musíte sa najprv oddeliť a potom spojiť...

Chémia komplexných zlúčenín prvkov podskupiny chrómu

Medzi chemickými zlúčeninami, vrátane komplexných, sa rozlišuje paramagnetické a diamagnetické, ktoré interagujú odlišne s vonkajším magnetickým poľom...

Elektrolyty, ich vlastnosti a použitie

Svante Arrhenius upozornil na úzku súvislosť medzi schopnosťou roztokov solí, kyselín a zásad viesť elektrický prúd a odchýlkami roztokov týchto látok od Van't Hoffových a Raoultových zákonov. Ukázal...

DEFINÍCIA

Dôvody sa nazývajú elektrolyty, ktorých disociáciou sa zo záporných iónov tvoria iba OH - ióny:

Fe(OH)2 ↔ Fe2+ + 2OH-;

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Všetky anorganické zásady sa delia na vo vode rozpustné (alkálie) - NaOH, KOH a vo vode nerozpustné (Ba(OH) 2, Ca(OH) 2). V závislosti od vykazovaných chemických vlastností sa medzi zásadami rozlišujú amfotérne hydroxidy.

Chemické vlastnosti zásad

Keď indikátory pôsobia na roztoky anorganických zásad, ich farba sa mení, takže keď sa zásada dostane do roztoku, lakmus sa zmení na modrý, metyloranž zožltne a fenolftaleín sa zmení na karmínový.

Anorganické zásady sú schopné reagovať s kyselinami za vzniku soli a vody a vo vode nerozpustné zásady reagujú iba s kyselinami rozpustnými vo vode:

Cu(OH)2↓ + H2S04 = CuS04 + 2H20;

NaOH + HCl = NaCl + H20.

Zásady, ktoré sú nerozpustné vo vode, sú tepelne nestabilné, t.j. pri zahrievaní podliehajú rozkladu za vzniku oxidov:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3 H20;

Mg(OH)2 = MgO + H20.

Alkálie (vo vode rozpustné zásady) reagujú s kyslými oxidmi za vzniku solí:

NaOH + C02 = NaHC03.

Alkálie sú tiež schopné vstúpiť do interakčných reakcií (ORR) s niektorými nekovmi:

2NaOH + Si + H20 → Na2Si03 +H2.

Niektoré zásady vstupujú do výmenných reakcií so soľami:

Ba(OH)2 + Na2S04 = 2NaOH + BaS04↓.

Amfotérne hydroxidy (zásady) tiež vykazujú vlastnosti slabých kyselín a reagujú s alkáliami:

Al(OH)3 + NaOH = Na.

Amfotérne bázy zahŕňajú hydroxidy hliníka a zinku. chróm (III) atď.

Fyzikálne vlastnosti zásad

Väčšina báz sú pevné látky, ktoré sa líšia rozpustnosťou vo vode. Alkálie sú vo vode rozpustné zásady, ktoré sú najčastejšie biele pevné látky. Vo vode nerozpustné zásady môžu mať rôzne farby, napríklad hydroxid železitý je hnedá pevná látka, hydroxid hlinitý je biela pevná látka a hydroxid meďnatý je modrá pevná látka.

Získanie dôvodov

Bázy sa pripravujú rôznymi spôsobmi, napríklad reakciou:

- výmena

CuS04 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2S04;

K2C03 + Ba(OH)2 -> 2KOH + BaC03↓;

— interakcie aktívnych kovov alebo ich oxidov s vodou

2Li + 2H20 -> 2LiOH +H2;

BaO + H20 -> Ba(OH)2↓;

— elektrolýza vodných roztokov solí

2NaCl + 2H20 = 2NaOH + H2 + Cl2.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

Moderná chemická veda predstavuje mnoho rôznych odvetví a každé z nich má okrem svojho teoretického základu veľký aplikačný a praktický význam. Čoho sa dotknete, všetko okolo vás je chemický produkt. Hlavnými sekciami sú anorganická a organická chémia. Uvažujme, aké hlavné triedy látok sú klasifikované ako anorganické a aké vlastnosti majú.

