Kjemiske egenskaper av gjennomsnittlige salter med eksempler. Salter: typer, egenskaper og bruksområder

5. Nitritt, salter av salpetersyre HNO 2. Nitritt av alkalimetaller og ammonium brukes primært, og mindre - av jordalkalimetaller og Zd-metaller, Pb og Ag. Det er bare fragmentarisk informasjon om nitritter av andre metaller.

Metallnitritt i +2 oksidasjonstilstand danner krystallhydrater med ett, to eller fire vannmolekyler. Nitritt danner dobbelt- og trippelsalter, f.eks. CsNO2. AgNO 2 eller Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2, samt komplekse forbindelser, for eksempel Na 3.

Krystallstrukturer er kjent for bare noen få vannfrie nitritter. NO2-anionet har en ikke-lineær konfigurasjon; ONO-vinkel 115°, H–O-bindingslengde 0,115 nm; typen M-NO 2-binding er ionisk-kovalent.

Nitritt K, Na, Ba er godt løselig i vann, nitritt Ag, Hg, Cu er dårlig løselig. Med økende temperatur øker løseligheten av nitritt. Nesten alle nitritter er dårlig løselige i alkoholer, etere og lavpolare løsningsmidler.

Nitritter er termisk ustabile; Bare nitritt av alkalimetaller smelter uten nedbrytning, nitritt av andre metaller brytes ned ved 25-300 °C. Mekanismen for nitrittdekomponering er kompleks og inkluderer en rekke parallell-sekvensielle reaksjoner. De viktigste gassformige nedbrytningsproduktene er NO, NO 2, N 2 og O 2, fast metalloksid eller elementært metall. Frigjøring av store mengder gasser forårsaker eksplosiv dekomponering av enkelte nitritt, for eksempel NH 4 NO 2, som spaltes til N 2 og H 2 O.

De karakteristiske egenskapene til nitritt er assosiert med deres termiske ustabilitet og evnen til nitrittionet til å være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, avhengig av miljøet og reagensenes natur. I et nøytralt miljø reduseres nitritter vanligvis til NO; i et surt miljø oksideres de til nitrater. Oksygen og CO 2 interagerer ikke med faste nitritter og deres vandige løsninger. Nitritt bidrar til nedbrytning av nitrogenholdig organisk materiale, spesielt aminer, amider, etc. Med organiske halogenider RXH. reagerer for å danne både nitritter RONO og nitroforbindelser RNO 2 .

Industriell produksjon av nitritter er basert på absorpsjon av nitrøs gass (en blanding av NO + NO 2) med løsninger av Na 2 CO 3 eller NaOH med sekvensiell krystallisering av NaNO 2; Nitritt av andre metaller oppnås i industri og laboratorier ved utveksling av metallsalter med NaNO 2 eller ved reduksjon av nitrater av disse metallene.

Nitritt brukes til syntese av azofargestoffer, i produksjon av kaprolaktam, som oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler i gummi-, tekstil- og metallindustrien, som konserveringsmidler for mat. Nitritt, som NaNO 2 og KNO 2, er giftige, forårsaker hodepine, oppkast, deprimerende pust osv. Når NaNO 2 forgiftes, dannes methemoglobin i blodet og røde blodcellemembraner skades. Det er mulig å danne nitrosaminer fra NaNO 2 og aminer direkte i mage-tarmkanalen.

6. Sulfater, salter av svovelsyre. Mediumsulfater med SO 4 2- anion er kjent, eller hydrosulfater, hvor HSO 4 - anion, basisk, inneholder, sammen med SO 4 2- anion, OH-grupper, for eksempel Zn 2 (OH) 2 SO 4. Det finnes også doble sulfater som inneholder to forskjellige kationer. Disse inkluderer to store grupper av sulfater - alun, samt schenitter M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, hvor M er et enkeltladet kation, E er Mg, Zn og andre dobbeltladede kationer. Trippelsulfat K 2 SO 4 er kjent. MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (polyhalittmineral), dobbeltbasiske sulfater, for eksempel mineraler fra alunitt- og jarosittgruppene M 2SO 4. Al2(SO4)3. 4Al(OH 3 og M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe(OH) 3, hvor M er et enkeltladet kation. Sulfater kan være en del av blandede salter, for eksempel 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineral berkeitt), MgS04. KCl, 3H20 (kainitt).

