Tiek noteiktas vienkāršas vielas ķīmiskās īpašības. Metālu vispārīgie raksturlielumi
Vielas ķīmiskās īpašības ir atkarīgas ne tikai no tā, no kādiem ķīmiskajiem elementiem tā sastāv, bet arī no vielas molekulu struktūras (strukturālā izomērija) un no molekulu telpiskās konfigurācijas (konformācija, stereoizomērija). Parasti vielām ar vienādu sastāvu un struktūru ir vienādas ķīmiskās īpašības, izņemot reakcijas ar vielām ar atšķirīgu telpisko konfigurāciju. Šī atšķirība ir īpaši svarīga bioķīmijā, piemēram, olbaltumvielas spēja reaģēt ar citām bioloģiski aktīvām vielām var būt atkarīga no tā salocīšanas veida.
Ķīmisko īpašību piemēri
Skatīt arī
Piezīmes (rediģēt)
Wikimedia fonds. 2010. gads.
Skatiet, kas ir "ķīmiskās īpašības" citās vārdnīcās:
Ķīmiskās īpašības- - noteikt materiāla spēju ķīmiski pārveidoties, saskaroties ar ārējās vides vielām (arī agresīvām), saglabāt sastāvu un struktūru inertā vidē, sastāvdaļu ķīmisko mijiedarbību ... ...
Ķīmiskās īpašības- - EN ķīmiskā īpašība Vielas īpašības atkarībā no atomu izvietojuma molekulā, piem. bio pieejamība, noārdīšanās spēja, noturība utt. (Avots: RRAA) ... ...
Ķīmiskās īpašības- - elektromagnētisko mijiedarbību kopums starp ķīmiskajiem elementiem, kas noved pie līdzsvara stabilu sistēmu (molekulu, jonu, radikāļu) veidošanās. Analītiskās ķīmijas vārdnīca... Ķīmiskie termini
Ķīmiskās īpašības- cheminės savybės statusas T joma automatika atitikmenys: angl. ķīmiskās īpašības vok. chemische Eigenschaften, f rus. ķīmiskās īpašības, n pranc. propriétés chimiques, f ... Automatikos terminų žodynas
Spirtu ķīmiskās īpašības ir spirtu ķīmiskās reakcijas mijiedarbībā ar citām vielām. Tos galvenokārt nosaka hidroksilgrupas klātbūtne un ogļūdeņražu ķēdes struktūra, kā arī to savstarpējā ietekme: Jo vairāk ... ... Wikipedia
Fizikāli ķīmiskās īpašības- - raksturo materiāla fizikālā stāvokļa ietekmi uz noteiktu ķīmisko procesu norisi (piemēram, materiāla dispersijas pakāpe ietekmē ķīmisko reakciju kinētiku). [Kosykh, A. V. Mākslīgā un dabiskā būvniecība ... ... Būvmateriālu terminu, definīciju un skaidrojumu enciklopēdija
Ugunsizturīgo izejvielu fizikāli ķīmiskās īpašības- [ugunsizturīgs] - ugunsizturīgo izejvielu ķīmiskā un/vai graudu lieluma sastāva kopums [ugunsizturīgs], tā termomehāniskās un termofizikālās īpašības, kas nosaka pielietojuma jomu. [GOST R 52918 2008] Termina virsraksts: Izejvielu enciklopēdijas virsraksti ... Būvmateriālu terminu, definīciju un skaidrojumu enciklopēdija
Tiek apšaubīta raksta tēmas atbilstība. Lūdzu, parādiet rakstā tā tēmas nozīmīgumu, pievienojot tam pierādījumus par nozīmīgumu pēc īpašiem nozīmīguma kritērijiem vai, ja īpaši nozīmīguma kritēriji ... ... Wikipedia
fizikālās un ķīmiskās īpašības- fizikinės ir cheminės savybės statusas T joma automatika atitikmenys: angl. fizikāli ķīmiskās īpašības vok. physikalish chemische Eigenschaften, f rus. fizikālās un ķīmiskās īpašības, n pranc. propriétés physico chimiques, f ... Automatikos terminų žodynas
fizikāli ķīmiskās īpašības- - [A.S. Goldbergs. Angļu krievu enerģētikas vārdnīca. 2006] Tēmas par enerģiju vispārīgi EN fizikāli ķīmiskās īpašības ... Tehniskā tulka rokasgrāmata
Grāmatas
- Pusvadītāju vielu fizikāli ķīmiskās īpašības. Katalogs,. Uzziņu grāmatā sistematizētas tīra neorganiskā kristāliskā, kā arī dažu elementāru, dubultu, trīskāršu un sarežģītāku stiklveida vielu pamatīpašības ...
Visi ķīmiskie elementi ir sadalīti metāli un nemetāli atkarībā no to atomu struktūras un īpašībām. Arī vienkāršas vielas, ko veido elementi, klasificē metālos un nemetālos, pamatojoties uz to fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām.
Ķīmisko elementu periodiskajā tabulā D.I. Mendeļejeva nemetāli atrodas pa diagonāli: bors - astatīns un virs tā galvenajās apakšgrupās.
Metālu atomiem raksturīgi salīdzinoši lieli rādiusi un neliels elektronu skaits ārējā līmenī no 1 līdz 3 (izņēmums: germānija, alva, svins - 4; antimons un bismuts - 5; polonijs - 6 elektroni).
Gluži pretēji, nemetālu atomiem ir raksturīgi nelieli atomu rādiusi un elektronu skaits ārējā līmenī no 4 līdz 8 (izņemot boru, tam ir trīs šādi elektroni).
Līdz ar to metālu atomu tendence atteikties no ārējiem elektroniem, t.i. reducējošās īpašības, bet nemetālu atomiem - vēlme saņemt elektronus, kas trūkst līdz stabilam astoņu elektronu līmenim, t.i. oksidējošas īpašības.
Metāli
Metālos ir metāliska saite un metālisks kristāla režģis. Režģa vietās ir pozitīvi lādēti metālu joni, kas saistīti ar socializētiem ārējiem elektroniem, kas pieder visam kristālam.
Tas nosaka visas svarīgākās metālu fizikālās īpašības: metālisks spīdums, elektriskā un siltumvadītspēja, plastiskums (spēja mainīt formu ārējās ietekmē) un dažas citas, kas raksturīgas šai vienkāršu vielu klasei.
Galvenās apakšgrupas I grupas metālus sauc par sārmu metāliem.
II grupas metāli: kalcijs, stroncijs, bārijs – sārmzeme.
Metālu ķīmiskās īpašības
Ķīmiskajās reakcijās metāliem piemīt tikai reducējošas īpašības, t.i. to atomi ziedo elektronus, kā rezultātā veidojas pozitīvi joni.
1. Mijiedarbojieties ar nemetāliem:
a) skābeklis (ar oksīdu veidošanos)
Sārmu un sārmzemju metāli normālos apstākļos viegli oksidējas, tāpēc tos uzglabā zem vazelīna vai petrolejas slāņa.
4Li + O 2 = 2 Li 2 O
2Ca + O 2 = 2CaO
Lūdzu, ņemiet vērā: nātrija mijiedarbībā veidojas peroksīds, kālija - superoksīds
2Na + O 2 = Na 2 O 2, K + O2 = KO2
un oksīdus iegūst, kalcinējot peroksīdu ar atbilstošo metālu:
2Na + Na2O2 = 2Na2O
Dzelzs, cinks, varš un citi mazāk aktīvi metāli gaisā oksidējas lēni un karsējot aktīvi.
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (divu oksīdu maisījums: FeO un Fe 2 O 3)
2Zn + O 2 = 2ZnO
2Cu + O 2 = 2CuO
Zelts un platīna metāli nekādā gadījumā netiek oksidēti ar atmosfēras skābekli.
b) ūdeņradis (veidojot hidrīdus)
2Na + H2 = 2NaH
Ca + H 2 = CaH 2
c) hlors (veidojot hlorīdus)
2K + Cl 2 = 2KCl
Mg + Cl 2 = MgCl 2
2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3
Lūdzu, ņemiet vērā: kad dzelzs mijiedarbojas, veidojas dzelzs (III) hlorīds:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
d) sērs (ar sulfīdu veidošanos)
2Na + S = Na 2 S
Hg + S = HgS
2Al + 3S = Al 2 S 3
Lūdzu, ņemiet vērā: kad dzelzs mijiedarbojas, veidojas dzelzs (II) sulfīds:
Fe + S = FeS
e) slāpeklis (veidojot nitrīdus)
6K + N 2 = 2K 3 N
3Mg + N2 = Mg3N2
2Al + N 2 = 2AlN
2. Mijiedarboties ar sarežģītām vielām:
Jāatceras, ka atbilstoši to reducēšanas spējai metāli ir sakārtoti rindā, ko sauc par elektroķīmisko spriegumu virkni vai metālu aktivitāti (N. N. Beketova pārvietojumu rindas):
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au, Pt
a) ūdens
Metāli, kas atrodas rindā līdz magnijai, normālos apstākļos izspiež ūdeņradi no ūdens, veidojot šķīstošas bāzes - sārmus.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Ba + H 2 O = Ba (OH) 2 + H 2
Magnijs mijiedarbojas ar ūdeni vārot.
Mg + 2H 2O = Mg (OH) 2 + H2
Noņemot oksīda plēvi, alumīnijs spēcīgi reaģē ar ūdeni.
2Al + 6H 2O = 2Al (OH) 3 + 3H 2
Pārējie metāli rindā līdz ūdeņradim noteiktos apstākļos var reaģēt arī ar ūdeni, izdalot ūdeņradi un veidojot oksīdus.
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
b) skābes šķīdumi
(Izņemot koncentrētu sērskābi un jebkuras koncentrācijas slāpekļskābi. Skatiet sadaļu "Redoksreakcijas".)
Lūdzu, ņemiet vērā: reakciju veikšanai neizmantojiet nešķīstošu silīcijskābi
Metāli, sākot no magnija līdz ūdeņradim, izspiež ūdeņradi no skābēm.
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
Lūdzu, ņemiet vērā: veidojas dzelzs sāļi.
Fe + H 2 SO 4 (atšķ.) = FeSO 4 + H 2
Nešķīstoša sāls veidošanās neļauj reakcijai noritēt. Piemēram, svins praktiski nereaģē ar sērskābes šķīdumu, jo uz virsmas veidojas nešķīstošs svina sulfāts.
