Ak v periodickej tabuľke prvkov D. I. Mendelejeva nakreslíme uhlopriečku od berýlia k astatu, potom vľavo pod uhlopriečkou budú kovové prvky (patria sem aj prvky sekundárnych podskupín, zvýraznené modrou farbou) a vpravo hore - nekovové prvky (zvýraznené žltá). Prvky umiestnené v blízkosti uhlopriečky - semimetály alebo metaloidy (B, Si, Ge, Sb atď.), Majú dvojitý znak (zvýraznený ružovou farbou).

Ako je zrejmé z obrázku, drvivú väčšinu prvkov tvoria kovy.

Kovy sú svojou chemickou povahou chemické prvky, ktorých atómy darujú elektróny z vonkajšej alebo pred vonkajšej energie a vytvárajú tak pozitívne nabité ióny.

Takmer všetky kovy majú na vonkajšej energetickej úrovni relatívne veľké polomery a malý počet elektrónov (od 1 do 3). Pre kovy sú charakteristické nízke hodnoty elektronegativity a redukčné vlastnosti.

Najtypickejšie kovy sa nachádzajú na začiatku období (od druhej), ďalej zľava doprava kovové vlastnosti slabnú. V skupine zhora nadol sa zvyšujú kovové vlastnosti, pretože sa zvyšuje polomer atómov (v dôsledku zvýšenia počtu energetických hladín). To vedie k zníženiu elektronegativity (schopnosti priťahovať elektróny) prvkov a k zvýšeniu redukčných vlastností (schopnosť darovať elektróny iným atómom pri chemických reakciách).

Typické kovy sú s-prvky (prvky skupiny IA od Li po Fr. prvky skupiny PA od Mg po Ra). Všeobecný elektronický vzorec ich atómov je ns 1-2. Vyznačujú sa oxidačnými stavmi + I, respektíve + II.

Malý počet elektrónov (1 - 2) na úrovni vonkajšej energie typických atómov kovu naznačuje miernu stratu týchto elektrónov a prejav silných redukčných vlastností, ktoré odrážajú nízke hodnoty elektronegativity. Preto sú obmedzené chemické vlastnosti a metódy získavania typických kovov.

Charakteristickou črtou typických kovov je tendencia ich atómov vytvárať katióny a iónové chemické väzby s nekovovými atómami. Zlúčeninami typických kovov s nekovmi sú iónové kryštály „anión kovu katiónu nekovu“, napríklad K + Br -, Ca 2+ O 2-. Katióny typických kovov sú tiež zahrnuté v zlúčeninách s komplexnými aniónmi - hydroxidmi a soľami, napríklad Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

Kovy A-skupín tvoriace uhlopriečku amfotermicity v periodickej tabuľke Be-Al-Ge-Sb-Po, ako aj susedné kovy (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nevykazujú typicky kovové vlastnosti. Všeobecný elektronický vzorec ich atómov ns 2 np 0-4 naznačuje väčšiu rozmanitosť oxidačných stavov, väčšiu schopnosť zadržiavať svoje vlastné elektróny, postupné znižovanie ich reduktívnej schopnosti a vzhľad oxidačnej schopnosti, najmä pri vysokých oxidačných stavoch (typickými príkladmi sú zlúčeniny Tl III, Pb IV, Bi v). Podobné chemické správanie je typické pre väčšinu (d-prvky, t. J. Prvky B-skupín periodickej tabuľky) (typickými príkladmi sú amfotérne prvky Cr a Zn).

Tento prejav dualitných (amfotermických) vlastností, kovových (základných) aj nekovových, je spôsobený povahou chemickej väzby. V tuhom stave obsahujú zlúčeniny atypických kovov s nekovmi hlavne kovalentné väzby (ale menej silné ako väzby medzi nekovmi). V roztoku sa tieto väzby ľahko zlomia a zlúčeniny sa disociujú na ióny (úplne alebo sčasti). Napríklad kov gália pozostáva z molekúl Ga 2, v tuhom stave obsahujú chloridy hliníka a ortuti (II) AlCl3 a HgCl2 silne kovalentné väzby, ale v roztoku AlCl3 sa takmer úplne disociuje a HgCl2 - vo veľmi malom rozsahu (a potom na iónoch НgСl + a Сl -).

Všeobecné fyzikálne vlastnosti kovov

V dôsledku prítomnosti voľných elektrónov („elektrónový plyn“) v kryštálovej mriežke vykazujú všetky kovy tieto charakteristické všeobecné vlastnosti:

1) Plast - schopnosť ľahko meniť tvar, natiahnuť sa do drôtu, zvinúť do tenkých plechov.

2) Kovový lesk a neprehľadnosť. Je to spôsobené interakciou voľných elektrónov so svetlom dopadajúcim na kov.

3) Elektrická vodivosť... Vysvetľuje to usmernený pohyb voľných elektrónov z negatívneho na pozitívny pól pod vplyvom malého potenciálneho rozdielu. Pri zahrievaní klesá elektrická vodivosť, pretože s nárastom teploty sa zosilňujú vibrácie atómov a iónov v uzloch kryštalickej mriežky, čo komplikuje smerovaný pohyb „elektrónového plynu“.

4) Tepelná vodivosť. Je to spôsobené vysokou pohyblivosťou voľných elektrónov, kvôli ktorej dochádza k rýchlemu vyrovnaniu teploty nad hmotnosťou kovu. Najvyššiu tepelnú vodivosť má bizmut a ortuť.

5) Tvrdosť. Najtvrdší je chróm (brúsené sklo); najjemnejšie - alkalické kovy - draslík, sodík, rubídium a cézium - sa krájajú nožom.

6) Hustota. Čím menšia je atómová hmotnosť kovu a čím väčší je polomer atómu, tým menší je. Najľahší je lítium (ρ \u003d 0,53 g / cm3); najťažšie je osmium (ρ \u003d 22,6 g / cm3). Kovy s hustotou menšou ako 5 g / cm3 sa považujú za „ľahké kovy“.

7) Teplota topenia a varu. Najnižšou teplotou topenia kovu je ortuť (teplota topenia \u003d -39 ° C), najviac žiaruvzdorným kovom je volfrám (teplota topenia \u003d 3390 ° C). Kovy s pl. nad 1000 ° C sa považujú za žiaruvzdorné, pod - nízkotaviteľné.

Všeobecné chemické vlastnosti kovov

Silné redukčné činidlá: Me 0 - ne → Me n +

Porovnávaciu aktivitu kovov pri oxidačno-redukčných reakciách vo vodných roztokoch charakterizuje rad stresov.

I. Reakcie kovov s nekovmi

1) S kyslíkom:
2Mg + 02 → 2MgO

2) Sivou farbou:
Hg + S → HgS

3) S halogénmi:
Ni + Cl2 - t ° → NiCl2

4) S dusíkom:
3Ca + N2 - t ° → Ca3N2

5) S fosforom:
3Ca + 2P - t ° → Ca 3 P 2

6) S vodíkom (reagujú iba alkalické kovy a kovy alkalických zemín):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H2 → CaH2

II. Reakcie kovov s kyselinami

1) Kovy v elektrochemickej sérii napätí do H redukujú neoxidujúce kyseliny na vodík:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

6Na + 2H3P04 → 2Na3P04 + 3H2

2) S oxidujúcimi kyselinami:

S interakciou kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie a koncentrovanej sírovej s kovmi vodík sa nikdy neuvoľňuje!

Zn + 2H2S04 (К) → ZnSO4 + SO2 + 2H20

4Zn + 5H2S04 (К) → 4ZnSO4 + H2S + 4H20

3Zn + 4H2S04 (К) → 3ZnSO4 + S + 4H20

2H2S04 (k) + Cu → CuS04 + SO2 + 2H20

10HN03 + 4Mg → 4Mg (N03) 2 + NH4N03 + 3H20

4HN03 (q) + Cu → Cu (N03) 2 + 2NO2 + 2H20

III. Interakcia kovov s vodou

1) Aktívne látky (alkalické kovy a kovy alkalických zemín) tvoria rozpustnú bázu (zásady) a vodík:

2Na + 2H20 → 2NaOH + H2

Ca + 2H20 → Ca (OH) 2 + H2

2) Kovy strednej aktivity sa oxidujú vodou pri zahriatí na oxid:

Zn + H20 - t ° → ZnO + H2

3) Neaktívne (Au, Ag, Pt) - nereagujú.

IV. Výtlak menej aktívnych kovov z roztokov ich solí aktívnymi kovmi:

Cu + HgCl2 → Hg + CuCl2

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

Priemysel často nepoužíva čisté kovy, ale ich zmesi - zliatiny, v ktorých sú priaznivé vlastnosti jedného kovu doplnené o priaznivé vlastnosti druhého. Meď má teda nízku tvrdosť a na výrobu strojných častí má malé využitie, zatiaľ čo zliatiny medi a zinku ( mosadz) sú už dosť pevné a často sa používajú v strojárstve. Hliník má vysokú tvárnosť a dostatočnú ľahkosť (nízku hustotu), ale príliš mäkký. Na jeho základe sa pripravuje zliatina s horčíkom, meďou a mangánom - dural (dural), ktorý bez straty užitočných vlastností hliníka získava vysokú tvrdosť a stáva sa vhodným pri stavbe lietadiel. Zliatiny železa s uhlíkom (a prísady ďalších kovov) sú všeobecne známe liatinaa oceľ.

Voľné kovy sú redukčné činidlá. Reaktivita niektorých kovov je však nízka vďaka skutočnosti, že sú potiahnuté povrchový oxidový film, v rôznej miere odolnosti proti pôsobeniu chemických látok, ako je voda, roztoky kyselín a zásad.

Napríklad olovo je vždy pokryté oxidovým filmom; na jeho prechod do roztoku sa vyžaduje nielen pôsobenie činidla (napríklad zriedenej kyseliny dusičnej), ale aj zahrievanie. Oxidový film na hliníku bráni jeho reakcii s vodou, ale je zničený kyselinami a zásadami. Sypký oxidový film (Hrdza), ktoré sa tvoria na povrchu železa vo vlhkom vzduchu, nezasahuje do ďalšej oxidácie železa.

Pod vplyvom koncentrovaný na kovoch sa tvoria kyseliny stabilný oxidový film. Tento jav sa nazýva pasivácia... Takže koncentrovane kyselina sírová kovy ako Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb sú pasivované (a potom nereagujú s kyselinou) a v koncentrovanej kyseline dusičnej - kovy A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th a U.

Pri interakcii s oxidantmi v kyslých roztokoch sa väčšina kovov premieňa na katióny, ktorých náboj je určený stabilným oxidačným stavom daného prvku v zlúčeninách (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ a Fe 3+)

Redukčná aktivita kovov v kyslom roztoku sa prenáša radom napätí. Väčšina kovov sa prevedie na roztok pomocou kyseliny chlorovodíkovej a zriedenej kyseliny sírovej, ale Cu, Ag a Hg - iba kyselina sírová (koncentrovaná) a dusičná a Pt a Au - „aqua regia“.

Korózia kovov

Nežiaducou chemickou vlastnosťou kovov je ich, to znamená aktívna deštrukcia (oxidácia) pri kontakte s vodou a pod vplyvom kyslíka rozpusteného v nej. (korózia kyslíkom). Napríklad je všeobecne známa korózia železných výrobkov vo vode, v dôsledku čoho vzniká hrdza a výrobky sa drobia na prášok.

Korózia kovov sa vyskytuje vo vode aj v dôsledku prítomnosti rozpustených plynov CO 2 a SO 2; vznikne kyslé prostredie a katióny H + sú vytesnené aktívnymi kovmi vo forme vodíka H 2 ( vodíková korózia).

Obzvlášť korozívne môže byť miesto kontaktu dvoch odlišných kovov ( kontaktná korózia). Medzi jedným kovom, napríklad Fe, a iným kovom, ako je Sn alebo Cu, umiestneným vo vode vzniká galvanický pár. Tok elektrónov prechádza z aktívnejšieho kovu, ktorý je v sérii napätí vľavo (Fe), do menej aktívneho kovu (Sn, Cu) a aktívnejší kov je zničený (skorodovaný).

Z tohto dôvodu pocínovaný povrch plechoviek (pocínované železo) zhrdzavie, keď sú skladované vo vlhkej atmosfére a nedbalo s nimi manipuluje (železo sa rýchlo zrúti po objavení sa čo i len malého škrabanca, ktorý umožňuje železu prísť do styku s vlhkosťou). Naopak, pozinkovaný povrch železného vedra dlho nehrdzavie, pretože ani za prítomnosti škrabancov nekoroduje železo, ale zinok (aktívnejší kov ako železo).

