Ecuaciones químicas

Ecuacion quimica es la expresión de una reacción mediante fórmulas químicas. Ecuaciones químicas mostrar qué sustancias entran en una reacción química y qué sustancias se forman como resultado de esta reacción. La ecuación se basa en la ley de conservación de la masa y muestra las proporciones cuantitativas de las sustancias que participan en una reacción química.

Como ejemplo, considere la interacción del hidróxido de potasio con el ácido fosfórico:

H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.

Se puede ver en la ecuación que 1 mol de ácido fosfórico (98 g) reacciona con 3 moles de hidróxido de potasio (3 · 56 g). Como resultado de la reacción, se forman 1 mol de fosfato de potasio (212 g) y 3 mol de agua (3 · 18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vemos que la masa de las sustancias que entraron en la reacción es igual a la masa de los productos de reacción. Las ecuaciones de una reacción química le permiten realizar varios cálculos asociados con una reacción determinada.

Las sustancias complejas se dividen en cuatro clases: óxidos, bases, ácidos y sales.

Óxidos- este es sustancias complejas que consta de dos elementos, uno de los cuales es oxígeno, es decir El óxido es el compuesto de un elemento con oxígeno.

El nombre de los óxidos se deriva del nombre del elemento que forma el óxido. Por ejemplo, BaO es óxido de bario. Si el elemento óxido tiene una valencia variable, después del nombre del elemento entre paréntesis, su valencia se indica en números romanos. Por ejemplo, FeO es óxido de hierro (I), Fe2O3 es óxido de hierro (III).

Todos los óxidos se clasifican en formadores de sal y no formadores de sal.

Los óxidos formadores de sal son óxidos que, como resultado, reacciones químicas formar sales. Se trata de óxidos de metales y no metales, que al interactuar con el agua forman los ácidos correspondientes y al interactuar con las bases forman las correspondientes sales ácidas y normales. Por ejemplo, el óxido de cobre (CuO) es un óxido formador de sal, porque, por ejemplo, cuando interactúa con el ácido clorhídrico (HCl), se forma una sal:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Se pueden obtener otras sales como resultado de reacciones químicas:

CuO + SO3 → CuSO4.

Los óxidos que no forman sales son aquellos óxidos que no forman sales. Un ejemplo es CO, N2O, NO.

Los óxidos formadores de sales son de 3 tipos: básicos (de la palabra "base"), ácidos y anfóteros.

Los óxidos básicos son óxidos metálicos, que corresponden a hidróxidos pertenecientes a la clase de bases. Los óxidos básicos incluyen, por ejemplo, Na2O, K2O, MgO, CaO, etc.

Propiedades químicas de los óxidos básicos.

1. Los óxidos básicos solubles en agua reaccionan con el agua para formar bases:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Reaccionar con óxidos ácidos para formar las sales correspondientes.

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reaccionar con óxidos anfóteros:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Los óxidos básicos reaccionan con los óxidos ácidos para formar sales:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Si la composición de los óxidos como segundo elemento es un no metálico o un metal que presente valencia más alta(generalmente se muestran de IV a VII), entonces tales óxidos serán ácidos. Los óxidos ácidos (anhídridos de ácido) son aquellos óxidos que corresponden a hidróxidos pertenecientes a la clase de ácidos. Estos son, por ejemplo, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7, etc. Los óxidos ácidos se disuelven en agua y álcalis para formar sal y agua.

Propiedades químicas de los óxidos ácidos.

1. Interactuar con el agua, formando ácido:

SO3 + H2O → H2SO4.

Pero no todos los óxidos ácidos reaccionan directamente con el agua (SiO2, etc.).

2. Reaccionar con óxidos de base para formar sal:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Interactuar con los álcalis, formando sal y agua:

CO2 + Ba (OH) 2 → BaCO3 + H2O.

El óxido anfótero contiene un elemento que tiene propiedades anfóteras. Se entiende por anfotericidad la capacidad de los compuestos de presentar propiedades ácidas y básicas, según las condiciones. Por ejemplo, el óxido de zinc ZnO puede ser tanto una base como un ácido (Zn (OH) 2 y H2ZnO2). La anfotericidad se expresa en el hecho de que, dependiendo de las condiciones, los óxidos anfóteros exhiben propiedades básicas o ácidas, por ejemplo - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Por ejemplo, la naturaleza anfótera del óxido de zinc se manifiesta cuando interactúa tanto con el ácido clorhídrico como con el hidróxido de sodio:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Dado que no todos los óxidos anfóteros son solubles en agua, es mucho más difícil probar la anfotericidad de tales óxidos. Por ejemplo, el óxido de aluminio (III) en su reacción de fusión con disulfato de potasio exhibe propiedades básicas, y cuando se fusiona con hidróxidos, ácidos:

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

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

Para varios óxidos anfóteros, la dualidad de propiedades se puede expresar en diversos grados. Por ejemplo, el óxido de zinc se disuelve con la misma facilidad en ácidos y álcalis, mientras que el óxido de hierro (III), Fe2O3, tiene propiedades predominantemente básicas.

Propiedades químicas de los óxidos anfóteros.

1. Interactuar con los ácidos, formando sal y agua:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Reaccionan con álcalis sólidos (cuando se fusionan), formando como resultado de la reacción sal - zincato de sodio y agua:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Cuando el óxido de zinc interactúa con una solución alcalina (el mismo NaOH), se produce otra reacción:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

El número de coordinación es una característica que determina el número de partículas más cercanas: átomos o inov en una molécula o cristal. Cada metal anfótero tiene su propio número de coordinación. Para Be y Zn es 4; Para y, Al es 4 o 6; Para y, Cr es 6 o (muy raramente) 4;

Los óxidos anfóteros generalmente no se disuelven ni reaccionan con el agua.

