Метал у ряді напруги після Н 2

Сульфат металу в max с.

+
+ +

Метал (інші)

+
+ +

HNO 3 концентриро-

Нітрат металу в max с.

Метал (інші; Al, Cr, Fe, Co, Ni при нагріванні)

Нітратметал

ла у max с.о.

+
+

Метал (інші в ярду напруги до Н 2)

NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)

від умов

+

Метал (інші у ряду напруг після Н 2)

Рис.2. ВЗАЄМОДІЯ КИСЛОТ З МЕТАЛАМИ

СОЛІ

Солі –це складні речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням позитивно заряджених іонів (катіонів – основних залишків), за винятком іонів водню, та негативно заряджених іонів (аніонів – кислотних залишків), відмінних від гідрокисид – іонів.

2.5 Властивості кислот, основ та солей з точки зору теорії електролітичної дисоціації

Розглянемо у світлі теорії електролітичної дисоціації властивості речовин, що у водних розчинах виявляють властивості електролітів.

Кислоти. Для кислот характерні такі загальні властивості:

здатність взаємодіяти з основами з утворенням солей;

здатність взаємодіяти з деякими металами із виділенням водню;

здатність змінювати кольори індикаторів, зокрема, викликати червоне забарвлення лакмусу;

кислий смак.

При дисоціації будь-якої кислоти утворюються іони водню. Тому всі властивості, які є спільними для водних розчинів кислот, слід пояснити присутністю гідратованих іонів водню. Це викликають червоний колір лакмусу, повідомляють кислотам кислий смак тощо. З усуненням іонів водню, наприклад, при нейтралізації, зникають і кислотні властивості. Тому теорія електролітичної дисоціації визначає кислоти як електроліти, що дисоціюють у розчинах з утворенням іонів водню.

У сильних кислот, що дисоціюють націло, властивості кислот виявляються більшою мірою, у слабких - меншою. Чим краще кислота дисоціює, тобто. що більше її константа дисоціації, то вона сильніша.

Величини констант дисоціації кислот змінюються у дуже широких межах. Зокрема, константа дисоціації ціановодню набагато менше, ніж оцтової кислоти. І хоча обидві ці кислоти - слабкі, все ж таки оцтова кислота значно сильніша за ціановодень. Величини першої та другої констант дисоціації сірчаної кислоти показують, що щодо першого ступеня дисоціації H 2 SO 4 - сильна кислота, а щодо другого - слабка. Кислоти, константи дисоціації яких лежать в інтервалі 10 -4 - 10 -2 іноді називають кислотами середньої сили. До них, зокрема, відносяться ортофосфорна та сірчиста кислоти (щодо дисоціації по першому ступені).

Основи. Водні розчини основ володіють такими загальними властивостями:

здатністю взаємодіяти з кислотами з утворенням солей;

здатністю змінювати кольори індикаторів інакше, ніж їх змінюють кислоти (наприклад, вони викликають синє фарбування лакмусу);

Своєрідним "мильним" смаком.

Оскільки загальним для всіх розчинів основ є присутність у них гідроксид-іонів, то ясно, що носієм основних властивостей є гідроксид-іон. Тому з погляду теорії електролітичної дисоціації основи - це електроліти, що дисоціюють у розчинах із відщепленням гідроксид-іонів.

Сила підстав, як і сила кислот залежить від величини константи дисоціації. Чим більше константа дисоціації цієї підстави, тим вона сильніша.

Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію та утворювати солі не тільки з кислотами, але й з основами. До таких гідроксидів належить гідроксид цинку. При взаємодії його, наприклад, із соляною кислотою виходить хлорид цинку:

Zn(OH) 2 + 2НСl = ZnСl 2 + 2Н 2 О

а при взаємодії з гідроксидом натрію - цинкат натрію:

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnО 2 + 2Н 2 О

Гідроксиди, що мають цю властивість, називаються амфотерними гідроксидами або амфотерними електролітами. До таких гідроксидів, крім гідроксиду цинку, відносяться гідроксиди алюмінію, хрому та деякі інші.

Явище амфотерності пояснюється тим, що в молекулах амфотерних електролітів міцність зв'язку між металом та киснем незначно відрізняється від міцності зв'язку між киснем та воднем. Дисоціація таких молекул можлива, отже, на місця обох цих зв'язків. Якщо позначити амфотерний електроліт формулою ROH, його дисоціацію можна висловити схемою

Н + + RO - - ROH-R + + OH -

Таким чином, у розчині амфотерного електроліту існує складна рівновага, в якій беруть участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом основи.