Odolnosť proti korózii pre daný kov sa zvyšuje, ak je potiahnutý aktívnejším kovom alebo keď sú tavené; pokovovanie železa chrómom alebo výroba zliatiny železa a chrómu vylučuje koróziu železa. Chrómované železo a oceľ obsahujúca chróm ( nehrdzavejúca oceľ), majú vysokú odolnosť proti korózii.

elektrometalurgiazískanie kovov elektrolýzou taveniny (pre najaktívnejšie kovy) alebo soľných roztokov;

pyrometalurgiatj. získanie kovov z rúd pri vysokých teplotách (napríklad získavanie železa vo vysokej peci);

hydrometalurgiatj. separácia kovov z roztokov ich solí s aktívnejšími kovmi (napríklad získavanie medi z roztoku CuS04 pôsobením zinku, železa alebo hliníka).

Natívne kovy sa niekedy vyskytujú v prírode (typickými príkladmi sú Ag, Au, Pt, Hg), ale častejšie sú kovy vo forme zlúčenín ( kovové rudy). Pokiaľ ide o prevalenciu v zemskej kôre, kovy sa líšia: od najbežnejších - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) po najvzácnejšie - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.

Anorganické látky sú jednoduché a zložité. Jednoduché látky sa delia na kovy (K, Na, Li) a nekovy (O, Cl, P). Komplexné látky sa delia na oxidy, hydroxidy (zásady), soli a kyseliny.

Oxidy

Oxidy - zlúčeniny chemického prvku (kovového alebo nekovového) s kyslíkom (oxidačný stav -2), zatiaľ čo kyslík je spájaný s menej elektronegatívnym prvkom.

Prideliť:

1. Oxidy kyselín - oxidy vykazujúce kyslé vlastnosti. Tvorené nekovmi a kyslíkom. Príklady: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.

2. Amfoterné oxidy - oxidy, ktoré môžu vykazovať zásadité aj kyslé vlastnosti (táto vlastnosť sa nazýva amfotérnosť). Príklady: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.

3. Základné oxidy - oxidy kovov, zatiaľ čo kovy vykazujú oxidačný stav +1 alebo +2. Príklady: K20, MgO, CaO, BaO, Li20, Na20.

4. Oxidy, ktoré netvoria soľ - prakticky nevstupujú do reakcií, neobsahujú zodpovedajúce kyseliny a hydroxidy. Príklady: CO, NO.

Chemické vlastnosti zásaditých oxidov

1. Interakcia s vodou

Do reakcie vstupujú iba oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktorých hydroxidy tvoria rozpustnú bázu

zásaditý oxid + voda → zásady

K2O + H2O → 2KOH

CaO + H20 → Ca (OH) 2

2. Interakcia s kyselinou

zásaditý oxid + kyselina → soľ + voda

MgO + H2SO4 → MgSO4 + H20

Na20 + H2S (g) → 2NaHS + H20

MgO (g) + HCl → Mg (OH) Cl

3. Interakcia s kyslými alebo amfotérnymi oxidmi

zásaditý oxid + kyslý / amfoterný oxid → soľ

V takom prípade sa z kovu v zásaditom oxide stáva katión a z kyslej / amfotérnej kyseliny sa stáva anión (kyslý zvyšok). Reakcie medzi tuhými oxidmi prebiehajú pri zahriatí. Vo vode nerozpustné zásadité oxidy neinteragujú s plynnými kyslými oxidmi.

BaO + SiO2 (t) → BaSiO3

K2O + ZnO (t) → K2ZnO2

FeO + CO2 ≠

4. Interakcia s amfotérnymi hydroxidmi

zásaditý oxid + amfoterný hydroxid → soľ + voda

Na20 + 2Al (OH) 3 (t) → 2NaAlO2 + 3H20

5. Rozklad pri teplote oxidov ušľachtilých kovov a ortuti

2Ag2O (t) → 4Ag + O2

2HgO (t) → 2Hg + O2

6. Interakcia s uhlíkom (C) alebo vodíkom (H2) pri vysokých teplotách.

Pri takomto znižovaní oxidov alkalických kovov, kovov alkalických zemín a hliníka sa neuvoľňuje samotný kov, ale jeho karbid.

FeO + C (t) → Fe + CO

3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO

CaO + 3C (t) → CaC2 + CO

CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H20

7. Aktívne kovy redukujú pri vysokých teplotách menej aktívne kovy z oxidov

CuO + Zn (t) → ZnO + Cu

8. Kyslík oxiduje nižšie oxidy na vyššie.

Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sa menia na peroxidy

4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3

2BaO + O2 (t) → 2BaO2

2NaO + O2 (t) → 2Na2O2

Chemické vlastnosti kyslých oxidov

1. Interakcia s vodou

kys. oxid + voda → kys

SO3 + H20 → H2SO4

SiO2 + H2O ≠

Niektoré oxidy neobsahujú zodpovedajúce kyseliny. V takom prípade nastane disproporcionačná reakcia

2NO2 + H20 → HNO3 + HNO2

3NO2 + H20 (t) → 2HNO3 + NO

2ClO2 + H20 → HClO3 + HClO2

6ClO2 + 3H20 (t) -\u003e 5HClO3 + HCl

V závislosti od počtu molekúl vody pripojených k P2O5 sa tvoria tri rôzne kyseliny - metafosforečná НРО3, pyrofosforečná Н4Р2О7 alebo ortofosforečná Н3РО4.

P2O5 + H2O → 2HPO3

P2O5 + 2H20 → H4P2O7

P2O5 + 3H20 → 2H3PO4

Oxid chrómu zodpovedá dvom kyselinám - chrómovej H2CrO4 a dichrómovej H2Cr2O7 (III)

CrO3 + H2O → H2CrO4

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7

2. Interakcia s bázami

kys. oxid + zásada → soľ + voda

Nerozpustné kyslé oxidy reagujú až po fúzii, zatiaľ čo rozpustné za normálnych podmienok.

SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H20

Pri nadbytku oxidu vzniká kyslá soľ.

C02 (g) + NaOH → NaHCO3

P2O5 (g) + 2Ca (OH) 2 -\u003e 2CaHPO4 + H20

P2O5 (g) + Ca (OH) 2 + H20 → Ca (H2PO4) 2

Pri nadbytku bázy vzniká zásaditá soľ

C02 + 2Mg (OH) 2 (g) → (MgOH) 2CO3 + H20

Oxidy, ktoré neobsahujú zodpovedajúce kyseliny, prechádzajú disproporcionálnymi reakciami a tvoria dve soli.

2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H20

2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H20

CO2 reaguje s niektorými amfotérnymi hydroxidmi (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cu (OH) 2) za vzniku zásaditej soli a vody.

CO2 + 2Be (OH) 2 → (BeOH) 2CO3 ↓ + H2O

CO2 + 2Cu (OH) 2 → (CuOH) 2CO3 ↓ + H2O

3. Interakcia s bázickým alebo amfotérnym oxidom

kyslý oxid + zásaditý / amfoterný oxid → soľ

Reakcie medzi tuhými oxidmi prebiehajú počas fúzie. Amfoterné a vo vode nerozpustné zásadité oxidy interagujú iba s tuhými a kvapalnými kyslými oxidmi.

SiO2 + BaO (t) → BaSiO3

3SO3 + Al2O3 (t) → Al2 (SO4) 3

4. Interakcia so soľou

kyslý neprchavý oxid + soľ (t) → soľ + kyslý prchavý oxid

SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2

5. Oxidy kyselín neinteragujú s kyselinami, ale P2O5 reaguje s bezvodými kyselinami obsahujúcimi kyslík.

Takto sa vytvorí HPO3 a zodpovedajúci anhydrid kyseliny

P2O5 + 2HClO4 (bezvodý) → Cl2O7 + 2HPO3

P2O5 + 2HNO3 (bezvodý) → N2O5 + 2HPO3

6. Vstupujte do redoxných reakcií.

1. Obnova

Pri vysokých teplotách môžu niektoré nekovy redukovať oxidy.

CO2 + C (t) → 2CO

SO3 + C → SO2 + CO

H2O + C (t) → H2 + CO

Magnéziumtermia sa často používa na redukciu nekovov z ich oxidov.

CO2 + 2Mg → C + 2MgO

SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO

N20 + Mg (t) → N2 + MgO

2. Nižšie oxidy sa pri interakcii s ozónom (alebo kyslíkom) pri vysokých teplotách za prítomnosti katalyzátora menia na vyššie.

NO + O3 → NO2 + O2

SO2 + O3 → SO3 + O2

2NO2 + O3 → N2O5 + O2

2CO + O2 (t) → 2CO2

2SO2 + O2 (t, kat) → 2SO3

P2O3 + O2 (t) → P2O5

2NO + O2 (t) → 2NO2

2N2O3 + O2 (t) → 2N2O4

3. Oxidy vstupujú do ďalších redoxných reakcií

SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3

2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2

SO2 + 2H2S → 3S ↓ + 2H2O 2NO2 (t) → 2NO + O2

2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O

2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 + 8P → 5N2 + 4P2O5

N20 + 2Cu (t) → N2 + Cu20

2NO + 4Cu (t) → N2 + 2Cu20

N2O3 + 3Cu (t) → N2 + 3CuO

2NO2 + 4Cu (t) → N2 + 4CuO

N2O5 + 5Cu (t) → N2 + 5CuO

Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov

1. Neinteragujte s vodou

amfoterný oxid + voda ≠

2. Interakcia s kyselinami

amfoterný oxid + kyselina → soľ + voda

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2 (SO4) 3 + 3H20

Pri nadbytku kyseliny polybazitej vzniká soľ s kyselinou

Al2O3 + 6H3PO4 (g) → 2Al (H2PO4) 3 + 3H2O

Pri nadbytku oxidu vzniká zásaditá soľ

ZnO (g) + HCl → Zn (OH) Cl

Dvojité oxidy tvoria dve soli

Fe3O4 + 8HCI → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H20

3. Interakcia s kyslým oxidom

amfoterný oxid + kyslý oxid → soľ

Al2O3 + 3SO3 → Al2 (SO4) 3

4. Interakcia s alkáliami

amfoterný oxid + alkálie → soľ + voda

Počas fúzie vzniká stredná soľ a voda a v roztoku komplexná soľ

ZnO + 2NaOH (s) (t) → Na2ZnO2 + H20

ZnO + 2NaOH + H20 → Na2

5. Interakcia s bázickým oxidom

amfoterný oxid + zásaditý oxid (t) → soľ

ZnO + K2O (t) → K2ZnO2

6. Interakcia so soľami

amfoterný oxid + soľ (t) → soľ + prchavý kyslý oxid

Amfoterné oxidy počas fúzie vytláčajú prchavé oxidy kyselín zo svojich solí

Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2

Chemické vlastnosti zásad

Bázy sú látky, ktoré zahŕňajú katión kovu a hydroxidový anión. Bázy sú rozpustné (zásady - NaOH, KOH, Ba (OH) 2) a nerozpustné (Al2O3, Mg (OH) 2).

1. Rozpustná báza + indikátor → zmena farby

Keď sa indikátor pridá k základnému roztoku, jeho farba sa zmení:

Bezfarebný fenolftaleín - malina

Lakmus fialový - modrý

Metylová oranžová - žltá

2. Interakcia s kyselinou (neutralizačná reakcia)

báza + kyselina → soľ + voda

Reakciou je možné získať stredné, kyslé alebo zásadité soli. S nadbytkom kyseliny polykyseliny vzniká kyslá soľ, s nadbytkom kyseliny polykyseliny bázická soľ.

Mg (OH) 2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H20

Mg (OH) 2 + 2H2SO4 → MG (HSO4) 2 + 2H20

2Mg (OH) 2 + H2SO4 → (MgOH) 2SO4 + 2H20

3. Interakcia s kyslými oxidmi

báza + kys. kys. → soľ + voda

6NH4OH + P2O5 → 2 (NH4) 3PO4 + 3H20

4. Interakcia zásady s amfoterným hydroxidom

alkalický + amfoterný hydroxid → soľ + voda

V tejto reakcii vykazuje amfoterný hydroxid kyslé vlastnosti. Počas reakcie v tavenine sa získa priemerná soľ a voda a v roztoku sa získa komplexná soľ. Hydroxidy železa (III) a chrómu (III) sa rozpúšťajú iba v koncentrovaných alkalických roztokoch.