Sulfater er krystallinske stoffer, middels og sure i de fleste tilfeller, svært løselige i vann. Sulfater av kalsium, strontium, bly og noen andre er lett løselige; BaSO 4 og RaSO 4 er praktisk talt uløselige. Basiske sulfater er vanligvis dårlig løselige eller praktisk talt uløselige, eller blir hydrolysert av vann. Fra vandige løsninger kan sulfater krystallisere i form av krystallinske hydrater. Krystallhydrater av noen tungmetaller kalles vitrioler; kobbersulfatСuSO 4. 5H 2 O, jernsulfat FeSO 4. 7H2O.

Medium alkalimetallsulfater er termisk stabile, mens sure sulfater brytes ned ved oppvarming og blir til pyrosulfater: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Mediumsulfater av andre metaller, så vel som basiske sulfater, når de oppvarmes til tilstrekkelig høye temperaturer, brytes som regel ned med dannelse av metalloksider og frigjøring av SO 3.

Sulfater er vidt distribuert i naturen. De forekommer i form av mineraler, slik som gips CaSO 4 . H 2 O, mirabilitet Na 2 SO 4. 10H 2 O, og er også en del av sjø- og elvevann.

Mange sulfater kan oppnås ved interaksjon av H 2 SO 4 med metaller, deres oksider og hydroksyder, samt dekomponering av flyktige syresalter med svovelsyre.

Uorganiske sulfater er mye brukt. For eksempel er ammoniumsulfat en nitrogengjødsel, natriumsulfat brukes i glass-, papirindustrien, viskoseproduksjon etc. Naturlige sulfatmineraler er råvarer for industriell produksjon av forbindelser av ulike metaller, byggematerialer mv.

7. Sulfitter, salter av svovelsyrling H 2 SO 3. Det er medium sulfitter med SO 3 2- anion og sure (hydrosulfitter) med HSO 3 - anion. Mediumsulfitter er krystallinske stoffer. Ammonium- og alkalimetallsulfitter er svært løselige i vann; løselighet (g i 100 g): (NH4)2SO3 40,0 (13°C), K2SO3 106,7 (20°C). Hydrosulfitter dannes i vandige løsninger. Sulfitter av jordalkali og noen andre metaller er praktisk talt uløselige i vann; løselighet av MgS03 1 g i 100 g (40°C). Krystallinske hydrater (NH 4) 2 SO 3 er kjent. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H2O, K2SO3. 2H20, MgS03. 6H2O osv.

Vannfrie sulfitter, når de varmes opp uten tilgang til luft i forseglede kar, deles uforholdsmessig inn i sulfider og sulfater; når de varmes opp i en strøm av N 2, mister de SO 2, og når de varmes opp i luft, oksideres de lett til sulfater. Med SO 2 tommer vannmiljø medium sulfitter danner hydrosulfitter. Sulfitter er relativt sterke reduksjonsmidler, de oksideres i løsninger med klor, brom, H 2 O 2 osv. til sulfater. De brytes ned med sterke syrer (for eksempel HC1) med frigjøring av SO 2.

Krystallinske hydrosulfitter er kjent for K, Rb, Cs, NH 4+, de er ustabile. De gjenværende hydrosulfittene eksisterer bare i vandige løsninger. Densitet av NH4HS03 2,03 g/cm3; løselighet i vann (g i 100 g): NH4HS03 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).

Når krystallinske hydrosulfitter Na eller K varmes opp eller når den myldrende masseløsningen er mettet med SO 2 M 2 SO 3, dannes pyrosulfitter (foreldet - metabisulfitter) M 2 S 2 O 5 - salter av den ukjente frie pyrosulfuric acid H 2 S 2 O 5; krystaller, ustabile; tetthet (g/cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; over ~ 160 °C dekomponerer de med frigjøring av SO 2; oppløses i vann (med dekomponering til HSO 3 -), løselighet (g i 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; danner Na 2 S 2 O 5-hydrater. 7H 2 O og 3K 2 S 2 O 5. 2H20; reduksjonsmidler.

Medium alkalimetallsulfitter fremstilles ved å reagere en vandig løsning av M 2 CO 3 (eller MOH) med SO 2, og MSO 3 ved å føre SO 2 gjennom en vandig suspensjon av MCO 3; De bruker hovedsakelig SO 2 fra avgassene fra kontakt svovelsyreproduksjon. Sulfitter brukes i bleking, farging og trykking av tekstiler, fibre, lær for kornbevaring, grønnfôr, fôr industriavfall (NaHSO 3,Na2S205). CaSO 3 og Ca(HSO 3) 2 er desinfeksjonsmidler i vinproduksjon og sukkerindustrien. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - komponenter av sulfittvæske under masseproduksjon; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 absorber; NaHSO 3 er en absorber av H 2 S fra industrielle avgasser, et reduksjonsmiddel ved produksjon av svovelfargestoffer. K 2 S 2 O 5 - en komponent av sure fikseringsmidler i fotografering, en antioksidant, et antiseptisk middel.