Явище амфотерності спостерігається серед деяких органічних сполук. Важливу роль вона відіграє у біологічній хімії; наприклад, білки – амфотерні електроліти.

Солі. Солі можна визначити як електроліти, які при розчиненні у воді дисоціюють, відщеплюючи позитивні іони, відмінні від іонів водню, і негативні іони, відмінні від гідроксид-іонів. Таких іонів, які були б спільними для водяних розчинів усіх солей, немає; тому солі і мають спільними властивостями. Як правило, солі добре дисоціюють, і тим краще, чим менше заряди іонів, що утворюють сіль.

При розчиненні кислих солей у розчині утворюються катіони металу, складні аніони кислотного залишку, і навіть іони, є продуктами дисоціації цього складного кислотного залишку, зокрема іони Н + . Наприклад, при розчиненні гідрокарбонату натрію дисоціація протікає згідно з такими рівняннями:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -

HCO 3 - = Н + + CO 3 2-

При дисоціації основних солей утворюються аніони кислоти та складні катіони, що складаються з металу та гідроксогруп. Ці складні катіони також здатні до дисоціації. Тому в розчині основної солі присутні іони ВІН-. Наприклад, при розчиненні хлориду гідроксомагнію дисоціації протікає відповідно до рівнянь:

MgOHCl = MgOH + + Сl -

MgOH + = Mg 2+ + ВІН -

Таким чином, теорія електролітичної дисоціації пояснює загальні властивості кислот присутністю в їх розчинах іонів водню, а загальні властивості основ - присутністю в їх розчинах гідроксид-іонів. Це пояснення не є, однак, загальним. Відомі хімічні реакції, що протікають за участю кислот і основ, до яких теорія електролітичної дисоціації не застосовується: Зокрема, кислоти та основи можуть реагувати одна з одною, не дисоційовані на іони. Так, безводний хлороводень, що складається лише з молекул, легко реагує з безводними основами. Крім того, відомі речовини, які не мають у своєму складі гідроксогруп, але виявляють властивості основ. Наприклад, аміак взаємодіє з кислотами та утворює солі (солі амонію), хоча у його складі немає груп ВІН. Так, з хлороводнем він утворює типову сіль - хлорид амонію:

NH 3 + HC1 = NH 4 C1

Вивчення подібного роду реакцій, а також реакцій, що протікають у неводних середовищах, призвело до створення більш загальних уявлень про кислоти та основи. До найважливіших із сучасних теорій кислот і основ належить протонна теорія, висунута 1923 р.

Відповідно до протонної теорії, кислотою є донор протона, тобто. частка (молекула чи іон), яка здатна віддавати іон водню - протон, а основою - акцептор протона, тобто. частка (молекула чи іон), здатна приєднувати протон. Співвідношення між кислотою та основою визначається схемою:

Основа + Протон - Кислота

Пов'язані цим співвідношенням основа та кислота називаються сполученими. Наприклад, іон HSO 4 - є основою, пов'язаною кислотою H 2 SO 4 .

Реакцію між кислотою та основою протонна теорія представляє схемою:

(Кислота) 1 + (Підстава) 2 = (Кислота) 2 + (Підстава) 1

Наприклад, у реакції

HC1 + NH 3 = NH 3 + + Сl -

іон Сl - основа, пов'язана з кислотою НС1, а іон NH 3 + - кислота, пов'язана з основою NH 3 .

Істотним у протонної теорії і те становище, що речовина поводиться як кислота чи основу залежно від цього, з яким іншим речовиною вона входить у реакцію. Найважливішим чинником у своїй є енергія зв'язку речовини з протоном. Так, у ряді NH 3 - Н 2 Про - HF ця енергія максимальна NH 3 і мінімальна для HF. Тому в суміші з NH 3 вода функціонує як кислота, а в суміші з HF - як основа:

NH 3 + Н 2 О = NH 4 + + ВІН -

HF + Н 2 О = F - + Н 3 О +

Буферні розчини

Буферні розчини

Буферні розчини

Розчини сильних кислот і основ при досить високій концентрації теж мають буферну дію. Сполученими системами в цьому випадку є Н3О+/Н2О - для сильних кислот і ОН-/Н2О - для сильних основ.

