Chemische Gleichungen

chemische Gleichung ist der Ausdruck einer Reaktion mit chemischen Formeln. Chemische Gleichungen zeigen, welche Stoffe eine chemische Reaktion eingehen und welche Stoffe dabei entstehen. Die Gleichung wird auf der Grundlage des Massenerhaltungssatzes aufgestellt und zeigt die Mengenverhältnisse der an einer chemischen Reaktion beteiligten Stoffe.

Betrachten Sie als Beispiel die Wechselwirkung von Kaliumhydroxid mit Phosphorsäure:

H 3 RO 4 + 3 KOH \u003d K 3 RO 4 + 3 H 2 O.

Aus der Gleichung ist ersichtlich, dass 1 Mol Phosphorsäure (98 g) mit 3 Mol Kaliumhydroxid (3,56 g) reagiert. Als Ergebnis der Reaktion werden 1 Mol Kaliumphosphat (212 g) und 3 Mol Wasser (3 18 g) gebildet.

98 + 168 = 266 Gramm; 212 + 54 = 266 g sehen wir, dass die Masse der an der Reaktion beteiligten Substanzen gleich der Masse der Reaktionsprodukte ist. Mit chemischen Reaktionsgleichungen können Sie verschiedene Berechnungen in Bezug auf eine bestimmte Reaktion durchführen.

Verbindungen werden in vier Klassen eingeteilt: Oxide, Basen, Säuren und Salze.

Oxide- Das komplexe Substanzen, bestehend aus zwei Elementen, von denen eines Sauerstoff ist, d.h. Ein Oxid ist eine Verbindung eines Elements mit Sauerstoff.

Der Name von Oxiden wird aus dem Namen des Elements gebildet, das Teil des Oxids ist. Beispielsweise ist BaO Bariumoxid. Wenn das Oxidelement eine variable Wertigkeit hat, wird nach dem Namen des Elements in Klammern seine Wertigkeit durch eine römische Ziffer angegeben. Beispielsweise ist FeO Eisen(I)-oxid, Fe2O3 ist Eisen(III)-oxid.

Alle Oxide werden in salzbildende und nicht salzbildende eingeteilt.

Salzbildende Oxide sind solche Oxide, die infolge von chemische Reaktionen Salze bilden. Dies sind Oxide von Metallen und Nichtmetallen, die bei Wechselwirkung mit Wasser die entsprechenden Säuren und bei Wechselwirkung mit Basen die entsprechenden sauren und normalen Salze bilden. Beispielsweise ist Kupferoxid (CuO) ein salzbildendes Oxid, da beispielsweise bei der Wechselwirkung mit Salzsäure (HCl) ein Salz entsteht:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Durch chemische Reaktionen können andere Salze erhalten werden:

CuO + SO3 → CuSO4.

Nicht salzbildende Oxide sind solche Oxide, die keine Salze bilden. Beispiele sind CO, N2O, NO.

Es gibt 3 Arten von salzbildenden Oxiden: basisch (vom Wort "Base"), sauer und amphoter.

Basische Oxide sind Oxide von Metallen, die den Hydroxiden aus der Klasse der Basen entsprechen. Basische Oxide sind beispielsweise Na2O, K2O, MgO, CaO etc.

Chemische Eigenschaften basischer Oxide

1. Wasserlösliche basische Oxide reagieren mit Wasser zu Basen:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Wechselwirkung mit Säureoxiden unter Bildung der entsprechenden Salze

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reaktion mit amphoteren Oxiden:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Basische Oxide reagieren mit sauren Oxiden zu Salzen:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Wenn das zweite Element in der Zusammensetzung der Oxide ein Nichtmetall oder ein Metall ist, das aufweist höhere Wertigkeit(weisen normalerweise IV bis VII auf), dann sind solche Oxide sauer. Säureoxide (Säureanhydride) sind Oxide, die Hydroxiden entsprechen, die zur Klasse der Säuren gehören. Dies sind zum Beispiel CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 usw. Säureoxide lösen sich in Wasser und Laugen auf und bilden Salz und Wasser.

Chemische Eigenschaften von Säureoxiden

1. Wechselwirkung mit Wasser unter Bildung von Säure:

SO3 + H2O → H2SO4.

Aber nicht alle sauren Oxide reagieren direkt mit Wasser (SiO2 usw.).

2. Reagieren Sie mit basischen Oxiden, um ein Salz zu bilden:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Wechselwirkung mit Laugen, Bildung von Salz und Wasser:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Amphoteres Oxid enthält ein Element mit amphoteren Eigenschaften. Unter Amphoterität versteht man die Fähigkeit von Verbindungen, je nach Bedingungen saure und basische Eigenschaften aufzuweisen. Beispielsweise kann Zinkoxid ZnO sowohl eine Base als auch eine Säure sein (Zn(OH)2 und H2ZnO2). Amphoterität drückt sich darin aus, dass amphotere Oxide je nach Bedingungen entweder basische oder saure Eigenschaften aufweisen, zB Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Zum Beispiel manifestiert sich die amphotere Natur von Zinkoxid, wenn es sowohl mit Salzsäure als auch mit Natriumhydroxid interagiert:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Da nicht alle amphoteren Oxide wasserlöslich sind, ist es wesentlich schwieriger, die Amphoterität solcher Oxide nachzuweisen. Beispielsweise zeigt Aluminiumoxid (III) bei der Reaktion seiner Fusion mit Kaliumdisulfat basische Eigenschaften und bei Fusion mit Hydroxiden sauer:

Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3

Al2O3 + 2KOH = 2KAAlO2 + H2O

Für verschiedene amphotere Oxide kann die Dualität der Eigenschaften in unterschiedlichem Ausmaß ausgedrückt werden. Beispielsweise ist Zinkoxid in Säuren und Laugen gleichermaßen gut löslich und Eisen(III)-oxid – Fe2O3 – hat überwiegend basische Eigenschaften.

Chemische Eigenschaften amphoterer Oxide

1. Wechselwirkung mit Säuren zur Bildung von Salz und Wasser:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Reagieren Sie mit festen Alkalien (während des Schmelzens) und bilden Sie als Ergebnis der Reaktion Salz - Natriumzinkat und Wasser:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Wenn Zinkoxid mit einer Alkalilösung (dem gleichen NaOH) interagiert, tritt eine andere Reaktion auf:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Koordinationszahl - eine Eigenschaft, die die Anzahl der nächsten Teilchen bestimmt: Atome oder Ionen in einem Molekül oder Kristall. Jedes amphotere Metall hat seine eigene Koordinationszahl. Für Be und Zn ist dies 4; For und Al ist 4 oder 6; For und Cr ist 6 oder (sehr selten) 4;

Amphotere Oxide lösen sich normalerweise nicht in Wasser und reagieren nicht damit.

Methoden zur Gewinnung von Oxiden aus einfachen Substanzen sind entweder eine direkte Reaktion eines Elements mit Sauerstoff:

oder Zersetzung komplexer Stoffe:

a) Oxide

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) Hydroxide

Ca(OH)2 = CaO + H2O

c) Säuren

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO + CO2

Sowie die Wechselwirkung von Säuren - Oxidationsmitteln mit Metallen und Nichtmetallen:

Cu + 4HNO3 (konz.) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

Oxide können durch direkte Wechselwirkung von Sauerstoff mit einem anderen Element oder indirekt (z. B. durch Zersetzung von Salzen, Basen, Säuren) erhalten werden. Unter normalen Bedingungen liegen Oxide in einem festen, flüssigen und gasförmigen Zustand vor, diese Art von Verbindungen ist in der Natur sehr verbreitet. Oxide finden sich darin Erdkruste. Rost, Sand, Wasser, Kohlendioxid sind Oxide.