Hlavné kategórie anorganických zlúčenín

Patria sem nasledujúce položky:

1. Oxidy.
2. Soľ.
3. Dôvody.
4. Kyseliny.

Každá z tried je zastúpená širokou škálou zlúčenín anorganickej povahy a je dôležitá takmer v akejkoľvek štruktúre ľudskej hospodárskej a priemyselnej činnosti. Všetky hlavné vlastnosti charakteristické pre tieto zlúčeniny, ich výskyt v prírode a ich produkcia sa bez problémov študujú v školskom kurze chémie v ročníkoch 8-11.

Existuje všeobecná tabuľka oxidov, solí, zásad, kyselín, ktorá uvádza príklady každej látky a ich stav agregácie a výskyt v prírode. Sú znázornené aj interakcie, ktoré opisujú chemické vlastnosti. My sa však pozrieme na každú z tried samostatne a podrobnejšie.

Skupina zlúčenín - oxidy

4. Reakcie, v dôsledku ktorých prvky menia CO

Me + n O + C = Me0 + CO

1. Voda s činidlom: tvorba kyselín (výnimka SiO 2)

CO + voda = kyselina

2. Reakcie so zásadami:

C02 + 2CsOH = Cs2C03 + H20

3. Reakcie so zásaditými oxidmi: tvorba solí

P205 + 3MnO = Mn3 (P03) 2

4. OVR reakcie:

CO2 + 2Ca = C + 2CaO,

Vykazujú duálne vlastnosti a interagujú podľa princípu acidobázickej metódy (s kyselinami, zásadami, zásaditými oxidmi, kyslými oxidmi). Neinteragujú s vodou.

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina = soľ + H20

2. So zásadami (zásadami): tvorba hydroxokomplexov

Al203 + LiOH + voda = Li

3. Reakcie s kyslými oxidmi: získavanie solí

FeO + S02 = FeS03

4. Reakcie s OO: tvorba solí, fúzia

MnO + Rb20 = podvojná soľ Rb2MnO2

5. Fúzne reakcie s alkáliami a uhličitanmi alkalických kovov: tvorba solí

Al203 + 2LiOH = 2LiAl02 + H20

Každý vyšší oxid, tvorený kovom alebo nekovom, po rozpustení vo vode poskytuje silnú kyselinu alebo zásadu.

Organické a anorganické kyseliny

V klasickom zvuku (na základe polôh ED - elektrolytická disociácia - kyseliny sú zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom prostredí disociujú na katióny H + a anióny zvyškov kyselín An -. Dnes sa však kyseliny starostlivo skúmali v bezvodých podmienkach, preto existujú mnoho rôznych teórií pre hydroxidy.

Empirické vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí pozostávajú iba zo symbolov, prvkov a indexov označujúcich ich množstvo v látke. Napríklad anorganické kyseliny sú vyjadrené vzorcom H + kyslý zvyšok n-. Organické látky majú iné teoretické zastúpenie. Okrem empirického si pre ne môžete zapísať úplný a skrátený štruktúrny vzorec, ktorý bude odrážať nielen zloženie a množstvo molekuly, ale aj poradie atómov, ich vzájomné prepojenie a hlavné funkčné skupina pre karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických látkach sú všetky kyseliny rozdelené do dvoch skupín:

• bez kyslíka - HBr, HCN, HCL a iné;
• s obsahom kyslíka (oxokyseliny) - HClO 3 a všetko, kde je kyslík.

Anorganické kyseliny sú tiež klasifikované podľa stability (stabilné alebo stabilné - všetko okrem uhličitých a sírnych, nestabilné alebo nestabilné - uhličité a sírové). Pokiaľ ide o silu, kyseliny môžu byť silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chloristá a iné, ako aj slabé: sírovodík, chlór a iné.

