Propriedades químicas dos sais médios com exemplos. Sais: tipos, propriedades e aplicações

5.Nitritos, sais de ácido nitroso HNO 2. Nitritos de metais alcalinos e amônio são usados ​​​​principalmente, e menos - de metais alcalino-terrosos e Zd, Pb e Ag. Existem apenas informações fragmentárias sobre nitritos de outros metais.

Os nitritos metálicos no estado de oxidação +2 formam hidratos cristalinos com uma, duas ou quatro moléculas de água. Os nitritos formam sais duplos e triplos, por ex. CsNO2. AgNO 2 ou Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2, bem como compostos complexos, por exemplo Na 3.

As estruturas cristalinas são conhecidas apenas para alguns nitritos anidros. O ânion NO2 possui configuração não linear; Ângulo ONO 115 °, comprimento da ligação H – O 0,115 nm; o tipo de ligação M-NO 2 é iônico-covalente.

Os nitritos K, Na, Ba são bem solúveis em água, os nitritos Ag, Hg, Cu são pouco solúveis. Com o aumento da temperatura, a solubilidade dos nitritos aumenta. Quase todos os nitritos são pouco solúveis em álcoois, éteres e solventes de baixa polaridade.

Os nitritos são termicamente instáveis; Somente nitritos de metais alcalinos fundem sem decomposição; nitritos de outros metais se decompõem a 25-300 °C. O mecanismo de decomposição do nitrito é complexo e inclui uma série de reações sequenciais paralelas. Os principais produtos de decomposição gasosa são NO, NO 2, N 2 e O 2, sólidos - óxido metálico ou metal elementar. A liberação de grandes quantidades de gases provoca a decomposição explosiva de alguns nitritos, por exemplo NH 4 NO 2, que se decompõe em N 2 e H 2 O.

As características dos nitritos estão associadas à sua instabilidade térmica e à capacidade do íon nitrito de ser tanto um agente oxidante quanto um agente redutor, dependendo do ambiente e da natureza dos reagentes. Num ambiente neutro, os nitritos são geralmente reduzidos a NO; num ambiente ácido, são oxidados a nitratos. O oxigênio e o CO 2 não interagem com nitritos sólidos e suas soluções aquosas. Os nitritos contribuem para a decomposição de compostos contendo nitrogênio matéria orgânica, em particular aminas, amidas, etc. Com halogenetos orgânicos RXH. reagem para formar nitritos RONO e compostos nitro RNO 2 .

A produção industrial de nitritos baseia-se na absorção de gás nitroso (mistura de NO + NO 2) com soluções de Na 2 CO 3 ou NaOH com cristalização sequencial de NaNO 2; Os nitritos de outros metais são obtidos na indústria e em laboratórios pela reação de troca de sais metálicos com NaNO 2 ou pela redução dos nitratos desses metais.

Os nitritos são utilizados na síntese de corantes azo, na produção de caprolactama, como agentes oxidantes e redutores nas indústrias de borracha, têxtil e metalmecânica, como conservantes de alimentos. Os nitritos, como NaNO 2 e KNO 2, são tóxicos, causando dores de cabeça, vômitos, depressão respiratória, etc. Quando o NaNO 2 é envenenado, a metemoglobina é formada no sangue e as membranas dos glóbulos vermelhos são danificadas. É possível formar nitrosaminas a partir de NaNO 2 e aminas diretamente no trato gastrointestinal.

6. Sulfatos, sais de ácido sulfúrico. São conhecidos sulfatos médios com o ânion SO 4 2-, ou hidrossulfatos, com o ânion HSO 4 -, básico, contendo, junto com o ânion SO 4 2-, grupos OH, por exemplo Zn 2 (OH) 2 SO 4. Existem também sulfatos duplos contendo dois cátions diferentes. Estes incluem dois grandes grupos de sulfatos - alúmen, bem como schenitos M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, onde M é um cátion com carga única, E é Mg, Zn e outros cátions com carga dupla. O sulfato triplo K 2 SO 4 é conhecido. MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (mineral polihalita), sulfatos básicos duplos, por exemplo minerais dos grupos alunita e jarosita 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, onde M é um cátion com carga única. Os sulfatos podem fazer parte de sais mistos, por exemplo 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineral berkeite), MgSO 4. KCl. 3H 2 O (cainita).

