Lekcie z anorganickej chémie na prípravu na jednotnú štátnu skúšku. Klasifikácia a vlastnosti komplexných anorganických látok

"Klasifikácia a nomenklatúra anorganických zlúčenín"

Najdôležitejšie triedy anorganických zlúčenín sú oxidy, kyseliny, zásady a soli.

Oxidy sú komplexné látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jedným je kyslík v oxidačnom stave (– 2).

Pri písaní vzorca oxidu sa na prvom mieste umiestni symbol prvku tvoriaceho oxid a na druhom mieste sa umiestni kyslík. Všeobecný vzorec oxidov: Eh Oy.

Špeciálnu skupinu kyslíkatých zlúčenín prvkov tvoria peroxidy. Zvyčajne sa považujú za soli peroxidu vodíka H202, ktorý má slabo kyslé vlastnosti. V peroxidoch sú atómy kyslíka chemicky viazané nielen na atómy iných prvkov, ale aj navzájom (tvoria peroxidovú skupinu – O– O–). Napríklad peroxid sodný je Na202 (Na–O–O–Na) a oxid sodný je Na20 (Na–O–Na). V peroxidoch je oxidačný stav kyslíka (–1). V peroxide bárnatom BaO2 je oxidačný stav bária +2 a oxidačný stav kyslíka -1.

Názvy oxidov

Názvy oxidov sú v súlade s pravidlami nomenklatúry tvorené slovom „oxid“ a názvom prvku tvoriaceho oxid v prípade genitívu, napríklad CaO - oxid vápenatý, K20 - oxid draselný.

V prípade, že prvok má premenlivý oxidačný stav a tvorí niekoľko oxidov, za názvom tohto prvku je jeho oxidačný stav označený rímskou číslicou v zátvorkách alebo použite grécke číslice (1-mono, 2-di, 3- tri, 4-tetra, 5-penta, 6-hexa, 7-hepta, 8-okta). Napríklad,

VO – oxid vanadičný (II) alebo oxid vanadičný;

V2 O3 – oxid vanádičný alebo oxid divanadičný; VO2 – oxid vanadičný (IV) alebo oxid vanadičný; V2 O5 – oxid vanádičný (V) alebo oxid divanadičný.

Klasifikácia oxidov

Na základe ich reaktivity možno oxidy rozdeliť na soľotvorné a nesalotvorné (indiferentné). Oxidy tvoriace soli sa zase delia na zásadité, kyslé a amfotérne.

Zásadité oxidy. Príprava základných oxidov a ich chemické vlastnosti

Zásadité oxidy sú tie, ktoré majú zodpovedajúce zásady. Napríklad Na20, CaO sú zásadité oxidy, pretože zodpovedajú zásadám NaOH, Ca(OH)2.

Príprava zásaditých oxidov

1. Interakcia kovu s kyslíkom. Napríklad: 4 Li + O 2 → 2 Li20.

2. Rozklad pri zahrievaní zlúčenín kyslíka: uhličitany, dusičnany, zásady. Napríklad:

MgCO3 ¾¾® MgO + C02-;

2Cu(N03)2 ¾¾® 2CuO + 4N02- + 02-;

Ca(OH)2 ¾¾® CaO + H20.

Chemické vlastnosti základných oxidov

1. Interakcia s vodou. Pokiaľ ide o vodu, zásadité oxidy sa delia na rozpustné a nerozpustné. Rozpustné sú oxidy alkalických kovov (Li20, Na20, K20, Rb20, Cs20) a kovov alkalických zemín (CaO, SrO, BaO). Po rozpustení vo vode tvoria oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín vo vode rozpustné zásady nazývané alkálie. Oxidy iných kovov sú nerozpustné vo vode. Napríklad:

Na20 + H20 -> 2NaOH;

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Zásadité oxidy reagujú s kyselinami za vzniku soli a vody. Napríklad: CaO + H2SO4 → CaSO4 + H20

3. Zásadité oxidy reagujú s kyslými za vzniku soli. Napríklad:

CaO + SO3 → CaSO4

Kyslé oxidy. Príprava kyslých oxidov a ich chemické vlastnosti

Oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám, sa nazývajú kyslé. Napríklad CO2, P205, SO3 sú kyslé oxidy, pretože zodpovedajú kyselinám H2CO3, H3PO4, H2SO4.