Organická chémia neponúka rovnakú rozmanitosť. Kyseliny, ktoré sú organického pôvodu, sú klasifikované ako karboxylové kyseliny. Ich spoločným znakom je prítomnosť funkčnej skupiny -COOH. Napríklad HCOOH (mravčia), CH 3 COOH (octová), C 17 H 35 COOH (stearová) a ďalšie.

Existuje množstvo kyselín, ktoré sú obzvlášť starostlivo zdôrazňované pri zvažovaní tejto témy v školskom kurze chémie.

1. Solyanaya.
2. Dusík.
3. Ortofosforečná.
4. bromovodíkový.
5. Uhlie.
6. Jodovodík.
7. Sírový.
8. Acetát alebo etán.
9. Bután alebo olej.
10. Benzoín.

Týchto 10 kyselín v chémii sú základné látky zodpovedajúcej triedy tak v školskom kurze, ako aj vo všeobecnosti v priemysle a syntéze.

Vlastnosti anorganických kyselín

Medzi hlavné fyzikálne vlastnosti patrí predovšetkým rozdielny stav agregácie. Koniec koncov, existuje množstvo kyselín, ktoré majú za normálnych podmienok formu kryštálov alebo práškov (boritá, ortofosforečná). Prevažná väčšina známych anorganických kyselín sú rôzne kvapaliny. Teploty varu a topenia sa tiež líšia.

Kyseliny môžu spôsobiť vážne popáleniny, pretože majú moc ničiť organické tkanivo a kožu. Na detekciu kyselín sa používajú indikátory:

• metyl pomaranč (v normálnom prostredí - oranžová, v kyselinách - červená),
• lakmus (v neutrálnom - fialový, v kyselinách - červený) alebo niektoré iné.

Medzi najdôležitejšie chemické vlastnosti patrí schopnosť interakcie s jednoduchými aj zložitými látkami.

Pri interakcii s kovmi nie všetky kyseliny reagujú rovnako. Chémia (9. ročník) v škole zahŕňa veľmi plytké štúdium takýchto reakcií, avšak aj na tejto úrovni sa berú do úvahy špecifické vlastnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej a sírovej pri interakcii s kovmi.

Hydroxidy: alkálie, amfotérne a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny - všetky tieto triedy látok majú spoločnú chemickú povahu, ktorá sa vysvetľuje štruktúrou kryštálovej mriežky, ako aj vzájomným vplyvom atómov v molekulách. Ak však bolo možné poskytnúť veľmi špecifickú definíciu oxidov, potom je to ťažšie urobiť pre kyseliny a zásady.

Rovnako ako kyseliny, aj zásady sú podľa teórie ED látky, ktoré sa môžu vo vodnom roztoku rozložiť na katióny kovov Me n + a anióny hydroxylových skupín OH -.

• Rozpustné alebo alkálie (silné zásady, ktoré sa menia Vytvorené kovmi skupín I a II. Príklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že sa berú do úvahy prvky iba hlavných podskupín);
• Mierne rozpustný alebo nerozpustný (stredne silný, nemeňte farbu indikátorov). Príklad: hydroxid horečnatý, železo (II), (III) a iné.
• Molekulárne (slabé zásady, vo vodnom prostredí sa reverzibilne disociujú na molekuly iónov). Príklad: N 2 H 4, amíny, amoniak.
• Amfotérne hydroxidy (vykazujú dvojité vlastnosti zásaditá-kyselina). Príklad: berýlium, zinok atď.

Každá prezentovaná skupina je študovaná v školskom kurze chémie v sekcii „Základy“. Chémia v ročníkoch 8-9 zahŕňa podrobné štúdium alkálií a zle rozpustných zlúčenín.