Os sulfatos são substâncias cristalinas, médias e ácidas na maioria dos casos, altamente solúveis em água. Sulfatos de cálcio, estrôncio, chumbo e alguns outros são ligeiramente solúveis; BaSO 4 e RaSO 4 são praticamente insolúveis. Os sulfatos básicos são geralmente pouco solúveis ou praticamente insolúveis, ou são hidrolisados ​​pela água. A partir de soluções aquosas, os sulfatos podem cristalizar na forma de hidratos cristalinos. Os hidratos cristalinos de alguns metais pesados ​​são chamados vitríolos; sulfato de cobreСuSO 4 . 5H 2 O, sulfato de ferro FeSO 4. 7H2O.

Os sulfatos de metais alcalinos médios são termicamente estáveis, enquanto os sulfatos ácidos se decompõem quando aquecidos, transformando-se em pirossulfatos: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Os sulfatos médios de outros metais, assim como os sulfatos básicos, quando aquecidos a temperaturas suficientemente altas, via de regra, se decompõem com a formação de óxidos metálicos e liberação de SO 3.

Os sulfatos estão amplamente distribuídos na natureza. Eles ocorrem na forma de minerais, como o gesso CaSO 4 . H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4. 10H 2 O, e também fazem parte das águas do mar e dos rios.

Muitos sulfatos podem ser obtidos pela interação do H 2 SO 4 com metais, seus óxidos e hidróxidos, bem como pela decomposição de sais de ácidos voláteis com ácido sulfúrico.

Sulfatos inorgânicos são amplamente utilizados. Por exemplo, o sulfato de amônio é um fertilizante de nitrogênio, o sulfato de sódio é usado nas indústrias de vidro, papel, produção de viscose, etc. Os minerais de sulfato naturais são matérias-primas para a produção industrial de compostos de diversos metais, materiais de construção, etc.

7. Sulfitos, sais de ácido sulfuroso H 2 SO 3. Existem sulfitos médios com o ânion SO 3 2- e ácidos (hidrossulfitos) com o ânion HSO 3 -. Sulfitos médios são substâncias cristalinas. Sulfitos de amônio e metais alcalinos são altamente solúveis em água; solubilidade (g em 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Os hidrossulfitos são formados em soluções aquosas. Sulfitos de alcalino-terrosos e alguns outros metais são praticamente insolúveis em água; solubilidade de MgSO 3 1 g em 100 g (40°C). Hidratos cristalinos (NH 4) 2 SO 3 são conhecidos. H2O, Na2SO3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H2O, MgSO3. 6H2O, etc.

Os sulfitos anidros, quando aquecidos sem acesso ao ar em recipientes lacrados, dividem-se desproporcionalmente em sulfetos e sulfatos, quando aquecidos em uma corrente de N 2 perdem SO 2 e, quando aquecidos ao ar, são facilmente oxidados a sulfatos. Com SO 2 em ambiente aquático sulfitos médios formam hidrossulfitos. Os sulfitos são agentes redutores relativamente fortes, são oxidados em soluções com cloro, bromo, H 2 O 2, etc. Eles se decompõem com ácidos fortes (por exemplo, HC1) com liberação de SO 2.

Os hidrossulfitos cristalinos são conhecidos por K, Rb, Cs, NH 4 +, são instáveis. Os restantes hidrossulfitos existem apenas em soluções aquosas. Densidade de NH 4 HSO 3 2,03 g/cm3; solubilidade em água (g em 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Quando os hidrossulfitos cristalinos Na ou K são aquecidos ou quando a solução de polpa abundante é saturada com SO 2 M 2 SO 3, formam-se pirossulfitos (obsoletos - metabissulfitos) M 2 S 2 O 5 - sais do desconhecido ácido pirossulfúrico livre H 2 S 2 Ó5; cristais, instáveis; densidade (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; acima de ~ 160 °C eles se decompõem com liberação de SO 2; dissolver em água (com decomposição em HSO 3 -), solubilidade (g em 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formar hidratos de Na 2 S 2 O 5. 7H 2 O e 3K 2 S 2 O 5. 2H2O; agentes redutores.