Los métodos para obtener óxidos a partir de sustancias simples es una reacción directa de un elemento con oxígeno:

o descomposición de sustancias complejas:

a) óxidos

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) hidróxidos

Ca (OH) 2 = CaO + H2O

c) ácidos

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO + CO2

Además de la interacción de ácidos - agentes oxidantes con metales y no metales:

Cu + 4HNO3 (conc) = Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

Los óxidos se pueden obtener por interacción directa del oxígeno con otro elemento, o indirectamente (por ejemplo, por descomposición de sales, bases, ácidos). En condiciones normales, los óxidos se encuentran en estado sólido, líquido y gaseoso, este tipo de compuesto es muy común en la naturaleza. Los óxidos están contenidos en corteza de la Tierra... El óxido, la arena, el agua y el dióxido de carbono son óxidos.

Cimientos- Se trata de sustancias complejas, en cuyas moléculas los átomos metálicos están conectados con uno o más grupos hidroxilo.

Las bases son electrolitos que, al disociarse, forman solo iones hidróxido como aniones.

NaOH = Na + + OH -

Ca (OH) 2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -

Hay varios signos de clasificación básica:

Dependiendo de la solubilidad en agua, las bases se dividen en álcalis e insolubles. Los álcalis son hidróxidos Metales alcalinos(Li, Na, K, Rb, Cs) y metales alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba). Todas las demás bases son insolubles.

Dependiendo del grado de disociación, las bases se dividen en electrolitos fuertes (todos álcalis) y electrolitos débiles (bases insolubles).

Dependiendo del número de grupos hidroxilo en la molécula, las bases se dividen en un ácido (1 grupo OH), por ejemplo, hidróxido de sodio, hidróxido de potasio, dos ácidos (2 grupos OH), por ejemplo, hidróxido de calcio, cobre ( 2) hidróxido y poliácido.

Propiedades químicas.

Iones OH - en la solución determinan el ambiente alcalino.

Las soluciones alcalinas cambian el color de los indicadores:

Fenolftaleína: frambuesa incolora ®,

Tornasol: violeta ® azul,

Naranja de metilo: naranja ® amarillo.

Las soluciones alcalinas interactúan con los óxidos ácidos para formar sales de esos ácidos que corresponden a los óxidos ácidos que reaccionan. Dependiendo de la cantidad de álcali, se forman sales medias o ácidas. Por ejemplo, cuando el hidróxido de calcio interactúa con el monóxido de carbono (IV), se forman carbonato de calcio y agua:

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

Y cuando el hidróxido de calcio interactúa con un exceso de monóxido de carbono (IV), se forma bicarbonato de calcio:

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

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

Todas las bases interactúan con los ácidos para formar sal y agua, por ejemplo: cuando el hidróxido de sodio interactúa con el ácido clorhídrico, se forman cloruro de sodio y agua:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

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

El hidróxido de cobre (II) se disuelve en ácido clorhídrico para formar cloruro de cobre (II) y agua:

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

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

Cu (OH) 2 + 2H + = Cu2 + + 2H2O.

La reacción entre el ácido y la base se llama reacción de neutralización.

Las bases insolubles se descomponen al calentarlas en agua y el óxido metálico correspondiente a la base, por ejemplo:

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

Los álcalis interactúan con las soluciones salinas si se cumple una de las condiciones de la reacción de intercambio iónico hasta el final (se forma un precipitado),

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

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

La reacción procede debido a la unión de los cationes de cobre con los iones de hidróxido.

Cuando el hidróxido de bario interactúa con una solución de sulfato de sodio, se forma un precipitado de sulfato de bario.

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

Ba2 + + SO42- = BaSO4

La reacción procede debido a la unión de cationes de bario y aniones sulfato.

Ácidos - Se trata de sustancias complejas, cuyas moléculas incluyen átomos de hidrógeno que pueden reemplazarse o intercambiarse por átomos metálicos y un residuo ácido.

Según la presencia o ausencia de oxígeno en la molécula, los ácidos se dividen en oxígeno (ácido sulfúrico H2SO4, ácido sulfúrico H2SO3, ácido nítrico HNO3, ácido fosfórico H3PO4, ácido carbónico H2CO3, ácido silícico H2SiO3) y anóxicos (ácido fluorhídrico HF). , Ácido clorhídrico HCl), ácido bromhídrico HBr, ácido yodhídrico HI, ácido hidrosulfúrico H2S).

Dependiendo del número de átomos de hidrógeno en la molécula de ácido, hay monobásico (con 1 átomo de H), dibásico (con 2 átomos de H) y tribásico (con 3 átomos de H).

C Y S L O T S

La parte de una molécula de ácido sin hidrógeno se llama residuo ácido.

Los residuos ácidos pueden constar de un átomo (-Cl, -Br, -I); son residuos ácidos simples o pueden ser de un grupo de átomos (-SO3, -PO4, -SiO3); son residuos complejos.

En soluciones acuosas, los residuos ácidos no se destruyen durante las reacciones de intercambio y sustitución:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

La palabra anhídrido significa anhidro, es decir, ácido sin agua. Por ejemplo,

H2SO4 - H2O → SO3. Los ácidos anóxicos no tienen anhídridos.

El nombre del ácido se deriva del nombre del elemento formador de ácido (acidificante) con la adición de las terminaciones "naya" y, con menos frecuencia, "vaya": H2SO4 - sulfúrico; H2SO3 - carbón; H2SiO3 - silicio, etc.

El elemento puede formar varios ácidos oxigenados. En este caso, las terminaciones indicadas en el nombre de los ácidos serán cuando el elemento exhiba la valencia más alta (en la molécula de ácido gran contenidoátomos de oxígeno). Si el elemento exhibe la valencia más baja, la terminación en el nombre del ácido será "verdadera": HNO3 - nítrico, HNO2 - nitrogenado.

Los ácidos se pueden obtener disolviendo anhídridos en agua. Si los anhídridos son insolubles en agua, el ácido puede obtenerse mediante la acción de otro ácido más fuerte sobre la sal del ácido requerido. Este método es típico tanto para el oxígeno como para los ácidos anóxicos. Los ácidos anóxicos también se obtienen por síntesis directa a partir de hidrógeno y no metales, seguida de la disolución del compuesto resultante en agua:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Las soluciones de las sustancias gaseosas resultantes HCl y H2S son ácidos.

En condiciones normales, los ácidos son líquidos y sólidos.

Propiedades químicas de los ácidos

1. Las soluciones ácidas actúan sobre los indicadores. Todos los ácidos (excepto el ácido silícico) son fácilmente solubles en agua. Sustancias especiales: los indicadores le permiten determinar la presencia de ácido.