Hlavné charakteristické vlastnosti báz

Všetky alkálie a slabo rozpustné zlúčeniny sa v prírode nachádzajú v pevnom kryštalickom stave. Zároveň sú ich teploty topenia zvyčajne nízke a zle rozpustné hydroxidy sa pri zahrievaní rozkladajú. Farba základov je rôzna. Ak sú alkálie biele, potom kryštály zle rozpustných a molekulárnych zásad môžu mať veľmi rozdielne farby. Rozpustnosť väčšiny zlúčenín tejto triedy možno nájsť v tabuľke, ktorá uvádza vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí a ukazuje ich rozpustnosť.

Alkálie môžu meniť farbu indikátorov nasledovne: fenolftaleín - karmínová, metyloranžová - žltá. Toto je zabezpečené voľnou prítomnosťou hydroxoskupín v roztoku. To je dôvod, prečo zle rozpustné zásady nedávajú takúto reakciu.

Chemické vlastnosti každej skupiny zásad sú odlišné.

Toto je väčšina chemických vlastností, ktoré zásady vykazujú. Chémia zásad je pomerne jednoduchá a riadi sa všeobecnými zákonmi všetkých anorganických zlúčenín.

Trieda anorganických solí. Klasifikácia, fyzikálne vlastnosti

Na základe ustanovení ED možno soli nazývať anorganické zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom roztoku disociujú na kovové katióny Me + n a anióny kyslých zvyškov An n-. Takto si viete predstaviť soli. Chémia poskytuje viac ako jednu definíciu, ale táto je najpresnejšia.

Okrem toho sa všetky soli podľa ich chemickej povahy delia na:

• Kyslé (obsahujúce vodíkový katión). Príklad: NaHSO 4.
• Zásadité (obsahujúce hydroxoskupinu). Príklad: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Stredná (pozostáva len z katiónu kovu a zvyškov kyseliny). Príklad: NaCL, CaSO 4.
• Dvojité (vrátane dvoch rôznych katiónov kovov). Príklad: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (hydroxokomplexy, aqua komplexy a iné). Príklad: K 2.

Vzorce solí odrážajú ich chemickú povahu a tiež označujú kvalitatívne a kvantitatívne zloženie molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny majú rôzne vlastnosti rozpustnosti, ktoré je možné vidieť v príslušnej tabuľke.

Ak hovoríme o stave agregácie solí, musíme si všimnúť ich jednotnosť. Existujú iba v pevnom, kryštalickom alebo práškovom stave. Farebná škála je pomerne pestrá. Roztoky komplexných solí majú spravidla svetlé, nasýtené farby.

Chemické interakcie pre triedu stredných solí

Majú podobné chemické vlastnosti ako zásady, kyseliny a soli. Oxidy, ako sme už preskúmali, sa od nich v tomto faktore trochu líšia.

Celkovo možno pre stredné soli rozlíšiť 4 hlavné typy interakcií.

I. Interakcia s kyselinami (iba silnými z pohľadu ED) za vzniku ďalšej soli a slabej kyseliny:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcie s rozpustnými hydroxidmi za vzniku solí a nerozpustných zásad:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rozpustná soľ + Cu(OH) 2 nerozpustná zásada

III. Reakcia s inou rozpustnou soľou za vzniku nerozpustnej soli a rozpustnej soli:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcie s kovmi nachádzajúcimi sa v EHRNM vľavo od toho, ktorý tvorí soľ. V tomto prípade by reagujúci kov za normálnych podmienok nemal interagovať s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Toto sú hlavné typy interakcií, ktoré sú charakteristické pre stredné soli. Vzorce komplexných, zásaditých, podvojných a kyslých solí hovoria samy za seba o špecifickosti vykazovaných chemických vlastností.

Vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí odrážajú chemickú podstatu všetkých predstaviteľov týchto tried anorganických zlúčenín a navyše poskytujú predstavu o názve látky a jej fyzikálnych vlastnostiach. Ich písaniu by sa preto mala venovať osobitná pozornosť. Obrovské množstvo zlúčenín nám ponúka všeobecne úžasná veda chémie. Oxidy, zásady, kyseliny, soli – to je len časť z obrovskej rozmanitosti.