Metāli, kas atrodas blakus ūdeņradim, NEIZspiež ūdeņradi.
c) sāls šķīdumi
Metālus, kas ir augstāki par magniju un aktīvi reaģē ar ūdeni, šādu reakciju veikšanai neizmanto.
Pārējiem metāliem noteikums ir izpildīts:
Katrs metāls izspiež no sāls šķīdumiem citus metālus, kas atrodas rindā pa labi no tā, un pats var tikt izspiests ar metāliem, kas atrodas pa kreisi no tā.
Cu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
Tāpat kā ar skābju šķīdumiem, nešķīstoša sāls veidošanās novērš reakcijas norisi.
d) sārmu šķīdumi
Mijiedarbojas metāli, kuru hidroksīdi ir amfotēriski.
Zn + 2NaOH + 2H 2O = Na 2 + H 2
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K + 3H 2
e) ar organiskām vielām
Sārmu metāli ar spirtiem un fenolu.
2C 2 H 5 OH + 2 Na = 2 C 2 H 5 ONa + H 2
2C 6 H 5 OH + 2 Na = 2 C 6 H 5 ONa + H 2
Metāli piedalās reakcijās ar haloalkāniem, kurus izmanto zemāko cikloalkānu iegūšanai un sintēzēm, kuru laikā molekulas oglekļa karkass kļūst sarežģītāks (A. Virca reakcija):
CH 2 Cl-CH 2 -CH 2 Cl + Zn = C 3 H 6 (ciklopropāns) + ZnCl 2
2CH2Cl + 2Na = C2H6 (etāns) + 2NaCl
Nemetāli
Vienkāršās vielās nemetālu atomi ir saistīti ar kovalentu nepolāru saiti. Šajā gadījumā veidojas vienkāršās (H 2, F 2, Cl 2, Br 2, I 2 molekulās), dubultās (O 2 molekulās), trīskāršās (N 2 molekulās) kovalentās saites.
Vienkāršu vielu - nemetālu struktūra:
1.molekulārā
Normālos apstākļos lielākā daļa šo vielu ir gāzes (H 2, N 2, O 2, O 3, F 2, Cl 2) vai cietas vielas (I 2, P 4, S 8) un vienīgais broms (Br 2) ir šķidrs. Visām šīm vielām ir molekulārā struktūra, un tāpēc tās ir gaistošas. Cietā stāvoklī tie ir kausējami vājās starpmolekulāras mijiedarbības dēļ, kas satur to molekulas kristālā, un spēj sublimēties.
2.atomisks
Šīs vielas veido kristāli, kuru mezglos atrodas atomi: (B n, C n, Si n, Gen, Se n, Te n). Kovalento saišu augstās stiprības dēļ tām, kā likums, ir augsta cietība, un visas izmaiņas, kas saistītas ar kovalentās saites iznīcināšanu to kristālos (kušana, iztvaikošana), tiek veiktas ar lielu enerģijas patēriņu. Daudzām no šīm vielām ir augsta kušanas un viršanas temperatūra, un to nepastāvība ir ļoti zema.
Daudzi elementi – nemetāli veido vairākas vienkāršas vielas – alotropiskas modifikācijas. Allotropiju var saistīt ar atšķirīgu molekulu sastāvu: skābekļa O 2 un ozona O 3 un ar dažādām kristāliskām struktūrām: grafīts, dimants, karbīns, fullerēns ir oglekļa alotropās modifikācijas. Elementi - nemetāli ar alotropiskām modifikācijām: ogleklis, silīcijs, fosfors, arsēns, skābeklis, sērs, selēns, telūrs.
Nemetālu ķīmiskās īpašības
Nemetālu atomos dominē oksidējošās īpašības, tas ir, spēja piesaistīt elektronus. Šo spēju raksturo elektronegativitātes vērtība. Starp nemetāliem
Pie, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F
palielinās elektronegativitāte un palielinās oksidējošās īpašības.
No tā izriet, ka vienkāršām vielām - nemetāliem būs raksturīgas gan oksidējošās, gan reducējošās īpašības, izņemot fluoru, spēcīgāko oksidētāju.
1. Oksidējošās īpašības
a) reakcijās ar metāliem (metāli vienmēr ir reducētāji)
2Na + S = Na 2S (nātrija sulfīds)
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (magnija nitrīds)
b) reakcijās ar nemetāliem, kas atrodas pa kreisi no dotā, tas ir, ar zemāku elektronegativitātes vērtību. Piemēram, fosfora un sēra mijiedarbībā sērs būs oksidētājs, jo fosforam ir zemāka elektronegativitātes vērtība:
2P + 5S = P 2 S 5 (fosfora sulfīds V)
Lielākā daļa nemetālu oksidējas ar ūdeņradi:
H 2 + S = H 2 S
H2 + Cl2 = 2HCl
3H2 + N2 = 2NH3
c) reakcijās ar dažām sarežģītām vielām
Oksidētājs - skābeklis, degšanas reakcijas
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Oksidētājs - hlors
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
2KI + Cl 2 = 2KCl + I 2
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl
Ch 2 = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br-CH 2 Br
2. Atjaunojošās īpašības
a) reakcijās ar fluoru
S + 3F 2 = SF 6
H 2 + F 2 = 2HF
Si + 2F 2 = SiF 4
b) reakcijās ar skābekli (izņemot fluoru)
S + O 2 = SO 2
N 2 + O 2 = 2 NO
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
C + O 2 = CO 2
c) reakcijās ar kompleksām vielām - oksidētājiem
H 2 + CuO = Cu + H 2 O
6P + 5KClO 3 = 5KCl + 3P 2 O 5
C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
H 2 C = O + H 2 = CH 3 OH
3. Disproporcijas reakcijas: viens un tas pats nemetāls ir gan oksidētājs, gan reducētājs
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Ja DI Mendeļejeva elementu periodiskajā tabulā mēs zīmējam diagonāli no berilija uz astatīnu, tad kreisajā pusē zem diagonāles būs metāla elementi (tajos ir iekļauti arī sānu apakšgrupu elementi, kas iezīmēti zilā krāsā), un augšējā labajā pusē. - nemetāla elementi (izcelti dzeltenā krāsā). Elementi, kas atrodas netālu no diagonāles - pusmetāli vai metaloīdi (B, Si, Ge, Sb utt.), Ir divkāršs raksturs (izcelts rozā krāsā).
Kā redzams attēlā, lielākā daļa elementu ir metāli.
Pēc savas ķīmiskās būtības metāli ir ķīmiski elementi, kuru atomi ziedo elektronus no ārējā vai pirms-ārējā enerģijas līmeņa, tādējādi veidojot pozitīvi lādētus jonus.
Gandrīz visiem metāliem ārējā enerģijas līmenī ir salīdzinoši lieli rādiusi un neliels elektronu skaits (no 1 līdz 3). Metāliem ir raksturīgas zemas elektronegativitātes vērtības un reducējošās īpašības.
Tipiskākie metāli atrodas periodu sākumā (sākot no otrā), tālāk no kreisās puses uz labo metāliskās īpašības vājinās. Grupā no augšas uz leju metāliskās īpašības tiek pastiprinātas, jo palielinās atomu rādiuss (sakarā ar enerģijas līmeņu skaita palielināšanos). Tas noved pie elementu elektronegativitātes (spējas piesaistīt elektronus) samazināšanās un reducēšanas īpašību palielināšanās (spēja ziedot elektronus citiem atomiem ķīmiskās reakcijās).
Tipiski metāli ir s-elementi (IA-grupas elementi no Li līdz Fr. PA-grupas elementi no Mg līdz Ra). To atomu vispārējā elektroniskā formula ir ns 1-2. Tos raksturo attiecīgi oksidācijas pakāpes + I un + II.
Neliels elektronu skaits (1-2) tipisku metālu atomu ārējā enerģijas līmenī liecina par nelielu šo elektronu zudumu un spēcīgu reducējošu īpašību izpausmi, kas atspoguļo zemas elektronegativitātes vērtības. Tādējādi tipisku metālu ķīmiskās īpašības un iegūšanas metodes ir ierobežotas.
Tipisku metālu raksturīga iezīme ir to atomu tendence veidot katjonus un jonu ķīmiskās saites ar nemetālu atomiem. Tipisku metālu savienojumi ar nemetāliem ir jonu kristāli "nemetāla metāla katjonu anjons", piemēram, K + Br -, Ca 2+ O 2-. Tipisku metālu katjoni ir iekļauti arī savienojumos ar kompleksiem anjoniem - hidroksīdiem un sāļiem, piemēram, Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
A-grupu metāliem, kas veido amfoteritātes diagonāli periodiskajā tabulā Be-Al-Ge-Sb-Po, kā arī blakus esošiem metāliem (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nav raksturīgas metāliskas īpašības. To atomu vispārējā elektroniskā formula ns 2 np 0-4 liecina par lielāku oksidācijas pakāpju daudzveidību, lielāku spēju noturēt savus elektronus, pakāpenisku to reducēšanas spēju samazināšanos un oksidēšanas spēju parādīšanos, īpaši augstos oksidācijas pakāpēs (tipiski piemēri ir savienojumi Tl III, Pb IV, Bi v) . Līdzīga ķīmiskā uzvedība ir raksturīga lielākajai daļai (d-elementi, t.i., periodiskās tabulas B-grupu elementi (tipiski piemēri ir amfoteriskie elementi Cr un Zn).
Šī īpašību dualitātes (amfoteriskuma) izpausme, gan metālisko (bāzes), gan nemetālisko, ir saistīta ar ķīmiskās saites raksturu. Cietā stāvoklī netipisku metālu savienojumi ar nemetāliem satur galvenokārt kovalentās saites (bet mazāk spēcīgas nekā saites starp nemetāliem). Šķīdumā šīs saites ir viegli pārraujamas, un savienojumi sadalās jonos (pilnībā vai daļēji). Piemēram, gallija metāls sastāv no Ga 2 molekulām, cietā stāvoklī alumīnija un dzīvsudraba (II) hlorīdi AlCl 3 un HgCl 2 satur spēcīgas kovalentās saites, bet AlCl 3 šķīdumā tas disocē gandrīz pilnībā, bet HgCl 2 - līdz a. ļoti mazā mērā (un pēc tam uz joniem НgСl + un Сl -).
Metālu vispārējās fizikālās īpašības
Tā kā kristāla režģī ir brīvie elektroni ("elektronu gāze"), visiem metāliem ir šādas raksturīgas vispārīgas īpašības:
1) Plastmasa- iespēja viegli mainīt formu, tikt ievilktam stieplē, sarullētam plānās loksnēs.
