Proprietà chimiche dei sali medi con esempi. Sali: tipi, proprietà e applicazioni

5.Nitriti, sali dell'acido nitroso HNO 2 . Prima di tutto vengono utilizzati nitriti di metalli alcalini e ammonio, meno terra alcalina e metalli Zd, Pb e Ag. Ci sono solo informazioni frammentarie sui nitriti di altri metalli.

I nitriti metallici nello stato di ossidazione +2 formano idrati cristallini con una, due o quattro molecole d'acqua. I nitriti formano sali doppi e tripli, per esempio. CsNO2. AgNO2 o Ba(NO2)2. Ni(NO2)2. 2KNO 2 , così come composti complessi, come Na 3 .

Le strutture cristalline sono note solo per pochi nitriti anidri. L'anione NO2 ha una configurazione non lineare; Angolo ONO 115°, lunghezza del legame H–O 0,115 nm; il tipo di legame M—NO 2 è ionico-covalente.

I nitriti di K, Na, Ba sono ben solubili in acqua, i nitriti di Ag, Hg, Cu sono scarsamente solubili. Con l'aumentare della temperatura, aumenta la solubilità dei nitriti. Quasi tutti i nitriti sono scarsamente solubili in alcoli, eteri e solventi a bassa polarità.

I nitriti sono termicamente instabili; fonde senza decomposizione solo nitriti di metalli alcalini, nitriti di altri metalli si decompongono a 25-300 °C. Il meccanismo di decomposizione dei nitriti è complesso e include una serie di reazioni sequenziali parallele. I principali prodotti di decomposizione gassosi sono NO, NO 2, N 2 e O 2, quelli solidi sono ossido di metallo o metallo elementare. Il rilascio di una grande quantità di gas provoca la decomposizione esplosiva di alcuni nitriti, ad esempio NH 4 NO 2, che si decompone in N 2 e H 2 O.

Le caratteristiche dei nitriti sono associate alla loro instabilità termica e alla capacità dello ione nitrito di essere sia un agente ossidante che un agente riducente, a seconda del mezzo e della natura dei reagenti. In un ambiente neutro, i nitriti sono generalmente ridotti a NO, in un ambiente acido sono ossidati a nitrati. L'ossigeno e la CO 2 non interagiscono con i nitriti solidi e le loro soluzioni acquose. I nitriti contribuiscono alla decomposizione delle sostanze contenenti azoto materia organica, in particolare ammine, ammidi, ecc. Con alogenuri organici RXH. reagiscono per formare sia nitriti RONO che composti nitro RNO 2 .

La produzione industriale di nitriti si basa sull'assorbimento di gas nitroso (miscela di NO + NO 2) con soluzioni di Na 2 CO 3 o NaOH con successiva cristallizzazione di NaNO 2; i nitriti di altri metalli nell'industria e nei laboratori si ottengono per reazione di scambio di sali metallici con NaNO 2 o per riduzione dei nitrati di questi metalli.

I nitriti sono utilizzati per la sintesi di coloranti azoici, nella produzione di caprolattame, come agenti ossidanti e riducenti nell'industria della gomma, tessile e metalmeccanica, come conservanti alimentari. I nitriti come NaNO 2 e KNO 2 sono tossici e causano mal di testa, vomito, depressione respiratoria, ecc. Quando NaNO 2 è avvelenato, la metaemoglobina si forma nel sangue, le membrane degli eritrociti vengono danneggiate. Forse la formazione di nitrosammine da NaNO 2 e ammine direttamente nel tratto gastrointestinale.

6. Solfati, sali dell'acido solforico. I solfati medi con l'anione SO 4 2- sono noti, acidi o idrosolfati, con l'anione HSO 4 -, basico, contenente insieme all'anione SO 4 2- - gruppi OH, ad esempio Zn 2 (OH) 2 SO 4. Esistono anche doppi solfati, che includono due diversi cationi. Questi includono due grandi gruppi di solfati: allume e cheniti M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, dove M è un catione a carica singola, E è Mg, Zn e altri cationi a carica doppia. Triplo solfato noto K 2 SO 4 . MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (minerale polialite), solfati bibasici, come i minerali dei gruppi alunite e jarosite M 2 SO 4 . Al 2 (SO 4) 3 . 4Al (OH 3 e M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, dove M è un catione a carica singola. I solfati possono essere parte di sali misti, ad esempio. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (minerale berkeite), MgSO 4. KCl.3H 2 O (kainite).