Los indicadores son sustancias de estructura compleja. Cambian su color dependiendo de la interacción con diferentes quimicos... En soluciones neutras, tienen un color, en soluciones base, otro. Al interactuar con un ácido, cambian de color: el indicador de naranja de metilo se vuelve rojo, el indicador de tornasol también se vuelve rojo.

2. Reaccionar con bases para formar agua y sal, que contiene un residuo ácido inalterado (reacción de neutralización):

H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reacciona con óxidos de base para formar agua y sal. La sal contiene un residuo ácido del ácido que se utilizó en la reacción de neutralización:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Interactuar con los metales.

Para la interacción de ácidos con metales, se deben cumplir ciertas condiciones:

1. El metal debe ser suficientemente activo con respecto a los ácidos (en la línea de actividad del metal, debe ubicarse antes que el hidrógeno). Cuanto más a la izquierda está el metal en la línea de actividad, más intensamente interactúa con los ácidos;

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

Pero la reacción entre una solución de ácido clorhídrico y cobre es imposible, ya que el cobre está en la serie de voltajes después del hidrógeno.

2. El ácido debe ser lo suficientemente fuerte (es decir, capaz de emitir iones de hidrógeno H +).

Durante las reacciones químicas de un ácido con metales, se forma una sal y se libera hidrógeno (excepto por la interacción de los metales con los ácidos nítrico y sulfúrico concentrado):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Sin embargo, no importa cuán diferentes sean los ácidos, todos forman cationes de hidrógeno durante la disociación, lo que determina una serie de propiedades generales: sabor agrio, cambio de color de los indicadores (tornasol y naranja de metilo), interacción con otras sustancias.

La reacción también tiene lugar entre los óxidos metálicos y la mayoría de los ácidos.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Describamos las reacciones:

2) La segunda reacción debería producir una sal soluble. En muchos casos, la interacción del metal con el ácido prácticamente no ocurre porque la sal resultante es insoluble y cubre la superficie del metal con una película protectora, por ejemplo:

Pb + H2SO4 = / PbSO4 + H2

El sulfato de plomo insoluble (II) detiene el acceso del ácido al metal y la reacción se detiene tan pronto como comienza. Por esta razón, la mayoría de los metales pesados prácticamente no interactúan con los ácidos fosfórico, carbónico y sulfuro de hidrógeno.

3) La tercera reacción es típica para soluciones ácidas, por lo tanto, los ácidos insolubles, por ejemplo el ácido silícico, no reaccionan con los metales. Una solución concentrada de ácido sulfúrico y una solución de ácido nítrico de cualquier concentración interactúan con los metales de una manera ligeramente diferente, por lo tanto, las ecuaciones para las reacciones entre los metales y estos ácidos están escritas en un esquema diferente. Una solución diluida de ácido sulfúrico reacciona con metales. colocándose en una serie de voltajes al hidrógeno, formando sal e hidrógeno.

4) La cuarta reacción es una reacción típica de intercambio iónico y solo ocurre si se forma un precipitado o gas.

Sales - se trata de sustancias complejas cuyas moléculas están compuestas por átomos metálicos y residuos ácidos (a veces pueden contener hidrógeno). Por ejemplo, NaCl es cloruro de sodio, CaSO4 es sulfato de calcio, etc.

Casi todas las sales son compuestos iónicos, por lo tanto, los iones de residuos ácidos y los iones metálicos están unidos entre sí en sales:

Na + Cl - cloruro de sodio

Ca2 + SO42 - sulfato de calcio, etc.

La sal es el producto de la sustitución parcial o completa de un metal por los átomos de hidrógeno de un ácido.

De ahí que se distingan los siguientes tipos de sales:

1. Sales medias: todos los átomos de hidrógeno del ácido son reemplazados por un metal: Na2CO3, KNO3, etc.

2. Sales ácidas: no todos los átomos de hidrógeno de un ácido son reemplazados por un metal. Por supuesto, las sales ácidas solo pueden formar ácidos dibásicos o polibásicos. Los ácidos monobásicos de las sales ácidas no pueden dar: NaHCO3, NaH2PO4, etc. etc.

3. Sales dobles: los átomos de hidrógeno de un ácido di o polibásico no se reemplazan por un metal, sino por dos diferentes: NaKCO3, KAl (SO4) 2, etc.

4. Las sales básicas se pueden considerar como productos de sustitución parcial o incompleta de grupos hidroxilo básicos con residuos ácidos: Al (OH) SO4, Zn (OH) Cl, etc.

Según la nomenclatura internacional, el nombre de la sal de cada ácido proviene del nombre latino del elemento. Por ejemplo, las sales de ácido sulfúrico se denominan sulfatos: CaSO4 - sulfato de calcio, Mg SO4 - sulfato de magnesio, etc.; Las sales de ácido clorhídrico se denominan cloruros: NaCl - cloruro de sodio, ZnCI2 - cloruro de zinc, etc.

La partícula "bi" o "hidro" se añade al nombre de las sales de ácidos dibásicos: Mg (HCl3) 2 - bicarbonato o bicarbonato de magnesio.

Siempre que solo un átomo de hidrógeno sea reemplazado por metal en ácido tribásico, luego agregue el prefijo "dihidro": NaH2PO4 - dihidrogenofosfato de sodio.

Las sales son sólidos con una amplia variedad de solubilidad en agua.

Las propiedades químicas de las sales están determinadas por las propiedades de los cationes y aniones que componen su composición.

1. Algunas sales se descomponen por ignición:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Reaccionar con ácidos para formar nueva sal y nuevo ácido. Para que se produzca esta reacción, el ácido debe ser más fuerte que la sal sobre la que actúa el ácido:

2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Interactuar con las bases, formando una nueva sal y una nueva base:

Ba (OH) 2 + Mg SO4 → BaSO4 ↓ + Mg (OH) 2.

4. Interactuar entre sí para formar nuevas sales:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Interactuar con metales que están en un rango de actividad con el metal que forma parte de la sal.

