Šta je u interakciji sa čime i šta izlazi. Vrste hemijskih reakcija

Materijalni svijet u kojem živimo i čiji smo sićušni dio jedan je i u isto vrijeme beskrajno raznolik. Jedinstvo i raznovrsnost hemijskih supstanci ovoga sveta najjasnije se manifestuje u genetskoj povezanosti supstanci, koja se ogleda u takozvanom genetskom nizu. Istaknimo najkarakterističnije karakteristike ovakvih serija.

1. Sve supstance u ovoj seriji moraju biti formirane od jednog hemijskog elementa. Na primjer, niz napisan korištenjem sljedećih formula:

2. Supstance koje formira isti element moraju pripadati različitim klasama, odnosno odražavati različite oblike njegovog postojanja.

3. Supstance koje formiraju genetski niz jednog elementa moraju biti povezane međusobnim transformacijama. Na osnovu ove osobine moguće je razlikovati potpune i nepotpune genetske serije.

Na primjer, gornji genetski niz broma će biti nekompletan, nekompletan. Evo sljedećeg reda:

već se može smatrati završenim: počelo je jednostavnom supstancom bromom i njome se završilo.

Sumirajući gore navedeno, možemo dati sljedeću definiciju genetskog niza.

Genetske serije- ovo je niz supstanci - predstavnika različitih klasa, koji su spojevi jednog hemijskog elementa, povezani međusobnim transformacijama i odražavaju zajedničko porijeklo ovih supstanci ili njihovu genezu.

Genetska veza- opštiji pojam od genetskog niza, koji je, doduše, živopisna, ali posebna manifestacija ove veze, koja se ostvaruje tokom bilo kakvih međusobnih transformacija supstanci. Zatim, očigledno, prva data serija supstanci takođe odgovara ovoj definiciji.

Postoje tri tipa genetskih serija:

Najbogatija serija metala pokazuje različita oksidaciona stanja. Kao primjer, razmotrite genetski niz željeza sa oksidacijskim stanjima +2 i +3:

Podsjetimo da za oksidaciju željeza u željezo (II) hlorid morate uzeti slabije oksidacijsko sredstvo nego da biste dobili željezo (III) hlorid:

Slično metalnoj seriji, serija nemetala sa različitim oksidacionim stanjima bogatija je vezama, na primer, genetski niz sumpora sa oksidacionim stanjima +4 i +6:

Samo posljednji prijelaz može uzrokovati poteškoće. Slijedite pravilo: da biste dobili jednostavnu tvar iz oksidiranog spoja elementa, morate u tu svrhu uzeti njegovo najsmanjenije jedinjenje, na primjer, hlapljivo vodikovo jedinjenje nemetala. u našem slučaju:

Ova reakcija u prirodi proizvodi sumpor iz vulkanskih plinova.

Isto tako za hlor:

3. Genetski niz metala, koji odgovara amfoternom oksidu i hidroksidu,veoma bogata vezama, jer u zavisnosti od uslova pokazuju kisela ili bazična svojstva.

Na primjer, razmotrite genetsku seriju cinka:

Genetski odnos između klasa neorganskih supstanci

Karakteristične su reakcije između predstavnika različitih genetskih serija. Supstance iz iste genetske serije, po pravilu, ne stupaju u interakciju.

Na primjer:
1. metal + nemetal = so

Hg + S = HgS

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2. bazični oksid + kiseli oksid = sol

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

CaO + SiO 2 = CaSiO 3

3. baza + kiselina = so

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

FeCl 3 + 3HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 3HCl

sol kiselina sol kiselina

4. metal - glavni oksid

2Ca + O2 = 2CaO

4Li + O 2 =2Li 2 O

5. nemetalni - kiseli oksid

S + O 2 = SO 2

4As + 5O 2 = 2As 2 O 5

6. bazični oksid - baza

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH

7. acid oxide - kiselina

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

SO 3 + H 2 O =H 2 SO 4

Klasifikacija neorganskih supstanci se zasniva na hemijski sastav– najjednostavnija i najstalnija karakteristika tokom vremena. Hemijski sastav supstance pokazuje koji su elementi prisutni u njoj i u kom numeričkom odnosu za njihove atome.