Os sulfitos médios de metais alcalinos são preparados pela reação de uma solução aquosa de M 2 CO 3 (ou MOH) com SO 2, e MSO 3 pela passagem de SO 2 através de uma suspensão aquosa de MCO 3; Eles utilizam principalmente SO 2 dos gases de exaustão da produção de ácido sulfúrico por contato. Os sulfitos são utilizados no branqueamento, tingimento e estamparia de tecidos, fibras, couro para conservação de grãos, ração verde, resíduos industriais de ração (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 e Ca(HSO 3) 2 são desinfetantes nas indústrias vinícola e açucareira. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - componentes do licor sulfito durante a polpação; (NH 4) 2SO 3 - absorvedor de SO 2; O NaHSO 3 é um absorvedor de H 2 S de gases residuais industriais, agente redutor na produção de corantes de enxofre. K 2 S 2 O 5 - componente de fixadores ácidos em fotografia, antioxidante, anti-séptico.

Para responder à pergunta sobre o que é sal, geralmente você não precisa pensar muito. Esse composto químico V Vida cotidiana ocorre com bastante frequência. Não há necessidade de falar sobre sal de cozinha comum. Detalhado estrutura interna sais e seus compostos são estudados em química inorgânica.

Definição de sal

Uma resposta clara à questão do que é o sal pode ser encontrada nas obras de M. V. Lomonosov. Ele atribuiu esse nome a corpos frágeis que podem se dissolver na água e não pegar fogo quando expostos a altas temperaturas ou fogo aberto. Mais tarde, a definição foi derivada não das propriedades físicas, mas das propriedades químicas dessas substâncias.

Os livros escolares sobre química inorgânica fornecem um conceito bastante claro do que é o sal. É assim que são chamados os produtos de substituição. reação química, em que os átomos de hidrogênio do ácido no composto são substituídos por um metal. Exemplos de compostos salinos típicos: NaCL, MgSO 4 . É fácil perceber que qualquer uma dessas entradas pode ser dividida em duas metades: o componente esquerdo da fórmula sempre conterá o metal, e o componente direito conterá sempre o resíduo ácido. A fórmula padrão do sal é a seguinte:

Me n m Resíduo ácido m n .

Propriedades físicas do sal

A Química, como ciência exata, coloca no nome de uma substância todas as informações possíveis sobre sua composição e capacidades. Assim, todos os nomes de sais na interpretação moderna consistem em duas palavras: uma parte tem o nome do componente metálico em caso nominativo, o segundo contém uma descrição do resíduo ácido.

Esses compostos não possuem estrutura molecular, portanto, em condições normais, são sólidos cristalinos. Muitos sais têm estrutura de cristal. Os cristais dessas substâncias são refratários, portanto são necessárias temperaturas muito altas para derretê-los. Por exemplo, o sulfeto de bário derrete a uma temperatura de cerca de 2.200 o C.

Com base na solubilidade, os sais são divididos em solúveis, pouco solúveis e insolúveis. Exemplos do primeiro incluem cloreto de sódio e nitrato de potássio. Ligeiramente solúveis incluem sulfito de magnésio e cloreto de chumbo. Insolúvel é o carbonato de cálcio. Informações sobre a solubilidade de uma substância específica estão contidas na literatura de referência.

O produto da reação química em questão geralmente é inodoro e possui sabor variável. A suposição de que todos os sais são salgados está errada. Apenas um elemento desta classe tem um sabor puro e salgado - o nosso velho amigo sal de cozinha. Existem sais doces de berílio, sais amargos de magnésio e sais insípidos, por exemplo, carbonato de cálcio (giz comum).

A maioria dessas substâncias é incolor, mas entre elas existem algumas que apresentam cores características. Por exemplo, o sulfato de ferro (II) tem uma característica verde, o permanganato de potássio é roxo e os cristais de cromato de potássio são amarelos brilhantes.

Classificação de sal

A química divide todos os tipos de sais inorgânicos em várias características básicas. Os sais obtidos pela substituição completa do hidrogênio em um ácido são chamados normais ou médios. Por exemplo, sulfato de cálcio.

Um sal derivado de uma reação de substituição incompleta é denominado ácido ou básico. Um exemplo de tal formação é a reação do hidrogenossulfato de potássio:

O sal básico é obtido numa reação em que o grupo hidroxo não é completamente substituído por um resíduo ácido. Substâncias deste tipo podem ser formadas por metais cuja valência é dois ou mais. Uma fórmula típica para um sal deste grupo pode ser derivada da seguinte reação:

Compostos químicos normais, médios e ácidos formam as classes de sais e são a classificação padrão desses compostos.

Sal duplo e misto

Um exemplo de ácido misto é o sal de cálcio do ácido clorídrico e hipocloroso: CaOCl 2.