Stiftungen- Dies sind komplexe Substanzen, in deren Molekülen die Metallatome mit einer oder mehreren Hydroxylgruppen verbunden sind.

Basen sind Elektrolyte, die bei der Dissoziation nur Hydroxidionen als Anionen bilden.

NaOH \u003d Na + + OH -

Ca (OH) 2 \u003d CaOH + + OH - \u003d Ca 2 + + 2OH -

Es gibt mehrere Anzeichen für die Klassifizierung von Basen:

Basierend auf ihrer Wasserlöslichkeit werden Basen in Laugen und Unlösliche unterteilt. Alkalien sind Hydroxide. Alkali Metalle(Li, Na, K, Rb, Cs) und Erdalkalimetalle (Ca, Sr, Ba). Alle anderen Basen sind unlöslich.

Basen werden je nach Dissoziationsgrad in starke Elektrolyte (alles Alkalien) und schwache Elektrolyte (unlösliche Basen) eingeteilt.

Je nach Anzahl der Hydroxylgruppen im Molekül werden die Basen eingeteilt in Einzelsäure (1 OH-Gruppe), z. B. Natriumhydroxid, Kaliumhydroxid, Disäure (2 OH-Gruppen), z. B. Calciumhydroxid, Kupfer (2) Hydroxid und Polysäure.

Chemische Eigenschaften.

OH-Ionen - in Lösung bestimmen das alkalische Milieu.

Laugen verändern die Farbe von Indikatoren:

Phenolphthalein: farblos ® Himbeere,

Lackmus: violett ® blau,

Methylorange: orange ® gelb.

Alkalilösungen reagieren mit Säureoxiden, um Salze jener Säuren zu bilden, die den reagierenden Säureoxiden entsprechen. Je nach Alkali-, Mittel- oder Säuregehalt bilden sich Salze. Wenn beispielsweise Calciumhydroxid mit Kohlenmonoxid (IV) reagiert, werden Calciumcarbonat und Wasser gebildet:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O

Und wenn Calciumhydroxid mit einem Überschuss an Kohlenmonoxid (IV) interagiert, wird Calciumbicarbonat gebildet:

Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2

Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-

Alle Basen reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser, zum Beispiel: Wenn Natriumhydroxid mit Salzsäure reagiert, entstehen Natriumchlorid und Wasser:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

Kupfer(II)hydroxid löst sich in Salzsäure zu Kupfer(II)chlorid und Wasser:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.

Die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base wird als Neutralisationsreaktion bezeichnet.

Unlösliche Basen zersetzen sich beim Erhitzen in Wasser und ein der Base entsprechendes Metalloxid, zum Beispiel:

Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Alkalien interagieren mit Salzlösungen, wenn eine der Bedingungen für den vollständigen Ablauf der Ionenaustauschreaktion (Ausfällung) erfüllt ist.

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

Die Reaktion verläuft aufgrund der Bindung von Kupferkationen mit Hydroxidionen.

Wenn Bariumhydroxid mit einer Natriumsulfatlösung reagiert, bildet sich ein Niederschlag von Bariumsulfat.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Die Reaktion verläuft aufgrund der Bindung von Bariumkationen und Sulfatanionen.

Säuren - Dies sind komplexe Substanzen, deren Moleküle Wasserstoffatome enthalten, die gegen Metallatome und einen Säurerest ausgetauscht oder ausgetauscht werden können.

Je nach Vorhandensein oder Fehlen von Sauerstoff im Säuremolekül werden sie in sauerstoffhaltige (H2SO4-Schwefelsäure, H2SO3-schwefelige Säure, HNO3-Salpetersäure, H3PO4-Phosphorsäure, H2CO3-Kohlensäure, H2SiO3-Kieselsäure) und anoxische (HF-Flusssäure) unterteilt Säure, HCl Salzsäure (Salzsäure), HBr Bromwasserstoffsäure, HI Jodwasserstoffsäure, H2S Schwefelwasserstoffsäure).

Säuren sind je nach Anzahl der Wasserstoffatome in einem Säuremolekül einbasig (mit 1 H-Atom), zweibasig (mit 2 H-Atomen) und dreibasig (mit 3 H-Atomen).

A C S L O T S

Der Teil eines Säuremoleküls ohne Wasserstoff wird als Säurerest bezeichnet.

Säurereste können aus einem Atom bestehen (-Cl, -Br, -I) – das sind einfache Säurereste, oder sie können aus einer Gruppe von Atomen (-SO3, -PO4, -SiO3) stammen – das sind komplexe Reste.

In wässrigen Lösungen werden Säurereste bei Austausch- und Substitutionsreaktionen nicht zerstört:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Das Wort Anhydrid bedeutet wasserfrei, also eine Säure ohne Wasser. Zum Beispiel,

H2SO4 - H2O → SO3. Anoxische Säuren haben keine Anhydride.

Säuren haben ihren Namen vom Namen des säurebildenden Elements (Säurebildner) mit dem Zusatz der Endungen „naya“ und seltener „vaya“: H2SO4 - Schwefelsäure; H2SO3 - Kohle; H2SiO3 - Silizium usw.

Das Element kann mehrere Sauerstoffsäuren bilden. In diesem Fall sind die angegebenen Endungen im Namen der Säuren dann, wenn das Element die höchste Wertigkeit aufweist (im Säuremolekül toller Inhalt Sauerstoffatome). Wenn das Element eine niedrigere Wertigkeit aufweist, ist die Namens-Endung der Säure „rein“: HNO3 - Salpetersäure, HNO2 - Salpetersäure.

Säuren können durch Auflösen von Anhydriden in Wasser erhalten werden. Wenn die Anhydride in Wasser unlöslich sind, kann die Säure durch Einwirkung einer anderen stärkeren Säure auf das Salz der erforderlichen Säure erhalten werden. Dieses Verfahren ist sowohl für Sauerstoff als auch für anoxische Säuren typisch. Anoxische Säuren werden auch durch direkte Synthese aus Wasserstoff und Nichtmetall erhalten, gefolgt von Auflösung der resultierenden Verbindung in Wasser:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Lösungen der entstehenden gasförmigen Stoffe HCl und H2S sind Säuren.

Unter normalen Bedingungen sind Säuren sowohl flüssig als auch fest.

Chemische Eigenschaften von Säuren

1. Saure Lösungen wirken auf Indikatoren. Alle Säuren (außer Kieselsäure) lösen sich gut in Wasser. Spezielle Substanzen - Indikatoren ermöglichen es Ihnen, das Vorhandensein von Säure festzustellen.

Indikatoren sind Substanzen mit komplexer Struktur. Sie ändern ihre Farbe je nach Interaktion mit verschiedenen Chemikalien. In neutralen Lösungen haben sie eine Farbe, in Basenlösungen eine andere. Bei Wechselwirkung mit Säure ändern sie ihre Farbe: Der Methylorange-Indikator wird rot, der Lackmus-Indikator wird ebenfalls rot.

