Epäorgaanisen kemian oppitunnit Unified State -kokeeseen valmistautumiseen. Monimutkaisten epäorgaanisten aineiden luokitus ja ominaisuudet

"Epäorgaanisten yhdisteiden luokitus ja nimikkeistö"

Tärkeimmät epäorgaanisten yhdisteiden luokat ovat oksidit, hapot, emäkset ja suolat.

Oksidit ovat monimutkaisia ​​aineita, jotka koostuvat kahdesta alkuaineesta, joista toinen on happi hapetustilassa (– 2).

Kun kirjoitetaan oksidin kaavaa, oksidin muodostavan alkuaineen symboli sijoitetaan ensimmäiseksi ja happi toiseksi. Oksidien yleinen kaava: Eh Oy.

Erityinen ryhmä alkuaineiden happiyhdisteitä ovat peroksidit. Niitä pidetään yleensä vetyperoksidin H202 suoloina, joilla on heikkoja happamia ominaisuuksia. Peroksideissa happiatomit ovat kemiallisesti sitoutuneet paitsi muiden alkuaineiden atomeihin, myös toisiinsa (muodostaen peroksidiryhmän – O–O–). Esimerkiksi natriumperoksidi on Na2O2 (Na-O-O-Na) ja natriumoksidi on Na2O (Na-O-Na). Peroksideissa hapen hapetusaste on (–1). Siten bariumperoksidissa BaO2 bariumin hapetusaste on +2 ja hapen -1.

Oksidien nimet

Oksidien nimet muodostetaan nimikkeistön sääntöjen mukaisesti sanasta "oksidi" ja oksidia muodostavan alkuaineen nimestä genitiivissä, esimerkiksi CaO - kalsiumoksidi, K2 O - kaliumoksidi.

Siinä tapauksessa, että elementillä on vaihteleva hapetusaste ja se muodostaa useita oksideja, tämän alkuaineen nimen jälkeen sen hapetusaste ilmoitetaan roomalaisella numerolla suluissa tai turvaudutaan kreikkalaisiin numeroihin (1-mono, 2-di, 3- tri, 4-tetra, 5-penta, 6-heksa, 7-hepta, 8-okta). Esimerkiksi,

VO – vanadiini(II)oksidi tai vanadiinimonoksidi;

V2 O3 – vanadiini(III)oksidi tai divanadiumtrioksidi; VO2 – vanadiini(IV)oksidi tai vanadiinidioksidi; V2 O5 – vanadiini(V)oksidi tai divanadiumpentoksidi.

Oksidien luokitus

Reaktiivisuutensa perusteella oksidit voidaan jakaa suolaa muodostaviin ja ei-suolaa muodostaviin (riippumattomiin). Suolaa muodostavat oksidit puolestaan ​​jaetaan emäksisiin, happamiin ja amfoteerisiin.

Perusoksidit. Emäksisten oksidien valmistus ja niiden kemialliset ominaisuudet

Emäksiset oksidit ovat niitä, joilla on vastaavat emäkset. Esimerkiksi Na2O, CaO ovat emäksisiä oksideja, koska ne vastaavat emäksiä NaOH, Ca(OH)2.

Emäksisten oksidien valmistus

1. Metallin vuorovaikutus hapen kanssa. Esimerkiksi: 4 Li + O 2 → 2 Li2O.

2. Hajoaminen kuumennettaessa happiyhdisteitä: karbonaatit, nitraatit, emäkset. Esimerkiksi:

MgCO3 ¾¾® MgO + CO2-;

2Cu(NO3)2¾¾® 2CuO + 4NO2- + O2-;

Ca(OH)2¾¾® CaO + H20.