Nomenclatura

Os sais formados por metais com valência variável possuem uma designação adicional: após a fórmula, a valência é escrita em algarismos romanos entre parênteses. Assim, existe o sulfato de ferro FeSO 4 (II) e Fe 2 (SO4) 3 (III). O nome de um sal contém o prefixo hidro- se contiver átomos de hidrogênio não substituídos. Por exemplo, o hidrogenofosfato de potássio tem a fórmula K 2 HPO 4 .

Propriedades dos sais em eletrólitos

A teoria da dissociação eletrolítica dá sua própria interpretação das propriedades químicas. À luz desta teoria, o sal pode ser definido como um eletrólito fraco que, quando dissolvido, dissocia-se (quebra-se) em água. Assim, uma solução salina pode ser representada como um complexo de íons negativos positivos, sendo que os primeiros não são átomos de hidrogênio H +, e os segundos não são átomos do grupo hidroxila OH -. Não existem íons presentes em todos os tipos de soluções salinas, portanto eles não possuem propriedades comuns. Quanto mais baixas forem as cargas dos íons que formam a solução salina, melhor eles se dissociam e melhor será a condutividade elétrica dessa mistura líquida.

Soluções de sais ácidos

Os sais ácidos em solução se decompõem em íons negativos complexos, que são o resíduo ácido, e ânions simples, que são partículas metálicas carregadas positivamente.

Por exemplo, a reação de dissolução do bicarbonato de sódio leva à decomposição do sal em íons sódio e o restante em HCO 3 -.

Fórmula completa fica assim: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Soluções de sais básicos

A dissociação de sais básicos leva à formação de ânions ácidos e cátions complexos constituídos por metais e grupos hidroxila. Esses cátions complexos, por sua vez, também são capazes de se decompor durante a dissociação. Portanto, em qualquer solução de sal do grupo principal, íons OH - estão presentes. Por exemplo, a dissociação do cloreto de hidroxomagnésio ocorre da seguinte forma:

Propagação de sais

O que é sal? Este elemento é um dos compostos químicos mais comuns. Todo mundo conhece sal de cozinha, giz (carbonato de cálcio) e assim por diante. Entre os sais de ácidos carbonáticos, o mais comum é o carbonato de cálcio. Ele é parte integral mármore, calcário, dolomita. O carbonato de cálcio também é a base para a formação de pérolas e corais. Este composto químico é um componente integral para a formação de tegumento duro em insetos e esqueletos em cordados.

O sal de cozinha é conhecido por nós desde a infância. Os médicos alertam contra o seu uso excessivo, mas com moderação é essencial para os processos vitais do corpo. E é necessário para manter a composição correta do sangue e a produção de suco gástrico. As soluções salinas, parte integrante das injeções e conta-gotas, nada mais são do que uma solução de sal de cozinha.

1) metal com não metal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal com ácido: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metal com uma solução salina de um metal menos ativo Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) óxido básico com óxido ácido: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) óxido básico com ácido CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) bases com óxido ácido Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) bases com ácido: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) sais com ácido: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

9) solução básica com solução salina: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) soluções de dois sais 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Obtenção de sais ácidos:

1. Interação de um ácido com falta de base. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Interação da base com excesso de óxido ácido

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

3. Interação do sal médio com o ácido Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Obtenção de sais básicos:

1. Hidrólise de sais formados por uma base fraca e um ácido forte

ZnCl2 + H2O = Cl + HCl

2. Adicionar (gota a gota) pequenas quantidades de álcalis a soluções de sais metálicos médios AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interação de sais de ácidos fracos com sais médios

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

4. Preparação de sais complexos:

1. Reações de sais com ligantes: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Preparação de sais duplos:

1. Cristalização conjunta de dois sais:

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

4. Reações redox causadas pelas propriedades de um cátion ou ânion. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Propriedades químicas dos sais ácidos:

Decomposição térmica para formar sal médio

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

Interação com álcali. Obtendo sal médio.

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

3. Propriedades químicas dos sais básicos:

Decomposição termal. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interação com ácido: formação de sal médio.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O Elemento químico- um conjunto de átomos com a mesma carga nuclear e número de prótons, coincidindo com o número de série (atômico) da tabela periódica. Cada elemento químico tem seu próprio nome e símbolo, que são fornecidos na Tabela Periódica dos Elementos de Mendeleev.

A forma de existência dos elementos químicos na forma livre é substâncias simples(elemento único).

No momento (março de 2013) são conhecidos 118 elementos químicos (nem todos são oficialmente reconhecidos).

