Anorganické látky sú jednoduché a zložité. Jednoduché látky sa delia na kovy (K, Na, Li) a nekovy (O, Cl, P). Komplexné látky sa delia na oxidy, hydroxidy (zásady), soli a kyseliny.
oxidy
oxidy- zlúčeniny chemického prvku (kovového alebo nekovového) s kyslíkom (oxidačný stav -2), pričom kyslík je spojený s menej elektronegatívnym prvkom.
Prideliť:
1. Oxidy kyselín- prejavy oxidov kyslé vlastnosti. Tvorené nekovmi a kyslíkom. Príklady: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Amfotérne oxidy- oxidy, ktoré môžu vykazovať zásadité aj kyslé vlastnosti (táto vlastnosť sa nazýva amfotérne). Príklady: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Zásadité oxidy- oxidy kovov, pričom kovy vykazujú oxidačný stav +1 alebo +2. Príklady: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Nesolitvorné oxidy- prakticky nereagujú, nemajú zodpovedajúce kyseliny a hydroxidy. Príklady: CO, NO.
Chemické vlastnosti zásadité oxidy
1. Interakcia s vodou
Do reakcie vstupujú len oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktorých hydroxidy tvoria rozpustnú zásadu
zásaditý oxid + voda → alkálie
K2O + H2O -> 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Interakcia s kys
zásaditý oxid + kyselina → soľ + voda
MgO + H2SO4 -> MgS04 + H2O
Na2O + H2S (ex) -> 2NaHS + H2O
MgO(ex) + HCl -> Mg(OH)Cl
3. Interakcia s kyslými alebo amfotérnymi oxidmi
zásaditý oxid + kyslý/ amfotérny oxid→ soľ
V tomto prípade sa kov v zásaditom oxide stáva katiónom a kyslý/amfotérny oxid sa stáva aniónom (zvyškom kyseliny). Pri zahrievaní dochádza k reakciám medzi tuhými oxidmi. Vo vode nerozpustné zásadité oxidy neinteragujú s plynnými kyslými oxidmi.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Interakcia s amfotérnymi hydroxidmi
zásaditý oxid + amfotérny hydroxid→ soľ + voda
Na20 + 2Al(OH)3 (t) -> 2NaAl02 + 3H20
5. Teplotný rozklad oxidov ušľachtilých kovov a ortuti
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO (t) → 2Hg + O2
6. Interakcia s uhlíkom (C) alebo vodíkom (H2) pri vysokej teplote.
Pri redukcii oxidov alkálií, kovov alkalických zemín a hliníka týmto spôsobom sa neuvoľňuje samotný kov, ale jeho karbid.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) -> CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) -> CaH2 + H20
7. Aktívne kovy redukujú menej aktívne oxidy pri vysokej teplote
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Kyslík oxiduje nižšie oxidy na vyššie.
Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sa premieňajú na peroxidy
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) -> 2Na202
Chemické vlastnosti oxidov kyselín
1. Interakcia s vodou
kysličník + voda → kys
SO3+ H2O → H2SO4
Si02 + H2O ≠
Niektoré oxidy nemajú zodpovedajúce kyseliny, v takom prípade dochádza k disproporcionačnej reakcii
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H20 (t) -> 5HClO3 + HCl
V závislosti od počtu molekúl vody naviazaných na P2O5 vznikajú tri rôzne kyseliny – metafosforečná HPO3, pyrofosforečná H4P2O7 alebo ortofosforečná H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HP03
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P205 + 3H20 -> 2H3P04
Oxid chrómu zodpovedá dvom kyselinám - chrómovej H2CrO4 a dichrómovej H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Interakcia so zásadami
kyslý oxid + zásada → soľ + voda
Nerozpustné kyslé oxidy reagujú iba počas fúzie, zatiaľ čo rozpustné oxidy reagujú za normálnych podmienok.
Si02 + 2NaOH (t) -> Na2Si03 + H2O
Pri prebytku oxidu vzniká kyslá soľ.
CO2(ex) + NaOH -> NaHC03
P2O5(ex) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P205(ex) + Ca(OH)2 + H2O -> Ca(H2PO4)2
Pri prebytku zásady vzniká zásaditá soľ.
CO2 + 2Mg(OH)2(g) -> (MgOH)2C03 + H20
Oxidy, ktoré nemajú zodpovedajúce kyseliny, vstupujú do disproporcionačnej reakcie a tvoria dve soli.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 reaguje s niektorými amfotérnymi hydroxidmi (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 za vzniku zásaditej soli a vody.
CO2 + 2Be(OH)2 -> (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 -> (CuOH)2C03↓ + H20
3. Interakcia so zásaditým alebo amfotérnym oxidom
kyslý oxid + zásaditý/amfotérny oxid → soľ
Počas fúzie dochádza k reakciám medzi tuhými oxidmi. Amfotérne a vo vode nerozpustné zásadité oxidy interagujú iba s pevnými a kvapalnými kyslými oxidmi.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) -> Al2(SO4)3
4. Interakcia so soľou
kyslé nie prchavý oxid+ soľ (t) → soľ + kyslý prchavý oxid
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Oxidy kyselín nereagujú s kyselinami, ale P2O5 reaguje s kyselinami obsahujúcimi bezvodý kyslík.
Takto vzniká HPO3 a anhydrid príslušnej kyseliny
P2O5 + 2HClO4 (bezvodý) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (bezvodý) → N2O5 + 2HPO3
6. Vstup do redoxných reakcií.
1. Zotavenie
Pri vysokých teplotách môžu niektoré nekovy redukovať oxidy.
CO2 + C (t) -> 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) -> H2 + CO
Horčík sa často používa na redukciu nekovov z ich oxidov.
CO2 + 2Mg -> C + 2MgO
Si02 + 2Mg (t) -> Si + 2MgO
N2O + Mg (t) -> N2 + MgO
2. Nižšie oxidy sa premieňajú na vyššie pri interakcii s ozónom (alebo kyslíkom) pri vysokej teplote v prítomnosti katalyzátora
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. Oxidy vstupujú aj do iných redoxných reakcií
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
N203 + 3Cu (t) -> N2 + 3CuO
2N02 + 4Cu (t) → N2 + 4CuO
N205 + 5Cu (t) -> N2 + 5CuO
Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov
1. Neinteragujte s vodou
amfotérny oxid + voda ≠
2. Interakcia s kyselinami
amfotérny oxid + kyselina → soľ + voda
Al203 + 3H2SO4 -> Al2(S04)3 + 3H20
S nadbytkom viacsýtnej kyseliny vzniká kyslá soľ
Al2O3 + 6H3PO4(ex) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
Pri nadbytku oxidu vzniká zásaditá soľ
ZnO(ex) + HCl -> Zn(OH)Cl
Dvojité oxidy tvoria dve soli
Fe304 + 8HCl -> FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20
3. Interakcia s oxidom kys
amfotérny oxid + kyslý oxid → soľ
Al2O3 + 3SO3 -> Al2(SO4)3
4. Interakcia s alkáliami
amfotérny oxid + alkálie → soľ + voda
Pri tavení sa vytvorí priemerná soľ a voda a v roztoku - komplexná soľ
ZnO + 2NaOH(tv) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Interakcia so zásaditým oxidom
amfotérny oxid + zásaditý oxid (t) → soľ
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Interakcia so soľami
amfotérny oxid + soľ (t) → soľ + prchavý kyslý oxid
Amfotérne oxidy vytláčajú prchavé kyslé oxidy zo svojich solí počas fúzie
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2C03 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Chemické vlastnosti zásad
Zásady sú látky, ktoré obsahujú katión kovu a hydroxidový anión. Zásady sú rozpustné (alkálie - NaOH, KOH, Ba(OH)2) a nerozpustné (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Rozpustná báza + indikátor → zmena farby
Keď sa indikátor pridá do základného roztoku, jeho farba sa zmení:
Bezfarebný fenolftaleín - malina
Fialový lakmus - modrý
Metyloranžovo-žltá
2. Interakcia s kyselinou (neutralizačná reakcia)
zásada + kyselina → soľ + voda
Podľa reakcie možno získať stredné, kyslé alebo zásadité soli. Pri nadbytku viacsýtnej kyseliny vzniká kyslá soľ, pri nadbytku viacsýtnej zásady zásaditá soľ.