Emäksisten oksidien kemialliset ominaisuudet

1. Vuorovaikutus veden kanssa. Veden suhteen emäksiset oksidit jaetaan liukoisiin ja liukenemattomiin. Liukoisia ovat alkalimetallien (Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O) ja maa-alkalimetallien (CaO, SrO, BaO) oksidit. Veteen liuotettuna alkali- ja maa-alkalimetallien oksidit muodostavat vesiliukoisia emäksiä, joita kutsutaan alkaleiksi. Muiden metallien oksidit ovat veteen liukenemattomia. Esimerkiksi:

Na20 + H20 → 2NaOH;

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Emäksiset oksidit reagoivat happojen kanssa muodostaen suolaa ja vettä. Esimerkiksi: CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

3. Emäksiset oksidit reagoivat happamien oksidien kanssa muodostaen suolan. Esimerkiksi:

CaO + SO3 → CaSO4

Happamat oksidit. Happooksidien valmistus ja niiden kemialliset ominaisuudet

Oksideja, jotka vastaavat happoja, kutsutaan happamiksi. Esimerkiksi CO2, P205, SO3 ovat happamia oksideja, koska ne vastaavat happoja H2CO3, H3PO4, H2SO4.

Happooksidien valmistus

1. Ei-metallinen palaminen. Esimerkiksi: S+O 2 → S02;

2. Monimutkaisten aineiden poltto. Esimerkiksi: CH 4 + 202 → CO2 + 2 H20;

3. Hajoaminen kuumennettaessa happiyhdisteitä: karbonaatit, nitraatit, hydroksidit. Esimerkiksi:

CaCO3 ¾¾® CaO + CO2-;

2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 -.

Happooksidien kemialliset ominaisuudet

1. Vuorovaikutus veden kanssa. Useimmat happamat oksidit reagoivat suoraan veden kanssa muodostaen happoa. Ainoat poikkeukset ovat piin (SiO2), telluurin (TeO2, TeO3), molybdeenin ja volframin (MoO3, WO3) oksidit. Esimerkiksi:

CO2 + H2 O ↔ H2 CO3

2. Happamat oksidit reagoivat emästen kanssa muodostaen suolaa ja vettä. Esimerkiksi: SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O

3. Happamat oksidit reagoivat emäksisten oksidien kanssa muodostaen suolan. Esimerkiksi: 3CaO + P2O5 → Ca3 (PO4)2

4. Haihtuvat happooksidit pystyvät syrjäyttämään haihtuvampia suoloistaan. Esimerkiksi haihtumaton hapan piioksidi (IV) syrjäyttää haihtuvan happaman oksidin CO2 suolastaan ​​CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 -.

Amfoteeriset oksidit

Amfoteeriset oksidit ovat niitä, joilla on olosuhteista riippuen emäksisiä tai happamia ominaisuuksia, toisin sanoen niillä on kaksinkertaisia ​​ominaisuuksia.

1. Amfoteeriset oksidit eivät reagoi veden kanssa.

2. Amfoteeriset oksidit reagoivat happojen kanssa. Esimerkiksi:

Al203 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H20

3. Amfoteeriset oksidit ovat vuorovaikutuksessa emästen kanssa. Esimerkiksi:

Al203 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2O Al2O3 + 2NaOH + 3H2O® 2Na

4. Amfoteeriset oksidit ovat vuorovaikutuksessa emäksisten ja happamien oksidien kanssa.

Al203 + 3SO3 ¾¾® Al2(SO4)3

Al203 + Na2O ¾¾® 2 NaAlO2

Hydroksidit ovat monimutkaisia ​​monielementtikemiallisia yhdisteitä, jotka sisältävät alkuaineen, hapen ja vedyn atomeja. Hydroksidien kemiallinen luonne määräytyy niitä vastaavien oksidien ominaisuuksien perusteella. Siksi hydroksidit jaetaan kolmeen suureen ryhmään:

1. Happamat oksidihydraatit, joita kutsutaan hapoiksi, esim. H 2 SO4.

2. Emäksiset oksidihydraatit, joita kutsutaan emäksiksi, esim. Ba(OH) 2 .

3. Amfoteeristen oksidien hydraatit, joita kutsutaan amfoteerisiksi hydroksideiksi, esim. Be(OH) 2 .

Emäkset Emäkset ovat elektrolyyttejä, jotka hajoavat vesiliuoksessa muodostaen

metallikationi (tai ammoniumioni NH4 +) ja hydroksoryhmä OH–. Pohjien nimet

Emästen yleinen kaava: Me(OH)n. Kansainvälisen nimikkeistön mukaan emästen nimet koostuvat sanasta hydroksidi ja metallin nimestä. Esimerkiksi NaOH on natriumhydroksidia, Ca(OH)2 on kalsiumhydroksidia. Jos alkuaine muodostaa useita emäksiä, nimi osoittaa sen hapettumisasteen roomalaisella numerolla suluissa: Fe(OH)2 - rauta(II)hydroksidi, Fe(OH)3 -rauta(III)hydroksidi.

