Razlogi

Baze so spojine, ki vsebujejo le hidroksidne ione OH – kot anion. Število hidroksidnih ionov, ki jih je mogoče nadomestiti s kislim ostankom, določa kislost baze. Glede na to so baze eno-, dvo- in polikislinske, med prave baze pa najpogosteje spadajo eno- in dvokislinske. Med njimi je treba razlikovati v vodi topne in v vodi netopne baze. Upoštevajte, da se baze, ki so topne v vodi in skoraj popolnoma disociirajo, imenujejo alkalije (močni elektroliti). Sem spadajo hidroksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih elementov in v nobenem primeru raztopina amoniaka v vodi.

Ime baze se začne z besedo hidroksid, za katero je navedeno v rodilniku rusko ime kation, njegov naboj pa je naveden v oklepaju. Dovoljeno je navesti število hidroksidnih ionov s predponami di-, tri-, tetra. Na primer: Mn(OH) 3 - manganov (III) hidroksid ali manganov trihidroksid.

Upoštevajte, da obstaja genetska povezava med bazami in bazičnimi oksidi: bazični oksidi ustrezajo bazam. Zato imajo bazični kationi najpogosteje naboj ena ali dva, kar ustreza najnižjim oksidacijskim stanjem kovin.

Zapomnite si osnovne načine pridobivanja baz

1. Interakcija aktivnih kovin z vodo:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

La + 6H 2 O = 2La(OH) 3 + 3H 2

Interakcija bazičnih oksidov z vodo:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

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

3. Interakcija soli z alkalijami:

MnSO 4 + 2KOH = Mn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = 2NaOH + CaCO 3

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

Elektroliza vodnih raztopin soli z diafragmo:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + H 2

Upoštevajte, da je treba v koraku 3 začetne reagente izbrati tako, da je med reakcijskimi produkti bodisi težko topna spojina bodisi šibek elektrolit.

Upoštevajte, da so pri obravnavanju kemijskih lastnosti baz reakcijski pogoji odvisni od topnosti baze.

1. Medsebojno delovanje s kislinami:

NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O

2NaOH + H 2 SO 4 = 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 = Mg(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2. Medsebojno delovanje s kislinskimi oksidi:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

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

3Fe(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe 3 (PO 4) 2 + 2H 2 O

3. Interakcija z amfoternimi oksidi:

A1 2 O 3 + 2NaOH p + 3H 2 O = 2Na

Al 2 O 3 + 2NaOH T = 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Mg(OH) 2 = Mg(CrO 2) 2 + H 2 O

4. Medsebojno delovanje z amfeternimi hidroksidi:

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

3NaOH + Cr(OH) 3 = Na 3

Interakcija s solmi.

Reakcijam, opisanim v točki 3 proizvodnih metod, je treba dodati naslednje:

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

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

BeSO 4 + 4NaOH = Na 2 + Na 2 SO 4

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

6. Oksidacija v amfoterne hidrokside ali 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. Toplotna razgradnja:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.

Upoštevajte, da hidroksidi alkalijskih kovin, razen litija, v takih reakcijah ne sodelujejo.

!!!Ali so alkalne padavine?!!! Da, obstajajo, vendar niso tako pogosti kot kisle padavine, so malo znani, in njihov vpliv na predmete okolju praktično neraziskana. Kljub temu si njihovo upoštevanje zasluži pozornost.

Izvor alkalnih padavin je mogoče pojasniti na naslednji način.

CaCO 3 → CaO + CO 2

V ozračju se kalcijev oksid združi z vodno paro med kondenzacijo, z dežjem ali žledom in tvori kalcijev hidroksid:

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2,

ki ustvarja alkalno reakcijo atmosferske padavine. V prihodnosti je mogoče kalcijev hidroksid reagirati z ogljikovim dioksidom in vodo, da nastaneta kalcijev karbonat in kalcijev bikarbonat:

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HC0 3) 2.

Kemijska analiza deževnice je pokazala, da vsebuje sulfatne in nitratne ione v majhnih količinah (okoli 0,2 mg/l). Kot je znano, sta vzrok za kislo naravo padavin žveplova in dušikova kislina. Hkrati je visoka vsebnost kalcijevih kationov (5-8 mg / l) in bikarbonatnih ionov, katerih vsebnost na območju podjetij gradbenega kompleksa je 1,5-2 krat večja kot v drugih območja mesta in znaša 18-24 mg /l. To kaže, da pri nastajanju lokalnih alkalnih padavin glavna vloga igra sistem kalcijevega karbonata in procesi, ki potekajo v njem, kot je navedeno zgoraj.

Alkalne padavine vplivajo na rastline, opažene so spremembe v fenotipski strukturi rastlin. Na listnih ploščah so sledi "opeklin", bel premaz na listih in depresivno stanje zelnatih rastlin.

Soli so produkt zamenjave vodikovih atomov v kislini s kovino. Topne soli v sodi disociirajo na kovinski kation in anion kislinskega ostanka. Soli delimo na:

· Povprečje

· Osnovno

· Kompleksno

· Dvojna

· Mešano

Srednje soli. To so produkti popolne zamenjave vodikovih atomov v kislini s kovinskimi atomi ali s skupino atomov (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Imena srednjih soli izhajajo iz imen kovin in kislin: CuSO 4 - bakrov sulfat, Na 3 PO 4 - natrijev fosfat, NaNO 2 - natrijev nitrit, NaClO - natrijev hipoklorit, NaClO 2 - natrijev klorit, NaClO 3 - natrijev klorat. , NaClO 4 - natrijev perklorat, CuI - bakrov(I) jodid, CaF 2 - kalcijev fluorid. Zapomniti si morate tudi nekaj trivialnih imen: NaCl - namizna sol, KNO3 - kalijev nitrat, K2CO3 - pepelika, Na2CO3 - soda pepel, Na2CO3∙10H2O - kristalna soda, CuSO4 - bakrov sulfat, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O - boraks, Na 2 SO 4 . 10H 2 O-Glauberjeva sol. Dvojne soli. to sol , ki vsebuje dve vrsti kationov (vodikove atome polibazičen kisline nadomestita dva različna kationa): MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 .Dvojne soli kot posamezne spojine obstajajo samo v kristalni obliki. Ko se raztopijo v vodi, so popolnomadisociirajo na kovinske ione in kisle ostanke (če so soli topne), na primer:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Omeniti velja, da se disociacija dvojnih soli v vodnih raztopinah pojavi v 1 koraku. Če želite poimenovati soli te vrste, morate poznati imena aniona in dveh kationov: MgNH4PO4 - magnezijev amonijev fosfat.

Kompleksne soli.To so delci (nevtralne molekule ozioni ), ki nastanejo kot rezultat pridruževanja danosti ion (ali atom ), poklicali kompleksirajoče sredstvo, nevtralne molekule ali drugi ioni, imenovani ligandi. Kompleksne soli delimo na:

1) Kationski kompleksi

Cl 2 - tetraamin cinkov(II) diklorid
Cl2- di heksaamin kobaltov (II) klorid

2) Anionski kompleksi

K 2 - kalijev tetrafluoroberilat(II)
Li-litijev tetrahidridaluminat(III)
K 3 -kalijev heksacianoferat(III)

Teorijo strukture kompleksnih spojin je razvil švicarski kemik A. Werner.

Kisle soli– produkti nepopolne zamenjave vodikovih atomov v polibazičnih kislinah s kovinskimi kationi.

Na primer: NaHCO3

Kemijske lastnosti:
Reagirajte s kovinami, ki se nahajajo v nizu napetosti levo od vodika.
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Upoštevajte, da je za takšne reakcije nevarno jemati alkalijske kovine, ker bodo najprej reagirale z vodo z velikim sproščanjem energije in prišlo bo do eksplozije, saj se vse reakcije odvijajo v raztopinah.

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

Kisle soli reagirajo z raztopinami alkalij in tvorijo srednje soli in vodo:

NaHCO 3 +NaOH → Na 2 CO 3 +H 2 O

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

Kisle soli reagirajo z raztopinami srednjih soli, če se sprosti plin, nastane oborina ali 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

Kisle soli reagirajo s kislinami, če je kislinski produkt reakcije šibkejši ali bolj hlapen od dodanega.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Kisle soli reagirajo z bazičnimi oksidi, da sprostijo vodo in srednje soli:

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

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Kisle soli (predvsem bikarbonati) pod vplivom temperature razpadejo:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Prejem:

Kisle soli nastanejo, ko je alkalija izpostavljena presežni raztopini polibazične kisline (reakcija nevtralizacije):

NaOH+H 2 SO 4 → NaHSO 4 + H 2 O

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

Kisle soli nastanejo z raztapljanjem bazičnih oksidov v polibazičnih kislinah:
MgO+2H 2 SO 4 → Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Kisle soli nastanejo, ko se kovine raztopijo v presežni raztopini polibazične kisline:
Mg+2H 2 SO 4 → Mg(HSO 4) 2 +H 2

Kisle soli nastanejo kot posledica interakcije povprečne soli in kisline, ki tvori anion povprečne soli:
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 → 3CaHPO 4

Bazične soli:

Bazične soli so produkt nepopolne zamenjave hidrokso skupine v molekulah polikislinskih baz s kislimi ostanki.

Primer: MgOHNO 3,FeOHCl.

Kemijske lastnosti:
Bazične soli reagirajo s presežkom kisline in tvorijo srednjo sol in vodo.

MgOHNO 3 +HNO 3 → Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Bazične soli se razgradijo s temperaturo:

2 CO 3 → 2CuO + CO 2 + H 2 O

Priprava bazičnih soli:
Interakcija soli šibkih kislin s srednjimi solmi:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Hidroliza soli, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina:

ZnCl2 +H2O→Cl+HCl

Večina bazičnih soli je rahlo topnih. Mnogi med njimi so minerali, npr. malahit Cu 2 CO 3 (OH) 2 in hidroksiapatit Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Lastnosti mešanih soli niso zajete v šolskem tečaju kemije, vendar je pomembno poznati definicijo.
Mešane soli so soli, v katerih so kislinski ostanki dveh različnih kislin vezani na en kovinski kation.

Dober primer je Ca(OCl)Cl belilno apno (belilo).

Nomenklatura:

1. Sol vsebuje kompleksen kation

Najprej je poimenovan kation, nato pa so ligandi, vključeni v notranjo sfero, anioni, ki se končajo z "o" ( Cl - - kloro, OH - -hidroksi), nato ligandi, ki so nevtralne molekule ( NH3-amin, H2O -aquo). Če obstaja več kot 1 enakih ligandov, je njihovo število označeno z grškimi številkami: 1 - mono, 2 - di, 3 - tri, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deka. Slednji se imenuje kompleksni ion, njegova valenca pa je navedena v oklepajih, če je spremenljiva.

[Ag (NH 3 ) 2 ] (OH )-srebrov diamin hidroksid ( JAZ)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -klorid dikloro o kobaltov tetraamin ( III)

2. Sol vsebuje kompleksni anion.

Najprej so poimenovani ligandi - anioni, nato so poimenovane nevtralne molekule, ki vstopajo v notranjo sfero in se končajo na "o", njihovo število pa je označeno z grškimi številkami. Slednji se v latinščini imenuje kompleksni ion s pripono »at«, ki v oklepaju označuje valenco. Nato je zapisano ime kationa, ki se nahaja v zunanji krogli; število kationov ni navedeno.

Kalijev K 4 -heksacianoferat (II) (reagent za ione Fe 3+)

K 3 - kalijev heksacianoferat (III) (reagent za ione Fe 2+)

Na 2 -natrijev tetrahidroksocinkat

Večina kompleksirajočih ionov je kovin. Elementi d kažejo največjo nagnjenost k tvorbi kompleksov. Okoli osrednjega iona, ki tvori kompleks, so nasprotno nabiti ioni ali nevtralne molekule – ligandi ali adendi.

Ion in ligandi, ki tvorijo kompleks, tvorijo notranjo sfero kompleksa (v oglatih oklepajih); število ligandov, koordiniranih okoli osrednjega iona, se imenuje koordinacijsko število.

Ioni, ki ne vstopijo v notranjo sfero, tvorijo zunanjo sfero. Če je kompleksni ion kation, potem so v zunanji krogli anioni in obratno, če je kompleksni ion anion, potem so v zunanji krogli kationi. Kationi so običajno ioni alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, amonijev kation. Pri disociaciji kompleksne spojine dajejo kompleksne kompleksne ione, ki so precej stabilni v raztopinah:

K 3 ↔3K + + 3-

Če govorimo o kislih solih, potem se pri branju formule izgovori predpona hidro-, na primer:
Natrijev hidrosulfid NaHS

Natrijev bikarbonat NaHCO3

Z bazičnimi solmi se uporablja predpona hidrokso- oz dihidroksi-

(odvisno od oksidacijskega stanja kovine v soli), na primer:
magnezijev hidroksikloridMg(OH)Cl, aluminijev dihidroksiklorid Al(OH) 2 Cl

Metode pridobivanja soli:

1. Neposredna interakcija kovine z nekovino . To metodo lahko uporabimo za pridobivanje soli kislin brez kisika.

Zn+Cl 2 → ZnCl 2

2. Reakcija med kislino in bazo (reakcija nevtralizacije). Reakcije te vrste imajo veliko praktični pomen (kvalitativne reakcije za večino kationov), jih vedno spremlja sproščanje vode:

NaOH+HCl→NaCl+H2O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Interakcija bazičnega oksida s kislim :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Reakcija med kislinskim oksidom in bazo :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 → Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Reakcija med bazičnim oksidom in kislino :

Na 2 O+2HCl→2NaCl+H 2 O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H 2 O

6. Neposredna interakcija kovine s kislino. To reakcijo lahko spremlja razvijanje vodika. Ali se bo vodik sprostil ali ne, je odvisno od aktivnosti kovine, kemijskih lastnosti kisline in njene koncentracije (glej Lastnosti koncentrirane žveplove in dušikove kisline).

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

H2SO4 +Zn=ZnSO4 +H2

7. Interakcija soli s kislino . Ta reakcija se bo zgodila pod pogojem, da je kislina, ki tvori sol, šibkejša ali bolj hlapna kot kislina, ki je reagirala:

Na 2 CO 3 +2HNO 3 =2NaNO 3 +CO 2 +H 2 O

8. Interakcija soli s kislinskim oksidom. Reakcije potekajo le pri segrevanju, zato mora biti reagirajoči oksid manj hlapen kot tisti, ki nastane po reakciji:

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Interakcija nekovin z alkalijami . Halogeni, žveplo in nekateri drugi elementi v interakciji z alkalijami dajejo soli brez kisika in kisika:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (reakcija poteka brez segrevanja)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (reakcija poteka s segrevanjem)

3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

10. Interakcija med dvema solma. To je najpogostejši način pridobivanja soli. Da bi to naredili, morata biti obe soli, ki sta vstopili v reakcijo, visoko topni, in ker je to reakcija ionske izmenjave, mora biti eden od reakcijskih produktov netopen, da bi lahko potekala do konca:

Na 2 CO 3 +CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. Interakcija med soljo in kovino . Reakcija se pojavi, če je kovina v nizu napetosti kovine levo od tiste, ki jo vsebuje sol:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Termična razgradnja soli . Pri segrevanju nekaterih soli, ki vsebujejo kisik, nastanejo nove, z manj kisika ali pa ga sploh ne vsebujejo:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Interakcija nekovine s soljo. Nekatere nekovine se lahko povežejo s solmi in tvorijo nove soli:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Reakcija baze s soljo . Ker gre za reakcijo ionske izmenjave, mora biti eden od reakcijskih produktov netopen, da lahko poteka do konca (ta reakcija se uporablja tudi za prevajanje kislinske soli do povprečja):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K 2 SO 4 +H 2 O

Dvojne soli lahko dobimo tudi na ta način:

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Interakcija kovine z alkalijami. Kovine, ki so amfoterne, reagirajo z alkalijami in tvorijo komplekse:

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

16. Interakcija soli (oksidi, hidroksidi, kovine) z ligandi:

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

AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 3 3 +12KCl

AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O

Urednik: Galina Nikolaevna Kharlamova

Soli so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskih atomov in kislih ostankov (včasih lahko vsebujejo vodik). Na primer, NaCl je natrijev klorid, CaSO 4 je kalcijev sulfat itd.

Praktično vse soli so ionske spojine, Zato so v soli ioni kislih ostankov in kovinski ioni vezani skupaj:

Na + Cl – – natrijev klorid

Ca 2+ SO 4 2– – kalcijev sulfat itd.

Sol je produkt delne ali popolne zamenjave vodikovih atomov kisline s kovino. Zato ločimo naslednje vrste soli:

1. Srednje soli– vsi atomi vodika v kislini so nadomeščeni s kovino: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Kisle soli– niso vsi atomi vodika v kislini nadomeščeni s kovino. Seveda lahko kisle soli tvorijo samo di- ali polibazične kisline. Enobazične kisline ne morejo tvoriti kislih soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvojne soli– vodikovi atomi di- ali polibazične kisline niso nadomeščeni z eno kovino, temveč z dvema različnima: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli lahko obravnavamo kot produkte nepopolne ali delne substitucije hidroksilnih skupin baz s kislimi ostanki: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl itd.

Po mednarodni nomenklaturi izhaja ime soli vsake kisline latinsko ime element. Na primer, soli žveplove kisline imenujemo sulfati: CaSO 4 - kalcijev sulfat, Mg SO 4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI 2 - cinkov klorid itd.

Delec "bi" ali "hidro" je dodan imenu soli dibazičnih kislin: Mg(HCl 3) 2 – magnezijev bikarbonat ali bikarbonat.

Pod pogojem, da je v tribazni kislini samo en atom vodika nadomeščen s kovino, se doda predpona "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogenfosfat.

Soli so trdne snovi z zelo različno topnostjo v vodi.

Kemijske lastnosti soli

Kemijske lastnosti soli so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki so del njih.

1. nekaj soli pri segrevanju razpadejo:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Interakcija s kislinami s tvorbo nove soli in nove kisline. Za izvedbo te reakcije mora biti kislina močnejša od soli, na katero vpliva kislina:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija z bazami, ki tvori novo sol in novo bazo:

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

4. Interakcija drug z drugim s tvorbo novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. interakcijo s kovinami, ki so v območju delovanja kovine, ki je del soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imate še vprašanja? Želite izvedeti več o soli?
Če želite dobiti pomoč mentorja, se registrirajte.
Prva lekcija je brezplačna!

spletne strani, pri kopiranju materiala v celoti ali delno je obvezna povezava do vira.

1. Soli so elektroliti.

V vodnih raztopinah soli disociirajo na pozitivno nabite kovinske ione (katione) in negativno nabite ione (anione) kislih ostankov.

Na primer, ko se kristali natrijevega klorida raztopijo v vodi, gredo v raztopino pozitivno nabiti natrijevi ioni in negativno nabiti kloridni ioni, iz katerih nastane kristalna mreža te snovi:

NaCl → NaCl − .

Med elektrolitsko disociacijo aluminijevega sulfata nastanejo pozitivno nabiti aluminijevi ioni in negativno nabiti sulfatni ioni:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 − .

2. Soli lahko medsebojno delujejo s kovinami.

Med substitucijsko reakcijo, ki poteka v vodni raztopini, kemično bolj aktivna kovina izpodriva manj aktivno.

Na primerČe kos železa damo v raztopino bakrovega sulfata, se prekrije z rdeče-rjavo bakreno oborino. Raztopina postopoma spremeni barvo iz modre v bledo zeleno, ko nastane železova sol (\(II\)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

Video delček:

Ko bakrov klorid (\(II\)) reagira z aluminijem, nastaneta aluminijev klorid in baker:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .

3. Soli lahko medsebojno delujejo s kislinami.

Poteče reakcija izmenjave, med katero kemično bolj aktivna kislina izpodriva manj aktivno.

Na primer, ko raztopina barijevega klorida medsebojno deluje z žveplovo kislino, nastane oborina barijevega sulfata in klorovodikova kislina ostane v raztopini:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.

Ko kalcijev karbonat reagira s klorovodikovo kislino, nastaneta kalcijev klorid in ogljikova kislina, ki takoj razpadeta na ogljikov dioksid in vodo:

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

Video delček:

4. Vodotopne soli lahko reagirajo z alkalijami.

Reakcija izmenjave je možna, če je zaradi tega vsaj eden od produktov praktično netopen (obarja).

Na primer, ko nikeljev nitrat (\(II\)) reagira z natrijevim hidroksidom, nastaneta natrijev nitrat in praktično netopen nikljev hidroksid (\(II\)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.

Video delček:

Ko natrijev karbonat (soda) reagira s kalcijevim hidroksidom (gašeno apno), nastaneta natrijev hidroksid in praktično netopen kalcijev karbonat:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓ .

5. Vodotopne soli lahko vstopijo v reakcijo izmenjave z drugimi vodotopnimi solmi, če je rezultat tvorba vsaj ene praktično netopne snovi.

Na primer, ko natrijev sulfid reagira s srebrovim nitratom, nastane natrijev nitrat in praktično netopen srebrov sulfid:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.

Video delček:

Ko barijev nitrat reagira s kalijevim sulfatom, nastaneta kalijev nitrat in praktično netopen barijev sulfat:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .

6. Nekatere soli pri segrevanju razpadejo.

Poleg tega lahko kemične reakcije, ki se pojavijo v tem primeru, razdelimo v dve skupini:

• reakcije, med katerimi elementi ne spremenijo svojega oksidacijskega stanja,
• redoks reakcije.

A. Reakcije razgradnje soli, ki potekajo brez spremembe oksidacijskega stanja elementov.

Kot primeri takšnih kemične reakcije Poglejmo, kako poteka razgradnja karbonatov.

Pri močnem segrevanju se kalcijev karbonat (kreda, apnenec, marmor) razgradi, pri čemer nastaneta kalcijev oksid (žgano apno) in ogljikov dioksid:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .

Video delček:

Natrijev bikarbonat ( Soda bikarbona) z rahlim segrevanjem razpade na natrijev karbonat (soda), vodo in ogljikov dioksid:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2 .

Video delček:

Kristalni hidrati soli pri segrevanju izgubijo vodo. Na primer, bakrov sulfat pentahidrat (\(II\)) (bakrov sulfat), ki postopoma izgublja vodo, se spremeni v brezvodni bakrov sulfat (\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 5 H 2 O.

V normalnih pogojih se lahko nastali brezvodni bakrov sulfat pretvori v kristalni hidrat:
CuSO 4 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O

Video delček:

Uničenje in tvorba bakrovega sulfata

Razlogi – kompleksne snovi, ki so sestavljene iz kovinskega kationa Me + (ali kovinskega kationa, na primer amonijevega iona NH 4 +) in hidroksidnega aniona OH -.

Baze glede na topnost v vodi delimo na topni (alkalije) in netopne baze . Je tudi nestabilne temelje, ki se spontano razgradijo.

Pridobivanje razlogov

1. Interakcija osnovnih oksidov z vodo. V tem primeru samo tisti oksidi, ki ustrezajo topni bazi (alkaliji). Tisti. na ta način lahko dobite le alkalije:

bazični oksid + voda = baza

Na primer , natrijev oksid tvori v vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Hkrati o bakrov(II) oksid z vodo ne reagira:

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija kovin z vodo. pri čemer reagirajo z vodov normalnih pogojihsamo alkalijske kovine(litij, natrij, kalij, rubidij, cezij), kalcij, stroncij in barij.V tem primeru pride do redoks reakcije, vodik je oksidant, kovina pa redukcijsko sredstvo.

kovina + voda = alkalija + vodik

Na primer, kalij reagira z vodo zelo burno:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza raztopin nekaterih soli alkalijskih kovin. Za pridobivanje alkalij se praviloma izvaja elektroliza raztopine soli, ki jih tvorijo alkalijske ali zemeljsko alkalijske kovine in kisline brez kisika (razen fluorovodikove kisline) - kloridi, bromidi, sulfidi itd. To vprašanje je podrobneje obravnavano v članku .

Na primer , elektroliza natrijevega klorida:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Baze nastanejo pri interakciji drugih alkalij s solmi. V tem primeru medsebojno delujejo le topne snovi, v izdelkih pa naj bi nastala netopna sol ali netopna baza:

oz

alkalija + sol 1 = sol 2 ↓ + alkalija

Na primer: Kalijev karbonat reagira v raztopini s kalcijevim hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primer: Bakrov(II) klorid v raztopini reagira z natrijevim hidroksidom. V tem primeru izpade modra oborina bakrovega(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Kemijske lastnosti netopnih baz

1. Netopne baze reagirajo z močnimi kislinami in njihovimi oksidi (in nekaj srednjih kislin). V tem primeru, sol in vodo.

netopna baza + kislina = sol + voda

netopna baza + kislinski oksid= sol + voda

Na primer ,Bakrov(II) hidroksid reagira z močno klorovodikovo kislino:

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

V tem primeru bakrov (II) hidroksid ne sodeluje s kislinskim oksidom šibka ogljikova kislina - ogljikov dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Netopne baze pri segrevanju razpadejo v oksid in vodo.

Na primer, Železov (III) hidroksid pri segrevanju razpade na železov (III) oksid in vodo:

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

3. Netopne baze ne reagirajoz amfoternimi oksidi in hidroksidi.

netopna baza + amfoterni oksid ≠

netopna baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Nekatere netopne baze lahko delujejo kotredukcijska sredstva. Reducenti so baze, ki jih tvorijo kovine z najmanj oz vmesno oksidacijsko stanje, ki lahko povečajo njihovo oksidacijsko stopnjo (železov (II) hidroksid, kromov (II) hidroksid itd.).

Na primer, Železov (II) hidroksid lahko oksidiramo z atmosferskim kisikom v prisotnosti vode v železov (III) hidroksid:

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

Kemijske lastnosti alkalij

1. Alkalije reagirajo s katerim koli kisline - močne in šibke . V tem primeru nastaneta srednja sol in voda. Te reakcije se imenujejo nevtralizacijske reakcije. Možno je tudi izobraževanje kisla sol, če je kislina polibazična, pri določenem razmerju reagentov ali v presežek kisline. IN presežek alkalije nastaneta srednja sol in voda:

alkalija (presežek) + kislina = srednja sol + voda

alkalija + večbazična kislina (presežek) = kisla sol + voda

Na primer , Natrijev hidroksid lahko pri interakciji s tribazično fosforno kislino tvori 3 vrste soli: dihidrogenfosfati, fosfati oz hidrofosfati.

V tem primeru nastanejo dihidrogenfosfati v presežku kisline ali ko je molsko razmerje (razmerje količin snovi) reagentov 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Pri molskem razmerju alkalije in kisline 2:1 nastanejo hidrofosfati:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

V presežku alkalije ali pri molskem razmerju med alkalijo in kislino 3:1 nastane fosfat alkalijske kovine.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Alkalije reagirajo zamfoterni oksidi in hidroksidi. pri čemer v talini nastanejo navadne soli , A v raztopini - kompleksne soli .

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

alkalija (talina) + amfoterni hidroksid = srednja sol + voda

alkalija (raztopina) + amfoterni oksid = kompleksna sol

alkalija (raztopina) + amfoterni hidroksid = kompleksna sol

Na primer , ko aluminijev hidroksid reagira z natrijevim hidroksidom v talini nastane natrijev aluminat. Bolj kisli hidroksid tvori kisli ostanek:

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

A v raztopini nastane kompleksna sol:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Upoštevajte, kako je sestavljena formula kompleksne soli:najprej izberemo osrednji atom (doPraviloma je amfoterna hidroksidna kovina).Nato mu dodamo ligandi- v našem primeru so to hidroksidni ioni. Število ligandov je običajno 2-krat večje od oksidacijskega stanja osrednjega atoma. Toda aluminijev kompleks je izjema, njegovo število ligandov je najpogosteje 4. Nastali fragment zapremo v oglate oklepaje - to je kompleksen ion. Določimo njegov naboj in dodamo potrebno število kationov ali anionov na zunanjo stran.

3. Alkalije medsebojno delujejo s kislimi oksidi. Hkrati je možno izobraževanje kislo oz srednja sol, odvisno od molskega razmerja alkalnega in kislinskega oksida. V presežku alkalije nastane srednja sol, v presežku kislega oksida pa kisla sol:

alkalija (presežek) + kislinski oksid = srednja sol + voda

ali:

alkalijski + kislinski oksid (presežek) = kisla sol

Na primer , pri interakciji presežek natrijevega hidroksida Z ogljikovim dioksidom nastaneta natrijev karbonat in voda:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

In pri interakciji presežek ogljikovega dioksida z natrijevim hidroksidom nastane samo natrijev bikarbonat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkalije medsebojno delujejo s solmi. Alkalije reagirajo samo s topnimi solmi v raztopini, pod pogojem, da V hrani se tvorijo plini ali usedline . Takšne reakcije potekajo v skladu z mehanizmom ionska izmenjava.

alkalija + topna sol = sol + ustrezen hidroksid

Alkalije medsebojno delujejo z raztopinami kovinskih soli, ki ustrezajo netopnim ali nestabilnim hidroksidom.

Na primer, natrijev hidroksid reagira z bakrovim sulfatom v raztopini:

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

tudi alkalije reagirajo z raztopinami amonijevih soli.

Na primer , Kalijev hidroksid reagira z raztopino amonijevega nitrata:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Ko soli amfoternih kovin medsebojno delujejo s presežkom alkalij, nastane kompleksna sol!

Oglejmo si to vprašanje podrobneje. Če sol, ki jo tvori kovina, ki ji ustreza amfoterni hidroksid , medsebojno deluje z majhno količino alkalije, nato pride do običajne reakcije izmenjave in pride do oborinehidroksid te kovine .

Na primer , presežek cinkovega sulfata reagira v raztopini s kalijevim hidroksidom:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Vendar pri tej reakciji ne nastane baza, ampak mphoterni hidroksid. In kot smo že navedli zgoraj, amfoterni hidroksidi se raztopijo v presežku alkalij in tvorijo kompleksne soli . T Tako, ko cinkov sulfat reagira z presežek alkalne raztopine nastane kompleksna sol, oborina ne nastane:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Tako dobimo 2 shemi interakcije kovinskih soli, ki ustrezata amfoternim hidroksidom, z alkalijami:

amfoterna kovinska sol (presežek) + alkalija = amfoterni hidroksid↓ + sol

amf.kovinska sol + alkalija (presežek) = kompleksna sol + sol

5. Alkalije medsebojno delujejo s kislimi solmi.V tem primeru nastanejo srednje ali manj kisle soli.

kisla sol + alkalija = srednja sol + voda

Na primer , Kalijev hidrosulfit reagira s kalijevim hidroksidom, da nastane kalijev sulfit in voda:

KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

Zelo priročno je določiti lastnosti kislih soli tako, da kislo sol mentalno razdelimo na 2 snovi - kislino in sol. Na primer, natrijev bikarbonat NaHCO 3 razgradimo v uolno kislino H 2 CO 3 in natrijev karbonat Na 2 CO 3. Lastnosti bikarbonata v veliki meri določajo lastnosti ogljikove kisline in lastnosti natrijevega karbonata.

6. Alkalije medsebojno delujejo s kovinami v raztopini in se stopijo. V tem primeru pride do oksidacijsko-redukcijske reakcije, ki nastane v raztopini kompleksna sol in vodik, v talini - srednja sol in vodik.

Opomba! Z alkalijami v raztopini reagirajo samo tiste kovine, katerih oksid z minimalnim pozitivnim oksidacijskim stanjem kovine je amfoteren!

Na primer , železo ne reagira z raztopino alkalij, železov (II) oksid je bazičen. A aluminij se topi v vodni raztopini alkalije, aluminijev oksid je amfoteren:

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

7. Alkalije medsebojno delujejo z nekovinami. V tem primeru pride do redoks reakcij. običajno, nekovine so nesorazmerne v alkalijah. Ne reagirajo z alkalijami kisik, vodik, dušik, ogljik in inertni plini (helij, neon, argon itd.):

NaOH +O 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Žveplo, klor, brom, jod, fosfor in druge nekovine nesorazmeren v alkalijah (tj. samooksidirajo in se samoobnovijo).

Na primer klorpri interakciji z hladen lug preide v oksidacijska stanja -1 in +1:

2NaOH +Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Klor pri interakciji z vroč lug preide v oksidacijska stanja -1 in +5:

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

Silicij oksidira z alkalijami do oksidacijskega stanja +4.

Na primer, v raztopini:

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

Fluor oksidira alkalije:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Več o teh reakcijah si lahko preberete v članku.

8. Alkalije pri segrevanju ne razpadejo.

Izjema je litijev hidroksid:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O