Všeobecné vlastnosti zásad určuje prítomnosť OH - iónu v ich roztokoch, ktorý v roztoku vytvára alkalické prostredie (fenolftaleín sa sfarbí do karmínovej, metyloranžová do žlta, lakmus do modra).

1. Chemické vlastnosti alkálií:

1) interakcia s oxidmi kyselín:

2KOH+C02®K2C03+H20;

2) reakcia s kyselinami (neutralizačná reakcia):

2NaOH+ H2S04®Na2S04 + 2H20;

3) interakcia s rozpustnými soľami (iba ak sa pri pôsobení zásady na rozpustnú soľ vytvorí zrazenina alebo sa uvoľní plyn):

2NaOH+ CuS04®Cu(OH)2¯+Na2S04,

Ba(OH)2+Na2S04®BaS04¯+2NaOH, KOH(konc.)+NH4Cl(kryštalický)®NH3+KCl+H20.

2. Chemické vlastnosti nerozpustných zásad:

1) interakcia zásad s kyselinami:

Fe(OH)2+H2S04®FeS04+2H20;

2) rozklad pri zahrievaní. Pri zahrievaní sa nerozpustné zásady rozkladajú na zásaditý oxid a vodu:

Cu(OH)2®CuO+H20

Koniec práce -

Táto téma patrí do sekcie:

Atómové molekulárne štúdie v chémii. Atom. Molekula. Chemický prvok. Mol. Jednoduché komplexné látky. Príklady

Atómové molekulárne učenie v chémii atóm molekula chemický prvok mol jednoduché zložité látky príklady.. teoretickým základom modernej chémie je atómová molekula.. atómy sú najmenšie chemické častice, ktoré sú limitom chemikálie..

Ak potrebujete ďalší materiál k tejto téme, alebo ste nenašli to, čo ste hľadali, odporúčame použiť vyhľadávanie v našej databáze diel:

Čo urobíme s prijatým materiálom:

Ak bol tento materiál pre vás užitočný, môžete si ho uložiť na svoju stránku v sociálnych sieťach:

Všetky témy v tejto sekcii:

Získanie dôvodov
1. Príprava alkálií: 1) interakcia alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín alebo ich oxidov s vodou: Ca+2H2O®Ca(OH)2+H

Názvoslovie kyselín
Názvy kyselín sú odvodené od prvku, z ktorého kyselina vzniká. Zároveň názvy bezkyslíkatých kyselín majú zvyčajne koncovku -vodík: HCl - chlorovodíková, HBr - hydrobróm

Chemické vlastnosti kyselín
Všeobecné vlastnosti kyselín vo vodných roztokoch sú určené prítomnosťou iónov H+ vytvorených počas disociácie molekúl kyseliny, takže kyseliny sú donory protónov: HxAn«xH+

Získavanie kyselín
1) interakcia kyslých oxidov s vodou: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Chemické vlastnosti kyslých solí
1) kyslé soli obsahujú atómy vodíka, ktoré sa môžu zúčastniť neutralizačnej reakcie, takže môžu reagovať s alkáliami, premeniť sa na stredné alebo iné kyslé soli - s menším počtom

Získanie kyslých solí
Kyselú soľ možno získať: 1) reakciou neúplnej neutralizácie viacsýtnej kyseliny so zásadou: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HS04)2+2H

Zásadité soli
Zásadité (hydroxosoli) sú soli, ktoré vznikajú v dôsledku neúplného nahradenia hydroxidových iónov zásady kyslými aniónmi. Jednoduché kyslé zásady, napr. NaOH, KOH,

Chemické vlastnosti zásaditých solí
1) zásadité soli obsahujú hydroxoskupiny, ktoré sa môžu zúčastniť neutralizačnej reakcie, takže môžu reagovať s kyselinami, pričom sa menia na intermediárne soli alebo zásadité soli s menším množstvom