Взаємодія тетраалкінілідів олова з хлорангідридами карбонових кислот

Взаємодія тетраалкінілідів олова з хлорангідридами карбонових кислот є автокаталітичним і після досягнення певних концентрацій хлориду олова в реакційній суміші процес протікає за 20-30 хвилин.

Якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою, то реакцію гідролізу можна схематично зобразити так: М+ + А - + Н2О НА + М+ + ОН-...

Гідроліз солей. Особливості ґрунтового гідролізу

Реакцію гідролізу солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою, схематично можна зобразити так: М + + А - + Н2О МОН + Н + + А - , (16) і константа гідролізу Кг = . (17) Розчин має кислу реакцію (Сн+Сон-)...

Гідроліз солей. Особливості ґрунтового гідролізу

Особливо глибоко протікає гідроліз солей, утворених слабкою кислотою та слабкою основою. Реакція гідролізу: М + + А - + Н2О МОН + НА. (22) Продукти гідролізу все ті ж, хоч і слабо, дисоційовані на іони...

Гідроліз солей. Особливості ґрунтового гідролізу

Розглянемо тепер гідроліз солей, утворених слабкою багатоосновною кислотою або слабкою основою багатовалентного металу. Гідроліз таких солей протікає східчасто. Так...

Класи неорганічних речовин Розчини електролітів. Розміри атомів та водневий зв'язок

Електроліти. Відомо, що є дві основні причини проходження електричного струму через провідники: або за рахунок руху електронів в електричному полі, або за рахунок руху іонів. Електронна провідність властива, насамперед...

Основи

Луги (гідроксиди натрію, калію, літію) утворюють тверді, білі, дуже гігроскопічні кристали. Температура плавлення 322°С, КОН 405°С, а 473°С. Кристалічні грати у гідроксиду калію кубічна, типу NaCl.

Основи

З попереднього підрозділу можна побачити, що більшість гідроксидів за нормальних умов не розчиняються у воді. І лише луги та гідроксиди другої групи, головної підгрупи, періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Процес утворення та зростання зародкової краплі

Як хороший розчинник, вода в природі завжди має домішки. Так, у морській воді розчинено до 40г солей на 1л, у колодязній та ключовій – до 1г, дощова вода та сніг містять зазвичай 7 – 10 мг. солей на 1л. води...

Розробка додаткових занять у школі до теми "Хімізм різних способів приготування їжі"

(Проблемно-інтегрований урок) "Щоб збагнути нескінченне, треба спочатку роз'єднати, потім з'єднати...

Хімія комплексних сполук елементів підгрупи хрому

Серед хімічних сполук, у тому числі комплексних, розрізняють парамагнітні та діамагнітні, що по-різному взаємодіють із зовнішнім магнітним полем.

Електроліти, їх властивості та застосування

Сванте Арреніус звернув увагу на тісний зв'язок між здатністю розчинів солей, кислот і основ проводити електричний струм та відхиленнями розчинів цих речовин від законів Вант-Гоффа та Рауля. Він показав...

ВИЗНАЧЕННЯ

Підставаминазиваються електроліти, при дисоціації яких із негативних іонів утворюються тільки іони OH - :

Fe(OH) 2 ↔ Fe 2+ + 2OH - ;

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

Всі неорганічні основи класифікують на розчинні у воді (луги) – NaOH, KOH та нерозчинні у воді (Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2). Залежно від хімічних властивостей серед основ виділяють амфотерні гідроксиди.

Хімічні властивості основ

При дії індикаторів на розчини неорганічних основ відбувається зміна їх забарвлення, так, при попаданні в розчин основи лакмус набуває синє забарвлення, метилоранж – жовте, а фенолфталеїн – малинове.

Неорганічні основи здатні реагувати з кислотами з утворенням солі та води, причому, нерозчинні у воді основи взаємодіють тільки з розчинними у воді кислотами:

Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 = CuSO 4 +2H 2 O;

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Нерозчинні у питній воді підстави термічно нестійкі, тобто. при нагріванні вони піддаються розкладанню з утворенням оксидів:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O;

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O.

Луги (розчинні у воді основи) взаємодіють із кислотними оксидами з утворенням солей:

NaOH + CO2 = NaHCO3.

Лугів також здатні вступати в реакції взаємодії (ОВР) з деякими неметалами:

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2 .

Деякі підстави вступають у реакції обміну із солями:

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4 ↓.