Näiden nimien lisäksi tärkeimmistä perusteista käytetään muita, pääasiassa perinteisiä venäläisiä nimiä. Esimerkiksi natriumhydroksidia NaOH kutsutaan kaustiseksi soodaksi, kalsiumhydroksidia Ca(OH)2 kutsutaan sammutetuksi kalkiksi, KOH:ta kutsutaan kaustiseksi kaliumiksi.

Emäsmolekyylin sisältämien OH-ryhmien lukumäärä määrää sen happamuuden. Tämän kriteerin perusteella emäkset jaetaan yksihappoisiin (KOH), kaksihappoisiin (Cu(OH)2), kolmihappoisiin

(Cr(OH)3).

Veteen liukenevia hydroksideja kutsutaan alkaleiksi. Nämä ovat alkali- ja alkalihydroksidit.

maametallit: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.

Menetelmät alkalien ja emästen saamiseksi

1. Vesiliukoisia emäksiä (emäksiä) saadaan saattamalla alkali- ja maa-alkalimetallit reagoimaan veden kanssa.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2-

2. Vesiliukoisia emäksiä (emäksiä) saadaan saattamalla alkali- ja maa-alkalimetallien oksideja reagoimaan veden kanssa.

Na2O + H2O → 2NaOH

3. Alkaleita voidaan saada vastaavien suolojen vesiliuosten elektrolyysillä (Esimerkiksi natriumhydroksidia voidaan saada elektrolyysillä NaCl-suolaliuosta).

2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Katodi: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Anodi: 2 Cl– – 2e – → Cl2

4. Veteen heikosti liukenevia tai liukenemattomia emäksiä saadaan saattamalla vastaavien suolojen liuokset reagoimaan alkaliliuosten kanssa. Esimerkiksi:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Emästen kemialliset ominaisuudet

Pohjat ovat enimmäkseen kiinteitä. Veden suhteen ne voidaan jakaa kahteen ryhmään: vesiliukoiset - emäkset ja veteen liukenemattomat. Alkaliliuokset tuntuvat saippualta kosketettaessa. Muuta indikaattoreiden väriä: lakmus siniseksi, fenolftaleiini karmiininpunaiseksi, metyylioranssi keltaiseksi.

1. Emästen elektrolyyttiset ominaisuudet. Yksi emästen tunnusomaisimmista ominaisuuksista on niiden elektrolyyttinen kyky dissosioitua nestemäisessä tilassa. Emäksen dissosioituessa muodostuu hydroksoryhmä OH– ja pääjäännös on kationi.

Yhden hydroksoryhmän OH– sisältävien emästen dissosiaatio tapahtuu yhdessä vaiheessa:

KOH ↔ K+ + OH– .

Molekyylissä useita hydroksoryhmiä sisältävät emäkset dissosioituvat asteittain, jolloin OH--ionit poistuvat vähitellen.

Kationia, joka muodostuu yhden tai useamman hydroksidi-ionin eliminoitumisen jälkeen hydroksidimolekyylistä, kutsutaan emäksiseksi jäännökseksi. Tiettyä hydroksidia vastaavien emäksisten tähteiden lukumäärä on yhtä suuri kuin OH-hydroksoryhmien lukumäärä hydroksidimolekyylissä.

Pääjäämän nimi muodostuu jäännöksessä olevan metallin venäläisestä nimestä, johon on lisätty sana "ioni". Jos jäännökset sisältävät yhden tai kaksi hydroksoryhmää, metallin nimeen lisätään etuliitteet "hydrokso" tai "dihydrokso".

(saippuaisuus kosketukseen, indikaattoreiden värin muutos, vuorovaikutus happojen, happooksidien, suolojen kanssa) johtuvat hydroksidi-ionien läsnäolosta niiden koostumuksessa.