2) Metālisks spīdums un necaurredzamība. Tas ir saistīts ar brīvo elektronu mijiedarbību ar gaismu, kas krīt uz metāla.
3) Elektrovadītspēja... Tas izskaidrojams ar brīvo elektronu virziena kustību no negatīvā uz pozitīvo polu nelielas potenciālu starpības ietekmē. Sildot, elektrovadītspēja samazinās, jo paaugstinoties temperatūrai, pastiprinās atomu un jonu vibrācijas kristāla režģa mezglos, kas apgrūtina "elektronu gāzes" virziena kustību.
4) Siltumvadītspēja. To izraisa brīvo elektronu lielā mobilitāte, kuras dēļ notiek strauja temperatūras izlīdzināšana pār metāla masu. Vislielākā siltumvadītspēja ir bismutam un dzīvsudrabam.
5) Cietība. Cietākais ir hroms (griež stiklu); mīkstākos - sārmu metālus - kāliju, nātriju, rubīdiju un cēziju - sagriež ar nazi.
6) Blīvums. Jo mazāka ir metāla atomu masa un jo lielāks ir atoma rādiuss, jo mazāks tas ir. Vieglākais ir litijs (ρ = 0,53 g / cm3); smagākais ir osmijs (ρ = 22,6 g / cm3). Metālus, kuru blīvums ir mazāks par 5 g / cm3, uzskata par "vieglajiem metāliem".
7) Kušanas un viršanas punkti. Zemāk kušanas metāls ir dzīvsudrabs (kušanas temperatūra = -39 ° C), ugunsizturīgākais metāls ir volframs (kušanas temperatūra = 3390 ° C). Metāli ar t ° pl. virs 1000 ° C tiek uzskatīti par ugunsizturīgiem, zem - zemas kušanas.
Metālu vispārīgās ķīmiskās īpašības
Spēcīgi reducētāji: Me 0 - nē → Me n +
Vairāki spriegumi raksturo metālu salīdzinošo aktivitāti redoksreakcijās ūdens šķīdumos. 
I. Metālu reakcijas ar nemetāliem
1) Ar skābekli:
2Mg + O 2 → 2MgO
2) Ar pelēku:
Hg + S → HgS
3) ar halogēniem:
Ni + Cl 2 - t ° → NiCl 2
4) Ar slāpekli:
3Ca + N 2 - t ° → Ca 3 N 2
5) Ar fosforu:
3Ca + 2P - t ° → Ca 3P 2
6) Ar ūdeņradi (reaģē tikai sārmu un sārmzemju metāli):
2Li + H2 → 2LiH
Ca + H2 → CaH2
II. Metālu reakcijas ar skābēm
1) Metāli elektroķīmiskajā spriegumu sērijā līdz H reducē neoksidējošās skābes par ūdeņradi:
Mg + 2HCl → MgCl 2 + H2
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2
6Na + 2H3PO4 → 2Na3PO4 + 3H2
2) Ar oksidējošām skābēm:
Ar jebkuras koncentrācijas slāpekļskābes un koncentrēta sērskābes mijiedarbību ar metāliem ūdeņradis nekad neizdalās! 
Zn + 2H 2 SO 4 (К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
4Zn + 5H2SO4 (К) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
3Zn + 4H2SO4 (К) → 3ZnSO4 + S + 4H2O
2H 2 SO 4 (k) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 + 4Mg → 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4HNO 3 (c) + Cu → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
III. Metālu mijiedarbība ar ūdeni
1) Aktīvie (sārmu un sārmzemju metāli) veido šķīstošu bāzi (sārmu) un ūdeņradi:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
2) Vidējas aktivitātes metālus, karsējot līdz oksīdam, oksidē ūdens:
Zn + H 2 O - t ° → ZnO + H 2
3) Neaktīvs (Au, Ag, Pt) - nereaģē.
IV. Mazāk aktīvo metālu pārvietošana no to sāļu šķīdumiem ar aktīvākiem metāliem:
Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2
Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4
Rūpniecībā bieži izmanto nevis tīrus metālus, bet gan to maisījumus - sakausējumi, kurā viena metāla derīgās īpašības tiek papildinātas ar cita metāla labvēlīgajām īpašībām. Tātad vara ir zema cietība, un to maz izmanto mašīnu detaļu ražošanā, savukārt vara un cinka sakausējumi ( misiņš) jau ir diezgan stabili un tiek plaši izmantoti mašīnbūvē. Alumīnijam ir augsta elastība un pietiekams vieglums (mazs blīvums), bet pārāk mīksts. Uz tā pamata tiek sagatavots sakausējums ar magniju, varu un mangānu - duralumīnijs (duralumīns), kas, nezaudējot alumīnija derīgās īpašības, iegūst augstu cietību un kļūst piemērots lidmašīnu konstrukcijā. Plaši pazīstami ir dzelzs sakausējumi ar oglekli (un citu metālu piedevām). čuguns un tērauda.
Brīvie metāli ir reducējošie līdzekļi. Tomēr dažu metālu reaktivitāte ir zema, jo tie ir pārklāti virsmas oksīda plēve, dažādās pakāpēs, izturīgs pret ķīmisko vielu iedarbību, piemēram, ūdeni, skābju un sārmu šķīdumiem.
Piemēram, svins vienmēr ir pārklāts ar oksīda plēvi, tā pārejai šķīdumā ir nepieciešama ne tikai reaģenta (piemēram, atšķaidītas slāpekļskābes) darbība, bet arī karsēšana. Alumīnija oksīda plēve neļauj tam reaģēt ar ūdeni, bet to iznīcina skābes un sārmi. Irdena oksīda plēve (rūsa), veidojas uz dzelzs virsmas mitrā gaisā, netraucē turpmākai dzelzs oksidēšanai.
Reibumā koncentrēts uz metāliem veidojas skābes stabils oksīda plēve. Šo fenomenu sauc pasivēšana... Tātad koncentrētā veidā sērskābe metāli, piemēram, Be, Bi, Co, Fe, Mg un Nb tiek pasivēti (un pēc tam nereaģē ar skābi), un metāli A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb koncentrētā slāpekļskābē, Th un U.
Mijiedarbojoties ar oksidētājiem skābos šķīdumos, lielākā daļa metālu tiek pārvērsti katjonos, kuru lādiņu nosaka noteikta elementa stabilais oksidācijas stāvoklis savienojumos (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ un Fe 3). +)
Metālu reducējošā aktivitāte skābā šķīdumā tiek pārraidīta ar virkni spriegumu. Lielākā daļa metālu tiek pārvērsti šķīdumā ar sālsskābi un atšķaidītām sērskābēm, bet Cu, Ag un Hg - tikai sērskābi (koncentrētu) un slāpekļskābi, bet Pt un Au - "aqua regia".
Metālu korozija
Nevēlama metālu ķīmiskā īpašība ir to, t.i., aktīva iznīcināšana (oksidācija) saskarē ar ūdeni un tajā izšķīdinātā skābekļa ietekmē. (skābekļa korozija). Piemēram, plaši pazīstama ir dzelzs izstrādājumu korozija ūdenī, kuras rezultātā veidojas rūsa un produkti sadrupinās pulverī.
Metālu korozija ūdenī notiek arī izšķīdušu gāzu CO 2 un SO 2 klātbūtnes dēļ; tiek radīta skāba vide, un H + katjoni tiek izspiesti ar aktīviem metāliem ūdeņraža H 2 formā ( ūdeņraža korozija).
Divu atšķirīgu metālu saskares vieta ( kontakta korozija). Galvaniskais pāris rodas starp vienu metālu, piemēram, Fe, un citu metālu, piemēram, Sn vai Cu, kas ievietots ūdenī. Elektronu plūsma iet no aktīvāka metāla, kas spriegumu virknē atrodas pa kreisi (Fe), uz mazāk aktīvo metālu (Sn, Cu), un aktīvākais metāls tiek iznīcināts (korodēts).
Tieši šī iemesla dēļ skārdeņu konservētā virsma (ar alvu pārklāts dzelzs) sarūsē, ja to uzglabā mitrā atmosfērā un neuzmanīgi rīkojas (dzelzs ātri sabrūk pēc vismaz neliela skrāpējuma parādīšanās, kas ļauj dzelzs nonākt saskarē ar mitrumu ). Gluži pretēji, dzelzs kausa cinkotā virsma ilgstoši nerūsē, jo pat skrāpējumu klātbūtnē nerūsē dzelzs, bet gan cinks (aktīvāks metāls par dzelzi).
Konkrēta metāla izturība pret koroziju tiek palielināta, ja tas ir pārklāts ar aktīvāku metālu vai kad tie ir kausēti; tādējādi dzelzs pārklāšana ar hromu vai dzelzs-hroma sakausējuma izgatavošana novērš dzelzs koroziju. Hromēts dzelzs un tērauds, kas satur hromu ( nerūsējošais tērauds), ir augsta izturība pret koroziju.
elektrometalurģija, t.i., metālu iegūšana ar kausējumu (aktīvākajiem metāliem) vai sāļu šķīdumu elektrolīzi;
pirometalurģija, t.i., metālu atgūšana no rūdām augstā temperatūrā (piemēram, dzelzs ražošana domnā);
hidrometalurģija, t.i., metālu atdalīšana no to sāļu šķīdumiem ar aktīvākiem metāliem (piemēram, vara iegūšana no CuSO 4 šķīduma, iedarbojoties ar cinku, dzelzi vai alumīniju).
Vietējie metāli dažkārt sastopami dabā (tipiski piemēri ir Ag, Au, Pt, Hg), bet biežāk metāli ir savienojumu veidā ( metāla rūdas). Pēc izplatības zemes garozā metāli ir dažādi: no izplatītākajiem - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) līdz retākajiem - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
IIA grupa satur tikai metālus - Be (berilijs), Mg (magnijs), Ca (kalcijs), Sr (stroncijs), Ba (bārijs) un Ra (rādijs). Šīs grupas pirmā pārstāvja berilija ķīmiskās īpašības visvairāk atšķiras no pārējo šīs grupas elementu ķīmiskajām īpašībām. Tā ķīmiskās īpašības daudzējādā ziņā ir pat vairāk līdzīgas alumīnijam nekā citiem IIA grupas metāliem (tā sauktā "diagonālā līdzība"). Savukārt magnijs pēc ķīmiskajām īpašībām ievērojami atšķiras no Ca, Sr, Ba un Ra, taču tam tomēr ir daudz līdzīgākas ķīmiskās īpašības nekā berilijam. Kalcija, stroncija, bārija un rādija ķīmisko īpašību ievērojamās līdzības dēļ tie tiek apvienoti vienā saimē, t.s. sārmzeme metāli.