2. Wechselwirkung mit Basen zu Wasser und Salz, das einen unveränderten Säurerest enthält (Neutralisationsreaktion):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reagieren mit basischen Oxiden unter Bildung von Wasser und Salz. Das Salz enthält den Säurerest der Säure, die bei der Neutralisationsreaktion verwendet wurde:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Wechselwirkung mit Metallen.

Für die Wechselwirkung von Säuren mit Metallen müssen bestimmte Bedingungen erfüllt sein:

1. Das Metall muss gegenüber Säuren ausreichend aktiv sein (in der Aktivitätsreihe der Metalle muss es vor Wasserstoff angesiedelt sein). Je weiter links ein Metall in der Aktivitätsreihe steht, desto intensiver wechselwirkt es mit Säuren;

K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.

Aber die Reaktion zwischen einer Lösung von Salzsäure und Kupfer ist unmöglich, da Kupfer in der Spannungsreihe nach Wasserstoff steht.

2. Die Säure muss stark genug sein (d. h. in der Lage sein, H+-Wasserstoffionen abzugeben).

Bei chemischen Reaktionen einer Säure mit Metallen wird ein Salz gebildet und Wasserstoff freigesetzt (außer bei der Wechselwirkung von Metallen mit Salpetersäure und konzentrierter Schwefelsäure):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Doch so unterschiedlich die Säuren auch sind, sie alle bilden bei der Dissoziation Wasserstoffkationen, die eine Reihe gemeinsamer Eigenschaften bestimmen: saurer Geschmack, Farbänderung von Indikatoren (Lackmus und Methylorange), Wechselwirkung mit anderen Substanzen.

Die gleiche Reaktion läuft zwischen Metalloxiden und den meisten Säuren ab

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Lassen Sie uns die Reaktionen beschreiben:

2) In der zweiten Reaktion sollte ein lösliches Salz erhalten werden. In vielen Fällen findet die Wechselwirkung von Metall mit Säure praktisch nicht statt, da das entstehende Salz unlöslich ist und die Oberfläche des Metalls mit einem Schutzfilm bedeckt, zum Beispiel:

Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

Unlösliches Blei(II)-sulfat stoppt den Zugang der Säure zum Metall, und die Reaktion stoppt, sobald sie beginnt. Aus diesem Grund interagieren die meisten Schwermetalle praktisch nicht mit Phosphor-, Kohlen- und Schwefelwasserstoffsäuren.

3) Die dritte Reaktion ist charakteristisch für saure Lösungen, daher reagieren unlösliche Säuren wie Kieselsäure nicht mit Metallen. Eine konzentrierte Schwefelsäurelösung und eine Salpetersäurelösung beliebiger Konzentration interagieren mit Metallen auf etwas andere Weise, sodass die Reaktionsgleichungen zwischen Metallen und diesen Säuren in einem anderen Schema geschrieben sind. Eine verdünnte Schwefelsäurelösung reagiert mit Metallen. Stehen in einer Reihe von Spannungen bis zu Wasserstoff, bilden ein Salz und Wasserstoff.

4) Die vierte Reaktion ist eine typische Ionenaustauschreaktion und läuft nur ab, wenn ein Niederschlag oder Gas gebildet wird.

Salze - Dies sind komplexe Substanzen, deren Moleküle aus Metallatomen und Säureresten bestehen (manchmal können sie Wasserstoff enthalten). Zum Beispiel ist NaCl Natriumchlorid, CaSO4 ist Calciumsulfat usw.

Fast alle Salze sind ionische Verbindungen, daher sind Ionen von Säureresten und Metallionen in Salzen miteinander verbunden:

Na+Cl - Natriumchlorid

Ca2+SO42 - Calciumsulfat usw.

Salz ist ein Produkt des teilweisen oder vollständigen Ersatzes von sauren Wasserstoffatomen durch ein Metall.

Daher werden folgende Arten von Salzen unterschieden:

1. Mittlere Salze - alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt: Na2CO3, KNO3 usw.

2. Säuresalze – nicht alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt. Säuresalze können natürlich nur zweibasige oder mehrbasige Säuren bilden. Einbasige Säuren können keine Säuresalze abgeben: NaHCO3, NaH2PO4 usw. D.

3. Doppelsalze - Wasserstoffatome einer zweibasigen oder mehrbasigen Säure werden nicht durch ein Metall ersetzt, sondern durch zwei verschiedene: NaKCO3, KAl(SO4)2 usw.

4. Basische Salze können als Produkte des unvollständigen oder teilweisen Ersatzes von Hydroxylgruppen von Basen durch saure Reste angesehen werden: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl usw.

Gemäß der internationalen Nomenklatur leitet sich der Name des Salzes jeder Säure vom lateinischen Namen des Elements ab. Salze der Schwefelsäure werden beispielsweise als Sulfate bezeichnet: CaSO4 - Calciumsulfat, MgSO4 - Magnesiumsulfat usw.; Salze der Salzsäure werden als Chloride bezeichnet: NaCl - Natriumchlorid, ZnCl2 - Zinkchlorid usw.

Das Teilchen „Bi“ oder „Hydro“ wird dem Namen von Salzen zweibasiger Säuren hinzugefügt: Mg (HCl3) 2 - Magnesiumbicarbonat oder -bicarbonat.

Sofern in einer dreibasigen Säure nur ein Wasserstoffatom durch ein Metall ersetzt ist, wird die Vorsilbe „Dihydro“ angehängt: NaH2PO4 ist Natriumdihydrogenphosphat.

Salze sind feste Stoffe mit sehr unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser.

Die chemischen Eigenschaften von Salzen werden durch die Eigenschaften der Kationen und Anionen bestimmt, die Teil ihrer Zusammensetzung sind.

1. Einige Salze zersetzen sich beim Kalzinieren:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Mit Säuren reagieren, um ein neues Salz und eine neue Säure zu bilden. Damit diese Reaktion stattfinden kann, muss die Säure stärker sein als das Salz, auf das die Säure einwirkt:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Wechselwirkung mit Basen, Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Base:

Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Interagieren Sie miteinander, um neue Salze zu bilden:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .

5. Wechselwirkung mit Metallen, die im Aktivitätsbereich bis zu dem Metall liegen, das Teil des Salzes ist.

Diese Lektion ist dem Studium der allgemeinen chemischen Eigenschaften einer anderen Klasse gewidmet anorganische Substanzen- Salz. Sie erfahren, mit welchen Stoffen Salze interagieren können und unter welchen Bedingungen solche Reaktionen auftreten.

Thema: Klassen anorganischer Stoffe

Lektion: Chemische Eigenschaften von Salzen

1. Wechselwirkung von Salzen mit Metallen

Salze sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen und Säureresten bestehen.

Daher werden die Eigenschaften von Salzen mit dem Vorhandensein eines bestimmten Metall- oder Säurerests in der Zusammensetzung der Substanz in Verbindung gebracht. Beispielsweise haben die meisten Kupfersalze in Lösung eine bläuliche Farbe. Salze der Permangansäure (Permanganate) sind meist violett. Beginnen wir unsere Bekanntschaft mit den chemischen Eigenschaften von Salzen mit dem folgenden Experiment.