2. Vuorovaikutus happojen kanssa. Tämä on neutralointireaktio, joka johtaa suolan muodostumiseen

ja vesi:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O.

3. Alkalit reagoivat happamien oksidien kanssa:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.

4. Alkalit ovat vuorovaikutuksessa suolaliuosten kanssa. Tämä vuorovaikutus tapahtuu, jos reaktion jälkeen muodostuu niukkaliukoisia tai heikkoja emäksiä. Esimerkiksi:

2 KOH + CuSO 4 → Cu(OH)2 ¯ + K2SO4.

5. Kuumennettaessa liukenemattomat emäkset hajoavat oksidiksi ja vedeksi. Esimerkiksi:

2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe2O3 + 3 H2O.

Amfoteeriset hydroksidit

Hydroksidien amfoteerisuus ymmärretään huonosti liukenevien metallihydroksidien kyvyksi osoittaa happamia tai emäksisiä ominaisuuksia riippuen happo-emäs-vuorovaikutuksen luonteesta. Seuraavat hydroksidit ovat amfoteerisia: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 jne.

Amfoteerisen hydroksidin kaava kirjoitetaan yleensä emäksen Me(OH)n kaavalla, mutta se voidaan esittää myös happona Hn MeOm. Esimerkiksi Zn(OH)2 – sinkkihydroksidi tai H2 ZnO2 – sinkkihappo; Al(OH)3 – alumiinihydroksidi tai HAlO2 – meta-alumiinihappo (H3 AlO3 – orto-alumiinihappo).

Amfoteeristen hydroksidien kemialliset ominaisuudet

Kaksinaisuutensa ansiosta amfoteeriset hydroksidit pystyvät reagoimaan sekä happojen että alkalien kanssa.

1. Vuorovaikutuksessa vahvojen happojen kanssa muodostuu suolaa ja vettä; tässä tapauksessa amfoteerisella hydroksidilla on emäksisiä ominaisuuksia.

2. Vuorovaikutuksessa vahvojen emästen (emästen) kanssa muodostuu suolaa ja vettä; tässä tapauksessa amfoteerisella hydroksidilla on happamia ominaisuuksia ja sen happomuotoa on käytettävä yhtälössä.

H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2O

natriumsinkaatti

НAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2O (fuusio)

natriummetaaluminaatti 3. Amfoteeriset hydroksidit muodostavat kompleksin alkalien vesiliuosten kanssa

liitännät:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Amfoteeriset hydroksidit ovat liukenemattomia yhdisteitä. Amfoteeristen hydroksidien valmistus on mahdollista vain epäsuorasti - saattamalla alkalit reagoimaan vastaavien metallien suolojen kanssa.

Hapot Hapot ovat elektrolyyttejä, jotka hajoavat vesiliuoksessa muodostaen kationin

vety H+ ja happojäännösanioni.

Happojen nimet

Yleensä happokaava kirjoitetaan muodossa Hm E tai Hm EOn, missä E on happoa muodostava alkuaine.

Kemiallisen koostumuksensa mukaan eli happiatomien puuttumisen tai esiintymisen molekyyleissä, hapot jaetaan happea sisältäviin (H2SO4, HNO3) ja hapettomiin (H2S, HF, HCl).

Hapoilla on perinteiset ja systemaattiset nimet, jotka on koottu IUPAC-nimikkeistösääntöjen mukaisesti monimutkaisille yhdisteille.

Hapon perinteinen nimi koostuu kahdesta sanasta. Ensimmäinen sana on adjektiivi, jonka juur on peräisin happoa muodostavan alkuaineen venäläisestä nimestä, toinen on sana "happo", esimerkiksi rikkihappo, typpihappo. Happipitoisten happojen nimissä käytetään seuraavia jälkiliitteitä osoittamaan happoa muodostavan alkuaineen hapetusastetta:

– n, – ov, – ev – (korkein tai mikä tahansa yksittäinen hapetusaste), kuten HClO4 – perkloorihappo, H2SO4 – rikkihappo, HMnO4 – mangaanihappo; H2 SiO3 – metapiihappo.

– novat – (välihapetusaste +5), HClO:na 3 – perkloorihappo, HIO3 – jodihappo, H2 MnO4 – permangaanihappo.

– ovist, – ist – (väliaikainen hapetusaste +3, +4), kuten H 3 AsO3 – ortoarseeninen

happo; HClO2 – kloridi; HNO2 – typpipitoinen.

– novatisti – (matalin positiivinen aste +1), kuten HClO – hypokloorinen.

Jos samassa hapetustilassa oleva alkuaine muodostaa useita happea sisältäviä happoja, hapon nimi, jonka happiatomipitoisuus on pienempi, lisätään etuliitteellä "meta", suurimmalla määrällä - etuliite "ortho": HPO3 - metafosforihappo, H3PO4 - ortofosforihappo (fosforin hapettumisaste on +5).

Menetelmät happojen valmistamiseksi

1. Happooksidin vuorovaikutus veden kanssa. Esimerkiksi: SO2 + H2O → H2SO3

Poikkeuksia ovat SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, jotka eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa. 2. Jos happooksidi on veteen liukenematon, saadaan vastaavat hapot

epäsuorasti, nimittäin toisen hapon vaikutuksesta vastaavaan suolaan. Esimerkiksi:

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3 ↓

3. Happettomia happoja saadaan saattamalla epämetallit reagoimaan vedyn kanssa ja sitten liuottamaan tuotteet veteen. Esimerkiksi:

H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2 HCl (g)

Happojen kemialliset ominaisuudet

Hapot ovat nesteitä (H2SO4, HNO3) tai kiinteitä aineita (H3PO4). Monet hapot liukenevat hyvin veteen. Happojen vesiliuoksilla on hapan maku ja ne muuttavat indikaattoreiden väriä: lakmukselle annetaan punainen väri, metyylioranssille annetaan vaaleanpunainen väri.

1. Happojen elektrolyyttiset ominaisuudet. Elektrolyyttisen dissosiaatioteorian mukaan hapot ovat aineita, jotka hajoavat vesiliuoksissa muodostaen vetyioneja H+, jotka määräävät kaikki happojen yleiset ominaisuudet (liuosten hapan maku, lakmuspunaisen väritys, vuorovaikutus metallien kanssa jne.).

Hapon vetyionien määrä, joka voidaan korvata metallikationeilla, määrää tämän hapon emäksisyyden ja dissosiaatiovaiheiden lukumäärän. Joten HCl, H2SO4, H3PO4 ovat esimerkkejä yksi-, kaksi- ja kolmiemäksisistä hapoista.

Yksiemäksisen kloorivetyhapon HCl hajoaminen tapahtuu yhdessä vaiheessa: HCl ↔ H+ + Cl–

Se vastaa yhtä hapanta jäännöstä – kloridi-ionia Cl-.

Hiilihappo, joka on kaksiemäksinen happo, dissosioituu kahdessa vaiheessa muodostaen happamia jäämiä:

Ortofosforihappo H3PO4 dissosioituu kolmessa vaiheessa muodostaen kolme hapan happoa

Jos happojäännös sisältää yhden vetyionin, sen nimeen lisätään etuliite "hydro", jos kaksi vety-ionia - "dihydro".

2. Vuorovaikutus emästen kanssa, mikä johtaa suolan ja veden muodostumiseen. HCl + NaOH → NaCl + H2O

3. Vuorovaikutus emäksisten oksidien kanssa.

2 HCl + CaO → CaCl 2 + H2O

4. Vuorovaikutus suolojen kanssa. Hapot reagoivat suolojen kanssa, jos seurauksena

muodostuu heikompi happo, heikosti liukeneva tai haihtuva yhdiste.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl

4. Happojen vuorovaikutus metallien kanssa (suolojen muodostuminen ja vedyn vapautuminen).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −

Metallit, joiden standardielektrodipotentiaali on suurempi kuin vety, eivät ole vuorovaikutuksessa happojen kanssa. Kun metallit ovat vuorovaikutuksessa väkevän rikkihapon, väkevän ja laimean typpihapon kanssa, vetyä ei vapaudu.