Visi IIA grupas elementi pieder s-elementi, t.i. satur visus savus valences elektronus s- apakšlīmenis. Tādējādi visu noteiktās grupas ķīmisko elementu ārējā elektronu slāņa elektroniskajai konfigurācijai ir forma ns 2 , kur n- perioda numurs, kurā elements atrodas.
IIA grupas metālu elektroniskās struktūras īpatnību dēļ šiem elementiem papildus nullei var būt tikai viens viens oksidācijas stāvoklis, kas vienāds ar +2. Vienkāršas vielas, ko veido IIA grupas elementi, piedaloties jebkurās ķīmiskās reakcijās, var tikai oksidēties, t.i. ziedot elektronus:
Ме 0 - 2e - → Ме +2
Kalcijs, stroncijs, bārijs un rādijs ir ārkārtīgi reaģējoši. To veidotās vienkāršās vielas ir ļoti spēcīgi reducētāji. Magnijs ir arī spēcīgs reducētājs. Metālu reducējošā aktivitāte atbilst D.I. periodiskā likuma vispārīgajiem likumiem. Mendeļejevs un palielinās apakšgrupā.
Mijiedarbība ar vienkāršām vielām
ar skābekli
Bez karsēšanas berilijs un magnijs nereaģē ne ar atmosfēras skābekli, ne ar tīru skābekli, jo tie ir pārklāti ar plānām aizsargplēvēm, kas sastāv attiecīgi no BeO un MgO oksīdiem. To uzglabāšanai nav nepieciešamas nekādas īpašas aizsardzības metodes no gaisa un mitruma, atšķirībā no sārmzemju metāliem, kas tiek glabāti zem tiem inerta šķidruma, visbiežāk petrolejas, slāņa.
Be, Mg, Ca, Sr, degot skābeklī, veido oksīdus ar sastāvu MeO un Ba - bārija oksīda (BaO) un bārija peroksīda (BaO 2) maisījumu:
2Mg + O 2 = 2MgO
2Ca + O 2 = 2CaO
2Ba + O 2 = 2BaO
Ba + O 2 = BaO 2
Jāņem vērā, ka sārmzemju metālu un magnija sadegšanas laikā gaisā kā blakusparādība notiek arī šo metālu reakcija ar gaisā esošo slāpekli, kā rezultātā papildus metālu savienojumiem ar skābekli parādās arī nitrīdi. ar vispārīgo formulu veidojas arī Me 3 N 2.
ar halogēniem
Berilijs reaģē ar halogēniem tikai augstā temperatūrā, bet pārējie IIA grupas metāli - jau istabas temperatūrā:
Mg + I 2 = MgI 2 - magnija jodīds
Ca + Br 2 = CaBr 2 - kalcija bromīds
Ba + Cl 2 = BaCl 2 - bārija hlorīds
ar IV-VI grupas nemetāliem
Visi IIA grupas metāli karsējot reaģē ar visiem IV-VI grupas nemetāliem, bet atkarībā no metāla stāvokļa grupā, kā arī nemetālu aktivitātes nepieciešama cita karsēšanas pakāpe. Tā kā berilijs ir ķīmiski inertākais starp visiem IIA grupas metāliem, tam nepieciešams būtībā b O augstāka temperatūra.
Jāņem vērā, ka metālu reakcijā ar oglekli var veidoties dažāda rakstura karbīdi. Atšķirt karbīdus, kas pieder pie metanīdiem, un nosacīti uzskatītos metāna atvasinājumus, kuros visi ūdeņraža atomi ir aizstāti ar metālu. Tie, tāpat kā metāns, satur oglekli oksidācijas stāvoklī -4, un to hidrolīzes vai mijiedarbības laikā ar neoksidējošām skābēm viens no produktiem ir metāns. Ir arī cita veida karbīdi - acetilenīdi, kas satur C 2 2- jonu, kas patiesībā ir acetilēna molekulas fragments. Acetilenīda tipa karbīdi pēc hidrolīzes vai mijiedarbības ar neoksidējošām skābēm veido acetilēnu kā vienu no reakcijas produktiem. Kāda veida karbīds - metanīds vai acetilenīds - tiek iegūts, mijiedarbojoties konkrētam metālam ar oglekli, ir atkarīgs no metāla katjona lieluma. Ar metāla joniem ar mazu rādiusu parasti veidojas metanīdi ar lielāka izmēra joniem, acetilēnīdiem. Otrās grupas metālu gadījumā metanīdu iegūst, berilijam mijiedarbojoties ar oglekli:
Pārējie II A grupas metāli ar oglekli veido acetilenīdus:
Ar silīciju IIA grupas metāli veido silicīdus - Me 2 Si tipa savienojumus, ar slāpekli - nitrīdus (Me 3 N 2), fosforu - fosfīdus (Me 3 P 2):
ar ūdeņradi
Visi sārmzemju metāli karsējot reaģē ar ūdeņradi. Lai magnijs reaģētu ar ūdeņradi, ar karsēšanu vien, kā tas ir ar sārmzemju metāliem, nepietiek, papildus augstai temperatūrai ir nepieciešams arī paaugstināts ūdeņraža spiediens. Berilijs nekādā gadījumā nereaģē ar ūdeņradi.
Mijiedarbība ar sarežģītām vielām
ar ūdeni
Visi sārmzemju metāli aktīvi reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus (šķīstošos metālu hidroksīdus) un ūdeņradi. Magnijs reaģē ar ūdeni tikai vārot, jo karsējot ūdenī izšķīst MgO aizsargājošā oksīda plēve. Berilija gadījumā aizsargājošā oksīda plēve ir ļoti stabila: ūdens ar to nereaģē ne vārīšanās laikā, ne pat sarkanā karstumā:
ar neoksidējošām skābēm
Visi II grupas galvenās apakšgrupas metāli reaģē ar neoksidējošām skābēm, jo tie atrodas darbības līnijā pa kreisi no ūdeņraža. Tas veido atbilstošās skābes un ūdeņraža sāli. Reakciju piemēri:
Be + H 2 SO 4 (dil.) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr 2 + H2
Ca + 2CH 3 COOH = (CH 3 COO) 2 Ca + H 2
ar oksidējošām skābēm
- atšķaidīta slāpekļskābe
Visi IIA grupas metāli reaģē ar atšķaidītu slāpekļskābi. Šajā gadījumā reducēšanās produkti ūdeņraža vietā (kā neoksidējošu skābju gadījumā) ir slāpekļa oksīdi, galvenokārt slāpekļa oksīds (I) (N 2 O), un ļoti atšķaidītas slāpekļskābes gadījumā amonija nitrāts ( NH 4 NO 3):
4Ca + 10HNO 3 ( sasita .) = 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
4Mg + 10HNO3 (smagi salauzts)= 4Mg (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
- koncentrēta slāpekļskābe
Koncentrētā slāpekļskābe parastā (vai zemā) temperatūrā pasivē beriliju, t.i. ar to nereaģē. Vārot, reakcija ir iespējama un notiek galvenokārt saskaņā ar vienādojumu:
Magnijs un sārmzemju metāli reaģē ar koncentrētu slāpekļskābi, veidojot plašu dažādu slāpekļa reducēšanas produktu klāstu.
- koncentrēta sērskābe
Beriliju pasivē ar koncentrētu sērskābi, t.i. normālos apstākļos nereaģē ar to, tomēr reakcija notiek vārīšanās laikā un izraisa berilija sulfāta, sēra dioksīda un ūdens veidošanos:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Bāriju pasivē arī koncentrēta sērskābe, jo veidojas nešķīstošs bārija sulfāts, bet karsējot reaģē ar to; karsējot bārija sulfāts izšķīst koncentrētā sērskābē, jo tas pārvēršas par bārija hidrogēnsulfātu.
Pārējie galvenās IIA grupas metāli reaģē ar koncentrētu sērskābi jebkuros apstākļos, arī aukstumā. Sēra reducēšanās var notikt līdz SO 2, H 2 S un S atkarībā no metāla aktivitātes, reakcijas temperatūras un skābes koncentrācijas:
Mg + H2SO4 ( beigas .) = MgSO 4 + SO 2 + H 2 O
3Mg + 4H2SO4 ( beigas .) = 3MgSO 4 + S ↓ + 4H 2 O
4Ca + 5H2SO4 ( beigas .) = 4CaSO4 + H2S + 4H2O
ar sārmiem
Magnijs un sārmzemju metāli nesadarbojas ar sārmiem, un berilijs saplūšanas laikā viegli reaģē gan ar sārmu šķīdumiem, gan ar bezūdens sārmiem. Šajā gadījumā, kad reakcija tiek veikta ūdens šķīdumā, reakcijā piedalās arī ūdens, un produkti ir sārmu vai sārmzemju metālu tetrahidroksoberilāti un gāzveida ūdeņradis:
Be + 2KOH + 2H 2O = H2 + K 2 - kālija tetrahidroksoberilāts
Ja kausēšanas laikā reakciju veic ar cietu sārmu, veidojas sārmu vai sārmzemju metālu un ūdeņraža berilāti.
Be + 2KOH = H 2 + K 2 BeO 2 - kālija berilāts
ar oksīdiem
Sārmzemju metāli, kā arī magnijs karsējot var reducēt mazāk aktīvos metālus un dažus nemetālus no to oksīdiem, piemēram:
Metodi reducēt metālus no to oksīdiem ar magniju sauc par magnijatermiju.
Neorganiskās vielas ir vienkāršas un sarežģītas. Vienkāršās vielas iedala metālos (K, Na, Li) un nemetālos (O, Cl, P). Kompleksās vielas iedala oksīdos, hidroksīdos (bāzēs), sāļos un skābēs.
Oksīdi
Oksīdi- ķīmiskā elementa (metāla vai nemetāla) savienojumi ar skābekli (oksidācijas pakāpe -2), savukārt skābeklis ir saistīts ar mazāk elektronegatīvu elementu.
Piešķirt:
1. Skābie oksīdi- oksīdi ar skābām īpašībām. Veido nemetāli un skābeklis. Piemēri: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Amfoteriskie oksīdi- oksīdi, kuriem var būt gan bāziskas, gan skābas īpašības (šo īpašību sauc par amfoteritāti). Piemēri: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Bāzes oksīdi- metālu oksīdi, savukārt metālu oksidācijas pakāpe ir +1 vai +2. Piemēri: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Sāli neveidojoši oksīdi- praktiski neiesaistās reakcijās, nesatur atbilstošu skābju un hidroksīdu. Piemēri: CO, NO.