Mg(OH)2 + H2SO4 -> MGSO4 + 2H20
MG(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HS04)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Interakcia s oxidmi kyselín
zásada + kyslý oxid → soľ + voda
6NH4OH + P205 -> 2(NH4)3P04 + 3H20
4. Interakcia alkálie s amfotérnym hydroxidom
alkálie + amfotérny hydroxid → soľ + voda
Pri tejto reakcii má amfotérny hydroxid kyslé vlastnosti. Počas reakcie v tavenine sa získa priemerná soľ a voda a v roztoku komplexná soľ. Hydroxidy železa (III) a chrómu (III) sa rozpúšťajú iba v koncentrovaných alkalických roztokoch.
2KOH(tv) + Zn(OH)2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 -> K
3NaOH(konc) + Fe(OH)3 -> Na3
5. Interakcia s amfotérnym oxidom
alkálie + amfotérny oxid → soľ + voda
2NaOH(s) + Al203 (t) -> 2NaAl02 + H2O
6NaOH + Al203 + 3H2O → 2Na3
6. Interakcia so soľou
Medzi bázou a soľou prebieha iónomeničová reakcia. Vzniká len pri vzniku zrazeniny alebo pri uvoľňovaní plynu (pri tvorbe NH4OH).
A. Reakcia medzi rozpustnou zásadou a rozpustnou soľou kyseliny
rozpustná zásada + rozpustná soľ kyseliny → stredná soľ + voda
Ak sú soľ a zásada tvorené rôznymi katiónmi, vytvoria sa dve stredné soli. V prípade kyslých amónnych solí vedie prebytok alkálií k tvorbe hydroxidu amónneho.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH (ex) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Reakcia rozpustnej zásady s rozpustným medziproduktom alebo zásaditou soľou.
Možné sú viaceré scenáre
rozpustná zásada + rozpustný medziprodukt/zásaditá soľ → nerozpustná soľ↓ + zásada
→ soľ + nerozpustná zásada↓
→ soľ + slabý elektrolyt NH4OH
→ žiadna reakcia
K reakciám medzi rozpustnými zásadami a priemernou soľou dochádza iba vtedy, ak je výsledkom nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada alebo slabý elektrolyt NH4OH
NaOH + KCl ≠ žiadna reakcia
Ak je pôvodná soľ tvorená polykyselinovou zásadou, pri nedostatku alkálií vzniká zásaditá soľ
Pôsobením alkálií na soli striebra a ortuti (II) sa neuvoľňujú ich hydroxidy, ktoré sa rozpúšťajú pri 25 ° C, ale nerozpustné oxidy Ag2O a HgO.
7. Rozklad pri teplote
zásaditý hydroxid (t) → oxid + voda
Ca(OH)2 (t) -> CaO + H2O
NaOH(t)≠
Niektoré zásady (AgOH, Hg(OH)2 a NH4OH) sa rozkladajú už pri izbovej teplote
LiOH (t) -> Li20 + H20
NH4OH (25C) -> NH3 + H20
8. Interakcia alkalického a prechodného kovu
alkálie + prechodný kov → soľ + H2
2Al + 2KOH + 6H20 -> 2K +3H2
Zn + 2NaOH(tv) (t) → Na2Zn02 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Interakcia s nekovmi
Alkálie interagujú s niektorými nekovmi - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. V tomto prípade často vznikajú dve soli v dôsledku disproporcie.
Si + 2KOH + H2O → K2Si03 + 2H2
3S + 6KOH (t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 + 2 KOH (konc) → KCl + KClO + H2O (pre Br, I)
3Cl2 + 6KOH (konc) (t) → 5KCl + KCl03 + 3H2O (pre Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 -> CaOCl2 + H20
4F2 + 6NaOH (rozklad) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H20 -> 3NaH2P02 + PH3
Hydroxidy s redukčnými vlastnosťami sú schopné oxidovať kyslíkom
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Chemické vlastnosti kyselín
1. Zmena farby indikátora
rozpustná kyselina + indikátor → zmena farby
Fialový lakmus a metyl pomaranč sčervenajú, fenolftaleín sa stáva transparentným
2. Interakcia so zásadami (neutralizačná reakcia)
kyselina + zásada → soľ + voda
H2SO4 + Mg(OH)2 -> MgS04 + 2H20
3. Interakcia so zásaditým oxidom
kyselina + zásaditý oxid → soľ + voda
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Interakcia s amfotérnymi hydroxidmi za vzniku stredných, kyslých alebo zásaditých solí
kyselina + amfotérny hydroxid → soľ + voda
2HCl + Be(OH)2 -> BeCl2 + 2H20
H3PO4() + Zn(OH)2 -> ZNHPO4 + 2H20
HCl + Al(OH)3() -> Al(OH)2Cl + H2O
5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi
kyselina + amfotérny oxid → soľ + voda
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Interakcia so soľami
Všeobecná reakčná schéma: kyselina + soľ → soľ + kyselina
Dochádza k iónomeničovej reakcii, ktorá sa dokončí iba v prípade tvorby plynu alebo zrážania.
Napríklad: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2Si03 -> 2KBr + H2Si03↓
A. Reakcia so soľou prchavejšej alebo slabšej kyseliny za vzniku plynu
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Interakcia silná kyselina a soli silnej alebo strednej kyseliny za vzniku nerozpustnej soli
silná kyselina + silná/stredne kyslá soľ → nerozpustná soľ + kys
Neprchavá kyselina ortofosforečná vytláča silné, ale prchavé kyseliny chlorovodíkové a dusičné z ich solí za predpokladu, že sa vytvorí nerozpustná soľ
B. Interakcia kyseliny so zásaditou soľou tej istej kyseliny
kyselina1 + zásaditá soľ kyseliny1 → stredná soľ + voda
HCl + Mg(OH)Cl -> MgCl2 + H20
D. Interakcia viacsýtnej kyseliny s priemernou alebo kyslou soľou tej istej kyseliny za vzniku kyslej soli tej istej kyseliny obsahujúcej viac atómy vodíka
viacsýtna kyselina1 + stredná/kyslá soľ kyseliny1 → kyslá soľ kyseliny1
H3P04 + Ca3(P04)2 -> 3CaHP04
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Interakcia kyseliny sulfidovej so soľami Ag, Cu, Pb, Cd, Hg za vzniku nerozpustného sulfidu
kyselina H2S + soľ Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kys.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Reakcia kyseliny s priemernou alebo komplexnou soľou s amfotérnym kovom v anióne
a) pri nedostatku kyseliny vzniká priemerná soľ a amfotérny hydroxid
kyselina + priemerná/komplexná soľ v amfotérnom kove v anióne → priemerná soľ + amfotérny hydroxid
b) pri nadbytku kyseliny vznikajú dve stredné soli a voda
kyselina + priemerná/komplexná soľ s amfotérnym kovom v anióne → priemerná soľ + priemerná soľ + voda
G. V niektorých prípadoch kyseliny so soľami vstupujú do redoxných reakcií alebo komplexných reakcií:
H2SO4(conc) a I‾/Br‾ (produkty H2S a I2/SO2 a Br2)
H2SO4 (konc) a Fe2 + (SO2 a Fe3 + produkty)
HNO3 dil/conc a Fe2 + (NO/NO2 a Fe3 + produkty)
HNO3 dil/conc a SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 a SO4²‾/S alebo SO4²‾)
HClconc a KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty Cl2 a Mn2 + /Cr2 + /Cl‾)
3. Interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s pevnou soľou
Neprchavé kyseliny môžu vytesniť prchavé látky zo svojich pevných solí.