Esta lección está dedicada al estudio de las propiedades químicas generales de otra clase. sustancias inorgánicas- sales. Aprenderá con qué sustancias pueden interactuar las sales y cuáles son las condiciones para tales reacciones.

Tema: Clases de sustancias inorgánicas

Lección: Propiedades químicas de las sales

1. Interacción de sales con metales

Las sales son sustancias complejas que consisten en átomos de metal y residuos ácidos.

Por lo tanto, las propiedades de las sales estarán asociadas con la presencia de un metal o residuo ácido en particular en la composición de la sustancia. Por ejemplo, la mayoría de las sales de cobre en solución son de color azulado. Las sales de ácido de manganeso (permanganatos) son en su mayoría de color púrpura. Comencemos nuestro conocimiento de las propiedades químicas de las sales con el siguiente experimento.

Coloque un clavo de hierro en el primer vaso con una solución de sulfato de cobre (II). En el segundo vaso con una solución de sulfato de hierro (II), baje una placa de cobre. En el tercer vaso con una solución de nitrato de plata, también bajamos una placa de cobre. Después de un tiempo, veremos que el clavo de hierro se cubrió con una capa de cobre, la placa de cobre del tercer vaso se cubrió con una capa de plata y no pasó nada con la placa de cobre del segundo vaso.

Arroz. 1. Interacción de soluciones salinas con metales.

Expliquemos los resultados del experimento. Las reacciones ocurrieron solo si el metal que reaccionó con la sal era más activo que el metal que forma parte de la sal. La actividad de los metales se puede comparar entre sí por su posición en la serie de actividades. Cuanto más a la izquierda esté ubicado el metal en esta fila, mayor será su capacidad para desplazar otro metal de la solución salina.

Ecuaciones de las reacciones realizadas:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Cuando el hierro interactúa con una solución de sulfato de cobre (II), se forman cobre puro y sulfato de hierro (II). Esta reacción es posible porque el hierro es más reactivo que el cobre.

Cu + FeSO4 → la reacción no va

La reacción entre el cobre y la solución de sulfato de hierro (II) no tiene lugar, ya que el cobre no puede reemplazar el hierro de la solución salina.

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

Cuando el cobre interactúa con una solución de nitrato de plata, se forman plata y nitrato de cobre (II). El cobre reemplaza a la plata de una solución de su sal, ya que el cobre se encuentra en la fila de actividad a la izquierda de la plata.

Las soluciones salinas pueden interactuar con metales más activos que el metal de la sal. Estas reacciones son del tipo de sustitución.

2. Interacción de las soluciones salinas entre sí.

Consideremos una propiedad más de las sales. Las sales disueltas en agua pueden interactuar entre sí. Hagamos el experimento.

Mezclamos soluciones de cloruro de bario y sulfato de sodio. Esto dará como resultado un precipitado blanco de sulfato de bario. Evidentemente, la reacción ha pasado.

Ecuación de reacción: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Las sales disueltas en agua pueden sufrir una reacción de intercambio si el resultado es una sal insoluble en agua.

3. Interacción de sales con álcalis.

Averigüemos si las sales interactúan con los álcalis realizando el siguiente experimento.

Agregue una solución de hidróxido de sodio a la solución de sulfato de cobre (II). El resultado es un precipitado azul.

Arroz. 2. Interacción de la solución de sulfato de cobre (II) con álcali

La ecuación de la reacción realizada: CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na2SO4

Esta reacción es una reacción de intercambio.

Las sales pueden interactuar con los álcalis si la reacción produce una sustancia insoluble en agua.

4. Interacción de sales con ácidos.

Agregue una solución de ácido clorhídrico a la solución de carbonato de sodio. Como resultado, vemos la liberación de burbujas de gas. Expliquemos los resultados del experimento escribiendo la ecuación de esta reacción:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

El ácido carbónico es una sustancia inestable. Se descompone en dióxido de carbono y agua. Esta reacción es una reacción de intercambio.

Las sales pueden reaccionar con ácidos si se forma gas o precipitado como resultado de la reacción.

1. Colección de tareas y ejercicios de química: 8º curso .: para libro de texto. P. A. Orzhekovsky y otros. "Química. Grado 8 "/ P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2006. (pág. 107-111)

2. Cuaderno de ejercicios de química Ushakova OV: 8º grado: al libro de texto de P. A. Orzhekovsky et al. “Química. Grado 8 "/ VO Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; debajo. ed. profe. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p.108-110)

3. Química. Octavo grado. Libro de texto. en general instituciones / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. - M .: Astrel, 2013. (§34)

4. Química: 8vo grado: libro de texto. en general instituciones / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Química: inorgánica. química: libro de texto. por 8 cl. educación general. instituciones / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M.: Educación, JSC "Moscow textbooks", 2009. (§33)

6. Enciclopedia para niños. Volumen 17. Química / Cap. ed. V.A. Volodin, dirigido. científico. ed. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003.

Recursos web adicionales

1. Interacción de ácidos con sales.

2. Interacción de metales con sales.

Tarea

1) pág. 109-110 No. No. 4,5 de Libro de trabajo en química: octavo grado: al libro de texto de P. A. Orzhekovsky y otros. “Química. Grado 8 "/ VO Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; debajo. ed. profe. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) p.193 No. 2,3 del libro de texto de P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova "Chemistry: 8kl.", 2013

La ciencia química moderna representa muchas ramas diferentes, y cada una de ellas, además de la base teórica, tiene un gran valor aplicado, práctico. Todo lo que toques a tu alrededor son productos químicos. Las secciones principales son la química orgánica e inorgánica. Consideremos qué clases principales de sustancias se clasifican como inorgánicas y qué propiedades poseen.

Principales categorías de compuestos inorgánicos

Estos incluyen los siguientes:

Óxidos.
Sal.
Cimientos.
Ácidos.

Cada una de las clases está representada por una amplia variedad de compuestos de naturaleza inorgánica y es importante en casi cualquier estructura de la actividad económica e industrial humana. Todas las principales propiedades características de estos compuestos, estar en la naturaleza y recibir, se estudian en el curso de química escolar en obligatorio, en los grados 8-11.