I solfati sono sostanze cristalline, medie e acide, nella maggior parte dei casi sono altamente solubili in acqua. Solfati leggermente solubili di calcio, stronzio, piombo e alcuni altri, BaSO 4 praticamente insolubile, RaSO 4 . I solfati basici sono generalmente scarsamente solubili o praticamente insolubili o idrolizzati dall'acqua. I solfati possono cristallizzare da soluzioni acquose sotto forma di idrati cristallini. Gli idrati cristallini di alcuni metalli pesanti sono chiamati vetriolo; vetriolo blu CSO4. 5H 2 O, solfato ferroso FeSO 4. 7H2O.

I solfati di metalli alcalini medi sono termicamente stabili, mentre i solfati acidi si decompongono quando riscaldati, trasformandosi in pirosolfati: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. I solfati medi di altri metalli, così come i solfati basici, se riscaldati a temperature sufficientemente elevate, di norma si decompongono con la formazione di ossidi metallici e il rilascio di SO 3 .

I solfati sono ampiamente distribuiti in natura. Si presentano come minerali, come il gesso CaSO 4 . H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4. 10H 2 O, e fanno anche parte dell'acqua di mare e di fiume.

Molti solfati possono essere ottenuti dall'interazione di H 2 SO 4 con metalli, loro ossidi e idrossidi, nonché dalla decomposizione di sali di acidi volatili con acido solforico.

I solfati inorganici sono ampiamente utilizzati. Ad esempio, il solfato di ammonio è un fertilizzante azotato, il solfato di sodio viene utilizzato nell'industria del vetro, della carta, della produzione di viscosa, ecc. I minerali solfati naturali sono materie prime per la produzione industriale di composti di vari metalli, materiali da costruzione, ecc.

7. Solfiti, sali dell'acido solforoso H 2 SO 3. Esistono solfiti medi con l'anione SO 3 2- e acidi (idrosolfiti) con l'anione HSO 3 -. I solfiti medi sono sostanze cristalline. I solfiti di ammonio e metalli alcalini sono altamente solubili in acqua; solubilità (g in 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). In soluzioni acquose formano idrosolfiti. I solfiti di terra alcalina e alcuni altri metalli sono praticamente insolubili in acqua; solubilità di MgSO 3 1 g in 100 g (40°C). Gli idrati di cristallo (NH 4) 2 SO 3 sono noti. H2O, Na2SO3. 7H2O, K2SO3. 2H2O, MgSO3. 6H 2 O, ecc.

I solfiti anidri, se riscaldati senza accesso all'aria in recipienti sigillati, sono sproporzionati in solfuri e solfati, se riscaldati in un flusso di N 2 perdono SO 2 e se riscaldati all'aria si ossidano facilmente a solfati. Da SO 2 a ambiente acquatico i solfiti medi formano idrosolfiti. I solfiti sono agenti riducenti relativamente forti, sono ossidati in soluzioni con cloro, bromo, H 2 O 2, ecc. Sono decomposti da acidi forti (ad esempio HC1) con il rilascio di SO 2.

Gli idrosolfiti cristallini sono noti per K, Rb, Cs, NH 4 +, sono instabili. Altri idrosolfiti esistono solo in soluzioni acquose. Densità NH4 HSO3 2,03 g/cm3; solubilità in acqua (g per 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Quando gli idrosolfiti cristallini Na o K vengono riscaldati, o quando la soluzione liquida della polpa M 2 SO 3 è satura di SO 2, si formano pirosolfiti (obsoleti - metabisolfiti) M 2 S 2 O 5 - sali di acido pirosolfioso sconosciuti nel libero stato H 2 S 2 O 5; cristalli, instabili; densità (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; sopra ~ 160 °С si decompongono con il rilascio di SO 2; sciogliere in acqua (con decomposizione in HSO 3 -), solubilità (g per 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; forma Na 2 S 2 O 5 idrati. 7H 2 O e ZK 2 S 2 O 5 . 2H2O; agenti riducenti.

I solfiti di metalli alcalini medi si ottengono facendo reagire una soluzione acquosa di M 2 CO 3 (o MOH) con SO 2 , e MSO 3 facendo passare SO 2 attraverso una sospensione acquosa di MCO 3 ; principalmente SO 2 viene utilizzato dai gas di scarico della produzione di acido solforico da contatto. I solfiti sono utilizzati nello sbiancamento, nella tintura e nella stampa di tessuti, fibre, cuoio per la conservazione del grano, foraggi verdi, scarti di mangimi industriali (NaHSO 3 ,Na2S2O5). CaSO 3 e Ca(HSO 3) 2 - disinfettanti nell'industria enologica e saccarifera. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - componenti del liquore di solfito durante la spappolatura; (NH 4) 2SO 3 - assorbitore di SO 2; NaHSO 3 è un assorbitore di H 2 S dai gas di scarico della produzione, un agente riducente nella produzione di coloranti allo zolfo. K 2 S 2 O 5 - componente di fissatori acidi in fotografia, antiossidante, antisettico.

