Druhy chemických reakcií. Druhy chemických reakcií Aká chémia s čím nereaguje
Hmotný svet, v ktorom žijeme a ktorého sme malinkou súčasťou, je jeden a zároveň nekonečne rôznorodý. Jednota a rôznorodosť chemických látok tohto sveta sa najzreteľnejšie prejavuje v genetickom spojení látok, čo sa prejavuje v takzvanom genetickom rade. Vyzdvihneme najcharakteristickejšie črty takýchto sérií.
1. Všetky látky tohto radu musia byť tvorené jedným chemickým prvkom. Napríklad séria napísaná pomocou nasledujúcich vzorcov:
2. Látky tvorené tým istým prvkom musia patriť do rôznych tried, t. j. musia odrážať rôzne formy jeho existencie.
3. Látky, ktoré tvoria genetický rad jedného prvku, musia byť spojené vzájomnými premenami. Na tomto základe je možné rozlíšiť úplné a neúplné genetické série.
Napríklad vyššie uvedený genetický rad brómu bude neúplný, neúplný. A tu je ďalší riadok:
možno už považovať za kompletný: začalo to jednoduchou látkou bróm a skončilo sa ňou.
Zhrnutím vyššie uvedeného môžeme uviesť nasledujúcu definíciu genetického radu.
genetická séria- ide o množstvo látok - zástupcov rôznych tried, čo sú zlúčeniny jedného chemického prvku, spojené vzájomnými premenami a odzrkadľujúce spoločný pôvod týchto látok alebo ich genézu.
genetické spojenie- pojem je všeobecnejší ako genetický rad, ktorý je síce živým, ale konkrétnym prejavom tohto spojenia, ktoré sa realizuje v akýchkoľvek vzájomných premenách látok. Potom, samozrejme, prvá daná séria látok tiež zodpovedá tejto definícii.
Existujú tri typy genetických sérií:
Najbohatšia séria kovov, ktoré vykazujú rôzne stupne oxidácie. Ako príklad uvažujme genetickú sériu železa s oxidačnými stavmi +2 a +3:
Pripomeňme, že na oxidáciu železa na chlorid železitý je potrebné použiť slabšie oxidačné činidlo ako na získanie chloridu železitého:
Podobne ako kovová séria, nekovová séria s rôznymi oxidačnými stavmi je bohatšia na väzby, napríklad genetická séria síry s oxidačnými stavmi +4 a +6:
Náročnosť môže spôsobiť len posledný prechod. Dodržujte pravidlo: na získanie jednoduchej látky z oxidovanej zlúčeniny prvku musíte na tento účel použiť jeho najviac redukovanú zlúčeninu, napríklad prchavú vodíkovú zlúčeninu nekovu. V našom prípade:
Touto reakciou vzniká z vulkanických plynov v prírode síra.
Podobne pre chlór:
3. Genetický rad kovu, ktorý zodpovedá amfotérnemu oxidu a hydroxidu,je veľmi bohatá na väzby, pretože v závislosti od podmienok vykazujú buď kyslé alebo zásadité vlastnosti.
Zvážte napríklad genetickú sériu zinku:
Genetický vzťah medzi triedami anorganických látok
Charakteristické sú reakcie medzi zástupcami rôznych genetických sérií. Látky z rovnakej genetickej série spravidla neinteragujú.
Napríklad:
1. kov + nekov = soľ
Hg + S = HgS
2Al + 3I2 = 2AlI3
2. zásaditý oxid + kyslý oxid = soľ
Li20 + CO2 \u003d Li2CO3
CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3
3. zásada + kyselina = soľ
Cu(OH)2 + 2HCl \u003d CuCl2 + 2H20
FeCl3 + 3HNO3 \u003d Fe (NO3)3 + 3HCl
soľ kyselina soľ kyselina
4. kov - zásaditý oxid
2Ca + O2 \u003d 2CaO
4Li + O 2 \u003d 2 Li 2 O
5. nekov - kysličník
S + O2 \u003d SO2
4As + 5O 2 \u003d 2As 2 O 5
6. zásaditý oxid – zásada
BaO + H20 \u003d Ba (OH) 2
Li20 + H20 \u003d 2LiOH
7. kysličník - kys
P205 + 3H20 \u003d 2H3P04
S03 + H20 \u003d H2S04
Počas chemické reakcie z niektorých látok sa získavajú iné (nezamieňať s jadrovými reakciami, pri ktorých sa jeden chemický prvok premieňa na iný).
Akákoľvek chemická reakcia je opísaná chemickou rovnicou:
Činidlá → Produkty reakcie
Šípka ukazuje smer reakcie.
