Dôvody – komplexné látky, ktoré pozostávajú z kovového katiónu Me + (alebo kovu podobného katiónu, napr. amónny ión NH 4 +) a hydroxidového aniónu OH -.

Na základe ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na rozpustný (zásady) A nerozpustné zásady . Je tu tiež nestabilné základy, ktoré sa spontánne rozkladajú.

Získanie dôvodov

1. Interakcia zásaditých oxidov s vodou. Zároveň reagujú s vodou normálnych podmienkach iba tie oxidy, ktoré zodpovedajú rozpustnej zásade (zásady). Tie. týmto spôsobom môžete len získať alkálie:

zásaditý oxid + voda = zásada

Napríklad , oxid sodný tvorí vo vode hydroxid sodný(hydroxid sodný):

Na20 + H20 -> 2NaOH

Zároveň o oxid meďnatý s voda nereaguje:

CuO + H20 ≠

2. Interakcia kovov s vodou. V čom reagovať s vodouza normálnych podmienoklen alkalické kovy(lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium), vápnik, stroncium a bárium.V tomto prípade nastáva redoxná reakcia, vodík je oxidačné činidlo a kov je redukčné činidlo.

kov + voda = alkálie + vodík

Napríklad, draslík reaguje s voda veľmi búrlivé:

2K0 + 2H2 + O -> 2K + OH + H20

3. Elektrolýza roztokov niektorých solí alkalických kovov. Na získanie alkálií sa spravidla uskutočňuje elektrolýza roztoky solí tvorené alkalickými kovmi alebo kovmi alkalických zemín a bezkyslíkatými kyselinami (okrem kyseliny fluorovodíkovej) - chloridy, bromidy, sulfidy a pod. .

Napríklad , elektrolýza chloridu sodného:

2NaCl + 2H20 -> 2NaOH + H2 + Cl2

4. Zásady vznikajú interakciou iných zásad so soľami. V tomto prípade interagujú iba rozpustné látky a vo výrobkoch by sa mala vytvoriť nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada:

alebo

zásada + soľ 1 = soľ 2 ↓ + zásada

Napríklad: Uhličitan draselný reaguje v roztoku s hydroxidom vápenatým:

K2C03 + Ca(OH)2 → CaC03↓ + 2KOH

Napríklad: Chlorid meďnatý reaguje v roztoku s hydroxidom sodným. V tomto prípade vypadne modrá zrazenina hydroxidu meďnatého:

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Chemické vlastnosti nerozpustných zásad

1. Nerozpustné zásady reagujú so silnými kyselinami a ich oxidmi (a niektoré stredné kyseliny). V tomto prípade, soľ a voda.

nerozpustná zásada + kyselina = soľ + voda

nerozpustná zásada + kyslý oxid = soľ + voda

Napríklad ,Hydroxid meďnatý reaguje so silnou kyselinou chlorovodíkovou:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

V tomto prípade hydroxid meďný (II) neinteraguje s kyslým oxidom slabý kyselina uhličitá - oxid uhličitý:

Cu(OH)2 + C02 ≠

2. Nerozpustné zásady sa zahrievaním rozkladajú na oxid a vodu.

Napríklad, Hydroxid železitý sa pri zahrievaní rozkladá na oxid železitý a vodu:

2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20

3. Nerozpustné zásady nereagujús amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi.

nerozpustná zásada + amfotérny oxid ≠

nerozpustná zásada + amfotérny hydroxid ≠

4. Niektoré nerozpustné zásady môžu pôsobiť akoredukčné činidlá. Redukčné činidlá sú zásady tvorené kovmi s minimálne alebo stredný oxidačný stav, čo môže zvýšiť ich oxidačný stav (hydroxid železitý, hydroxid chrómový (II) atď.).

Napríklad , Hydroxid železitý sa môže oxidovať vzdušným kyslíkom v prítomnosti vody na hydroxid železitý:

4Fe +2 (OH)2 + O20 + 2H20 → 4Fe +3 (0-2H)3

Chemické vlastnosti alkálií

1. Alkálie reagujú s akýmikoľvek kyseliny – silné aj slabé . V tomto prípade, stredná soľ a vodou. Tieto reakcie sú tzv neutralizačné reakcie. Možné je aj vzdelávanie kyslá soľ, ak je kyselina viacsýtna, pri určitom pomere činidiel, alebo v prebytok kyseliny. IN nadbytok alkálií Stredná soľ a voda sa tvoria:

zásada (nadbytok) + kyselina = stredná soľ + voda

alkálie + viacsýtna kyselina (nadbytok) = soľ kyseliny + voda

Napríklad , Hydroxid sodný pri interakcii s trojsýtnou kyselinou fosforečnou môže tvoriť 3 typy solí: dihydrogénfosforečnany, fosfáty alebo hydrofosforečnany.

V tomto prípade sa dihydrogénfosforečnany tvoria v nadbytku kyseliny, alebo keď je molárny pomer (pomer množstiev látok) činidiel 1:1.

NaOH + H3P04 -> NaH2P04 + H20

Keď je molárny pomer zásady a kyseliny 2:1, tvoria sa hydrofosforečnany:

2NaOH + H3PO4 -> Na2HP04 + 2H20

V nadbytku zásady alebo pri molárnom pomere zásady ku kyseline 3:1 sa tvorí fosforečnan alkalického kovu.

3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20

2. Alkálie reagujú samfotérne oxidy a hydroxidy. V čom v tavenine vznikajú obyčajné soli , A v roztoku - komplexné soli .

alkálie (tavenina) + amfotérny oxid = stredná soľ + voda

alkálie (tavenina) + amfotérny hydroxid = stredná soľ + voda

alkálie (roztok) + amfotérny oxid = komplexná soľ

alkálie (roztok) + amfotérny hydroxid = komplexná soľ

Napríklad , keď hydroxid hlinitý reaguje s hydroxidom sodným v tavenine vzniká hlinitan sodný. Kyslejší hydroxid vytvára kyslý zvyšok:

NaOH + Al(OH)3 = NaAl02 + 2H20

A v roztoku vzniká komplexná soľ:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Všimnite si prosím, ako sa skladá komplexný vzorec soli:najprv vyberieme centrálny atóm (doSpravidla ide o amfotérny hydroxidový kov).Potom k tomu pridáme ligandy- v našom prípade ide o hydroxidové ióny. Počet ligandov je zvyčajne 2-krát väčší ako oxidačný stav centrálneho atómu. Ale komplex hliníka je výnimkou, jeho počet ligandov je najčastejšie 4. Výsledný fragment uzatvárame do hranatých zátvoriek – ide o komplexný ión. Určíme jej náboj a na vonkajšej strane pridáme požadovaný počet katiónov alebo aniónov.

3. Alkálie reagujú s kyslých oxidov. Zároveň je možné vzdelávanie kyslý alebo stredná soľ v závislosti od molárneho pomeru alkalického a kyslého oxidu. V nadbytku alkálií sa vytvorí stredná soľ a v nadbytku kyslého oxidu sa vytvorí kyslá soľ:

zásada (nadbytok) + kyslý oxid = stredná soľ + voda

alebo:

alkálie + kyslý oxid (nadbytok) = soľ kys

Napríklad , pri interakcii nadbytok hydroxidu sodného S oxidom uhličitým sa tvorí uhličitan sodný a voda:

2NaOH + C02 = Na2C03 + H20

A pri interakcii prebytok oxidu uhličitého s hydroxidom sodným vzniká iba hydrogénuhličitan sodný:

2NaOH + C02 = NaHC03

4. Alkálie interagujú so soľami. Alkálie reagujú len s rozpustnými soľami v roztoku, za predpokladu, že V jedle sa tvorí plyn alebo sediment . Takéto reakcie prebiehajú podľa mechanizmu iónová výmena.

alkálie + rozpustná soľ = soľ + zodpovedajúci hydroxid

Alkálie interagujú s roztokmi kovových solí, ktoré zodpovedajú nerozpustným alebo nestabilným hydroxidom.

Napríklad hydroxid sodný reaguje so síranom meďnatým v roztoku:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na2 + SO 4 2-

Tiež alkálie reagujú s roztokmi amónnych solí.

Napríklad , Hydroxid draselný reaguje s roztokom dusičnanu amónneho:

NH4 + N03 - + K + OH - = K + N03 - + NH3 + H20

! Keď soli amfotérnych kovov interagujú s nadbytkom alkálií, vytvorí sa komplexná soľ!

Pozrime sa na túto problematiku podrobnejšie. Ak soľ tvorená kovom, ktorému zodpovedá amfotérny hydroxid , interaguje s malým množstvom alkálie, potom nastáva obvyklá výmenná reakcia a vzniká zrazeninahydroxidu tohto kovu .

Napríklad , prebytok síranu zinočnatého reaguje v roztoku s hydroxidom draselným:

ZnS04 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2S04

Pri tejto reakcii však nevzniká zásada, ale mfotérny hydroxid. A ako sme už naznačili vyššie, amfotérne hydroxidy sa rozpúšťajú v nadbytku alkálií za vzniku komplexných solí . T Keď teda síran zinočnatý reaguje s prebytok alkalického roztoku vzniká komplexná soľ, nevytvárajú sa žiadne zrazeniny:

ZnS04 + 4KOH = K2 + K2S04

Takto získame 2 schémy interakcie kovových solí, ktoré zodpovedajú amfotérnym hydroxidom, s alkáliami:

amfotérna kovová soľ (nadbytok) + alkálie = amfotérny hydroxid↓ + soľ

soľ amph.kov + alkálie (nadbytok) = komplexná soľ + soľ

5. Alkálie interagujú s kyslými soľami.V tomto prípade sa tvoria stredné soli alebo menej kyslé soli.

kyslá soľ + zásada = stredná soľ + voda

Napríklad , Hydrosulfit draselný reaguje s hydroxidom draselným za vzniku siričitanu draselného a vody:

KHS03 + KOH = K2S03 + H20

Vlastnosti kyslé soli Je veľmi vhodné určiť mentálnym rozdelením kyslej soli na 2 látky - kyselinu a soľ. Napríklad hydrogénuhličitan sodný NaHC03 rozložíme na kyselinu uolovú H2CO3 a uhličitan sodný Na2CO3. Vlastnosti hydrogénuhličitanu sú do značnej miery určené vlastnosťami kyseliny uhličitej a vlastnosťami uhličitanu sodného.

6. Alkálie interagujú s kovmi v roztoku a tavenine. V tomto prípade dochádza k oxidačno-redukčnej reakcii, ktorá sa tvorí v roztoku komplexná soľ A vodík, v tavenine - stredná soľ A vodík.

Poznámka! S alkáliami v roztoku reagujú len tie kovy, ktorých oxid s minimálnym kladným oxidačným stavom kovu je amfotérny!

Napríklad , železo nereaguje s alkalickým roztokom, oxid železitý je zásaditý. A hliník rozpúšťa sa vo vodnom alkalickom roztoku, oxid hlinitý je amfotérny:

2Al + 2NaOH + 6H2 + O = 2Na + 3H20

7. Alkálie interagujú s nekovmi. V tomto prípade dochádza k redoxným reakciám. zvyčajne nekovy sú v alkáliách neúmerné. Nereagujú s alkáliami kyslík, vodík, dusík, uhlík a inertné plyny (hélium, neón, argón atď.):

NaOH + 02 ≠

NaOH + N2 ≠

NaOH + C ≠

Síra, chlór, bróm, jód, fosfor a iné nekovy neprimerané v alkáliách (t.j. samy sa oxidujú a obnovujú).

Napríklad chlórpri interakcii s studený lúh prechádza do oxidačných stavov -1 a +1:

2NaOH + Cl20 = NaCl - + NaOCl + + H20

Chlór pri interakcii s horúcim lúhom prechádza do oxidačných stavov -1 a +5:

6NaOH + Cl20 = 5NaCl - + NaCl +503 + 3H20

kremík oxidovaný alkáliami do oxidačného stupňa +4.

Napríklad, v riešení:

2NaOH + Si0 + H2 + O = NaCl - + Na2Si +403 + 2H20

Fluór oxiduje alkálie:

2F20 + 4NaO-2H = 020 + 4NaF - + 2H20

Viac o týchto reakciách si môžete prečítať v článku.

8. Zásady sa pri zahrievaní nerozkladajú.

Výnimkou je hydroxid lítny:

2LiOH = Li20 + H20

Chemické rovnice

Chemická rovnica- je vyjadrením reakcie pomocou chemické vzorce. Chemické rovnice ukazujú, ktoré látky vstupujú do chemickej reakcie a ktoré látky vznikajú v dôsledku tejto reakcie. Rovnica je zostavená na základe zákona o zachovaní hmotnosti a ukazuje kvantitatívne vzťahy látok zúčastňujúcich sa chemickej reakcie.

Ako príklad zvážte interakciu hydroxidu draselného s kyselinou fosforečnou:

H3P04 + 3 KOH = K3P04 + 3 H20.

Z rovnice je zrejmé, že 1 mól kyseliny ortofosforečnej (98 g) reaguje s 3 mólmi hydroxidu draselného (3,56 g). V dôsledku reakcie sa vytvorí 1 mól fosforečnanu draselného (212 g) a 3 móly vody (3,18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidíme, že hmotnosť látok, ktoré vstúpili do reakcie, sa rovná hmotnosti produktov reakcie. Rovnica chemickej reakcie umožňuje vykonávať rôzne výpočty súvisiace s danou reakciou.

Komplexné látky sú rozdelené do štyroch tried: oxidy, zásady, kyseliny a soli.

Oxidy- sú to zložité látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jedným je kyslík, t.j. Oxid je zlúčenina prvku s kyslíkom.

Názov oxidov je odvodený od názvu prvku, ktorý je súčasťou oxidu. Napríklad BaO je oxid bárnatý. Ak má oxidový prvok premenlivú valenciu, potom za názvom prvku je jeho valencia uvedená v zátvorkách rímskou číslicou. Napríklad FeO je oxid železitý, Fe2O3 je oxid železitý.

Všetky oxidy sú rozdelené na soľotvorné a nesolitvorné.

Oxidy tvoriace soli sú oxidy, ktoré tvoria soli v dôsledku chemických reakcií. Ide o oxidy kovov a nekovov, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúce kyseliny a pri interakcii so zásadami zodpovedajúce kyslé a normálne soli. Napríklad oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká soľ:

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H2O.

V dôsledku chemických reakcií možno získať ďalšie soli:

CuO + SO3 → CuSO4.

Nesolitvorné oxidy sú tie oxidy, ktoré netvoria soli. Príklady zahŕňajú CO, N2O, NO.

Oxidy tvoriace soli sú 3 typov: zásadité (od slova „zásadité“), kyslé a amfotérne.

Zásadité oxidy sú oxidy kovov, ktoré zodpovedajú hydroxidom, ktoré patria do triedy zásad. Medzi zásadité oxidy patrí napríklad Na2O, K2O, MgO, CaO atď.

Chemické vlastnosti základných oxidov

1. Vo vode rozpustné zásadité oxidy reagujú s vodou za vzniku zásad:

Na2O + H2O -> 2NaOH.

2. Reagovať s kyslými oxidmi za vzniku zodpovedajúcich solí

Na20 + S03 -> Na2S04.

3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reagujte s amfotérnymi oxidmi:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi za vzniku solí:

Na20 + S03 = Na2S04

Ak zloženie oxidov obsahuje nekov alebo kov vykazujúci vyššia valencia(zvyčajne vykazujúce od IV do VII), potom budú takéto oxidy kyslé. Kyslé oxidy (anhydridy kyselín) sú tie oxidy, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy kyselín. Sú to napríklad CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 atď. Kyslé oxidy sa rozpúšťajú vo vode a zásadách, tvoria soľ a vodu.

Chemické vlastnosti oxidov kyselín

1. Reagujte s vodou za vzniku kyseliny:

SO3 + H2O → H2SO4.

Ale nie všetky kyslé oxidy reagujú priamo s vodou (SiO2 atď.).

2. Reagujte s oxidmi na báze za vzniku soli:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Reagujte s alkáliami za vzniku soli a vody:

CO2 + Ba(OH)2 -> BaCO3 + H2O.

Amfotérny oxid obsahuje prvok, ktorý má amfotérne vlastnosti. Amfoterita sa týka schopnosti zlúčenín vykazovať kyslé a zásadité vlastnosti v závislosti od podmienok. Napríklad oxid zinočnatý ZnO môže byť buď zásada alebo kyselina (Zn(OH)2 a H2Zn02). Amfoterita je vyjadrená tým, že v závislosti od podmienok majú amfotérne oxidy buď zásadité alebo kyslé vlastnosti, napríklad Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe203 ZnO. Napríklad amfotérna povaha oxidu zinočnatého sa prejavuje, keď interaguje s kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H20

ZnO + 2NaOH = Na2Zn02 + H20

Pretože nie všetky amfotérne oxidy sú rozpustné vo vode, je oveľa ťažšie dokázať amfotérnu povahu takýchto oxidov. Napríklad oxid hlinitý (III) vykazuje zásadité vlastnosti pri reakcii jeho fúzie s disíranom draselným a kyslé vlastnosti, keď je fúzovaný s hydroxidmi:

Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

Pre rôzne amfotérne oxidy možno dualitu vlastností vyjadriť v rôznej miere. Napríklad oxid zinočnatý sa rovnako ľahko rozpúšťa v kyselinách aj zásadách a oxid železitý - Fe2O3 - má prevažne zásadité vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov

1. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H2O.

2. Reagovať s pevnými alkáliami (počas fúzie), pričom výsledkom reakcie je soľ - zinečnan sodný a voda:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Keď oxid zinočnatý interaguje s alkalickým roztokom (rovnaký NaOH), dôjde k ďalšej reakcii:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Koordinačné číslo je charakteristika, ktorá určuje počet blízkych častíc: atómov alebo iónov v molekule alebo kryštáli. Každý amfotérny kov má svoje koordinačné číslo. Pre Be a Zn je to 4; Pre a Al je 4 alebo 6; Pre a Cr je to 6 alebo (veľmi zriedkavo) 4;

Amfotérne oxidy sú zvyčajne nerozpustné vo vode a nereagujú s ňou.

Spôsoby získavania oxidov z jednoduché látky- ide buď o priamu reakciu prvku s kyslíkom:

alebo rozklad zložitých látok:

a) oxidy

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) hydroxidy

Ca(OH)2 = CaO + H20

c) kyseliny

H2CO3 = H2O + CO2-

CaC03 = CaO + CO2

Rovnako ako interakcia kyselín - oxidačných činidiel s kovmi a nekovmi:

Cu + 4HNO3 (konc) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Oxidy možno získať priamou interakciou kyslíka s iným prvkom, alebo nepriamo (napríklad pri rozklade solí, zásad, kyselín). Za normálnych podmienok sa oxidy vyskytujú v pevnom, kvapalnom a plynnom stave; tento typ zlúčenín je v prírode veľmi bežný. Oxidy sa nachádzajú v zemskej kôre. Hrdza, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.

Dôvody- sú to zložité látky, v ktorých molekulách sú atómy kovov spojené s jednou alebo viacerými hydroxylovými skupinami.

Bázy sú elektrolyty, ktoré pri disociácii tvoria iba hydroxidové ióny ako anióny.

NaOH = Na + + OH -

Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca2 + + 2OH -

Existuje niekoľko znakov klasifikácie báz:

Podľa rozpustnosti vo vode sa zásady delia na alkálie a nerozpustné. Alkálie sú hydroxidy alkalických kovov (Li, Na, K, Rb, Cs) a kovov alkalických zemín (Ca, Sr, Ba). Všetky ostatné zásady sú nerozpustné.

Podľa stupňa disociácie sa zásady delia na silné elektrolyty (všetky zásady) a slabé elektrolyty (nerozpustné zásady).

Podľa počtu hydroxylových skupín v molekule sa zásady delia na monokyseliny (1 OH skupina), napríklad hydroxid sodný, hydroxid draselný, dikyselina (2 OH skupiny), napríklad hydroxid vápenatý, hydroxid meďnatý (2), a polykyselina.

Chemické vlastnosti.

OH - ióny v roztoku určujú alkalické prostredie.

Alkalické roztoky menia farbu indikátorov:

Fenolftaleín: bezfarebný ® karmínový,

lakmus: fialová ® modrá,

Metylová oranž: oranžová ® žltá.

Alkalické roztoky reagujú s kyslými oxidmi za vzniku solí tých kyselín, ktoré zodpovedajú reagujúcim kyslým oxidom. V závislosti od množstva alkálií sa tvoria stredné alebo kyslé soli. Napríklad, keď hydroxid vápenatý reaguje s oxidom uhoľnatým, vzniká uhličitan vápenatý a voda:

Ca(OH)2 + C02 = CaC03? +H20

A keď hydroxid vápenatý reaguje s nadbytkom oxidu uhoľnatého (IV), vytvára sa hydrogenuhličitan vápenatý:

Ca(OH)2 + C02 = Ca(HC03)2

Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HC032-

Všetky zásady reagujú s kyselinami za vzniku soli a vody, napríklad: keď hydroxid sodný reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, vzniká chlorid sodný a voda:

NaOH + HCl = NaCl + H20

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

Hydroxid meďnatý sa rozpúšťa v kyseline chlorovodíkovej za vzniku chloridu meďnatého a vody:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H20

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20.

Reakcia medzi kyselinou a zásadou sa nazýva neutralizačná reakcia.

Nerozpustné zásady sa pri zahrievaní rozkladajú na vodu a oxid kovu zodpovedajúci zásade, napríklad:

Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Alkálie interagujú s roztokmi solí, ak je splnená jedna z podmienok na dokončenie iónomeničovej reakcie (tvorí sa zrazenina),

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2S04

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

Reakcia nastáva v dôsledku väzby katiónov medi s hydroxidovými iónmi.

Keď hydroxid bárnatý reaguje s roztokom síranu sodného, ​​vytvorí sa zrazenina síranu bárnatého.

Ba(OH)2 + Na2S04 = BaS04? + 2NaOH

Ba2+ + SO42- = BaS04

Reakcia nastáva v dôsledku väzby katiónov bária a síranových aniónov.

Kyseliny - Ide o komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť alebo vymeniť za atómy kovu a kyslý zvyšok.

Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na kyseliny obsahujúce kyslík (H2SO4 kyselina sírová, H2SO3 kyselina sírová, HNO3 kyselina dusičná, H3PO4 kyselina fosforečná, H2CO3 kyselina uhličitá, H2SiO3 kyselina kremičitá) a bez kyslíka (HF kyselina fluorovodíková, HCl kyselina chlorovodíková (kyselina chlorovodíková), HBr kyselina bromovodíková, kyselina jodovodíková HI, kyselina sírovodík H2S) .

V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H).

KYSELINY

Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.

Zvyšky kyselín môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché zvyšky kyselín, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO3, -PO4, -SiO3) - ide o komplexné zvyšky.

Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Slovo anhydrid znamená bezvodý, teda kyselinu bez vody. Napríklad,

H2SO4 - H2O → SO3. Anoxické kyseliny neobsahujú anhydridy.

Kyselina dostala svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncov „naya“ a menej často „vaya“: H2SO4 - sírová; H2SO3 - uhlie; H2SiO3 - kremík atď.

Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názvoch kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje vyššiu mocnosť (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO3 - dusičná, HNO2 - dusičná.

Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:

H2 + Cl2 -> 2 HCl;

Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H2S sú kyseliny.

Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj tuhom stave.

Chemické vlastnosti kyselín

1. Roztoky kyselín pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.

Indikátory sú látky komplexná štruktúra. Menia svoju farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikálie. IN neutrálne riešenia- majú jednu farbu, v riešeniach základov - inú. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.

2. Reagujte so zásadami za vzniku vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený kyslý zvyšok (neutralizačná reakcia):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reagujte s oxidmi báz za vzniku vody a soli. Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá v neutralizačnej reakcii:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Interakcia s kovmi.

Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:

1. Kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;

K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.

Ale reakcia medzi roztokom kyseliny chlorovodíkovej a meďou je nemožná, pretože meď je v sérii napätia po vodíku.

2. Kyselina musí byť dostatočne silná (to znamená, schopná darovať vodíkové ióny H+).

Keď dôjde k chemickým reakciám kyseliny s kovmi, tvorí sa soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Avšak bez ohľadu na to, aké odlišné sú kyseliny, všetky tvoria pri disociácii katióny vodíka, ktoré určujú množstvo spoločných vlastností: kyslá chuť, zmena farby indikátorov (lakmus a metyl pomaranč), interakcia s inými látkami.

Rovnaká reakcia prebieha medzi oxidmi kovov a väčšinou kyselín

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Opíšme reakcie:

2) Druhá reakcia by mala produkovať rozpustnú soľ. V mnohých prípadoch k interakcii kovu s kyselinou prakticky nedochádza, pretože výsledná soľ je nerozpustná a pokrýva povrch kovu ochranným filmom, napríklad:

Рb + H2S04 =/ PbS04 + H2

Nerozpustný síran olovnatý bráni kyseline dostať sa ku kovu a reakcia sa zastaví tesne pred jej začiatkom. Z tohto dôvodu väčšina ťažkých kovov prakticky neinteraguje s kyselinou fosforečnou, uhličitou a sulfidovou kyselinou.

3) Tretia reakcia je charakteristická pre roztoky kyselín, preto nerozpustné kyseliny, ako je kyselina kremičitá, nereagujú s kovmi. Koncentrovaný roztok kyseliny sírovej a roztok kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie interagujú s kovmi trochu inak, preto sú reakčné rovnice medzi kovmi a týmito kyselinami napísané iným spôsobom. Zriedený roztok kyseliny sírovej reaguje s kovmi. stojace v sérii napätia na vodík, tvoriace soľ a vodík.

4) Štvrtá reakcia je typická iónomeničová reakcia a vyskytuje sa iba vtedy, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn.

Soli - ide o zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov (niekedy môžu obsahovať vodík). Napríklad NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atď.

Takmer všetky soli sú iónové zlúčeniny, preto sú ióny kyslých zvyškov a ióny kovov navzájom viazané v soliach:

Na+Cl - chlorid sodný

Ca2+SO42 - síran vápenatý atď.

Soľ je produkt čiastočnej alebo úplnej substitúcie atómov vodíka v kyseline kovom.

Preto sa rozlišujú tieto typy solí:

1. Stredné soli - všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom: Na2CO3, KNO3 atď.

2. Kyslé soli – nie všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom. Samozrejme, kyslé soli môžu tvoriť len dvoj- alebo viacsýtne kyseliny. Jednosýtne kyseliny nemôžu produkovať kyslé soli: NaHCO3, NaH2PO4 atď. d.

3. Podvojné soli - atómy vodíka dvoj- alebo viacsýtnej kyseliny sú nahradené nie jedným kovom, ale dvoma rôznymi: NaKCO3, KAl(SO4)2 atď.

4. Zásadité soli možno považovať za produkty neúplnej, prípadne čiastočnej substitúcie hydroxylových skupín zásad kyslými zvyškami: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl atď.

Podľa medzinárodnej nomenklatúry názov soli každej kyseliny pochádza z latinského názvu prvku. Napríklad soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany: CaSO4 - síran vápenatý, MgSO4 - síran horečnatý atď.; soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCI2 - chlorid zinočnatý atď.

K názvu solí dvojsýtnych kyselín sa pridáva častica „bi“ alebo „hydro“: Mg(HCl3)2 - hydrogenuhličitan horečnatý alebo hydrogenuhličitan horečnatý.

Za predpokladu, že v trojsýtnej kyseline je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom, potom sa pridáva predpona „dihydro“: NaH2PO4 - dihydrogenfosforečnan sodný.

Soli sú pevné látky s veľmi rozdielnou rozpustnosťou vo vode.

Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré sú ich súčasťou.

1. Niektoré soli sa zahrievaním rozkladajú:

CaC03 = CaO + CO2

2. Reagujte s kyselinami za vzniku novej soli a novej kyseliny. Na uskutočnenie tejto reakcie je potrebné, aby kyselina bola silnejšia ako soľ, ktorá je ovplyvnená kyselinou:

2NaCl + H2SO4 -> Na2S04 + 2HCl.

3. Interagujte so zásadami a vytvorte novú soľ a novú zásadu:

Ba(OH)2 + MgS04 -> BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Vzájomná interakcia vytvára nové soli:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Interagujú s kovmi, ktoré sú v rovnakom rozsahu aktivity ako kov, ktorý je súčasťou soli.

Dôvody

Zásady sú zlúčeniny obsahujúce iba hydroxidové ióny OH - ako anión. Počet hydroxidových iónov, ktoré je možné nahradiť kyslým zvyškom, určuje kyslosť zásady. V tomto ohľade sú zásady jedno-, dvoj- a polykyselinové, avšak pravé zásady najčastejšie zahŕňajú jedno- a dvojkyseliny; Medzi nimi by sa mali rozlišovať vo vode rozpustné a vo vode nerozpustné zásady. Upozorňujeme, že zásady, ktoré sú rozpustné vo vode a takmer úplne disociujú, sa nazývajú zásady (silné elektrolyty). Patria sem hydroxidy alkalických prvkov a prvkov alkalických zemín a v žiadnom prípade roztok amoniaku vo vode.

Názov zásady sa začína slovom hydroxid, za ktorým nasleduje genitív je dané Ruské meno katión a jeho náboj je uvedený v zátvorkách. Je dovolené uvádzať počet hydroxidových iónov pomocou predpôn di-, tri-, tetra. Napríklad: Mn(OH) 3 - hydroxid manganatý (III) alebo trihydroxid mangánu.

Všimnite si, že medzi zásadami a zásaditými oxidmi existuje genetický vzťah: zásadité oxidy zodpovedajú zásadám. Preto majú zásadité katióny najčastejšie náboj jeden alebo dva, čo zodpovedá najnižším oxidačným stavom kovov.

Pamätajte na základné spôsoby získavania základov

1. Interakcia aktívnych kovov s vodou:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

La + 6H20 = 2La(OH)3 + 3H2

Interakcia zásaditých oxidov s vodou:

CaO + H20 = Ca (OH) 2

MgO + H20 = Mg(OH)2.

3. Interakcia solí s alkáliami:

MnS04 + 2KOH = Mn(OH)2↓ + K2S04

NH4C1 + NaOH = NaCl + NH3∙H20

Na2C03 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaC03

MgOHCl + NaOH = Mg(OH)2 + NaCl.

Elektrolýza vodné roztoky soli s membránou:

2NaCl + 2H20 -> 2NaOH + Cl2 + H2

Upozorňujeme, že v kroku 3 musia byť východiskové činidlá zvolené tak, aby medzi reakčnými produktmi bola buď ťažko rozpustná zlúčenina alebo slabý elektrolyt.

Všimnite si, že pri zvažovaní chemických vlastností báz závisia reakčné podmienky od rozpustnosti bázy.

1. Interakcia s kyselinami:

NaOH + H2S04 = NaHS04 + H20

2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20

2Mg(OH)2 + H2S04 = (MgOH)2S04 + 2H20

Mg(OH)2 + H2S04 = MgS04 + 2H20

Mg(OH)2 + 2H2S04 = Mg(HS04)2 + 2H20

2. Interakcia s oxidmi kyselín:

NaOH + C02 = NaHC03

2NaOH + C02 = Na2C03 + H20

Fe(OH)2 + P205 = Fe(P03)2 + H20

3Fe(OH)2 + P205 = Fe3 (P04)2 + 2H20

3. Interakcia s amfotérnymi oxidmi:

A1203 + 2NaOH p + 3H20 = 2Na

Al203 + 2NaOH T = 2NaAl02 + H20

Cr203 + Mg(OH)2 = Mg(Cr02)2 + H20

4. Interakcia s amfetérnymi hydroxidmi:

Ca(OH)2 + 2Al(OH)3 = Ca(Al02)2 + 4H20

3NaOH + Cr(OH)3 = Na3

Interakcia so soľami.

K reakciám opísaným v bode 3 výrobných metód by sa malo pridať toto:

2ZnSO4 + 2KOH = (ZnOH)2S04 + K2S04

NaHC03 + NaOH = Na2C03 + H20

BeS04 + 4NaOH = Na2 + Na2S04

Cu(OH)2 + 4NH3∙H20 = (OH)2 + 4H20

6. Oxidácia na amfotérne hydroxidy alebo soli:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H20 = 4Fe(OH)3

2Cr(OH)2 + 2H20 + Na202 + 4NaOH = 2Na3.

7. Tepelný rozklad:

Ca(OH)2 = CaO + H20.

Upozorňujeme, že hydroxidy alkalických kovov, okrem lítia, sa takýchto reakcií nezúčastňujú.

!!!Vyskytujú sa alkalické zrážky?!!! Áno, existujú, ale nie sú také rozšírené ako kyslé zrážky, sú málo známe a ich vplyv na objekty životné prostredie prakticky neprebádané. Napriek tomu si ich zváženie zaslúži pozornosť.

Pôvod alkalického zrážania možno vysvetliť nasledovne.

CaC03 →CaO + CO2

V atmosfére sa oxid vápenatý spája s vodnou parou počas kondenzácie, dažďa alebo dažďa so snehom a vytvára hydroxid vápenatý:

CaO + H20 →Ca(OH)2,

čím vzniká alkalická reakcia atmosférických zrážok. V budúcnosti je možné nechať reagovať hydroxid vápenatý s oxidom uhličitým a vodou za vzniku uhličitanu vápenatého a hydrogenuhličitanu vápenatého:

Ca(OH)2 + C02 -> CaC03 + H20;

CaC03 + CO2 + H20 → Ca(HC03) 2.

Chemický rozbor dažďovej vody ukázal, že obsahuje síranové a dusičnanové ióny v malom množstve (asi 0,2 mg/l). Ako je známe, príčinou kyslého charakteru zrážok sú kyseliny sírové a dusičné. Zároveň je tu vysoký obsah vápenatých katiónov (5-8 mg/l) a hydrogénuhličitanových iónov, ktorých obsah v areáli podnikov stavebného komplexu je 1,5-2 krát vyšší ako v iných oblasti mesta a predstavuje 18-24 mg/l. To ukazuje, že systém uhličitanu vápenatého a procesy v ňom prebiehajúce hrajú hlavnú úlohu pri tvorbe lokálnych alkalických sedimentov, ako je uvedené vyššie.

Alkalické zrážky ovplyvňujú rastliny; sú zaznamenané zmeny vo fenotypovej štruktúre rastlín. Na čepeli listov sú stopy „popálenín“, biely povlak na listoch a depresívnom stave bylinných rastlín.

Táto lekcia je venovaná štúdiu všeobecných chemických vlastností inej triedy anorganických látok - solí. Dozviete sa, s akými látkami môžu soli interagovať a aké sú podmienky pre vznik takýchto reakcií.

Téma: Triedy anorganických látok

Lekcia: Chemické vlastnosti solí

1. Interakcia solí s kovmi

Soli sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a kyslých zvyškov.

Preto vlastnosti solí budú spojené s prítomnosťou určitého kovu alebo kyslého zvyšku v zložení látky. Napríklad väčšina solí medi v roztoku má modrastú farbu. Soli kyseliny mangánovej (manganistan) sú hlavne fialové. Začnime sa zoznamovať s chemickými vlastnosťami solí nasledujúcim pokusom.

Vložte železný klinec do prvého pohára s roztokom síranu meďnatého. Do druhého pohára vložte medenú platňu s roztokom síranu železnatého. Medenú platňu tiež spustíme do tretieho pohára s roztokom dusičnanu strieborného. Po nejakom čase uvidíme, že železný klinec bol pokrytý vrstvou medi, medený plech z tretieho skla bol pokrytý vrstvou striebra a medeným plechom z druhého skla sa nič nestalo.

Ryža. 1. Interakcia roztokov solí s kovmi

Vysvetlime si výsledky experimentu. Reakcie nastali len vtedy, ak kov reagujúci so soľou bol reaktívnejší ako kov v soli. Aktivitu kovov je možné navzájom porovnávať ich postavením v rade aktivít. Čím viac doľava sa v tomto rade nachádza kov, tým väčšia je jeho schopnosť vytesniť iný kov zo soľného roztoku.

Rovnice uskutočnených reakcií:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Keď železo reaguje s roztokom síranu meďnatého, vzniká čistá meď a síran železnatý. Táto reakcia je možná, pretože železo má väčšiu reaktivitu ako meď.

Cu + FeSO4 → reakcia neprebieha

Reakcia medzi meďou a roztokom síranu železnatého neprebieha, pretože meď nemôže nahradiť železo zo soľného roztoku.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

Keď meď reaguje s roztokom dusičnanu strieborného, ​​vzniká striebro a dusičnan meďnatý (II). Meď nahrádza striebro z roztoku jeho soli, pretože meď sa nachádza v rade aktivít naľavo od striebra.

Soľné roztoky môžu interagovať s kovmi, ktoré sú aktívnejšie ako kov v soli. Tieto reakcie sú substitučného typu.

2. Vzájomná interakcia roztokov solí

Uvažujme o ďalšej vlastnosti solí. Soli rozpustené vo vode sa môžu navzájom ovplyvňovať. Urobme experiment.

Zmiešajte roztoky chloridu bárnatého a síranu sodného. V dôsledku toho sa vytvorí biela zrazenina síranu bárnatého. Očividne tam bola reakcia.

Reakčná rovnica: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Soli rozpustené vo vode môžu prejsť výmennou reakciou, ak výsledkom je vytvorenie vo vode nerozpustnej soli.

3. Interakcia solí s alkáliami

Skúsme zistiť, či soli interagujú s alkáliami vykonaním nasledujúceho experimentu.

Pridajte roztok hydroxidu sodného do roztoku síranu meďnatého. Výsledkom je modrá zrazenina.

Ryža. 2. Interakcia roztoku síranu meďnatého s alkáliou

Rovnica reakcie: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Táto reakcia je výmennou reakciou.

Soli môžu reagovať s alkáliami, ak reakciou vzniká látka, ktorá je nerozpustná vo vode.

4. Interakcia solí s kyselinami

Pridajte roztok kyseliny chlorovodíkovej do roztoku uhličitanu sodného. V dôsledku toho vidíme uvoľňovanie plynových bublín. Vysvetlime si výsledky experimentu napísaním rovnice pre túto reakciu:

Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + H2C03

H2CO3 = H2O + CO2

Kyselina uhličitá je nestabilná látka. Rozkladá sa na oxid uhličitý a vodu. Táto reakcia je výmennou reakciou.

Soli môžu podstúpiť výmennú reakciu s kyselinami, ak reakcia produkuje plyn alebo tvorí zrazeninu.

1. Zbierka úloh a cvičení z chémie: 8. ročník: pre učebnice. P. A. Orzhekovsky a ďalší „Chémia. 8. ročník“ / P. A. Oržekovskij, N. A. Titov, F. F. Hegele. – M.: AST: Astrel, 2006. (s.107-111)

2. Ushakova O. V. Pracovný zošit z chémie: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a iných „Chémia. 8. ročník“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; pod. vyd. Prednášal prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 108-110)

3. Chémia. 8. trieda. Učebnica pre všeobecné vzdelanie inštitúcie / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.:Astrel, 2013. (§34)

4. Chémia: 8. ročník: učebnica. pre všeobecné vzdelanie inštitúcie / P. A. Oržekovskij, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Chémia: inorg. chémia: učebnica. pre 8. ročník. všeobecné vzdelanie inštitúcie / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Vzdelávanie, OJSC „Moskva učebnice“, 2009. (§33)

6. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V. A. Volodin, vedúci vedecký vyd. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Ďalšie webové zdroje

1. Interakcie kyselín so soľami.

2. Interakcie kovov so soľami.

Domáca úloha

1) str. 109-110 č. 4.5 od Pracovný zošit v chémii: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a iných „Chémia. 8. ročník“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; pod. vyd. Prednášal prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) str. 193 č. 2,3 z učebnice P. A. Orzhekovského, L. M. Meshcheryakovej, M. M. Shalashovej „Chémia: 8. ročník“, 2013.

Soli sú zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov (niekedy môžu obsahovať vodík). Napríklad NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atď.

Prakticky všetky soli sú iónové zlúčeniny, Preto sú v soliach ióny kyslých zvyškov a kovové ióny spolu viazané:

Na + Cl – – chlorid sodný

Ca 2+ SO 4 2– – síran vápenatý atď.

Soľ je produkt čiastočnej alebo úplnej substitúcie atómov vodíka v kyseline kovom. Preto sa rozlišujú tieto typy solí:

1. Stredné soli– všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom: Na 2 CO 3, KNO 3 atď.

2. Soli kyselín– nie všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom. Samozrejme, kyslé soli môžu tvoriť len dvoj- alebo viacsýtne kyseliny. Jednosýtne kyseliny nedokážu vytvárať kyslé soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 atď. d.

3. Podvojné soli– atómy vodíka dvojsýtnej alebo viacsýtnej kyseliny nie sú nahradené jedným kovom, ale dvoma rôznymi: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 atď.

4. Zásadité soli možno považovať za produkty neúplnej, alebo čiastočnej substitúcie hydroxylových skupín zásad kyslými zvyškami: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl atď.

Podľa medzinárodnej nomenklatúry názov soli každej kyseliny pochádza z latinského názvu prvku. Napríklad soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany: CaSO 4 - síran vápenatý, Mg SO 4 - síran horečnatý atď.; soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCl 2 - chlorid zinočnatý atď.

K názvu solí dvojsýtnych kyselín sa pridáva častica „bi“ alebo „hydro“: Mg(HCl 3) 2 – hydrogenuhličitan alebo hydrogénuhličitan horečnatý.

Za predpokladu, že v trojsýtnej kyseline je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom, potom sa pridáva predpona „dihydro“: NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný.

Soli sú pevné látky s veľmi rozdielnou rozpustnosťou vo vode.

Chemické vlastnosti solí

Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré sú ich súčasťou.

1. Niektorí soli sa pri zahrievaní rozkladajú:

CaC03 = CaO + C02

2. Interakcia s kyselinami s tvorbou novej soli a novej kyseliny. Na uskutočnenie tejto reakcie je potrebné, aby kyselina bola silnejšia ako soľ, ktorá je ovplyvnená kyselinou:

2NaCl + H2S04 -> Na2S04 + 2HCl.

3. Interakcia so základňami, čím sa vytvorí nová soľ a nová zásada:

Ba(OH)2 + MgS04 → BaS04↓ + Mg(OH)2.

4. Interakcia medzi sebou s tvorbou nových solí:

NaCl + AgN03 → AgCl + NaN03.

5. Interakcia s kovmi, ktoré sú v rozsahu aktivity vzhľadom na kov, ktorý je súčasťou soli:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o soliach?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.