Bāzes oksīdu ķīmiskās īpašības
1. Mijiedarbība ar ūdeni
Reakcijā nonāk tikai sārmu un sārmzemju metālu oksīdi, kuru hidroksīdi veido šķīstošu bāzi
bāzes oksīds + ūdens → sārms
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca (OH) 2
2. Mijiedarbība ar skābi
bāzes oksīds + skābe → sāls + ūdens
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S (g) → 2NaHS + H2O
MgO (g) + HCl → Mg (OH) Cl
3. Mijiedarbība ar skābiem vai amfoteriskiem oksīdiem
bāziskais oksīds + skābais / amfoteriskais oksīds → sāls
Šajā gadījumā metāls pamata oksīdā kļūst par katjonu, un skābais / amfoteriskais oksīds kļūst par anjonu (skābes atlikumu). Sildot, notiek reakcijas starp cietajiem oksīdiem. Ūdenī nešķīstošie bāzes oksīdi nesadarbojas ar gāzveida skābiem oksīdiem.
BaO + SiO2 (t) → BaSiO3
K2O + ZnO (t) → K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Mijiedarbība ar amfoteriskajiem hidroksīdiem
bāzes oksīds + amfoteriskais hidroksīds → sāls + ūdens
Na2O + 2Al (OH) 3 (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
5. Sadalīšanās cēlmetālu oksīdu un dzīvsudraba temperatūrā
2Ag2O (t) → 4Ag + O2
2HgO (t) → 2Hg + O2
6. Mijiedarbība ar oglekli (C) vai ūdeņradi (H2) augstā temperatūrā.
Šādā veidā reducējot sārmu, sārmzemju metālu un alumīnija oksīdus, izdalās nevis pats metāls, bet gan tā karbīds.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t) → CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t) → CaH2 + H2O
7. Aktīvie metāli augstā temperatūrā reducē mazāk aktīvos metālus no to oksīdiem
CuO + Zn (t) → ZnO + Cu
8. Skābeklis oksidē zemākos oksīdus par augstākiem.
Sārmu un sārmzemju metālu oksīdi tiek pārvērsti peroksīdos
4FeO + O2 (t) → 2Fe2O3
2BaO + O2 (t) → 2BaO2
2NaO + O2 (t) → 2Na2O2
Skābo oksīdu ķīmiskās īpašības
1. Mijiedarbība ar ūdeni
skābs oksīds + ūdens → skābe
SO3 + H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Dažiem oksīdiem nav atbilstošu skābju, un tādā gadījumā notiek disproporcijas reakcija
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t) → 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t) → 5HClO3 + HCl
Atkarībā no P2O5 piesaistīto ūdens molekulu skaita veidojas trīs dažādas skābes - metafosforiskā НРО3, pirofosforiskā Н4Р2О7 vai ortofosfora Н3РО4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Hroma oksīds atbilst divām skābēm - hromam H2CrO4 un dihromam H2Cr2O7 (III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Mijiedarbība ar bāzēm
skābes oksīds + bāze → sāls + ūdens
Nešķīstošie skābie oksīdi reaģē tikai saplūšanas laikā, bet šķīstošie - normālos apstākļos.
SiO2 + 2NaOH (t) → Na2SiO3 + H2O
Ar oksīda pārpalikumu veidojas skābs sāls.
CO2 (g) + NaOH → NaHCO3
P2O5 (g) + 2Ca (OH) 2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5 (g) + Ca (OH) 2 + H2O → Ca (H2PO4) 2
Ar bāzes pārpalikumu veidojas bāzes sāls
CO2 + 2Mg (OH) 2 (g) → (MgOH) 2CO3 + H2O
Oksīdi, kuriem nav atbilstošu skābju, iziet disproporcijas reakcijas un veido divus sāļus.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 reaģē ar dažiem amfotēriem hidroksīdiem (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Cu (OH) 2), veidojot bāzisku sāli un ūdeni.
CO2 + 2Be (OH) 2 → (BeOH) 2CO3 ↓ + H2O
CO2 + 2Cu (OH) 2 → (CuOH) 2CO3 ↓ + H2O
3. Mijiedarbība ar bāzisko vai amfoterisko oksīdu
skābais oksīds + bāziskais / amfoteriskais oksīds → sāls
Reakcijas starp cietajiem oksīdiem notiek saplūšanas laikā. Amfoteriskie un ūdenī nešķīstošie bāzes oksīdi mijiedarbojas tikai ar cietiem un šķidriem skābiem oksīdiem.
SiO2 + BaO (t) → BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t) → Al2 (SO4) 3
4. Mijiedarbība ar sāli
skābs negaistošais oksīds + sāls (t) → sāls + skābs gaistošais oksīds
SiO2 + CaCO3 (t) → CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Skābie oksīdi nesadarbojas ar skābēm, bet P2O5 reaģē ar bezūdens skābekli saturošām skābēm.
Šajā gadījumā veidojas HPO3 un atbilstošais skābes anhidrīds
P2O5 + 2HClO4 (bezūdens) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3 (bezūdens) → N2O5 + 2HPO3
6. Iesaistieties redoksreakcijās.
1. Atveseļošanās
Augstā temperatūrā daži nemetāli var reducēt oksīdus.
CO2 + C (t) → 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t) → H2 + CO
Termisko magniju bieži izmanto, lai reducētu nemetālus no to oksīdiem.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t) → Si + 2MgO
N2O + Mg (t) → N2 + MgO
2. Zemāki oksīdi tiek pārvērsti augstākos, mijiedarbojoties ar ozonu (vai skābekli) augstā temperatūrā katalizatora klātbūtnē.
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. Oksīdi iekļūst arī citās redoksreakcijās
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
N2O + 2Cu (t) → N2 + Cu2O
2NO + 4Cu (t) → N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t) → N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t) → N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu (t) → N2 + 5CuO
Amfoterisko oksīdu ķīmiskās īpašības
1. Nelietojiet mijiedarbību ar ūdeni
amfoteriskais oksīds + ūdens ≠
2. Mijiedarbība ar skābēm
amfoteriskais oksīds + skābe → sāls + ūdens
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2 (SO4) 3 + 3H2O
Ar daudzvērtīgās skābes pārpalikumu veidojas skābes sāls
Al2O3 + 6H3PO4 (g) → 2Al (H2PO4) 3 + 3H2O
Ar oksīda pārpalikumu veidojas bāzes sāls
ZnO (g) + HCl → Zn (OH) Cl
Dubultie oksīdi veido divus sāļus
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Mijiedarbība ar skābo oksīdu
amfoteriskais oksīds + skābais oksīds → sāls
Al2O3 + 3SO3 → Al2 (SO4) 3
4. Mijiedarbība ar sārmu
amfoteriskais oksīds + sārms → sāls + ūdens
Sapludināšanas laikā veidojas vidēja sāls un ūdens, bet šķīdumā - kompleksais sāls
ZnO + 2NaOH (tv) (t) → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Mijiedarbība ar bāzes oksīdu
amfoteriskais oksīds + bāziskais oksīds (t) → sāls
ZnO + K2O (t) → K2ZnO2
6. Mijiedarbība ar sāļiem
amfoteriskais oksīds + sāls (t) → sāls + gaistošais skābais oksīds
Amfoteriskie oksīdi saplūšanas laikā izspiež gaistošos skābju oksīdus no to sāļiem
Al2O3 + K2CO3 (t) → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t) → 2NaFeO2 + CO2
Bāžu ķīmiskās īpašības
Bāzes ir vielas, kas ietver metāla katjonu un hidroksīda anjonu. Bāzes ir šķīstošās (sārmi - NaOH, KOH, Ba (OH) 2) un nešķīstošās (Al2O3, Mg (OH) 2).
1. Šķīstošā bāze + indikators → krāsas maiņa
Kad indikatoru pievieno bāzes šķīdumam, tā krāsa mainās:
Bezkrāsains fenolftaleīns - avenes
Violetais lakmuss - zils
Metiloranžs - dzeltens
2. Mijiedarbība ar skābi (neitralizācijas reakcija)
bāze + skābe → sāls + ūdens
Reakcijā var iegūt vidējus, skābus vai bāziskus sāļus. Ar poliskābskābes pārpalikumu veidojas skābs sāls, ar poliskābās bāzes pārpalikumu veidojas bāzes sāls.
Mg (OH) 2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg (OH) 2 + 2H2SO4 → MG (HSO4) 2 + 2H2O
2Mg (OH) 2 + H2SO4 → (MgOH) 2SO4 + 2H2O
3. Mijiedarbība ar skābiem oksīdiem
bāze + skābs oksīds → sāls + ūdens
6NH4OH + P2O5 → 2 (NH4) 3PO4 + 3H2O
4. Sārmu mijiedarbība ar amfoterisko hidroksīdu
sārms + amfoteriskais hidroksīds → sāls + ūdens
Šajā reakcijā amfoteriskais hidroksīds uzrāda skābas īpašības. Reakcijas laikā kausējumā tiek iegūts vidējais sāls un ūdens, un šķīdumā tiek iegūts komplekss sāls. Dzelzs (III) un hroma (III) hidroksīdi izšķīst tikai koncentrētos sārmu šķīdumos.
2KOH (tv) + Zn (OH) 2 (t) → K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al (OH) 3 → K
3NaOH (konc) + Fe (OH) 3 → Na3
5. Mijiedarbība ar amfoterisko oksīdu
sārms + amfoteriskais oksīds → sāls + ūdens
2NaOH (s) + Al2O3 (t) → 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Mijiedarbība ar sāli
Starp bāzi un sāli notiek jonu apmaiņas reakcija. Tas notiek tikai nogulšņu izgulsnēšanās laikā vai gāzes izdalīšanās laikā (veidojot NH4OH).
A. Reakcija starp šķīstošo bāzi un šķīstošo skābes sāli
šķīstošā bāze + šķīstošā skābes sāls → vidēja sāls + ūdens
Ja sāli un bāzi veido dažādi katjoni, tad veidojas divi vidējie sāļi. Skābu amonija sāļu gadījumā sārmu pārpalikums izraisa amonija hidroksīda veidošanos.