Príprava zásaditých solí
Hlavnú soľ možno získať: 1) reakciou neúplnej neutralizácie zásady s kyselinou: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Stredné soli
Stredné soli sú produkty úplného nahradenia H+ iónov kyseliny kovovými iónmi; možno ich považovať aj za produkty úplnej náhrady OH iónov bázického aniónu

Nomenklatúra stredných solí
V ruskom názvosloví (používanom v technologickej praxi) existuje nasledujúce poradie pomenovania solí média: slovo sa pridáva ku koreňu názvu kyseliny obsahujúcej kyslík.

Chemické vlastnosti stredných solí
1) Takmer všetky soli sú iónové zlúčeniny, preto sa v tavenine a vo vodnom roztoku disociujú na ióny (pri prechode prúdu cez roztoky alebo roztavené soli dochádza k procesu elektrolýzy).

Príprava stredných solí
Väčšina metód získavania solí je založená na interakcii látok opačného charakteru - kovov s nekovmi, kyslých oxidov so zásaditými, zásad s kyselinami (pozri tabuľku 2).

Atómová štruktúra
Atóm je elektricky neutrálna častica pozostávajúca z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov. Atómové číslo prvku v periodickej tabuľke prvkov sa rovná náboju jadra

Zloženie atómových jadier
Jadro pozostáva z protónov a neutrónov. Počet protónov sa rovná atómovému číslu prvku. Počet neutrónov v jadre sa rovná rozdielu medzi hmotnostným číslom izotopu a

Electron
Elektróny rotujú okolo jadra na určitých stacionárnych dráhach. Elektrón, ktorý sa pohybuje po svojej dráhe, nevyžaruje ani neabsorbuje elektromagnetickú energiu. Dochádza k emisii alebo absorpcii energie

Pravidlo pre plnenie elektronických úrovní a podúrovní prvkov
Počet elektrónov, ktoré môžu byť na jednej energetickej hladine, je určený vzorcom 2n2, kde n je číslo hladiny. Maximálne naplnenie prvých štyroch energetických úrovní: pre prvú

Ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita
Ionizačná energia atómu. Energia potrebná na odstránenie elektrónu z nevybudeného atómu sa nazýva prvá ionizačná energia (potenciál) I: E + I = E+ + e- Energia ionizácie

Kovalentná väzba
Vo väčšine prípadov, keď sa vytvorí väzba, sú elektróny viazaných atómov zdieľané. Tento typ chemickej väzby sa nazýva kovalentná väzba (v latinčine predpona „co-“.

Sigma a pi pripojenia
Sigma (σ)-, pi (π)-väzby - približný popis typov kovalentných väzieb v molekulách rôznych zlúčenín, σ-väzba sa vyznačuje tým, že hustota elektrónového oblaku je maximálna

Tvorba kovalentnej väzby mechanizmom donor-akceptor
Okrem homogénneho mechanizmu tvorby kovalentnej väzby načrtnutého v predchádzajúcej časti existuje aj heterogénny mechanizmus – interakcia opačne nabitých iónov – protón H+ a

Chemická väzba a molekulárna geometria. BI3, PI3
Obrázok 3.1 Adícia dipólových prvkov v molekulách NH3 a NF3

Polárna a nepolárna väzba
Kovalentná väzba vzniká v dôsledku zdieľania elektrónov (na vytvorenie spoločných elektrónových párov), ku ktorému dochádza pri prekrývaní elektrónových oblakov. V školstve

Iónová väzba
Iónová väzba je chemická väzba, ku ktorej dochádza prostredníctvom elektrostatickej interakcie opačne nabitých iónov. Teda proces vzdelávania a

Oxidačný stav
Valencia 1. Valencia je schopnosť atómov chemických prvkov vytvárať určitý počet chemických väzieb. 2. Hodnoty valencie sa pohybujú od I do VII (zriedkavo VIII). Valens

Vodíková väzba
Okrem rôznych heteropolárnych a homeopolárnych väzieb existuje ešte jeden špeciálny typ väzby, ktorý v posledných dvoch desaťročiach priťahuje čoraz väčšiu pozornosť chemikov. Ide o takzvaný vodík

Kryštálové mriežky
Kryštálová štruktúra sa teda vyznačuje správnym (pravidelným) usporiadaním častíc na presne definovaných miestach v kryštáli. Keď tieto body mentálne spojíte čiarami, získate medzery.