Wir stecken einen Eisennagel in das erste Glas mit einer Lösung von Kupfer (II) -sulfat. Senken Sie im zweiten Glas mit einer Lösung aus Eisen (II) -sulfat die Kupferplatte ab. Im dritten Glas mit einer Silbernitratlösung senken wir auch die Kupferplatte. Nach einiger Zeit werden wir sehen, dass der Eisennagel mit einer Kupferschicht bedeckt war, die Kupferplatte des dritten Glases mit einer Silberschicht bedeckt war und der Kupferplatte des zweiten Glases nichts passiert ist.

Reis. 1. Wechselwirkung von Salzlösungen mit Metallen

Lassen Sie uns die Ergebnisse des Experiments erklären. Reaktionen traten nur auf, wenn das mit dem Salz reagierende Metall aktiver war als das Metall im Salz. Die Aktivität von Metallen kann durch ihre Stellung in der Aktivitätsreihe miteinander verglichen werden. Je weiter links ein Metall in dieser Reihe steht, desto größer ist seine Fähigkeit, ein anderes Metall aus einer Salzlösung zu verdrängen.

Die Gleichungen der durchgeführten Reaktionen:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Wenn Eisen mit einer Lösung von Kupfer(II)-sulfat reagiert, werden reines Kupfer und Eisen(II)-sulfat gebildet. Diese Reaktion ist möglich, weil Eisen reaktiver ist als Kupfer.

Cu + FeSO4 → keine Reaktion

Die Reaktion zwischen Kupfer und Eisen(II)sulfatlösung läuft nicht ab, da Kupfer Eisen aus einer Salzlösung nicht ersetzen kann.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

Wenn Kupfer mit einer Lösung aus Silbernitrat reagiert, werden Silber- und Kupfer(II)nitrat gebildet. Kupfer ersetzt Silber aus einer Lösung seines Salzes, da Kupfer in der Aktivitätsreihe links von Silber steht.

Salzlösungen können mit aktiveren Metallen als dem Metall in der Zusammensetzung des Salzes interagieren. Diese Reaktionen sind vom Substitutionstyp.

2. Wechselwirkung von Salzlösungen untereinander

Betrachten Sie eine weitere Eigenschaft von Salzen. In Wasser gelöste Salze können miteinander interagieren. Machen wir ein Experiment.

Mischen Sie Lösungen von Bariumchlorid und Natriumsulfat. Als Ergebnis bildet sich ein weißer Bariumsulfatniederschlag. Offensichtlich gab es eine Reaktion.

Reaktionsgleichung: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

In Wasser gelöste Salze können eine Austauschreaktion eingehen, wenn ein wasserunlösliches Salz entsteht.

3. Wechselwirkung von Salzen mit Alkalien

Lassen Sie uns herausfinden, ob Salze mit Alkalien interagieren, indem Sie das folgende Experiment durchführen.

Fügen Sie in einer Lösung von Kupfer (II) -sulfat eine Lösung von Natriumhydroxid hinzu. Das Ergebnis ist ein blauer Niederschlag.

Reis. 2. Wechselwirkung von Kupfer(II)sulfatlösung mit Alkali

Die Reaktionsgleichung: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Diese Reaktion ist eine Austauschreaktion.

Salze können mit Alkalien wechselwirken, wenn bei der Reaktion eine wasserunlösliche Substanz entsteht.

4. Wechselwirkung von Salzen mit Säuren

Salzsäurelösung zu Sodalösung geben. Als Ergebnis sehen wir die Freisetzung von Gasblasen. Wir erklären die Ergebnisse des Experiments, indem wir die Gleichung für diese Reaktion schreiben:

Na2CO3 + 2HCl= 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

Kohlensäure ist eine instabile Substanz. Es zerfällt in Kohlendioxid und Wasser. Diese Reaktion ist eine Austauschreaktion.

Salze können mit Säuren reagieren, wenn die Reaktion Gas freisetzt oder ausfällt.

1. Sammlung von Aufgaben und Übungen in Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch. P. A. Orzhekovsky und andere: „Chemie. Klasse 8» / P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2006. (S. 107-111)

2. Ushakova O. V. Arbeitsbuch Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P. A. Orzhekovsky und anderen „Chemie. Klasse 8» / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; unter. ed. Prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (S. 108-110)

3. Chemie. 8. Klasse. Proz. für allgemein Institutionen / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.: Astrel, 2013. (§34)

4. Chemie: 8. Klasse: Lehrbuch. für allgemein Institutionen / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Chemie: anorg. Chemie: Lehrbuch. für 8 Zellen. Allgemeinbildung Institutionen / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M .: Bildung, JSC "Moskauer Lehrbücher", 2009. (§ 33)

6. Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie / Kapitel. ed. V. A. Volodin, Leitung. wissenschaftlich ed. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Zusätzliche Webressourcen

1. Wechselwirkungen von Säuren mit Salzen.

2. Wechselwirkungen von Metallen mit Salzen.

Hausaufgaben

1) mit. 109-110 №№ 4.5 von Arbeitsmappe in Chemie: 8. Klasse: zum Lehrbuch von P. A. Orzhekovsky und anderen „Chemie. Klasse 8» / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; unter. ed. Prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) S.193 Nr. 2,3 aus dem Lehrbuch von P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova „Chemistry: 8th grade“, 2013

Die moderne chemische Wissenschaft ist eine Vielzahl von Zweigen, und jeder von ihnen ist neben der theoretischen Grundlage von großer angewandter und praktischer Bedeutung. Was auch immer Sie anfassen, alles drum herum sind Produkte der chemischen Produktion. Die Hauptsektionen sind Anorganische und Organische Chemie. Überlegen Sie, welche Hauptklassen von Stoffen als anorganisch eingestuft werden und welche Eigenschaften sie haben.

Hauptkategorien anorganischer Verbindungen

Dazu gehören die folgenden:

Oxide.
Salz.
Stiftungen.
Säuren.

Jede der Klassen wird durch eine Vielzahl anorganischer Verbindungen repräsentiert und ist in fast jeder Struktur menschlicher wirtschaftlicher und industrieller Aktivitäten wichtig. Alle Haupteigenschaften dieser Verbindungen, die in der Natur vorkommen und erhalten werden, werden im Schulchemiekurs in studiert ohne Fehler, in den Klassen 8-11.

Es gibt eine allgemeine Tabelle von Oxiden, Salzen, Basen, Säuren, die Beispiele für jede der in der Natur vorkommenden Substanzen und ihren Aggregatzustand darstellt. Es zeigt auch Wechselwirkungen, die chemische Eigenschaften beschreiben. Wir werden jedoch jede der Klassen separat und detaillierter betrachten.

Gruppe von Verbindungen - Oxide

4. Reaktionen, bei denen Elemente CO verändern

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagenzwasser: Säurebildung (Ausnahme SiO 2 )

KO + Wasser = Säure

2. Reaktionen mit Basen:

CO 2 + 2 CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reaktionen mit basischen Oxiden: Salzbildung

P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR-Reaktionen:

CO 2 + 2 Ca \u003d C + 2 CaO,

Sie zeigen duale Eigenschaften, interagieren nach dem Prinzip der Säure-Base-Methode (mit Säuren, Laugen, basischen Oxiden, sauren Oxiden). Sie interagieren nicht mit Wasser.