Elementi Uobičajeno se dijele na elemente s metalnim i nemetalnim svojstvima. Prvi od njih su uvijek uključeni katjoni višeelementne supstance (metal svojstva), drugi - u sastavu anjoni (nemetalni svojstva). U skladu sa periodičnim zakonom, u periodima i grupama između ovih elemenata postoje amfoterni elementi koji istovremeno pokazuju, u ovoj ili onoj meri, metalne i nemetalne. (amfoterično, dvojna) svojstva. Elementi grupe VIIA i dalje se razmatraju odvojeno (plemeniti gasovi), iako su otkrivena jasno nemetalna svojstva za Kr, Xe i Rn (elementi He, Ne, Ar su hemijski inertni).

Klasifikacija jednostavnih i složenih neorganskih supstanci data je u tabeli. 6.

Ispod su definicije klasa neorganskih supstanci, njihovih najvažnijih hemijskih svojstava i metoda pripreme.

Neorganske supstance– jedinjenja formirana od svih hemijskih elemenata (osim većine organskih jedinjenja ugljenika). Podijeljeno po hemijskom sastavu:

Jednostavne supstance formirani od atoma istog elementa. Podijeljeno po hemijskim svojstvima:

Metali– jednostavne supstance elemenata sa metalnim svojstvima (niska elektronegativnost). Tipični metali:

Metali imaju veliku redukcionu moć u poređenju sa tipičnim nemetalima. U elektrohemijskom nizu napona, oni su znatno lijevo od vodonika, istiskujući vodonik iz vode (magnezijum - pri ključanju):

Jednostavne supstance elemenata Cu, Ag i Ni takođe se svrstavaju u metale, jer njihovi oksidi CuO, Ag 2 O, NiO i hidroksidi Cu(OH) 2, Ni(OH) 2 imaju dominantna osnovna svojstva.

Nemetali– jednostavne supstance elemenata sa nemetalnim svojstvima (visoka elektronegativnost). Tipični nemetali: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Nemetali imaju visok oksidacijski kapacitet u poređenju sa tipičnim metalima.

Amphigenes– amfoterne jednostavne supstance formirane od elemenata sa amfoternim (dvostrukim) svojstvima (elektronegativnost posredna između metala i nemetala). Tipični amfigeni: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Amfigeni imaju nižu redukcionu sposobnost u odnosu na tipične metale. U elektrohemijskom nizu napona, oni su pored vodonika sa leve strane ili stoje iza njega sa desne strane.

Aerogens– plemeniti gasovi, jednoatomne proste supstance elemenata VIIIA grupe: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Od njih su He, Ne i Ar hemijski pasivni (jedinjenja sa drugim elementima se ne dobijaju), a Kr, Xe i Rn pokazuju neka svojstva nemetala sa visokom elektronegativnošću.

Kompleksne supstance formirani od atoma različitih elemenata. Podijeljeno po sastavu i hemijskim svojstvima:

Oksidi– jedinjenja elemenata sa kiseonikom, oksidaciono stanje kiseonika u oksidima je uvek jednako (-II). Podijeljeno po sastavu i hemijskim svojstvima:

Elementi He, Ne i Ar ne formiraju jedinjenja sa kiseonikom. Jedinjenja elemenata sa kiseonikom u drugim oksidacionim stanjima nisu oksidi, već binarna jedinjenja, na primer O +II F 2 -I i H 2 +I O 2 -I. Mešana binarna jedinjenja, na primer S +IV Cl 2 -I O -II, ne spadaju u okside.

Osnovni oksidi– proizvodi potpune dehidracije (stvarne ili uslovne) bazičnih hidroksida zadržavaju hemijska svojstva ovih potonjih.