Per rispondere alla domanda su cosa sia il sale, di solito non devi pensare a lungo. Questo composto chimico v Vita di ogni giorno si verifica abbastanza frequentemente. Non c'è bisogno di parlare del normale sale da cucina. Dettagliato struttura interna i sali e i loro composti sono studiati dalla chimica inorganica.

Definizione di sale

Una chiara risposta alla domanda su cosa sia il sale si trova nelle opere di M. V. Lomonosov. Ha dato questo nome a corpi fragili che possono dissolversi in acqua e non si accendono sotto l'influenza di alte temperature o fiamme libere. Successivamente, la definizione è stata derivata non dalle loro proprietà fisiche, ma dalle proprietà chimiche di queste sostanze.

I libri di testo scolastici di chimica inorganica danno un concetto abbastanza chiaro di cosa sia il sale. Come si chiamano i prodotti sostitutivi? reazione chimica, in cui gli atomi di idrogeno dell'acido nel composto vengono sostituiti da un metallo. Esempi di composti salini tipici: NaCL, MgSO 4 . È facile vedere che ciascuna di queste voci può essere divisa in due metà: il metallo sarà sempre scritto nel componente sinistro della formula e il residuo acido sarà sempre scritto nella destra. La formula standard del sale è la seguente:

Me n m Residuo acido m n .

Proprietà fisiche del sale

La chimica, in quanto scienza esatta, mette nel nome di una sostanza tutte le informazioni possibili sulla sua composizione e capacità. Quindi, tutti i nomi dei sali nell'interpretazione moderna sono costituiti da due parole: una parte contiene il nome del componente metallico caso nominativo, il secondo - contiene una descrizione del residuo acido.

Questi composti non hanno una struttura molecolare, quindi, in condizioni normali, sono sostanze cristalline solide. Molti sali hanno reticolo cristallino. I cristalli di queste sostanze sono refrattari, quindi sono necessarie temperature molto elevate per fonderli. Ad esempio, il solfuro di bario fonde a circa 2200°C.

Secondo la solubilità dei sali sono divisi in solubili, moderatamente solubili e insolubili. Esempi del primo sono cloruro di sodio, nitrato di potassio. Leggermente solubili includono solfito di magnesio, cloruro di piombo. Insolubile è il carbonato di calcio. Le informazioni sulla solubilità di una particolare sostanza sono contenute nella letteratura di riferimento.

Il prodotto di reazione chimica in questione è solitamente inodore e ha un sapore variabile. L'ipotesi che tutti i sali siano salati è sbagliata. Il puro gusto salato ha solo un elemento di questa classe: il nostro vecchio e familiare sale da cucina. Ci sono sali dolci di berillio, amaro - magnesio e insapore - ad esempio carbonato di calcio (gesso ordinario).

La maggior parte di queste sostanze sono incolori, ma tra queste ci sono quelle che hanno colori caratteristici. Ad esempio, il solfato di ferro (II) ha una caratteristica in verde, il permanganato di potassio è viola e i cristalli di cromato di potassio sono di colore giallo brillante.

Classificazione del sale

La chimica divide tutti i tipi di sali inorganici in diverse caratteristiche principali. I sali risultanti dalla completa sostituzione dell'idrogeno in un acido sono chiamati normali o medi. Ad esempio, solfato di calcio.

Il sale, che è un derivato di una reazione di sostituzione incompleta, è chiamato acido o basico. Un esempio di tale formazione può essere la reazione del solfato di idrogeno di potassio:

Il sale basico è ottenuto da una tale reazione in cui il gruppo idrossi non è completamente sostituito da un residuo acido. Sostanze di questo tipo possono essere formate da quei metalli la cui valenza è due o più. Una tipica formula salina di questo gruppo può essere derivata da questa reazione:

I composti chimici normali, medi e acidi formano classi di sali e sono la classificazione standard di questi composti.

Sale doppio e misto

Un esempio di uno misto è il sale di calcio dell'acido cloridrico e ipocloroso: CaOCl 2.

Nomenclatura

I sali formati da metalli con valenza variabile hanno una designazione aggiuntiva: dopo la formula, la valenza è scritta tra parentesi in numeri romani. Quindi, c'è il solfato di ferro FeSO 4 (II) e Fe 2 (SO4) 3 (III). Nel nome dei sali c'è un prefisso idro-, se nella sua composizione sono presenti atomi di idrogeno non sostituiti. Ad esempio, il fosfato di idrogeno di potassio ha la formula K 2 HPO 4 .

Proprietà dei sali negli elettroliti

La teoria della dissociazione elettrolitica fornisce la propria interpretazione delle proprietà chimiche. Alla luce di questa teoria, un sale può essere definito come un elettrolita debole che, una volta disciolto, si dissocia (si scompone) in acqua. Pertanto, una soluzione salina può essere rappresentata come un complesso di ioni negativi positivi, ei primi non sono atomi di idrogeno H + e i secondi non sono atomi del gruppo OH - idrossi. Non ci sono ioni che sarebbero presenti in tutti i tipi di soluzioni saline, quindi non hanno proprietà comuni. Più basse sono le cariche degli ioni che formano la soluzione salina, meglio si dissociano, migliore è la conducibilità elettrica di una tale miscela liquida.

Soluzioni saline acide

I sali acidi in soluzione si decompongono in ioni negativi complessi, che sono un residuo acido, e anioni semplici, che sono particelle metalliche caricate positivamente.

Ad esempio, la reazione di dissoluzione del bicarbonato di sodio porta alla decomposizione del sale in ioni sodio e il resto di HCO 3 -.

Formula completa ha questo aspetto: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Soluzioni di sali basici

La dissociazione dei sali basici porta alla formazione di anioni acidi e cationi complessi costituiti da metalli e idrossigruppi. Questi cationi complessi, a loro volta, sono anche in grado di decomporsi nel processo di dissociazione. Pertanto, in qualsiasi soluzione di un sale del gruppo principale, ci sono ioni OH. Ad esempio, la dissociazione del cloruro di idrossimagnesio procede come segue:

Distribuzione dei sali

Cos'è il sale? Questo elemento è uno dei composti chimici più comuni. Tutti conoscono il sale da cucina, il gesso (carbonato di calcio) e così via. Tra i sali di carbonato il più diffuso è il carbonato di calcio. Lui è parte integrale marmo, calcare, dolomite. E il carbonato di calcio è la base per la formazione di perle e coralli. Questo composto chimico è essenziale per la formazione di tegumenti duri negli insetti e scheletri nei cordati.

Il sale ci è noto fin dall'infanzia. I medici mettono in guardia contro il suo uso eccessivo, ma con moderazione è essenziale per l'attuazione dei processi vitali nel corpo. Ed è necessario per mantenere la corretta composizione del sangue e la produzione di succo gastrico. Le soluzioni saline, parte integrante di iniezioni e contagocce, non sono altro che una soluzione di sale da cucina.

1) metallo con non metallo: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metallo con acido: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metallo con una soluzione salina di un metallo meno attivo Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) ossido basico con ossido acido: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) ossido basico con acido CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) basi con ossido acido Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) basi con acido: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) sali acidi: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

9) una soluzione base con una soluzione salina: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) soluzioni di due sali 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Ottenere sali acidi:

1. Interazione di un acido con una mancanza di una base. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Interazione di una base con un eccesso di ossido acido

Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2

3. Interazione di un sale medio con acido Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Ottenere sali basici:

1. Idrolisi di sali formati da una base debole e un acido forte

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Aggiunta (goccia a goccia) di piccole quantità di alcali a soluzioni di sali di metalli medi AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interazione di sali di acidi deboli con sali medi

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

4. Ottenere sali complessi:

1. Reazioni di sali con ligandi: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Ottenere doppi sali:

1. Cristallizzazione congiunta di due sali:

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

4. Reazioni redox dovute alle proprietà del catione o dell'anione. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. Proprietà chimiche dei sali acidi:

Decomposizione termica a sale medio

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

Interazione con alcali. Ottenere sale medio.

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

3. Proprietà chimiche dei sali basici:

Decomposizione termica. 2CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interazione con acido: formazione di un sale medio.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O Elemento chimico- un insieme di atomi con la stessa carica nucleare e il numero di protoni, coincidente con il numero ordinale (atomico) nella tavola periodica. Ogni elemento chimico ha il proprio nome e simbolo, che sono riportati nella tavola periodica degli elementi di Mendeleev.

La forma di esistenza di elementi chimici in una forma libera sono sostanze semplici(singolo elemento).

Al momento (marzo 2013) sono noti 118 elementi chimici (non tutti ufficialmente riconosciuti).

Le sostanze chimiche possono essere costituite sia da un elemento chimico (sostanza semplice) che da elementi diversi (sostanza complessa o composto chimico).

Gli elementi chimici formano circa 500 sostanze semplici. La capacità di un elemento di esistere sotto forma di varie sostanze semplici che differiscono nelle proprietà è chiamata allotropia. Nella maggior parte dei casi, i nomi delle sostanze semplici coincidono con il nome degli elementi corrispondenti (ad esempio zinco, alluminio, cloro), tuttavia, nel caso dell'esistenza di più modifiche allotropiche, i nomi di una sostanza ed elemento semplici possono differiscono, ad esempio, ossigeno (diossigeno, O 2) e ozono (O 3) ; diamante, grafite e una serie di altre modificazioni allotropiche del carbonio esistono insieme a forme amorfe di carbonio.

Confermata sperimentalmente nel 1927, la duplice natura dell'elettrone, che ha le proprietà non solo di una particella, ma anche di un'onda, ha spinto gli scienziati a creare una nuova teoria della struttura dell'atomo, che tenga conto di entrambe queste proprietà . La moderna teoria della struttura dell'atomo si basa sulla meccanica quantistica.

La dualità delle proprietà di un elettrone si manifesta nel fatto che, da un lato, ha le proprietà di una particella (ha una certa massa a riposo), e dall'altro il suo movimento assomiglia a un'onda e può essere descritto da una certa ampiezza, lunghezza d'onda, frequenza di oscillazione, ecc. Pertanto, non si può dire di una traiettoria specifica dell'elettrone: si può solo giudicare un grado o l'altro della probabilità che si trovi in ​​\u200b\u200bun dato punto nello spazio.

Pertanto, l'orbita dell'elettrone dovrebbe essere intesa non come una certa linea di movimento dell'elettrone, ma come una certa parte dello spazio attorno al nucleo, all'interno della quale la probabilità di permanenza dell'elettrone è massima. In altre parole, l'orbita dell'elettrone non caratterizza la sequenza del movimento dell'elettrone da un punto all'altro, ma è determinata dalla probabilità di trovare l'elettrone a una certa distanza dal nucleo.

Lo scienziato francese L. de Broglie fu il primo a parlare della presenza di proprietà ondulatorie di un elettrone. Equazione di De Broglie: =h/mV. Se un elettrone ha proprietà ondulatorie, allora il fascio di elettroni deve subire gli effetti della diffrazione e dei fenomeni di interferenza. La natura ondulatoria degli elettroni è stata confermata osservando la diffrazione di un fascio di elettroni nella struttura di un reticolo cristallino. Poiché l'elettrone ha proprietà ondulatorie, la sua posizione all'interno del volume dell'atomo non è definita. La posizione di un elettrone in un volume atomico è descritta da una funzione di probabilità, se è rappresentata nello spazio tridimensionale, allora otteniamo corpi di rivoluzione (Fig).

Fondazioni – sostanze complesse, che consistono in un catione metallico Me + (o un catione simile a un metallo, ad esempio uno ione ammonio NH 4 +) e un anione idrossido OH -.

In base alla loro solubilità in acqua, le basi sono suddivise in solubile (alcali) E basi insolubili . Avere anche terreni instabili che si decompongono spontaneamente.

Ottenere i motivi

1. Interazione degli ossidi basici con l'acqua. Allo stesso tempo reagiscono con l'acqua solo in condizioni normali quegli ossidi che corrispondono a una base solubile (alcali). Quelli. in questo modo puoi solo ottenere alcali:

ossido basico + acqua = base

Per esempio , ossido di sodio si forma in acqua idrossido di sodio(idrossido di sodio):

Na2O + H2O → 2NaOH

Allo stesso tempo circa ossido di rame (II). Con acqua non reagisce:

CuO + H 2 O ≠

2. Interazione dei metalli con l'acqua. In cui reagire con l'acquain condizioni normalisolo metalli alcalini(litio, sodio, potassio, rubidio, cesio), calcio, stronzio e bario.In questo caso si verifica una reazione redox, l'idrogeno agisce come agente ossidante e un metallo agisce come agente riducente.

metallo + acqua = alcali + idrogeno

Per esempio, potassio reagisce con acqua molto violento:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elettrolisi di soluzioni di alcuni sali di metalli alcalini. Di norma, per ottenere alcali, l'elettrolisi è sottoposta soluzioni di sali formati da metalli alcalini o alcalino terrosi e acidi anossici (eccetto fluoridrico) - cloruri, bromuri, solfuri, ecc. Questo problema è discusso in modo più dettagliato nell'articolo .