1. Mit Säuren: Bildung von Salzen und Wasser

AO + Säure \u003d Salz + H 2 O

2. Mit Basen (Laugen): Bildung von Hydroxokomplexen

Al 2 O 3 + LiOH + Wasser \u003d Li

3. Reaktionen mit Säureoxiden: Herstellung von Salzen

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reaktionen mit RO: Salzbildung, Schmelzen

MnO + Rb 2 O = Doppelsalz Rb 2 MnO 2

5. Schmelzreaktionen mit Alkalien und Alkalimetallcarbonaten: Bildung von Salzen

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O

Sie bilden keine Säuren oder Laugen. Sie weisen hochspezifische Eigenschaften auf.

Jedes höhere Oxid, das sowohl von einem Metall als auch von einem Nichtmetall gebildet wird, ergibt, wenn es in Wasser gelöst wird, eine starke Säure oder ein starkes Alkali.

Säuren organisch und anorganisch

Im klassischen Ton (basierend auf den Positionen von ED - elektrolytische Dissoziation - sind Säuren Verbindungen, in aquatische Umgebung Dissoziieren in Kationen H + und Anionen von Säureresten An – . Heutzutage wurden Säuren jedoch sorgfältig unter wasserfreien Bedingungen untersucht, sodass es viele verschiedene Theorien für Hydroxide gibt.

Summenformeln von Oxiden, Basen, Säuren, Salzen bestehen nur aus Symbolen, Elementen und Indizes, die ihre Menge in einer Substanz angeben. Beispielsweise werden anorganische Säuren durch die Formel H + Säurerest n- ausgedrückt. organische Materie haben eine andere theoretische Darstellung. Zusätzlich zum empirischen können Sie für sie das vollständige und das abgekürzte schreiben Strukturformel, die nicht nur die Zusammensetzung und Menge des Moleküls widerspiegelt, sondern auch die Anordnung der Atome, ihre Beziehung zueinander und die funktionelle Hauptgruppe für Carbonsäuren -COOH.

Im Anorganischen werden alle Säuren in zwei Gruppen eingeteilt:

anoxisch - HBr, HCN, HCL und andere;
sauerstoffhaltig (Oxosäuren) - HClO 3 und alles wo Sauerstoff ist.

Auch anorganische Säuren werden nach ihrer Stabilität klassifiziert (stabil oder stabil – alles außer kohlenstoff- und schwefelhaltig, instabil oder instabil – kohlenstoff- und schwefelhaltig). Säuren können stark sein: Schwefelsäure, Salzsäure, Salpetersäure, Perchlorsäure und andere sowie schwach: Schwefelwasserstoff, Hypochlorsäure und andere.

Eine solche Vielfalt bietet die Organische Chemie gar nicht. Säuren organischer Natur sind Carbonsäuren. Ihr gemeinsames Merkmal- das Vorhandensein einer funktionellen Gruppe -COOH. Zum Beispiel HCOOH (Antik), CH 3 COOH (Essig), C 17 H 35 COOH (Stearin) und andere.

Es gibt eine Reihe von Säuren, die besonders hervorgehoben werden, wenn dieses Thema in einem Schulchemiekurs behandelt wird.

Salz.
Stickstoff.
Orthophosphor.
Bromwasserstoff.
Kohle.
Jod.
Schwefelhaltig.
Essigsäure oder Ethan.
Butan oder Öl.
Benzoesäure.

Diese 10 Säuren in der Chemie sind die Grundstoffe der entsprechenden Klasse sowohl im Schulunterricht als auch allgemein in Industrie und Synthese.

Eigenschaften anorganischer Säuren

Die wesentlichen physikalischen Eigenschaften sind in erster Linie auf einen anderen Aggregatzustand zurückzuführen. Schließlich gibt es eine Reihe von Säuren, die unter normalen Bedingungen die Form von Kristallen oder Pulvern (Borsäure, Orthophosphorsäure) haben. Die überwiegende Mehrheit der bekannten anorganischen Säuren sind verschiedene Flüssigkeiten. Siede- und Schmelzpunkte variieren ebenfalls.

Säuren können schwere Verbrennungen verursachen, da sie die Kraft haben, organisches Gewebe zu zerstören und zu zerstören Hautbedeckung. Indikatoren dienen zum Nachweis von Säuren:

Methylorange (in normaler Umgebung - orange, in Säuren - rot),
Lackmus (in neutral - violett, in Säuren - rot) oder einige andere.

Zu den wichtigsten chemischen Eigenschaften gehört die Fähigkeit, sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Substanzen zu interagieren.

Chemische Eigenschaften anorganischer Säuren

Womit interagieren sie?	Reaktionsbeispiel
1. Mit einfachen Stoffen – Metallen. Zwangsbedingung: das Metall muss im ECHRNM vor Wasserstoff stehen, da die nach Wasserstoff stehenden Metalle es nicht aus der Säurezusammensetzung verdrängen können. Als Ergebnis der Reaktion wird Wasserstoff immer in Form eines Gases und eines Salzes gebildet.
2. Mit Basen. Das Ergebnis der Reaktion ist Salz und Wasser. Solche Reaktionen starker Säuren mit Alkalien nennt man Neutralisationsreaktionen.	Jede Säure (stark) + lösliche Base = Salz und Wasser
3. Mit amphoteren Hydroxiden. Fazit: Salz und Wasser.	2HNO 2 + Berylliumhydroxid \u003d Be (NO 2) 2 (mittleres Salz) + 2H 2 O
4. Mit basischen Oxiden. Ergebnis: Wasser, Salz.	2HCL + FeO = Eisen(II)chlorid + H 2 O
5. Mit amphoteren Oxiden. Endeffekt: Salz und Wasser.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Mit Salzen, die von schwächeren Säuren gebildet werden. Endeffekt: Salz und schwache Säure.	2HBr + MgCO 3 = Magnesiumbromid + H 2 O + CO 2

Bei der Wechselwirkung mit Metallen reagieren nicht alle Säuren gleich. Chemie (Klasse 9) in der Schule beinhaltet eine sehr flache Untersuchung solcher Reaktionen, aber selbst auf diesem Niveau werden die spezifischen Eigenschaften von konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure bei der Wechselwirkung mit Metallen berücksichtigt.

Hydroxide: Laugen, amphotere und unlösliche Basen

Oxide, Salze, Basen, Säuren – all diese Stoffklassen haben eine gemeinsame chemische Natur, die sich aus der Struktur des Kristallgitters sowie der gegenseitigen Beeinflussung von Atomen in der Zusammensetzung von Molekülen erklärt. Wenn es jedoch für Oxide möglich war, vollständig zu geben spezifische Definition, dann ist es für Säuren und Basen schwieriger.

Ebenso wie Säuren sind Basen nach der ED-Theorie Substanzen, die in wässriger Lösung in Metallkationen Me n + und Anionen von Hydroxogruppen OH – zerfallen können.