Napríklad:
Pri tejto reakcii metán (CH 4) reaguje s kyslíkom (O 2), čo vedie k tvorbe oxidu uhličitého (CO 2) a vody (H 2 O), alebo skôr vodnej pary. Presne takáto reakcia nastáva vo vašej kuchyni, keď zapálite plynový horák. Rovnica by sa mala čítať takto: jedna molekula plynného metánu reaguje s dvoma molekulami plynného kyslíka, výsledkom čoho je jedna molekula oxidu uhličitého a dve molekuly vody (para).
Čísla pred zložkami chemickej reakcie sa nazývajú reakčné koeficienty.
Chemické reakcie sú endotermický(s absorpciou energie) a exotermický(s uvoľňovaním energie). Spaľovanie metánu je typickým príkladom exotermickej reakcie.
Existuje niekoľko typov chemických reakcií. Najčastejšie:
- reakcie zlúčenín;
- rozkladné reakcie;
- jednoduché substitučné reakcie;
- dvojité substitučné reakcie;
- oxidačné reakcie;
- redoxné reakcie.
Reakcie spojenia
V zloženej reakcii aspoň dva prvky tvoria jeden produkt:
2Na (t) + Cl2 (g) → 2NaCl (t)- tvorba soli.
Pozornosť by sa mala venovať základnej nuancii reakcií zlúčenín: v závislosti od podmienok reakcie alebo pomerov reaktantov zapojených do reakcie môžu byť jej výsledkom rôzne produkty. Napríklad za normálnych podmienok spaľovania uhlia sa získava oxid uhličitý:
C (t) + O2 (g) → CO2 (g)
Ak nie je dostatok kyslíka, vytvára sa smrtiaci oxid uhoľnatý:
2C (t) + O2 (g) → 2CO (g)
Reakcie rozkladu
Tieto reakcie sú v podstate opačné ako reakcie zlúčeniny. V dôsledku rozkladnej reakcie sa látka rozloží na dva (3, 4...) jednoduchšie prvky (zlúčeniny):
- 2H20 (g) -> 2H2 (g) + 02 (g)- rozklad vody
- 2H202 (g) -> 2H2 (g) O + 02 (g)- rozklad peroxidu vodíka
Jednotlivé substitučné reakcie
V dôsledku jednotlivých substitučných reakcií aktívnejší prvok nahrádza menej aktívny prvok v zlúčenine:
Zn (t) + CuSO 4 (roztok) → ZnSO 4 (roztok) + Cu (t)
Zinok v roztoku síranu meďnatého vytláča menej aktívnu meď, čo vedie k roztoku síranu zinočnatého.
Stupeň aktivity kovov vo vzostupnom poradí aktivity:
- Najaktívnejšie sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín.
Iónová rovnica pre vyššie uvedenú reakciu bude:
Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)
Iónová väzba CuSO 4 sa po rozpustení vo vode rozkladá na katión medi (náboj 2+) a síran anión (náboj 2-). V dôsledku substitučnej reakcie sa vytvorí katión zinku (ktorý má rovnaký náboj ako katión medi: 2-). Všimnite si, že síranový anión je prítomný na oboch stranách rovnice, t.j. podľa všetkých matematických pravidiel ho možno redukovať. Výsledkom je iónovo-molekulárna rovnica:
Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)
Dvojité substitučné reakcie
Pri dvojitých substitučných reakciách sú už dva elektróny nahradené. Takéto reakcie sa nazývajú aj výmenné reakcie. Tieto reakcie prebiehajú v roztoku za vzniku:
- nerozpustná pevná látka (precipitačná reakcia);
- voda (neutralizačné reakcie).
Zrážacie reakcie
Pri zmiešaní roztoku dusičnanu strieborného (soli) s roztokom chloridu sodného vzniká chlorid strieborný:
Molekulárna rovnica: KCl (roztok) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)
Iónová rovnica: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -
Molekulárno-iónová rovnica: Cl - + Ag + → AgCl (t)
Ak je zlúčenina rozpustná, bude v roztoku v iónovej forme. Ak je zlúčenina nerozpustná, vyzráža sa a vytvorí pevnú látku.
Neutralizačné reakcie
Ide o reakcie medzi kyselinami a zásadami, v dôsledku ktorých vznikajú molekuly vody.
Napríklad reakcia zmiešania roztoku kyseliny sírovej a roztoku hydroxidu sodného (lúhu):
Molekulárna rovnica: H2S04 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na2S04 (p-p) + 2H20 (1)
Iónová rovnica: 2H+ + SO4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO4 2- + 2H20 (1)
Molekulárno-iónová rovnica: 2H + + 2OH - → 2H20 (g) alebo H + + OH - → H20 (g)
Oxidačné reakcie
Ide o interakcie látok s plynným kyslíkom vo vzduchu, pri ktorých sa spravidla uvoľňuje veľké množstvo energie vo forme tepla a svetla. Typickou oxidačnou reakciou je spaľovanie. Na samom začiatku tejto stránky je uvedená reakcia interakcie metánu s kyslíkom:
CH4 (g) + 202 (g) → CO2 (g) + 2H20 (g)
Metán sa vzťahuje na uhľovodíky (zlúčeniny uhlíka a vodíka). Keď uhľovodík reaguje s kyslíkom, uvoľňuje sa veľa tepelnej energie.