For å svare på spørsmålet om hva salt er, trenger du vanligvis ikke tenke lenge. Dette kjemisk forbindelse V Hverdagen forekommer ganske ofte. Det er ingen grunn til å snakke om vanlig bordsalt. Detaljert intern struktur salter og deres forbindelser studeres i uorganisk kjemi.

Definisjon av salt

Et klart svar på spørsmålet om hva salt er, finner du i verkene til M.V. Lomonosov. Han tildelte dette navnet til skjøre kropper som kan løses opp i vann og ikke antennes når de utsettes for høye temperaturer eller åpen ild. Senere ble definisjonen ikke avledet fra deres fysiske, men fra de kjemiske egenskapene til disse stoffene.

Skolebøker om uorganisk kjemi gir et ganske klart begrep om hva salt er. Dette er hva substitusjonsprodukter kalles. kjemisk reaksjon, der hydrogenatomene til syren i forbindelsen er erstattet med et metall. Eksempler på typiske saltforbindelser: NaCL, MgS04. Det er lett å se at hvilken som helst av disse oppføringene kan deles i to halvdeler: den venstre komponenten av formelen vil alltid inneholde metallet, og den høyre - syreresten. Standard saltformelen er som følger:

Me n m Syrerester m n .

Fysiske egenskaper til salt

Kjemi, som en eksakt vitenskap, legger inn i navnet på et stoff all mulig informasjon om dets sammensetning og evner. Dermed består alle navn på salter i moderne tolkning av to ord: en del har navnet på metallkomponenten i nominativ kasus, inneholder den andre en beskrivelse av syreresten.

Disse forbindelsene har ikke en molekylær struktur, så under normale forhold er de krystallinske faste stoffer. Mange salter har krystallgitter. Krystallene av disse stoffene er ildfaste, så det kreves veldig høye temperaturer for å smelte dem. For eksempel smelter bariumsulfid ved en temperatur på omtrent 2200 o C.

Basert på løselighet deles salter inn i løselig, lite løselig og uløselig. Eksempler på førstnevnte inkluderer natriumklorid og kaliumnitrat. Lite løselige inkluderer magnesiumsulfitt og blyklorid. Uløselig er kalsiumkarbonat. Informasjon om løseligheten til et bestemt stoff finnes i referanselitteraturen.

Produktet av den aktuelle kjemiske reaksjonen er vanligvis luktfritt og har en varierende smak. Antakelsen om at alle salter er salte er feil. Bare ett element i denne klassen har en ren saltsmak - vår gamle venn bordsalt. Det er søte berylliumsalter, bitre magnesiumsalter og smakløse salter, for eksempel kalsiumkarbonat (vanlig kritt).

De fleste av disse stoffene er fargeløse, men blant dem er det noen som har karakteristiske farger. For eksempel har jern(II)sulfat en karakteristikk grønn, kaliumpermanganat er lilla, og kaliumkromatkrystaller er knallgule.

Salt klassifisering

Kjemi deler alle typer uorganiske salter inn i flere grunnleggende egenskaper. Salter oppnådd ved fullstendig erstatning av hydrogen i en syre kalles normal eller medium. For eksempel kalsiumsulfat.

Et salt som er avledet fra en ufullstendig substitusjonsreaksjon kalles surt eller basisk. Et eksempel på slik dannelse er reaksjonen av kaliumhydrogensulfat:

Det basiske saltet oppnås i en reaksjon der hydroksogruppen ikke er fullstendig erstattet med en sur rest. Stoffer av denne typen kan dannes av metaller hvis valens er to eller flere. En typisk formel for et salt av denne gruppen kan avledes fra følgende reaksjon:

Normale, gjennomsnittlige og sure kjemiske forbindelser danner klassene av salter og er standardklassifiseringen av disse forbindelsene.

Dobbelt og blandet salt

Et eksempel på en blandet syre er kalsiumsaltet av saltsyre og hypoklorsyre: CaOCl 2.

Nomenklatur

Salter dannet av metaller med variabel valens har en tilleggsbetegnelse: etter formelen er valensen skrevet i romertall i parentes. Dermed er det jernsulfat FeSO 4 (II) og Fe 2 (SO4) 3 (III). Navnet på et salt inneholder prefikset hydro- hvis det inneholder usubstituerte hydrogenatomer. For eksempel har kaliumhydrogenfosfat formelen K 2 HPO 4 .

Egenskaper til salter i elektrolytter

Teorien om elektrolytisk dissosiasjon gir sin egen tolkning av kjemiske egenskaper. I lys av denne teorien kan salt defineres som en svak elektrolytt som, når den er oppløst, dissosieres (brytes fra hverandre) i vann. Således kan en saltløsning representeres som et kompleks av positive negative ioner, og den første er ikke hydrogenatomer H +, og den andre er ikke atomer av hydroksylgruppen OH -. Det er ingen ioner som finnes i alle typer saltløsninger, så de har ingen felles egenskaper. Jo lavere ladningene til ionene som danner saltløsningen er, jo bedre dissosierer de, jo bedre er den elektriske ledningsevnen til en slik flytende blanding.

Løsninger av sure salter

Sure salter i løsning brytes ned til komplekse negative ioner, som er syreresten, og enkle anioner, som er positivt ladede metallpartikler.

For eksempel fører oppløsningsreaksjonen av natriumbikarbonat til dekomponering av saltet til natriumioner og resten HCO 3 -.

Komplett formel ser slik ut: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Løsninger av basiske salter

Dissosiasjon av basiske salter fører til dannelse av sure anioner og komplekse kationer bestående av metaller og hydroksylgrupper. Disse komplekse kationene er på sin side også i stand til å brytes ned under dissosiasjon. Derfor, i enhver løsning av et salt av hovedgruppen, er OH - ioner tilstede. For eksempel fortsetter dissosiasjonen av hydroksomagnesiumklorid som følger:

Spredning av salter

Hva er salt? Dette elementet er en av de vanligste kjemiske forbindelsene. Alle kjenner til bordsalt, kritt (kalsiumkarbonat) og så videre. Blant karbonatsyresalter er det vanligste kalsiumkarbonat. Han er integrert del marmor, kalkstein, dolomitt. Kalsiumkarbonat er også grunnlaget for dannelsen av perler og koraller. Denne kjemiske forbindelsen er en integrert komponent for dannelse av hardt integument i insekter og skjeletter i chordater.

Bordsalt har vært kjent for oss siden barndommen. Leger advarer mot overdreven bruk, men i moderate mengder er det avgjørende for vitale prosesser i kroppen. Og det er nødvendig for å opprettholde riktig blodsammensetning og produksjon av magesaft. Saltløsninger, en integrert del av injeksjoner og dråpere, er ikke annet enn en løsning av bordsalt.

1) metall med ikke-metall: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metall med syre: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metall med en saltløsning av et mindre aktivt metall Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) basisk oksid med surt oksid: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) basisk oksid med syre CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) baser med syreoksid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baser med syre: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) salter med syre: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2SO4 = BaS04 + 2HCl

9) baseløsning med saltløsning: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2 NaOH + BaSO 4

10) løsninger av to salter 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6 NaCl

2. Innhenting av syresalter:

1. Interaksjon av en syre med mangel på base. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Interaksjon av basen med overflødig syreoksid

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

3. Interaksjon av gjennomsnittssaltet med syren Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Innhenting av basiske salter:

1. Hydrolyse av salter dannet av en svak base og en sterk syre

ZnCl2 + H2O = Cl + HCl

2. Tilsetning (dråpe for dråpe) små mengder alkalier til løsninger av middels metallsalter AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interaksjon av salter av svake syrer med middels salter

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl

4. Fremstilling av komplekse salter:

1. Reaksjoner av salter med ligander: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Tilberedning av doble salter:

1. Felles krystallisering av to salter:

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

4. Redoksreaksjoner forårsaket av egenskapene til kation eller anion. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. Kjemiske egenskaper til sure salter:

Termisk dekomponering for å danne middels salt

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

Interaksjon med alkali. Får middels salt.

Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O

3. Kjemiske egenskaper til basiske salter:

Termisk dekomponering. 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 + H 2 O

Interaksjon med syre: dannelse av middels salt.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O Kjemisk element- en samling atomer med samme kjerneladning og antall protoner, sammenfallende med serienummeret (atomnummeret i det periodiske systemet). Hvert kjemisk grunnstoff har sitt eget navn og symbol, som er gitt i Mendeleevs periodiske system.

Formen for eksistensen av kjemiske elementer i fri form er enkle stoffer(enkelt element).

For øyeblikket (mars 2013) er 118 kjemiske elementer kjent (ikke alle er offisielt anerkjent).

Kjemiske stoffer kan bestå av enten ett kjemisk element (enkelt stoff) eller forskjellige (komplekst stoff eller kjemisk forbindelse).

Kjemiske grunnstoffer danner rundt 500 enkle stoffer. Evnen til ett element til å eksistere i form av forskjellige enkle stoffer som er forskjellige i egenskaper kalles allotropi. I de fleste tilfeller er navnene på enkle stoffer sammenfallende med navnet på de tilsvarende elementene (for eksempel sink, aluminium, klor), men i tilfelle eksistensen av flere allotropiske modifikasjoner, kan navnene på det enkle stoffet og elementet forskjellig, for eksempel oksygen (dioksygen, O 2) og ozon (O 3); diamant, grafitt og en rekke andre allotropiske modifikasjoner av karbon eksisterer sammen med amorfe former for karbon.

Den doble naturen til elektronet, som har egenskapene til ikke bare en partikkel, men også en bølge, ble bekreftet eksperimentelt i 1927, noe som fikk forskerne til å lage en ny teori om strukturen til atomet som tar hensyn til begge disse egenskapene. Den moderne teorien om atomstruktur er basert på kvantemekanikk.

Dualiteten av egenskapene til et elektron manifesteres i det faktum at det på den ene siden har egenskapene til en partikkel (har en viss hvilemasse), og på den andre siden ligner dets bevegelse på en bølge og kan beskrives av en viss amplitude, bølgelengde, oscillasjonsfrekvens osv. Derfor kan man ikke si noe om noen spesifikk bane for et elektrons bevegelse - man kan bare bedømme en eller annen grad av sannsynlighet for at det er på et gitt punkt i rommet.

Følgelig skal elektronbanen ikke forstås som en spesifikk bevegelseslinje for elektronet, men som en viss del av rommet rundt kjernen, innenfor hvilken sannsynligheten for at elektronet er størst. Elektronbanen karakteriserer med andre ord ikke bevegelsessekvensen til et elektron fra punkt til punkt, men bestemmes av sannsynligheten for å finne et elektron i en viss avstand fra kjernen.

Den franske forskeren L. de Broglie var den første som snakket om tilstedeværelsen av elektronets bølgeegenskaper. De Broglie-ligning: =h/mV. Hvis et elektron har bølgeegenskaper, må elektronstrålen oppleve effekten av diffraksjon og interferens. Bølgenaturen til elektroner ble bekreftet ved å observere diffraksjonen til en elektronstråle i strukturen til et krystallgitter. Siden elektronet har bølgeegenskaper, er dets posisjon inne i volumet av atomet ikke bestemt. Posisjonen til et elektron i atomvolumet er beskrevet av en sannsynlighetsfunksjon; hvis det er avbildet i tredimensjonalt rom, får vi rotasjonslegemer (fig).

Begrunnelse – komplekse stoffer, som består av et metallkation Me+ (eller et metalllignende kation, for eksempel ammoniumion NH 4+) og et hydroksidanion OH-.

Basert på deres løselighet i vann deles baser inn i løselig (alkalier) Og uløselige baser . Det er også ustabile fundamenter, som spaltes spontant.

Å få grunn

1. Interaksjon av basiske oksider med vann. Bare i dette tilfellet de oksidene som tilsvarer en løselig base (alkali). De. på denne måten kan du bare få alkalier:

basisk oksid + vann = base

For eksempel , natriumoksid dannes i vann natriumhydroksid(natriumhydroksid):

Na20 + H20 → 2NaOH

Samtidig ca kobber(II)oksid Med vann reagerer ikke:

CuO + H20 ≠

2. Interaksjon av metaller med vann. Hvori reagere med vannunder normale forholdbare alkalimetaller(litium, natrium, kalium, rubidium, cesium), kalsium, strontium og barium.I dette tilfellet oppstår en redoksreaksjon, hydrogen er oksidasjonsmidlet, og metallet er reduksjonsmidlet.

metall + vann = alkali + hydrogen

For eksempel, kalium reagerer med vann veldig stormfullt:

2K0 + 2H2 + O → 2K + OH + H20

3. Elektrolyse av løsninger av noen alkalimetallsalter. Som regel, for å oppnå alkalier, utføres elektrolyse løsninger av salter dannet av alkali- eller jordalkalimetaller og oksygenfrie syrer (bortsett fra flussyre) - klorider, bromider, sulfider, etc. Dette problemet diskuteres mer detaljert i artikkelen .

For eksempel , elektrolyse av natriumklorid:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

4. Baser dannes ved interaksjon av andre alkalier med salter. I dette tilfellet er det bare løselige stoffer som interagerer, og et uløselig salt eller en uløselig base bør dannes i produktene:

eller

alkali + salt 1 = salt 2 ↓ + alkali

For eksempel: Kaliumkarbonat reagerer i løsning med kalsiumhydroksid:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

For eksempel: Kobber(II)klorid reagerer i løsning med natriumhydroksid. I dette tilfellet faller det ut blått kobber(II)hydroksidutfelling:

CuCl 2 + 2 NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2 NaCl

Kjemiske egenskaper til uløselige baser

1. Uløselige baser reagerer med sterke syrer og deres oksider (og noen middels syrer). I dette tilfellet, salt og vann.

uløselig base + syre = salt + vann

uløselig base + syreoksid = salt + vann

For eksempel ,kobber(II)hydroksid reagerer med sterk saltsyre:

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

I dette tilfellet interagerer ikke kobber(II)hydroksid med syreoksidet svak karbonsyre - karbondioksid:

Cu(OH)2 + CO2 ≠

2. Uløselige baser brytes ned når de varmes opp til oksid og vann.

For eksempel, Jern(III)hydroksid spaltes til jern(III)oksid og vann ved oppvarming:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Uløselige baser reagerer ikkemed amfotere oksider og hydroksider.

uløselig base + amfotert oksid ≠

uløselig base + amfotert hydroksyd ≠

4. Noen uløselige baser kan fungere somreduksjonsmidler. Reduksjonsmidler er baser dannet av metaller med minimum eller mellomliggende oksidasjonstilstand, som kan øke deres oksidasjonstilstand (jern(II)hydroksid, krom(II)hydroksid, etc.).

For eksempel , Jern(II)hydroksid kan oksideres med atmosfærisk oksygen i nærvær av vann til jern(III)hydroksid:

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

Kjemiske egenskaper til alkalier

1. Alkalier reagerer med evt syrer - både sterke og svake . I dette tilfellet dannes middels salt og vann. Disse reaksjonene kalles nøytraliseringsreaksjoner. Utdanning er også mulig surt salt, hvis syren er flerbasisk, ved et visst forhold mellom reagenser, eller i overflødig syre. I overskudd av alkali middels salt og vann dannes:

alkali (overskudd) + syre = middels salt + vann

alkali + flerbasisk syre (overskudd) = surt salt + vann

For eksempel , Natriumhydroksid, når det interagerer med tribasisk fosforsyre, kan danne 3 typer salter: dihydrogenfosfater, fosfater eller hydrofosfater.

I dette tilfellet dannes dihydrogenfosfater i overskudd av syre, eller når molforholdet (forholdet mellom mengdene av stoffer) av reagensene er 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Når molforholdet mellom alkali og syre er 2:1, dannes hydrofosfater:

2NaOH + H3P04 → Na2HP04 + 2H2O

I et overskudd av alkali, eller med et molforhold mellom alkali og syre på 3:1, dannes alkalimetallfosfat.

3NaOH + H3P04 → Na3P04 + 3H2O

2. Alkalier reagerer medamfotere oksider og hydroksyder. Hvori vanlige salter dannes i smelten , A i løsning - komplekse salter .

alkali (smelte) + amfotert oksid = middels salt + vann

alkali (smelte) + amfotert hydroksyd = middels salt + vann

alkali (løsning) + amfotært oksid = komplekst salt

alkali (løsning) + amfotært hydroksyd = kompleks salt

For eksempel , når aluminiumhydroksid reagerer med natriumhydroksid i smelten natriumaluminat dannes. Et surere hydroksid danner en sur rest:

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

EN i løsning det dannes et komplekst salt:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Vær oppmerksom på hvordan den komplekse saltformelen er sammensatt:først velger vi det sentrale atomet (tilSom regel er det et amfotert hydroksidmetall).Så legger vi til det ligander- i vårt tilfelle er dette hydroksidioner. Antall ligander er vanligvis 2 ganger større enn oksidasjonstilstanden til sentralatomet. Men aluminiumkomplekset er et unntak, dets antall ligander er oftest 4. Vi omslutter det resulterende fragmentet i firkantede parenteser - dette er et komplekst ion. Vi bestemmer ladningen og legger til det nødvendige antallet kationer eller anioner på utsiden.

3. Alkalier interagerer med sure oksider. Samtidig er utdanning mulig sur eller middels salt, avhengig av molforholdet mellom alkali og syreoksid. I et overskudd av alkali dannes et middels salt, og i et overskudd av et surt oksid dannes et surt salt:

alkali (overskudd) + sur oksid = middels salt + vann

eller:

alkali + syreoksid (overskudd) = syresalt

For eksempel , når du samhandler overskudd av natriumhydroksid Med karbondioksid dannes natriumkarbonat og vann:

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

Og når man samhandler overflødig karbondioksid med natriumhydroksid dannes bare natriumbikarbonat:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Alkalier samhandler med salter. Alkalier reagerer bare med løselige salter i løsning, forutsatt at Det dannes gass eller sediment i maten . Slike reaksjoner fortsetter i henhold til mekanismen Ionbytte.

alkali + løselig salt = salt + tilsvarende hydroksid

Alkalier interagerer med løsninger av metallsalter, som tilsvarer uløselige eller ustabile hydroksyder.