Амфотерні гідроксиди (основи) виявляють також властивості слабких кислот і реагують із лугами:

Al(OH) 3 + NaOH = Na.

До амфотерних підстав відносяться гідроксиди алюмінію, цинку. хрому (III) та ін.

Фізичні властивості основ

Більшість основ – тверді речовини, що характеризуються різною розчинністю у воді. Луги – розчинні у воді основи – найчастіше тверді речовини білого кольору. Нерозчинні у воді підстави можуть мати різне забарвлення, наприклад, гідроксид заліза (III) – тверда речовина бурого кольору, гідроксид алюмінію – тверда речовина білого кольору, а гідроксид міді (II) – тверда речовина блакитного кольору.

Отримання підстав

Підстави отримують різними способами, наприклад, реакції:

- обміну

CuSO 4 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4;

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 → 2KOH + BaCO 3 ↓;

- взаємодії активних металів або їх оксидів із водою

2Li + 2H 2 O→ 2LiOH +H 2 ;

BaO + H 2 O→ Ba(OH) 2 ↓;

- електролізу водних розчинів солей

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Сучасна хімічна наука є безліч різноманітних галузей, і кожна з них, крім теоретичної бази, має велике прикладне значення, практичне. Чого не торкнися, все довкола - продукти хімічного виробництва. Головні розділи - це неорганічна та органічна хімія. Розглянемо, які основні класи речовин відносять до неорганічних і які властивості вони мають.

Головні категорії неорганічних сполук

До таких прийнято відносити такі:

1. Оксиди.
2. Солі.
3. Основи.
4. Кислоти.

Кожен із класів представлений великою різноманітністю сполук неорганічної природи та має значення практично у будь-якій структурі господарської та промислової діяльності людини. Усі основні характеристики, характерні цих сполук, перебування у природі та отримання вивчаються у шкільному курсі хімії обов'язковому порядку, в 8-11 класах.

Існує загальна таблиця оксидів, солей, основ, кислот, в якій представлені приклади кожної з речовин та їх агрегатний стан, знаходження у природі. А також показані взаємодії, що описують хімічні властивості. Однак ми розглянемо кожен із класів окремо та детальніше.

Група сполук - оксиди

4. Реакції, внаслідок яких елементи змінюють СО

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: утворення кислот (SiO 2 виняток)

КО + вода = кислота

2. Реакції з основами:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакції з основними оксидами: утворення солі

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Реакції ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Виявляють подвійні властивості, взаємодіють за принципом кислотно-основного методу (з кислотами, лугами, основними оксидами, оксидами кислотними). З водою у взаємодію не вступають.

1. З кислотами: утворення солей та води

АТ + кислота = сіль + Н 2 О

2. З основами (лугами): утворення гідроксокомплексів

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакції з кислотними оксидами: одержання солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакції з ГО: утворення солей, сплавлення

MnO + Rb 2 O = подвійна сіль Rb 2 MnO 2

5. Реакції сплавлення з лугами та карбонатами лужних металів: утворення солей

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Кожен вищий оксид, утворений як металом, і неметалом, розчиняючись у питній воді, дає сильну кислоту чи луг.

Кислоти органічні та неорганічні

У класичному звучанні (ґрунтуючись на позиціях ЕД – електролітичної дисоціації – кислоти – це сполуки, що у водному середовищі дисоціюють на катіони Н+ та аніони залишків кислоти An – . Однак сьогодні ретельно вивчені кислоти і в безводних умовах, тому існує багато різних теорій для гідроксидів.

Емпіричні формули оксидів, основ, кислот, солей складаються лише з символів, елементів та індексів, що вказують їх кількість у речовині. Наприклад, неорганічні кислоти виражаються формулою H + кислотний залишок n-. Органічні речовини мають інше теоретичне відображення. Крім емпіричної, для них можна записати повну і скорочену структурну формулу, яка відображатиме не тільки склад і кількість молекули, а й порядок розташування атомів, їх зв'язок між собою та головну функціональну групу для карбонових кислот -СООН.

У неорганіці всі кислоти поділяються на дві групи:

• безкисневі - HBr, HCN, HCL та інші;
• кисень (оксокислоти) - HClO 3 і все, де є кисень.

Також неорганічні кислоти класифікуються за стабільністю (стабільні чи стійкі – всі, крім вугільної та сірчистої, нестабільні чи нестійкі – вугільна та сірчиста). За силою кислоти можуть бути сильними: сірчана, соляна, азотна, хлорна та інші, а також слабкими: сірководнева, хлорновата та інші.