Redoxné reakcie
Ide o reakcie, pri ktorých dochádza k výmene elektrónov medzi atómami reaktantov. Vyššie diskutované reakcie sú tiež redoxné reakcie:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reakcia zlúčeniny
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - oxidačná reakcia
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - jednoduchá substitučná reakcia
Najpodrobnejšie redoxné reakcie s veľkým množstvom príkladov riešenia rovníc metódou elektrónovej rovnováhy a metódou polovičnej reakcie sú popísané v časti
Klasifikácia anorganických látok je založená na chemické zloženie- najjednoduchšia a najstálejšia charakteristika v čase. Chemické zloženie látka ukazuje, ktoré prvky sú v nej prítomné a v akom číselnom pomere pre ich atómy.
Prvky konvenčne rozdelené na prvky s kovovými a nekovovými vlastnosťami. Prvý z nich je vždy zahrnutý katiónov viacprvkové látky (kovové vlastnosti), druhý - v zložení anióny (nekovový vlastnosti). V súlade s periodickým zákonom v periódach a skupinách medzi týmito prvkami existujú amfotérne prvky, ktoré súčasne vykazujú kovové a nekovové prvky v tej či onej miere. (amfotérne, duálne) vlastnosti. Prvky skupiny VIIIA sa naďalej posudzujú oddelene (vzácne plyny), aj keď pre Kr, Xe a Rn boli zistené jednoznačne nekovové vlastnosti (prvky He, Ne, Ar sú chemicky inertné).
Klasifikácia jednoduchých a zložitých anorganických látok je uvedená v tabuľke. 6.
Nižšie sú uvedené definície (definície) tried anorganických látok, ich najdôležitejšie Chemické vlastnosti a spôsoby získavania.
anorganické látky- zlúčeniny tvorené všetkými chemickými prvkami (okrem väčšiny organických zlúčenín uhlíka). Podľa chemického zloženia sa delia na:
Jednoduché látky zložené z atómov toho istého prvku. Podľa chemických vlastností sa delia na:
Kovy- jednoduché látky prvkov s kovovými vlastnosťami (nízka elektronegativita). Typické kovy:
Kovy majú v porovnaní s typickými nekovmi vysokú redukčnú schopnosť. V elektrochemickej sérii napätí sú oveľa vľavo od vodíka, vytláčajú vodík z vody (horčík - počas varu):
Jednoduché látky prvkov Cu, Ag a Ni sa označujú aj ako kovy, keďže v ich oxidoch CuO, Ag 2 O, NiO a hydroxidoch Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 dominujú zásadité vlastnosti.
nekovy- jednoduché látky prvkov s nekovovými vlastnosťami (vysoká elektronegativita). Typické nekovy: F2, Cl2, Br2, I2, O2, S, N2, P, C, Si.
Nekovy majú v porovnaní s typickými kovmi vysokú oxidačnú silu.
Amphigenes- amfotérne jednoduché látky tvorené prvkami s amfotérnymi (dvojitými) vlastnosťami (elektronegativita je medzičlánok medzi kovmi a nekovmi). Typické amfigény: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.
Amfigény majú nižšiu redukčnú silu v porovnaní s typickými kovmi. V elektrochemickom rade napätí susedia s vodíkom vľavo alebo stoja za ním vpravo.
Aerogény- vzácne plyny, monatomické jednoduché látky prvkov skupiny VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Z nich He, Ne a Ar sú chemicky pasívne (zlúčeniny s inými prvkami neboli získané), zatiaľ čo Kr, Xe a Rn vykazujú niektoré vlastnosti nekovov s vysokou elektronegativitou.
Komplexné látky zložené z atómov rôznych prvkov. Delené podľa zloženia a chemických vlastností:
oxidy- zlúčeniny prvkov s kyslíkom, oxidačný stav kyslíka v oxidoch je vždy rovný (-II). Delené podľa zloženia a chemických vlastností:
Prvky He, Ne a Ar netvoria zlúčeniny s kyslíkom. Zlúčeniny prvkov s kyslíkom v iných oxidačných stupňoch nie sú oxidy, ale binárne zlúčeniny, napríklad O + II F 2 -I a H 2 + I O 2 -I. Neaplikujte na oxidy a zmiešané binárne zlúčeniny, napríklad S + IV Cl 2 -I O -II.
Zásadité oxidy- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) zásaditých hydroxidov si zachovávajú chemické vlastnosti zásaditých hydroxidov.
Z typických kovov iba Li, Mg, Ca a Sr tvoria pri spaľovaní na vzduchu oxidy Li20, MgO, CaO a SrO; oxidy Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O a BaO sa získavajú inými metódami.