Suolat Suolat ovat elektrolyyttejä, jotka dissosioituvat vesiliuoksessa muodostaen kationeja

emäksiset tähteet ja happamien tähteiden anionit. Suolojen kaavat ja nimet

Suolan koostumus kuvataan kaavalla, jossa kationin kaava on asetettu ensimmäiseksi ja anionin kaava toiseksi. Suolojen nimet muodostuvat suolan muodostavan happaman tähteen nimestä (nominatiivissa) ja emäksisen jäännöksen nimestä (genitiivissä). Kationin muodostavan metallin hapetusaste ilmoitetaan tarvittaessa roomalaisin numeroin suluissa. Esimerkiksi K2S on kaliumsulfidi, FeSO4 on rauta(II)sulfaatti, Fe2(SO4)3 on rauta(III)sulfaatti.

Anoksisen hapon anionilla on pääte "ide". Esimerkiksi FeCl3 on rauta(III)kloridi. Happamien suolojen nimet muodostetaan samalla tavalla kuin keskimmäiset, mutta anionin nimeen lisätään etuliite "hydro", joka osoittaa vetyatomien läsnäolon, joiden lukumäärä ilmoitetaan kreikkalaisilla numeroilla: di, kolme jne. Esimerkiksi: Fe(HSO4)3 – vetysulfaatti

rauta (III), NaH2 PO4 – natriumdivetyfosfaatti.

Pääsuolojen nimet muodostetaan samalla tavalla kuin keskimmäiset, mutta kationin nimeen lisätään etuliite "hydroxo", joka osoittaa hydroksoryhmien läsnäolon, joiden lukumäärä ilmoitetaan kreikkalaisilla numeroilla: di , kolme jne. Esimerkiksi: (CuOH)2CO3 – hydroksikupari(II)karbonaatti, Fe(OH)2Cl –dihydroksirauta(III)kloridi.

Suolat jaetaan keskisuuriin, happamiin ja emäksisiin.

Keskipitkät (normaalit) suolat eivät sisällä vetyatomeja tai hydroksoryhmiä molekyylissä. Ne hajoavat lähes kokonaan (ei vaiheittain) muodostaen metallikationeja ja happojäännöksen anioneja:

K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–

Keskipitkät suolat voidaan saada korvaamalla täydellisesti vetyatomit happomolekyyleissä metalliatomeilla tai korvaamalla täydellisesti emäksissä olevat hydroksyyliryhmät happamilla tähteillä. Esimerkiksi:

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 H2O

Happamat suolat ovat suoloja, joiden happojäännös sisältää vetyä, esimerkiksi KHS, Fe(HSO4)3. Tällaiset suolat dissosioituvat vaiheittain. Ensin (vaiheessa I) suola dissosioituu täydellisesti happojäännöksen metallikationeiksi ja anioneiksi:

KHS ↔ K+ + HS– (täydellinen dissosiaatio)

Sitten hapan jäännös dissosioituu pienemmässä määrin (osittain), poistaen asteittain vetykationeja:

HS– ↔ H+ + S2– (osittainen dissosiaatio)

Ominaisuuksiensa mukaan happosuolat ovat välituoteyhdisteitä välituotesuolojen ja happojen välillä. Aivan kuten hapot, ne ovat yleensä erittäin liukoisia veteen ja pystyvät neutraloimaan reaktioita.

Happosuoloja muodostavat vain moniemäksiset hapot, jos hapon vetyatomit korvataan epätäydellisesti metalliatomeilla (ylimääräinen happo). Esimerkiksi:

NaOH + H2SO4 → NaHS04 + H2O

natriumvetysulfaatti

Yksiemäksiset hapot (HCl, HNO3) eivät muodosta happosuoloja.

Emäksiset suolat ovat suoloja, joiden kationit sisältävät yhden tai useamman hydroksyyliryhmän,

esimerkiksi (CuOH)2C03, (FeOH)Cl2.