Зовсім не така різноманітність пропонує органічна хімія. Кислоти, які мають органічну природу, належать до карбонових кислот. Їхня загальна особливість - наявність функціональної групи -СООН. Наприклад, НСООН (мурашина), СН 3 СООН (оцтова), 17 Н 35 СООН (стеаринова) та інші.

Існує ряд кислот, на які особливо ретельно робиться наголос при розгляді цієї теми в шкільному курсі хімії.

1. Соляна.
2. Азотна.
3. Ортофосфорний.
4. Бромоводородна.
5. Вугільна.
6. Йодоводнева.
7. Сірчана.
8. Оцтова, або етанова.
9. Бутанова, або олійна.
10. Бензойна.

Дані 10 кислот з хімії є основними речовинами відповідного класу як у шкільному курсі, так і загалом у промисловості та синтезах.

Властивості неорганічних кислот

До основних фізичних властивостей слід віднести насамперед різний агрегатний стан. Адже існує низка кислот, що мають вигляд кристалів або порошків (борна, ортофосфорна) за звичайних умов. Переважна більшість відомих неорганічних кислот є різними рідинами. Температури кипіння та плавлення також варіюються.

Кислоти здатні викликати важкі опіки, оскільки мають силу, що руйнує органічні тканини і шкірний покрив. Для виявлення кислот використовують індикатори:

• метилоранж (у звичайному середовищі - помаранчевий, у кислотах - червоний),
• лакмус (у нейтральній – фіолетовий, у кислотах – червоний) або деякі інші.

До найважливіших хімічних властивостей можна віднести здатність вступати у взаємодію як із простими, і зі складними речовинами.

При взаємодії з металами однаково реагують в повному обсязі кислоти. Хімія (9 клас) у школі передбачає вельми неглибоке вивчення таких реакцій, проте і такому рівні розглядаються специфічні властивості концентрованої азотної і сірчаної кислоти при взаємодії з металами.

Гідроксиди: луги, амфотерні та нерозчинні основи

Оксиди, солі, основи, кислоти - всі ці класи речовин мають загальну хімічну природу, що пояснюється будовою кристалічних ґрат, а також взаємним впливом атомів у складі молекул. Однак якщо для оксидів можна було дати цілком конкретне визначення, то для кислот та основ це зробити складніше.

Так само, як і кислоти, основами теорії ЕД називаються речовини, здатні у водному розчині розпадатися на катіони металів Ме n+ і аніони гідроксогруп ОН - .

• Розчинні або луги (сильні основи, що змінюють утворені металами I, II груп. Приклад: КОН, NaOH, LiOH (тобто враховуються елементи лише головних підгруп);
• Малорозчинні або нерозчинні (середньої сили, що не змінюють фарбування індикаторів). Приклад: гідроксид магнію, заліза (II), (III) та інші.
• Молекулярні (слабкі основи, у водному середовищі оборотно дисоціюють на іони-молекули). Приклад: N 2 H 4, аміни, аміак.
• Амфотерні гідроксиди (проявляють подвійні основно-кислотні властивості). Приклад: берилію, цинку тощо.

Кожна представлена ​​група вивчається у шкільному курсі хімії у розділі "Підстави". Хімія 8-9 класу передбачає докладне вивчення лугів та малорозчинних сполук.

Головні характерні властивості основ

Всі луги та малорозчинні сполуки знаходяться у природі у твердому кристалічному стані. При цьому температури плавлення їх, як правило, невисокі і малорозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні. Колір підстав різний. Якщо луги білого кольору, то кристали малорозчинних і молекулярних основ можуть бути різного забарвлення. Розчинність більшості сполук даного класу можна переглянути в таблиці, в якій представлені формули оксидів, основ, кислот, солей, показано їх розчинність.

Луги здатні змінювати забарвлення індикаторів наступним чином: фенолфталеїн – малиновий, метилоранж – жовтий. Це забезпечується вільною присутністю гідроксогруп у розчині. Саме тому малорозчинні основи такої реакції не дають.

Хімічні властивості кожної групи підстав різні.

Це більшість хімічних властивостей, які виявляють основи. Хімія основ досить проста і підпорядковується загальним закономірностям усіх неорганічних сполук.