Riešenia
Ak sa do nádoby s vodou vložia kryštály kuchynskej soli, cukru alebo manganistanu draselného (manganistanu draselného), potom môžeme pozorovať, ako množstvo tuhej látky postupne klesá. Zároveň voda

Elektrolytická disociácia
Roztoky všetkých látok možno rozdeliť do dvoch skupín: elektrolyty vedú elektrický prúd, neelektrolyty elektrický prúd. Toto rozdelenie je podmienené, pretože všetko

Disociačný mechanizmus
Molekuly vody sú dipólové, t.j. jeden koniec molekuly je nabitý záporne, druhý kladne. Molekula má záporný pól približujúci sa k iónu sodíka a kladný pól približujúci sa k iónu chlóru; obklopujú io

Iónový produkt vody
Vodíkový index (pH) je hodnota charakterizujúca aktivitu alebo koncentráciu vodíkových iónov v roztokoch. Vodíkový indikátor je označený ako pH. Vodíkový index je číselný

Chemická reakcia
Chemická reakcia je premena jednej látky na inú. Takáto definícia však potrebuje jeden významný doplnok. V jadrovom reaktore alebo urýchľovači dochádza aj k premene niektorých látok

Metódy usporiadania koeficientov v OVR
Metóda elektronickej váhy 1). Napíšeme rovnicu chemickej reakcie KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Hľadanie atómov

Hydrolýza
Hydrolýza je proces výmennej interakcie medzi soľnými iónmi a vodou, ktorý vedie k tvorbe mierne disociovaných látok a je sprevádzaný zmenou reakcie (pH) média. Podstatou

Rýchlosť chemických reakcií
Rýchlosť reakcie je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov: V = ± ((C2 – C1) / (t2 - t

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií
1. Povaha reagujúcich látok. Dôležitú úlohu zohráva povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl činidla. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok s

Aktivačná energia
Zrážka chemických častíc vedie k chemickej interakcii iba vtedy, ak majú zrážané častice energiu presahujúcu určitú špecifickú hodnotu. Zvážme jeden druhého

Katalyzátor katalyzátora
Mnohé reakcie je možné urýchliť alebo spomaliť zavedením určitých látok. Pridané látky sa nezúčastňujú reakcie a počas jej priebehu sa nespotrebúvajú, ale majú významný vplyv na

Chemická rovnováha
Chemické reakcie, ktoré prebiehajú porovnateľnou rýchlosťou v oboch smeroch, sa nazývajú reverzibilné. Pri takýchto reakciách sa vytvárajú rovnovážne zmesi činidiel a produktov, ktorých zloženie

Le Chatelierov princíp
Le Chatelierov princíp hovorí, že na to, aby sa rovnováha posunula doprava, musíte najprv zvýšiť tlak. V skutočnosti, keď sa tlak zvyšuje, systém bude „odolať“ zvýšeniu kon

Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie Zvýšenie rýchlosti Zníženie rýchlosti Prítomnosť chemicky aktívnych činidiel

Hessov zákon
Pomocou tabuľkových hodnôt

Tepelný efekt
Pri reakcii dochádza k prerušeniu väzieb vo východiskových látkach a vzniku nových väzieb v produktoch reakcie. Keďže k vytvoreniu väzby dochádza pri uvoľnení a k jej rozbitiu dochádza pri absorpcii energie, potom x