As substâncias químicas podem consistir em um elemento químico (substância simples) ou em diferentes (substância complexa ou composto químico).

Os elementos químicos formam cerca de 500 substâncias simples. A capacidade de um elemento existir na forma de várias substâncias simples que diferem em propriedades é chamada de alotropia. Na maioria dos casos, os nomes das substâncias simples coincidem com os nomes dos elementos correspondentes (por exemplo, zinco, alumínio, cloro), porém, no caso da existência de várias modificações alotrópicas, os nomes da substância simples e do elemento podem diferem, por exemplo, oxigênio (dioxigênio, O 2) e ozônio (O 3); diamante, grafite e uma série de outras modificações alotrópicas do carbono existem junto com formas amorfas de carbono.

A natureza dual do elétron, que possui propriedades não apenas de uma partícula, mas também de uma onda, foi confirmada experimentalmente em 1927, levando os cientistas a criar uma nova teoria da estrutura do átomo que leva em conta essas duas propriedades. A teoria moderna da estrutura atômica é baseada na mecânica quântica.

A dualidade das propriedades de um elétron se manifesta no fato de que, por um lado, ele possui as propriedades de uma partícula (tem uma certa massa de repouso) e, por outro, seu movimento se assemelha a uma onda e pode ser descrito por uma certa amplitude, comprimento de onda, frequência de oscilação, etc. Portanto, não se pode dizer sobre nenhuma trajetória específica do movimento de um elétron - só se pode julgar um ou outro grau de probabilidade de ele estar em um determinado ponto do espaço.

Conseqüentemente, a órbita do elétron deve ser entendida não como uma linha específica de movimento do elétron, mas como uma determinada parte do espaço ao redor do núcleo, dentro da qual a probabilidade de o elétron estar é maior. Em outras palavras, a órbita do elétron não caracteriza a sequência de movimento de um elétron de ponto a ponto, mas é determinada pela probabilidade de encontrar um elétron a uma certa distância do núcleo.

O cientista francês L. de Broglie foi o primeiro a falar sobre a presença das propriedades ondulatórias do elétron. Equação de De Broglie: =h/mV. Se um elétron tiver propriedades de onda, então o feixe de elétrons deverá sofrer os efeitos de difração e interferência. A natureza ondulatória dos elétrons foi confirmada pela observação da difração de um feixe de elétrons na estrutura de uma rede cristalina. Como o elétron tem propriedades ondulatórias, sua posição dentro do volume do átomo não é determinada. A posição de um elétron no volume atômico é descrita por uma função de probabilidade, se for representada no espaço tridimensional, obtemos corpos de rotação (Fig.).

Terrenos – substâncias complexas, que consiste em um cátion metálico Me + (ou um cátion semelhante a um metal, por exemplo, íon amônio NH 4 +) e um ânion hidróxido OH -.

Com base na sua solubilidade em água, as bases são divididas em solúvel (álcalis) E bases insolúveis . Há também fundações instáveis, que se decompõem espontaneamente.

Obtendo motivos

1. Interação de óxidos básicos com água. Neste caso, apenas aqueles óxidos que correspondem a uma base solúvel (álcali). Aqueles. desta forma você só pode obter álcalis:

óxido básico + água = base

Por exemplo , óxido de sódio formas na água hidróxido de sódio(hidróxido de sódio):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Ao mesmo tempo sobre óxido de cobre (II) Com água não reage:

CuO + H2O ≠

2. Interação de metais com água. Em que reagir com águaem condições normaisapenas metais alcalinos(lítio, sódio, potássio, rubídio, césio), cálcio, estrôncio e bário.Nesse caso, ocorre uma reação redox, o hidrogênio é o agente oxidante e o metal é o agente redutor.

metal + água = álcali + hidrogênio

Por exemplo, potássio reage com água muito tempestuoso:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Eletrólise de soluções de alguns sais de metais alcalinos. Via de regra, para obter álcalis, realiza-se a eletrólise soluções de sais formados por metais alcalinos ou alcalino-terrosos e ácidos isentos de oxigênio (exceto ácido fluorídrico) - cloretos, brometos, sulfetos, etc. Este assunto é discutido com mais detalhes no artigo .

Por exemplo , eletrólise de cloreto de sódio:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. As bases são formadas pela interação de outros álcalis com sais. Neste caso, apenas substâncias solúveis interagem, devendo formar-se um sal insolúvel ou uma base insolúvel nos produtos:

ou

álcali + sal 1 = sal 2 ↓ + álcali

Por exemplo: O carbonato de potássio reage em solução com hidróxido de cálcio:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Por exemplo: O cloreto de cobre (II) reage em solução com hidróxido de sódio. Neste caso cai precipitado de hidróxido de cobre azul (II):

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓ + 2NaCl

Propriedades químicas de bases insolúveis

1. As bases insolúveis reagem com ácidos fortes e seus óxidos (e alguns ácidos médios). Nesse caso, sal e água.

base insolúvel + ácido = sal + água

base insolúvel + óxido ácido = sal + água

Por exemplo ,hidróxido de cobre (II) reage com fortes ácido clorídrico:

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

Neste caso, o hidróxido de cobre (II) não interage com o óxido ácido fracoácido carbônico - dióxido de carbono:

Cu(OH)2 + CO2 ≠

2. As bases insolúveis se decompõem quando aquecidas em óxido e água.

Por exemplo, O hidróxido de ferro (III) se decompõe em óxido de ferro (III) e água quando aquecido:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Bases insolúveis não reagemcom óxidos e hidróxidos anfotéricos.

base insolúvel + óxido anfotérico ≠

base insolúvel + hidróxido anfotérico ≠

4. Algumas bases insolúveis podem atuar comoagentes redutores. Agentes redutores são bases formadas por metais com mínimo ou estado de oxidação intermediário, o que pode aumentar seu estado de oxidação (hidróxido de ferro (II), hidróxido de cromo (II), etc.).

Por exemplo , O hidróxido de ferro (II) pode ser oxidado com o oxigênio atmosférico na presença de água em hidróxido de ferro (III):

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

Propriedades químicas dos álcalis

1. Os álcalis reagem com qualquer ácidos - fortes e fracos . Nesse caso, forma-se sal médio e água. Essas reações são chamadas reações de neutralização. A educação também é possível sal azedo, se o ácido for polibásico, em uma determinada proporção de reagentes, ou em excesso de ácido. EM excesso de álcali sal médio e água são formados:

álcali (excesso) + ácido = sal médio + água

álcali + ácido polibásico (excesso) = sal ácido + água

Por exemplo , O hidróxido de sódio, ao interagir com o ácido fosfórico tribásico, pode formar 3 tipos de sais: dihidrogenofosfatos, fosfatos ou hidrofosfatos.

Neste caso, os dihidrogenofosfatos são formados em excesso de ácido, ou quando a razão molar (proporção das quantidades de substâncias) dos reagentes é de 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Quando a proporção molar de álcali e ácido é de 2:1, formam-se hidrofosfatos:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

Em excesso de álcali, ou com uma proporção molar de álcali para ácido de 3:1, forma-se fosfato de metal alcalino.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Os álcalis reagem comóxidos e hidróxidos anfotéricos. Em que sais comuns são formados no fundido , A em solução - sais complexos .

álcali (derreter) + óxido anfotérico = sal médio + água

álcali (derreter) + hidróxido anfotérico = sal médio + água

álcali (solução) + óxido anfotérico = sal complexo

álcali (solução) + hidróxido anfotérico = sal complexo

Por exemplo , quando o hidróxido de alumínio reage com o hidróxido de sódio no derretimento aluminato de sódio é formado. Um hidróxido mais ácido forma um resíduo ácido:

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

A em solução um sal complexo é formado:

NaOH + Al(OH)3 = Na

Observe como a fórmula complexa do sal é composta:primeiro selecionamos o átomo central (paraVia de regra, é um hidróxido metálico anfotérico).Então adicionamos a ele ligantes- no nosso caso, são íons hidróxido. O número de ligantes é geralmente 2 vezes maior que o estado de oxidação do átomo central. Mas o complexo de alumínio é uma exceção: seu número de ligantes é geralmente 4. Colocamos o fragmento resultante entre colchetes - este é um íon complexo. Determinamos sua carga e adicionamos o número necessário de cátions ou ânions na parte externa.

3. Os álcalis interagem com óxidos ácidos. Ao mesmo tempo, a educação é possível azedo ou sal médio, dependendo da proporção molar de álcali e óxido ácido. No excesso de álcali, forma-se um sal médio, e no excesso de óxido ácido, forma-se um sal ácido:

álcali (excesso) + óxido ácido = sal médio + água

ou:

álcali + óxido ácido (excesso) = sal ácido

Por exemplo , ao interagir excesso de hidróxido de sódio Com o dióxido de carbono, formam-se carbonato de sódio e água:

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

E ao interagir excesso de dióxido de carbono com hidróxido de sódio apenas se forma bicarbonato de sódio:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Os álcalis interagem com os sais. Álcalis reagem apenas com sais solúveis em solução, providenciou que Formam-se gases ou sedimentos nos alimentos . Tais reações ocorrem de acordo com o mecanismo troca iônica.

álcali + sal solúvel = sal + hidróxido correspondente

Os álcalis interagem com soluções de sais metálicos, que correspondem a hidróxidos insolúveis ou instáveis.

Por exemplo, o hidróxido de sódio reage com o sulfato de cobre em solução:

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

Também álcalis reagem com soluções de sais de amônio.

Por exemplo , O hidróxido de potássio reage com a solução de nitrato de amônio:

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

! Quando sais de metais anfotéricos interagem com o excesso de álcali, forma-se um sal complexo!

Vejamos esse problema com mais detalhes. Se o sal formado pelo metal ao qual corresponde hidróxido anfotérico , interage com uma pequena quantidade de álcali, então ocorre a reação de troca usual e ocorre um precipitadohidróxido deste metal .

Por exemplo , o excesso de sulfato de zinco reage em solução com hidróxido de potássio:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Porém, nesta reação não é formada uma base, mas hidróxido fotérico. E, como já indicamos acima, hidróxidos anfotéricos dissolvem-se em excesso de álcalis para formar sais complexos . T Assim, quando o sulfato de zinco reage com excesso de solução alcalina um sal complexo é formado, nenhum precipitado se forma:

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

Assim, obtemos 2 esquemas de interação de sais metálicos, que correspondem a hidróxidos anfotéricos, com álcalis:

sal metálico anfotérico (excesso) + álcali = hidróxido anfotérico↓ + sal

sal anf.metal + álcali (excesso) = sal complexo + sal

5. Os álcalis interagem com sais ácidos.Neste caso, formam-se sais médios ou sais menos ácidos.

sal azedo + álcali = sal médio + água

Por exemplo , O hidrossulfito de potássio reage com o hidróxido de potássio para formar sulfito de potássio e água:

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

É muito conveniente determinar as propriedades dos sais ácidos quebrando mentalmente o sal ácido em 2 substâncias - ácido e sal. Por exemplo, quebramos o bicarbonato de sódio NaHCO 3 em ácido uólico H 2 CO 3 e carbonato de sódio Na 2 CO 3. As propriedades do bicarbonato são amplamente determinadas pelas propriedades do ácido carbônico e pelas propriedades do carbonato de sódio.

6. Os álcalis interagem com os metais em solução e derretem. Neste caso, ocorre uma reação de oxidação-redução, formando-se na solução sal complexo E hidrogênio, no derretimento - sal médio E hidrogênio.

Observação! Somente aqueles metais cujo óxido com estado de oxidação positivo mínimo do metal é anfotérico reagem com álcalis em solução!

Por exemplo , ferro não reage com solução alcalina, o óxido de ferro (II) é básico. A alumínio dissolve-se em solução aquosa alcalina, o óxido de alumínio é anfotérico:

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

7. Os álcalis interagem com não metais. Neste caso, ocorrem reações redox. Geralmente, não metais são desproporcionais em álcalis. Eles não respondem com álcalis oxigênio, hidrogênio, nitrogênio, carbono e gases inertes (hélio, néon, argônio, etc.):

NaOH +O 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

NaOH +C ≠

Enxofre, cloro, bromo, iodo, fósforo e outros não metais desproporcional em álcalis (ou seja, eles se auto-oxidam e se auto-recuperam).

Por exemplo, cloroao interagir com soda cáustica fria entra nos estados de oxidação -1 e +1:

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

Cloro ao interagir com soda cáustica quente entra nos estados de oxidação -1 e +5:

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

Silício oxidado por álcalis até o estado de oxidação +4.

Por exemplo, em solução:

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

O flúor oxida álcalis:

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

Você pode ler mais sobre essas reações no artigo.

8. Os álcalis não se decompõem quando aquecidos.

A exceção é o hidróxido de lítio:

2LiOH = Li2O + H2O

Todos os dias nos deparamos com sais e nem pensamos no papel que eles desempenham em nossas vidas. Mas sem eles a água não seria tão saborosa, a comida não traria prazer, as plantas não cresceriam e a vida na terra não poderia existir se não houvesse sal em nosso mundo. Então, quais são essas substâncias e quais propriedades dos sais as tornam insubstituíveis?