Existe una tabla general de óxidos, sales, bases, ácidos, que presenta ejemplos de cada una de las sustancias y su estado de agregación, estando en la naturaleza. También se muestran las interacciones que describen las propiedades químicas. Sin embargo, veremos cada una de las clases por separado y con más detalle.

Grupo de compuestos - óxidos

4. Reacciones como resultado de las cuales los elementos cambian el CO

Yo + n O + C = Yo 0 + CO

1. Agua de reactivo: formación de ácido (exclusión de SiO 2)

KO + agua = ácido

2. Reacciones con bases:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reacciones con óxidos básicos: formación de sales

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Reacciones OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Presentan propiedades duales, interactúan según el principio del método ácido-base (con ácidos, álcalis, óxidos básicos, óxidos ácidos). No interactúan con el agua.

1.Con ácidos: formación de sales y agua.

AO + ácido = sal + H 2 O

2.Con bases (álcalis): formación de complejos de hidroxo

Al 2 O 3 + LiOH + agua = Li

3. Reacciones con óxidos ácidos: obtención de sales

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reacciones con RO: formación de sal, fusión.

MnO + Rb 2 O = sal doble Rb 2 MnO 2

5. Reacciones de fusión con álcalis y carbonatos de metales alcalinos: formación de sal

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

No forman ácidos ni álcalis. Muestra propiedades estrictamente específicas.

Cada óxido superior, formado por metales y no metales, se disuelve en agua y da un ácido o álcali fuerte.

Ácidos orgánicos e inorgánicos

En el sonido clásico (basado en las posiciones de ED - disociación electrolítica - los ácidos son compuestos, en ambiente acuático disociando en cationes H + y aniones de residuos ácidos An -. Sin embargo, los ácidos se han estudiado a fondo en condiciones anhidras en la actualidad, por lo que existen muchas teorías diferentes para los hidróxidos.

Las fórmulas empíricas de óxidos, bases, ácidos, sales están compuestas únicamente por símbolos, elementos e índices que indican su cantidad en una sustancia. Por ejemplo, los ácidos inorgánicos se expresan mediante la fórmula H + residuo ácido n-. Materia orgánica tienen un mapeo teórico diferente. Además del empírico, para ellos puedes escribir el completo y abreviado fórmula estructural, que reflejará no solo la composición y el número de la molécula, sino también el orden de disposición de los átomos, su enlace entre sí y el grupo funcional principal de los ácidos carboxílicos -COOH.

En un inorgánico, todos los ácidos se dividen en dos grupos:

sin oxígeno: HBr, HCN, HCL y otros;
que contienen oxígeno (oxoácidos) - HClO 3 y todo lo que tenga oxígeno.

Además, los ácidos inorgánicos se clasifican por estabilidad (estable o estable - todo excepto carbónico y sulfuroso, inestable o inestable - carbónico y sulfuroso). En términos de fuerza, los ácidos pueden ser fuertes: sulfúrico, clorhídrico, nítrico, clorhídrico y otros, así como débiles: sulfuro de hidrógeno, hipocloroso y otros.

La química orgánica ofrece mucha menos variedad. Los ácidos que son de naturaleza orgánica son los ácidos carboxílicos. Su característica común- la presencia de un grupo funcional -COOH. Por ejemplo, HCOOH (fórmico), CH 3 COOH (acético), C 17 H 35 COOH (esteárico) y otros.

Hay una serie de ácidos que se enfatizan especialmente al considerar este tema en un curso de química escolar.

Sal.
Nitrógeno.
Ortofosfórico.
Bromhídrico.
Carbón.
Yoduro de hidrógeno.
Sulfúrico.
Acético o etano.
Butano o aceite.
Benjuí.

Estos 10 ácidos en química son las sustancias fundamentales de la clase correspondiente tanto en el curso escolar como en la industria y síntesis en general.

Propiedades de los ácidos inorgánicos

Las principales propiedades físicas incluyen, en primer lugar, un estado de agregación diferente. Después de todo, existen varios ácidos en forma de cristales o polvos (bórico, ortofosfórico) en condiciones normales. La inmensa mayoría de los ácidos inorgánicos conocidos son líquidos diferentes. Los puntos de ebullición y fusión también varían.

Los ácidos pueden causar quemaduras graves, ya que tienen una fuerza que destruye el tejido orgánico y cubierta de piel... Los indicadores se utilizan para detectar ácidos:

naranja de metilo (en un ambiente normal - naranja, en ácidos - rojo),
tornasol (en neutro - violeta, en ácidos - rojo) o algunos otros.

Las propiedades químicas más importantes incluyen la capacidad de interactuar con sustancias simples y complejas.

Propiedades químicas de los ácidos inorgánicos.

Con que interactúan	Reacción de ejemplo
1. Con sustancias simples, metales. Un requisito previo: el metal debe estar en el EHRNM antes que el hidrógeno, ya que los metales que están después del hidrógeno no pueden desplazarlo de la composición de los ácidos. La reacción siempre produce gas hidrógeno y sal.
2. Con bases. El resultado de la reacción es sal y agua. Tales reacciones de ácidos fuertes con álcalis se denominan reacciones de neutralización.	Cualquier ácido (fuerte) + base soluble = sal y agua
3. Con hidróxidos anfóteros. En pocas palabras: sal y agua.	2HNO 2 + hidróxido de berilio = Be (NO 2) 2 (sal promedio) + 2H 2 O
4. Con óxidos básicos. En pocas palabras: agua, sal.	2HCL + FeO = cloruro de hierro (II) + H2O
5. Con óxidos anfóteros. El efecto neto es sal y agua.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Con sales formadas por ácidos más débiles. El efecto neto es sal y ácido débil.	2HBr + MgCO 3 = bromuro de magnesio + H 2 O + CO 2

Al interactuar con los metales, no todos los ácidos reaccionan de la misma manera. La química (grado 9) en la escuela implica un estudio muy superficial de tales reacciones, sin embargo, incluso a este nivel, se consideran las propiedades específicas del ácido nítrico y sulfúrico concentrado cuando interactúan con metales.