Клас неорганічних солей. Класифікація, фізичні властивості

Спираючись на положення ЕД, солями можна назвати неорганічні сполуки, що у водному розчині дисоціюють на катіони металів Ме +n і аніони кислотних залишків An n- . Так можна уявити солі. Визначення хімія дає не одне, проте це найточніше.

При цьому за своєю хімічною природою всі солі поділяються на:

• Кислі (що мають у складі катіон водню). Приклад: NaHSO 4.
• Основні (що мають у складі гідроксогрупу). Приклад: MgOHNO 3 FeOHCL 2 .
• Середні (складаються лише з катіону металу та кислотного залишку). Приклад: NaCL, CaSO 4.
• Подвійні (включають два різних катіона металу). Приклад: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексні (гідроксокомплекси, аквакомплекси та інші). Приклад: До 2 .

Формули солей відображають їхню хімічну природу, а також говорять про якісний і кількісний склад молекули.

Оксиди, солі, основи, кислоти мають різну здатність до розчинності, яку можна подивитися у відповідній таблиці.

Якщо ж говорити про агрегатний стан солей, потрібно помітити їх одноманітність. Вони існують лише у твердому, кристалічному або порошкоподібному стані. Колірна гама досить різноманітна. Розчини комплексних солей зазвичай мають яскраві насичені фарби.

Хімічні взаємодії класу середніх солей

Мають схожі хімічні властивості основи, кислоти, солі. Оксиди, як ми вже розглянули, дещо відрізняються від них за цим фактором.

Усього можна виділити 4 основні типи взаємодій для середніх солей.

I. Взаємодія з кислотами (тільки сильними з погляду ЕД) з утворенням іншої солі та слабкої кислоти:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

ІІ. Реакції з розчинними гідроксидами з появою солей та нерозчинних основ:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 сіль розчинна + Cu(OH) 2 нерозчинна основа

ІІІ. Взаємодія з іншою розчинною сіллю з утворенням нерозчинної солі та розчинної:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакції з металами, що стоять в ЕХРНМ ліворуч від того, що утворює сіль. При цьому метал, що вступає в реакцію, не повинен за звичайних умов вступати у взаємодію з водою:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Це основні типи взаємодій, які притаманні середніх солей. Формули солей комплексних, основних, подвійних і кислих самі за себе говорять про специфічність хімічних властивостей.

Формули оксидів, основ, кислот, солей відображають хімічну сутність всіх представників даних класів неорганічних сполук, а крім того, дають уявлення про назву речовини та її фізичні властивості. Тому на їхнє написання слід звертати особливу увагу. Величезне розмаїття сполук пропонує нам загалом дивовижна наука – хімія. Оксиди, основи, кислоти, солі - це лише частина неосяжного різноманіття.

Загальні властивості основ обумовлені наявністю в їх розчинах іона ВІН - , що створює в розчині лужне середовище (фенолфталеїн забарвлюється малиновий колір, метилоранж - жовтий, лакмус - синій).

1. Хімічні властивості лугів:

1) взаємодія з кислотними оксидами:

2KOH+CO 2 ®K 2 CO 3 +H 2 O;

2) реакція з кислотами (реакція нейтралізації):

2NaOH+ H 2 SO 4 ®Na 2 SO 4 +2H 2 O;

3) взаємодія з розчинними солями (тільки в тому випадку, якщо при дії лугу на розчинну сіль випадає осад або виділяється газ):

2NaOH+ CuSO 4 ®Cu(OH) 2 ¯+Na 2 SO 4 ,

Ba(OH) 2 +Na 2 SO 4 ®BaSO 4 +2NaOH, KOH(конц.)+NH 4 Cl(крист.)®NH 3 +KCl+H 2 O.

2. Хімічні властивості нерозчинних основ:

1) взаємодія основ із кислотами:

Fe(OH) 2 +H 2 SO 4 ®FeSO 4 +2H 2 O;

2) розкладання під час нагрівання. Нерозчинні основи при нагріванні розкладаються на основний оксид та воду:

Cu(OH) 2 ®CuO+H 2 O

Кінець роботи -

Ця тема належить розділу:

Атомно молекулярні вчення у хімії. Атом. Молекули. Хімічний елемент. Міль. Прості складні речовини. Приклади

Атомно молекулярні вчення в хімії атом молекула хімічний елемент моль прості складні речовини приклади.. теоретичну основу сучасної хімії становить атомно молекулярне.. атоми найдрібніші хімічні частинки є межею хімічного.