2KOH (tv) + Zn (OH) 2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O

KOH + Al (OH) 3 → K

3NaOH (konc.) + Fe (OH) 3 → Na3

5. Interakcia s amfotérnym oxidom

alkálie + oxid amfoterový → soľ + voda

2NaOH (s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H20

6NaOH + Al2O3 + 3H20 → 2Na3

6. Interakcia so soľou

Medzi bázou a soľou nastáva iónomeničová reakcia. Vyskytuje sa iba počas zrážania zrazeniny alebo počas vývoja plynu (za tvorby NH4OH).

A. Reakcia medzi rozpustnou zásadou a rozpustnou soľou kyseliny

rozpustná zásada + rozpustná soľ s kyselinou → stredná soľ + voda

Ak sú soľ a zásada tvorené rôznymi katiónmi, potom sa tvoria dve stredné soli. V prípade kyslých amónnych solí vedie prebytok zásady k tvorbe hydroxidu amónneho.

Ba (OH) 2 + Ba (HCO3) 2 → 2BaCO3 ↓ + 2H20

2NaOH (g) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H20

B. Reakcia rozpustnej zásady s rozpustným médiom alebo zásaditou soľou.

Možných je niekoľko scenárov

rozpustná zásada + rozpustné médium / zásaditá soľ → nerozpustná soľ ↓ + zásada

→ soľ + nerozpustná báza ↓

→ soľ + slabý elektrolyt NH4OH

→ žiadna reakcia

Reakcie prebiehajú medzi rozpustnými zásadami a stredne silnou soľou, iba ak je výsledkom nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada alebo slabý elektrolyt NH4OH.

NaOH + KCl ≠ reakcia neprejde

Ak je východisková soľ tvorená multikyslým základom s nedostatkom zásady, vzniká zásaditá soľ

Pôsobením alkálií na soli striebra a ortuti (II) sa neuvoľňujú ich hydroxidy, ktoré sa rozpúšťajú pri 25 ° C, ale nerozpustné oxidy Ag2O a HgO.

7. Rozklad pri teplote

zásaditý hydroxid (t) → oxid + voda

Ca (OH) 2 (t) → CaO + H20

NaOH (t) ≠

Niektoré zásady (AgOH, Hg (OH) 2 a NH4OH) sa rozkladajú už pri izbovej teplote

LiOH (t) → Li20 + H20

NH4OH (25 ° C) → NH3 + H20

8. Interakcia alkalických a prechodných kovov

alkalický + prechodný kov → soľ + H2

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K + 3H2

Zn + 2NaOH (s) (t) → Na2ZnO2 + H2

Zn + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H2

9. Interakcia s nekovmi

Alkálie interagujú s niektorými nekovmi - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. V takom prípade sa v dôsledku disproporcie často tvoria dve soli.

Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2

3S + 6KOH (t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O

Cl2 + 2KOH (konc.) → KCl + KClO + H20 (pre Br, I)

3Cl2 + 6KOH (konc.) (T) → 5KCl + KClO3 + 3H20 (pre Br, I)

Cl2 + Ca (OH) 2 → CaOCl2 + H20

4F2 + 6NaOH (za rozkladu) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H20

4P + 3NaOH + 3H20 → 3NaH2PO2 + PH3

Hydroxidy s redukčnými vlastnosťami môžu byť oxidované kyslíkom

4Fe (OH) 2 + O2 + 2H2O → 4Fe (OH) 3 (\u003d Cr)

Chemické vlastnosti kyselín

1. Zmeňte farbu indikátora

rozpustná kyselina + indikátor → zmena farby

Fialový lakmusový papier a metyl oranžová sčervenajú, fenolftaleín sa stáva priehľadným

2. Interakcia s bázami (neutralizačná reakcia)

kyselina + zásada → soľ + voda

H2SO4 + Mg (OH) 2 → MgS04 + 2H20

3. Interakcia s bázickým oxidom

kyselina + zásaditý oxid → soľ + voda

2HCl + CuO → CuCl2 + H20

4. Interakcia s amfotérnymi hydroxidmi s tvorbou stredných, kyslých alebo zásaditých solí

kyselina + amfoterný hydroxid → soľ + voda

2HCl + Be (OH) 2 → BeCl2 + 2H20

H3PO4 () + Zn (OH) 2 → ZNHPO4 + 2H20

HCl + Al (OH) 3 () → Al (OH) 2Cl + H20

5. Interakcia s amfotérnymi oxidmi

kyselina + amfotérny oxid → soľ + voda

H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O

6. Interakcia so soľami

Všeobecná reakčná schéma: kyselina + soľ → soľ + kyselina

Prebieha iónomeničová reakcia, ktorá končí až v prípade tvorby plynu alebo vyzrážania.

Napríklad: HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3 ↓

A. Reakcia so soľou prchavejšej alebo slabšej kyseliny za vzniku plynu

HCl + NaHS → NaCl + H2S

B. Reakcia medzi silnou kyselinou a silnou alebo stredne silnou kyslou soľou za vzniku nerozpustnej soli

silná kyselina + silná / stredne kyslá soľ → nerozpustná soľ + kys

Neprchavá kyselina fosforečná vytláča zo svojich solí silnú, ale prchavú kyselinu chlorovodíkovú a dusičnú, za vzniku nerozpustnej soli.

B. Interakcia kyseliny s bázickou soľou tej istej kyseliny

kyselina1 + soľ zásaditej kyseliny1 → stredná soľ + voda

HCl + Mg (OH) Cl → MgCl2 + H20

D. Interakcia kyseliny polybazitej so strednou alebo kyslou soľou tej istej kyseliny s tvorbou kyslej soli tej istej kyseliny s väčším počtom atómov vodíka

kyselina polybázová1 + stredná / soľ kyseliny kyslej1 → soľ kyseliny kyslej1

H3PO4 + Ca3 (PO4) 2 → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca (H2PO4) 2

E. Interakcia kyseliny sírovodíkovej so soľami Ag, Cu, Pb, Cd, Hg s tvorbou nerozpustného sulfidu

kyselina H2S + soľ Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S / CuS / PbS / CdS / HgS ↓ + kyselina

H2S + CuSO4 → CuS ↓ + H2SO4

E. Reakcia kyseliny so strednou alebo komplexnou soľou s amfotérnym kovom v anióne

a) v prípade nedostatku kyseliny sa vytvorí priemerná soľ a amfotérny hydroxid

kyselina + stredná / komplexná soľ v amfotérnom kovu v anióne → stredná soľ + amfotérny hydroxid

b) v prípade prebytku kyseliny vzniknú dve priemerné soli a voda

kyselina + stredná / komplexná soľ s amfotérnym kovom v anióne → stredná soľ + stredná soľ + voda

G. V niektorých prípadoch kyseliny so soľami vstupujú do redoxných reakcií alebo komplexačných reakcií:

H2SO4 (konc.) A I‾ / Br‾ (produkty H2S a I2 / SO2 a Br2)

H2SO4 (konc.) A Fe2 + (produkty SO2 a Fe³ +)

HNO3 zriedený / koncentrovaný a Fe2 + (produkty NO / NO2 a Fe³ +)

HNO3 otvorené / konc. A SO3‾‾ / S2‾ (výrobky NO / NO2 a SO4‾‾ / S alebo SO4‾‾)

HClconc a KMnO4 / K2Cr2O7 / KClO3 (produkty Cl2 a Mn2 + / Cr2 + / Cl‾)

3. Interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s pevnou soľou

Neprchavé kyseliny môžu vytláčať prchavé kyseliny z ich pevných solí

7. Interakcia kyseliny s kovom

A. Interakcia kyseliny s kovmi za sebou pred alebo po vodíku

kyselina + kov do Н2 → bahnitý kov v minimálnom oxidačnom stave + Н2

Fe + H2SO4 (zriedený) → FeSO4 + H2

kyselina + kov po H2 ≠ reakcia neprejde

Cu + H2SO4 (za rozkladu) ≠

B. Interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej s kovmi

H2SO4 (konc.) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcia neprebieha

H2SO4 (koncentrovaný) + alkalické kovy / kovy alkalických zemín a Mg / Zn → H2S / S / SO2 (v závislosti od podmienok) + síran kovový v maximálnom oxidačnom stave + H2O

Zn + 2H2SO4 (konc.) (Ti) → ZnSO4 + SO2 + 2H20

3Zn + 4H2SO4 (koniec) (t2\u003e t1) → 3ZnSO4 + S ↓ + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 (koniec) (t3\u003e t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

H2SO4 (koncentrovaný) + iné kovy → SO2 + síran kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O

Cu + 2H2SO4 (konc.) (T) → CuSO4 + SO2 + 2H20

2Al + 6H2SO4 (konc.) (T) → Al2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O

B. Reakcia koncentrovanej kyseliny dusičnej s kovmi

HNO3 (konc.) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ reakcia neprebieha

HNO3 (konc.) + Pt ≠

HNO3 (koncentrovaný) + alkalické kovy / kovy alkalických zemín → N2O + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O

4Ba + 10HNO3 (konc.) → 4Ba (NO3) 2 + N2O + 5H2O

HNO3 (konc.) + Iné kovy pri teplote → NO2 + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O

Ag + 2HNO3 (konc.) → AgNO3 + NO2 + H20

Interaguje s Fe, Co, Ni, Cr a Al iba pri zahriatí, pretože za normálnych podmienok sú tieto kovy pasivované kyselinou dusičnou - stávajú sa chemicky odolné

D. Reakcia zriedenej kyseliny dusičnej s kovmi

HNO3 (rozklad) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcia neprebieha

Veľmi pasívne kovy (Au, Pt) je možné rozpustiť v aqua regia - zmesi jedného objemu koncentrovanej kyseliny dusičnej s tromi objemami koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej. Oxidačným činidlom je atómový chlór, ktorý sa odštiepi od nitrozylchloridu, ktorý vzniká reakciou: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2

HNO3 (rozklad) + alkalické kovy / kovy alkalických zemín → NH3 (NH4NO3) + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O

NH3 sa prevádza na NH4NO3 v prebytku kyseliny dusičnej

4Ca + 10HNO3 (zriedený) → 4Ca (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3 (zlomený) + kov v sérii napätí do Н2 → NO / N2O / N2 / NH3 (v závislosti od podmienok) + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + Н2О

So zvyškom kovov stojacich v rade napätí až po vodík a nekovy vytvára HNO3 (zriedený) soľ, vodu a hlavne NO, ale v závislosti od podmienok N2O aj N2 a NH3 / NH4NO3 (zriedenejšia kyselina , čím nižší je oxidačný stav dusíka vo emitovanom plynnom produkte)

3Zn + 8HNO3 (rozklad) → 3Zn (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

4Zn + 10HNO3 (rozklad) → 4Zn (NO3) 2 + N2O + 5H2O

5Zn + 12HNO3 (rozklad) → 5Zn (NO3) 2 + N2 + 6H2O

4Zn + 10HNO3 (jemná syntéza) → 4Zn (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O

HNO3 (rozklad) + kov po Н2 → NO + dusičnan kovu v maximálnom oxidačnom stave + H2O

Pri kovoch s nízkou aktivitou stojí po H2 disociácia HNO3 vo forme soli, vody a NO

3Cu + 8HNO3 (rozklad) → 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O

8. Rozklad kyselín pri teplote

kyselina (t) → oxid + voda

H2CO3 (t) → CO2 + H2O

H2SO3 (t) → SO2 + H20

H2SiO3 (t) → SiO2 + H2O

2H3PO4 (t) → H4P2O7 + H20

H4P2O7 (t) → 2HPO3 + H20

4HNO3 (t) → 4NO2 + O2 + 2H20

3HNO2 (t) → HNO3 + 2NO + H20

2HNO2 (t) → NO2 + NO + H20

3HCI (t) → 2HCI + HCI03

4H3PO3 (t) → 3H3PO4 + PH3

9. Interakcia kyseliny s nekovmi (redoxná reakcia). V tomto prípade sa nekov oxiduje na zodpovedajúcu kyselinu a kyselina sa redukuje na plynný oxid: H2SO4 (koncentrovaný) - na SO2; HNO3 (konc.) - až do NO2; HNO3 (dil) - do NO.