Löslich oder Alkali (starke Basen, die sich ändern. Gebildet durch Metalle der Gruppen I, II. Beispiel: KOH, NaOH, LiOH (dh Elemente nur der Hauptuntergruppen werden berücksichtigt);
Leicht löslich oder unlöslich (mittlere Stärke, ändern Sie nicht die Farbe der Indikatoren). Beispiel: Magnesiumhydroxid, Eisen (II), (III) und andere.
Molekular (schwache Basen, in wässrigem Medium dissoziieren sie reversibel in Ionen-Moleküle). Beispiel: N 2 H 4, Amine, Ammoniak.
Amphotere Hydroxide (zeigen duale basisch-saure Eigenschaften). Beispiel: Beryllium, Zink und so weiter.

Jede vertretene Gruppe wird im Schulchemiekurs im Bereich „Grundlagen“ studiert. Chemie Klasse 8-9 beinhaltet eine detaillierte Untersuchung von Alkalien und schwerlöslichen Verbindungen.

Die wichtigsten charakteristischen Eigenschaften der Basen

Alle Alkalien und schwerlöslichen Verbindungen kommen in der Natur in festem kristallinem Zustand vor. Gleichzeitig sind ihre Schmelzpunkte in der Regel niedrig und schwerlösliche Hydroxide zersetzen sich beim Erhitzen. Die Grundfarbe ist anders. Wenn Alkali weiße Farbe, dann können die Kristalle schwerlöslicher und molekularer Basen sehr unterschiedliche Farben haben. Die Löslichkeit der meisten Verbindungen dieser Klasse kann der Tabelle entnommen werden, die die Formeln von Oxiden, Basen, Säuren, Salzen, deren Löslichkeit zeigt.

Alkalien können die Farbe der Indikatoren wie folgt ändern: Phenolphthalein - Himbeere, Methylorange - Gelb. Dies wird durch die freie Anwesenheit von Hydroxogruppen in Lösung gewährleistet. Deshalb geben schwerlösliche Basen keine solche Reaktion.

Die chemischen Eigenschaften jeder Basengruppe sind unterschiedlich.

Chemische Eigenschaften

Laugen

schwerlösliche Basen

Amphotere Hydroxide

I. Interaktion mit KO (gesamt - Salz und Wasser):

2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + Wasser

II. Wechselwirkung mit Säuren (Salz und Wasser):

konventionelle Neutralisationsreaktionen (siehe Säuren)

III. Interagiert mit AO, um einen Hydroxokomplex aus Salz und Wasser zu bilden:

2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O oder Na 2

IV. Interagieren mit amphoteren Hydroxiden unter Bildung von Hydroxo-Komplexsalzen:

Dasselbe wie bei AO, nur ohne Wasser

V. Wechselwirkung mit löslichen Salzen unter Bildung unlöslicher Hydroxide und Salze:

3CsOH + Eisen(III)chlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Interagieren mit Zink und Aluminium in einer wässrigen Lösung unter Bildung von Salzen und Wasserstoff:

2RbOH + 2Al + Wasser = Komplex mit Hydroxidion 2Rb + 3H 2

I. Beim Erhitzen können sie sich zersetzen:

unlösliches Hydroxid = Oxid + Wasser

II. Reaktionen mit Säuren (gesamt: Salz und Wasser):

Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + Wasser

III. Interagiere mit KO:

Me + n (OH) n + KO \u003d Salz + H 2 O

I. Reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + Wasser

II. Reaktion mit Alkalien: Ergebnis - Salz und Wasser (Bedingung: Fusion)

Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d Salz + 2H 2 O

III. Sie reagieren mit starken Hydroxiden: Das Ergebnis sind Salze, wenn die Reaktion in einer wässrigen Lösung stattfindet:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Dies sind die meisten chemischen Eigenschaften, die Basen aufweisen. Die Chemie der Basen ist ganz einfach und gehorcht allgemeine Muster alle anorganischen Verbindungen.

Klasse der anorganischen Salze. Klassifizierung, physikalische Eigenschaften

Salze können nach den Bestimmungen der ED als anorganische Verbindungen bezeichnet werden, die in wässriger Lösung in Metallkationen Me + n und Anionen von Säureresten An n- dissoziieren. So können Sie sich Salz vorstellen. Die Chemie gibt mehr als eine Definition, aber diese ist die genaueste.

Gleichzeitig werden alle Salze nach ihrer chemischen Natur unterteilt in:

Sauer (enthält ein Wasserstoffkation). Beispiel: NaHSO4.
Basisch (mit einer Hydroxo-Gruppe). Beispiel: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
Medium (besteht nur aus einem Metallkation und einem Säurerest). Beispiel: NaCl, CaSO 4.
Doppelt (umfasst zwei verschiedene Metallkationen). Beispiel: NaAl(SO 4) 3.
Komplex (Hydroxokomplexe, Aquakomplexe und andere). Beispiel: K2 .

Die Formeln von Salzen spiegeln ihre chemische Natur wider und sprechen auch von der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung des Moleküls.

Oxide, Salze, Basen, Säuren haben unterschiedliche Löslichkeiten, die aus der entsprechenden Tabelle ersichtlich sind.

Wenn wir darüber reden Aggregatzustand Salze, ist es notwendig, ihre Einheitlichkeit zu beachten. Sie existieren nur in festem, kristallinem oder pulverförmigem Zustand. Die Farbgebung ist sehr abwechslungsreich. Lösungen komplexer Salze haben in der Regel helle gesättigte Farben.

Chemische Wechselwirkungen für die Klasse der mittleren Salze

Sie haben ähnliche chemische Eigenschaften von Basen, Säuren, Salzen. Oxide unterscheiden sich, wie wir bereits betrachtet haben, in diesem Faktor etwas von ihnen.

Insgesamt lassen sich für mittlere Salze 4 Haupttypen von Wechselwirkungen unterscheiden.

I. Wechselwirkung mit Säuren (nur stark in Bezug auf ED) unter Bildung eines weiteren Salzes und einer schwachen Säure:

KCNS + HCl = KCL + HCNS

II. Reaktionen mit löslichen Hydroxiden unter Bildung von Salzen und unlöslichen Basen:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 lösliches Salz + Cu(OH) 2 unlösliche Base

III. Wechselwirkung mit einem anderen löslichen Salz zur Bildung eines unlöslichen und eines löslichen Salzes:

PbCl 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCl

IV. Reaktionen mit Metallen links von denen, die im EHRNM das Salz bilden. In diesem Fall sollte das in die Reaktion eintretende Metall unter normalen Bedingungen nicht mit Wasser wechselwirken:

Mg + 2AgCl = MgCl 2 + 2Ag

Dies sind die Haupttypen von Wechselwirkungen, die für mittlere Salze charakteristisch sind. Die Formeln komplexer, basischer, doppelter und saurer Salze sprechen für sich selbst über die Spezifität der manifestierten chemischen Eigenschaften.

Die Formeln von Oxiden, Basen, Säuren und Salzen spiegeln die chemische Natur aller Vertreter dieser Klassen anorganischer Verbindungen wider und geben darüber hinaus eine Vorstellung vom Namen der Substanz und ihrer physikalische Eigenschaften. Daher sollte ihr Schreiben bezahlt werden Besondere Aufmerksamkeit. Eine riesige Vielfalt an Verbindungen bietet uns eine allgemein erstaunliche Wissenschaft - die Chemie. Oxide, Basen, Säuren, Salze – das ist nur ein Teil der großen Vielfalt.