Якщо Вам потрібний додатковий матеріал на цю тему, або Ви не знайшли те, що шукали, рекомендуємо скористатися пошуком по нашій базі робіт:

Що робитимемо з отриманим матеріалом:

Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:

Всі теми цього розділу:

Отримання підстав
1. Отримання лугів: 1) взаємодія лужних або лужноземельних металів або їх оксидів з водою: Сa+2H2O®Ca(OH)2+H

Номенклатура кислот
Назви кислот виробляються від того елемента, якого утворена кислота. При цьому в назві безкисневих кислот зазвичай є закінчення воднева: HCl - хлороводнева, HBr - бромоводо

Хімічні властивості кислот
Загальні властивості кислот у водних розчинах обумовлені присутністю іонів Н+, що утворюються при дисоціації молекул кислоти, таким чином, кислоти – це донори протонів: HxAn«xH+

Отримання кислот
1) взаємодія кислотних оксидів з водою: SO3+H2O®H2SO4, P2O5+3H2O®2H3PO4;

Хімічні властивості кислих солей
1) кислі солі містять атоми водню, здатні брати участь у реакції нейтралізації, тому вони можуть реагувати з лугами, перетворюючись на середні або інші кислі солі – з меншим числом

Одержання кислих солей
Кислу сіль можна отримати: 1) реакцією неповної нейтралізації багатоосновної кислоти основою: 2H2SO4+Cu(OH)2®Cu(HSO4)2+2H

Основні солі
Основними (гідроксосолями) називаються солі, які утворюються в результаті неповного заміщення гідроксидних іонів основи аніонами кислот. Однокислотні основи, наприклад, NaOH, KOH,

Хімічні властивості основних солей
1) основні солі містять гідроксогрупи, які можуть брати участь у реакції нейтралізації, тому вони можуть реагувати з кислотами, перетворюючись на середні солі або в основні солі з меншими

Отримання основних солей
Основну сіль можна отримати: 1) реакцією неповної нейтралізації основи кислотою: 2Cu(OH)2+H2SO4®(CuOH)2SO4+2H2

Середні солі
Середні солі називають продукти повного заміщення Н+-іонів кислоти іонами металів; вони також можуть розглядатися як продукти повного заміщення ОН-іонів основи аніону

Номенклатура середніх солей
У російській номенклатурі (що використовується в технологічній практиці) існує наступний порядок найменування середніх солей: до кореня назви кисневмісної кислоти додають слово

Хімічні властивості середніх солей
1) Майже всі солі є іонними сполуками, тому в розплаві та водному розчині вони дисоціюють на іони (при пропусканні струму через розчини або розплави солей йде процес електролізу).

Отримання середніх солей
Більшість методів отримання солей заснована на взаємодії речовин протилежної природи – металів з неметалами, кислотних оксидів з основними, основ із кислотами (див. таблицю 2).

Будова атома
Атом – це електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. Порядковий номер елемента в Періодичній таблиці елементів дорівнює заряду ядра

Склад атомних ядер
Ядро складається з протонів та нейтронів. Кількість протонів дорівнює порядковому номеру елемента. Число нейтронів в ядрі дорівнює різниці між масовим числом ізотопу і по

Електрон
Навколо ядра обертаються електрони за певними стаціонарними орбітами. Рухаючись своєю орбітою, електрон не випромінює і поглинає електромагнітну енергію. Випромінювання або поглинання енергії відбувається

Правило заповнення електронних рівнів, підрівнів елементів
Число електронів, які можуть бути на одному енергетичному рівні, визначається формулою 2n2, де n – номер рівня. Максимальне заповнення перших чотирьох енергетичних рівнів: для перших

Енергія іонізації, спорідненості до електрона, електронегативність
Енергія іонізації атома. Енергія, необхідна для відриву електрона від незбудженого атома, називається першою енергією (потенціалом) іонізації I: Е + I = Е + + е- Енергія іонізації

Ковалентний зв'язок
У більшості випадків при утворенні зв'язку відбувається узагальнення електронів атомів, що зв'язуються. Такий тип хімічного зв'язку називають ковалентним зв'язком (приставка "ко-" в латинській мові.