O que são sais

Em termos de composição, esta é a classe mais numerosa, caracterizada pela diversidade. Já no século 19, o químico J. Werzelius definiu sal como o produto de uma reação entre um ácido e uma base, na qual um átomo de hidrogênio é substituído por um metálico. Na água, os sais geralmente se dissociam em um metal ou amônio (cátion) e um resíduo ácido (ânion).

Você pode obter sais das seguintes maneiras:

• através da interação de um metal e um não metal, neste caso será isento de oxigênio;
• quando um metal reage com um ácido, obtém-se um sal e libera-se hidrogênio;
• um metal pode deslocar outro metal da solução;
• quando dois óxidos interagem - ácido e básico (também são chamados de óxido não metálico e óxido metálico, respectivamente);
• a reação de um óxido metálico e um ácido produz sal e água;
• a reação entre uma base e um óxido não metálico também produz sal e água;
• usando uma reação de troca iônica, neste caso várias substâncias solúveis em água (bases, ácidos, sais) podem reagir, mas a reação continuará se gás, água ou sais ligeiramente solúveis (insolúveis) forem formados em água.

As propriedades dos sais dependem apenas da composição química. Mas primeiro, vamos dar uma olhada em suas aulas.

Classificação

Dependendo da composição, distinguem-se as seguintes classes de sais:

• pelo teor de oxigênio (contendo e sem oxigênio);
• por interação com água (solúvel, pouco solúvel e insolúvel).

Esta classificação não reflete totalmente a diversidade das substâncias. Moderno e mais classificação completa, refletindo não apenas a composição, mas também as propriedades dos sais, é apresentada na tabela a seguir.

Sais
Normal	Azedo	Básico	Dobro	Misturado	Complexo
O hidrogênio é completamente substituído	Os átomos de hidrogênio não são completamente substituídos por metal	Os grupos de bases não são completamente substituídos por um resíduo ácido	Contém dois metais e um resíduo ácido	Contém um metal e dois resíduos ácidos	Substâncias complexas que consistem em um cátion complexo e um ânion ou um cátion e um ânion complexo
NaCl	KHSO 4	FeOHSO3	KNaSO4	CaClBr	ASSIM 4

Propriedades físicas

Não importa quão ampla seja a classe dessas substâncias, mas o geral propriedades físicasÉ possível isolar sais. São substâncias de estrutura não molecular, com rede cristalina iônica.

Muito pontos altos derretendo e fervendo. Em condições normais, todos os sais não conduzem eletricidade, mas em solução, a maioria deles conduz eletricidade perfeitamente.

A cor pode ser muito diferente, depende do íon metálico incluído em sua composição. O sulfato ferroso (FeSO 4) é verde, o cloreto ferroso (FeCl 3) é vermelho escuro e o cromato de potássio (K 2 CrO 4) é uma bela cor amarela brilhante. Mas a maioria dos sais ainda é incolor ou branca.

A solubilidade em água também varia e depende da composição dos íons. Em princípio, todas as propriedades físicas dos sais possuem uma peculiaridade. Eles dependem de qual íon metálico e qual resíduo ácido está incluído na composição. Continuemos examinando os sais.

Propriedades químicas dos sais

Aqui também característica importante. Assim como físico Propriedades quimicas os sais dependem da sua composição. E também a que classe pertencem.

Mas as propriedades gerais dos sais ainda podem ser destacadas:

• muitos deles se decompõem quando aquecidos para formar dois óxidos: ácidos e básicos, e isentos de oxigênio - metálicos e não metálicos;
• os sais também interagem com outros ácidos, mas a reação ocorre apenas se o sal contiver um resíduo ácido de um ácido fraco ou volátil ou se o resultado for um sal insolúvel;
• a interação com o álcali é possível se o cátion formar uma base insolúvel;
• uma reação entre dois sais diferentes também é possível, mas somente se um dos sais recém-formados não se dissolver em água;
• Uma reação com um metal também pode ocorrer, mas só é possível se pegarmos um metal localizado à direita na série de tensões do metal contido no sal.

As propriedades químicas dos sais classificados como normais são discutidas acima, mas outras classes reagem com substâncias de maneira um pouco diferente. Mas a diferença está apenas nos produtos de saída. Basicamente, todas as propriedades químicas dos sais são preservadas, assim como os requisitos para as reações.