Príprava kyslých oxidov

1. Spaľovanie nekovov. Napríklad: S+O 2 -> S02;

2. Spaľovanie zložitých látok. Napríklad: CH 4 + 202 -> C02 + 2 H20;

3. Rozklad pri zahrievaní zlúčenín kyslíka: uhličitany, dusičnany, hydroxidy. Napríklad:

CaC03 ¾¾® CaO + C02 -;

2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .

Chemické vlastnosti oxidov kyselín

1. Interakcia s vodou. Väčšina kyslých oxidov reaguje priamo s vodou za vzniku kyseliny. Výnimkou sú len oxidy kremíka (SiO2), telúru (TeO2, TeO3), molybdénu a volfrámu (MoO3, WO3). Napríklad:

CO2 + H2O ↔ H2 CO3

2. Kyslé oxidy reagujú so zásadami za vzniku soli a vody. Napríklad: SO3 + 2 NaOH → Na2S04 + H20

3. Kyslé oxidy reagujú so zásaditými za vzniku soli. Napríklad: 3CaO + P205 → Ca3 (PO4)2

4. Oxidy prchavých kyselín sú schopné vytesniť prchavejšie oxidy zo svojich solí. Napríklad neprchavý kyslý oxid kremičitý (IV) vytesňuje prchavý kyslý oxid CO2 z jeho soli CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 -.

Amfotérne oxidy

Amfotérne oxidy sú tie, ktoré v závislosti od podmienok vykazujú zásadité alebo kyslé vlastnosti, to znamená, že majú dvojaké vlastnosti.

1. Amfotérne oxidy nereagujú s vodou.

2. Amfotérne oxidy reagujú s kyselinami. Napríklad:

Al203 + 6 HCl -> 2 AlCl3 + 3 H20

3. Amfotérne oxidy interagujú so zásadami. Napríklad:

Al2O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2O Al2O3 + 2NaOH + 3H20 ® 2Na

4. Amfotérne oxidy interagujú so zásaditými a kyslými oxidmi.

Al203 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4)3

Al203 + Na20 ¾¾® 2 NaAl02

Hydroxidy sú zložité viacprvkové chemické zlúčeniny, ktoré obsahujú atómy prvku, kyslíka a vodíka. Chemický charakter hydroxidov je určený vlastnosťami ich zodpovedajúcich oxidov. Preto sú hydroxidy rozdelené do troch veľkých skupín:

1. Hydráty kyslých oxidov, nazývané kyseliny, napr 2 SO4.

2. Zásadité oxidové hydráty nazývané zásady, napr Ba(OH) 2 .

3. Hydráty amfotérnych oxidov, nazývané amfotérne hydroxidy, napr Be(OH) 2 .

Zásady Zásady sú elektrolyty, ktoré disociujú vo vodnom roztoku za vzniku

katión kovu (alebo amónny ión NH4 +) a hydroxoskupina OH–. Názvy základov

Všeobecný vzorec báz: Me(OH)n. Podľa medzinárodného názvoslovia sú názvy zásad zložené zo slova hydroxid a názvu kovu. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca(OH)2 je hydroxid vápenatý. Ak prvok tvorí niekoľko zásad, potom názov označuje stupeň jeho oxidácie rímskou číslicou v zátvorke: Fe(OH)2 - hydroxid železitý, Fe(OH)3 - hydroxid železitý.

Okrem týchto názvov sa pre niektoré z najdôležitejších základov používajú aj iné, najmä tradičné ruské názvy. Napríklad hydroxid sodný NaOH sa nazýva lúh sodný, hydroxid vápenatý Ca(OH)2 hasené vápno, KOH sa nazýva žieravý draslík.

Počet OH– skupín obsiahnutých v molekule bázy určuje jej kyslosť. Na základe tohto kritéria sa zásady delia na jednokyslé (KOH), dvojkyslé (Cu(OH)2), trojkyslé

(Cr(OH)3).

Hydroxidy, ktoré sú rozpustné vo vode, sa nazývajú alkálie. Sú to alkalické a alkalické hydroxidy.

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

Spôsoby získavania zásad a zásad

1. Vo vode rozpustné zásady (alkálie) sa získavajú reakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou.

2Na + 2H20 → 2NaOH + H2 -

2. Vo vode rozpustné zásady (alkálie) sa získavajú reakciou oxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou.

Na2O + H2O -> 2NaOH

3. Alkálie možno získať elektrolýzou vodných roztokov zodpovedajúcich solí (Napríklad hydroxid sodný možno získať elektrolýzou roztoku soli NaCl).

2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Katóda: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Anóda: 2 Cl– – 2e – → Cl2

4. Vo vode málo rozpustné alebo nerozpustné zásady sa získajú reakciou roztokov príslušných solí s roztokmi zásad. Napríklad:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2S04

Chemické vlastnosti zásad

Základy sú väčšinou pevné látky. Vo vzťahu k vode ich možno rozdeliť do dvoch skupín: vo vode rozpustné – alkálie a vo vode nerozpustné. Alkalické roztoky sú na dotyk mydlové. Zmeňte farbu indikátorov: lakmusový na modrý, fenolftaleín na karmínový, metyloranžový na žltý.

1. Elektrolytické vlastnosti zásad. Jednou z najcharakteristickejších vlastností zásad je ich elektrolytická schopnosť disociovať v kvapalnom stave. Pri disociácii bázy vzniká hydroxoskupina OH– a hlavným zvyškom je katión.

Disociácia báz obsahujúcich jednu hydroxoskupinu OH– prebieha v jednom kroku:

KOH ↔ K+ + OH– .

Bázy obsahujúce niekoľko hydroxoskupín v molekule disociujú postupne, s postupnou elimináciou OH– iónov.

Katión vytvorený po odstránení jedného alebo viacerých hydroxidových iónov z molekuly hydroxidu sa nazýva bázický zvyšok. Počet bázických zvyškov zodpovedajúcich danému hydroxidu sa rovná počtu OH–hydroxoskupín v molekule hydroxidu.

Názov hlavného zvyšku je vytvorený z ruského názvu kovu vo zvyšku s pridaním slova „ión“. Ak zvyšky obsahujú jednu alebo dve hydroxyskupiny, k názvu kovu sa pridajú predpony „hydroxo“ alebo „dihydroxo“.

(mydlivosť na dotyk, zmena farby indikátorov, interakcia s kyselinami, kyslými oxidmi, soľami) sú spôsobené prítomnosťou hydroxidových iónov v ich zložení.

2. Interakcia s kyselinami. Ide o neutralizačnú reakciu vedúcu k tvorbe soli

a voda:

2 NaOH + H2SO4 → Na2S04 + H20.

3. Alkálie reagujú s kyslými oxidmi:

Ca(OH)2 + CO2 -> CaC03 + H2O.

4. Alkálie interagujú s roztokmi solí. K tejto interakcii dochádza, ak sa po reakcii vytvoria ťažko rozpustné alebo slabé zásady. Napríklad:

2 KOH + CuSO4 → Cu(OH)2 ¯ + K2SO4.

5. Pri zahrievaní sa nerozpustné zásady rozkladajú na oxid a vodu. Napríklad:

2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe203 + 3 H20.

Amfotérne hydroxidy

Amfoterita hydroxidov sa chápe ako schopnosť ťažko rozpustných hydroxidov kovov vykazovať kyslé alebo zásadité vlastnosti v závislosti od povahy acidobázickej interakcie. Nasledujúce hydroxidy sú amfotérne: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 atď.

Vzorec amfotérneho hydroxidu sa zvyčajne zapisuje pomocou vzorca zásady Me(OH)n, ale môže byť vyjadrený aj ako kyselina Hn MeOm. Napríklad Zn(OH)2 – hydroxid zinočnatý alebo H2ZnO2 – kyselina zinočnatá; Al(OH)3 – hydroxid hlinitý alebo HAlO2 – kyselina meta-hlinitá (H3 AlO3 – kyselina orto-hlinitá).

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Vďaka svojej dualite sú amfotérne hydroxidy schopné reagovať s kyselinami aj zásadami.

1. Pri interakcii so silnými kyselinami sa tvorí soľ a voda; v tomto prípade má amfotérny hydroxid zásadité vlastnosti.

2. Pri interakcii so silnými zásadami (alkáliami) vzniká soľ a voda; v tomto prípade má amfotérny hydroxid kyslé vlastnosti a do rovnice treba použiť jeho kyslú formu.

H2ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H20

zinečnan sodný

НAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2O (fúzia)

metahlinitan sodný 3. S vodnými roztokmi alkálií tvoria amfotérne hydroxidy komplex

spojenia:

Zn(OH)2 + 2 NaOH -> Na2

Amfotérne hydroxidy sú nerozpustné zlúčeniny. Príprava amfotérnych hydroxidov je možná len nepriamo - reakciou alkálií so soľami zodpovedajúcich kovov.

Kyseliny Kyseliny sú elektrolyty, ktoré disociujú vo vodnom roztoku za vzniku katiónu

vodík H+ a anión zvyšku kyseliny.

Názvy kyselín

Vo všeobecnosti sa vzorec kyseliny píše ako Hm E alebo Hm EOn, kde E je kyselinotvorný prvok.

Podľa chemického zloženia, teda neprítomnosti alebo prítomnosti atómov kyslíka v molekulách, sa kyseliny delia na kyslík obsahujúce (H2SO4, HNO3) a bezkyslíkaté (H2S, HF, HCl).

Kyseliny majú tradičné a systematické názvy, zostavené podľa pravidiel nomenklatúry IUPAC pre komplexné zlúčeniny.

Tradičný názov kyseliny sa skladá z dvoch slov. Prvé slovo je prídavné meno s koreňom z ruského názvu kyselinotvorného prvku, druhé je slovo „kyselina“, napríklad kyselina sírová, kyselina dusičná. V názvoch kyselín obsahujúcich kyslík sa na označenie stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku používajú tieto prípony:

– n, – ov, – ev – (najvyšší alebo akýkoľvek jednotlivý oxidačný stav), ako napríklad HClO4 – kyselina chloristá, H2SO4 – kyselina sírová, HMnO4 – kyselina mangánová; H2 SiO3 – kyselina metakremičitá.

– novat – (stredný oxidačný stav +5), ako HClO 3 – kyselina chloristá, HIO3 – kyselina jódová, H2 MnO4 – kyselina manganičitá.

– ovist, – ist – (stredný oxidačný stav +3, +4), ako H 3 AsO3 – ortoarzén

kyselina; HClO2 – chlorid; HNO2 – dusíkaté.

– novátor – (najnižší kladný stupeň +1), ako HClO – chlórna.

Ak prvok v rovnakom oxidačnom stave tvorí niekoľko kyselín obsahujúcich kyslík, potom sa názov kyseliny s nižším obsahom atómov kyslíka pridá s predponou „meta“, s najväčším číslom - predponou „ortho“: HPO3 - kyselina metafosforečná, H3 PO4 - kyselina ortofosforečná (stupeň oxidácie fosforu je +5).

Spôsoby výroby kyselín

1. Interakcia oxidu kyseliny s vodou. Napríklad: SO2 + H2O → H2SO3

Výnimkou sú SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, ktoré s vodou neinteragujú. 2. Ak je oxid kyseliny nerozpustný vo vode, potom sa získajú zodpovedajúce kyseliny

nepriamo, a to pôsobením inej kyseliny na zodpovedajúcu soľ. Napríklad:

Na2SiO3 + H2S04 → Na2S04 + H2SiO3 ↓

3. Bezkyslíkaté kyseliny sa získavajú reakciou nekovov s vodíkom a následným rozpustením produktov vo vode. Napríklad:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

Chemické vlastnosti kyselín

Kyseliny sú kvapalné (H2SO4, HNO3) alebo pevné látky (H3PO4). Mnohé kyseliny sú vysoko rozpustné vo vode. Vodné roztoky kyselín majú kyslú chuť a menia farbu indikátorov: lakmus má červenú farbu, metyloranž má ružovú farbu.

1. Elektrolytické vlastnosti kyselín. Podľa teórie elektrolytickej disociácie sú kyseliny látky, ktoré vo vodných roztokoch disociujú za vzniku vodíkových iónov H+, ktoré určujú všetky všeobecné vlastnosti kyselín (kyslá chuť roztokov, sfarbenie lakmusovej červenej, interakcia s kovmi a pod.).

Počet vodíkových iónov kyseliny, ktoré môžu byť nahradené katiónmi kovov, určuje zásaditosť tejto kyseliny a počet disociačných krokov. Takže HCl, H2SO4, H3PO4 sú príklady mono-, di- a tribázických kyselín.

Disociácia jednosýtnej kyseliny chlorovodíkovej HCl prebieha v jednom kroku: HCl ↔ H+ + Cl–

Zodpovedá jednému kyslému zvyšku – chloridovému iónu Cl–.

Kyselina uhličitá, ktorá je dvojsýtnou kyselinou, sa disociuje v dvoch fázach za vzniku kyslých zvyškov:

Kyselina ortofosforečná H3PO4 disociuje v troch krokoch za vzniku troch kyslých kyselín

Ak zvyšok kyseliny obsahuje jeden vodíkový ión, potom sa k jeho názvu pridá predpona „hydro“, ak dva vodíkové ióny – „dihydro“.

2. Interakcia so zásadami, výsledkom čoho je tvorba soli a vody. HCl + NaOH → NaCl + H2O

3. Interakcia so zásaditými oxidmi.

2 HCl + CaO → CaCl2 + H20

4. Interakcia so soľami. Kyseliny reagujú so soľami, ak v dôsledku toho

vzniká slabšia kyselina, málo rozpustná alebo prchavá zlúčenina.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl

4. Interakcia kyselín s kovmi (s tvorbou solí a uvoľňovaním vodíka).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −

Kovy so štandardným elektródovým potenciálom väčším ako vodík neinteragujú s kyselinami. Keď kovy interagujú s koncentrovanou kyselinou sírovou, koncentrovanou a zriedenou kyselinou dusičnou, vodík sa neuvoľňuje.

Soli Soli sú elektrolyty, ktoré disociujú vo vodnom roztoku za vzniku katiónov

zásadité zvyšky a anióny kyslých zvyškov. Vzorce a názvy solí

Zloženie soli je opísané vzorcom, v ktorom je vzorec katiónu umiestnený na prvom mieste a vzorec aniónu na druhom mieste. Názvy solí sú tvorené z názvu kyslého zvyšku (v nominatívnom prípade) a názvu základného zvyšku (v genitíve), ktoré tvoria soľ. Oxidačný stav kovu, ktorý tvorí katión, je v prípade potreby označený rímskymi číslicami v zátvorkách. Napríklad K2S je sulfid draselný, FeSO4 je síran železnatý, Fe2(SO4)3 je síran železnatý.

Anión kyseliny anoxovej má koncovku „ide“. Napríklad FeCl3 je chlorid železitý. Názvy kyslých solí sa tvoria rovnakým spôsobom ako stredné, ale k názvu aniónu sa pridáva predpona „hydro“, čo naznačuje prítomnosť atómov vodíka, ktorých počet je označený gréckymi číslicami: di, tri atď. Napríklad: Fe(HSO4)3 – hydrogensíran

železo (III), NaH2 PO4 – dihydrogenfosforečnan sodný.

Názvy hlavných solí sa tvoria rovnakým spôsobom ako stredné soli, ale k názvu katiónu sa pridáva predpona „hydroxo“, čo naznačuje prítomnosť hydroxoskupín, ktorých počet je označený gréckymi číslicami: di , tri atď. Napríklad: (CuOH)2 CO3 – hydroxymeďnatý (II) uhličitan, Fe(OH)2 Cl – chlorid dihydroxyželezitý (III).

Soli sa delia na stredné, kyslé a zásadité.

Stredné (normálne) soli neobsahujú v molekule atómy vodíka ani hydroxoskupiny. Disociujú takmer úplne (nie postupne) a vytvárajú kovové katióny a anióny zvyškov kyseliny:

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

Stredné soli možno získať úplným nahradením atómov vodíka v molekulách kyselín atómami kovov alebo úplným nahradením hydroxylových skupín v zásadách kyslými zvyškami. Napríklad:

Zn(OH)2 + H2S04 -> ZnS04 + 2 H20

Kyslé soli sú soli, ktorých kyslý zvyšok obsahuje vodík, napríklad KHS, Fe(HS04)3. Takéto soli disociujú postupne. Najprv (v štádiu I) sa soľ úplne disociuje na kovové katióny a anióny zvyšku kyseliny:

KHS ↔ K++ + HS– (úplná disociácia)

Potom sa kyslý zvyšok v menšom rozsahu (čiastočne) disociuje, pričom sa postupne eliminujú vodíkové katióny:

HS– ↔ H+ + S2– (čiastočná disociácia)

Podľa ich vlastností sú kyslé soli medziproduktmi medzi intermediárnymi soľami a kyselinami. Rovnako ako kyseliny sú zvyčajne vysoko rozpustné vo vode a schopné neutralizovať reakcie.

Soli kyselín sú tvorené iba viacsýtnymi kyselinami v prípade neúplného nahradenia atómov vodíka v kyseline atómami kovov (nadbytok kyseliny). Napríklad:

NaOH + H2S04 -> NaHS04 + H20

hydrogénsíran sodný

Jednosýtne kyseliny (HCl, HNO3) netvoria kyslé soli.

Zásadité soli sú soli, ktorých katióny obsahujú jednu alebo viac hydroxylových skupín,

napríklad (CuOH)2C03, (FeOH)Cl2.

Zásadité soli, podobne ako kyslé, disociujú postupne. V kroku I nastáva úplná disociácia na katióny zásaditého zvyšku a anióny kyslého zvyšku a potom nastáva čiastočná disociácia zásaditého zvyšku. Napríklad hydroxymeďnatý uhličitan v prvom kroku úplne disociuje:

(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (úplná disociácia)

potom sa hlavný zvyšok čiastočne disociuje ako slabý elektrolyt na ióny: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (čiastočná disociácia)

Zásadité soli sú spravidla málo rozpustné a pri zahrievaní sa rozkladajú s uvoľňovaním vody.

Zásadité soli sú tvorené iba polykyselinovými zásadami v prípade neúplného nahradenia hydroxoskupín zásady kyslými zvyškami (nadbytok zásady). Napríklad: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O

hydroxomagnéziumchlorid

Získavanie solí

Stredné soli možno získať interakciou látok:

1. kov s nekovom. Napríklad: Fe + S → FeS

2. kov s kyselinou. Napríklad:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 -

3 Zn + 4 H2SO4 (konc.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H20

3. zásaditý oxid s kys. Napríklad: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H20

4. kyslý oxid so zásadami. Napríklad: CO 2 + Ca(OH)2 -> CaC03 + H2O

5. zásady s kyselinou (neutralizačná reakcia). Napríklad: Ca(OH) 2 + 2 HCl -> CaCl2 + 2 H20

6. dve rôzne soli. Napríklad:

Na2S04 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl

7. alkálie so soľami. Napríklad: 3 KOH + FeCl 3 -> 3 KCl + Fe(OH)3↓

8. vytesnenie pasívneho kovu z roztoku jeho soli aktívnejším kovom (v súlade s množstvom kovových napätí). Napríklad:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. interakcia kyslého oxidu so zásaditým. Napríklad:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Kyslé soli možno získať:

1. keď deformácia reaguje s prebytkom kyseliny alebo kysličníka. Napríklad: Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → Pb(HS04)2 + 2 H20

Ca(OH)2 + 2 C02 -> Ca(HC03)2

2. keď priemerná soľ interaguje s kyselinou, ktorej zvyšok kyseliny je súčasťou tejto soli. Napríklad:

PbSO4 + H2S04 -> Pb(HS04)2

Hlavné soli sa získajú:

1. keď kyselina reaguje s nadbytkom zásady. Napríklad: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCI + H20

2. keď stredná soľ interaguje s alkáliou:

Bi(N03)3 + 2 NaOH -> Bi(OH)2N03 + 2 NaN03

Kyslé alebo zásadité soli vznikajú pri hydrolýze stredných solí: Na2 CO3 + H2 O → NaHCO3 + NaOH

Al2(S04)3 + H20 -> 2 AlOHSO4 + H2S04

Chemické vlastnosti solí

1. V sérii štandardných elektródových potenciálov každý predchádzajúci kov vytláča nasledujúce z roztokov ich solí. Napríklad:

Zn + Hg(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Hg

2. Soli interagujú s alkáliami. Napríklad:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2 SO4

3. Soli reagujú s kyselinami: CuSO 4 + H2S → CuS↓ + H2SO4

4. Mnohé soli navzájom interagujú:

CaCl2 + Na2C03 → CaC03 ↓ + 2 NaCl

Pri zostavovaní chemických rovníc pre reakcie musíte pamätať na to, že k reakcii dôjde, ak sa jeden z výsledných produktov vyzráža, uvoľní sa ako plyn alebo ide o mierne disociovanú zlúčeninu.

Konverzia kyslých a zásaditých solí na medziprodukty

1. Interakcia soli kyseliny s hydroxidom rovnakého kovu: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2O

2. Interakcia kyslej soli so soľou rovnakého kovu, ale inej kyseliny: KHSO4 + KСl → K2 SO4 + HCl

3. Tepelný rozklad solí kyselín:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 − + H20

4. Interakcia zásaditej soli so zodpovedajúcou kyselinou: 2 FeOHSO4 + H2SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2O

Oxidačný stav

Pri klasifikácii rôznych látok, zostavovaní vzorcov chemických zlúčenín a opise ich vlastností sa používa charakteristika stavu atómov prvkov - stupeň oxidácie. Oxidačný stav je kvantitatívna charakteristika stavu atómu prvku v zlúčenine.

Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v molekule chemickej zlúčeniny, vypočítaný za predpokladu, že všetky molekuly chemickej zlúčeniny pozostávajú z iónov, to znamená, že spoločné elektrónové páry prechádzajú k najviac elektronegatívnemu prvku.

Oxidačné číslo môže byť záporné číslo, kladné číslo alebo nula. Oxidačné číslo sa uvádza arabskými číslicami so znamienkom (+) alebo (–) pred číslom a je napísané nad symbolom prvku vo vzorci chemickej zlúčeniny.

Hodnota záporného oxidačného stavu je priradená atómu, ktorý k sebe priťahoval elektróny, a jeho hodnota, ktorá sa rovná počtu priťahovaných elektrónov, je označená znamienkom (–).

Pozitívny oxidačný stav je určený počtom elektrónov odobratých z daného atómu a je označený znamienkom (+).

Pri výpočte oxidačných stavov atómov sa používa nasledujúci súbor pravidiel:

1) v molekulách jednoduchých látok je oxidačný stav atómu nulový;

2) vodík v zlúčeninách s nekovmi má oxidačný stav (+1), s výnimkou hydridov, v ktorých je oxidačný stav vodíka(–1);

3) kyslík vo všetkých komplexných zlúčeninách má oxidačný stav(–2), okrem OF2 a rôznych peroxidových zlúčenín.

4) fluór, ako najviac elektronegatívny prvok, má vo všetkých zlúčeninách oxidačný stav(–1);

5) halogény v zlúčeninách s vodíkom a kovmi vykazujú negatívny oxidačný stav(–1) a s kyslíkom je pozitívny, s výnimkou fluóru.

6) všetky kovy v ich zlúčeninách sú charakterizované iba kladnými oxidačnými stavmi, vrátane alkalických kovov majú oxidačný stav (+1), a alkalická zemina -

7) súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule sa rovná nule, súčet oxidačných stavov všetkých atómov v komplexnom ióne sa rovná náboju tohto iónu.

Nomenklatúra anorganických látok pozostáva zo vzorcov a názvov. Chemický vzorec - zobrazenie zloženia látky pomocou symbolov chemických prvkov, číselných indexov a niektorých ďalších znakov. Chemický názov - zobrazujúci zloženie látky pomocou slova alebo skupiny slov. Konštrukciu chemických vzorcov a názvov určuje systém nomenklatúrne pravidlá .

Symboly a názvy chemických prvkov sú uvedené v Periodickej tabuľke prvkov od D.I. Mendelejev. Prvky sú konvenčne rozdelené na kovy

Neurčité číslo je označené číselnou predvoľbou

Ca(HS04)2 + Ca(OH) = CaS04 + 2H20

Ca2S04 (OH)2 + H2S04 = 2CaS04 + 2H20

Existujú aj soli obsahujúce dva rôzne katióny: často sa nazývajú podvojné soli, Napríklad:

N205 + 2NaOH = 2NaN03 + H20

3CaO + 2H3P04 = Ca3(P04)2 + 3H20

La203 + 3S03 = La2(S04)3

Amfoterita

(a) 2Al(OH)3 + 3S03 = Al2(S04)3 + 3H20

Al203 + 3H2S04 = Al2(S04)3 + 3H20

(b) 2Al(OH)3 + Na20 = 2NaAl02 + 3H20

Al203 + 2NaOH = 2NaAl02 + H20

Hydroxid hlinitý a oxid hlinitý v reakciách (a) teda vykazujú vlastnosti Hlavná hydroxidy a oxidy, t.j. reagovať s kyslými hydroxidmi a oxidmi za vzniku zodpovedajúcej soli – síranu hlinitého