Hidróxidos: álcalis, bases anfóteras e insolubles

Óxidos, sales, bases, ácidos: todas estas clases de sustancias tienen una naturaleza química común, que se explica por la estructura de la red cristalina, así como por la influencia mutua de los átomos en la composición de las moléculas. Sin embargo, si para los óxidos fuera posible dar bastante definición específica, entonces para ácidos y bases es más difícil hacerlo.

Además de los ácidos, según la teoría de la DE, las bases se denominan sustancias que pueden descomponerse en una solución acuosa en cationes metálicos Ме n + y aniones de grupos hidroxo ОН -.

Solubles o álcalis (bases fuertes que cambian. Formadas por metales de los grupos I, II. Ejemplo: KOH, NaOH, LiOH (es decir, solo se tienen en cuenta elementos de los subgrupos principales);
Ligeramente soluble o insoluble (concentración media, no cambia el color de los indicadores). Ejemplo: hidróxido de magnesio, hierro (II), (III) y otros.
Molecular (bases débiles, en un medio acuoso se disocian reversiblemente en iones-moléculas). Ejemplo: N 2 H 4, aminas, amoniaco.
Hidróxidos anfóteros (muestran propiedades de ácido básico dual). Ejemplo: berilio, zinc, etc.

Cada grupo representado se estudia en el curso de química escolar en la sección "Fundamentos". La química de los grados 8-9 implica un estudio detallado de los álcalis y los compuestos poco solubles.

Las principales propiedades características de las bases.

Todos los álcalis y compuestos poco solubles se encuentran en la naturaleza en un estado cristalino sólido. Al mismo tiempo, sus puntos de fusión, por regla general, son bajos y los hidróxidos poco solubles se descomponen cuando se calientan. El color de las bases es diferente. Si alcalino blanco, entonces los cristales de bases moleculares y poco solubles pueden ser de colores muy diferentes. La solubilidad de la mayoría de los compuestos de esta clase se puede ver en la tabla, que presenta las fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sales, muestra su solubilidad.

Los álcalis pueden cambiar el color de los indicadores de la siguiente manera: fenolftaleína - frambuesa, metil naranja - amarillo. Esto está asegurado por la presencia libre de grupos hidroxilo en la solución. Es por eso que las bases poco solubles no dan tal reacción.

Las propiedades químicas de cada grupo de bases son diferentes.

Propiedades químicas

Álcalis

Bases poco solubles

Hidróxidos anfóteros

Interactuar con KO (total - sal y agua):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + agua

II. Interactuar con ácidos (sal y agua):

reacciones de neutralización normales (ver ácidos)

III. Interactuar con AO para formar un complejo hidroxo de sal y agua:

2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, o Na 2

IV. Interactuar con hidróxidos anfóteros para formar sales de hidroxocomplejos:

Lo mismo que con AO, solo que sin agua

Interactuar con las sales solubles para formar hidróxidos y sales insolubles:

3CsOH + cloruro de hierro (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl

Vi. Reaccionar con zinc y aluminio en solución acuosa para formar sales e hidrógeno:

2RbOH + 2Al + agua = complejo con ion hidróxido 2Rb + 3H 2

I.Cuando se calientan, pueden descomponerse:

hidróxido insoluble = óxido + agua

II. Reacciones con ácidos (total: sal y agua):

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

III. Interactuar con KO:

Me + n (OH) n + KO = sal + H 2 O

Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + agua

II. Reacciona con álcalis: sal total y agua (condición: fusión)

Zn (OH) 2 + 2CsOH = sal + 2H 2 O

III. Reaccionan con hidróxidos fuertes: el resultado son sales, si la reacción transcurre en una solución acuosa:

Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Estas son la mayoría de las propiedades químicas que exhiben las bases. La química de las bases es bastante simple y obedece patrones generales todos los compuestos inorgánicos.

Clase de sales inorgánicas. Clasificación, propiedades físicas

Según la posición de la DE, las sales pueden denominarse compuestos inorgánicos, en una solución acuosa que se disocian en cationes metálicos Ме + ny aniones de residuos ácidos An n-. Así es como se pueden imaginar las sales. La definición de química da más de una, pero es la más precisa.

Además, por su naturaleza química, todas las sales se subdividen en:

Ácido (que contiene un catión de hidrógeno). Ejemplo: NaHSO 4.
Básico (que contiene un grupo hidroxilo). Ejemplo: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
Medio (consta solo de un catión metálico y un residuo ácido). Ejemplo: NaCL, CaSO 4.
Doble (incluye dos cationes metálicos diferentes). Ejemplo: NaAl (SO 4) 3.
Complejo (hidroxocomplejos, aquacomplejos y otros). Ejemplo: K 2.

Las fórmulas de sal reflejan su naturaleza química y también hablan sobre la composición cualitativa y cuantitativa de la molécula.

Los óxidos, sales, bases, ácidos tienen diferentes propiedades de solubilidad, que se pueden encontrar en la tabla correspondiente.

Si hablamos de estado de agregación sales, entonces necesitas notar su monotonía. Solo existen en estado sólido, cristalino o en polvo. La gama de colores es bastante variada. Las soluciones de sales complejas, por regla general, tienen colores brillantes y saturados.

Interacciones químicas para la clase de sales medias.

Tienen propiedades químicas similares de base, ácido, sal. Los óxidos, como ya hemos considerado, difieren algo de ellos en este factor.

En total, se pueden distinguir 4 tipos principales de interacciones para las sales medias.

I. Interacción con ácidos (solo fuerte en términos de DE) con la formación de otra sal y un ácido débil:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacciones con hidróxidos solubles con aparición de sales y bases insolubles:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sal soluble + Cu (OH) 2 base insoluble

III. Interacción con otra sal soluble para formar sal insoluble y soluble:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reacciones con metales que se encuentran en el EHRNM a la izquierda del que forma la sal. En este caso, el metal que reacciona no debe interactuar con el agua en condiciones normales:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Estos son los principales tipos de interacciones que ocurren con las sales medias. Las fórmulas de sales complejas, básicas, dobles y ácidas hablan por sí solas sobre la especificidad de las propiedades químicas mostradas.

Las fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sales reflejan la esencia química de todos los representantes de estas clases de compuestos inorgánicos y, además, dan una idea del nombre de la sustancia y su propiedades físicas... Por lo tanto, su redacción debe abordarse Atención especial... Una gran variedad de compuestos nos ofrece en su conjunto una ciencia asombrosa: la química. Óxidos, bases, ácidos, sales son solo una parte de la inmensa variedad.

Las fundaciones pueden interactuar:

con no metales -
6KOH + 3S → K2SO3 + 2K2 S + 3H2O;
con óxidos ácidos -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H2O;
con sales (precipitación, liberación de gas) -
2KOH + FeCl 2 → Fe (OH) 2 + 2KCl.

También hay otras formas de conseguir:

interacción de dos sales -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS ↓;
reacción de metales y no metales -
compuesto de óxidos ácidos y básicos -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;
interacción de sales con metales -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Propiedades químicas

Las sales solubles son electrolitos y están sujetas a reacciones de disociación. Al interactuar con el agua, se desintegran, es decir se disocian en iones cargados positiva y negativamente: cationes y aniones, respectivamente. Los cationes son iones metálicos, los aniones son residuos ácidos. Ejemplos de ecuaciones iónicas:

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

Además de los cationes metálicos, las sales pueden contener cationes de amonio (NH4 +) y fosfonio (PH4 +).

Otras reacciones se describen en la tabla de propiedades químicas de las sales.

Arroz. 3. Asignación de sedimentos al interactuar con bases.

Algunas sales, según el tipo, se descomponen al calentarlas en un óxido metálico y un residuo ácido o en sustancias simples. Por ejemplo, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.

¿Qué hemos aprendido?

De la lección de química de octavo grado, aprendimos sobre las características y tipos de sales. Los compuestos inorgánicos complejos están compuestos por metales y residuos ácidos. Puede incluir hidrógeno (sales ácidas), dos metales o dos residuos ácidos. Es solido sustancias cristalinas, que se forman como resultado de reacciones de ácidos o álcalis con metales. Reacciona con bases, ácidos, metales, otras sales.

Cimientos – Sustancias complejas que consisten en un catión metálico Me + (o un catión similar a un metal, por ejemplo, un ion amonio NH 4 +) y un anión hidróxido OH -.

Según su solubilidad en agua, las bases se dividen en soluble (álcalis) y bases insolubles . También hay terrenos inestables que se descomponen espontáneamente.

Conseguir el terreno

1. Interacción de óxidos básicos con agua. En este caso, en condiciones normales, reaccionar solo con agua. aquellos óxidos a los que corresponde la base soluble (álcali). Aquellos. de esta manera solo puedes conseguir álcalis:

óxido básico + agua = base

Por ejemplo , óxido de sodio en forma de agua hidróxido de sodio(hidróxido de sodio):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Además, sobre óxido de cobre (II) con agua no reacciona:

CuO + H 2 O ≠

2. Interacción de metales con agua. Donde reaccionar con aguabajo condiciones normalessolo metales alcalinos(litio, sodio, potasio, rubidio, cesio), calcio, estroncio y bario.En este caso, se produce una reacción redox, el hidrógeno actúa como agente oxidante, un metal es un agente reductor.

metal + agua = álcali + hidrógeno

Por ejemplo, potasio reacciona con agua muy violento:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Electrólisis de soluciones de algunas sales de metales alcalinos. Como regla general, para obtener álcalis, la electrólisis se somete a soluciones de sales formadas por metales alcalinos o alcalinotérreos y ácidos anquilogénicos (excepto el ácido fluorhídrico): cloruros, bromuros, sulfuros, etc. Este tema se analiza con más detalle en el artículo. .

Por ejemplo , electrólisis de cloruro de sodio:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Las bases se forman por la interacción de otros álcalis con sales. En este caso, solo interactúan sustancias solubles, y se debe formar una sal insoluble o una base insoluble en los productos:

álcali + sal 1 = sal 2 ↓ + álcali

Por ejemplo: El carbonato de potasio reacciona en solución con hidróxido de calcio:

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

Por ejemplo: El cloruro de cobre (II) reacciona en solución con hidróxido de sodio. Al mismo tiempo, precipitado azul de hidróxido de cobre (II):

CuCl 2 + 2NaOH → Cu (OH) 2 ↓ + 2NaCl

Propiedades químicas de las bases insolubles.

1. Las bases insolubles interactúan con ácidos fuertes y sus óxidos. (y algunos ácidos suaves). En este caso, sal y agua.

base insoluble + ácido = sal + agua

base insoluble + óxido de ácido= sal + agua

Por ejemplo ,El hidróxido de cobre (II) interactúa con el ácido clorhídrico fuerte:

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

En este caso, el hidróxido de cobre (II) no interactúa con el óxido ácido. débilácido carbónico - dióxido de carbono:

Cu (OH) 2 + CO 2 ≠

2. Las bases insolubles se descomponen al calentarlas en óxido y agua.

Por ejemplo, El hidróxido de hierro (III) se descompone en óxido de hierro (III) y agua al inflamarse:

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

3. Las bases insolubles no interactúancon óxidos e hidróxidos anfóteros.

base insoluble + óxido anfótero ≠

base insoluble + hidróxido anfótero ≠

4. Algunas bases insolubles pueden actuar comoreductores. Los agentes reductores son bases formadas por metales con mínimo o estado de oxidación intermedio, que pueden aumentar su estado de oxidación (hidróxido de hierro (II), hidróxido de cromo (II), etc.).

Por ejemplo , El hidróxido de hierro (II) se puede oxidar con oxígeno atmosférico en presencia de agua a hidróxido de hierro (III):

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

Propiedades químicas de los álcalis.

1. Los álcalis interactúan con cualquier ácidos - fuertes y débiles . En este caso, sal mediana y agua. Estas reacciones se llaman reacciones de neutralización. La educación también es posible sal agria, si el ácido es polibásico, en una cierta proporción de reactivos, o en exceso de ácido... V exceso de álcali se forman sal mediana y agua:

álcali (exceso) + ácido = medio sal + agua

álcali + ácido polibásico (exceso) = sal ácida + agua

Por ejemplo , El hidróxido de sodio puede formar 3 tipos de sales cuando interactúa con el ácido fosfórico tri-básico: fosfatos de dihidrógeno, fosfatos o fosfatos de hidrógeno.