For eksempel, reagerer natriumhydroksid med kobbersulfat i løsning:

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

Også alkalier reagerer med løsninger av ammoniumsalter.

For eksempel , Kaliumhydroksid reagerer med ammoniumnitratløsning:

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

! Når salter av amfotere metaller interagerer med overflødig alkali, dannes det et komplekst salt!

La oss se på dette problemet mer detaljert. Hvis saltet dannet av metallet som det tilsvarer amfotert hydroksid , interagerer med en liten mengde alkali, deretter oppstår den vanlige utvekslingsreaksjonen, og et bunnfall oppstårhydroksyd av dette metallet .

For eksempel , overflødig sinksulfat reagerer i løsning med kaliumhydroksid:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Men i denne reaksjonen er det ikke en base som dannes, men mfoterisk hydroksid. Og, som vi allerede antydet ovenfor, amfotere hydroksyder oppløses i overskudd av alkalier for å danne komplekse salter . T Således, når sinksulfat reagerer med overflødig alkaliløsning det dannes et komplekst salt, ingen bunnfall dannes:

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

Dermed får vi 2 skjemaer for interaksjonen av metallsalter, som tilsvarer amfotere hydroksyder, med alkalier:

amfotært metallsalt (overskudd) + alkali = amfotært hydroksid↓ + salt

amph.metall salt + alkali (overskudd) = kompleks salt + salt

5. Alkalier samhandler med sure salter.I dette tilfellet dannes middels salter eller mindre sure salter.

surt salt + alkali = middels salt + vann

For eksempel , Kaliumhydrosulfitt reagerer med kaliumhydroksyd for å danne kaliumsulfitt og vann:

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

Det er veldig praktisk å bestemme egenskapene til sure salter ved mentalt å bryte det sure saltet i 2 stoffer - syre og salt. For eksempel bryter vi natriumbikarbonat NaHCO 3 til uolsyre H 2 CO 3 og natriumkarbonat Na 2 CO 3. Egenskapene til bikarbonat bestemmes i stor grad av egenskapene til karbonsyre og egenskapene til natriumkarbonat.

6. Alkalier interagerer med metaller i løsning og smelter. I dette tilfellet oppstår en oksidasjons-reduksjonsreaksjon som dannes i løsningen komplekst salt Og hydrogen, i smelten - middels salt Og hydrogen.

Merk! Bare de metallene hvis oksid med den minste positive oksidasjonstilstanden til metallet er amfotere reagerer med alkalier i løsning!

For eksempel , jern reagerer ikke med alkaliløsning, jern(II)oksid er basisk. EN aluminium løses opp i vandig alkaliløsning, aluminiumoksid er amfotert:

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

7. Alkalier samhandler med ikke-metaller. I dette tilfellet oppstår redoksreaksjoner. Som oftest, ikke-metaller er uforholdsmessige i alkalier. De reagerer ikke med alkalier oksygen, hydrogen, nitrogen, karbon og inerte gasser (helium, neon, argon, etc.):

NaOH +02 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH +C ≠

Svovel, klor, brom, jod, fosfor og andre ikke-metaller uforholdsmessig i alkalier (dvs. de selvoksiderer og gjenoppretter seg selv).

For eksempel klornår du samhandler med kald lut går inn i oksidasjonstilstander -1 og +1:

2NaOH +Cl20 = NaCl - + NaOCl + + H2O

Klor når du samhandler med varm lut går inn i oksidasjonstilstander -1 og +5:

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

Silisium oksidert av alkalier til oksidasjonstilstand +4.

For eksempel, i løsning:

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

Fluor oksiderer alkalier:

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

Du kan lese mer om disse reaksjonene i artikkelen.

8. Alkalier brytes ikke ned ved oppvarming.

Unntaket er litiumhydroksid:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Hver dag kommer vi over salter og tenker ikke engang på rollen de spiller i livene våre. Men uten dem ville vannet ikke vært så velsmakende, og maten ville ikke gi glede, og plantene ville ikke vokse, og livet på jorden kunne ikke eksistere hvis det ikke var salt i vår verden. Så hva er disse stoffene og hvilke egenskaper ved salter gjør dem uerstattelige?

Hva er salter

Når det gjelder sammensetningen, er dette den mest tallrike klassen, preget av mangfold. Tilbake på 1800-tallet definerte kjemikeren J. Werzelius et salt som et produkt av en reaksjon mellom en syre og en base, der et hydrogenatom er erstattet med et metall. I vann dissosierer salter vanligvis til et metall eller ammonium (kation) og en sur rest (anion).

Du kan få salter på følgende måter:

• gjennom samspillet mellom et metall og et ikke-metall, i dette tilfellet vil det være oksygenfritt;
• når et metall reagerer med en syre, oppnås et salt og hydrogen frigjøres;
• et metall kan fortrenge et annet metall fra løsningen;
• når to oksider interagerer - sure og basiske (de kalles også henholdsvis ikke-metalloksid og metalloksid);
• reaksjonen av et metalloksid og en syre produserer salt og vann;
• reaksjonen mellom en base og et ikke-metalloksid produserer også salt og vann;
• ved hjelp av en ionebytterreaksjon kan i dette tilfellet ulike vannløselige stoffer (baser, syrer, salter) reagere, men reaksjonen vil foregå dersom det dannes gass, vann eller lite løselige (uløselige) salter i vann.

Egenskapene til salter avhenger bare av den kjemiske sammensetningen. Men først, la oss se på klassene deres.

Klassifisering

Avhengig av sammensetningen skilles følgende klasser av salter:

• etter oksygeninnhold (oksygenholdig og oksygenfri);
• ved interaksjon med vann (løselig, lett løselig og uløselig).

Denne klassifiseringen gjenspeiler ikke fullt ut mangfoldet av stoffer. Moderne og mest full klassifisering, som gjenspeiler ikke bare sammensetningen, men også egenskapene til salter, er presentert i følgende tabell.

Salter
Normal	Sur	Grunnleggende	Dobbelt	Blandet	Kompleks
Hydrogen er fullstendig erstattet	Hydrogenatomer er ikke fullstendig erstattet av metall	Basegrupper er ikke fullstendig erstattet av en sur rest	Inneholder to metaller og en syrerest	Inneholder ett metall og to sure rester	Komplekse stoffer som består av et komplekst kation og et anion eller et kation og et komplekst anion
NaCl	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO4	CaClBr	SO 4

Fysiske egenskaper

Uansett hvor bred klassen av disse stoffene er, men den generelle fysiske egenskaper Det er mulig å isolere salter. Dette er stoffer med ikke-molekylær struktur, med et ionisk krystallgitter.

Veldig høydepunkter smelter og koker. Under normale forhold leder ikke alle salter elektrisitet, men i løsning leder de fleste elektrisitet perfekt.

Fargen kan være veldig forskjellig, det avhenger av metallionet som er inkludert i sammensetningen. Jern(II)sulfat (FeSO 4) er grønt, jern(II)klorid (FeCl 3) er mørkerødt, og kaliumkromat (K 2 CrO 4) er en vakker knallgul farge. Men de fleste salter er fortsatt fargeløse eller hvite.

Løselighet i vann varierer også og avhenger av sammensetningen av ionene. I prinsippet har alle fysiske egenskaper til salter en særegenhet. De avhenger av hvilket metallion og hvilken syrerest som inngår i sammensetningen. La oss fortsette å se på salter.

Kjemiske egenskaper til salter

Her også viktig funksjon. Akkurat som fysisk Kjemiske egenskaper salter avhenger av deres sammensetning. Og også på hvilken klasse de tilhører.

Men de generelle egenskapene til salter kan fortsatt fremheves:

• mange av dem brytes ned når de varmes opp for å danne to oksider: sure og basiske, og oksygenfrie - metall og ikke-metall;
• salter interagerer også med andre syrer, men reaksjonen skjer bare hvis saltet inneholder en sur rest av en svak eller flyktig syre eller resultatet er et uløselig salt;
• interaksjon med alkali er mulig hvis kationet danner en uløselig base;
• en reaksjon mellom to forskjellige salter er også mulig, men bare hvis ett av de nydannede saltene ikke løses opp i vann;
• En reaksjon med et metall kan også forekomme, men det er bare mulig hvis vi tar et metall som ligger til høyre i spenningsserien fra metallet som finnes i saltet.

De kjemiske egenskapene til salter klassifisert som normale er diskutert ovenfor, men andre klasser reagerer med stoffer noe annerledes. Men forskjellen er bare i produksjonsproduktene. I utgangspunktet er alle de kjemiske egenskapene til saltene bevart, det samme er kravene til reaksjonene.