7. Interakcia kyseliny s kovom
A. Interakcia kyseliny s kovmi stojacimi v rade pred alebo za vodíkom
kyselina + kov na H2 → kov sel v minimálnom oxidačnom stave + H2
Fe + H2SO4(ried) → FeSO4 + H2
kyselina + kov po H2 ≠ žiadna reakcia
Cu + H2SO4(ried) ≠
B. Interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi
H2SO4(konc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ žiadna reakcia
H2SO4(conc) + alkalický kov/kov alkalických zemín a Mg/Zn → H2S/S/SO2 (v závislosti od podmienok) + síran kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
Zn + 2H2SO4(konc) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(konc) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(konc) (t3>t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(konc) + iné kovy → SO2 + síran kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
Cu + 2H2SO4(konc) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(konc) (t) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
B. Interakcia koncentrovaných kyselina dusičná s kovmi
HNO3(konc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ žiadna reakcia
HNO3(konc) + Pt ≠
HNO3(conc) + alkalický kov/kov alkalických zemín → N2O + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
4Ba + 10HNO3(konc) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(conc) + ostatné kovy pri teplote → NO2 + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
Ag + 2HNO3(konc) → AgNO3 + NO2 + H2O
S Fe, Co, Ni, Cr a Al interaguje len pri zahrievaní, keďže za normálnych podmienok sú tieto kovy pasivované kyselinou dusičnou – stávajú sa chemicky odolnými
D. Reakcia zriedenej kyseliny dusičnej s kovmi
HNO3(diff) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ žiadna reakcia
Veľmi pasívne kovy (Au, Pt) je možné rozpustiť pomocou aqua regia - zmes jedného objemu koncentrovanej kyseliny dusičnej s tromi objemami koncentrovaných kyseliny chlorovodíkovej. Oxidačným činidlom v ňom je atómový chlór, ktorý sa odštiepuje z nitrozylchloridu, ktorý vzniká reakciou: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + alkalický kov/kov alkalických zemín → NH3(NH4NO3) + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
NH3 sa premieňa na NH4NO3 v nadbytku kyseliny dusičnej
4Ca + 10HNO3(rozdiel) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(diff) + kov v napäťovej sérii do H2 → NO/N2O/N2/NH3 (v závislosti od podmienok) + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
So zvyškom kovov stojacich v sérii napätí až po vodík a nekovy tvorí HNO3 (rozriedená) soľ, vodu a hlavne NO, ale v závislosti od podmienok aj N2O, aj N2 a NH3 / NH4NO3 (čím je kyselina zriedenejšia, tým nižší je stupeň oxidácie dusíka vo vyvíjanom plynnom produkte)
3Zn + 8HNO3(razb) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(rozdiel) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(rozdiel) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3(veľmi zriedený) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(razb) + kov po H2 → NO + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O
S nízkoaktívnymi kovmi stojacimi po H2 tvorí HNO3razb soľ, vodu a NO
3Cu + 8HNO3(rozdiel) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Rozklad kyselín pri teplote
kyselina (t) → oxid + voda
H2CO3 (t) → CO2 + H2O
H2SO3 (t) → SO2 + H2O
H2SiO3 (t) -> Si02 + H2O
2H3P04 (t) -> H4P207 + H20
H4P207 (t) -> 2HP03 + H2O
4HN03 (t) -> 4N02 + 02 + 2H20
3HNO2 (t) -> HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t) → N02 + NO + H2O
3HCl (t) -> 2HCl + HClO3
4H3P03 (t) -> 3H3P04 + PH3
9. Interakcia kyseliny s nekovmi (redoxná reakcia). V tomto prípade sa nekov oxiduje na zodpovedajúcu kyselinu a kyselina sa redukuje na plynný oxid: H2SO4 (conc) - na SO2; HN03(konc)- na N02; HNO3(razb) - až NO.
S + 2HN03 (rozklad) -> H2SO4 + 2NO
S + 6HN03(konc) -> H2SO4 + 6N02 + 2H20
S + 2H2S04 (konc) -> 3S02 + CO2 + 2H20
C + 2H2S04 (konc) -> 2S02 + C02 + 2H20
C + 4HN03 (konc) -> 4N02 + CO2 + 2H20
P + 5HNO3(rozdiel) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HN03(konc) ->HP03 + 5N02 + 2H20
H2S + Г2 → 2НГ + S↓ (okrem F2)
H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (okrem F2)
2H2S (aq) + 02 -> 2H20 + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (spaľovanie)
2H2S + 02 (nedostatok) -> 2H20 + 2S↓
Aktívnejšie halogény vytláčajú menej aktívne NG z kyselín (výnimka: F2 reaguje s vodou, nie s kyselinou)
2HBr + Cl2 -> 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 -> 2HCl + I2↓
2HI + Br2 -> 2HBr + I2↓
10. Redoxné reakcie medzi kyselinami
H2SO4(konc) 2HBr -> Br2↓ + S02 + 2H20
H2SO4(konc) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(konc) + HCl ≠
H2SO4(konc) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2S04 (konc) + H2S -> 4S02 + 4H20
H2SO3 + 2H2S -> 3S↓ + 3H2O
2HNO3(konc) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HN03(konc) + S02 -> H2SO4 + 2N02
6HN03(konc) + HI -> HIO3 + 6N02 + 3H20
2HNO3(konc) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov
1. Interakcia so zásaditým oxidom
amfotérny hydroxid + zásaditý oxid → soľ + voda
2Al(OH)3 + Na20 (t) -> 2NaAl02 + 3H20
2. Interakcia s amfotérnym alebo kyslým oxidom
amfotérny hydroxid + amfotérny/kyslý oxid ≠ žiadna reakcia
Niektoré amfotérne oxidy (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) reagujú s kyslým oxidom CO2 za vzniku zrážania zásaditých solí a vody
2Be(OH)2 + CO2 -> (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Interakcia s alkáliami
amfotérny hydroxid + alkálie → soľ + voda
Zn(OH)2 + 2KOH(pevná látka) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH -» K2
4. Neinteragujte s nerozpustnými zásadami alebo amfotérnymi hydroxidmi
amfotérny hydroxid + nerozpustná zásada/amfotérny hydroxid ≠ žiadna reakcia
5. Interakcia s kyselinami
amfotérny hydroxid + kyselina → soľ + voda
Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H20
6. Nereagujte so soľami
amfotérny hydroxid + soľ ≠ žiadna reakcia
7. Nereagujte s kovmi / nekovmi (jednoduché látky)
amfotérny hydroxid + kov/nekov ≠ žiadna reakcia
8. Tepelný rozklad
amfotérny hydroxid (t) → amfotérny oxid + voda
2Al(OH)3 (t) -> Al203 + 3H20
Zn(OH)2 (t) -> ZnO + H20
Všeobecné informácie o soliach
Predstavte si, že máme kyselinu a zásadu, medzi nimi uskutočníme neutralizačnú reakciu a získame kyselinu a soľ.
NaOH + HCl → NaCl (chlorid sodný) + H2O
Ukazuje sa, že soľ pozostáva z kovového katiónu a aniónu zvyšku kyseliny.
Soli sú:
1. Kyslé (s jedným alebo dvoma vodíkovými katiónmi (to znamená, že majú kyslé (alebo mierne kyslé) prostredie) - KHCO3, NaHSO3).
2. Médium (mám katión kovu a anión zvyšku kyseliny, médium treba určiť pomocou pH metra - BaSO4, AgNO3).
3. Zásadité (majú hydroxidový ión, to znamená alkalické (alebo slabo alkalické) prostredie - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).
Existujú aj podvojné soli, ktoré pri disociácii tvoria katióny dvoch kovov (K).