Per esempio , elettrolisi del cloruro di sodio:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

4. Le basi sono formate dall'interazione di altri alcali con sali. In questo caso interagiscono solo sostanze solubili e nei prodotti dovrebbe formarsi un sale insolubile o una base insolubile:

O

liscivia + sale 1 = sale 2 ↓ + liscivia

Per esempio: il carbonato di potassio reagisce in soluzione con l'idrossido di calcio:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Per esempio: il cloruro di rame (II) reagisce in soluzione con l'idrossido di sodio. Allo stesso tempo, cade precipitato blu di idrossido di rame (II).:

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl

Proprietà chimiche delle basi insolubili

1. Le basi insolubili interagiscono con gli acidi forti e i loro ossidi (e alcuni acidi medi). Allo stesso tempo, si formano sale e acqua.

base insolubile + acido = sale + acqua

base insolubile + ossido acido = sale + acqua

Per esempio ,l'idrossido di rame (II) interagisce con un forte acido cloridrico:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

In questo caso, l'idrossido di rame (II) non interagisce con l'ossido acido Debole acido carbonico - anidride carbonica:

Cu(OH)2 + CO2≠

2. Le basi insolubili si decompongono quando riscaldate in ossido e acqua.

Per esempio, l'idrossido di ferro (III) si decompone in ossido di ferro (III) e acqua quando viene calcinato:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Le basi insolubili non interagisconocon ossidi e idrossidi anfoteri.

base insolubile + ossido anfotero ≠

base insolubile + idrossido anfotero ≠

4. Alcune basi insolubili possono agire comeagenti riducenti. Gli agenti riducenti sono basi formate da metalli con minimo O stato di ossidazione intermedio, che possono aumentare il loro stato di ossidazione (idrossido di ferro (II), idrossido di cromo (II), ecc.).

Per esempio , l'idrossido di ferro (II) può essere ossidato con ossigeno atmosferico in presenza di acqua a idrossido di ferro (III):

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

Proprietà chimiche degli alcali

1. Gli alcali interagiscono con qualsiasi acidi - sia forti che deboli . In questo caso si formano sale e acqua. Queste reazioni sono chiamate reazioni di neutralizzazione. Possibilmente educazione sale acido, se l'acido è polibasico, ad un certo rapporto di reagenti, o in acido in eccesso. IN alcali in eccesso mediamente sale e acqua si formano:

alcali (eccesso) + acido \u003d sale medio + acqua

alcali + acido polibasico (eccesso) = sale acido + acqua

Per esempio , l'idrossido di sodio, interagendo con l'acido fosforico tribasico, può formare 3 tipi di sali: diidrofosfati, fosfati O idrofosfati.

In questo caso, i diidrofosfati si formano in un eccesso di acido, o in un rapporto molare (il rapporto tra le quantità di sostanze) dei reagenti 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Con un rapporto molare della quantità di alcali e acido di 2: 1, si formano idrofosfati:

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

In eccesso di alcali, o con un rapporto molare tra alcali e acidi di 3:1, si forma un fosfato di metallo alcalino.

3NaOH + H3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Gli alcali interagiscono conossidi e idrossidi anfoteri. In cui i sali comuni si formano nel fuso , UN in soluzione - sali complessi .

alcali (fusione) + ossido anfotero = sale medio + acqua

liscivia (fusione) + idrossido anfotero = sale medio + acqua

alcali (soluzione) + ossido anfotero = sale complesso

alcali (soluzione) + idrossido anfotero = sale complesso

Per esempio , quando l'idrossido di alluminio reagisce con l'idrossido di sodio nello scioglimento si forma alluminato di sodio. L'idrossido più acido forma un residuo acido:

NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O

UN in soluzione si forma un sale complesso:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Presta attenzione a come viene compilata la formula di un sale complesso:per prima cosa scegliamo l'atomo centrale (adi regola, è un metallo dall'idrossido anfotero).Quindi aggiungi ad esso ligandi- nel nostro caso si tratta di ioni idrossido. Il numero di ligandi è, di regola, 2 volte maggiore dello stato di ossidazione dell'atomo centrale. Ma il complesso di alluminio è un'eccezione, il suo numero di ligandi è molto spesso 4. Racchiudiamo il frammento risultante tra parentesi quadre: questo è uno ione complesso. Determiniamo la sua carica e aggiungiamo il numero richiesto di cationi o anioni dall'esterno.

3. Gli alcali interagiscono con gli ossidi acidi. È possibile formare acido O sale medio, a seconda del rapporto molare tra alcali e ossido acido. In eccesso di alcali si forma un sale medio e in eccesso di ossido acido si forma un sale acido:

alcali (eccesso) + ossido acido \u003d sale medio + acqua

O:

alcali + ossido acido (eccesso) = sale acido

Per esempio , quando si interagisce eccesso di idrossido di sodio Con l'anidride carbonica si formano carbonato di sodio e acqua:

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

E quando si interagisce eccesso di anidride carbonica con idrossido di sodio si forma solo bicarbonato di sodio:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Gli alcali interagiscono con i sali. gli alcali reagiscono solo con sali solubili in soluzione, purché i prodotti formano gas o precipitato . Queste reazioni procedono secondo il meccanismo scambio ionico.

alcali + sale solubile = sale + corrispondente idrossido

Gli alcali interagiscono con soluzioni di sali metallici, che corrispondono a idrossidi insolubili o instabili.

Per esempio, l'idrossido di sodio interagisce con il solfato di rame in soluzione:

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

Anche gli alcali interagiscono con soluzioni di sali di ammonio.

Per esempio , l'idrossido di potassio interagisce con la soluzione di nitrato di ammonio:

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

! Quando i sali di metalli anfoteri interagiscono con un eccesso di alcali, si forma un sale complesso!

Diamo un'occhiata a questo problema in modo più dettagliato. Se il sale formato dal metallo a cui idrossido anfotero , interagisce con una piccola quantità di alcali, quindi procede la normale reazione di scambio e precipital'idrossido di questo metallo .

Per esempio , l'eccesso di solfato di zinco reagisce in soluzione con idrossido di potassio:

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

Tuttavia, in questa reazione, non si forma una base, ma idrossido mfotero. E, come abbiamo detto sopra, gli idrossidi anfoteri si dissolvono in un eccesso di alcali per formare sali complessi . T Pertanto, durante l'interazione del solfato di zinco con soluzione alcalina in eccesso si forma un sale complesso, non si forma alcun precipitato:

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

Pertanto, otteniamo 2 schemi per l'interazione di sali metallici, che corrispondono a idrossidi anfoteri, con alcali:

sale metallico anfotero (eccesso) + alcali = idrossido anfotero↓ + sale

amph.metal sale + alcali (eccesso) = sale complesso + sale

5. Gli alcali interagiscono con i sali acidi.In questo caso si formano sali medi o meno acidi.

sale acido + alcali \u003d sale medio + acqua

Per esempio , L'idrosolfito di potassio reagisce con l'idrossido di potassio formando solfito di potassio e acqua:

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

È molto conveniente determinare le proprietà dei sali acidi rompendo mentalmente un sale acido in 2 sostanze: un acido e un sale. Ad esempio, rompiamo il bicarbonato di sodio NaHCO 3 in acido urico H 2 CO 3 e carbonato di sodio Na 2 CO 3 . Le proprietà del bicarbonato sono in gran parte determinate dalle proprietà dell'acido carbonico e dalle proprietà del carbonato di sodio.

6. Gli alcali interagiscono con i metalli in soluzione e si sciolgono. In questo caso si verifica una reazione redox, nella soluzione sale complesso E idrogeno, nella fusione - sale medio E idrogeno.

Nota! Solo quei metalli reagiscono con gli alcali in soluzione, in cui l'ossido con il minimo stato di ossidazione positivo del metallo è anfotero!

Per esempio , ferro non reagisce con una soluzione alcalina, l'ossido di ferro (II) è basico. UN alluminio si dissolve in una soluzione acquosa di alcali, l'ossido di alluminio è anfotero:

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

7. Gli alcali interagiscono con i non metalli. In questo caso si verificano reazioni redox. Generalmente, non metalli sproporzionati negli alcali. Non reagire con alcali ossigeno, idrogeno, azoto, carbonio e gas inerti (elio, neon, argon, ecc.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Zolfo, cloro, bromo, iodio, fosforo e altri non metalli sproporzionato in alcali (cioè auto-ossidante-auto-riparante).

Ad esempio, il cloroquando si interagisce con alcali freddi va negli stati di ossidazione -1 e +1:

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

Cloro quando si interagisce con liscivia calda va negli stati di ossidazione -1 e +5:

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

Silicio ossidato dagli alcali a uno stato di ossidazione di +4.

Per esempio, in soluzione:

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

Il fluoro ossida gli alcali:

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

Puoi leggere di più su queste reazioni nell'articolo.

8. Gli alcali non si decompongono se riscaldati.

L'eccezione è l'idrossido di litio:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

Ogni giorno incontriamo sali e non pensiamo nemmeno al ruolo che svolgono nella nostra vita. Ma senza di loro, l'acqua non sarebbe così gustosa, e il cibo non porterebbe piacere, e le piante non crescerebbero e la vita sulla terra non potrebbe esistere se non ci fosse sale nel nostro mondo. Allora quali sono queste sostanze e quali proprietà dei sali le rendono indispensabili?

Cosa sono i sali

Nella sua composizione, questa è la classe più numerosa, caratterizzata dalla diversità. Già nell'Ottocento il chimico J. Verzelius definiva il sale come il prodotto di una reazione tra un acido e una base, in cui l'atomo di idrogeno è sostituito da uno di metallo. In acqua, i sali di solito si dissociano in un metallo o ammonio (catione) e un residuo acido (anione).

Puoi ottenere il sale nei seguenti modi:

• dall'interazione di metallo e non metallo, in questo caso sarà privo di ossigeno;
• quando un metallo reagisce con un acido si ottiene un sale e si libera idrogeno;
• un metallo può spostare un altro metallo dalla soluzione;
• quando due ossidi interagiscono: acido e basico (sono anche chiamati rispettivamente ossido non metallico e ossido di metallo);
• la reazione di ossido di metallo e acido produce sale e acqua;
• la reazione tra una base e un ossido non metallico produce anche sale e acqua;
• utilizzando una reazione di scambio ionico, in questo caso possono reagire varie sostanze idrosolubili (basi, acidi, sali), ma la reazione procederà se si formano gas, acqua o sali poco solubili (insolubili) in acqua.

Le proprietà dei sali dipendono solo dalla composizione chimica. Ma prima, diamo un'occhiata alle loro classi.

Classificazione

A seconda della composizione si distinguono le seguenti classi di sali:

• per contenuto di ossigeno (contenente ossigeno e anossico);
• per interazione con l'acqua (solubile, poco solubile e insolubile).

Questa classificazione non riflette pienamente la diversità delle sostanze. Moderno e più classificazione completa, che riflette non solo la composizione, ma anche le proprietà dei sali, è presentato nella tabella seguente.

sale
Normale	Acido	Principale	Doppio	misto	Complesso
L'idrogeno è completamente sostituito	Gli atomi di idrogeno non sono completamente sostituiti dal metallo	I gruppi base non sono completamente sostituiti da un residuo acido	Composto da due metalli e un residuo acido	Un metallo e due residui acidi	Sostanze composte costituite da un catione complesso e un anione o da un catione e un anione complesso
NaCl	KHSO 4	FeOHSO3	KNaSO4	CaClBr	COSÌ 4

Proprietà fisiche

Non importa quanto sia ampia la classe di queste sostanze, ma comuni Proprietà fisiche i sali possono essere isolati. Queste sono sostanze di struttura non molecolare, con un reticolo cristallino ionico.

Molto punti alti fusione e bollitura. In condizioni normali, tutti i sali non conducono elettricità, ma in soluzione la maggior parte di essi conduce perfettamente elettricità.

Il colore può essere molto diverso, dipende dallo ione metallico che ne fa parte. Il solfato ferroso (FeSO 4) è verde, il cloruro ferroso (FeCl 3) è rosso scuro e il cromato di potassio (K 2 CrO 4) è di un bel giallo brillante. Ma la maggior parte dei sali è ancora incolore o bianca.

Anche la solubilità in acqua varia e dipende dalla composizione degli ioni. In linea di principio, tutte le proprietà fisiche dei sali hanno una singolarità. Dipendono da quale ione metallico e quale residuo acido sono inclusi nella composizione. Continuiamo con i sali.

Proprietà chimiche dei sali

C'è anche caratteristica importante. Come il fisico Proprietà chimiche i sali dipendono dalla loro composizione. E anche a quale classe appartengono.

Ma le proprietà generali dei sali possono ancora essere distinte:

• molti di loro si decompongono se riscaldati con la formazione di due ossidi: acido e basico e privo di ossigeno - metallo e non metallo;
• i sali interagiscono anche con altri acidi, ma la reazione procede solo se il sale contiene un residuo acido di un acido debole o volatile, oppure si ottiene come risultato un sale insolubile;
• l'interazione con l'alcali è possibile se il catione forma una base insolubile;
• è possibile anche una reazione tra due sali diversi, ma solo se uno dei sali di nuova formazione non si scioglie in acqua;
• può avvenire anche una reazione con un metallo, ma è possibile solo se prendiamo il metallo che si trova a destra nella serie di tensioni dal metallo contenuto nel sale.

Le proprietà chimiche dei sali relativi al normale sono discusse sopra, mentre altre classi reagiscono con le sostanze in modo leggermente diverso. Ma la differenza è solo nei prodotti in uscita. Fondamentalmente, tutte le proprietà chimiche dei sali vengono preservate, così come i requisiti per il corso delle reazioni.