Ba (OH) 2 + Ba (HCO3) 2 → 2BaCO3 ↓ + 2H2O
2NaOH (g) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Šķīstošas bāzes reakcija ar šķīstošu vidi vai bāzes sāli.
Ir iespējami vairāki scenāriji
šķīstošā bāze + šķīstošā vide / bāziskā sāls → nešķīstošā sāls ↓ + bāze
→ sāls + nešķīstoša bāze ↓
→ sāls + vājš elektrolīts NH4OH
→ nav reakcijas
Reakcijas starp šķīstošām bāzēm un vidēju sāli notiek tikai tad, ja rezultāts ir nešķīstošs sāls vai nešķīstoša bāze, vai vājš elektrolīts NH4OH
NaOH + KCl ≠ reakcija nenotiek
Ja sākotnējo sāli veido daudzskābju bāze, ar sārmu trūkumu, veidojas bāzes sāls
Sārmu iedarbībā uz sudraba un dzīvsudraba (II) sāļiem izdalās nevis to hidroksīdi, kas šķīst 25C temperatūrā, bet gan nešķīstošie oksīdi Ag2O un HgO.
7. Sadalīšanās temperatūrā
bāziskais hidroksīds (t) → oksīds + ūdens
Ca (OH) 2 (t) → CaO + H2O
NaOH (t) ≠
Dažas bāzes (AgOH, Hg (OH) 2 un NH4OH) sadalās pat istabas temperatūrā
LiOH (t) → Li2O + H2O
NH4OH (25C) → NH3 + H2O
8. Sārmu un pārejas metālu mijiedarbība
sārms + pārejas metāls → sāls + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K + 3H2
Zn + 2NaOH (s) (t) → Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Mijiedarbība ar nemetāliem
Sārmi mijiedarbojas ar dažiem nemetāliem – Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. Šajā gadījumā nereti nesamērības rezultātā veidojas divi sāļi.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t) → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 + 2KOH (konc.) → KCl + KClO + H2O (Br, I)
3Cl2 + 6KOH (konc.) (t) → 5KCl + KClO3 + 3H2O (Br, I)
Cl2 + Ca (OH) 2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH (sadalīšanās) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Hidroksīdus ar reducējošām īpašībām var oksidēt ar skābekli
4Fe (OH) 2 + O2 + 2H2O → 4Fe (OH) 3 (= Cr)
Skābju ķīmiskās īpašības
1. Mainiet indikatora krāsu
šķīstošā skābe + indikators → krāsas maiņa
Violetais lakmuss un metiloranžs kļūst sarkans, fenolftaleīns kļūst caurspīdīgs
2. Mijiedarbība ar bāzēm (neitralizācijas reakcija)
skābe + bāze → sāls + ūdens
H2SO4 + Mg (OH) 2 → MgSO4 + 2H2O
3. Mijiedarbība ar bāzes oksīdu
skābe + bāzisks oksīds → sāls + ūdens
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Mijiedarbība ar amfoteriskajiem hidroksīdiem, veidojot vidējus, skābus vai bāziskus sāļus
skābe + amfoteriskais hidroksīds → sāls + ūdens
2HCl + Be (OH) 2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4 () + Zn (OH) 2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al (OH) 3 () → Al (OH) 2Cl + H2O
5. Mijiedarbība ar amfoteriskajiem oksīdiem
skābe + amfoteriskais oksīds → sāls + ūdens
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Mijiedarbība ar sāļiem
Vispārējā reakcijas shēma: skābe + sāls → sāls + skābe
Notiek jonu apmaiņas reakcija, kas iet līdz galam tikai gāzes veidošanās vai nokrišņu gadījumā.
Piemēram: HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3 ↓
A. Reakcija ar gaistošākas vai vājākas skābes sāli, veidojot gāzi
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Reakcija starp stipru skābi un stipru vai mēreni skābes sāli, veidojot nešķīstošu sāli
stipra skābe + stipra / vidēji skāba sāls → nešķīstošs sāls + skābe
Negaistoša fosforskābe izspiež spēcīgas, bet gaistošas sālsskābes un slāpekļskābes no to sāļiem, veidojoties nešķīstošam sāls.
B. Skābes mijiedarbība ar tās pašas skābes bāzes sāli
skābe1 + bāziskā skābes sāls1 → vidēja sāls + ūdens
HCl + Mg (OH) Cl → MgCl2 + H2O
D. Daudzbāziskas skābes mijiedarbība ar tās pašas skābes vidēju vai skābu sāli, veidojot tās pašas skābes skābu sāli, kas satur lielāku skaitu ūdeņraža atomu
daudzbāziskā skābe1 + vidēja / skābā skābes sāls1 → skābā skābe1
H3PO4 + Ca3 (PO4) 2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca (H2PO4) 2
E. Sērūdeņražskābes mijiedarbība ar Ag, Cu, Pb, Cd, Hg sāļiem, veidojot nešķīstošu sulfīdu
skābe H2S + sāls Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S / CuS / PbS / CdS / HgS ↓ + skābe
H2S + CuSO4 → CuS ↓ + H2SO4
E. Skābes reakcija ar vidēju vai kompleksu sāli ar amfoteru metālu anjonā
a) skābes trūkuma gadījumā veidojas vidēja sāls un amfoteriskais hidroksīds
skābe + vidējs / komplekss sāls amfotēriskā metālā anjonā → vidējs sāls + amfoteriskais hidroksīds
b) skābes pārpalikuma gadījumā veidojas divi vidēji sāļi un ūdens
skābe + vidējs / komplekss sāls ar amfoteru metālu anjonā → vidēja sāls + vidēja sāls + ūdens
G. Dažos gadījumos skābes ar sāļiem nonāk redoksreakcijās vai kompleksa veidošanās reakcijās:
H2SO4 (konc.) un I‾ / Br‾ (produkti H2S un I2 / SO2 un Br2)
H2SO4 (konc.) un Fe² + (produkti SO2 un Fe³ +)
HNO3 atšķaidīts / konc un Fe² + (produkti NO / NO2 un Fe³ +)
HNO3 atvērts / konc un SO3²‾ / S²‾ (produkti NO / NO2 un SO4²‾ / S vai SO4²‾)
HClconc un KMnO4 / K2Cr2O7 / KClO3 (produkti Cl2 un Mn² + / Cr² + / Cl‾)
3. Koncentrētas sērskābes mijiedarbība ar cieto sāli
Negaistošās skābes var izspiest gaistošās skābes no to cietajiem sāļiem
7. Skābes mijiedarbība ar metālu
A. Skābes mijiedarbība ar metāliem pēc kārtas pirms vai pēc ūdeņraža
skābe + metāls līdz Н2 → dūņu metāls minimālajā oksidācijas pakāpē + Н2
Fe + H2SO4 (atšķaidīts) → FeSO4 + H2
skābe + metāls pēc H2 ≠ reakcija nenotiek
Cu + H2SO4 (sadalīšanās) ≠
B. Koncentrētas sērskābes mijiedarbība ar metāliem
H2SO4 (konc.) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcija nenotiek
H2SO4 (konc) + sārmu / sārmzemju metāls un Mg / Zn → H2S / S / SO2 (atkarībā no apstākļiem) + metāla sulfāts maksimālā oksidācijas stāvoklī + H2O
Zn + 2H2SO4 (konc) (t1) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 (beigas) (t2> t1) → 3ZnSO4 + S ↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 (beigas) (t3> t2) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4 (konc.) + citi metāli → SO2 + metāla sulfāts maksimālā oksidācijas stāvoklī + H2O
Cu + 2H2SO4 (konc.) (t) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4 (konc) (t) → Al2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O
B. Koncentrētas slāpekļskābes reakcija ar metāliem
HNO3 (konc) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ reakcija nenotiek
HNO3 (konc.) + Pt ≠
HNO3 (konc) + sārmu / sārmzemju metāls → N2O + metāla nitrāts maksimālā oksidācijas stāvoklī + H2O
4Ba + 10HNO3 (konc.) → 4Ba (NO3) 2 + N2O + 5H2O
HNO3 (konc) + citi metāli temperatūrā → NO2 + metāla nitrāts maksimālā oksidācijas stāvoklī + H2O
Ag + 2HNO3 (konc.) → AgNO3 + NO2 + H2O
Tas mijiedarbojas ar Fe, Co, Ni, Cr un Al tikai karsējot, jo normālos apstākļos šie metāli tiek pasivēti ar slāpekļskābi - tie kļūst ķīmiski izturīgi.
D. Atšķaidītas slāpekļskābes reakcija ar metāliem
HNO3 (sadalīšanās) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reakcija nenotiek
Ļoti pasīvos metālus (Au, Pt) var izšķīdināt ūdens regijā – maisījumā no viena tilpuma koncentrētas slāpekļskābes ar trīs tilpumiem koncentrētas sālsskābes. Oksidētājs tajā ir atomu hlors, kas atdalās no nitrozilhlorīda, kas veidojas reakcijas rezultātā: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3 (sadalīšanās) + sārmu / sārmzemju metāls → NH3 (NH4NO3) + metāla nitrāts maksimālā oksidācijas stāvoklī + H2O
Slāpekļskābes pārpalikumā NH3 pārvēršas par NH4NO3
4Ca + 10HNO3 (atšķaidīts) → 4Ca (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3 (salauzts) + metāls spriegumu virknē līdz Н2 → NO / N2O / N2 / NH3 (atkarībā no apstākļiem) + metāla nitrāts maksimālā oksidācijas stāvoklī + Н2О
Ar pārējiem metāliem, kas atrodas spriegumu virknē līdz ūdeņradim un nemetāliem, HNO3 (atšķaidīts) veido sāli, ūdeni un galvenokārt NO, bet atkarībā no apstākļiem gan N2O, gan N2 un NH3 / NH4NO3 (jo vairāk atšķaidīta skābe, jo zemāks ir slāpekļa oksidācijas līmenis emitētajā gāzveida produktā)
3Zn + 8HNO3 (sadalīšanās) → 3Zn (NO3) 2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3 (sadalīšanās) → 4Zn (NO3) 2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3 (sadalīšanās) → 5Zn (NO3) 2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3 (smalki parsēts) → 4Zn (NO3) 2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3 (sadalīšanās) + metāls pēc Н2 → NO + metāla nitrāts maksimālā oksidācijas stāvoklī + H2O
Ar zemas aktivitātes metāliem, stāvot aiz H2, HNO3 disociējas, veido sāli, ūdeni un NO
3Cu + 8HNO3 (sadalīšanās) → 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H2O
8. Skābju sadalīšanās temperatūrā
skābe (t) → oksīds + ūdens
H2CO3 (t) → CO2 + H2O
H2SO3 (t) → SO2 + H2O
H2SiO3 (t) → SiO2 + H2O
2H3PO4 (t) → H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t) → 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t) → 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t) → HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t) → NO2 + NO + H2O
3HCl (t) → 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t) → 3H3PO4 + PH3
9. Skābes mijiedarbība ar nemetāliem (redoksreakcija). Šajā gadījumā nemetāls tiek oksidēts līdz atbilstošajai skābei, un skābe tiek reducēta līdz gāzveida oksīdam: H2SO4 (konc) - līdz SO2; HNO3 (konc) - līdz NO2; HNO3 (atšķaidīts) - uz NO.