Soli, až na niekoľko výnimiek, sú kryštalické pevné látky s vysokými teplotami topenia. Väčšina solí je biela (KNO3, NaCl, BaSO4 atď.). Niektoré soli sú zafarbené (K2Cr2O7 - oranžová farba, K2CrO4 - žltá, NiSO4 - zelená, CoCl3 - ružová, CuS - čierna). Podľa rozpustnosti ich možno rozdeliť na rozpustné, málo rozpustné a prakticky nerozpustné. Kyslé soli sú spravidla lepšie rozpustné vo vode ako zodpovedajúce stredné soli a zásadité soli sú horšie.
Chemické vlastnosti solí
1. Soľ + voda
Pri rozpustení mnohých solí vo vode dochádza k ich čiastočnému resp úplný rozklad- hydrolýza. Niektoré soli tvoria kryštalické hydráty. Po rozpustení vo vode tvoria stredné soli obsahujúce amfotérny kov v anióne komplexné soli.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2Zn02 + 2H20 = Na2
2. Soľ + zásaditý oxid ≠ žiadna reakcia
3. Soľ + amfotérny oxid → (t) kyslý prchavý oxid + soľ
Amfotérne oxidy vytláčajú prchavé kyslé oxidy zo svojich solí počas fúzie.
Al2O3 + K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Soľ + kyslý neprchavý oxid → kyslý prchavý oxid + soľ
Neprchavé kyslé oxidy vytláčajú prchavé kyslé oxidy z ich solí počas fúzie.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2C03 -> (t) 2Na3P04 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Soľ + zásada → zásada + soľ
Reakcie medzi soľami a zásadami sú iónomeničové reakcie. Preto za normálnych podmienok postupujú len v roztokoch (soľ aj zásada musia byť rozpustné) a len za podmienky, že sa v dôsledku výmeny vytvorí zrazenina alebo slabý elektrolyt (H2O / NH4OH); pri týchto reakciách nevznikajú plynné produkty.
A. Rozpustná zásada + rozpustná soľ kyseliny → stredná soľ + voda
Ak sú soľ a zásada tvorené rôznymi katiónmi, potom sa vytvoria dve stredné soli; v prípade kyslých amónnych solí vedie prebytok alkálií k tvorbe hydroxidu amónneho.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) -> 2BaC03 + 2H20
2KOH + 2NaHC03 -> Na2C03 + K2CO3 + 2H20
2NaOH + 2NH4HS -> Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(ex) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Rozpustná zásada + rozpustné médium/zásaditá soľ → nerozpustná soľ↓ + zásada
Rozpustná zásada + rozpustné médium/zásaditá soľ → soľ + nerozpustná zásada↓
Rozpustná zásada + rozpustné médium/zásaditá soľ → soľ + slabý elektrolyt NH4OH
Rozpustná zásada + rozpustné médium/bázická soľ → žiadna reakcia
Reakcia medzi rozpustnými zásadami a strednou/bázickou soľou nastáva iba vtedy, ak výmenou iónov vzniká nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada alebo slabý elektrolyt NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 -> BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 -> 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl -> BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Ak je pôvodná soľ tvorená polykyselinovou zásadou, pri nedostatku alkálií vzniká zásaditá soľ.
NaOH (deficitný) + AlCl3 -> Al(OH)Cl2 + NaCl
Pôsobením alkálií na soli striebra a ortuti (II) sa neuvoľňujú AgOH a Hg (OH) 2, ktoré sa pri izbovej teplote rozkladajú, ale nerozpustné oxidy Ag2O a HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Soľ + amfotérny hydroxid → žiadna reakcia
7. Soľ + kyselina → kyselina + soľ
Väčšinou. reakcie kyselín so soľami sú iónomeničové reakcie, preto prebiehajú v roztokoch a len vtedy, ak vznikne soľ nerozpustná v kyseline alebo slabšia a prchavá kyselina.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2Si03 -> 2KBr +H2Si03↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Kyselina1 + soľ prchavejšej/slabej kyseliny2 → soľ kyseliny1 + prchavejšia/ slabá kyselina 2
Kyseliny interagujú s roztokmi solí slabších alebo prchavých kyselín. Bez ohľadu na zloženie soli (stredná, kyslá, zásaditá) sa spravidla tvorí stredná soľ a slabšia prchavá kyselina.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Silná kyselina + silná/stredne kyslá soľ → nerozpustná soľ↓ + kyselina
Silné kyseliny reagujú s roztokmi solí iných silných kyselín, ak sa vytvorí nerozpustná soľ. Neprchavá H3PO4 (stredne silná kyselina) vytesňuje z ich solí silnú, ale prchavú kyselinu chlorovodíkovú a kyselinu dusičnú HNO3 za predpokladu, že sa vytvorí nerozpustná soľ.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Kyselina1 + zásaditá soľ kyseliny1 → stredná soľ + voda
Keď kyselina reaguje so zásaditou soľou rovnakej kyseliny, vytvorí sa stredná soľ a voda.
HCl + Mg(OH)Cl -> MgCl2 + H20
D. Polybázická kyselina1 + stredná/kyslá soľ kyseliny1 → kyslá soľ kyseliny1
Keď viacsýtna kyselina pôsobí na priemernú soľ tej istej kyseliny, vzniká kyslá soľ a keď pôsobí kyslá soľ, vytvára sa kyslá soľ obsahujúca väčší počet vodíkových atómov.
H3PO4 + Ca3(P04) -> 3CaHP04
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Kyselina H2S + soľ Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + kys.
Slabý a uletený kyselina sulfidová H2S vytláča z roztokov solí Ag, Cu, Pb, Cd a Hg aj silné kyseliny, pričom s nimi vytvára sulfidové zrazeniny, ktoré sú nerozpustné nielen vo vode, ale aj vo výslednej kyseline.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Kyselina + stredná/komplexná soľ s amfotérnym Me v anióne → stredná soľ + amfotérny hydroxid↓
→ stredná soľ + stredná soľ + H2O
Keď kyselina pôsobí na priemernú alebo komplexnú soľ s amfotérnym kovom v anióne, soľ sa rozloží a vytvorí:
a) pri nedostatku kyseliny - stredná soľ a amfotérny hydroxid
b) v prípade prebytku kyseliny - dve stredné soli a voda
2HCl (týždeň) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl (týždeň) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(ex) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl (ex) + Na2 -> 2NaCl + ZnCl2 + 4H20
Treba mať na pamäti, že v niektorých prípadoch dochádza k OVR alebo komplexným formovacím reakciám medzi kyselinami a soľami. Takže OVR zadajte:
H2SO4 konc. a I‾/Br‾ (produkty H2S a I2/SO2 a Br2)
H2SO4 konc. a Fe2+ (produkty SO2 a Fe³ + )
HNO3 zriedená/konc. a Fe² + (produkty NO/NO2 a Fe 3 + )
HNO3 zriedená/konc. a SO3²‾/S²‾ (produkty NO/NO2 a síran/síra alebo síran)
HCl konc. a KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (produkty chlór (plyn) a Mn²+ /Cr3 + /Cl‾.
G. Reakcia prebieha bez rozpúšťadla
Kyselina sírová konc. + soľ (tv.) → soľ kyslá/stredná + kyslá
Neprchavé kyseliny môžu vytesniť prchavé látky zo svojich suchých solí. Najčastejšie sa využíva interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej so suchými soľami silných a slabých kyselín, v tomto prípade vzniká kyselina a kyslá alebo stredná soľ.