Emäksiset suolat, kuten happamat, dissosioituvat vaiheittain. Vaiheessa I tapahtuu täydellinen dissosiaatio emäksisen tähteen kationeiksi ja happaman tähteen anioneiksi, ja sitten tapahtuu emäksisen tähteen osittainen dissosiaatio. Esimerkiksi hydroksikupari(II)karbonaatti dissosioituu täysin ensimmäisessä vaiheessa:

(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (täydellinen dissosiaatio)

sitten pääjäännös dissosioituu osittain heikkona elektrolyytinä ioneiksi: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (osittainen dissosiaatio)

Emäksiset suolat ovat pääsääntöisesti vähän liukoisia ja hajoavat kuumennettaessa veden vapautuessa.

Emäksisiä suoloja muodostavat vain polyhappoemäkset, jos emäksen hydroksoryhmät on korvattu epätäydellisesti happamilla tähteillä (ylimääräinen emäs). Esimerkiksi: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O

hydroksomagnesiumkloridi

Suolojen saaminen

Keskipitkät suolat voidaan saada aineiden vuorovaikutuksella:

1. metallia ei-metallin kanssa. Esimerkiksi: Fe + S → FeS

2. metalli hapon kanssa. Esimerkiksi:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 −

3 Zn + 4 H2SO4 (väk.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

3. emäksinen oksidi hapon kanssa. Esimerkiksi: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

4. happooksidi emästen kanssa. Esimerkiksi: CO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

5. emäkset hapolla (neutralointireaktio). Esimerkiksi: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H20

6. kaksi eri suolaa. Esimerkiksi:

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl

7. alkalit suolojen kanssa. Esimerkiksi: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓

8. passiivisen metallin syrjäytyminen sen suolaliuoksesta aktiivisemmalla metallilla (monien metallijännitteiden mukaisesti). Esimerkiksi:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. happaman oksidin vuorovaikutus emäksisen oksidin kanssa. Esimerkiksi:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Happamia suoloja voidaan saada:

1. kun vääntyminen reagoi ylimääräisen hapon tai happooksidin kanssa. Esimerkiksi: Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → Pb(HSO4)2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HC03)2

2. kun keskimääräinen suola on vuorovaikutuksessa hapon kanssa, jonka happojäännös on osa tätä suolaa. Esimerkiksi:

PbS04 + H2S04 → Pb(HS04)2

Pääsuolat saadaan:

1. kun happo reagoi emäsylimäärän kanssa. Esimerkiksi: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2O

2. kun keskipitkä suola on vuorovaikutuksessa alkalin kanssa:

Bi(NO3)3 + 2 NaOH → Bi(OH)2NO3 + 2 NaNO3

Happamia tai emäksisiä suoloja muodostuu keskisuolojen hydrolyysin aikana: Na2 CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH

Al2(SO4)3 + H20 → 2 AlOHSO4 + H2SO4

Suolojen kemialliset ominaisuudet

1. Standardielektrodipotentiaalien sarjassa jokainen edellinen metalli syrjäyttää seuraavat metallinsa suoloistaan. Esimerkiksi:

Zn + Hg(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Hg

2. Suolat ovat vuorovaikutuksessa alkalien kanssa. Esimerkiksi:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4

3. Suolat reagoivat happojen kanssa: CuSO 4 + H2S → CuS↓ + H2SO4

4. Monet suolat ovat vuorovaikutuksessa keskenään:

CaCl2 + Na2 CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl

Reaktioiden kemiallisia yhtälöitä laadittaessa on muistettava, että reaktio tapahtuu, jos jokin tuloksena olevista tuotteista saostuu, vapautuu kaasuna tai on hieman dissosioitunut yhdiste.

Happamien ja emäksisten suolojen muuttaminen välituotteiksi

1. Happaman suolan vuorovaikutus saman metallin hydroksidin kanssa: KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O

2. Happaman suolan vuorovaikutus saman metallin mutta eri hapon suolan kanssa: KHSO4 + KСl → K2 SO4 + HCl

3. Happamien suolojen lämpöhajoaminen:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 − + H2O

4. Emäksisen suolan vuorovaikutus vastaavan hapon kanssa: 2 FeOHSO4 + H2SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2O

Hapetustila

Erilaisten aineiden luokittelussa, kemiallisten yhdisteiden kaavoissa ja niiden ominaisuuksien kuvauksessa käytetään elementtien atomien tilan ominaisuutta - hapetusastetta. Hapetusaste on kvantitatiivinen ominaisuus elementin atomin tilalle yhdisteessä.