Basen können interagieren:

mit Nichtmetallen
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
mit sauren Oxiden -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
mit Salzen (Fällung, Gasfreisetzung) -
2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.

Es gibt auch andere Möglichkeiten, um zu bekommen:

die Wechselwirkung zweier Salze -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;
Reaktion von Metallen und Nichtmetallen -
Kombination aus sauren und basischen Oxiden -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;
Wechselwirkung von Salzen mit Metallen -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Chemische Eigenschaften

Lösliche Salze sind Elektrolyte und unterliegen Dissoziationsreaktionen. Bei Wechselwirkung mit Wasser zerfallen sie, d.h. dissoziieren in positiv und negativ geladene Ionen - Kationen bzw. Anionen. Metallionen sind Kationen, Säurereste sind Anionen. Beispiele für Ionengleichungen:

NaCl → Na + + Cl – ;
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
CaClBr → Ca2 + + Cl – + Br – .

Neben Metallkationen können in Salzen auch Ammonium- (NH4+) und Phosphonium- (PH4+) Kationen vorhanden sein.

Andere Reaktionen sind in der Tabelle der chemischen Eigenschaften von Salzen beschrieben.

Reis. 3. Isolierung von Sediment bei Wechselwirkung mit Basen.

Einige Salze zerfallen je nach Art beim Erhitzen in ein Metalloxid und einen Säurerest oder in einfache Substanzen. Zum Beispiel CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.

Was haben wir gelernt?

Ab dem Chemieunterricht der 8. Klasse lernten wir die Eigenschaften und Arten von Salzen kennen. Komplexe anorganische Verbindungen bestehen aus Metallen und Säureresten. Kann Wasserstoff (Säuresalze), zwei Metalle oder zwei Säurereste enthalten. Diese sind solide kristalline Substanzen, die durch Reaktionen von Säuren oder Laugen mit Metallen entstehen. Reagieren mit Basen, Säuren, Metallen, anderen Salzen.

Stiftungen – Komplexe Substanzen, die aus einem Metallkation Me + (oder einem metallähnlichen Kation, beispielsweise einem Ammoniumion NH 4 +) und einem Hydroxidanion OH - bestehen.

Basierend auf ihrer Löslichkeit in Wasser werden Basen unterteilt in löslich (alkalisch) und unlösliche Basen . Hat auch instabile Böden die sich spontan zersetzen.

Gründe bekommen

1. Wechselwirkung basischer Oxide mit Wasser. Gleichzeitig reagieren sie nur unter normalen Bedingungen mit Wasser jene Oxide, die einer löslichen Base (Alkali) entsprechen. Jene. so kann man nur kommen Laugen:

basisches Oxid + Wasser = Base

zum Beispiel , Natriumoxid Formen im Wasser Natriumhydroxid(Natriumhydroxid):

Na 2 O + H 2 O → 2 NaOH

Gleichzeitig ca Kupfer(II)oxid Mit Wasser reagiert nicht:

CuO + H 2 O ≠

2. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser. Dabei mit Wasser reagierenunter normalen Bedingungennur Alkalimetalle(Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Cäsium), Calcium, Strontium und Barium.In diesem Fall tritt eine Redoxreaktion auf, Wasserstoff wirkt als Oxidationsmittel und ein Metall wirkt als Reduktionsmittel.

Metall + Wasser = Alkali + Wasserstoff

zum Beispiel, Kalium reagiert mit Wasser sehr gewalttätig:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektrolyse von Lösungen einiger Alkalimetallsalze. In der Regel wird zur Gewinnung von Alkalien eine Elektrolyse durchgeführt Lösungen von Salzen, die durch Alkali- oder Erdalkalimetalle und Anoxsäuren gebildet werden (außer Flusssäure) - Chloride, Bromide, Sulfide usw. Dieses Problem wird im Artikel ausführlicher erörtert .

zum Beispiel , Elektrolyse von Natriumchlorid:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Basen entstehen durch die Wechselwirkung anderer Alkalien mit Salzen. In diesem Fall interagieren nur lösliche Substanzen, und in den Produkten sollte sich ein unlösliches Salz oder eine unlösliche Base bilden:

oder

Lauge + Salz 1 = Salz 2 ↓ + Lauge

Zum Beispiel: Kaliumcarbonat reagiert in Lösung mit Calciumhydroxid:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2 KOH

Zum Beispiel: Kupfer(II)chlorid reagiert in Lösung mit Natriumhydroxid. Gleichzeitig sinkt es blauer Niederschlag von Kupfer(II)hydroxid:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Chemische Eigenschaften unlöslicher Basen

1. Unlösliche Basen interagieren mit starken Säuren und ihren Oxiden (und einige mittlere Säuren). Gleichzeitig bilden sie sich Salz und Wasser.

unlösliche Base + Säure = Salz + Wasser

unlösliche Base + Säureoxid= Salz + Wasser

zum Beispiel ,Kupfer(II)hydroxid interagiert mit starker Salzsäure:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

In diesem Fall interagiert Kupfer(II)hydroxid nicht mit saurem Oxid schwach Kohlensäure - Kohlendioxid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Unlösliche Basen zerfallen beim Erhitzen in Oxyd und Wasser.

zum Beispiel, Eisen(III)hydroxid zerfällt beim Kalzinieren in Eisen(III)oxid und Wasser:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Unlösliche Basen interagieren nichtmit amphoteren Oxiden und Hydroxiden.

unlösliche Base + amphoteres Oxid ≠

unlösliche Base + amphoteres Hydroxid ≠

4. Einige unlösliche Basen können als wirkenReduktionsmittel. Reduktionsmittel sind Basen, die von Metallen mit gebildet werden Minimum oder mittlere Oxidationsstufe, die ihre Oxidationsstufe erhöhen können (Eisen(II)-hydroxid, Chrom(II)-hydroxid usw.).

Zum Beispiel , Eisen(II)-hydroxid kann mit Luftsauerstoff in Gegenwart von Wasser zu Eisen(III)-hydroxid oxidiert werden:

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Chemische Eigenschaften von Alkalien

1. Alkalien interagieren mit allen Säuren - sowohl stark als auch schwach . Gleichzeitig bilden sie sich mittleres Salz und Wasser. Diese Reaktionen werden aufgerufen Neutralisationsreaktionen. Möglicherweise Bildung saures Salz, wenn die Säure mehrbasig ist, bei einem bestimmten Verhältnis von Reagenzien oder in überschüssige Säure. v überschüssiges Alkali durchschnittlich Salz und Wasser werden gebildet:

Alkali (Überschuss) + Säure \u003d mittleres Salz + Wasser

Alkali + mehrbasige Säure (Überschuss) = Säuresalz + Wasser

zum Beispiel , Natriumhydroxid kann bei Wechselwirkung mit dreibasiger Phosphorsäure 3 Arten von Salzen bilden: Dihydrophosphate, Phosphate oder Hydrophosphate.

Dabei entstehen Dihydrophosphate im Säureüberschuss bzw. im molaren Verhältnis (Verhältnis der Stoffmengen) der Reagenzien von 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Bei einem molaren Verhältnis von Alkali- und Säuremenge von 2: 1 entstehen Hydrophosphate:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

Bei einem Überschuss an Alkali oder bei einem Molverhältnis von Alkali und Säure von 3:1 wird ein Alkalimetallphosphat gebildet.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Alkalien interagieren mitamphotere Oxide und Hydroxide. Dabei In der Schmelze bilden sich Kochsalze , ein in Lösung - komplexe Salze .