S + 2HNO3 (rozklad) → H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3 (konc.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H20

S + 2H2SO4 (konc.) → 3SO2 + CO2 + 2H20

C + 2H2SO4 (konc.) → 2SO2 + CO2 + 2H20

C + 4HNO3 (konc.) → 4NO2 + CO2 + 2H20

P + 5HNO3 (rozklad) + 2H20 → 3H3PO4 + 5NO

P + 5HNO3 (konc.) → HPO3 + 5NO2 + 2H20

H2S + G2 → 2HG + S ↓ (okrem F2)

H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (okrem F2)

2H2S (aq) + O2 → 2H2O + 2S ↓

2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (spaľovanie)

2H2S + O2 (krátke) → 2H2O + 2S ↓

Viac aktívnych halogénov vytláča menej aktívne z NG kyselín (výnimka: F2 reaguje s vodou, nie s kyselinou)

2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2 ↓

2HI + Cl2 → 2HCl + I2 ↓

2HI + Br2 → 2HBr + I2 ↓

10. Redoxné reakcie medzi kyselinami

H2SO4 (konc.) 2HBr → Br2 ↓ + SO2 + 2H20

H2SO4 (konc.) + 8HI → 4I2 ↓ + H2S + 4H20

H2SO4 (konc.) + HCl ≠

H2SO4 (konc.) + H2S → S ↓ + SO2 + 2H20

3H2SO4 (konc.) + H2S → 4SO2 + 4H20

H2SO3 + 2H2S → 3S ↓ + 3H2O

2HNO3 (konc.) + H2S → S ↓ + 2NO2 + 2H20

2HNO3 (konc.) + SO2 → H2SO4 + 2NO2

6HNO3 (konc.) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H20

2HN03 (konc.) + 6HCI → 3CI2 + 2NO + 4H20

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

1. Interakcia s bázickým oxidom

amfoterný hydroxid + zásaditý oxid → soľ + voda

2Al (OH) 3 + Na20 (t) → 2NaAlO2 + 3H20

2. Interakcia s amfoterným alebo kyslým oxidom

amfoterný hydroxid + amfoterný / kyslý oxid ≠ žiadna reakcia

Niektoré amfotérne oxidy (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) reagujú s kyslým oxidom CO2 za vzniku zrazenín zásaditých solí a vody.

2Be (OH) 2 + CO2 → (BeOH) 2CO3 ↓ + H2O

3. Interakcia s alkáliami

amfoterný hydroxid + zásada → soľ + voda

Zn (OH) 2 + 2KOH (tv) (t) → K2ZnO2 + 2H20

Zn (OH) 2 + 2KOH → K2

4. Neinteraguje s nerozpustnými zásadami alebo amfotérnymi hydroxidmi

amfoterný hydroxid + nerozpustná báza / amfoterný hydroxid ≠ žiadna reakcia

5. Interakcia s kyselinami

amfoterný hydroxid + kyselina → soľ + voda

Al (OH) 3 + 3HCI → AlCl3 + 3H20

6. Nereagujte so soľami

amfoterný hydroxid + soľ ≠ žiadna reakcia

7. Nereagujte s kovmi / nekovmi (jednoduché látky)

amfoterný hydroxid + kov / nekov ≠ žiadna reakcia

8. Tepelný rozklad

amfoterný hydroxid (t) → amfoterný oxid + voda

2Al (OH) 3 (t) → Al2O3 + 3H20

Zn (OH) 2 (t) → ZnO + H20

Všeobecné informácie o soliach

Predstavte si, že máme kyselinu a zásadu, uskutočnite medzi nimi neutralizačnú reakciu a získajte kyselinu a soľ.

NaOH + HCl → NaCl (chlorid sodný) + H20

Ukazuje sa, že soľ pozostáva z katiónu kovu a aniónu zvyšku kyseliny.

Soli sú:

1. Kyslé (s jedným alebo dvoma vodíkovými katiónmi (to znamená, že majú kyslé (alebo mierne kyslé) \u200b\u200bprostredie) - KHCO3, NaHSO3).

2. Priemerný (mám katión kovu a anión kyslého zvyšku, médium musí byť stanovené pomocou pH metra - BaSO4, AgNO3).

3. Zásadité (majú hydroxidový ión, to znamená zásadité (alebo slabo zásadité) médium - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).

Existujú aj dvojité soli, ktoré po disociácii vytvárajú katióny dvoch kovov (K).

Soli, až na niekoľko výnimiek, sú kryštalické tuhé látky s vysokými teplotami topenia. Väčšina solí je biela (KNO3, NaCl, BaSO4 atď.). Niektoré soli sú sfarbené (K2Cr2O7 - oranžová, K2CrO4 - žltá, NiSO4 - zelená, CoCl3 - ružová, CuS - čierna). Podľa ich rozpustnosti ich možno rozdeliť na rozpustné, slabo rozpustné a prakticky nerozpustné. Kyselinové soli sú všeobecne lepšie rozpustné vo vode ako zodpovedajúci priemer a zásadité sú horšie.

Chemické vlastnosti solí

1. Soľ + voda

Keď sa veľa solí rozpustí vo vode, dôjde k ich čiastočnému alebo úplnému rozkladu - hydrolýze... Niektoré soli tvoria kryštalické hydráty. Keď sa stredné soli obsahujúce amfotérny kov v anióne rozpustia vo vode, vzniknú komplexné soli.

NaCl + H20 → NaOH + HCl

Na2ZnO2 + 2H20 \u003d Na2

2. Soľ + zásaditý oxid ≠ reakcia neprejde

3. Soľ + oxid amfotérny → (t) kyslý prchavý oxid + soľ

Amfoterné oxidy počas fúzie vytláčajú prchavé oxidy kyselín zo svojich solí.

Al2O3 + K2CO3 → KAlO2 + CO2

Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2

4. Soľ + kyslý neprchavý oxid → kyslý prchavý oxid + soľ

Neprchavé kyslé oxidy vytláčajú prchavé kyslé oxidy z ich solí počas fúzie.

SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2

P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2

3SiO2 + Ca3 (PO4) 2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5

5. Soľ + základňa → základňa + soľ

Reakcie medzi soľami a zásadami sú iónomeničové reakcie. Preto za normálnych podmienok postupujú iba v roztokoch (a soľ a zásada musia byť rozpustné) a iba za podmienky, že v dôsledku výmeny vznikne zrazenina alebo slabý elektrolyt (H20 / NH4OH); pri týchto reakciách nevznikajú plynné produkty.

A. Rozpustná zásada + rozpustná kyslá soľ → stredná soľ + voda

Ak sú soľ a zásada tvorené rôznymi katiónmi, potom sa tvoria dve priemerné soli; v prípade kyslých amónnych solí vedie prebytok zásad k tvorbe hydroxidu amónneho.

Ba (OH) 2 + Ba (HCO3) → 2BaCO3 + 2H20

2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H20

2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4) 2S + 2H20

2NaOH (g) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H20

B. Rozpustná zásada + rozpustné médium / zásaditá soľ → nerozpustná soľ ↓ + zásada

Rozpustná zásada + rozpustné médium / zásaditá soľ → soľ + nerozpustná zásada ↓

Rozpustná báza + rozpustné médium / bázická soľ → soľ + slabý elektrolyt NH4OH

Rozpustná báza + rozpustné médium / bázická soľ → žiadna reakcia

Reakcia medzi rozpustnými zásadami a strednou / zásaditou soľou nastáva, iba ak v dôsledku výmeny iónov vznikne nerozpustná soľ alebo nerozpustná zásada alebo slabý elektrolyt NH4OH.

Ba (OH) 2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaOH

2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu (OH) 2 ↓

Ba (OH) 2 + NH4CI → BaCl2 + NH4OH

NaOH + KCl2

Ak je východisková soľ tvorená viackyselinovou zásadou, pri nedostatku zásady sa tvorí zásaditá soľ.

NaOH (krátky) + AlCl3 → Al (OH) Cl2 + NaCl

Pôsobením alkálií na soli striebra a ortuti (II) sa neuvoľňujú AgOH a Hg (OH) 2, ktoré sa rozkladajú pri izbovej teplote, ale nerozpustné oxidy Ag2O a HgO.

2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O ↓ 2NaNO3 + H2O

Hg (NO3) 2 + 2KOH → HgO ↓ + 2KNO3 + H2O

6. Soľ + amfotérny hydroxid → žiadna reakcia

7. Soľ + kyselina → kyselina + soľ

V podstate. reakcie kyselín so soľami sú reakciami iónovej výmeny, preto sa vyskytujú v roztokoch a iba vtedy, ak vznikne soľ nerozpustná v kyseline alebo slabšia a prchavá kyselina.

HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3

2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3 ↓

2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H20 + CO2

A. Kyselina1 + soľ prchavejšej / slabej kyseliny2 → soľ kyseliny1 + + prchavejšia / slabá kyselina2

Kyseliny interagujú s roztokmi solí slabších alebo prchavých kyselín. Bez ohľadu na zloženie solí (stredné, kyslé, zásadité) sa zvyčajne tvorí stredná soľ a slabšia prchavá kyselina.

2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S

HCl + NaHS → NaCl + H2S

B. Silná kyselina + silná / stredne kyslá soľ → nerozpustná soľ ↓ + kys

Silné kyseliny interagujú s roztokmi solí iných silných kyselín za vzniku nerozpustnej soli. Neprchavá Н3РО4 (kyselina strednej sily) vytláča zo svojich solí silnú, ale prchavú kyselinu chlorovodíkovú a dusičnú HNO3, za predpokladu, že vznikne nerozpustná soľ.

H2SO4 + Ca (NO3) 2 → CaSO4 ↓ + 2HNO3

2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3 (PO4) 2 ↓ + 6HCl

H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4 ↓ + 3HNO3

B. Kyselina1 + soľ zásaditej kyseliny1 → stredná soľ + voda

Keď kyselina pôsobí na zásaditú soľ tej istej kyseliny, vytvorí sa stredná soľ a voda.

HCl + Mg (OH) Cl → MgCl2 + H20

D. Kyselina polybasičná1 + stredná soľ / kyselina kyslá1 → soľ kyseliny kyslej1

Keď kyselina polybázová pôsobí na strednú soľ tej istej kyseliny, vzniká soľ s kyselinou a pri pôsobení na soľ s kyselinou sa tvorí soľ s kyselinou, ktorá obsahuje väčší počet atómov vodíka.

H3PO4 + Ca3 (PO4) → 3CaHPO4

H3PO4 + CaHPO4 → Ca (H2PO4) 2

CO2 + H2O + CaCO3 → Ca (HCO3) 2

E. Kyselina H2S + soľ Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S / CuS / PbS / CdS / HgS ↓ + kyselina

Slabá a prchavá kyselina sírovodíková H2S vytláča z roztokov solí Ag, Cu, Pb, Cd a Hg aj silné kyseliny a vytvára s nimi zrazeniny sulfidu, ktoré sú nerozpustné nielen vo vode, ale aj vo výslednej kyseline.

H2S + CuSO4 → CuS ↓ + H2SO4

E. Kyselina + stredná / komplexná soľ s amfotérnym Me v anióne → stredná soľ + amfoterný hydroxid ↓

→ stredná soľ + stredná soľ + H2O

Keď kyselina pôsobí na strednú alebo komplexnú soľ s amfotérnym kovom v anióne, soľ sa zničí a vytvorí sa:

a) v prípade nedostatku stredne kyslej soli a amfoterného hydroxidu

b) v prípade prebytku kyseliny - dve stredné soli a voda

2HCl (týždne) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn (OH) 2 ↓

2HCl (týždeň) + Na2 → 2NaCl + Zn (OH) 2 ↓ + 2H20

4HCI (g) + Na2ZnOz → 2NaCl + ZnCl2 + 2H20

4HCI (g) + Na2 -\u003e 2NaCl + ZnCl2 + 4H20

Je potrebné mať na pamäti, že v niektorých prípadoch dochádza k ORP alebo komplexačným reakciám medzi kyselinami a soľami. K OVR sa teda pripája:

H2SO4 konc. a I‾ / Br‾ (výrobky H2S a I2 / SO2 a Br2)

H2SO4 konc. a Fe² + (výrobky SO2 a Fe³ + )

HNO3 rozšírené / konc. a Fe² + (výrobky NO / NO2 a Fe 3 + )

HNO3 rozšírené / konc. a SO3‾‾ / S2‾ (produkty NO / NO2 a síran / síra alebo síran)

HCl konc. a KMnO4 / K2Cr2O7 / KClO3 (produkty sú chlór (plyn) a Mn² + / Cr³ + / Cl‾.

G. Reakcia prebieha bez rozpúšťadla.

Kyselina sírová konc. + soľ (tuhá) → kyslá / stredná soľ + kyslá

Neprchavé kyseliny môžu vytláčať prchavé kyseliny z ich suchých solí. Najčastejšie sa používa interakcia koncentrovanej kyseliny sírovej so suchými soľami silných a slabých kyselín s tvorbou kyseliny a kyslej alebo strednej soli.