H2SO4 (konc) + NaCl (tuhá látka) → NaHS04 + HCl
H2SO4(konc) + 2NaCl (tuhá látka) -> Na2S04 + 2HCl
H2SO4(konc) + KNO3(s) → KHS04 + HNO3
H2SO4(konc) + CaCO3(s) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Rozpustná soľ + rozpustná soľ → nerozpustná soľ↓ + soľ
Reakcie medzi soľami sú výmenné reakcie. Preto za normálnych podmienok postupujú iba vtedy, ak:
a) obe soli sú rozpustné vo vode a berú sa ako roztoky
b) v dôsledku reakcie sa vytvorí zrazenina alebo slabý elektrolyt (ten je veľmi zriedkavý).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Ak je jedna z počiatočných solí nerozpustná, reakcia prebieha až vtedy, keď sa v dôsledku toho vytvorí ešte nerozpustnejšia soľ. Kritériom „nerozpustnosti“ je hodnota PR (súčin rozpustnosti), keďže však jeho štúdium presahuje rámec školského kurzu, prípady, keď je jedna zo solí činidla nerozpustná, sa ďalej neuvažujú.
Ak pri výmennej reakcii vznikne soľ, ktorá sa v dôsledku hydrolýzy úplne rozloží (v tabuľke rozpustnosti sú namiesto takýchto solí pomlčky), potom sa produkty hydrolýzy tejto soli stávajú produktmi reakcie.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN -> K3 + 3KCI
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S203 -> Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHS04 -> (t) Na2S04 + HCl
Stredné soli niekedy interagujú navzájom a vytvárajú komplexné soli. OVR je možný medzi soľami. Niektoré soli interagujú pri fúzii.
9. Soľ menej aktívneho kovu + aktívnejší kov → menej aktívny kov↓ + soľ
Aktívnejší kov vytlačí menej aktívny kov (v napäťovej sérii vpravo) z jeho soľného roztoku, pričom sa vytvorí nová soľ a menej aktívny kov sa uvoľní vo voľnej forme (usadí sa na platni aktívneho kovu) . Výnimkou sú alkalické a kovy alkalických zemín reagovať s vodou v roztoku.
Soli s oxidačnými vlastnosťami vstupujú do roztoku s kovmi a inými redoxnými reakciami.
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
Kovy sa môžu navzájom vytesňovať aj z roztavených solí (reakcia prebieha bez prístupu vzduchu). Pritom treba mať na pamäti, že:
a) pri roztavení sa mnohé soli rozložia
b) napäťový rad kovov určuje relatívnu aktivitu kovov iba vo vodných roztokoch (napríklad Al vo vodných roztokoch je menej aktívny ako kovy alkalických zemín a v taveninách je aktívnejší)
K + AlCl3(tavenina) ->(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2 (tavenina) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(tavenina) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Soľ + nekov
Reakcií solí s nekovmi je málo. Toto sú redoxné reakcie.
5KCl03 + 6P ->(t) 5KCl + 3P205
2KCl03 + 3S ->(t) 2KCl + 2S02
2KCl03 + 3C ->(t) 2KCl + 3C02
Aktívnejšie halogény vytláčajú menej aktívne halogény z roztokov solí halogenovodíkových kyselín. Výnimkou je molekulárny fluór, ktorý v roztokoch nereaguje so soľou, ale s vodou.
2FeCl2 + Cl2 ->(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2S03 + S ->(t) Na2S203
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (rovnaká reakcia je typická pre jód)
2KI + Br2 -> 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 -> 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 -> 2NaCl + I2↓
11. Rozklad solí.
Soľ →(t) produkty tepelný rozklad
1. Soli kyseliny dusičnej
Produkty tepelného rozkladu dusičnanov závisia od polohy kovového katiónu v sérii kovových napätí.
MeNO3 → (t) (pre mňa, vľavo od Mg (okrem Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (pre Me z Mg na Cu a tiež Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (pre Me je Cu vpravo) Me + NO2 + O2
(Tepelným rozkladom dusičnanu železnatého (II)/chrómu (II) vzniká oxid železitý/oxid chrómový.
2. Amónne soli
Všetky amónne soli sa kalcináciou rozkladajú. Najčastejšie sa uvoľňuje amoniak NH3 a kyselina alebo jej produkty rozkladu.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3P04 ->(t)3NH3 + H3P04
(NH4)2HP04 ->(t) 2NH3 + H3P04
NH4H2PO4 ->(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 ->(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HC03 ->(t) NH3 + CO2 + H2O
Niekedy sa amónne soli obsahujúce anióny - oxidačné činidlá rozkladajú pri zahrievaní s uvoľňovaním N2, NO alebo N2O.
(NH4)Cr207 ->(t) N2 + Cr203 + 4H20
NH4NO3 ->(t) N20 + 2H20
2NH4NO3 ->(t) N2 + 2NO + 4H20
NH4N02 ->(t) N2 + 2H20
2NH4Mn04 ->(t)N2 + 2Mn02 + 4H20
3. Soli kyseliny uhličitej
Takmer všetky uhličitany sa rozkladajú na oxid kovu a CO2. Uhličitany alkalických kovov, okrem lítia, sa pri zahrievaní nerozkladajú. Uhličitany striebra a ortuti sa rozkladajú na voľný kov.
MeC03 ->(t) MeO + C02
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Všetky hydrogénuhličitany sa rozkladajú na zodpovedajúci uhličitan.
MeHCO3 ->(t) MeC03 + C02 + H20
4. Soli kyseliny sírovej
Siričitany disproporcionálne pri zahrievaní vytvárajú sulfid a síran. Sulfid (NH4)2S vznikajúci pri rozklade (NH4)2SO3 sa okamžite rozkladá na NH3 a H2S.
MeS03 ->(t) MeS + MeS04
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Hydrosulfity sa rozkladajú na siričitany, SO2 a H2O.
MeHS03 ->(t) MeS03 + S02 + H20
5. Soli kyseliny sírovej
Mnohé sírany sa pri t > 700-800 C rozkladajú na oxid kovu a SO3, ktorý sa pri tejto teplote rozkladá na SO2 a O2. Sírany alkalických kovov sú tepelne odolné. Sírany striebra a ortuti sa rozkladajú na voľný kov. Hydrosírany sa najskôr rozkladajú na disírany a potom na sírany.
2CaSO4 ->(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 ->(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHS04 ->(t) MeS207 + H20
MeS207 ->(t) MeS04 + S03
6. Komplexné soli
Hydroxokomplexy amfotérne kovy rozkladajú sa hlavne na strednú soľ a vodu.
K ->(t) KAl02 + 2H20
Na2 ->(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Zásadité soli
Mnohé zásadité soli sa pri zahrievaní rozkladajú. Zásadité soli anoxických kyselín sa rozkladajú na vodu a oxosoli
Al(OH)2Br ->(t) AlOBr + H20
2AlOHCl2 ->(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl ->(t) Mg2OCl2 + H20
Zásadité soli kyselín obsahujúcich kyslík sa rozkladajú na oxid kovu a produkty tepelného rozkladu zodpovedajúcej kyseliny.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + N02 + 3O2 + H2O
(CuOH)2C03 ->(t) 2CuO + H20 + CO2
8. Príklady tepelného rozkladu iných solí
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 ->(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KCl04 ->(t) KCl + O2
4KCl03 ->(t) KCl + 3KCl04
2KCl03 ->(t) 2KCl +302
2NaHS ->(t) Na2S + H2S
2CaHP04 ->(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2P04)2 ->(t) Ca(P03)2 + 2H20
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Väčšina prezentovaného materiálu je prevzatá z príručky Deryabina N.E. "Chémia. Hlavné triedy." anorganické látky IPO „Pri Nikitskej bráne“ Moskva 2011.
Chemická príprava pre ZNO a DPA
Komplexné vydanie
ČASŤ A
VŠEOBECNÁ CHÉMIA
CHÉMIA PRVKOV
HALOGÉNY
Jednoduché látky
Chemické vlastnosti fluóru
Fluór je najsilnejšie oxidačné činidlo v prírode. Priamo nereaguje len s héliom, neónom a argónom.