Сигма та пи зв'язку
Сигма (σ)-, пі (π)-зв'язку - наближений опис видів ковалентних зв'язків у молекулах різних сполук, σ-зв'язок характеризується тим, що щільність електронної хмари максимальна

Утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом
Крім викладеного у попередньому розділі гомогенного механізму утворення ковалентного зв'язку, існує гетерогенний механізм - взаємодія різноіменно заряджених іонів - протону H+ та

Хімічний зв'язок та геометрія молекул. BI3, PI3
малюнок 3.1Складання дипольних елементів у молекулах NH3 та NF3

Полярний та неполярний зв'язок
Ковалентний зв'язок утворюється в результаті усуспільнення електронів (з утворенням загальних електронних пар), що відбувається під час перекриття електронних хмар. В освіті

Іонний зв'язок
Іонний зв'язок - це хімічний зв'язок, що здійснюється за рахунок електростатичної взаємодії протилежно заряджених іонів. Таким чином, процес освіти та

Ступінь окислення
Валентність 1. Валентність – здатність атомів хімічних елементів утворювати певну кількість хімічних зв'язків. 2. Значення валентності змінюються від І до VII (рідко VIII). Валент

Водневий зв'язок
Крім різних гетерополярних і го-меополярних зв'язків, існує ще один особливий вид зв'язку, який останні два десятиліття привертає все більшу увагу хіміків. Це так звана водоросл

Кристалічні грати
Отже, кристалічна структура характеризується правильним (регулярним) розташуванням частинок у певних місцях в кристалі. При уявному з'єднанні цих точок лініями виходять простими

Розчини
Якщо посудину з водою помістити кристали кухонної солі, цукру чи перманганату калію (марганцівки), ми можемо спостерігати, як кількість твердої речовини поступово зменшується. При цьому вода,

Електролітична дисоціація
Розчини всіх речовин можна розділити на дві групи: електроліти-проводять електричний струм, неелектроліти-провідниками не є. Цей поділ є умовним, тому що все

Механізм дисоціації
Молекули є дипольними, тобто. один кінець молекули заряджений негативно, інший-позитивно. Молекула негативним полюсом підходить до іону натрію, позитивним до іону хлору; оточують іо

Іонний добуток води
Водневий показник (рН) - величина, що характеризує активність або концентрацію іонів водню в розчинах. Водневий показник позначається рН. Водневий показник чисельно

Хімічна реакція
Хімічна реакція - це перетворення одних речовин на інші. Втім, таке визначення потребує одного суттєвого доповнення. У ядерному реакторі або в прискорювачі теж одні речовини перетворюються

Методи розміщення коефіцієнтів в ОВР
Спосіб електронного балансу 1). Записуємо рівняння хімічної реакції KI + KMnO4 → I2 + K2MnO4 2). Знаходимо атоми, вимір

Гідроліз
Гідроліз – процес обмінної взаємодії іонів солі з водою, що призводить до утворення малодисоційованих речовин та супроводжується зміною реакції (pH) середовища. Суть

Швидкість хімічних реакцій
Швидкість реакції визначається зміною молярної концентрації однієї з реагуючих речовин: V = ± ((С2 – С1) / (t2 - t

Чинники, що впливають на швидкість хімічних реакцій
1. Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє характер хімічних зв'язків та будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин з

Енергія активації
Зіткнення хімічних частинок призводить до хімічної взаємодії лише в тому випадку, якщо частинки, що зіштовхуються, мають енергію, що перевищує деяку певну величину. Розглянемо взаємо

Каталіз каталізатор
Багато реакцій можна прискорити або сповільнити шляхом запровадження деяких речовин. Речовини, що додаються, не беруть участі в реакції і не витрачаються в ході її перебігу, але істотно впливають на

Хімічна рівновага
Хімічні реакції, які протікають з порівнянними швидкостями обох напрямках, називаються оборотними. У таких реакціях утворюються рівноважні суміші реагентів і продуктів, склад яких

Принцип Ле Шательє
Принцип Ле Шательє говорить про те, що для усунення рівноваги вправо потрібно, по-перше, підвищувати тиск. Справді, при підвищенні тиску система «опиратиметься» зростанню кон

Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції
Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції Збільшують швидкість Зменшують швидкість Наявність хімічно активних реагентів

Закон Геса
Користуючись табличними значеннями

Тепловий ефект
У ході реакції відбувається розрив зв'язків у вихідних речовинах та утворення нових зв'язків у продуктах реакції. Оскільки утворення зв'язку йде з виділенням, а його розрив - з поглинанням енергії, то х