En este caso, los dihidrogenofosfatos se forman en un exceso de ácido, o en una relación molar (relación de las cantidades de sustancias) de los reactivos 1: 1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

En una relación molar de la cantidad de álcali y ácido de 2: 1, se forman hidrogenofosfatos:

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

En un exceso de álcali, o con una relación molar de la cantidad de álcali y ácido de 3: 1, se forma un fosfato de metal alcalino.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Los álcalis interactúan conóxidos e hidróxidos anfóteros. Donde las sales normales se forman en la masa fundida , a en solución - sales complejas .

álcali (fundido) + óxido anfótero = sal media + agua

álcali (fundido) + hidróxido anfótero = sal media + agua

álcali (solución) + óxido anfótero = sal compleja

álcali (solución) + hidróxido anfótero = sal compleja

Por ejemplo , al interactuar hidróxido de aluminio con hidróxido de sodio en el derretimiento se forma aluminato de sodio. El hidróxido más ácido forma un residuo ácido:

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

A en solución se forma una sal compleja:

NaOH + Al (OH) 3 = Na

Observe cómo se formula la sal compleja:primero elegimos el átomo central (paraEste suele ser un metal hecho de hidróxido anfótero).Luego le agregamos ligandos- en nuestro caso, se trata de iones de hidróxido. El número de ligandos, por regla general, es 2 veces mayor que el estado de oxidación del átomo central. Pero el complejo de aluminio es una excepción, su número de ligandos suele ser igual a 4. Incluimos el fragmento resultante entre corchetes: este es un ion complejo. Determinamos su carga y agregamos la cantidad requerida de cationes o aniones en el exterior.

3. Los álcalis interactúan con los óxidos ácidos. En este caso, la educación es posible agrio o sal mediana, dependiendo de la relación molar de álcali y óxido ácido. En un exceso de álcali, se forma una sal mediana y en un exceso de óxido de ácido, se forma una sal ácida:

álcali (exceso) + óxido ácido = sal media + agua

álcali + óxido ácido (exceso) = sal ácida

Por ejemplo , al interactuar exceso de hidróxido de sodio con dióxido de carbono, carbonato de sodio y agua se forman:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

Y al interactuar exceso de dióxido de carbono con hidróxido de sodio, solo se forma bicarbonato de sodio:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Los álcalis interactúan con las sales. Los álcalis reaccionan solo con sales solubles en solución, siempre que formas de gas o lodos en los productos . Tales reacciones proceden de acuerdo con el mecanismo intercambio iónico.

álcali + sal soluble = sal + hidróxido correspondiente

Los álcalis interactúan con soluciones de sales metálicas, que corresponden a hidróxidos insolubles o inestables.

Por ejemplo, el hidróxido de sodio interactúa con el sulfato de cobre en solución:

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

También los álcalis interactúan con soluciones de sales de amonio.

Por ejemplo , El hidróxido de potasio interactúa con la solución de nitrato de amonio:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - = K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Cuando las sales de metales anfóteros interactúan con un exceso de álcali, ¡se forma una sal compleja!

Echemos un vistazo más de cerca a este tema. Si la sal formada por el metal que corresponde a hidróxido anfótero , interactúa con una pequeña cantidad de álcali, luego procede la reacción de intercambio habitual y precipitahidróxido de este metal .

Por ejemplo , el exceso de sulfato de zinc reacciona en solución con hidróxido de potasio:

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

Sin embargo, en esta reacción, no se forma una base, sino hidróxido mfotérico... Y, como ya hemos indicado anteriormente, Los hidróxidos anfóteros se disuelven en exceso de los álcalis para formar sales complejas. ... T Por lo tanto, cuando el sulfato de zinc interactúa con exceso de solución alcalina se forma una sal compleja, el precipitado no precipita:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Así, obtenemos 2 esquemas para la interacción de sales metálicas, que corresponden a hidróxidos anfóteros, con álcalis:

sal de metal anfótero (exceso) + álcali = hidróxido anfótero ↓ + sal

anf. sal de metal + álcali (exceso) = sal compleja + sal

5. Los álcalis interactúan con las sales ácidas.Esto da como resultado la formación de sales medias o sales menos ácidas.

sal ácida + álcali = sal media + agua

Por ejemplo , El hidrógeno sulfito de potasio reacciona con el hidróxido de potasio para formar sulfito de potasio y agua:

KHSO 3 + KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

Es muy conveniente determinar las propiedades de las sales ácidas dividiendo mentalmente la sal ácida en 2 sustancias: ácido y sal. Por ejemplo, descomponemos el bicarbonato de sodio NaHCO 3 en ácido úrico H 2 CO 3 y carbonato de sodio Na 2 CO 3. Las propiedades del bicarbonato están determinadas en gran medida por las propiedades del ácido carbónico y las propiedades del carbonato de sodio.

6. Los álcalis interactúan con los metales en solución y se funden. En este caso, procede una reacción redox, sal compleja y hidrógeno, en el derretimiento - sal mediana y hidrógeno.

¡Nota! ¡Solo aquellos metales en los que el óxido con el estado de oxidación positivo mínimo del metal es anfótero reaccionan con álcalis en solución!

Por ejemplo , planchar no reacciona con la solución alcalina, el óxido de hierro (II) es básico. A aluminio se disuelve en una solución acuosa de álcali, el óxido de aluminio es anfótero:

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

7. Los álcalis interactúan con los no metales. En este caso, tienen lugar reacciones redox. Generalmente, no metales desproporcionados en álcalis. No reaccionas con álcalis oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, carbono y gases inertes (helio, neón, argón, etc.):

NaOH + О 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH + C ≠

Azufre, cloro, bromo, yodo, fósforo y otros no metales desproporcionado en álcalis (es decir, auto-oxidante-autocurativo).

Por ejemplo cloroal interactuar con lejía fría entra en los estados de oxidación -1 y +1:

2NaOH + Cl 2 0 = NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Cloro al interactuar con lejía caliente entra en los estados de oxidación -1 y +5:

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

Silicio oxidado con álcalis al estado de oxidación +4.

Por ejemplo, en solución:

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

El flúor oxida los álcalis: