Temelji

Baze su jedinjenja koja kao anion sadrže samo hidroksid OH jona. Broj hidroksidnih jona koji se mogu zamijeniti kiselinskim ostatkom određuje kiselost baze. U tom smislu, baze su jedno-, dvo- i polikiseline, međutim, jedno- i dvokiselinske se najčešće nazivaju pravim bazama. Među njima treba razlikovati baze koje su topive i nerastvorljive u vodi. Imajte na umu da se u vodi rastvorljive i skoro potpuno disocirajuće baze nazivaju alkalije (jaki elektroliti). To uključuje hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih elemenata i ni u kom slučaju otopinu amonijaka u vodi.

Ime osnove počinje riječju hidroksid, iza koje se daje u genitivu Rusko ime kation, a njegov naboj je naznačen u zagradama. Dozvoljeno je navesti broj hidroksidnih jona pomoću prefiksa di-, tri-, tetra. Na primjer: Mn (OH) 3 - mangan (III) hidroksid ili mangan trihidroksid.

Imajte na umu da postoji genetska veza između baza i bazičnih oksida: baze odgovaraju bazičnim oksidima. Stoga bazni katjoni najčešće imaju naboj od jedan ili dva, što odgovara najnižim oksidacijskim stanjima metala.

Upamtite osnovne načine da dobijete razloge

1. Interakcija aktivnih metala sa vodom:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2

La + 6H 2 O \u003d 2La (OH) 3 + 3H 2

Interakcija osnovnih oksida sa vodom:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2

MgO + H 2 O \u003d Mg (OH) 2.

3. Interakcija soli sa alkalijama:

MnSO 4 + 2KOH \u003d Mn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

NH 4 C1 + NaOH \u003d NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na 2 CO 3 + Ca (OH) 2 \u003d 2NaOH + CaCO 3

MgOHCl + NaOH \u003d Mg (OH) 2 + NaCl.

Elektroliza vodenih otopina soli s dijafragmom:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + H 2

Napominjemo da se u paragrafu 3. početni reagensi moraju odabrati na takav način da među produktima reakcije postoji ili slabo topljivo jedinjenje ili slab elektrolit.

Imajte na umu da kada se razmatraju hemijska svojstva baza, uslovi reakcije zavise od rastvorljivosti baze.

1. Interakcija sa kiselinama:

NaOH + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + H 2 O

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

2Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = (MgOH) 2 SO 4 + 2H 2 O

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O

2. Interakcija sa kiselim oksidima:

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

Fe (OH) 2 + P 2 O 5 \u003d Fe (PO 3) 2 + H 2 O

ZFe (OH) 2 + P 2 O 5 \u003d Fe 3 (PO 4) 2 + 2H 2 O

3. Interakcija sa amfoternim oksidima:

A1 2 O 3 + 2NaOH p + 3H 2 O \u003d 2Na

Al 2 O 3 + 2NaOH T \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Mg (OH) 2 \u003d Mg (CrO 2) 2 + H 2 O

4. Interakcija sa amfterijskim hidroksidima:

Ca (OH) 2 + 2Al (OH) 3 \u003d Ca (AlO 2) 2 + 4H 2 O

3NaOH + Cr(OH) 3 = Na 3

interakcija sa solima.

Reakcijama opisanim u paragrafu 3 metoda pripreme treba dodati:

2ZnSO 4 + 2KOH = (ZnOH) 2 S0 4 + K 2 SO 4

NaHCO 3 + NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

BeSO 4 + 4NaOH \u003d Na 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 + 4NH 3 ∙H 2 O \u003d (OH) 2 + 4H 2 O

6. Oksidacija u amfoterne hidrokside ili soli:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2Cr(OH) 2 + 2H 2 O + Na 2 O 2 + 4NaOH = 2Na 3.

7. Raspadanje pri zagrijavanju:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

Imajte na umu da hidroksidi alkalnih metala, osim litijuma, ne učestvuju u takvim reakcijama.

!!!Ima li alkalnih padavina?!!! Da, postoje, ali nisu tako česti kao kisela kiša, malo su poznati i njihov uticaj na objekte okruženje praktično neistražen. Ipak, njihovo razmatranje zaslužuje pažnju.

Poreklo alkalne precipitacije može se objasniti na sledeći način.

CaCO 3 →CaO + CO 2

U atmosferi, kalcijum oksid se kombinuje sa vodenom parom tokom njihove kondenzacije, sa kišom ili susnežicom, formirajući kalcijum hidroksid:

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2,

što stvara alkalnu reakciju padavine. U budućnosti je moguća interakcija kalcijevog hidroksida s ugljičnim dioksidom i vodom sa stvaranjem kalcijum karbonata i kalcijum bikarbonata:

Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca (HC0 3) 2.

Hemijska analiza kišnice pokazala je da sadrži male količine sulfatnih i nitratnih jona (oko 0,2 mg/l). Poznato je da sumporna i dušična kiselina uzrokuju kisele taloženje. Istovremeno, postoji visok sadržaj kationa kalcijuma (5-8 mg/l) i bikarbonatnih jona, čiji je sadržaj u oblasti izgradnje kompleksnih preduzeća 1,5-2 puta veći nego u drugim oblastima. grada, i iznosi 18-24 mg/l. To pokazuje da u formiranju lokalnih alkalnih padavina vodeća uloga igra sistem kalcijum karbonata i procese koji se u njemu odvijaju, kao što je gore pomenuto.

Alkalne padavine utječu na biljke, primjećuju se promjene u fenotipskoj strukturi biljaka. Ima tragova "opekotina" na listovima listova, bijeli premaz na listovima i potlačenom stanju zeljastih biljaka.

Soli su produkt zamjene atoma vodika u kiselini za metal. Rastvorljive soli u sodi disociraju na metalni kation i anion kiselinskog ostatka. Soli se dijele na:

Srednje

Basic

Kompleks

Dvostruko

Miješano

Srednje soli. To su proizvodi potpune zamjene atoma vodika u kiselini atomima metala, ili grupom atoma (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Nazivi srednjih soli potiču od naziva metala i kiselina: CuSO 4 - bakar sulfat, Na 3 PO 4 - natrijum fosfat, NaNO 2 - natrijum nitrit, NaClO - natrijum hipohlorit, NaClO 2 - natrijum hlorit, NaClO 3 - natrijum hlorat , NaClO 4 - natrijum perhlorat, CuI - bakar (I) jodid, CaF 2 - kalcijum fluorid. Takođe morate zapamtiti nekoliko trivijalnih naziva: NaCl-kuhinjska so, KNO3-kalijev nitrat, K2CO3-pepelika, Na2CO3-natrijum pepeo, Na2CO3∙10H2O-kristalna soda, CuSO4-bakar sulfat,Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O- boraks, Na 2 SO 4 . 10H 2 O-Glauberova so. Dvostruke soli. Ovo je sol koji sadrže dvije vrste kationa (atomi vodika multibasic kiseline se zamjenjuju s dva različita kationa): MgNH 4 PO 4 , KAl (SO 4 ) 2 , NaKSO 4 .Dvojne soli kao pojedinačna jedinjenja postoje samo u kristalnom obliku. Kada se rastvore u vodi, potpuno sudisociraju na metalne ione i kisele ostatke (ako su soli topljive), na primjer:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Važno je napomenuti da se disocijacija dvostrukih soli u vodenim otopinama odvija u 1 koraku. Da biste imenovali soli ove vrste, morate znati nazive aniona i dva kationa: MgNH4PO4 - magnezijum amonijum fosfat.

kompleksne soli.To su čestice (neutralne molekule ilijoni ), koji nastaju kao rezultat spajanja ovog jon (ili atom) ), zove agens za kompleksiranje, neutralnih molekula ili drugih jona tzv ligandi. Kompleksne soli se dijele na:

1) Kationski kompleksi

Cl 2 - tetraamincink(II) diklorid
Cl2- di heksaaminkobalt(II) hlorid

2) Anionski kompleksi

K2- kalijum tetrafluoroberilat(II)
Li-litijum tetrahidridoaluminat(III)
K3-kalijum heksacijanoferat(III)

Teoriju strukture kompleksnih jedinjenja razvio je švajcarski hemičar A. Werner.

Kiselinske soli su proizvodi nepotpune supstitucije atoma vodika u višebaznim kiselinama za metalne katione.

Na primjer: NaHCO3

Hemijska svojstva:
Reaguje s metalima u naponskom nizu lijevo od vodonika.
2KHSO 4 + Mg → H 2 + Mg (SO) 4 + K 2 (SO) 4

Imajte na umu da je za takve reakcije opasno uzimati alkalne metale, jer će oni prvo reagirati s vodom s velikim oslobađanjem energije i doći će do eksplozije, jer se sve reakcije odvijaju u otopinama.

2NaHCO 3 + Fe → H 2 + Na 2 CO 3 + Fe 2 (CO 3) 3 ↓

Kisele soli reagiraju s otopinama alkalija i formiraju srednju sol(e) i vodu:

NaHCO 3 +NaOH→Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4

Kisele soli reagiraju s otopinama srednjih soli ako se oslobađa plin, formira se talog ili oslobađa voda:

2KHSO 4 + MgCO 3 → MgSO 4 + K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl

Kisele soli reagiraju s kiselinama ako je kiseli proizvod reakcije slabiji ili isparljiviji od dodanog.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Kiselinske soli reagiraju s bazičnim oksidima uz oslobađanje vode i međusoli:

2NaHCO 3 + MgO → MgCO 3 ↓ + Na 2 CO 3 + H 2 O

2KHSO 4 + BeO → BeSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Kisele soli (posebno hidrokarbonati) se razlažu pod utjecajem temperature:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Potvrda:

Kisele soli nastaju kada je alkalija izložena višku otopine polibazne kiseline (reakcija neutralizacije):

NaOH + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + H 2 O

Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O

Kisele soli nastaju otapanjem bazičnih oksida u višebaznim kiselinama:
MgO + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2 O

Soli kiselina nastaju kada se metali rastvore u višku rastvora polibazne kiseline:
Mg + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2

Kisele soli nastaju kao rezultat interakcije prosječne soli i kiseline koja je formirala anjon prosječne soli:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3CaHPO 4

Osnovne soli:

Bazične soli su proizvod nepotpune supstitucije hidrokso grupe u molekulima polikiselih baza za kisele ostatke.

Primjer: MgOHNO 3 ,FeOHCl.

Hemijska svojstva:
Bazične soli reaguju sa viškom kiseline i formiraju srednju so i vodu.

MgOHNO 3 + HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O

Bazne soli se razlažu temperaturom:

2 CO 3 →2CuO + CO 2 + H 2 O

Dobijanje osnovnih soli:
Interakcija soli slabih kiselina sa srednjim solima:
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
Hidroliza soli formiranih od slabe baze i jake kiseline:

ZnCl 2 + H 2 O → Cl + HCl

Većina osnovnih soli je slabo rastvorljiva. Mnogi od njih su minerali, na primjer malahit Cu 2 CO 3 (OH) 2 i hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Svojstva miješanih soli nisu obrađena u školskom kursu hemije, ali je važno znati definiciju.
Mješovite soli su soli u kojima su kiseli ostaci dvije različite kiseline vezani za jedan metalni kation.

Dobar primjer je Ca(OCl)Cl izbjeljivač (izbjeljivač).

nomenklatura:

1. Sol sadrži složeni katjon

Prvo se imenuje kation, zatim ligandi-anioni koji ulaze u unutrašnju sferu, završavajući na "o" ( Cl - - hloro, OH - -hidrokso), zatim ligandi, koji su neutralne molekule ( NH 3 -amin, H 2 O -aquo). Ako postoji više od 1 identičnog liganda, njihov broj se označava grčkim brojevima: 1 - mono, 2 - di, 3 - tri, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deca. Potonji se naziva kompleksirajući ion, označavajući njegovu valenciju u zagradama, ako je promjenljiva.

[ Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-srebro diamin hidroksid ( ja)

[ Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -hlorid dihloro o kobalt tetraamin ( III)

2. Sol sadrži kompleksan anjon.

Prvo se imenuju anjonski ligandi, zatim neutralni molekuli koji ulaze u unutrašnju sferu i završavaju na "o", što označava njihov broj grčkim brojevima. Potonji se na latinskom naziva kompleksirajući ion, sa sufiksom "at", koji označava valenciju u zagradama. Zatim se upisuje naziv kationa koji se nalazi u vanjskoj sferi, a broj kationa nije naznačen.

K 4 -heksacijanoferat (II) kalij (reagens za Fe 3+ ione)

K 3 - kalijum heksacijanoferat (III) (reagens za Fe 2+ jone)

Na 2 -natrijum tetrahidroksozinkat

Većina kompleksirajućih jona su metali. Najveću sklonost formiranju kompleksa pokazuju d elementi. Oko centralnog kompleksirajućeg jona nalaze se suprotno nabijeni ioni ili neutralni molekuli – ligandi ili adendi.

Kompleksirajući jon i ligandi čine unutrašnju sferu kompleksa (u uglastim zagradama), a broj liganada koji koordiniraju oko centralnog jona naziva se koordinacijskim brojem.

Joni koji ne ulaze u unutrašnju sferu formiraju vanjsku sferu. Ako je kompleksni ion kation, tada postoje anioni u vanjskoj sferi i obrnuto, ako je kompleksni ion anjon, tada postoje kationi u vanjskoj sferi. Kationi su obično ioni alkalnih i zemnoalkalnih metala, amonijum kation. Kada se disociraju, kompleksna jedinjenja daju kompleksne kompleksne jone, koji su prilično stabilni u rastvorima:

K 3 ↔3K + + 3-

Ako govorimo o kiselim solima, tada se prilikom čitanja formule izgovara prefiks hidro-, na primjer:
Natrijum hidrosulfid NaHS

Natrijum bikarbonat NaHCO 3

Kod osnovnih soli koristi se prefiks hidrokso- ili dihidrokso-

(ovisi o stepenu oksidacije metala u soli), na primjer:
magnezijum hidroksohloridMg(OH)Cl, aluminijum dihidroksohlorid Al(OH) 2 Cl

Metode za dobijanje soli:

1. Direktna interakcija metala sa nemetalom . Na ovaj način se mogu dobiti soli anoksičnih kiselina.

Zn+Cl 2 →ZnCl 2

2. Reakcija između kiseline i baze (reakcija neutralizacije). Reakcije ovog tipa imaju veliku praktična vrijednost (kvalitativne reakcije kod većine kationa), uvijek su praćeni oslobađanjem vode:

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

3. Interakcija bazičnog oksida sa kiselinom :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Reakcija kiselinskog oksida i baze :

2NaOH + 2NO 2 → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

NaOH + CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Interakcija bazičnog oksida i kiseline :

Na 2 O + 2HCl → 2NaCl + H 2 O

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

6. Direktna interakcija metala sa kiselinom. Ova reakcija može biti praćena evolucijom vodonika. Da li će se vodonik osloboditi ili ne zavisi od aktivnosti metala, hemijskih svojstava kiseline i njene koncentracije (vidi Osobine koncentrisane sumporne i dušične kiseline).

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

H 2 SO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + H 2

7. Reakcija soli sa kiselinom . Ova reakcija će se dogoditi pod uvjetom da je kiselina koja formira sol slabija ili isparljivija od kiseline koja je reagirala:

Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

8. Reakcija soli sa kiselim oksidom. Reakcije se događaju samo kada se zagrije, stoga reagujući oksid mora biti manje hlapljiv od onog koji nastaje nakon reakcije:

CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2

9. Interakcija nemetala sa alkalijom . Halogeni, sumpor i neki drugi elementi, u interakciji sa alkalijama, daju soli bez kiseonika i soli koje sadrže kiseonik:

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O (reakcija se odvija bez zagrijavanja)

Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (reakcija se nastavlja zagrijavanjem)

3S + 6NaOH \u003d 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

10. interakcija između dvije soli. Ovo je najčešći način dobijanja soli. Za to, obe soli koje su ušle u reakciju moraju biti visoko rastvorljive, a kako se radi o reakciji jonske razmene, da bi ona išla do kraja, jedan od produkta reakcije mora biti nerastvorljiv:

Na 2 CO 3 + CaCl 2 \u003d 2NaCl + CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. Interakcija soli i metala . Reakcija se nastavlja ako je metal u naponskom nizu metala lijevo od onog koji se nalazi u soli:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu ↓

12. Termička razgradnja soli . Kada se neke soli koje sadrže kisik zagriju, nastaju nove, s manjim sadržajem kisika ili ga uopće ne sadrže:

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Interakcija nemetala sa solju. Neki nemetali su u stanju da se kombinuju sa solima da formiraju nove soli:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Reakcija baze sa solju . Budući da se radi o reakciji ionske izmjene, da bi išla do kraja potrebno je da 1 od produkta reakcije bude netopiv (ova reakcija se također koristi za prevođenje kisele soli u sredini):

FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 + KOH \u003d K 2 SO 4 + H 2 O

Na isti način mogu se dobiti dvostruke soli:

NaOH + KHSO 4 \u003d KNaSO 4 + H 2 O

15. Interakcija metala sa alkalijama. Metali koji su amfoterni reaguju sa alkalijama, formirajući komplekse:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

16. Interakcija soli (oksidi, hidroksidi, metali) sa ligandima:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

AgCl+3NH 4 OH=OH+NH 4 Cl+2H 2 O

3K 4 + 4FeCl 3 \u003d Fe 3 3 + 12KCl

AgCl+2NH 4 OH=Cl+2H 2 O

Urednik: Kharlamova Galina Nikolaevna

soli nazivaju se složene tvari čije se molekule sastoje od atoma metala i kiselih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodik). Na primjer, NaCl je natrijum hlorid, CaSO 4 je kalcijum sulfat, itd.

Praktično Sve soli su jonska jedinjenja stoga su u solima ioni kiselih ostataka i metalni ioni međusobno povezani:

Na + Cl - - natrijum hlorid

Ca 2+ SO 4 2– - kalcijum sulfat itd.

Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene kiselih atoma vodika metalom. Dakle, razlikuju se sljedeće vrste soli:

1. Srednje soli- svi atomi vodonika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Kiselinske soli- nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu formirati samo dvobazne ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu dati kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvostruke soli- atomi vodonika dvobazne ili polibazne kiseline zamjenjuju se ne jednim metalom, već dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune ili djelomične supstitucije hidroksilnih grupa baza kiselim ostacima: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl, itd.

Prema međunarodnoj nomenklaturi, naziv soli svake kiseline potiče Latinski naziv element. Na primjer, soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati: CaSO 4 - kalcijum sulfat, Mg SO 4 - magnezijum sulfat, itd.; soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi: NaCl - natrijum hlorid, ZnCI 2 - cink hlorid itd.

U naziv soli dvobazičnih kiselina dodaje se čestica "bi" ili "hidro": Mg (HCl 3) 2 - magnezijum bikarbonat ili bikarbonat.

Pod uslovom da je u trobaznoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijum dihidrogen fosfat.

Soli su čvrste tvari koje imaju širok raspon rastvorljivosti u vodi.

Hemijska svojstva soli

Hemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i anjona koji su dio njihovog sastava.

1. Neki soli se raspadaju kada se kalciniraju:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2. Reaguje sa kiselinama da se formira nova so i nova kiselina. Da bi došlo do ove reakcije potrebno je da kiselina bude jača od soli na koju kiselina djeluje:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija sa bazama, formirajući novu sol i novu bazu:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2 .

4. Interakcija jedni s drugima sa stvaranjem novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interakcija sa metalima, koji su u opsegu aktivnosti do metala koji je dio soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imate bilo kakvih pitanja? Želite li saznati više o solima?
Da dobijete pomoć tutora - registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.

1. Soli su elektroliti.

U vodenim otopinama, soli se disociraju na pozitivno nabijene metalne ione (katione) i negativno nabijene ione (anione) kiselinskih ostataka.

na primjer, kada se kristali natrijevog klorida otopi u vodi, pozitivno nabijeni natrijevi ioni i negativno nabijeni kloridni ioni, od kojih se formira kristalna rešetka ove tvari, prelaze u otopinu:

NaCl → NaCl - .

Prilikom elektrolitičke disocijacije aluminijum sulfata nastaju pozitivno nabijeni ioni aluminija i negativno nabijeni sulfatni ioni:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 - .

2. Soli mogu stupiti u interakciju s metalima.

U toku reakcije supstitucije koja se odvija u vodenom rastvoru, hemijski aktivniji metal istiskuje manje aktivni.

na primjer, ako se komad željeza stavi u otopinu bakar sulfata, prekriven je crveno-smeđim talogom bakra. Otopina postepeno mijenja boju od plave do blijedozelene kako se formira sol željeza (\ (II \)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

video klip:

Kada bakar hlorid (\ (II \)) reaguje sa aluminijumom, nastaju aluminijum hlorid i bakar:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .

3. Soli mogu stupiti u interakciju sa kiselinama.

Dolazi do reakcije izmjene, tijekom koje kemijski aktivnija kiselina zamjenjuje manje aktivnu.

na primjer, kada rastvor barijum hlorida reaguje sa sumpornom kiselinom, nastaje talog barijum sulfata, a hlorovodonična kiselina ostaje u rastvoru:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.

Kada kalcijev karbonat reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom, nastaju kalcijum hlorid i ugljična kiselina, koja se odmah razlaže na ugljični dioksid i vodu:

CaCO 3 2 HCl → CaCl 2 H 2 O CO 2 H 2 CO 3 .

video klip:

4. Soli rastvorljive u vodi mogu stupiti u interakciju sa alkalijama.

Reakcija izmjene je moguća ako je, kao rezultat, barem jedan od proizvoda praktički netopiv (taloži).

na primjer, kada nikl nitrat (\ (II \)) reaguje sa natrijum hidroksidom, nastaje natrijum nitrat i praktično nerastvorljivi nikal hidroksid (\ (II \)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.

video klip:

Kada natrijum karbonat (soda) reaguje sa kalcijum hidroksidom (gašeno vapno), nastaje natrijum hidroksid i praktično nerastvorljivi kalcijum karbonat:
Na 2 CO 3 CaOH 2 → 2NaOH CaCO 3 ↓.

5. Soli rastvorljive u vodi mogu ući u reakciju razmene sa drugim solima rastvorljivim u vodi ako se kao rezultat formira barem jedna praktično nerastvorljiva supstanca.

na primjer, kada natrijum sulfid reaguje sa srebrnim nitratom, nastaje natrijum nitrat i praktično nerastvorljivi srebrni sulfid:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.

video klip:

Kada barijev nitrat reaguje sa kalijum sulfatom, nastaje kalijum nitrat i praktično nerastvorljivi barijum sulfat:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .

6. Neke soli se razlažu kada se zagreju.

Štoviše, kemijske reakcije koje se javljaju u ovom slučaju mogu se podijeliti u dvije grupe:

• reakcije u kojima elementi ne mijenjaju svoje oksidacijsko stanje
• redoks reakcije.

A. Reakcije razgradnje soli koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata.

Kao primjeri takvih hemijske reakcije Pogledajmo kako se odvija razgradnja karbonata.

Kada se jako zagrije, kalcijev karbonat (kreda, krečnjak, mermer) se razgrađuje, stvarajući kalcijev oksid (sagorelo vapno) i ugljični dioksid:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .

video klip:

Soda bikarbona ( soda bikarbona) blagim zagrijavanjem se razlaže na natrijev karbonat (soda), vodu i ugljični dioksid:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2 .

video klip:

Kristalni hidrati soli gube vodu kada se zagrijavaju. Na primjer, bakar sulfat pentahidrat (\ (II \)) (bakar sulfat), koji postepeno gubi vodu, pretvara se u bezvodni bakar sulfat (\ (II \)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° CuSO 4 5 H 2 O.

U normalnim uslovima, formirani bezvodni bakar sulfat može se pretvoriti u kristalni hidrat:
CuSO 4 5 H 2 O → CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O

video klip:

Uništavanje i stvaranje bakrenog sulfata

Temelji – složene tvari koje se sastoje od metalnog kationa Me + (ili katjona sličnog metalu, na primjer, amonijevog jona NH 4 +) i hidroksidnog aniona OH -.

Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi, baze se dele na rastvorljiv (alkalijski) i nerastvorljive baze . Takođe imaju nestabilni tereni koji se spontano raspadaju.

Dobivanje osnova

1. Interakcija bazičnih oksida sa vodom. Istovremeno, oni reaguju sa vodom samo u normalnim uslovima oni oksidi koji odgovaraju rastvorljivoj bazi (alkaliji). One. na ovaj način samo možete dobiti alkalije:

osnovni oksid + voda = baza

na primjer , natrijum oksid formira se u vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

U isto vrijeme oko bakar(II) oksid sa vode ne reaguje:

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija metala sa vodom. Gde reaguju sa vodompod normalnim uslovimasamo alkalni metali(litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum), kalcijum, stroncij i barij.U tom slučaju dolazi do redoks reakcije, vodik djeluje kao oksidacijsko sredstvo, a metal djeluje kao redukcijsko sredstvo.

metal + voda = alkalija + vodonik

na primjer, kalijum reaguje sa vode veoma nasilan:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza rastvora nekih soli alkalnih metala. U pravilu, da bi se dobile alkalije, podvrgava se elektrolizi rastvori soli formiranih od alkalijskih ili zemnoalkalnih metala i anoksičnih kiselina (osim fluorovodonika) - hloridi, bromidi, sulfidi itd. O ovom pitanju detaljnije se govori u članku .

na primjer , elektroliza natrijum hlorida:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Baze nastaju interakcijom drugih alkalija sa solima. U ovom slučaju, samo topljive tvari međusobno djeluju, a u proizvodima bi se trebala formirati nerastvorljiva sol ili nerastvorljiva baza:

ili

lug + sol 1 = sol 2 ↓ + lug

Na primjer: kalijev karbonat reaguje u rastvoru sa kalcijum hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primjer: bakar (II) hlorid reaguje u rastvoru sa natrijum hidroksidom. Istovremeno, pada plavi precipitat bakar(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Hemijska svojstva nerastvorljivih baza

1. Nerastvorljive baze stupaju u interakciju s jakim kiselinama i njihovim oksidima (i neke srednje kiseline). Istovremeno se formiraju soli i vode.

nerastvorljiva baza + kiselina = so + voda

nerastvorljiva baza + kiseli oksid= sol + voda

na primjer ,bakar (II) hidroksid reaguje sa jakom hlorovodoničnom kiselinom:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

U ovom slučaju, bakar (II) hidroksid ne stupa u interakciju sa kiselim oksidom slab ugljična kiselina - ugljični dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Nerastvorljive baze se razlažu kada se zagreju na oksid i vodu.

na primjer, gvožđe (III) hidroksid se razlaže na gvožđe (III) oksid i vodu kada se kalciniše:

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

3. Nerastvorljive baze ne reagujusa amfoternim oksidima i hidroksidima.

nerastvorljiva baza + amfoterni oksid ≠

nerastvorljiva baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Neke nerastvorljive baze mogu djelovati kaoredukcioni agensi. Redukcioni agensi su baze formirane od metala sa minimum ili srednje oksidaciono stanje, što može povećati njihovo oksidacijsko stanje (gvožđe (II) hidroksid, hrom (II) hidroksid, itd.).

Na primjer , gvožđe (II) hidroksid se može oksidirati atmosferskim kiseonikom u prisustvu vode u gvožđe (III) hidroksid:

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

Hemijska svojstva alkalija

1. Alkalije stupaju u interakciju s bilo kojim kiseline - i jake i slabe . U tom slučaju nastaju sol i voda. Ove reakcije se nazivaju reakcije neutralizacije. Moguće obrazovanje kisela sol, ako je kiselina višebazna, u određenom omjeru reagensa, ili u višak kiseline. AT višak alkalija prosječna sol i voda nastaju:

lužina (višak) + kiselina \u003d srednja sol + voda

alkalija + višebazna kiselina (višak) = kisela so + voda

na primjer , natrijum hidroksid, u interakciji sa trobazičnom fosfornom kiselinom, može formirati 3 vrste soli: dihidrofosfati, fosfati ili hidrofosfati.

U tom slučaju dihidrofosfati nastaju u višku kiseline, ili u molarnom odnosu (odnos količina supstanci) reagensa 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Sa molarnim omjerom količine lužine i kiseline od 2:1 nastaju hidrofosfati:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

U višku lužine, ili pri molarnom omjeru lužine i kiseline od 3:1, formira se fosfat alkalnog metala.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Alkalije su u interakciji saamfoterni oksidi i hidroksidi. Gde u talini nastaju obične soli , a u rastvoru - kompleksne soli .

alkalija (rastop) + amfoterni oksid = srednja sol + voda

lužina (rastop) + amfoterni hidroksid = srednja so + voda

alkalija (rastvor) + amfoterni oksid = kompleksna so

alkalija (rastvor) + amfoterni hidroksid = kompleksna so

na primjer , kada aluminijum hidroksid reaguje sa natrijum hidroksidom u topljenju nastaje natrijum aluminat. Kiseliji hidroksid stvara kiseli ostatak:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

ALI u rastvoru formira se kompleksna sol:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Obratite pažnju na to kako se sastavlja formula složene soli:prvo biramo centralni atom (dou pravilu je to metal iz amfoternog hidroksida).Zatim dodajte tome ligandi- u našem slučaju to su hidroksidni joni. Broj liganada je u pravilu 2 puta veći od oksidacijskog stanja centralnog atoma. Ali kompleks aluminija je izuzetak, njegov broj liganada je najčešće 4. Dobiveni fragment stavljamo u uglaste zagrade - ovo je kompleksni ion. Određujemo njegov naboj i dodajemo potreban broj kationa ili anjona izvana.

3. Alkalije stupaju u interakciju sa kiselim oksidima. Moguće je formirati kiselo ili srednje soli, ovisno o molarnom omjeru alkalnog i kiselog oksida. U višku lužine nastaje prosječna sol, a u višku kiselog oksida nastaje kisela sol:

alkalija (višak) + kiseli oksid \u003d srednja sol + voda

ili:

alkalija + kiseli oksid (višak) = kisela so

na primjer , prilikom interakcije višak natrijum hidroksida S ugljičnim dioksidom nastaju natrijev karbonat i voda:

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

I prilikom interakcije višak ugljičnog dioksida sa natrijum hidroksidom nastaje samo natrijum bikarbonat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkalije stupaju u interakciju sa solima. alkalije reaguju samo sa rastvorljivim solima u rastvoru, pod uslovom da proizvodi stvaraju plin ili talog . Ove reakcije se odvijaju prema mehanizmu jonska izmjena.

alkalija + rastvorljiva so = so + odgovarajući hidroksid

Alkalije stupaju u interakciju s otopinama soli metala, koje odgovaraju nerastvorljivim ili nestabilnim hidroksidima.

na primjer, natrijum hidroksid reaguje sa bakrenim sulfatom u rastvoru:

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

Također alkalije stupaju u interakciju sa rastvorima amonijumovih soli.

na primjer , kalijev hidroksid stupa u interakciju s otopinom amonijum nitrata:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Kada soli amfoternih metala stupe u interakciju s viškom alkalija, nastaje kompleksna sol!

Pogledajmo ovo pitanje detaljnije. Ako je sol nastala metalom na koji amfoterni hidroksid , stupa u interakciju s malom količinom alkalija, tada se odvija uobičajena reakcija izmjene i taložihidroksida ovog metala .

na primjer , višak cink sulfata reaguje u rastvoru sa kalijum hidroksidom:

ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Međutim, u ovoj reakciji ne nastaje baza, već mphoterni hidroksid. I, kao što smo gore spomenuli, amfoterni hidroksidi se otapaju u višku alkalija i formiraju kompleksne soli . T Dakle, tokom interakcije cink sulfata sa višak alkalnog rastvora formira se kompleksna sol, ne stvara se talog:

ZnSO 4 + 4KOH \u003d K 2 + K 2 SO 4

Tako dobijamo 2 šeme za interakciju soli metala, koje odgovaraju amfoternim hidroksidima, sa alkalijama:

amfoterna metalna so (višak) + alkalija = amfoterni hidroksid↓ + so

amph.metalna so + alkalija (višak) = kompleksna so + so

5. Alkalije stupaju u interakciju sa kiselim solima.U tom slučaju nastaju srednje ili manje kisele soli.

kisela sol + alkalija \u003d srednja sol + voda

na primjer , Kalijum hidrosulfit reaguje sa kalijum hidroksidom da nastane kalijum sulfit i voda:

KHSO 3 + KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O

Vrlo je zgodno odrediti svojstva kiselih soli mentalnim razbijanjem kisele soli na 2 supstance - kiselinu i so. Na primjer, razbijamo natrijum bikarbonat NaHCO 3 u mokraćnu kiselinu H 2 CO 3 i natrijum karbonat Na 2 CO 3 . Svojstva bikarbonata u velikoj mjeri su određena svojstvima ugljične kiseline i svojstvima natrijevog karbonata.

6. Alkalije stupaju u interakciju sa metalima u rastvoru i tope se. U tom slučaju dolazi do redoks reakcije u otopini kompleksna sol i vodonik, u topljenju - srednje soli i vodonik.

Bilješka! Sa alkalijama u rastvoru reaguju samo oni metali u kojima je oksid sa minimalnim pozitivnim oksidacionim stanjem metala amfoteričan!

na primjer , gvožđe ne reaguje sa rastvorom alkalija, gvožđe (II) oksid je bazičan. ALI aluminijum otapa se u vodenom rastvoru alkalija, aluminijev oksid je amfoteričan:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkalije su u interakciji sa nemetalima. U tom slučaju dolazi do redoks reakcija. obično, nemetali neproporcionalni u alkalijama. ne reagovati sa alkalijama kisik, vodik, dušik, ugljik i inertni plinovi (helij, neon, argon, itd.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Sumpor, hlor, brom, jod, fosfor i drugih nemetala neproporcionalno u alkalijama (tj. samooksidiraju-samopopravljaju).

Na primjer, hlorprilikom interakcije sa hladne alkalije prelazi u oksidaciona stanja -1 i +1:

2NaOH + Cl 2 0 \u003d NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Hlor prilikom interakcije sa vruća lužina prelazi u oksidaciona stanja -1 i +5:

6NaOH + Cl 2 0 \u003d 5NaCl - + NaCl + 5 O 3 + 3H 2 O

Silicijum oksidira alkalijama do oksidacijskog stanja od +4.

na primjer, u rješenju:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O \u003d NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oksidira alkalije:

2F 2 0 + 4NaO -2 H \u003d O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Više o ovim reakcijama možete pročitati u članku.

8. Alkalije se ne raspadaju kada se zagreju.

Izuzetak je litijum hidroksid:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O