H2SO4 (konc.) + NaCl (tv) → NaHSO4 + HCl

H2SO4 (konc.) + 2NaCl (tv) → Na2S04 + 2HCI

H2SO4 (konc.) + KNO3 (tv) → KHSO4 + HNO3

H2SO4 (konc.) + CaCO3 (tv) → CaSO4 + CO2 + H2O

8. Rozpustná soľ + rozpustná soľ → nerozpustná soľ ↓ + soľ

Reakcie medzi soľami sú výmenné reakcie. Preto za normálnych podmienok postupujú, iba ak:

a) obe soli sú rozpustné vo vode a užívajú sa vo forme roztokov

b) v dôsledku reakcie sa vytvorí zrazenina alebo slabý elektrolyt (druhý je veľmi zriedkavý).

AgNO3 + NaCl → AgCl ↓ + NaNO3

Pokiaľ je jedna z východiskových solí nerozpustná, potom reakcia prebehne až potom, keď vznikne ešte nerozpustnejšia soľ. Kritériom pre „nerozpustnosť“ je hodnota PR (produkt rozpustnosti), pretože však jeho štúdium presahuje rámec školského kurzu, prípady, kedy je niektorá zo solí činidla nerozpustná, sa ďalej neberú do úvahy.

Ak sa pri výmennej reakcii vytvorí soľ, ktorá sa v dôsledku hydrolýzy úplne rozloží (v tabuľke rozpustnosti sú namiesto týchto solí čiarky), potom sa produkty hydrolýzy tejto soli stanú reakčnými produktmi.

Al2 (SO4) 3 + K2S ≠ Al2S3 ↓ + K2SO4

Al2 (SO4) 3 + K2S + 6H2O → 2Al (OH) 3 ↓ + 3H2S + K2SO4

FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl

AgI + 2KCN → K + KI

AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr

Fe2 (SO4) 3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4

NaCl + NaHS04 → (t) Na2S04 + HCl

Stredné soli niekedy interagujú navzájom a vytvárajú zložité soli. Medzi soľami je možné OVR. Niektoré soli interagujú počas fúzie.

9. Soľ menej aktívneho kovu + kov aktívnejší → kov menej aktívny ↓ + soľ

Aktívnejší kov vytláča z roztoku svojej soli menej aktívny kov (stojaci vpravo v sérii stresov), čím sa vytvorí nová soľ a menej aktívny kov sa uvoľňuje vo voľnej forme (usadzuje sa na doske aktívneho kovu). Výnimka - alkalické kovy a kovy alkalických zemín v roztoku interagujú s vodou.

Soli s oxidačnými vlastnosťami v roztoku vstupujú s kovmi a pri iných redoxných reakciách.

FeSO4 + Zn → Fe ↓ + ZnSO4

ZnSO4 + Fe ≠

Hg (NO3) 2 + Cu → Hg ↓ + Cu (NO3) 2

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2

HgCl2 + Hg → Hg2Cl2

2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2

Kovy sa môžu navzájom vytesniť z roztavených solí (reakcia sa uskutočňuje bez prístupu vzduchu). Malo by sa pamätať na to, že:

a) pri tavení sa veľa solí rozkladá

b) rad kovových napätí určuje relatívnu aktivitu kovov iba vo vodných roztokoch (napríklad Al vo vodných roztokoch je menej aktívny ako kovy alkalických zemín a v taveninách je aktívnejší)

K + AlCl3 (tavenina) → (t) 3KCl + Al

Mg + BeF2 (nátierka) → (t) MgF2 + Be

2Al + 3CaCl2 (tavenina) → (t) 2AlCl3 + 3Ca

10. Soľ + nekov

Reakcií solí s nekovmi je málo. Toto sú redoxné reakcie.

5KClO3 + 6P → (t) 5KCl + 3P2O5

2KClO3 + 3S → (t) 2KCl + 2SO2

2KClO3 + 3C → (t) 2KCl + 3CO2

Viac aktívnych halogénov vytláča z roztokov menej aktívne halogénové soli. Výnimkou je molekulárny fluór, ktorý v roztokoch reaguje nie so soľou, ale s vodou.

2FeCl2 + Cl2 → (t) 2FeCl3

2NaNO2 + O2 → 2NaNO3

Na2S03 + S → (t) Na2S203

BaSO4 + 2C → (t) BaS + 2CO2

2KClO3 + Br2 → (t) 2KBrO3 + Cl2 (rovnaká reakcia je typická pre jód)

2KI + Br2 → 2KBr + I2 ↓

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2 ↓

2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2 ↓

11. Rozklad solí.

Soľ → (t) produkty tepelného rozkladu

1. Soli kyseliny dusičnej

Produkty tepelného rozkladu dusičnanov závisia od polohy katiónu kovu v rade kovových napätí.

MeNO3 → (t) (pre Me vľavo od Mg (okrem Li)) MeNO2 + O2

MeNO3 → (t) (pre Me od Mg po Cu a tiež Li) MeO + N02 + O2

MeNO3 → (t) (pre Me napravo od Cu) Me + NO2 + O2

(pri tepelnom rozklade dusičnanu železitého / chrómu (II) vzniká oxid železitý / chróm (III).

2. Amónne soli

Všetky amónne soli sa pri zapálení rozkladajú. Najčastejšie sa pri tomto produkuje amoniak NH3 a kyselina alebo jej produkty rozkladu.

NH4CI → (t) NH3 + HCl (\u003d NH4Br, NH4I, (NH4) 2S)

(NH4) 3P04 → (t) 3NH3 + H3P04

(NH4) 2HP04 → (t) 2NH3 + H3PO4

NH4H2PO4 → (t) NH3 + H3PO4

(NH4) 2CO3 → (t) 2NH3 + CO2 + H20

NH4HCO3 → (t) NH3 + C02 + H20

Niekedy sa amónne soli obsahujúce oxidačné anióny rozkladajú pri zahrievaní s uvoľňovaním N2, NO alebo N2O.

(NH4) Cr207 → (t) N2 + Cr203 + 4H20

NH4NO3 → (t) N20 + 2H20

2NH4NO3 → (t) N2 + 2NO + 4H20

NH4NO2 → (t) N2 + 2H20

2NH4MnO4 → (t) N2 + 2MnO2 + 4H20

3. Soli kyseliny uhličitej

Takmer všetky uhličitany sa rozkladajú na oxid kovu a CO2. Uhličitany alkalických kovov iné ako lítium sa pri zahrievaní nerozkladajú. Uhličitany striebra a ortuti sa rozkladajú na voľný kov.

MeCO3 → (t) MeO + CO2

2Ag2CO3 → (t) 4Ag + 2CO2 + O2

Všetky hydrogenuhličitany sa rozkladajú na zodpovedajúci uhličitan.

MeHCO3 → (t) MeCO3 + CO2 + H20

4. Soli kyseliny sírovej

Po zahriatí sú siričitany neúmerné za vzniku sulfidu a síranu. Sulfid (NH4) 2S, ktorý sa vytvoril pri rozklade (NH4) 2S03, sa okamžite rozloží na NH3 a H2S.

MeSO3 → (t) MeS + MeSO4

(NH4) 2S03 → (t) 2NH3 + H2S + 3 (NH4) 2SO4

Hydrosulfity sa rozkladajú na siričitany, SO2 a H2O.

MeHS03 → (t) MeSO3 + S02 + H20

5. Soli kyseliny sírovej

Mnoho síranov sa rozkladá pri t\u003e 700-800 C na oxid kovu a SO3, ktorý sa pri tejto teplote rozkladá na SO2 a O2. Sírany alkalických kovov sú žiaruvzdorné. Sírany striebra a ortuti sa rozkladajú na voľný kov. Hydrosírany sa najskôr rozkladajú na disulfáty a potom na sírany.

2CaSO4 → (t) 2CaO + 2SO2 + O2

2Fe2 (SO4) 3 → (t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2

2FeSO4 → (t) Fe2O3 + SO3 + SO2

Ag2SO4 → (t) 2Ag + SO2 + O2

MeHSO4 → (t) MeS2O7 + H20

MeS207 → (t) MeSO4 + S03

6. Komplexné soli

Hydroxokomplexy amfotérnych kovov sa rozkladajú hlavne na slanú vodu a vodu.

K → (t) KAlO2 + 2H20

Na2 → (t) ZnO + 2NaOH + H20

7. Základné soli

Mnoho základných solí sa pri zahrievaní rozkladá. Zásadité soli anoxických kyselín sa rozkladajú na vodu a oxosol

Al (OH) 2Br → (t) AlOBr + H20

2AlOHCl2 → (t) Al2OCl4 + H20

2MgOHCl → (t) Mg2OCl2 + H20

Zásadité soli kyselín obsahujúcich kyslík sa rozkladajú na oxid kovu a produkty tepelného rozkladu zodpovedajúcej kyseliny.

2AlOH (NO3) 2 → (t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H20

(CuOH) 2CO3 → (t) 2CuO + H20 + CO2

8. Príklady tepelného rozkladu iných solí

4K2Cr2O7 → (t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2

2KMnO4 → (t) K2MnO4 + MnO2 + O2

KClO4 → (t) KCl + O2

4KClO3 → (t) KCl + 3 KClO4

2KClO3 → (t) 2KCl + 3O2

2NaHS → (t) Na2S + H2S

2CaHPO4 → (t) Ca2P2O7 + H20

Ca (H2PO4) 2 → (t) Ca (P03) 2 + 2H20

2AgBr → (hν) 2Ag + Br2 (\u003d AgI)

Väčšina prezentovaného materiálu je prevzatá z manuálu N.E. Deryabina. "Chémia. Hlavné triedy anorganických látok". IPO „At Nikitskiye Vorota“ Moskva 2011.

1. Ako aktívne oxidačné činidlá reagujú halogény s kovmi. Reakcie kovov s fluórom sú obzvlášť prudké. Alkalické kovy s ním reagujú výbušne. Pri zahrievaní halogény reagujú dokonca so zlatom a platinou. V atmosfére fluóru a chlóru sa bez predchádzajúceho ohrevu spaľuje množstvo kovov. Pripomeňme si niektoré vlastnosti týchto interakcií. Železo a chróm oxidujú pri reakcii s fluórom, chlórom a brómom na trojmocný katión. Reakcia s jódom si už vyžaduje značné zahrievanie a vedie k tvorbe FeJ2 a CrJ2. Niektoré kovy sú pasivované v prostredí halogénov v dôsledku tvorby ochranného soľného filmu. Konkrétne meď interaguje s fluórom iba pri vysokých teplotách v dôsledku tvorby filmu CuF2. Podobne sa správa aj nikel. Plynný fluór sa skladuje a prepravuje v nádobách vyrobených z kovu Monel (zliatina niklu so železom a mangánom). Reakcia chlóru s niektorými kovmi je inhibovaná a značne urýchlená stopami vody, ktorá v týchto prípadoch pôsobí ako katalyzátor. Napríklad dobre vysušený chlór nereaguje so železom, takže skvapalnený chlór sa ukladá do oceľových valcov. Kvapalný stav agregácie brómu je dôvod, že reaguje s niektorými kovmi aktívnejšie ako chlór, pretože koncentrácia činidla v kvapalnej fáze je vyššia ako koncentrácia v plyne. Napríklad kompaktný hliník a železo reagujú pri izbovej teplote s brómom a pri zahriatí s chlórom.

2. Fluór reaguje s vodíkom pri teplote miestnosti výbušne, reakcia pokračuje znateľnou rýchlosťou aj pri –252 0 ° C. Chlór reaguje iba pri ultrafialovom alebo slnečnom žiarení, pretože je reakciou voľný radikál. Reakcia s brómom je menej aktívna a vyžaduje už zahriatie, a preto sa stáva zreteľne reverzibilným v dôsledku nedostatočnej tepelnej stability väzby H-Br. Energia väzby H-J je ešte nižšia, oxidačná schopnosť jódu je tiež zreteľne nižšia ako u iných halogénov, preto sa rovnováha reakcie H 2 + J 2 \u003d 2 HJ pri teplotách, pri ktorých nie je reakčná rýchlosť príliš nízka, výrazne posúva smerom k východiskovým materiálom.

3. Síra a fosfor horia pri interakcii s fluórom, chlórom a brómom. V tomto prípade sú zlúčeniny tvorené s fluórom, v ktorom tieto prvky vykazujú maximálny oxidačný stav: SF 6 a PF 5. Produkty zostávajúcich reakcií závisia od experimentálnych podmienok - PCl3, PCl5, PBr3, PBr5, S2CI2, S2Br2, SCI2.

4. S inými nekovmi reagujú halogény tiež s rôznou aktivitou. Výnimkou je kyslík a dusík, s ktorými halogény priamo nereagujú. Ich reakciou s ozónom sa dajú získať halogénové oxidy rôznych štruktúr, v závislosti od podmienok.

5. Aktivita fluóru je taká veľká, že je schopný interakcie aj s vzácnymi plynmi (okrem He, Ne, Ar).

6. Vzájomné pôsobenie halogénov vytvára binárne zlúčeniny rôzneho zloženia, v ktorých elektronegatívnejší halogén vykazuje negatívny oxidačný stav a menej negatívny - pozitívny. Napríklad ClF5, BrCl3, JF7, JCl.

Reakcie s komplexnými látkami

1. Voda sa spontánne vznieti v atmosfére fluóru a reakcia pokračuje, kým sa fluór úplne nespotrebuje. V závislosti na teplote a ďalších podmienkach dochádza k mnohým reakciám: 3F 2 + 3H20 \u003d F20 + 4HF + H202 2F 2 + H20 \u003d F20 + 2HF; parou s výbuchom: 2F 2 + 2H20 \u003d 4HF + 02, 3F 2 + 3H20 \u003d 6HF + 03; s ľadom: F 2 + H20 \u003d HOF + HF. Chlór, ktorý sa vo vode obmedzene rozpúšťa (2 objemy chlóru (plyn!) Na 1 objem vody), reaguje s ním reverzibilne: Cl2 + H20 \u003d HCl + HClO. Bróm sa správa podobne, ale rovnováha Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO je silnejšie posunutá doľava. Podobná rovnováha pre jód je posunutá smerom k reaktantom natoľko, že možno povedať, že reakcia neprebieha. V súlade s vyššie uvedeným existuje chlór a bróm voda, ale jód a fluór neexistujú. Zároveň sa vo vodnom roztoku jódu v nízkych koncentráciách našiel jodidový anión, ktorého vzhľad sa vysvetľuje tvorbou hydrátu jódu v roztoku, ktorý je schopný disociácie na J +. H20 a J-. Disociačná rovnováha hydrátu jódu je tiež silne posunutá smerom k nedisociovanej forme.

2. Zvážte reakcie halogénov s kyselinami. Možné sú redox reakcie, pri ktorých dochádza k výmene elektrónov medzi halogénom a prvkom, ktorý je súčasťou kyseliny. V tomto prípade chlór a bróm často pôsobia ako oxidačné činidlá a jód ako redukčné činidlo. Tu sú najtypickejšie reakcie: J 2 + 10 HNO 3 (konc.) \u003d 2 HJO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O 3 J 2 + 10 HNO 3 \u003d 6 HNO 3 + 10NO + 2H 2 O 2HBr + Cl2 \u003d 2HCl + Br 2 H 2 SO 3 (S02 + H20) + Br2 + H20 \u003d 2HBr + H2S04 HCOOH + Cl2 (Br2) \u003d C02 + 2HCI (HBr). Reakcie s fluórom vedú k deštrukcii.

3. Pri interakcii s zásadami sú halogény neprimerané, to znamená, že súčasne zvyšujú a znižujú svoj oxidačný stav. Chlór reaguje za studena: Cl2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO a po zahriatí - 3Cl2 + 6NaOH \u003d 5NaCl + NaClO3 + 3H20, pretože chlórnanový anión sa po zahriatí v roztoku neúmerne rozdelí na chlorečnan a chlorid. Hypobromity a hypojodity sú ešte menej stabilné, takže bróm a jód pri izbovej teplote už poskytujú bromičnany a jodičnany. Napríklad: 3J 2 + 6KOH \u003d 5KJ + KJO 3. Reakcia chlóru za studena s hydroxidom vápenatým vedie k vytvoreniu zmiešanej soli chloridu vápenatého s chlórnanom - bielidlo: Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaOCl 2 + H 2 O.

4. Na rozdiel od väčšiny látok fluór reaguje s oxidom kremičitým pri izbovej teplote. Reakcia je katalyzovaná stopami vody. Pretože SiO2 je hlavnou zložkou skla, fluór rozpúšťa sklo v súlade s reakciou: 2F2 + SiO2 \u003d SiF4 + 02.

5. Pri interakcii so soľami, oxidmi a inými binárnymi zlúčeninami sú možné redoxné reakcie, z ktorých je potrebné uviesť vytesňovacie reakcie s aktívnejším (elektronegatívnejším) halogénom menej aktívnym zo soľného zloženia, napríklad: 2KJ + Cl2 \u003d 2KCl + J2. Vonkajším znakom tejto reakcie je vzhľad žltého (hnedého s významnou koncentráciou) farby molekulárneho jódu. Pri dlhodobom prechode chlóru cez roztok jodidu draselného farba zmizne, pretože jód sa ďalej oxiduje na HJO 3, ktorého roztok je bezfarebný: J 2 + 5Cl2 + 6H20 \u003d 10HCl + 2HJO3.

Halogénové zlúčeniny

1. Halogenovodíky - plynné látky za normálnych podmienok. Teplota varu fluorovodíka je +19 ° C (HCl -85 ° C, HBr -67 ° C, HJ -35 ° C). Je abnormálne veľký v dôsledku tvorby veľmi silných vodíkových väzieb v kvapalnom fluorovodíku. Vďaka silným vodíkovým väzbám nie sú v kvapalnom fluorovodíku žiadne voľné ióny a nevedie elektrický prúd, ktorý je neelektrolytom. Všetky molekuly halogenovodíkov majú jednoduché silne polárne väzby. Pri pohybe pozdĺž skupiny zhora nadol klesá polarita väzby, pretože záporný koniec dipólu vodík-halogénovej väzby je halogén a elektronegativita významne klesá z fluóru na jód. Ale pevnosť väzby je do značnej miery ovplyvnená zväčšením dĺžky väzby, preto najsilnejšia väzba v uvažovanej sérii je v molekule HF a najslabšia je v molekule HJ. Všetky halogenovodíky sú ľahko rozpustné vo vode. V tomto prípade dochádza k ionizácii a disociácii. Disociácia produkuje hydróniový katión; preto majú vodné roztoky halogenovodíkov vlastnosti kyselín. Hydrochloric (chlorovodíková), bromovodíková a jodovodíková sú silné kyseliny. Najsilnejším z nich je jodovodík, a to nielen kvôli slabšej väzbe v molekule, ale aj kvôli väčšej stabilite jodidového iónu, ktorého koncentrácia náboja sa kvôli jeho veľkej veľkosti znižuje. Kyselina fluorovodíková (fluorovodíková) je slabá kvôli prítomnosti vodíkových väzieb nielen medzi molekulami fluorovodíka, ale aj medzi molekulami fluorovodíka a vody. Tieto väzby sú také silné, že v koncentrovaných roztokoch je možná tvorba kyslých fluoridov, aj keď je kyselina fluorovodíková jednosýtna: KOH + 2HF \u003d KHF2. Kyslý difluoridový anión má silnú vodíkovú väzbu :. Kyselina fluorovodíková tiež reaguje so sklom. Reakcia je všeobecne nasledovná: SiO 2 + 6 HF \u003d H 2 + 2 H 2 O. Kyseliny halogénvodíkové majú všetky vlastnosti neoxidujúcich kyselín. Ale odkedy veľa kovov je náchylných na tvorbu kyslých komplexných aniónov; niekedy reagujú s kovmi v sérii stresu po vodíku. Napríklad 2Cu + 4HI \u003d 2H + H2. Fluorovodík a chlorovodík sa neoxidujú koncentrovanou kyselinou sírovou, takže sa dajú získať zo suchých halogenidov, napríklad ZnCl2 (tv) + H2S04 (conc) \u003d ZnS04 + 2HCl. Bromovodík a jodovodík sa za týchto podmienok oxidujú: 2HBr + H2S04 (konc.) \u003d Br2 + S02 + 2H20; 8HI + H2S04 (konc.) \u003d 4I 2 + H2S + 4H20. Na ich vytlačenie zo zloženia solí sa používa absolútna kyselina fosforečná, ktorá prakticky nevykazuje oxidačné vlastnosti. Koncentrovaná kyselina dusičná oxiduje chlorovodík na chlór, ktorý je v čase izolácie veľmi silné oxidačné činidlo. Zmes koncentrovanej kyseliny dusičnej a chlorovodíkovej sa nazýva aqua regia a je schopná rozpúšťať zlato a platinu: Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O. Chlorovodík a koncentrovaná kyselina chlorovodíková sa oxidujú aj inými silnými oxidantmi (MnO 2, KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7). Tieto reakcie sa používajú ako laboratórne metódy na výrobu molekulárneho chlóru. Halogénvodíky sa dajú získať aj hydrolýzou väčšiny nekovových halogenidov. Keď sa získa HI, zmes jódu s červeným fosforom je priamo ovplyvnená vodou: 2P + 3I 2 + 6H20 \u003d 2H3P03 + 6HI. Je potrebné pripomenúť, že priama syntéza z jednoduchých látok je možná iba pre HF a HCl.

2. Soli halogenovodíkových kyselín... Väčšina solí je rozpustných. Mierne rozpustné sú soli dvojmocného olova a nerozpustné - soli striebra. Interakcia katiónu striebra a halogenidových iónov je kvalitatívnou reakciou: AgF je rozpustný, AgCl je biela zrazená zrazenina, AgBr je bledožltá zrazenina, AgI je jasne žltá zrazenina. Niektoré halogenidy kovov, ako napríklad halogenidy hliníka a ortuti (iné ako fluoridy), sú kovalentné zlúčeniny. Chlorid hlinitý je schopný sublimácie, rozpustné halogenidy ortuti sa postupne disociujú vo vode. Chlorid cínatý - kvapalný.

3. Kvalitatívnou reakciou na molekulárny jód je vzhľad modrého sfarbenia so škrobovým roztokom.

4. Kyslíkaté zlúčeniny halogénov... Fluór vytvára s kyslíkom dve zlúčeniny: F 2 O - fluór kyslíka - svetlo žltý plyn s bodom varu \u003d -144,8 ° C; sa získa rýchlym prechodom fluóru cez 2% roztok hydroxidu sodného. Dioxygenifluorid - F 2 O 2 je svetlohnedý plyn, pri -57 ° C sa mení na čerešňovo-červenú kvapalinu a pri -163 ° C sa mení na oranžovú pevnú látku. Ukázalo sa, že F 2 O 2 interakciou jednoduchých látok s chladením a pôsobením elektrického žeravého výboja. Nad bodom varu je už nestabilný a pôsobí ako silné oxidačné a fluoračné činidlo. Ostatné oxidy halogénu sú endotermické a nestabilné. Pri izbovej teplote niektoré z nich, napríklad Cl207, existujú iba z dôvodu kinetickej inhibície procesu rozkladu. Chlórdioxid (VII) je bezfarebná kvapalina s bodom varu 83 ° C, ktorá sa pri zahriatí na 120 ° C explozívne rozkladá. Jedinou exotermickou zlúčeninou halogénu a kyslíka je J205. Je to biela kryštalická látka, ktorá sa pri teplotách nad 300 ° C bez výbuchu rozkladá na jednoduché látky. Používa sa na detekciu a kvantifikáciu oxidu uhoľnatého (II) vo vzduchu: J205 + 5CO \u003d J2 + 5CO2.

5. Okysličené halogénové kyseliny... Sú známe kyseliny všeobecného vzorca HEO x, v ktorých halogény vykazujú nepárne pozitívne oxidačné stavy. Pre chlór je to HClO - chlórnatý kyslá, slabá, nestabilná. Rozkladá sa podľa rovnice: HClO \u003d HCl + O a kyslík v čase uvoľnenia vykazuje veľmi silné oxidačné vlastnosti. Ukázalo sa to reakciou: 2Cl2 + 2HgO + H20 \u003d HgO. HgCl2 ↓ + 2HClO, soli sa nazývajú chlórnany.HClO 2 - chloridkyselina je tiež slabá a nestabilná. Soli - chloritany.HClO 3 - chlór kyselina. Je to už silná kyselina, ale stabilná je iba v zriedených vodných roztokoch. Z hľadiska oxidačnej schopnosti je o niečo horšia ako kyselina chloritá. Soli - chlorečnany. Chlorickyselina - HClO 4 - jedna z najsilnejších anorganických kyselín. Jeho vodné roztoky sú stabilné a bezpečné počas skladovania. Zvyčajne sa používa 72% roztok, ktorý nevykazuje takmer žiadne oxidačné vlastnosti. Kyselina chloristá existuje vo voľnej forme ako bezfarebná, vysoko dymivá kvapalina, ktorá môže pri skladovaní alebo zahrievaní explodovať. Soli sa volajú chloristany. S nárastom počtu atómov kyslíka teda rastie sila chlórových kyselín obsahujúcich kyslík a klesá ich oxidačná schopnosť.Zodpovedajúce kyseliny brómu a jódu majú podobné vlastnosti, ale sú oveľa menej stabilné. Najmä v oxidačných stavoch halogénov +1 a +3. Riešenia hypromrom kyseliny sú krátkodobo stabilné iba pri 0 ° С. Bromic kyselina vo všetkom pripomína chlór ... Iodickyselina - bezfarebné priehľadné kryštály s t pl \u003d 110 ° C. Získava sa oxidáciou jódu koncentrovanou kyselinou dusičnou, peroxidom vodíka, ozónom, chlórom vo vode: J 2 + 5 H 2 O 2 \u003d 2 H J O 3 + 4 H 2 O Brómkyselina, na rozdiel od kyseliny chloristej, je silné oxidačné činidlo a nie je izolovaná vo voľnom stave, čo súvisí s javom sekundárnej periodicity, v dôsledku čoho je pre bróm nevýhodné vykazovať maximálny pozitívny oxidačný stav. Je ich niekoľko jódkyseliny: HJO 4, H 5 JO 6 (ortojódové), H 3 JO 5 (metjodové). Najstabilnejšia je H 5 JO 6. Toto je bezfarebná kryštalická látka s t pl \u003d 122 ° C, je to kyselina strednej sily a je náchylná na tvorbu kyslých solí, pretože základné rovnováhy v jej roztoku sú nasledujúce: H 5 JO 6 \u003d H + + H 4 JO 6 - K \u003d 10 -3H4JO6 - \u003d JO4 - + 2H2 OK \u003d 29 H4JO6 - \u003d H + + H3JO6 - K \u003d 2. 10 -7. Zhrňme si to. Silnými kyselinami sú HClO4, HClO3, HBr04, HBrO3, HJO3. HClO, HClO 2, HBrO, HBrO 4, H 5 JO 6 majú silné oxidačné vlastnosti.

6. Soli kyslíkatých kyselín stabilnejšie ako kyseliny. Je zaujímavé, že pre kovy podskupiny draslíka sú chloristany a jodistany nerozpustné a pre rubídium sú to tiež chlorečnany, bromičnany a bromičnany, aj keď obvykle sú rozpustné všetky soli alkalických kovov. Väčšina solí sa pri zahriatí rozkladá: KClO4 \u003d KCl + 2O 2. Chloričnan draselný, ktorý má aj názov „Bertholletova soľ“, je pri zahriatí neprimeraný: 4KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4 Chráni sa tiež chlórnan: 3KClO \u003d 2KCl + KClO 3 Ak soľ obsahuje nečistoty, najmä oxidy kovov, môže rozklad dôjsť čiastočne opačným smerom. : 2KClO3 \u003d 2KCl + 3O2. Pri použití oxidu manganičitého ako katalyzátora sa táto cesta stane hlavnou.

7. Redoxné reakcie oxohalogenátových aniónov.Soli sú úplne disociované v roztoku. V tomto prípade sa získajú oxohalogenátové anióny - EO x -, ktoré sú v prítomnosti záporného náboja slabšími oxidantmi ako molekuly kyselín. Napríklad kyselina chlórna môže oxidovať svoju vlastnú soľ: 2HClO + NaClO \u003d NaClO3 + 2HCl. V roztoku vykazujú soli znateľné oxidačné vlastnosti iba v kyslom prostredí. Stojí za povšimnutie protiproporcionálne reakcie: KClO 3 + 6HCl \u003d 3Cl2 + KCl + 3H 2O KJO 3 + 5KJ + H 2 SO 4 \u003d 3J 2 ↓ + 3K 2 SO 4 + 3H 2 O. Tieto soli sa pri zahrievaní stávajú silnými oxidačnými činidlami. Celý zápas a pyrotechnický priemysel sú založené na reakciách bertholletovej soli, napríklad: 2KClO 3 + 3S \u003d 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P \u003d 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 + 2 Al \u003d Al 2 O 3 + KCl. Komplikované rovnováhy vedú k tomu, že halogénové kyseliny obsahujúce kyslík a ich soli, pôsobiace ako oxidanty, sa najčastejšie znižujú na Hal -1.

8. Metódy výroby halogénov. Fluór sa vyrába elektrolýzou taveniny fluorovodíka draselného (KHF2). V priemysle sa chlór získava elektrolýzou roztoku chloridu sodného alebo kyseliny chlorovodíkovej podľa Deaconovej metódy: 4HCl + 02 \u003d 2H20 + 2Cl2 (pri zahrievaní a pri použití CuCl2 ako katalyzátora), interakcia bielidla s kyselinou chlorovodíkovou. V laboratóriu: interakcia koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej s KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7 alebo MnO 2 pri zahrievaní. Bróm sa získava jeho vytlačením chlórom zo zloženia bromidu draselného alebo sodného, \u200b\u200bako aj oxidáciou bromidov koncentrovanou kyselinou sírovou. Všetky tieto reakcie už boli prediskutované. Jód môže byť tiež nahradený chlórom alebo brómom z jodidovej zmesi. Jodidový anión môžete oxidovať v kyslom prostredí oxidom manganičitým. Pretože jodidový anión je ľahko oxidovateľný, je tu možná široká škála reakcií.

MEĎ.

Prvok s atómovým číslom 29, relatívna atómová hmotnosť 63,545. Patrí do rodiny d-prvkov. V periodickom systéme je to v období IV, skupina I, vedľajšia podskupina. Štruktúra vonkajšej elektrónovej vrstvy: 3d 10 4s 1. V základnom stave je d-úroveň zaplnená, ale nie je dostatočne stabilná, preto okrem oxidačného stavu +1, ktorý možno predpokladať z elektronickej štruktúry atómu, vykazuje meď oxidačné stavy +2, dokonca +3 a veľmi zriedka +4. Polomer atómu medi je dosť malý - 0,128 nm. Je dokonca menší ako polomer atómu lítia - 0,155 nm. Jeho iba 4s elektrón, keď je bližšie k jadru, spadá pod obrazovku z úplného obalu 3d 10, čo zvyšuje jeho príťažlivosť k jadru a s ním aj ionizačný potenciál. Preto je meď neaktívnym kovom po vodíku v sérii napätí.

Fyzikálne vlastnosti. Meď je mäkký červený kov, tvárny, tvárny, ľahko roztiahnuteľný do drôtu. Má vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť, ktorá je na druhom mieste za zlatom a striebrom.

Chemické vlastnosti jednoduchej látky. V suchom vzduchu je meď dosť inertná, pretože je pokrytá tenkým filmom zo zmesi CuO a Cu20, ktorá dodáva povrchu tmavšiu farbu a zabraňuje ďalšej interakcii s atmosférickým kyslíkom. V prítomnosti významného množstva vlhkosti a oxidu uhličitého nastáva korózia, ktorej produktom je zelený uhličitan hydroxymedium (II): 2Cu + H20 + CO2 + 02 \u003d (CuO) 2CO3.

Všetky chemické prvky sú rozdelené na kovy a nekovy v závislosti od štruktúry a vlastností ich atómov. Jednoduché látky tvorené prvkami sa tiež klasifikujú na kovy a nekovy na základe ich fyzikálnych a chemických vlastností.

V Periodickej tabuľke chemických prvkov D.I. Mendelejevove nekovy sú umiestnené diagonálne: bór - astatín a nad ním v hlavných podskupinách.

Pre atómy kovov sú charakteristické relatívne veľké polomery a malý počet elektrónov na vonkajšej úrovni od 1 do 3 (výnimka: germánium, cín, olovo - 4; antimón a bizmut - 5; polónium - 6 elektrónov).

Atómy nekovov sa naopak vyznačujú malými polomermi atómov a počtom elektrónov na vonkajšej úrovni od 4 do 8 (s výnimkou bóru má tri také elektróny).

Z toho vyplýva tendencia atómov kovov vzdávať sa vonkajších elektrónov, t.j. redukčné vlastnosti a pre nekovové atómy - túžba prijímať elektróny chýbajúce na stabilnú osem-elektrónovú hladinu, t.j. oxidačné vlastnosti.

Kovy

V kovoch existuje kovová väzba a kovová kryštalická mriežka. V mriežkových miestach sú kladne nabité ióny kovov viazané pomocou zdieľaných vonkajších elektrónov patriacich k celému kryštálu.

To určuje všetky najdôležitejšie fyzikálne vlastnosti kovov: kovový lesk, elektrická a tepelná vodivosť, plasticita (schopnosť meniť tvar pod vonkajším vplyvom) a niektoré ďalšie charakteristické pre túto triedu jednoduchých látok.

Kovy skupiny I z hlavnej podskupiny sa nazývajú alkalické kovy.

Kovy skupiny II: vápnik, stroncium, bárium - alkalické zeminy.

Chemické vlastnosti kovov

Pri chemických reakciách vykazujú kovy iba redukčné vlastnosti, t.j. ich atómy darujú elektróny, výsledkom čoho sú pozitívne ióny.

1. Interakcia s nekovmi:

a) kyslík (s tvorbou oxidov)

Alkalické kovy a kovy alkalických zemín za normálnych podmienok ľahko oxidujú, preto sa skladujú pod vrstvou vazelíny alebo petroleja.

4Li + 02 \u003d 2Li20

2Ca + 02 \u003d 2CaO

Upozorňujeme: pri interakcii sodíka - vzniká peroxid, draslík - superoxid

2Na + 02 \u003d Na202, K + O2 \u003d KO2

a oxidy sa získavajú kalcináciou peroxidu zodpovedajúcim kovom:

2Na + Na202 \u003d 2Na20

Železo, zinok, meď a ďalšie menej aktívne kovy oxidujú pomaly na vzduchu a aktívne pri zahrievaní.

3Fe + 2O 2 \u003d Fe 3 O 4 (zmes dvoch oxidov: FeO a Fe 2 O 3)

2Zn + 02 \u003d 2ZnO

2Cu + 02 \u003d 2CuO

Zlato a platina nie sú za žiadnych podmienok oxidované vzdušným kyslíkom.

b) vodík (s tvorbou hydridov)

2Na + H2 \u003d 2NaH

Ca + H2 \u003d CaH2

c) chlór (s tvorbou chloridov)

2K + Cl2 \u003d 2KCl

Mg + Cl2 \u003d MgCl2

2Al + 3Cl2 \u003d 2AlCl3

Pozor: pri interakcii železa vzniká chlorid železitý:

2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3

d) síra (s tvorbou sulfidov)

2Na + S \u003d Na2S

Hg + S \u003d HgS

2Al + 3S \u003d Al 2S 3

Pozor: pri interakcii železa vzniká sulfid železitý:

Fe + S \u003d FeS

e) dusík (s tvorbou nitridov)

6K + N2 \u003d 2K 3N

3Mg + N2 \u003d Mg3N2

2Al + N2 \u003d 2AlN

2. Interakcia s komplexnými látkami:

Je potrebné pripomenúť, že podľa svojej redukčnej schopnosti sú kovy umiestnené v rade, ktorý sa nazýva elektrochemická séria napätí alebo aktivita kovov (séria posunov N.N. Beketova):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

voda

Kovy umiestnené za sebou až po horčík za normálnych podmienok vytláčajú vodík z vody a vytvárajú rozpustné zásady - zásady.

2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2

Ba + H20 \u003d Ba (OH) 2 + H2

Horčík pri varení interaguje s vodou.

Mg + 2H20 \u003d Mg (OH) 2 + H2

Pri odstraňovaní oxidového filmu hliník prudko reaguje s vodou.

2Al + 6H20 \u003d 2Al (OH) 3 + 3H2

Zvyšok kovov v rade až po vodík, za určitých podmienok, môže tiež reagovať s vodou za uvoľňovania vodíka a tvorby oxidov.

3Fe + 4H20 \u003d Fe3O4 + 4H2

b) kyslé roztoky

(S výnimkou koncentrovanej kyseliny sírovej a kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie. Pozri časť „Redoxné reakcie“.)

Poznámka: Na reakcie nepoužívajte nerozpustnú kyselinu kremičitú

Kovy od horčíka po vodík vytláčajú vodík z kyselín.

Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2

Pozor: tvoria sa železnaté soli.

Fe + H2S04 (zried.) \u003d FeS04 + H2

Tvorba nerozpustnej soli bráni pokračovaniu reakcie. Napríklad olovo prakticky nereaguje s roztokom kyseliny sírovej v dôsledku tvorby nerozpustného síranu olovnatého na povrchu.

Kovy zaradené vedľa vodíka NEMONTUJTE vodík.

c) soľné roztoky

Kovy, ktoré sa radia k horčíku a aktívne reagujú s vodou, sa na tieto reakcie nepoužívajú.

Pre zvyšok kovov je splnené pravidlo:

Každý kov vytláča z roztokov solí iné kovy umiestnené v rade napravo od neho a sám môže byť vytláčaný kovmi nachádzajúcimi sa vľavo od neho.

Cu + HgCl2 \u003d Hg + CuCl2

Fe + CuS04 \u003d FeS04 + Cu

Rovnako ako v prípade kyslých roztokov, tvorba nerozpustnej soli bráni pokračovaniu reakcie.

d) alkalické roztoky

Kovy interagujú a ich hydroxidy sú amfotérne.

Zn + 2NaOH + 2H20 \u003d Na2 + H2

2Al + 2KOH + 6H20 \u003d 2K + 3H 2

e) s organickými látkami

Alkalické kovy s alkoholmi a fenolom.

2C2H5OH + 2Na \u003d 2C2H5ONa + H2

2C6H5OH + 2Na \u003d 2C6H5ONa + H2

Kovy sa podieľajú na reakciách s halogénalkánmi, ktoré sa používajú na získanie nižších cykloalkánov a na syntézy, počas ktorých sa uhlíkový skelet molekuly stáva zložitejšou (reakcia A. Wurtza):

CH2CI-CH2-CH2CI + Zn \u003d C3H6 (cyklopropán) + ZnCl2

2CH2CI + 2Na \u003d C2H6 (etán) + 2NaCl

Nekovy

V jednoduchých látkach sú atómy nekovov spojené kovalentnou nepolárnou väzbou. V tomto prípade sa vytvárajú jednoduché (v molekulách H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2), dvojité (v molekulách O 2), trojité (v molekulách N 2) kovalentné väzby.

Štruktúra jednoduchých látok - nekovy:

1. molekulárne

Za normálnych podmienok väčšina z týchto látok sú plyny (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) alebo tuhé látky (I 2, P 4, S 8) a iba jediný bróm (Br 2) je tekutý. Všetky tieto látky majú molekulárnu štruktúru, a preto sú prchavé. V tuhom stave sú taviteľné kvôli slabej intermolekulárnej interakcii, ktorá drží ich molekuly v kryštáli, a sú schopné sublimácie.

2. anatomické

Tieto látky sú tvorené kryštálmi, v ktorých uzloch sú atómy: (B n, C n, Si n, Gen, Se n, Te n). Vďaka vysokej pevnosti kovalentných väzieb majú spravidla vysokú tvrdosť a akékoľvek zmeny spojené so zničením kovalentnej väzby v ich kryštáloch (topenie, odparovanie) sa uskutočňujú s veľkým výdajom energie. Mnohé z týchto látok majú vysoké teploty topenia a varu a ich prchavosť je veľmi nízka.

Mnoho prvkov - nekovy tvorí niekoľko jednoduchých látok - alotropické modifikácie. Alotropia môže byť spojená s odlišným zložením molekúl: kyslíka O 2 a ozónu O 3 a s odlišnou štruktúrou kryštálov: grafit, diamant, karbyn, fullerén sú alotropické modifikácie uhlíka. Prvky - nekovy s alotropickými modifikáciami: uhlík, kremík, fosfor, arzén, kyslík, síra, selén, telúr.

Chemické vlastnosti nekovov

V atómoch nekovov dominujú oxidačné vlastnosti, to znamená schopnosť viazať elektróny. Táto schopnosť je charakterizovaná hodnotou elektronegativity. Medzi nekovy

At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

zvyšuje sa elektronegativita a zvyšujú sa oxidačné vlastnosti.

Z toho vyplýva, že oxidačné aj redukčné vlastnosti budú charakteristické pre jednoduché látky - nekovy, s výnimkou fluóru, najsilnejšieho oxidačného činidla.

1. Oxidačné vlastnosti

a) pri reakciách s kovmi (kovy sú vždy redukčné činidlá)

2Na + S \u003d Na2S (sulfid sodný)

3Mg + N2 \u003d Mg3N2 (nitrid horečnatý)

b) pri reakciách s nekovmi umiestnenými naľavo od daného, \u200b\u200bto znamená s nižšou hodnotou elektronegativity. Napríklad pri interakcii fosforu a síry bude oxidačným činidlom síra, pretože fosfor má nižšiu hodnotu elektronegativity:

2P + 5S \u003d P2S5 (sulfid fosforitý V)

Väčšina nekovov bude oxidačnými činidlami pri reakciách s vodíkom:

H2 + S \u003d H2S

H2 + Cl2 \u003d 2HCI

3H2 + N2 \u003d 2NH3

c) pri reakciách s niektorými zložitými látkami

Oxidačné činidlo - kyslík, spaľovacie reakcie

CH4 + 2O2 \u003d C02 + 2H20

2SO 2 + 02 \u003d 2SO3

Oxidačné činidlo - chlór

2FeCl2 + Cl2 \u003d 2FeCl3

2KI + Cl2 \u003d 2KCl + I2

CH4 + Cl2 \u003d CH3CI + HCl

Ch2 \u003d CH2 + Br2 \u003d CH2Br-CH2Br

2. Obnovovacie vlastnosti

a) pri reakciách s fluórom

S + 3F 2 \u003d SF 6

H2 + F2 \u003d 2HF

Si + 2F2 \u003d SiF4

b) pri reakciách s kyslíkom (okrem fluóru)

S + 02 \u003d S02

N2 + 02 \u003d 2NO

4P + 5O2 \u003d 2P205

C + 02 \u003d C02

c) pri reakciách s komplexnými látkami - oxidačnými činidlami

H2 + CuO \u003d Cu + H20

6P + 5KClO3 \u003d 5KCl + 3P205

C + 4HN03 \u003d C02 + 4N02 + 2H20

H2C \u003d O + H2 \u003d CH3OH

3. Neproporcionálne reakcie: ten istý nekovový je oxidačné aj redukčné činidlo

Cl2 + H20 \u003d HCl + HClO

3Cl2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO3 + 3H20

Svet okolo nás je hmotný. Hmota je dvoch typov: hmota a pole. Predmetom chémie je látka (vrátane účinku na rôzne polia - zvukové, magnetické, elektromagnetické atď.)

Látka - všetko, čo má oddychovú hmotu (t. J. Charakterizovanú prítomnosťou hmoty, keď sa nehýbe)... Takže aj keď zvyšná hmotnosť jedného elektrónu (hmotnosť nehybného elektrónu) je veľmi malá - asi 10 -27 g, ale aj jeden elektrón je látkou.

Látka je v troch stavoch agregácie - plynnej, kvapalnej a tuhej. Existuje ešte jeden stav hmoty - plazma (napríklad plazma je v búrke a v guľových bleskoch), ale v školskom kurze sa o plazmovej chémii takmer nikdy neuvažuje.

Látky môžu byť čisté, veľmi čisté (potrebné napríklad na vytvorenie vláknovej optiky), môžu obsahovať značné množstvo nečistôt a môžu to byť zmesi.

Všetky látky sú tvorené najmenšími časticami - atómami. Látky pozostávajúce z atómov rovnakého typu (z atómov jedného prvku), nazýva sa jednoduchý (napríklad uhlie, kyslík, dusík, striebro atď.). Látky, ktoré obsahujú vzájomne spojené atómy rôznych prvkov, sa nazývajú komplexné.

Ak látka (napríklad vo vzduchu) obsahuje dve alebo viac jednoduchých látok a ich atómy nie sú navzájom spojené, potom sa to nazýva nie komplex, ale zmes jednoduchých látok. Počet jednoduchých látok je pomerne malý (asi päťsto) a počet zložitých látok je obrovský. Dodnes sú známe desiatky miliónov rôznych komplexných látok.

Chemické premeny

Látky sú schopné vzájomnej interakcie a objavujú sa nové látky. Takéto transformácie sa nazývajú chemická látka... Napríklad jednoduchá látka uhlie interaguje (chemici hovoria - reaguje) s ďalšou jednoduchou látkou - kyslíkom, v dôsledku čoho vzniká zložitá látka - oxidom uhličitým, v ktorom sú uhlíkové atómy kyslíka spojené dohromady. Takéto premeny niektorých látok na iné sa nazývajú chemické. Chemické premeny sú chemické reakcie. Takže keď sa cukor zahrieva na vzduchu, zložitá sladká látka - sacharóza (z ktorej sa skladá cukor) - sa zmení na jednoduchú látku - uhlie a zložitú látku - vodu.

Chémia skúma premenu niektorých látok na iné. Úlohou chémie je zistiť, s ktorými látkami môže konkrétna látka za daných podmienok interagovať (reagovať), čo sa v takom prípade formuje. Okrem toho je dôležité zistiť, za akých podmienok môže dôjsť ku konkrétnej transformácii a k \u200b\u200bzískaniu požadovanej látky.

Fyzikálne vlastnosti látok

Každá látka sa vyznačuje kombináciou fyzikálnych a chemických vlastností. Fyzikálne vlastnosti sú vlastnosti, ktoré je možné charakterizovať pomocou fyzikálnych prístrojov... Napríklad na určenie teploty topenia a bodu varu vody je možné použiť teplomer. Fyzikálne metódy môžu charakterizovať schopnosť látky viesť elektrický prúd, určiť hustotu látky, jej tvrdosť atď. Počas fyzikálnych procesov zostávajú látky v nezmenenom zložení.

Fyzikálne vlastnosti látok sa dajú rozdeliť na spočítateľné (tie, ktoré sa dajú charakterizovať pomocou určitých fyzikálnych zariadení podľa počtu, napríklad uvedením hustoty, teploty topenia a varu, rozpustnosti vo vode atď.) A nepočítateľné (tie, ktoré sa nedajú charakterizovať počtom alebo je to veľmi ťažké). - napríklad farba, vôňa, chuť atď.).

Chemické vlastnosti látok

Chemické vlastnosti látky je súbor informácií o tom, aké ďalšie látky a za akých podmienok daná látka vstupuje do chemických interakcií... Najdôležitejšou úlohou chémie je identifikovať chemické vlastnosti látok.

Najmenšie častice látok - atómy - sa zúčastňujú chemických premien. Pri chemických premenách z niektorých látok vznikajú ďalšie látky, ktoré pôvodné zmiznú a namiesto nich vznikajú nové látky (reakčné produkty). A atómy prizo všetkých chemické premeny sú zachované... Sú preskupené, počas chemických premien sú staré väzby medzi atómami zničené a objavujú sa nové väzby.

Chemický prvok

Počet rôznych látok je obrovský (a každá z nich má svoju vlastnú sadu fyzikálnych a chemických vlastností). Atómy, ktoré sa navzájom líšia v najdôležitejších charakteristikách, sú v hmotnom svete okolo nás relatívne malé - asi sto. Každý typ atómu má svoj vlastný chemický prvok. Chemický prvok je súbor atómov s rovnakými alebo podobnými vlastnosťami.... V prírode sa nachádza asi 90 rôznych chemických prvkov. Fyzici sa už naučili vytvárať nové typy atómov, ktoré na Zemi chýbajú. Takéto atómy (a podľa toho aj také chemické prvky) sa nazývajú umelé (v angličtine - umelo vyrobené prvky). K dnešnému dňu boli syntetizované viac ako dve desiatky umelo získaných prvkov.

Každý prvok má latinský názov a jedno- alebo dvojpísmenový symbol. V ruskej jazykovej chemickej literatúre neexistujú jasné pravidlá výslovnosti symbolov chemických prvkov. Niektorí to vyslovujú takto: prvok nazývajú v ruštine (symboly pre sodík, horčík atď.), Iní - latinskými písmenami (symboly pre uhlík, fosfor, síru) a ešte iní - ako znie názov prvku v latinčine (železo, striebro, zlato, ortuť) ). Je obvyklým zvykom vyslovovať symbol prvku vodík H, pretože toto písmeno sa vyslovuje vo francúzštine.

Porovnanie najdôležitejších charakteristík chemických prvkov a jednoduchých látok je uvedené v nasledujúcej tabuľke. Niekoľko jednoduchých látok môže zodpovedať jednému prvku (fenomén alotropie: uhlík, kyslík atď.), A možno aj jednému (argón a iné inertné plyny).