Počas reakcie s kovmi vznikajú fluoridy, zlúčeniny iónového typu:
Fluór prudko reaguje s mnohými nekovmi, dokonca aj s niektorými inertnými plynmi:
Chemické vlastnosti chlóru. Interakcia s komplexné látky
Chlór je silnejšie oxidačné činidlo ako bróm alebo jód, takže chlór vytláča ťažké halogény z ich solí:
Chlór, ktorý sa rozpúšťa vo vode, s ním čiastočne reaguje, čím vznikajú dve kyseliny: chlorid a chlórnan. V tomto prípade jeden atóm chlóru zvyšuje stupeň oxidácie a druhý atóm ho znižuje. Takéto reakcie sa nazývajú disproporcionačné reakcie. Disproporcionačné reakcie sú samoliečebno-samooxidačné reakcie, t.j. reakcie, pri ktorých jeden prvok vykazuje vlastnosti oxidu aj redukčného činidla. Pri disproporcionácii súčasne vznikajú zlúčeniny, v ktorých je prvok v porovnaní s primitívnejším v oxidovanejšom a redukovanom stave. Oxidačný stav atómu chlóru v molekule kyseliny chlórnanej je +1:
Interakcia chlóru s alkalickými roztokmi prebieha podobne. V tomto prípade sa tvoria dve soli: chlorid a chlórnan.
Chlór interaguje s rôznymi oxidmi:
Chlór oxiduje niektoré soli, v ktorých kov nie je v maximálnom oxidačnom stave:
Molekulárny chlór reaguje s mnohými Organické zlúčeniny. V prítomnosti chloridu železitého ako katalyzátora reaguje chlór s benzénom za vzniku chlórbenzénu a po ožiarení svetlom tá istá reakcia produkuje hexachlórcyklohexán:
Chemické vlastnosti brómu a jódu
Obe látky reagujú s vodíkom, fluórom a zásadami:
Jód sa oxiduje rôznymi silnými oxidačnými činidlami:
Ťažobné metódy jednoduché látky
Extrakcia fluóru
Keďže fluór je najsilnejší chemický oxid, nie je možné ho izolovať od zlúčenín vo voľnej forme pomocou chemických reakcií, a preto sa fluór ťaží fyzikálno-chemickou metódou - elektrolýzou.
Na extrakciu fluóru sa používa tavenina fluoridu draselného a niklové elektródy. Nikel sa používa kvôli tomu, že povrch kovu je pasivovaný fluórom v dôsledku tvorby nerozpustných
NiF2, preto samotné elektródy nie sú zničené pôsobením látky, ktorá sa na nich uvoľňuje:Extrakcia chlóru
Chlór sa komerčne vyrába elektrolýzou roztoku chloridu sodného. V dôsledku tohto procesu sa tiež extrahuje hydroxid sodný:
V malých množstvách sa chlór získava oxidáciou roztoku chlorovodíka rôznymi spôsobmi:
Chlór je veľmi dôležitým produktom chemického priemyslu.
Jeho svetová produkcia je v miliónoch ton.
Extrakcia brómu a jódu
Na priemyselné použitie sa bróm a jód získavajú oxidáciou bromidov a jodidov. Na oxidáciu sa najčastejšie používa molekulárny chlór, koncentrovaná kyselina síranová alebo oxid manganičitý:
Fluór a niektoré jeho zlúčeniny sa používajú ako oxidačné činidlo pre raketové palivo. Veľké množstvo fluóru sa používa na výrobu rôznych chladív (freónov) a niektorých polymérov, ktoré sa vyznačujú chemickou a tepelnou odolnosťou (teflón a niektoré ďalšie). Fluór sa používa v jadrovej technológii na separáciu izotopov uránu.
Väčšina chlóru sa používa na výrobu kyseliny chlorovodíkovej a tiež ako oxidačné činidlo na extrakciu iných halogénov. V priemysle sa používa na bielenie látok a papiera. Vo väčšom množstve ako fluór sa používa na výrobu polymérov (PVC a iné) a chladív. Dezinfikujte chlórom pitná voda. Je tiež potrebné extrahovať niektoré rozpúšťadlá, ako je chloroform, metylénchlorid, tetrachlórmetán. A tiež sa používa na výrobu mnohých látok, ako je chlorečnan draselný (bertoletová soľ), bielidlo a mnoho ďalších zlúčenín obsahujúcich atómy chlóru.
Bróm a jód sa v priemysle nepoužívajú v takom rozsahu ako chlór alebo fluór, ale používanie týchto látok sa každým rokom zvyšuje. Bróm sa používa pri výrobe rôznych sedatív. Jód sa používa pri výrobe antiseptických prípravkov. Zlúčeniny brómu a jódu sa široko používajú pri kvantitatívnej analýze látok. Pomocou jódu sa čistia niektoré kovy (tento proces sa nazýva rafinácia jódu), napríklad titán, vanád a iné.
Chemické vlastnosti hlavných tried anorganických zlúčenín
Oxidy kyselín
- Oxid kyseliny + voda \u003d kyselina (výnimka - SiO 2)
S03 + H20 \u003d H2S04
Cl207 + H20 \u003d 2HCl04 - Oxid kyseliny + alkálie \u003d soľ + voda
S02 + 2NaOH \u003d Na2S03 + H20
P205 + 6KOH \u003d 2K3P04 + 3H20 - Oxid kyseliny + zásaditý oxid = soľ
C02 + BaO = BaC03
Si02 + K20 \u003d K2Si03Zásadité oxidy
- Zásaditý oxid + voda \u003d alkálie (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú)
CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2
Na20 + H20 \u003d 2NaOH - Zásaditý oxid + kyselina = soľ + voda
CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H20
3K20 + 2H3P04 = 2K3P04 + 3H20 - Zásaditý oxid + kyslý oxid = soľ
MgO + CO2 \u003d MgCO3
Na20 + N205 \u003d 2NaNO 3Amfotérne oxidy
- Amfotérny oxid + kyselina = soľ + voda
Al2O3 + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H20
ZnO + H2S04 \u003d ZnS04 + H20 - Amfotérny oxid + alkálie \u003d soľ (+ voda)
ZnO + 2KOH \u003d K2ZnO2 + H20 (správnejšie: ZnO + 2KOH + H20 \u003d K2)
Al203 + 2NaOH = 2NaAl02 + H20 (správnejšie: Al203 + 2NaOH + 3H20 = 2Na) - Amfotérny oxid + kyslý oxid = soľ
ZnO + C02 = ZnC03 - Amfotérny oxid + zásaditý oxid = soľ (po roztavení)
ZnO + Na20 \u003d Na2Zn02
Al203 + K20 \u003d 2KA102
Cr203 + CaO \u003d Ca (CrO2) 2kyseliny
- Kyselina + zásaditý oxid = soľ + voda
2HNO3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + H2O
3H2S04 + Fe203 \u003d Fe2(S04)3 + 3H20 - Kyselina + amfotérny oxid = soľ + voda
3H2SO4 + Cr203 \u003d Cr2(SO4)3 + 3H20
2HBr + ZnO = ZnBr2 + H20 - Kyselina + zásada = soľ + voda
H2SiO3 + 2KOH \u003d K2Si03 + 2H20
2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H20 - Kyselina + amfotérny hydroxid = soľ + voda
3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H20
2HN03 + Zn(OH)2 = Zn(N03)2 + 2H20 - Silná kyselina + soľ slabej kyseliny = slabá kyselina + soľ silnej kyseliny
2HBr + CaCO3 \u003d CaBr2 + H20 + CO2
H2S + K2SiO3 \u003d K2S + H2SiO3 - Kyselina + kov (umiestnený vľavo od vodíka v sérii napätia) \u003d soľ + vodík
2HCl + Zn \u003d ZnCl2 + H2
H2S04 (razb.) + Fe \u003d FeSO4 + H2
Dôležité: oxidačné kyseliny (HNO 3, konc. H 2 SO 4) reagujú s kovmi odlišne.