Oxidy CuO, Ag 2 O a NiO sú tiež klasifikované ako zásadité.
Oxidy kyselín- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) kyslých hydroxidov, zachovávajú si ich chemické vlastnosti.
Z typických nekovov iba S, Se, P, As, C a Si tvoria pri spaľovaní na vzduchu oxidy SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 a SiO 2; oxidy Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 a As 2 O 5 sa získavajú inými metódami.
Výnimka: Oxidy NO 2 a ClO 2 nemajú zodpovedajúce kyslé hydroxidy, ale považujú sa za kyslé, pretože NO 2 a ClO 2 reagujú s alkáliami za tvorby solí dvoch kyselín a ClO 2 s vodou za vzniku dvoch kyselín:
a) 2N02 + 2NaOH \u003d NaN02 + NaN03 + H20
b) 2ClO2 + H20 (studená) = HClO2 + HClO3
2ClO2 + 2NaOH (studený) = NaClO2 + NaClO3 + H20
Kyslé sú aj oxidy CrO 3 a Mn 2 O 7 (chróm a mangán v najvyššom oxidačnom stupni).
Amfotérne oxidy- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) amfotérnych hydroxidov si zachovávajú chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov.
Typické amfigény (okrem Ga) pri spaľovaní na vzduchu tvoria oxidy BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 a PbO; amfotérne oxidy Ga 2 O 3, SnO a PbO 2 sa získavajú inými metódami.
dvojité oxidy sú tvorené buď atómami jedného amfotérneho prvku v rôznych oxidačných stupňoch, alebo atómami dvoch rôznych (kovových, amfotérnych) prvkov, čo určuje ich chemické vlastnosti. Príklady:
(Fe II Fe 2 III) O 4, (Рb 2 II Pb IV) O 4, (MgAl 2) O 4, (CaTi) O3.
Oxid železitý vzniká spaľovaním železa na vzduchu, oxid olovnatý - slabým zahrievaním olova v kyslíku; oxidy dvoch rôznych kovov sa získavajú inými metódami.
Nesolitvorné oxidy- oxidy nekovov, ktoré neobsahujú kyslé hydroxidy a nevstupujú do reakcií tvorby solí (na rozdiel od zásaditých, kyslých a amfotérnych oxidov), napríklad: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.
Hydroxidy- zlúčeniny prvkov (okrem fluóru a kyslíka) s hydroxoskupinami O -II H, môžu obsahovať aj kyslík O -II. V hydroxidoch je oxidačný stav prvku vždy kladný (od +I do +VIII). Počet hydroxoskupín je od 1 do 6. Delia sa podľa chemických vlastností:
Zásadité hydroxidy (zásady) tvorené prvkami s kovovými vlastnosťami.
Získava sa reakciami príslušných zásaditých oxidov s vodou:
M2O + H2O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)
MO + H20 \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)
Výnimka: Hydroxidy Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 a Ni(OH) 2 sa získavajú inými metódami.
Pri zahrievaní nastáva skutočná dehydratácia (strata vody) pre nasledujúce hydroxidy:
2LiOH \u003d Li20 + H20
M (OH) 2 \u003d MO + H2O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)
Zásadité hydroxidy nahrádzajú svoje hydroxoskupiny kyslými zvyškami za vzniku solí, kovové prvky si zachovávajú svoj oxidačný stav v katiónoch solí.
Zásadité hydroxidy, ktoré sú dobre rozpustné vo vode (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 a pod.) sú tzv. alkálie, keďže práve s ich pomocou vzniká v roztoku zásadité prostredie.
Kyslé hydroxidy (kyseliny) tvorené prvkami s nekovovými vlastnosťami. Príklady:
Po disociácii v zried vodný roztok vznikajú katióny H + (presnejšie H 3 O +) a nasledujúce anióny, príp zvyšky kyselín:
Kyseliny možno získať reakciami zodpovedajúcich kyslých oxidov s vodou (nasledovné sú aktuálne prebiehajúce reakcie):
Cl20 + H20 \u003d 2HClO
E2O3 + H2O \u003d 2NEO2 (E \u003d N, As)
As 2 O 3 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 AsO 3
EO2 + H20 \u003d H2EO3 (E \u003d C, Se)
E2O5 + H2O \u003d 2HEO3 (E \u003d N, P, I)
E205 + 3H20 \u003d 2H3EO4 (E \u003d P, As)
EO3 + H20 = H2EO4 (E = S, Se, Cr)
E207 + H2O \u003d 2HEO4 (E \u003d Cl, Mn)
Výnimka: SO 2 oxid ako kyslý hydroxid zodpovedá SO 2 polyhydrátu n H 2 O („kyselina sírová H 2 SO 3“ neexistuje, ale zvyšky kyselín HSO 3 - a SO 3 2- sú prítomné v soliach).
Keď sa niektoré kyseliny zahrejú, dôjde k skutočnej dehydratácii a vytvoria sa zodpovedajúce oxidy kyselín:
2HAs02 \u003d As 203 + H20
H2EO3 \u003d EO2 + H2O (E \u003d C, Si, Ge, Se)
2HIO3 \u003d I205 + H20
2H3As04\u003dAs205 + H20
H2Se04 \u003d Se03 + H20
Pri nahradení (skutočného a formálneho) vodíka kyselín kovmi a amfigénmi vznikajú soli, zvyšky kyselín si zachovávajú svoje zloženie a náboj v soliach. Kyseliny H 2 SO 4 a H 3 RO 4 v zriedenom vodnom roztoku reagujú s kovmi a amfigénmi, ktoré sú v sérii napätí naľavo od vodíka, pričom vznikajú zodpovedajúce soli a uvoľňuje sa vodík (kyselina HNO 3 nie je vstupujú do takýchto reakcií; nižšie sú typické kovy, okrem Mg nie sú uvedené, pretože reagujú s vodou za podobných podmienok):
M + H2S04 (pasb.) \u003d MS04 + H2^ (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)
2M + 3H2S04 (razb.) \u003d M2 (S04)3 + 3H2^ (M \u003d Al, Ga)
3M + 2H3PO4 (rozdiel) \u003d M3 (P04)2v + 3H2^ (M \u003d Mg, Fe, Zn)
Na rozdiel od anoxických kyselín sa kyslé hydroxidy nazývajú kyslíkaté kyseliny alebo oxokyseliny.
Amfotérne hydroxidy tvorené prvkami s amfotérnymi vlastnosťami. Typické amfotérne hydroxidy:
Be(OH)2Sn(OH)2Al(OH)3AlO(OH)
Zn(OH)2Pb(OH)2Cr(OH)3CrO(OH)
Vznikajú z amfotérnych oxidov a vody, ale podliehajú skutočnej dehydratácii a tvoria amfotérne oxidy:
Výnimka: pre železo(III) je známy iba metahydroxid FeO(OH), "hydroxid železitý Fe(OH) 3" neexistuje (nezískané).
Amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti zásaditých a kyslých hydroxidov; tvoria dva typy solí, v ktorých je amfotérny prvok súčasťou buď katiónov solí alebo ich aniónov.
Pre prvky s viacerými oxidačnými stupňami platí pravidlo: čím vyšší oxidačný stupeň, tým výraznejšie kyslé vlastnosti hydroxidy (a/alebo zodpovedajúce oxidy).
soľ- spojenia tvorené z katiónov zásadité alebo amfotérne (v úlohe zásaditých) hydroxidy a anióny(zvyšky) kyslých alebo amfotérnych (v úlohe kyslých) hydroxidov. Na rozdiel od anoxických solí sa tu uvažované soli nazývajú okysličené soli alebo oxosoli. Delia sa podľa zloženia katiónov a aniónov:
Stredné soli obsahujú stredne kyslé zvyšky CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2- a iné; napríklad: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.
Ak sa stredne veľké soli získajú reakciami zahŕňajúcimi hydroxidy, potom sa činidlá odoberú v ekvivalentných množstvách. Napríklad soľ K2C03 možno získať použitím reagencií v pomeroch:
2KOH a 1H2C03, 1K20 a 1H2C03, 2KOH a 1C02.
Reakcie na tvorbu stredných solí:
Báza + kyselina > soľ + voda
1a) zásaditý hydroxid + kyslý hydroxid >…
2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20
Cu(OH)2 + 2HN03 = Cu(N03)2 + 2H20
1b) amfotérny hydroxid + kyslý hydroxid >…
2Al (OH)3 + 3H2S04 \u003d Al2(S04)3 + 6H20
Zn(OH)2 + 2HN03 \u003d Zn(N03)2 + 2H20
1c) zásaditý hydroxid + amfotérny hydroxid >…
NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAl02 + 2H20 (v tavenine)
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2Zn02 + 2H20 (v tavenine)
Zásaditý oxid + kyselina = soľ + voda
2a) zásaditý oxid + kyslý hydroxid >…
Na20 + H2S04 \u003d Na2S04 + H20
CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H2O
2b) amfotérny oxid + kyslý hydroxid >…
Al203 + 3H2S04 \u003d Al2(SO4)3 + 3H20
ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H20
2c) zásaditý oxid + amfotérny hydroxid >…
Na20 + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAl02 + ZN20 (v tavenine)
Na20 + Zn(OH)2 = Na2Zn02 + H20 (v tavenine)
Báza + Oxid kyseliny > Soľ + Voda
Pre) zásaditý hydroxid + kyslý oxid > ...
2NaOH + SO3 \u003d Na2S04 + H20
Ba (OH)2 + C02 \u003d BaC03 + H20
3b) amfotérny hydroxid + kyslý oxid >…
2Al (OH)3 + 3S03 \u003d Al2(S04)3 + 3H20
Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H20
Sv) zásaditý hydroxid + amfotérny oxid >…
2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2 NaAlO 2 + H 2 O (v tavenine)
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H20 (v tavenine)
Oxid zásaditý + Oxid kyseliny > Soľ
4a) zásaditý oxid + kyslý oxid >…
Na2O + SO3 \u003d Na2S04, BaO + CO2 \u003d BaCO3
4b) amfotérny oxid + kyslý oxid >…
Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2
4c) zásaditý oxid + amfotérny oxid >…
Na20 + Al203 \u003d 2NaAl02, Na20 + ZnO \u003d Na2ZnO2
Reakcie 1c, ak pokračujú Riešenie sprevádzané tvorbou ďalších produktov - komplexné soli:
NaOH (konc.) + Al(OH)3 = Na
KOH (konc.) + Cr (OH)3 \u003d K3
2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na2 (M \u003d Be, Zn)
KOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d K (M \u003d Sn, Pb)
Všetky stredné soli v roztoku sú silné elektrolyty (úplne disociujú).
Kyslé soli obsahujú zvyšky kyslých kyselín (s vodíkom) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- atď., vznikajú pôsobením zásaditých a amfotérnych hydroxidov alebo stredných solí nadbytku kyslých hydroxidov obsahujúcich aspoň dva atómy vodíka v molekule; zodpovedajúce kyslé oxidy pôsobia podobne:
NaOH + H2S04 (konc.) = NaHS04 + H20
Ba (OH)2 + 2H3RO4 (konc.) \u003d Ba (H2RO4)2 + 2H20
Zn (OH) 2 + H3P04 (konc.) \u003d ZnHPO4 v + 2H20
PbS04 + H2S04 (konc.) = Pb (HS04)2
K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d 2KN 2 PO 4
Ca (OH) 2 + 2EO 2 \u003d Ca (HEO 3) 2 (E \u003d C, S)
Na2EO3 + EO2 + H20 \u003d 2NaHEO3 (E \u003d C, S)
Keď sa pridá hydroxid príslušného kovu alebo amfigénu, kyslé soli sa premenia na stredné:
NaHS04 + NaOH \u003d Na2S04 + H20
Pb (HS04)2 + Pb (OH)2 \u003d 2PbS04 v + 2H20
Takmer všetky soli kyselín sú vysoko rozpustné vo vode, úplne disociujú (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).
Zásadité soli obsahujú OH hydroxoskupiny, považované za samostatné anióny, napríklad FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, vznikajú pôsobením kyslých hydroxidov prebytok zásaditý hydroxid obsahujúci aspoň dve hydroxyskupiny v jednotke vzorca:
Co (OH) 2 + HN03 \u003d CoN03 (OH) v + H20
2Ni(OH)2 + H2S04 = Ni2S04 (OH)2v + 2H20
2Cu(OH)2 + H2C03 = Cu2C03(OH)2v + 2H20
Zásadité soli tvorené silnými kyselinami sa po pridaní zodpovedajúceho kyslého hydroxidu menia na stredné:
CoN03 (OH) + HN03 \u003d Co (N03)2 + H20
Ni2S04 (OH)2 + H2S04 \u003d 2NiS04 + 2H20
Väčšina zásaditých solí je vo vode málo rozpustná; ak sú tvorené slabými kyselinami, zrážajú sa kohydrolýzou:
2MgCl2 + H20 + 2Na2CO3 \u003d Mg2C03 (OH)2v + CO2^ + 4NaCl
podvojné soli obsahujú dva chemicky odlišné katióny; napríklad: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Mnoho podvojných solí sa tvorí (vo forme kryštalických hydrátov) počas spoločnej kryštalizácie zodpovedajúcich stredných solí z nasýteného roztoku:
K2S04 + MgS04 + 6H20 \u003d K2 Mg (S04) 2 6H 2 Ov
Podvojné soli sú často menej rozpustné vo vode v porovnaní s individuálnymi strednými soľami.
Binárne spojenia- ide o komplexné látky, ktoré nepatria do tried oxidov, hydroxidov a solí a pozostávajú z katiónov a bezkyslíkatých aniónov (reálnych alebo podmienených).
Ich chemické vlastnosti sú rôzne a sú zohľadnené v anorganická chémia samostatne pre nekovy rôznych skupín periodickej sústavy; v tomto prípade sa klasifikácia uskutočňuje podľa typu aniónu.