Hapetustila on kemiallisen yhdisteen molekyylissä olevan atomin ehdollinen varaus, joka lasketaan olettaen, että kaikki kemiallisen yhdisteen molekyylit koostuvat ioneista, eli yhteiset elektroniparit menevät elektronegatiivisimpaan alkuaineeseen.

Hapetusluku voi olla negatiivinen luku, positiivinen luku tai nolla. Hapetusnumero ilmaistaan ​​arabialaisin numeroin (+)- tai (–)-merkillä numeron edessä ja kirjoitetaan alkuainesymbolin yläpuolelle kemiallisen yhdisteen kaavassa.

Negatiivinen hapetustila-arvo annetaan atomille, joka veti elektroneja puoleensa, ja sen arvo, joka on yhtä suuri kuin vetäytyneiden elektronien lukumäärä, on merkitty (–)-merkillä.

Positiivinen hapetusaste määräytyy tietystä atomista peräisin olevien elektronien lukumäärän perusteella ja on merkitty (+)-merkillä.

Atomien hapetusasteita laskettaessa käytetään seuraavia sääntöjä:

1) yksinkertaisten aineiden molekyyleissä atomin hapetusaste on nolla;

2) vedyllä yhdisteissä, joissa on epämetallia, on hapetusaste (+1), lukuun ottamatta hydridejä, joissa vedyn hapetusaste on(–1);

3) Kaikissa monimutkaisissa yhdisteissä olevalla hapella on hapetustila(–2), paitsi OF2 ja erilaiset peroksidiyhdisteet.

4) fluorilla, elektronegatiivisimpana alkuaineena, on hapetusaste kaikissa yhdisteissä(–1);

5) halogeeneilla yhdisteissä, joissa on vetyä ja metalleja, on negatiivinen hapetusaste(–1), ja hapen kanssa se on positiivinen fluoria lukuun ottamatta.

6) kaikille niiden yhdisteissä oleville metalleille on tunnusomaista vain positiivinen hapetusaste, mukaan lukien alkalimetalleilla on hapetusaste (+1), ja maa-alkali -

7) molekyylin kaikkien atomien hapetustilojen summa on nolla, kompleksisen ionin kaikkien atomien hapetustilojen summa on yhtä suuri kuin tämän ionin varaus.

Epäorgaanisten aineiden nimikkeistö koostuu kaavoista ja nimistä. Kemiallinen kaava - aineen koostumuksen kuvaaminen käyttämällä kemiallisten alkuaineiden symboleja, numeerisia indeksejä ja joitain muita merkkejä. Kemiallinen nimi - aineen koostumuksen kuvaaminen käyttämällä sanaa tai sanaryhmää. Kemiallisten kaavojen ja nimien rakenne määräytyy järjestelmän mukaan nimikkeistön säännöt .

Kemiallisten alkuaineiden symbolit ja nimet ovat D.I.:n jaksollisessa taulukossa. Mendelejev. Elementit on perinteisesti jaettu metallit

Epämääräinen numero osoitetaan numeerisella etuliitteellä

Ca(HSO 4) 2 + Ca(OH) = CaSO 4 + 2H 2 O

Ca 2SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2CaSO 4 + 2H 2 O

On myös suoloja, jotka sisältävät kaksi erilaista kationia: niitä kutsutaan usein kaksoissuolat, Esimerkiksi:

N 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaNO 3 + H 2 O

3CaO + 2H 3PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 3 H 2 O

La 2 O 3 + 3SO 3 = La 2 (SO 4) 3

Amfoteerisuus

(a) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al 2(SO 4) 3 + 3H 2O

Al 2O 3 + 3H 2SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

(b) 2Al(OH)3 + Na20 = 2NaAlO2 + 3H20

Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O

Siten alumiinihydroksidilla ja -oksidilla reaktioissa (a) on ominaisuuksia pää hydroksidit ja oksidit, so. reagoida happamien hydroksidien ja oksidien kanssa muodostaen vastaavan suolan - alumiinisulfaatin