Amfotérne hydroxidy
- Amfotérny hydroxid + kyselina = soľ + voda
2Al(OH)3 + 3H2S04 = Al2(S04)3 + 6H20
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20 - Amfotérny hydroxid + alkálie \u003d soľ + voda (pri roztavení)
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2Zn02 + 2H20
Al(OH)3 + NaOH = NaAl02 + 2H20 - Amfotérny hydroxid + alkálie = soľ (vo vodnom roztoku)
Zn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2
Sn(OH)2 + 2NaOH \u003d Na2
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
Al(OH)3 + NaOH = Na
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3alkálie
- Alkálie + oxid kyseliny \u003d soľ + voda
Ba (OH)2 + N205 \u003d Ba (N03)2 + H20
2NaOH + CO2 \u003d Na2C03 + H20 - Alkálie + kyselina \u003d soľ + voda
3KOH + H3P04 = K3P04 + 3H20
Ba(OH)2 + 2HN03 = Ba(N03)2 + 2H20 - Alkálie + amfotérny oxid \u003d soľ + voda
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H20 (správnejšie: 2NaOH + ZnO + H20 = Na2) - Alkálie + amfotérny hydroxid = soľ (vo vodnom roztoku)
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
NaOH + Al(OH)3 = Na - Alkálie + rozpustná soľ = nerozpustná zásada + soľ
Ca(OH)2 + Cu(N03)2 = Cu(OH)2 + Ca(N03)2
3KOH + FeCl3 \u003d Fe (OH)3 + 3 KCl - Alkálie + kov (Al, Zn) + voda = soľ + vodík
2NaOH + Zn + 2H20 \u003d Na2 + H2
2KOH + 2Al + 6H20 = 2K + 3H 2soľ
- Soľ slabej kyseliny + silná kyselina = soľ silnej kyseliny + slabá kyselina
Na2SiO3 + 2HNO3 \u003d 2NaNO3 + H2Si03
BaCO3 + 2HCl \u003d BaCl2 + H20 + CO2 (H2CO3) - Rozpustná soľ + rozpustná soľ = nerozpustná soľ + soľ
Pb(NO 3) 2 + K2S = PbS + 2KNO 3
CaCl2 + Na2C03 \u003d CaC03 + 2NaCl - Rozpustná soľ + zásada \u003d soľ + nerozpustná zásada
Cu(N03)2 + 2NaOH = 2NaN03 + Cu(OH)2
2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3 - Rozpustná soľ kovu (*) + kov (**) = soľ kovu (**) + kov (*)
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Dôležité: 1) kov (**) musí byť v sérii napätia naľavo od kovu (*), 2) kov (**) NESMIE reagovať s vodou.Mohli by vás zaujímať aj ďalšie časti Príručky o chémii:
- Soľ slabej kyseliny + silná kyselina = soľ silnej kyseliny + slabá kyselina
- Alkálie + oxid kyseliny \u003d soľ + voda
- Kyselina + zásaditý oxid = soľ + voda
- Amfotérny oxid + kyselina = soľ + voda
- Zásaditý oxid + voda \u003d alkálie (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú)
elementárne častice fyzická hmota na našej planéte sú atómy. Vo voľnej forme môžu existovať iba pri veľmi vysokých teplotách. Za normálnych podmienok elementárne častice majú tendenciu sa navzájom spájať pomocou chemických väzieb: iónové, kovové, kovalentné polárne alebo nepolárne. Týmto spôsobom sa vytvárajú látky, ktorých príklady budeme uvažovať v našom článku.
Jednoduché látky
Procesy interakcie medzi atómami toho istého chemického prvku končia tvorbou chemikálií nazývaných jednoduché. Takže uhlie je tvorené iba atómami uhlíka, plynný vodík je tvorený atómami vodíka a kvapalná ortuť pozostáva z častíc ortuti. Pojem jednoduchá látka by sa nemal stotožňovať s pojmom chemický prvok. Napríklad oxid uhličitý nepozostáva z jednoduchých látok uhlíka a kyslíka, ale z prvkov uhlíka a kyslíka. Obvykle sa zlúčeniny pozostávajúce z atómov toho istého prvku môžu rozdeliť na kovy a nekovy. Zvážte niekoľko príkladov chemických vlastností takýchto jednoduchých látok.
Kovy
Na základe polohy kovového prvku v periodickom systéme možno rozlíšiť tieto skupiny: aktívne kovy, prvky hlavných podskupín tretej - ôsmej skupiny, kovy sekundárnych podskupín štvrtej - siedmej skupiny, ako aj lantanoidy. a aktinidy. Kovy sú jednoduché látky, ktorých príklady uvedieme nižšie všeobecné vlastnosti: tepelná a elektrická vodivosť, kovový lesk, plasticita a kujnosť. Takéto vlastnosti sú vlastné železu, hliníku, medi a iným. So zvyšujúcim sa sériovým číslom v periódach sa zvyšuje teplota varu a topenia, ako aj tvrdosť kovových prvkov. Je to spôsobené stláčaním ich atómov, to znamená zmenšením polomeru, ako aj akumuláciou elektrónov. Všetky parametre kovov sú splatné vnútorná štruktúra kryštálovej mriežky týchto zlúčenín. Nižšie uvažujeme o chemických reakciách a tiež uvádzame príklady vlastností látok súvisiacich s kovmi.
Vlastnosti chemických reakcií
Všetky kovy s oxidačným stavom 0 vykazujú iba vlastnosti redukčných činidiel. Alkalické prvky a prvky alkalických zemín interagujú s vodou za vzniku chemicky agresívnych zásad - alkálií:
- 2Na+2H20=2NaOH+H2
Typickou reakciou kovov je oxidácia. V dôsledku spojenia s atómami kyslíka vznikajú látky triedy oxidov:
- Zn + O2 \u003d ZnO
Sú to binárne zlúčeniny súvisiace s komplexnými látkami. Príkladmi zásaditých oxidov sú oxidy sodíka Na20, medi CuO, vápnika CaO. Sú schopné interagovať s kyselinami, v dôsledku čoho sa v produktoch nachádza soľ a voda:
- MgO + 2HCl \u003d MgCl2 + H20
Látky tried kyselín, zásad, solí sú komplexné zlúčeniny a vykazujú rôzne chemické vlastnosti. Napríklad medzi hydroxidmi a kyselinami dochádza k neutralizačnej reakcii, ktorá vedie k vzniku soli a vody. Zloženie solí bude závisieť od koncentrácie činidiel: napríklad s nadbytkom kyseliny v reakčnej zmesi, kyslé soli napríklad NaHC03 - hydrogénuhličitan sodný a vysoká koncentrácia alkálií spôsobuje tvorbu zásaditých solí, ako je Al(OH)2Cl - dihydroxochlorid hlinitý.
nekovy
Najdôležitejšie nekovové prvky sú v podskupinách dusíka, uhlíka a patria aj do skupín halogénov a chalkogénov. periodický systém. Uveďme príklady látok súvisiacich s nekovmi: sú to síra, kyslík, dusík, chlór. Všetky ich fyzikálne vlastnosti sú opačné ako vlastnosti kovov. Neutrácajú elektriny, zle prenášajú tepelné lúče, majú nízku tvrdosť. Pri interakcii s kyslíkom vytvárajú nekovy komplexné zlúčeniny - kyslé oxidy. Posledne menované, ktoré reagujú s kyselinami, poskytujú kyseliny:
- H20 + CO2 → H2C03
Typickou reakciou kyslých oxidov je interakcia s alkáliami, ktorá vedie k vzniku soli a vody.
Chemická aktivita nekovov sa v tomto období zvyšuje, je to spôsobené zvýšením schopnosti ich atómov priťahovať elektróny od iných chemické prvky. V skupinách pozorujeme opačný jav: nekovové vlastnosti oslabujú v dôsledku nafukovania objemu atómu v dôsledku pridávania nových energetických hladín.
Takže sme skúmali typy chemikálií, príklady ilustrujúce ich vlastnosti, postavenie v periodickom systéme.
Všeobecné vlastnosti kovov.
Prítomnosť valenčných elektrónov slabo viazaných na jadro určuje všeobecné chemické vlastnosti kovov. AT chemické reakcie vždy pôsobia ako redukčné činidlo, jednoduché kovové látky nikdy nevykazujú oxidačné vlastnosti.
Získavanie kovov:
- regenerácia z oxidov s uhlíkom (C), oxid uhoľnatý(CO), vodík (H2) alebo viac aktívny kov(Al, Ca, Mg);
- regenerácia zo soľných roztokov s aktívnejším kovom;
- elektrolýza roztokov alebo tavenín zlúčenín kovov - regenerácia najaktívnejších kovov (alkálie, kovy alkalických zemín a hliník) pomocou elektrického prúdu.
V prírode sa kovy nachádzajú najmä vo forme zlúčenín, len málo aktívne kovy sa nachádzajú vo forme jednoduchých látok (natívne kovy).
Chemické vlastnosti kovov.
1. Interakcia s jednoduchými látkami nekovmi:
Väčšina kovov môže byť oxidovaná nekovmi, ako sú halogény, kyslík, síra, dusík. Väčšina týchto reakcií však vyžaduje predhrievanie, aby sa spustila. V budúcnosti môže reakcia pokračovať s uvoľňovaním veľkého množstva tepla, čo vedie k vznieteniu kovu.
Pri izbovej teplote sú možné reakcie len medzi najaktívnejšími kovmi (alkalické a alkalické zeminy) a najaktívnejšími nekovmi (halogény, kyslík). Alkalické kovy (Na, K) reagujú s kyslíkom za vzniku peroxidov a superoxidov (Na2O2, KO2).
a) interakcia kovov s vodou.
Pri izbovej teplote interagujú alkalické kovy a kovy alkalických zemín s vodou. V dôsledku substitučnej reakcie sa vytvorí zásada (rozpustná zásada) a vodík: Kov + H2O \u003d Me (OH) + H2
Pri zahrievaní iné kovy interagujú s vodou a stoja v sérii aktivít naľavo od vodíka. Horčík reaguje s vriacou vodou, hliníkom - po špeciálnej povrchovej úprave, čím vznikajú nerozpustné zásady - hydroxid horečnatý alebo hydroxid hlinitý - a uvoľňuje sa vodík. Kovy v rozsahu aktivity od zinku (vrátane) po olovo (vrátane) interagujú s vodnou parou (t.j. nad 100 C), pričom vznikajú oxidy zodpovedajúcich kovov a vodík.
Kovy napravo od vodíka v sérii aktivít neinteragujú s vodou.
b) interakcia s oxidmi:
aktívne kovy interagujú v substitučnej reakcii s oxidmi iných kovov alebo nekovov a redukujú ich na jednoduché látky.
c) interakcia s kyselinami:
Kovy umiestnené naľavo od vodíka v sérii aktivít reagujú s kyselinami za uvoľnenia vodíka a tvorby zodpovedajúcej soli. Kovy napravo od vodíka v sérii aktivít neinteragujú s roztokmi kyselín.
Zvláštne miesto zaujímajú reakcie kovov s dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou. Všetky kovy okrem ušľachtilých (zlato, platina) môžu byť oxidované týmito oxidačnými kyselinami. V dôsledku týchto reakcií sa vždy vytvoria zodpovedajúce soli, voda a produkt redukcie dusíka alebo síry.
d) s alkáliami
Kovy, ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny (hliník, berýlium, zinok), sú schopné reagovať s taveninami (za vzniku stredných solí hlinitanov, berylátov alebo zinkátov) alebo alkalickými roztokmi (za vzniku zodpovedajúcich komplexných solí). Všetky reakcie budú produkovať vodík.
e) V súlade s polohou kovu v rade aktivít sú možné reakcie redukcie (vytesnenia) menej aktívneho kovu z roztoku jeho soli iným aktívnejším kovom. V dôsledku reakcie vzniká soľ aktívnejšej a jednoduchšej látky - menej aktívneho kovu.
Všeobecné vlastnosti nekovov.
Nekovov je oveľa menej ako kovov (22 prvkov). Chémia nekovov je však oveľa komplikovanejšia kvôli väčšiemu naplneniu vonkajšej energetickej hladiny ich atómov.
Fyzikálne vlastnosti nekovov sú rozmanitejšie: patria medzi ne plynné (fluór, chlór, kyslík, dusík, vodík), kvapaliny (bróm) a pevné látky, ktoré sa navzájom veľmi líšia v bode topenia. Väčšina nekovov nevedie elektrický prúd, ale kremík, grafit, germánium majú polovodičové vlastnosti.
Plynné, kvapalné a niektoré pevné nekovy (jód) majú molekulárnu štruktúru kryštálová mriežka, zostávajúce nekovy majú atómovú kryštálovú mriežku.
Fluór, chlór, bróm, jód, kyslík, dusík a vodík za normálnych podmienok existujú vo forme dvojatómových molekúl.
Mnohé nekovové prvky tvoria niekoľko alotropných modifikácií jednoduchých látok. Takže kyslík má dve alotropné modifikácie - kyslík O2 a ozón O3, síra má tri alotropické modifikácie - kosoštvorcovú, plastickú a jednoklonnú síru, fosfor má tri alotropické modifikácie - červený, biely a čierny fosfor, uhlík - šesť alotropných modifikácií - sadze, grafit, diamant , karabína, fullerén, grafén.
Na rozdiel od kovov, ktoré vykazujú iba redukčné vlastnosti, môžu nekovy v reakciách s jednoduchými a zložitými látkami pôsobiť ako redukčné činidlo aj ako oxidačné činidlo. Nekovy podľa svojej aktivity zaujímajú určité miesto v rade elektronegativity. Fluór je považovaný za najaktívnejší nekov. On len ukazuje oxidačné vlastnosti. Na druhom mieste z hľadiska aktivity je kyslík, na treťom dusík, potom halogény a ostatné nekovy. Vodík má spomedzi nekovov najnižšiu elektronegativitu.
Chemické vlastnosti nekovov.
1. Interakcia s jednoduchými látkami:
Nekovy interagujú s kovmi. Pri takejto reakcii pôsobia kovy ako redukčné činidlo, nekovy ako oxidačné činidlo. V dôsledku reakcie zlúčeniny vznikajú binárne zlúčeniny - oxidy, peroxidy, nitridy, hydridy, soli bezkyslíkatých kyselín.
Pri vzájomných reakciách nekovov vykazuje elektronegatívny nekov vlastnosti oxidačného činidla, menej elektronegatívny - vlastnosti redukčného činidla. V dôsledku reakcie zlúčenín vznikajú binárne zlúčeniny. Je potrebné mať na pamäti, že nekovy môžu vo svojich zlúčeninách vykazovať rôzne oxidačné stavy.
2. Interakcia s komplexnými látkami:
a) s vodou:
Za normálnych podmienok interagujú s vodou iba halogény.
b) s oxidmi kovov a nekovov:
Mnohé nekovy môžu reagovať pri vysokých teplotách s oxidmi iných nekovov a redukovať ich na jednoduché látky. Nekovy naľavo od síry v sérii elektronegativity môžu tiež interagovať s oxidmi kovov a redukovať kovy na jednoduché látky.
c) s kyselinami:
Niektoré nekovy môžu byť oxidované koncentrovanými kyselinami sírovou alebo dusičnou.
d) s alkáliami:
Pôsobením alkálií môžu niektoré nekovy podliehať dismutácii, pričom sú oxidačným aj redukčným činidlom.
Napríklad pri reakcii halogénov s alkalickými roztokmi bez zahrievania: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O alebo pri zahrievaní: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
e) so soľami:
Pri interakcii, sú silné oxidačné činidlá, vykazujú redukčné vlastnosti.
Halogény (okrem fluóru) vstupujú do substitučných reakcií s roztokmi solí halogenovodíkových kyselín: aktívnejší halogén vytláča menej aktívny halogén z roztoku soli.