Príklady:
a) halogenidy: OF2, HF, KBr, PbI2, NH4Cl, BrF3, IF7
b) chalkogenidy: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3, NH 4 HS, K 2 Se, NiSe
v) nitridy: NH3, NH3H20, Li3N, Mg3N2, AlN, Si3N4
G) karbidy: CH4, Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC
e) silicidy: Li4Si, Mg2Si, ThSi2
e) hydridy: LiH, CaH2, A1H3, SiH4
a) peroxid H202, Na202, Ca02
h) superoxidy: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2
Typ chemická väzba medzi týmito binárnymi zlúčeninami sa rozlišujú:
kovalentný: OF 2, IF 7, H2S, P2S5, NH3, H202
iónový: Nal, K2Se, Mg3N2, CaC2, Na202, KO2
Zoznámte sa dvojitý(s dvoma rôznymi katiónmi) a zmiešané(s dvoma rôznymi aniónmi) binárne zlúčeniny, napríklad: KMgCl 3, (FeCu)S 2 a Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl202, As(O)F3.
Všetky iónové komplexné soli (okrem hydroxokomplexných solí) tiež patria do tejto triedy komplexných látok (hoci sa zvyčajne posudzujú oddelene), napríklad:
SO4K4Na3
Cl K 3 K 2
Binárne zlúčeniny zahŕňajú napríklad kovalentné komplexné zlúčeniny bez vonkajšej gule a [Na(CO)4].
Analogicky so vzťahom hydroxidov a solí sú bezkyslíkaté kyseliny a soli izolované zo všetkých binárnych zlúčenín (ostatné zlúčeniny sú klasifikované ako ostatné).
Anoxické kyseliny obsahujú (podobne ako oxokyseliny) pohyblivý vodík H+, a preto vykazujú niektoré chemické vlastnosti kyslých hydroxidov (disociácia vo vode, účasť na reakciách tvorby solí ako kyselina). Bežné anoxické kyseliny sú HF, HCl, HBr, HI, HCN a H2S, z ktorých HF, HCN a H2S sú slabé kyseliny a zvyšok sú silné.
Príklady reakcie tvorby soli:
2HBr + ZnO = ZnBr2 + H20
2H2S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H20
2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 v + 2H20
Kovy a amfigény, stojace v sérii napätí naľavo od vodíka a nereagujúce s vodou, interagujú so silnými kyselinami HCl, HBr a HI (v všeobecný pohľad NG) v zriedenom roztoku a vytesniť z nich vodík (uvedené sú skutočné reakcie):
M + 2NG = MG2 + H2^ (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 6NG = 2MG3 + H2^ (M = Al, Ga)
Anoxické soli tvorené katiónmi kovov a amfigénov (ako aj amónnym katiónom NH 4 +) a aniónmi (zvyškami) bezkyslíkatých kyselín; príklady: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba(HS)2, NaCN, NH4Cl. Vykazujú niektoré chemické vlastnosti oxosolí.
Všeobecnou metódou na získanie bezkyslíkatých solí s jednoprvkovými aniónmi je interakcia kovov a amfigénov s nekovmi F 2, Cl 2, Br 2 a I 2 (vo všeobecnej forme G 2) a sírou S (reálne reakcie Sú zobrazené):
2M + G2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)
M + G 2 \u003d MG 2 (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)
2M + ZG2 = 2MG3 (M = Al, Ga, Cr)
2M + S \u003d M2S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)
M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 3S = M2S3 (M = Al, Ga, Cr)
Výnimky:
a) Cu a Ni reagujú len s halogénmi Cl 2 a Br 2 (produkty MCl 2, MBr 2)
b) Cr a Mn reagujú s Cl2, Br2 a I2 (produkty CrCl3, CrBr3, CrI3 a MnCl2, MnBr2, MnI2)
c) Fe reaguje s F 2 a Cl 2 (produkty FeF 3, FeCl 3), s Br 2 (zmes FeBr 3 a FeBr 2), s I 2 (produkt FeI 2)
d) Cu reaguje s S za vzniku zmesi produktov Cu 2 S a CuS
Iné binárne zlúčeniny- všetky látky tejto triedy, okrem bezkyslíkatých kyselín a solí zaradených do samostatných podtried.