S + 2HNO3 (sadalās) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3 (konc.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4 (konc.) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4 (konc.) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3 (konc.) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3 (sadalīšanās) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3 (konc.) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + G2 → 2HG + S ↓ (izņemot F2)
H2SO3 + G2 + H2O → 2HG + H2SO4 (izņemot F2)
2H2S (ūdens) + O2 → 2H2O + 2S ↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (sadegšana)
2H2S + O2 (īss) → 2H2O + 2S ↓
Aktīvāki halogēni izspiež mazāk aktīvos no NG skābēm (izņēmums: F2 reaģē ar ūdeni, nevis skābi)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2 ↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2 ↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2 ↓
10. Redoksreakcijas starp skābēm
H2SO4 (konc.) 2HBr → Br2 ↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4 (konc.) + 8HI → 4I2 ↓ + H2S + 4H2O
H2SO4 (konc.) + HCl ≠
H2SO4 (konc.) + H2S → S ↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4 (konc.) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S ↓ + 3H2O
2HNO3 (konc.) + H2S → S ↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3 (konc.) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3 (konc.) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3 (konc.) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Amfotero hidroksīdu ķīmiskās īpašības
1. Mijiedarbība ar bāzes oksīdu
amfoteriskais hidroksīds + bāziskais oksīds → sāls + ūdens
2Al (OH) 3 + Na2O (t) → 2NaAlO2 + 3H2O
2. Mijiedarbība ar amfoterisko vai skābo oksīdu
amfoteriskais hidroksīds + amfoteriskais / skābais oksīds ≠ nav reakcijas
Daži amfoteriskie oksīdi (Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2) reaģē ar skābo oksīdu CO2, veidojot bāzes sāļu un ūdens nogulsnes.
2Be (OH) 2 + CO2 → (BeOH) 2CO3 ↓ + H2O
3. Mijiedarbība ar sārmu
amfoteriskais hidroksīds + sārms → sāls + ūdens
Zn (OH) 2 + 2KOH (tv) (t) → K2ZnO2 + 2H2O
Zn (OH) 2 + 2KOH → K2
4. Nesadarbojas ar nešķīstošām bāzēm vai amfotēriem hidroksīdiem
amfoteriskais hidroksīds + nešķīstošā bāze / amfoteriskais hidroksīds ≠ bez reakcijas
5. Mijiedarbība ar skābēm
amfoteriskais hidroksīds + skābe → sāls + ūdens
Al (OH) 3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Nereaģēt ar sāļiem
amfoteriskais hidroksīds + sāls ≠ nav reakcijas
7. Nereaģēt ar metāliem / nemetāliem (vienkāršām vielām)
amfoteriskais hidroksīds + metāls / nemetāls ≠ nav reakcijas
8. Termiskā sadalīšanās
amfoteriskais hidroksīds (t) → amfoteriskais oksīds + ūdens
2Al (OH) 3 (t) → Al2O3 + 3H2O
Zn (OH) 2 (t) → ZnO + H2O
Vispārīga informācija par sāļiem
Iedomāsimies, ka mums ir skābe un sārms, mēs veicam neitralizācijas reakciju starp tām un iegūstam skābi un sāli.
NaOH + HCl → NaCl (nātrija hlorīds) + H2O
Izrādās, ka sāls sastāv no metāla katjona un skābes atlikuma anjona.
Sāļi ir:
1. Skābs (ar vienu vai diviem ūdeņraža katjoniem (tas ir, tiem ir skāba (vai nedaudz skāba) vide)) - KHCO3, NaHSO3).
2. Vide (man ir metāla katjons un skābes atlikuma anjons, vide jānosaka, izmantojot pH metru - BaSO4, AgNO3).
3. Bāzes (ir hidroksīda jons, tas ir, sārmaina (vai vāji sārmaina) vide - Cu (OH) Cl, Ca (OH) Br).
Ir arī dubultsāļi, kas disociācijas laikā veido divu metālu (K) katjonus.
Sāļi, ar dažiem izņēmumiem, ir kristāliskas cietas vielas ar augstu kušanas temperatūru. Lielākā daļa sāļu ir balti (KNO3, NaCl, BaSO4 utt.). Daži sāļi ir krāsaini (K2Cr2O7 - oranžs, K2CrO4 - dzeltens, NiSO4 - zaļš, CoCl3 - rozā, CuS - melns). Pēc šķīdības tos var iedalīt šķīstošajos, nedaudz šķīstošajos un praktiski nešķīstošajos. Skābie sāļi parasti labāk šķīst ūdenī nekā attiecīgie vidējie sāļi, bet bāziskie ir sliktāki.
Sāļu ķīmiskās īpašības
1. Sāls + ūdens
Daudzus sāļus izšķīdinot ūdenī, notiek to daļēja vai pilnīga sadalīšanās – hidrolīze... Daži sāļi veido kristāliskus hidrātus. Vidējos sāļus, kas anjonā satur amfoteru metālu, izšķīdinot ūdenī, veidojas kompleksie sāļi.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Sāls + Bāzes oksīds ≠ reakcija nenotiek
3. Sāls + amfoteriskais oksīds → (t) skābs gaistošais oksīds + sāls
Amfoteriskie oksīdi saplūšanas laikā izspiež gaistošos skābju oksīdus no to sāļiem.
Al2O3 + K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Sāls + skābs negaistošais oksīds → skābs gaistošais oksīds + sāls
Negaistošie skābie oksīdi saplūšanas laikā izspiež gaistošos skābos oksīdus no to sāļiem.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3 (PO4) 2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Sāls + bāze → bāze + sāls
Reakcijas starp sāļiem un bāzēm ir jonu apmaiņas reakcijas. Tāpēc normālos apstākļos tie notiek tikai šķīdumos (un sāls un bāzei jābūt šķīstošai) un tikai ar nosacījumu, ka apmaiņas rezultātā veidojas nogulsnes vai vājš elektrolīts (H2O / NH4OH); gāzveida produkti šajās reakcijās neveidojas.
A. Šķīstošā bāze + šķīstošā skābā sāls → vidēja sāls + ūdens
Ja sāli un bāzi veido dažādi katjoni, tad veidojas divi vidēji sāļi; skābo amonija sāļu gadījumā sārmu pārpalikums izraisa amonija hidroksīda veidošanos.
Ba (OH) 2 + Ba (HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4) 2S + 2H2O
2NaOH (g) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Šķīstošā bāze + šķīstošā vide / bāziskā sāls → nešķīstošā sāls ↓ + bāze
Šķīstošā bāze + šķīstošā vide / bāziskā sāls → sāls + nešķīstošā bāze ↓
Šķīstošā bāze + šķīstošā vide / bāzes sāls → sāls + vājš elektrolīts NH4OH
Šķīstošā bāze + šķīstošā vide / bāziskā sāls → nav reakcijas
Reakcija starp šķīstošām bāzēm un vidējo / bāzisko sāli notiek tikai tad, ja jonu apmaiņas rezultātā veidojas nešķīstošs sāls vai nešķīstoša bāze, vai vājš elektrolīts NH4OH.
Ba (OH) 2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu (OH) 2 ↓
Ba (OH) 2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Ja izejas sāli veido poliskābā bāze, tad, ja trūkst sārmu, veidojas bāzes sāls.
NaOH (īss) + AlCl3 → Al (OH) Cl2 + NaCl
Sārmu iedarbībā uz sudraba un dzīvsudraba (II) sāļiem izdalās nevis AgOH un Hg (OH) 2, kas istabas temperatūrā sadalās, bet gan nešķīstošie oksīdi Ag2O un HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O ↓ 2NaNO3 + H2O
Hg (NO3) 2 + 2KOH → HgO ↓ + 2KNO3 + H2O
6. Sāls + amfoteriskais hidroksīds → reakcija nenotiek
7. Sāls + skābe → skābe + sāls
Lielākoties. skābju reakcijas ar sāļiem ir jonu apmaiņas reakcijas, tāpēc tās notiek šķīdumos un tikai tad, ja šajā gadījumā veidojas skābē nešķīstošs sāls vai vājāka un gaistoša skābe.
HCl + AgNO3 → AgCl ↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3 ↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Skābe1 + gaistošākas / vājākas skābes sāls2 → skābes1 sāls + gaistošāka / vājāka skābe2
Skābes mijiedarbojas ar vājāku vai gaistošo skābju sāļu šķīdumiem. Neatkarīgi no sāls sastāva (vidēja, skāba, bāziska), parasti veidojas vidēja sāls un vājāka gaistošā skābe.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Stipra skābe + stipra / vidēji skāba sāls → nešķīstošs sāls ↓ + skābe
Spēcīgas skābes mijiedarbojas ar citu stipru skābju sāļu šķīdumiem, veidojot nešķīstošu sāli. Negaistošais Н3РО4 (vidēja stipruma skābe) izspiež spēcīgas, bet gaistošas sālsskābes HCl un slāpekļskābes HNO3 no to sāļiem, ja veidojas nešķīstošs sāls.
H2SO4 + Ca (NO3) 2 → CaSO4 ↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3 (PO4) 2 ↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4 ↓ + 3HNO3
B. Skābe1 + bāziskā skābes sāls1 → vidēja sāls + ūdens
Kad skābe iedarbojas uz tās pašas skābes bāzes sāli, veidojas vidējs sāls un ūdens.
HCl + Mg (OH) Cl → MgCl2 + H2O
D. Polibāziskā skābe1 + vidēja / skābā skābe sāls1 → skābā skābe1
Ja daudzvērtīgā skābe iedarbojas uz tās pašas skābes vidējo sāli, veidojas skābes sāls, un, iedarbojoties uz skābes sāli, veidojas skābes sāls, kas satur lielāku skaitu ūdeņraža atomu.
H3PO4 + Ca3 (PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca (H2PO4) 2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca (HCO3) 2
E. Skābe H2S + sāls Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S / CuS / PbS / CdS / HgS ↓ + skābe
Vāja un gaistoša sērūdeņražskābe H2S izspiež pat stipras skābes no Ag, Cu, Pb, Cd un Hg sāļu šķīdumiem, veidojot ar tiem sulfīda nogulsnes, kas nešķīst ne tikai ūdenī, bet arī iegūtajā skābē.
H2S + CuSO4 → CuS ↓ + H2SO4
E. Skābe + vidējs/komplekss sāls ar amfoterisko Me anjonā → vidējs sāls + amfoteriskais hidroksīds ↓
→ vidēja sāls + vidēja sāls + H2O
Kad skābe iedarbojas uz vidēju vai kompleksu sāli ar amfoteru metālu anjonā, sāls tiek iznīcināts un veidojas:
a) skābes trūkuma gadījumā - vidējais sāls un amfoteriskais hidroksīds
b) skābes pārpalikuma gadījumā - divi vidēji sāļi un ūdens
2HCl (nedēļas) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn (OH) 2 ↓
2HCl (nedēļa) + Na2 → 2NaCl + Zn (OH) 2 ↓ + 2H2O
4HCl (g) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl (g) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Jāpatur prātā, ka dažos gadījumos starp skābēm un sāļiem notiek ORP jeb kompleksu veidošanās reakcijas. Tātad, OVR pievienojas:
H2SO4 konc. un I‾ / Br‾ (produkti H2S un I2 / SO2 un Br2)
H2SO4 konc. un Fe²+ (produkti SO2 un Fe³ + )
HNO3 atšķaidījums/konc. un Fe² + (produkti NO / NO2 un Fe 3 + )
HNO3 atšķaidījums/konc. un SO3²‾ / S²‾ (NO / NO2 produkti un sulfāts / sērs vai sulfāts)
HCl konc. un KMnO4 / K2Cr2O7 / KClO3 (produkti ir hlors (gāze) un Mn²+ / Cr³ + / Cl‾.
G. Reakcija notiek bez šķīdinātāja.
Sērskābe konc. + sāls (TV) → skābs / vidēji sāls + skābs
Negaistošās skābes var izspiest gaistošās skābes no to sausajiem sāļiem. Visbiežāk tiek izmantota koncentrētas sērskābes mijiedarbība ar stipru un vāju skābju sausajiem sāļiem, veidojot skābi un skābu vai vidēju sāli.
H2SO4 (konc.) + NaCl (tv) → NaHSO4 + HCl
H2SO4 (konc.) + 2NaCl (tv) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4 (konc.) + KNO3 (tv) → KHSO4 + HNO3
H2SO4 (konc.) + CaCO3 (tv) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Šķīstošais sāls + šķīstošais sāls → nešķīstošais sāls ↓ + sāls
Reakcijas starp sāļiem ir apmaiņas reakcijas. Tāpēc normālos apstākļos tie notiek tikai tad, ja:
a) abi sāļi šķīst ūdenī un tiek ņemti šķīdumu veidā
b) reakcijas rezultātā veidojas nogulsnes vai vājš elektrolīts (pēdējais ir ļoti reti).
AgNO3 + NaCl → AgCl ↓ + NaNO3
Ja kāds no sākuma sāļiem ir nešķīstošs, reakcija notiek tikai tad, kad rezultātā veidojas vēl nešķīstošāks sāls. "Nešķīstības" kritērijs ir PR (šķīdības produkta) vērtība, taču, tā kā tā izpēte neietilpst skolas kursa ietvaros, gadījumi, kad kāds no reaģenta sāļiem ir nešķīstošs, tālāk netiek izskatīti.
Ja apmaiņas reakcijā veidojas sāls, kas hidrolīzes rezultātā pilnībā sadalās (šķīdības tabulā šādu sāļu vietā ir svītras), tad šī sāls hidrolīzes produkti kļūst par reakcijas produktiem.
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 + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Vidēji sāļi dažreiz mijiedarbojas viens ar otru, veidojot sarežģītus sāļus. OVR ir iespējama starp sāļiem. Daži sāļi saplūšanas laikā mijiedarbojas.
9. Mazāk aktīva metāla sāls + metāls aktīvāks → metāls mazāk aktīvs ↓ + sāls
Aktīvākais metāls izspiež mazāk aktīvo metālu (sprieguma virknē atrodas pa labi) no sava sāls šķīduma, tādējādi veidojot jaunu sāli, un mazāk aktīvais metāls izdalās brīvā formā (nogulsnējas uz aktīvais metāls). Izņēmums ir tāds, ka sārmu un sārmzemju metāli šķīdumā mijiedarbojas ar ūdeni.
Sāļi ar oksidējošām īpašībām šķīdumā nonāk citās redoksreakcijās ar metāliem.
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
Metāli var izspiest viens otru no izkausētiem sāļiem (reakcija tiek veikta bez gaisa piekļuves). Jāatceras, ka:
a) kausējot, daudzi sāļi sadalās
b) metāla spriegumu virkne nosaka metālu relatīvo aktivitāti tikai ūdens šķīdumos (piemēram, Al ūdens šķīdumos ir mazāk aktīvs nekā sārmzemju metāli, un kausējumos tas ir aktīvāks)
K + AlCl3 (kausējums) → (t) 3KCl + Al
Mg + BeF2 (kausējums) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2 (kausēšana) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Sāls + nemetāls
Sāļu reakcijas ar nemetāliem ir nelielas. Tās ir redoksreakcijas.
5KClO3 + 6P → (t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S → (t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C → (t) 2KCl + 3CO2
Aktīvāki halogēni izspiež mazāk aktīvos halogēnu sāļus no šķīdumiem. Izņēmums ir molekulārais fluors, kas šķīdumos reaģē nevis ar sāli, bet ar ūdeni.
2FeCl2 + Cl2 → (t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S → (t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C → (t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 → (t) 2KBrO3 + Cl2 (tāda pati reakcija ir raksturīga jodam)
2KI + Br2 → 2KBr + I2 ↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2 ↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2 ↓
11. Sāļu sadalīšanās.
Sāls → (t) termiskās sadalīšanās produkti
1. Slāpekļskābes sāļi
Nitrātu termiskās sadalīšanās produkti ir atkarīgi no metāla katjona stāvokļa metāla spriegumu virknē.
MeNO3 → (t) (Me pa kreisi no Mg (izņemot Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (Man no Mg uz Cu, kā arī Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (Me pa labi no Cu) Me + NO2 + O2
(dzelzs (II) / hroma (II) nitrāta termiskās sadalīšanās laikā veidojas dzelzs (III) / hroma (III) oksīds.
2. Amonija sāļi
Visi amonija sāļi sadalās aizdedzes laikā. Visbiežāk tas rada amonjaku NH3 un skābi vai tā sadalīšanās produktus.
NH4Cl → (t) NH3 + HCl (= NH4Br, NH4I, (NH4) 2S)
(NH4) 3PO4 → (t) 3NH3 + H3PO4
(NH4) 2HPO4 → (t) 2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 → (t) NH3 + H3PO4
(NH4) 2CO3 → (t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 → (t) NH3 + CO2 + H2O
Dažreiz amonija sāļi, kas satur oksidējošus anjonus, karsējot sadalās, izdalot N2, NO vai N2O.
(NH4) Cr2O7 → (t) N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 → (t) N2O + 2H2O
2NH4NO3 → (t) N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 → (t) N2 + 2H2O
2NH4MnO4 → (t) N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Ogļskābes sāļi
Gandrīz visi karbonāti sadalās līdz metāla oksīdiem un CO2. Sārmu metālu karbonāti, izņemot litiju, karsējot nesadalās. Sudraba un dzīvsudraba karbonāti sadalās līdz brīvam metālam.
MeCO3 → (t) MeO + CO2
2Ag2CO3 → (t) 4Ag + 2CO2 + O2
Visi ogļūdeņraži sadalās līdz atbilstošajam karbonātam.
MeHCO3 → (t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Sērskābes sāļi
Sildot, sulfīti nesamērīgi veidojas, veidojot sulfīdus un sulfātus. Sulfīds (NH4) 2S, kas veidojas (NH4) 2SO3 sadalīšanās laikā, nekavējoties sadalās NH3 un H2S.
MeSO3 → (t) MeS + MeSO4
(NH4) 2SO3 → (t) 2NH3 + H2S + 3 (NH4) 2SO4
Hidrosulfīti sadalās par sulfītiem, SO2 un H2O.
MeHSO3 → (t) MeSO3 + SO2 + H2O
5. Sērskābes sāļi
Daudzi sulfāti sadalās pie t> 700-800 C līdz metāla oksīdam un SO3, kas šajā temperatūrā sadalās līdz SO2 un O2. Sārmu metālu sulfāti ir karstumizturīgi. Sudraba un dzīvsudraba sulfāti sadalās par brīvu metālu. Hidrosulfāti vispirms sadalās disulfātos un pēc tam sulfātos.
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 + H2O
MeS2O7 → (t) MeSO4 + SO3
6. Kompleksie sāļi
Amfotēru metālu hidrokso kompleksi sadalās galvenokārt vidēji sālī un ūdenī.
K → (t) KAlO2 + 2H2O
Na2 → (t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Bāzes sāļi
Daudzi bāzes sāļi karsējot sadalās. Anoksskābju bāzes sāļi sadalās ūdenī un oksosāļos
Al (OH) 2Br → (t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 → (t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl → (t) Mg2OCl2 + H2O
Skābekli saturošu skābju bāzes sāļi sadalās metāla oksīdā un attiecīgās skābes termiskās sadalīšanās produktos.
2AlOH (NO3) 2 → (t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH) 2CO3 → (t) 2CuO + H2O + CO2
8. Citu sāļu termiskās sadalīšanās piemēri
4K2Cr2O7 → (t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 → (t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 → (t) KCl + O2
4KClO3 → (t) KCl + 3KClO4
2KClO3 → (t) 2KCl + 3O2
2NaHS → (t) Na2S + H2S
2CaHPO4 → (t) Ca2P2O7 + H2O
Ca (H2PO4) 2 → (t) Ca (PO3) 2 + 2H2O
2AgBr → (hν) 2Ag + Br2 (= AgI)
Lielāko daļu iesniegtā materiāla N.E.Deryabina paņēma no rokasgrāmatas. "Ķīmija. Galvenās neorganisko vielu klases". IPO "At Nikitskiye Vorota" Maskava 2011.