Alkali (Schmelze) + amphoteres Oxid = mittleres Salz + Wasser

Lauge (Schmelze) + amphoteres Hydroxid = mittleres Salz + Wasser

Alkali (Lösung) + amphoteres Oxid = komplexes Salz

Alkali (Lösung) + amphoteres Hydroxid = komplexes Salz

zum Beispiel , wenn Aluminiumhydroxid mit Natriumhydroxid reagiert in der Schmelze Natriumaluminat entsteht. Das saurere Hydroxid bildet einen Säurerest:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

EIN in Lösung Es entsteht ein komplexes Salz:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Achten Sie darauf, wie die Formel eines komplexen Salzes zusammengestellt wird:zuerst wählen wir das Zentralatom (toin der Regel handelt es sich um ein Metall aus amphoterem Hydroxid).Dann fügen Sie es hinzu Liganden- in unserem Fall sind dies Hydroxidionen. Die Zahl der Liganden ist in der Regel 2 mal größer als die Oxidationsstufe des Zentralatoms. Der Aluminiumkomplex ist jedoch eine Ausnahme, seine Anzahl von Liganden beträgt meistens 4. Wir schließen das resultierende Fragment in eckige Klammern ein - dies ist ein komplexes Ion. Wir bestimmen seine Ladung und fügen von außen die benötigte Anzahl an Kationen oder Anionen hinzu.

3. Laugen interagieren mit sauren Oxiden. Formgebung ist möglich sauer oder mittleres Salz, je nach Molverhältnis von Alkali und Säureoxid. Bei einem Überschuss an Alkali wird ein durchschnittliches Salz gebildet, und bei einem Überschuss an saurem Oxid wird ein Säuresalz gebildet:

Alkali (Überschuss) + Säureoxid \u003d mittleres Salz + Wasser

oder:

Alkali + Säureoxid (Überschuss) = Säuresalz

zum Beispiel , beim interagieren überschüssiges Natriumhydroxid Mit Kohlendioxid entstehen Soda und Wasser:

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

Und beim Interagieren überschüssiges Kohlendioxid mit Natriumhydroxid wird nur Natriumbicarbonat gebildet:

2 NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Laugen interagieren mit Salzen. Alkalien reagieren nur mit löslichen Salzen in Lösung, unter der Vorraussetzung, dass Produkte bilden Gas oder Niederschlag . Diese Reaktionen laufen nach dem Mechanismus ab Ionenaustausch.

Alkali + lösliches Salz = Salz + entsprechendes Hydroxid

Alkalien interagieren mit Lösungen von Metallsalzen, die unlöslichen oder instabilen Hydroxiden entsprechen.

zum Beispiel, Natriumhydroxid interagiert mit Kupfersulfat in Lösung:

Cu 2+ SO 4 2– + 2Na + OH – = Cu 2+ (OH) 2 – ↓ + Na 2 + SO 4 2–

Ebenfalls Alkalien interagieren mit Lösungen von Ammoniumsalzen.

zum Beispiel , Kaliumhydroxid interagiert mit Ammoniumnitratlösung:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Wenn Salze amphoterer Metalle mit einem Überschuss an Alkali interagieren, entsteht ein Komplexsalz!

Sehen wir uns dieses Problem genauer an. Wenn das Salz von dem Metall gebildet wird, zu dem amphoteres Hydroxid , mit einer kleinen Menge Alkali interagiert, dann läuft die übliche Austauschreaktion ab und fällt ausdas Hydroxid dieses Metalls .

zum Beispiel , Überschüssiges Zinksulfat reagiert in Lösung mit Kaliumhydroxid:

ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Bei dieser Reaktion wird jedoch keine Base gebildet, sondern Photerisches Hydroxid. Und wie oben erwähnt, Amphotere Hydroxide lösen sich in einem Überschuss an Alkalien unter Bildung von Komplexsalzen . T So wird während der Wechselwirkung von Zinksulfat mit überschüssige Alkalilösung es bildet sich ein komplexes Salz, es bildet sich kein Niederschlag:

ZnSO 4 + 4KOH \u003d K 2 + K 2 SO 4

Somit erhalten wir 2 Schemata für die Wechselwirkung von Metallsalzen, die amphoteren Hydroxiden entsprechen, mit Alkalien:

amphoteres Metallsalz (Überschuss) + Alkali = amphoteres Hydroxid↓ + Salz

amph. Metallsalz + Alkali (Überschuss) = komplexes Salz + Salz

5. Laugen interagieren mit sauren Salzen.Dabei werden mittlere Salze oder weniger saure Salze gebildet.

Sauersalz + Alkali \u003d mittleres Salz + Wasser

zum Beispiel , Kaliumhydrosulfit reagiert mit Kaliumhydroxid zu Kaliumsulfit und Wasser:

KHSO 3 + KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O

Es ist sehr praktisch, die Eigenschaften von Säuresalzen zu bestimmen, indem man ein Säuresalz gedanklich in zwei Substanzen zerlegt – eine Säure und ein Salz. Beispielsweise zerlegen wir Natriumbicarbonat NaHCO 3 in Harnsäure H 2 CO 3 und Natriumcarbonat Na 2 CO 3 . Die Eigenschaften von Bicarbonat werden maßgeblich von den Eigenschaften der Kohlensäure und den Eigenschaften von Natriumcarbonat bestimmt.

6. Alkalien interagieren mit Metallen in Lösung und schmelzen. In diesem Fall findet in der Lösung eine Redoxreaktion statt Komplexes Salz und Wasserstoff, in der Schmelze - mittleres Salz und Wasserstoff.

Beachten Sie! Nur solche Metalle reagieren mit Alkalien in Lösung, bei denen das Oxid mit der minimalen positiven Oxidationsstufe des Metalls amphoter ist!

zum Beispiel , Eisen reagiert nicht mit einer Alkalilösung, Eisen(II)oxid ist basisch. EIN Aluminium löst sich in einer wässrigen Alkalilösung, Aluminiumoxid ist amphoter:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkalien interagieren mit Nichtmetallen. Dabei finden Redoxreaktionen statt. Allgemein, Nichtmetalle in Laugen disproportioniert. reagiere nicht mit Laugen Sauerstoff, Wasserstoff, Stickstoff, Kohlenstoff und Edelgase (Helium, Neon, Argon etc.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Schwefel, Chlor, Brom, Jod, Phosphor und andere Nichtmetalle unverhältnismäßig in Alkalien (d.h. Selbstoxidation-Selbstreparatur).

Zum Beispiel Chlorbei der Interaktion mit kaltes Alkali geht in die Oxidationsstufen -1 und +1 über:

2NaOH + Cl 2 0 \u003d NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Chlor bei der Interaktion mit heiße Lauge geht in die Oxidationsstufen -1 und +5 über:

6NaOH + Cl 2 0 \u003d 5NaCl - + NaCl + 5 O 3 + 3H 2 O

Silizium durch Alkalien zu einer Oxidationsstufe von +4 oxidiert.

zum Beispiel, in Lösung:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O \u003d NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oxidiert Alkalien: