Kemijska svojstva srednjih soli s primjerima. Soli: vrste, svojstva i primjena

5. Nitriti, soli dušične kiseline HNO 2 . Prije svega, koriste se nitriti alkalnih metala i amonijaka, manje - zemnoalkalijski i Zd-metali, Pb i Ag. O nitritima drugih metala postoje samo fragmentarni podaci.

Metalni nitriti u oksidacijskom stanju +2 tvore kristalohidrate s jednom, dvije ili četiri molekule vode. Nitriti tvore dvostruke i trostruke soli, na primjer. CsNO2. AgNO 2 ili Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2 , kao i kompleksni spojevi, kao što je Na 3 .

Kristalne strukture poznate su samo za nekoliko bezvodnih nitrita. Anion NO2 ima nelinearnu konfiguraciju; ONO kut 115°, duljina H–O veze 0,115 nm; tip veze M—NO 2 je ionsko-kovalentan.

K, Na, Ba nitriti su dobro topljivi u vodi, Ag, Hg, Cu nitriti su slabo topljivi. S porastom temperature povećava se topljivost nitrita. Gotovo svi nitriti slabo su topljivi u alkoholima, eterima i niskopolarnim otapalima.

Nitriti su termički nestabilni; tale bez raspadanja samo nitriti alkalnih metala, nitriti ostalih metala raspadaju se na 25-300 °C. Mehanizam razgradnje nitrita je složen i uključuje niz paralelno-sekvencijalnih reakcija. Glavni plinoviti produkti razgradnje su NO, NO 2, N 2 i O 2, a čvrsti su metalni oksid ili elementarni metal. Oslobađanje velike količine plinova uzrokuje eksplozivnu razgradnju nekih nitrita, primjerice NH 4 NO 2, koji se raspada na N 2 i H 2 O.

Karakteristične značajke nitrita povezane su s njihovom toplinskom nestabilnošću i sposobnošću nitritnog iona da bude i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo, ovisno o mediju i prirodi reagensa. U neutralnoj sredini nitriti se obično reduciraju u NO, u kiseloj sredini oksidiraju u nitrate. Kisik i CO 2 ne stupaju u interakciju s krutim nitritima i njihovim vodenim otopinama. Nitriti pridonose razgradnji tvari koje sadrže dušik organska tvar, posebno amini, amidi itd. S organskim halidima RXH. reagiraju stvarajući i RONO nitrite i RNO 2 nitro spojeve.

Industrijska proizvodnja nitrita temelji se na apsorpciji dušikovog plina (smjesa NO + NO 2) otopinama Na 2 CO 3 ili NaOH uz sukcesivnu kristalizaciju NaNO 2; nitriti drugih metala u industriji i laboratorijima dobivaju se reakcijom izmjene metalnih soli s NaNO 2 ili redukcijom nitrata tih metala.

Nitriti se koriste za sintezu azo-bojila, u proizvodnji kaprolaktama, kao oksidansi i redukciona sredstva u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji, kao konzervansi za hranu. Nitriti kao što su NaNO 2 i KNO 2 su toksični, uzrokuju glavobolju, povraćanje, depresiju disanja itd. Kod trovanja NaNO 2 u krvi se stvara methemoglobin, oštećuju se membrane eritrocita. Možda stvaranje nitrozamina iz NaNO 2 i amina izravno u gastrointestinalnom traktu.

6. Sulfati, soli sumporne kiseline. Poznati su srednji sulfati s anionom SO 4 2-, kiseli ili hidrosulfati, s anionom HSO 4 -, bazičnim, koji uz anion SO 4 2- sadrži - OH skupine, na primjer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Postoje i dvostruki sulfati, koji uključuju dva različita kationa. Tu spadaju dvije velike skupine sulfata - stipsa, kao i heniti M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, gdje je M jednostruko nabijeni kation, E je Mg, Zn i drugi dvostruko nabijeni kationi. Poznati trostruki sulfat K 2 SO 4 . MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (mineral polihalit), dvobazični sulfati, kao što su minerali alunitne i jarozitne skupine M 2 SO 4 . Al2(SO4)3. 4Al (OH 3 i M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, gdje je M kation s jednim nabojem. Sulfati mogu biti dio miješanih soli, npr. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineral berkeit), MgSO 4. KCl 3H 2 O (kainit).

Sulfati su kristalne tvari, srednje i kisele, u većini slučajeva vrlo su topljivi u vodi. Lako topljivi sulfati kalcija, stroncija, olova i neki drugi, praktički netopljivi BaSO 4 , RaSO 4 . Bazični sulfati obično su teško topljivi ili praktički netopljivi ili hidrolizirani vodom. Sulfati mogu kristalizirati iz vodenih otopina u obliku kristalnih hidrata. Kristalni hidrati nekih teških metala nazivaju se vitriol; plavi vitriol CuSO4. 5H 2 O, željezni sulfat FeSO 4. 7H20.

Srednji sulfati alkalnih metala su termički stabilni, dok se kiseli sulfati zagrijavanjem raspadaju, pretvarajući se u pirosulfate: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Prosječni sulfati drugih metala, kao i bazični sulfati, kada se zagriju na dovoljno visoke temperature, u pravilu se raspadaju uz stvaranje metalnih oksida i oslobađanje SO 3 .

Sulfati su široko rasprostranjeni u prirodi. Pojavljuju se kao minerali, poput gipsa CaSO 4 . H2O, mirabilit Na2SO4. 10H 2 O, a također su dio morske i riječne vode.

Mnogi sulfati mogu se dobiti interakcijom H 2 SO 4 s metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, kao i razgradnjom soli hlapljivih kiselina sa sumpornom kiselinom.

Anorganski sulfati imaju široku primjenu. Na primjer, amonijev sulfat je dušično gnojivo, natrijev sulfat se koristi u industriji stakla, papira, proizvodnji viskoze itd. Prirodni sulfatni minerali su sirovine za industrijsku proizvodnju spojeva raznih metala, građevinskih materijala itd.

7. Sulfiti, soli sumporaste kiseline H2SO3. Postoje srednji sulfiti s anionom SO 3 2- i kiseli (hidrosulfiti) s anionom HSO 3 -. Srednji sulfiti su kristalne tvari. Sulfiti amonija i alkalijskih metala vrlo su topljivi u vodi; topljivost (g u 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). U vodenim otopinama tvore hidrosulfite. Sulfiti zemnoalkalijskih i nekih drugih metala praktički su netopljivi u vodi; topljivost MgSO 3 1 g u 100 g (40°C). Poznati su kristalohidrati (NH 4) 2 SO 3 . H2O, Na2SO3. 7H20, K2SO3. 2H20, MgSO3. 6H2O, itd.

Bezvodni sulfiti, zagrijavanjem bez pristupa zraka u zatvorenim posudama, disproporcioniraju u sulfide i sulfate, zagrijavanjem u struji N 2 gube SO 2, a zagrijavanjem na zraku lako oksidiraju u sulfate. Od SO 2 do vodeni okoliš srednji sulfiti tvore hidrosulfite. Sulfiti su relativno jaki redukcijski agensi, oksidiraju u otopinama s klorom, bromom, H 2 O 2 itd. do sulfata. Razgrađuju ih jake kiseline (na primjer, HC1) uz oslobađanje SO 2.

Kristalni hidrosulfiti su poznati za K, Rb, Cs, NH 4 +, nestabilni su. Ostali hidrosulfiti postoje samo u vodenim otopinama. Gustoća NH4HSO3 2,03 g/cm3; topljivost u vodi (g na 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Kada se kristalni hidrosulfiti Na ili K zagrijavaju ili kada se otopina pulpe M 2 SO 3 zasiti sa SO 2, nastaju pirosulfiti (zastarjeli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli pirosumporne kiseline nepoznate u slobodnoj stanje H2S2O5; kristali, nestabilni; gustoća (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; iznad ~ 160 °S razgrađuju se uz oslobađanje SO 2; otapa se u vodi (uz razgradnju na HSO 3 -), topljivost (g na 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvore Na 2 S 2 O 5 hidrate. 7H20 i ZK2S205. 2H20; redukciona sredstva.

Srednji sulfiti alkalnih metala dobivaju se reakcijom vodene otopine M 2 CO 3 (ili MOH) sa SO 2, a MSO 3 propuštanjem SO 2 kroz vodenu suspenziju MCO 3; uglavnom se SO 2 koristi iz otpadnih plinova kontaktne proizvodnje sumporne kiseline. Sulfiti se koriste u izbjeljivanju, bojanju i tiskanju tkanina, vlakana, kože za konzerviranje žitarica, zelene stočne hrane, industrijskog otpada stočne hrane (NaHSO 3 ,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 - dezinfekcijska sredstva u vinarstvu i industriji šećera. NaNSO 3 , MgSO 3 , NH 4 NSO 3 - komponente sulfitne tekućine tijekom proizvodnje kaše; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 apsorber; NaHSO 3 je apsorber H 2 S iz proizvodnih otpadnih plinova, redukcijsko sredstvo u proizvodnji sumpornih boja. K 2 S 2 O 5 - komponenta kiselinskih fiksatora u fotografiji, antioksidans, antiseptik.

Da biste odgovorili na pitanje što je sol, obično ne morate dugo razmišljati. Ovaj kemijski spoj V Svakidašnjica javlja dosta često. O običnoj kuhinjskoj soli ne treba ni govoriti. Detaljan unutarnja struktura soli i njihove spojeve proučava anorganska kemija.

Definicija soli

Jasan odgovor na pitanje što je sol može se naći u djelima M. V. Lomonosova. On je to ime dao krhkim tijelima koja se mogu otopiti u vodi i ne zapale se pod utjecajem visokih temperatura ili otvorenog plamena. Kasnije je definicija izvedena ne iz njihovih fizičkih, već iz kemijskih svojstava tih tvari.

Školski udžbenici anorganske kemije daju prilično jasan koncept o tome što je sol. Kako se nazivaju zamjenski proizvodi? kemijska reakcija, pri čemu su vodikovi atomi kiseline u spoju zamijenjeni metalom. Primjeri tipičnih spojeva soli: NaCL, MgSO 4 . Lako je vidjeti da se svaki od ovih unosa može podijeliti na dvije polovice: metal će uvijek biti napisan u lijevoj komponenti formule, a kiselinski ostatak uvijek će biti upisan u desnoj. Standardna formula soli je sljedeća:

Me n m Kiselinski ostatak m n .

Fizikalna svojstva soli

Kemija, kao egzaktna znanost, u ime tvari stavlja sve moguće informacije o njezinu sastavu i svojstvima. Dakle, svi nazivi soli u modernoj interpretaciji sastoje se od dvije riječi: jedan dio ima naziv metalne komponente u imenički padež, drugi - sadrži opis kiselinskog ostatka.

Ovi spojevi nemaju molekularnu strukturu, stoga su u normalnim uvjetima čvrste kristalne tvari. Mnoge soli imaju kristalna rešetka. Kristali ovih tvari su vatrostalni, pa su za njihovo taljenje potrebne vrlo visoke temperature. Na primjer, barijev sulfid se tali na oko 2200°C.

Prema topljivosti soli se dijele na topive, teško topive i netopljive. Primjeri prvih su natrijev klorid, kalijev nitrat. Slabo topljivi uključuju magnezij sulfit, olovo klorid. Netopljiv je kalcijev karbonat. Podaci o topljivosti određene tvari sadržani su u referentnoj literaturi.

Dotični proizvod kemijske reakcije obično je bez mirisa i promjenjivog okusa. Pretpostavka da su sve soli slane je pogrešna. Čisti slan okus ima samo jedan element ove klase - našu staru poznatu kuhinjsku sol. Postoje slatke soli berilija, gorke - magnezija i bez okusa - na primjer, kalcijev karbonat (obična kreda).

Većina tih tvari je bezbojna, ali među njima ima i onih koje imaju karakteristične boje. Na primjer, željezo (II) sulfat ima karakteristiku u zelenoj boji, kalijev permanganat je ljubičast, a kristali kalijevog kromata svijetlo žuti.

Klasifikacija soli

Kemija dijeli sve vrste anorganskih soli u nekoliko glavnih karakteristika. Soli koje nastaju potpunom zamjenom vodika u kiselini nazivaju se normalne ili prosječne. Na primjer, kalcijev sulfat.

Sol, koja je derivat reakcije nepotpune supstitucije, naziva se kiselom ili baznom. Primjer takve formacije može biti reakcija kalijevog hidrogensulfata:

Bazična sol se dobiva takvom reakcijom u kojoj hidrokso skupina nije potpuno zamijenjena kiselinskim ostatkom. Tvari ove vrste mogu biti formirane od onih metala čija je valencija dva ili više. Tipična formula soli ove skupine može se izvesti iz ove reakcije:

Normalni, srednji i kiseli kemijski spojevi tvore klase soli i standardna su klasifikacija tih spojeva.

Dvostruka i miješana sol

Primjer miješane je kalcijeva sol klorovodične i hipokloričaste kiseline: CaOCl 2.

Nomenklatura

Soli formirane od metala s promjenljivom valencijom imaju dodatnu oznaku: iza formule, valencija je zapisana u zagradama rimskim brojevima. Dakle, postoji željezni sulfat FeSO 4 (II) i Fe 2 (SO4) 3 (III). U nazivu soli postoji prefiks hidro-, ako u svom sastavu ima nesupstituiranih atoma vodika. Na primjer, kalijev hidrogenfosfat ima formulu K 2 HPO 4 .

Svojstva soli u elektrolitima

Teorija elektrolitičke disocijacije daje svoje tumačenje kemijskih svojstava. U svjetlu ove teorije, sol se može definirati kao slabi elektrolit koji, kada se otopi, disocira (razgrađuje se) u vodi. Dakle, otopina soli može se predstaviti kao kompleks pozitivnih negativnih iona, od kojih prvi nisu atomi H + vodika, a drugi nisu atomi OH - hidrokso skupine. Ne postoje ioni koji bi bili prisutni u svim vrstama otopina soli, pa nemaju ni zajednička svojstva. Što su manji naboji iona koji tvore otopinu soli, to bolje disociraju, to je bolja električna vodljivost takve tekuće smjese.

Kisele otopine soli

Kisele soli u otopini se razlažu na složene negativne ione, koji su kiselinski ostatak, i jednostavne anione, koji su pozitivno nabijene metalne čestice.

Na primjer, reakcija otapanja natrijevog bikarbonata dovodi do razgradnje soli na natrijeve ione i ostatak HCO 3 -.

Puna formula izgleda ovako: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Otopine bazičnih soli

Disocijacija bazičnih soli dovodi do stvaranja kiselih aniona i složenih kationa koji se sastoje od metala i hidroksogrupa. Ovi složeni kationi, pak, također se mogu razgraditi u procesu disocijacije. Stoga u bilo kojoj otopini soli glavne skupine postoje OH - ioni. Na primjer, disocijacija hidroksomagnezijevog klorida odvija se na sljedeći način:

Raspodjela soli

Što je sol? Ovaj element jedan je od najčešćih kemijskih spojeva. Svi znaju kuhinjsku sol, kredu (kalcijev karbonat) i tako dalje. Među karbonatnim solima najzastupljeniji je kalcijev karbonat. On je sastavni dio mramor, vapnenac, dolomit. A kalcijev karbonat je osnova za nastanak bisera i koralja. Ovaj kemijski spoj neophodan je za stvaranje tvrdih integumenata kod kukaca i kostura kod hordata.

Sol nam je poznata od djetinjstva. Liječnici upozoravaju na njegovu pretjeranu upotrebu, no umjereno je neophodan za odvijanje vitalnih procesa u organizmu. A to je potrebno za održavanje pravilnog sastava krvi i proizvodnju želučanog soka. Fiziološke otopine, sastavni dio injekcija i kapaljki, nisu ništa drugo nego otopina kuhinjske soli.

1) metal s nemetalom: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal s kiselinom: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metal s otopinom soli manje aktivnog metala Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) bazični oksid s kiselim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) bazični oksid s kiselinom CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) baze s kiselim oksidom Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baze s kiselinom: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) kisele soli: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl

9) bazna otopina s otopinom soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) otopine dviju soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Dobivanje kiselih soli:

1. Interakcija kiseline s nedostatkom baze. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Interakcija baze s viškom kiselinskog oksida

Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2

3. Interakcija prosječne soli s kiselinom Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Dobivanje bazičnih soli:

1. Hidroliza soli nastalih djelovanjem slabe baze i jake kiseline

ZnCl2 + H2O \u003d Cl + HCl

2. Dodatak (kap po kap) malih količina lužina u otopine srednjih metalnih soli AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Međudjelovanje soli slabih kiselina sa srednjim solima

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Dobivanje kompleksnih soli:

1. Reakcije soli s ligandima: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Dobivanje dvostrukih soli:

1. Zajednička kristalizacija dviju soli:

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl

4. Redoks reakcije zbog svojstava kationa ili aniona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Kemijska svojstva kiselih soli:

Toplinska razgradnja do srednje soli

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

Interakcija s alkalijama. Dobivanje srednje soli.

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O

3. Kemijska svojstva bazičnih soli:

Termalno raspadanje. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interakcija s kiselinom: stvaranje srednje soli.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O Kemijski element- skup atoma s istim nuklearnim nabojem i brojem protona, koji se podudara s rednim (atomskim) brojem u periodnom sustavu. Svaki kemijski element ima svoje ime i simbol, koji su navedeni u Mendeljejevom periodnom sustavu elemenata.

Oblik postojanja kemijskih elemenata u slobodnom obliku su jednostavne tvari(jedan element).

U ovom trenutku (ožujak 2013.) poznato je 118 kemijskih elemenata (nisu svi službeno priznati).

Kemijske tvari mogu se sastojati od jednog kemijskog elementa (jednostavna tvar) i različitih (složena tvar ili kemijski spoj).

Kemijski elementi tvore oko 500 jednostavnih tvari. Sposobnost jednog elementa da postoji u obliku različitih jednostavnih tvari koje se razlikuju po svojstvima naziva se alotropija. U većini slučajeva nazivi jednostavnih tvari podudaraju se s nazivima odgovarajućih elemenata (na primjer, cink, aluminij, klor), međutim, u slučaju postojanja nekoliko alotropskih modifikacija, nazivi jednostavne tvari i elementa mogu razlikuju se npr. kisik (dioksigen, O 2) i ozon (O 3) ; dijamant, grafit i brojne druge alotropske modifikacije ugljika postoje zajedno s amorfnim oblicima ugljika.

Eksperimentalno potvrđena 1927. godine, dvojna priroda elektrona, koji ima svojstva ne samo čestice, već i vala, potaknula je znanstvenike da stvore novu teoriju strukture atoma, koja uzima u obzir oba ova svojstva. . Moderna teorija strukture atoma temelji se na kvantnoj mehanici.

Dvojnost svojstava elektrona očituje se u tome što on s jedne strane ima svojstva čestice (ima određenu masu mirovanja), a s druge strane njegovo gibanje nalikuje valu i može se opisano određenom amplitudom, valnom duljinom, frekvencijom osciliranja, itd. Stoga se ne može govoriti o nekoj specifičnoj putanji elektrona - može se samo prosuditi o jednom ili drugom stupnju vjerojatnosti njegovog postojanja na danoj točki u prostoru.

Dakle, elektronsku orbitu treba shvatiti ne kao određenu liniju kretanja elektrona, već kao određeni dio prostora oko jezgre, unutar kojeg je najveća vjerojatnost zadržavanja elektrona. Drugim riječima, orbita elektrona ne karakterizira slijed kretanja elektrona od točke do točke, već je određena vjerojatnošću pronalaska elektrona na određenoj udaljenosti od jezgre.

O prisutnosti valnih svojstava elektrona prvi je govorio francuski znanstvenik L. de Broglie. De Broglie jednadžba: =h/mV. Ako elektron ima valna svojstva, tada elektronski snop mora iskusiti efekte difrakcije i interferencije. Valna priroda elektrona potvrđena je promatranjem difrakcije elektronskog snopa u strukturi kristalne rešetke. Budući da elektron ima valna svojstva, njegov položaj unutar volumena atoma nije definiran. Položaj elektrona u atomskom volumenu opisuje se funkcijom vjerojatnosti, ako se on prikaže u trodimenzionalnom prostoru, tada se dobivaju revolucijska tijela (sl.).

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

Baze se prema topivosti u vodi dijele na topljiv (lužina) I netopljive baze . Također ima nestabilna tla koji se spontano raspadaju.

Dobivanje terena

1. Međudjelovanje bazičnih oksida s vodom. Istodobno, oni reagiraju s vodom samo u normalnim uvjetima oni oksidi koji odgovaraju topljivoj bazi (lužini). Oni. na ovaj način možete samo dobiti lužine:

bazični oksid + voda = baza

Na primjer , natrijev oksid formira u vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

U isto vrijeme o bakrov(II) oksid S voda ne reagira:

CuO + H 2 O ≠

2. Međudjelovanje metala s vodom. pri čemu reagirati s vodomu normalnim uvjetimasamo alkalijski metali(litij, natrij, kalij, rubidij, cezij), kalcij, stroncij i barij.U tom slučaju dolazi do redoks reakcije, vodik djeluje kao oksidacijsko sredstvo, a metal djeluje kao redukcijsko sredstvo.

metal + voda = lužina + vodik

Na primjer, kalij reagira sa voda vrlo nasilno:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza otopina soli nekih alkalijskih metala. U pravilu, za dobivanje lužina, podvrgava se elektrolizi otopine soli koje tvore alkalijski ili zemnoalkalijski metali i anoksične kiseline (osim fluorovodika) - kloridi, bromidi, sulfidi, itd. Ovo pitanje se detaljnije raspravlja u članku .

Na primjer , elektroliza natrijeva klorida:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Baze nastaju međudjelovanjem drugih lužina sa solima. U ovom slučaju, samo topljive tvari međusobno djeluju, au proizvodima bi trebala nastati netopljiva sol ili netopljiva baza:

ili

lužina + sol 1 = sol 2 ↓ + lužina

Na primjer: kalijev karbonat reagira u otopini s kalcijevim hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primjer: bakrov (II) klorid reagira u otopini s natrijevim hidroksidom. Istodobno pada plavi talog bakrova(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Kemijska svojstva netopljivih baza

1. Netopljive baze međusobno djeluju s jakim kiselinama i njihovim oksidima (i neke srednje kiseline). Istovremeno se formiraju soli i vode.

netopljiva baza + kiselina = sol + voda

netopljiva baza + kiselinski oksid = sol + voda

Na primjer ,bakrov (II) hidroksid međudjeluje s jakim klorovodična kiselina:

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

U ovom slučaju bakrov (II) hidroksid ne stupa u interakciju s kiselim oksidom slab ugljična kiselina - ugljikov dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Netopljive baze se zagrijavanjem razlažu na oksid i vodu.

Na primjer, željezov (III) hidroksid se kalciniranjem raspada na željezov (III) oksid i vodu:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Netopljive baze ne međusobno djelujus amfoternim oksidima i hidroksidima.

netopljiva baza + amfoterni oksid ≠

netopljiva baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Neke netopljive baze mogu djelovati kaoredukciona sredstva. Reducirajuća sredstva su baze formirane od metala sa minimum ili srednje oksidacijsko stanje, koji mogu povećati njihov oksidacijski stupanj (željezo (II) hidroksid, krom (II) hidroksid, itd.).

Na primjer , željezov (II) hidroksid može se oksidirati atmosferskim kisikom u prisutnosti vode u željezov (III) hidroksid:

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

Kemijska svojstva lužina

1. Alkalije stupaju u interakciju s bilo kojim kiseline - jake i slabe . U tom slučaju nastaju sol i voda. Te se reakcije nazivaju reakcije neutralizacije. Eventualno obrazovanje kisela sol, ako je kiselina višebazna, pri određenom omjeru reagensa ili in višak kiseline. U višak lužine prosječno nastaju sol i voda:

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

lužina + višebazna kiselina (višak) = kisela sol + voda

Na primjer , natrijev hidroksid, u interakciji s trobaznom fosfornom kiselinom, može formirati 3 vrste soli: dihidrofosfati, fosfati ili hidrofosfati.

U tom slučaju dihidrofosfati nastaju u suvišku kiseline ili pri molarnom omjeru (omjeru količina tvari) reagensa 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

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

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

U suvišku lužine ili pri molarnom omjeru lužine i kiseline od 3:1 nastaje fosfat alkalijskog metala.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Alkalije stupaju u interakciju saamfoterni oksidi i hidroksidi. pri čemu u talini nastaju kuhinjske soli , A u otopini - kompleksne soli .

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

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

lužina (otopina) + amfoterni oksid = kompleksna sol

lužina (otopina) + amfoterni hidroksid = kompleksna sol

Na primjer , kada aluminijev hidroksid reagira s natrijevim hidroksidom u talini nastaje natrijev aluminat. Kiseliji hidroksid stvara kiselinski ostatak:

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

A u otopini nastaje kompleksna sol:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Obratite pozornost na to kako se sastavlja formula složene soli:prvo biramo središnji atom (tou pravilu je to metal iz amfoternog hidroksida).Zatim mu dodajte ligandi- u našem slučaju to su hidroksidni ioni. Broj liganada je u pravilu 2 puta veći od oksidacijskog stanja središnjeg atoma. Ali aluminijev kompleks je iznimka, njegov broj liganada najčešće je 4. Dobiveni fragment stavljamo u uglate zagrade - ovo je složeni ion. Odredimo njegov naboj i dodamo potreban broj kationa ili aniona izvana.

3. Lužine međusobno djeluju s kiselim oksidima. Moguće je formirati kiselo ili srednja sol, ovisno o molarnom omjeru alkalijskog i kiselinskog oksida. U suvišku lužine nastaje prosječna sol, a u višku kiselog oksida nastaje kisela sol:

lužina (višak) + kiselinski oksid \u003d srednja sol + voda

ili:

lužina + kiselinski oksid (višak) = kisela sol

Na primjer , prilikom interakcije višak natrijevog hidroksida S ugljikovim dioksidom nastaju natrijev karbonat i voda:

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

I pri interakciji višak ugljičnog dioksida s natrijevim hidroksidom nastaje samo natrijev bikarbonat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkalije stupaju u interakciju sa solima. lužine reagiraju samo s topivim solima u otopini, pod uvjetom da proizvodi stvaraju plin ili talog . Ove reakcije se odvijaju prema mehanizmu ionska izmjena.

lužina + topljiva sol = sol + odgovarajući hidroksid

Alkalije stupaju u interakciju s otopinama metalnih soli, koje odgovaraju netopljivim ili nestabilnim hidroksidima.

Na primjer, natrijev hidroksid stupa u interakciju s bakrenim sulfatom u otopini:

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

Također lužine međusobno djeluju s otopinama amonijevih soli.

Na primjer , Kalijev hidroksid stupa u interakciju s otopinom amonijevog nitrata:

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

! Kada soli amfoternih metala stupaju u interakciju s viškom lužine, nastaje kompleksna sol!

Pogledajmo ovo pitanje detaljnije. Ako sol koju stvara metal na koji amfoterni hidroksid , stupa u interakciju s malom količinom lužine, tada se odvija uobičajena reakcija izmjene i taloži sehidroksid ovog metala .

Na primjer , višak cinkovog sulfata reagira u otopini s kalijevim hidroksidom:

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

Međutim, u ovoj reakciji ne nastaje baza, već mphoteric hydroxide. I, kao što smo gore spomenuli, amfoterni hidroksidi otapaju se u suvišku lužina i tvore kompleksne soli . T Dakle, tijekom interakcije cinkovog sulfata s višak otopine lužine nastaje kompleksna sol, ne stvara se talog:

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

Tako dobivamo 2 sheme interakcije metalnih soli, koje odgovaraju amfoternim hidroksidima, s alkalijama:

amfoterna metalna sol (višak) + lužina = amfoterni hidroksid↓ + sol

amf.metalna sol + lužina (višak) = kompleksna sol + sol

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

kisela sol + lužina \u003d srednja sol + voda

Na primjer , Kalijev hidrosulfit reagira s kalijevim hidroksidom pri čemu nastaje kalijev 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 tvari - kiselinu i sol. Na primjer, natrijev bikarbonat NaHCO 3 razlažemo na mokraćnu kiselinu H 2 CO 3 i natrijev karbonat Na 2 CO 3 . Svojstva bikarbonata uvelike su određena svojstvima ugljične kiseline i svojstvima natrijeva karbonata.

6. Alkalije stupaju u interakciju s metalima u otopini i tale se. U tom slučaju dolazi do redoks reakcije, u otopini kompleksna sol I vodik, u talini - srednja sol I vodik.

Bilješka! S lužinama u otopini reagiraju samo oni metali u kojima je oksid s minimalnim pozitivnim oksidacijskim stupnjem metala amfoteran!

Na primjer , željezo ne reagira s otopinom lužine, željezov (II) oksid je bazičan. A aluminij otapa se u vodenoj otopini lužine, aluminijev oksid je amfoteran:

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

7. Lužine međusobno djeluju s nemetalima. U tom slučaju odvijaju se redoks reakcije. Obično, nemetali nesrazmjerni u alkalijama. ne reagirati s alkalijama kisik, vodik, dušik, ugljik i inertni plinovi (helij, neon, argon itd.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N2 ≠

NaOH+C≠

Sumpor, klor, brom, jod, fosfor i ostali nemetali neproporcionalan u alkalijama (tj. samooksidiraju-samopopravljaju).

Na primjer, klorprilikom interakcije sa hladna lužina prelazi u oksidacijska stanja -1 i +1:

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

Klor prilikom interakcije sa vruća lužina prelazi u oksidacijska stanja -1 i +5:

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

Silicij oksidiran alkalijama do oksidacijskog stupnja +4.

Na primjer, u otopini:

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

Fluor oksidira lužine:

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

Više o tim reakcijama možete pročitati u članku.

8. Lužine se zagrijavanjem ne raspadaju.

Iznimka je litijev hidroksid:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

Svakodnevno se susrećemo sa solima i uopće ne razmišljamo o ulozi koju imaju u našim životima. Ali bez njih voda ne bi bila tako ukusna, a hrana ne bi donosila zadovoljstvo, a biljke ne bi rasle, a život na zemlji ne bi mogao postojati da u našem svijetu nema soli. Dakle, koje su to tvari i koja svojstva soli ih čine nezamjenjivima?

Što su soli

Po svom sastavu ovo je najbrojniji razred koji se odlikuje raznolikošću. Još u 19. stoljeću kemičar J. Verzelius definirao je sol kao produkt reakcije između kiseline i baze, u kojoj je vodikov atom zamijenjen metalnim. U vodi se soli obično disociraju na metal ili amonij (kation) i kiselinski ostatak (anion).

Sol možete dobiti na sljedeće načine:

• interakcijom metala i nemetala, u ovom slučaju bit će bez kisika;
• kada metal reagira s kiselinom, dobiva se sol i oslobađa se vodik;
• metal može istisnuti drugi metal iz otopine;
• kada dva oksida međusobno djeluju - kiseli i bazični (također se nazivaju nemetalni oksid i metalni oksid);
• reakcija metalnog oksida i kiseline proizvodi sol i vodu;
• reakcija između baze i oksida nemetala također proizvodi sol i vodu;
• pomoću reakcije ionske izmjene, u ovom slučaju, različite tvari topljive u vodi (baze, kiseline, soli) mogu reagirati, ali reakcija će se odvijati ako nastane plin, voda ili slabo topljive (netopljive) soli u vodi.

Svojstva soli ovise samo o kemijskom sastavu. Ali prvo, pogledajmo njihove razrede.

Klasifikacija

Ovisno o sastavu, razlikuju se sljedeće klase soli:

• prema sadržaju kisika (kisik i anoksični);
• interakcijom s vodom (topivi, slabo topljivi i netopljivi).

Ova klasifikacija ne odražava u potpunosti raznolikost tvari. Moderno i najviše potpuna klasifikacija, koji odražava ne samo sastav, već i svojstva soli, prikazan je u sljedećoj tablici.

sol
Normalan	kiselo	Glavni	Dvostruko	mješoviti	Kompleks
Vodik je potpuno zamijenjen	Atomi vodika nisu potpuno zamijenjeni metalom	Bazne skupine nisu potpuno zamijenjene kiselinskim ostatkom	Sastoji se od dva metala i jednog kiselinskog ostatka	Jedan metalni i dva kiselinska ostatka	Složene tvari koje se sastoje od kompleksnog kationa i aniona ili kationa i kompleksnog aniona
NaCl	KHSO 4	FeOHSO3	KNaSO 4	CaClBr	SO 4

Fizička svojstva

Bez obzira koliko je široka klasa ovih tvari, ali uobičajena fizička svojstva soli se mogu izolirati. To su tvari nemolekularne strukture, s ionskom kristalnom rešetkom.

Vrlo visoke točke topljenje i vrenje. U normalnim uvjetima sve soli ne provode struju, ali u otopini većina njih savršeno provodi struju.

Boja može biti vrlo različita, ovisi o metalnom ionu koji je dio nje. Željezni sulfat (FeSO 4) je zelene boje, željezni klorid (FeCl 3) je tamno crven, a kalijev kromat (K 2 CrO 4) je lijepe jarko žute boje. Ali većina soli je još uvijek bezbojna ili bijela.

Topivost u vodi također varira i ovisi o sastavu iona. U principu, sva fizikalna svojstva soli imaju singularnost. Oni ovise o tome koji su metalni ion i koji kiselinski ostatak uključeni u sastav. Nastavimo sa solima.

Kemijska svojstva soli

Postoji također važna značajka. Poput fizičkog Kemijska svojstva soli ovise o njihovom sastavu. I također kojoj klasi pripadaju.

Ali opća svojstva soli ipak se mogu razlikovati:

• mnogi od njih se zagrijavanjem raspadaju uz stvaranje dva oksida: kiselog i bazičnog, te bez kisika - metala i nemetala;
• soli također stupaju u interakciju s drugim kiselinama, ali reakcija se odvija samo ako sol sadrži kiseli ostatak slabe ili hlapljive kiseline ili se kao rezultat dobije netopljiva sol;
• interakcija s alkalijom moguća je ako kation tvori netopljivu bazu;
• moguća je reakcija i između dvije različite soli, ali samo ako se jedna od novonastalih soli ne otapa u vodi;
• može doći i do reakcije s metalom, ali je to moguće samo ako metalu koji se nalazi u soli uzmemo metal koji se nalazi desno u nizu napona.

Gore su razmotrena kemijska svojstva soli koja se odnose na normalu, dok druge klase reagiraju s tvarima nešto drugačije. Ali razlika je samo u izlaznim proizvodima. Uglavnom, sva kemijska svojstva soli su sačuvana, kao i zahtjevi za tijek reakcija.