Metódy získavania binárnych zlúčenín tejto podtriedy sú rôznorodé, najjednoduchšia je interakcia jednoduchých látok (uvedené sú skutočné reakcie):
a) halogenidy:
S + 3F 2 \u003d SF 6, N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3
2P + 5G2 = 2RG5 (G = F, CI, Br)
C + 2F2 = CF4
Si + 2Г 2 = Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)
b) chalkogenidy:
2As + 3S = As2S3
2E + 5S = E2S5 (E = P, As)
E + 2S = ES 2 (E = C, Si)
c) nitridy:
3H2 + N22NH3
6M + N2 \u003d 2M 3N (M \u003d Li, Na, K)
3M + N2 \u003d M3N2 (M \u003d Be, Mg, Ca)
2Al + N2 = 2AlN
3Si + 2N 2 \u003d Si 3 N 4
d) karbidy:
2M + 2C \u003d M2C2 (M \u003d Li, Na)
2Be + C \u003d Be 2 C
M + 2C = MC2 (M = Ca, Sr, Ba)
4Al + 3C \u003d Al 4C 3
e) silicidy:
4Li + Si = Li4Si
2M + Si = M2Si (M = Mg, Ca)
f) hydridy:
2M + H2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)
M + H2 \u003d MH2 (M \u003d Mg, Ca)
g) peroxidy, superoxidy:
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (spaľovanie na vzduchu)
M + O 2 \u003d MO2 (M \u003d K, Rb, Cs; spaľovanie na vzduchu)
Mnohé z týchto látok úplne reagujú s vodou (častejšie sa hydrolyzujú bez zmeny oxidačných stavov prvkov, ale hydridy pôsobia ako redukčné činidlá a superoxidy vstupujú do dismutačných reakcií):
PCl5 + 4H20 \u003d H3PO4 + 5HCl
SiBr4 + 2H20 \u003d Si02v + 4HBr
P2S5 + 8H20 \u003d 2H3PO4 + 5H2S ^
SiS 2 + 2 H 2 O \u003d SiO 2 v + 2 H 2 S
Mg3N2 + 8H20 \u003d 3Mg (OH)2v + 2 (NH3H20)
Na3N + 4H20 \u003d 3NaOH + NH3H20
Be 2 C + 4H 2 O \u003d 2Be (OH) 2 v + CH 4 ^
MC2 + 2H20 \u003d M (OH)2 + C2H2^ (M \u003d Ca, Sr, Ba)
Al4C3 + 12H20 \u003d 4Al (OH)3v + 3CH4^
MH + H20 \u003d MOH + H2^ (M \u003d Li, Na, K)
MgH2 + 2H20 \u003d Mg (OH)2v + H2^
CaH2 + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2^
Na202 + 2H20 \u003d 2NaOH + H202
2MO2 + 2H20 = 2MOH + H202 + O2^ (M = K, Rb, Cs)
Iné látky sú naopak vode odolné, medzi nimi SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si a Ca 2 Si.
Príklady úloh k časti A, B, C1. Jednoduché látky sú
1) fullerén
2. Vo vzorcoch jednotky reakčných produktov
Si + CF12 >…, Si + O2 >…, Si + Mg >…
3. V reakčných produktoch obsahujúcich kov
Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + HCl (roztok) >…
celkový súčet počtu atómov všetkých prvkov je
4. Oxid vápenatý môže reagovať (individuálne) so všetkými látkami súpravy
1) C02, NaOH, NO
2) HBr, S03, NH4CI
3) BaO, S03, KMgCl3
4) 02, A1203, NH3
5. Prebehne reakcia medzi oxidom sírovým (IV) a
6. Soľ МAlO 2 vzniká pri fúzii
2) A1203 a KOH
3) Al a Ca(OH)2
4) Al203 a Fe203
7. V rovnici molekulovej reakcie
ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…
súčet koeficientov je
8. Produkty reakcie N 2 O 5 + NaOH > ... sú
1) Na20, HNO3
3) NaN03, H20
4) NaN02, N2, H20
9. Sada základov je
1) NaOH, LiOH, ClOH
2) NaOH, Ba (OH) 2, Cu (OH) 2
3) Ca(OH)2, KOH, BrOH
4) Mg (OH) 2, Be (OH) 2, NO (OH)
10. Hydroxid draselný reaguje v roztoku (oddelene) s látkami súpravy
4) S03, FeCl3
11–12. Zvyšok zodpovedajúci uvedenej kyseline
11. sírový
12. Dusík
má vzorec
13. Z kyseliny chlorovodíkovej a zriedenej kyseliny sírovej nezvýrazňuje plyn iba kov
14. Amfotérny hydroxid je
15-16. Podľa uvedených vzorcov hydroxidov
15. H3P04, Pb(OH)2
16. Cr(OH)3, HN03
je odvodený vzorec pre priemernú soľ
1) Pb 3 (PO 4) 2
17. Po prechode nadbytku H 2 S cez roztok hydroxidu bárnatého bude konečný roztok obsahovať soľ
18. Možné reakcie:
1) CaSO3 + H2SO4 >…
2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >…
3) NaHCOg + K2S04 >…
4) Al(HS04)3 + NaOH >…
19. V reakčnej rovnici (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v + ...
súčet koeficientov je
20. Vytvorte súlad medzi vzorcom látky a skupinou, do ktorej patrí.
21. Vytvorte súlad medzi východiskovými materiálmi a reakčnými produktmi.
22. V schéme premien
látky A a B sú uvedené v súprave
1) NaN03, H20
4) HN03, H20
23. Zostavte rovnice možných reakcií podľa schémy
FeS > H2S + PbS > PbSO4 > Pb(HS04)2
24. Vytvorte rovnice pre štyri možné reakcie medzi látkami:
1) kyselina dusičná (konc.)
2) uhlík (grafit alebo koks)
3) oxid vápenatý