Od tipičnih metala, samo Li, Mg, Ca i Sr formiraju okside Li 2 O, MgO, CaO i SrO kada se sagore na vazduhu; oksidi Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O i BaO dobijaju se drugim metodama.

Oksidi CuO, Ag 2 O i NiO se takođe klasifikuju kao bazični.

Kiseli oksidi– proizvodi potpune dehidracije (stvarne ili uslovne) kiselih hidroksida zadržavaju hemijska svojstva ovih potonjih.

Od tipičnih nemetala, samo S, Se, P, As, C i Si formiraju okside SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 i SiO 2 kada se sagore na vazduhu; oksidi Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 i As 2 O 5 dobijaju se drugim metodama.

Izuzetak: oksidi NO 2 i ClO 2 nemaju odgovarajuće kisele hidrokside, ali se smatraju kiselim, jer NO 2 i ClO 2 reaguju sa alkalijama, formirajući soli dve kiseline, a ClO 2 sa vodom, formirajući dve kiseline:

a) 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

b) 2ClO 2 + H 2 O (hladno) = HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (hladno) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Oksidi CrO 3 i Mn 2 O 7 (hrom i mangan u najvišem oksidacionom stanju) su takođe kiseli.

Amfoterni oksidi– proizvodi potpune dehidracije (stvarne ili uslovne) amfoternih hidroksida zadržavaju hemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Tipični amfigeni (osim Ga) kada sagorevaju na vazduhu formiraju okside BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 i PbO; amfoterni oksidi Ga 2 O 3, SnO i PbO 2 dobijaju se drugim metodama.

Dvostruki oksidi nastaju ili od atoma jednog amfoternog elementa u različitim oksidacionim stanjima, ili od atoma dva različita (metalna, amfoterna) elementa, što određuje njihova hemijska svojstva. primjeri:

(Fe II Fe 2 III) O 4, (Pb 2 II Pb IV) O 4, (MgAl 2) O 4, (CaTi) O 3.

Oksid željeza nastaje kada željezo gori na zraku, olovni oksid nastaje kada se olovo lagano zagrije u kisiku; oksidi dva različita metala pripremaju se drugim metodama.

Oksidi koji ne stvaraju soli– oksidi nemetala koji nemaju kisele hidrokside i ne ulaze u reakcije stvaranja soli (razlika od bazičnih, kiselih i amfoternih oksida), na primjer: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hidroksidi– jedinjenja elemenata (osim fluora i kiseonika) sa hidrokso grupama O -II H, mogu sadržati i kiseonik O -II. Kod hidroksida je oksidaciono stanje elementa uvijek pozitivno (od +I do +VIII). Broj hidrokso grupa je od 1 do 6. Dijele se prema hemijskim svojstvima:

Bazni hidroksidi (baze) formirani od elemenata sa metalnim svojstvima.

Dobija se reakcijama odgovarajućih bazičnih oksida s vodom:

M 2 O + H 2 O = 2MON (M = Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H 2 O = M(OH) 2 (M = Ca, Sr, Ba)

Izuzetak: Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 i Ni(OH) 2 hidroksidi se dobijaju drugim metodama.

Prilikom zagrijavanja dolazi do prave dehidracije (gubitak vode) za sljedeće hidrokside:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

M(OH) 2 = MO + H 2 O (M = Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Osnovni hidroksidi zamjenjuju svoje hidrokso grupe kiselim ostacima kako bi formirali soli; metalni elementi zadržavaju svoje oksidacijsko stanje u kationima soli.

Bazni hidroksidi koji su dobro rastvorljivi u vodi (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.) nazivaju se alkalije, budući da se uz njihovu pomoć stvara alkalno okruženje u rastvoru.

Kiseli hidroksidi (kiseline) formirani od elemenata sa nemetalnim svojstvima. primjeri:

Nakon disocijacije u razrijeđenoj vodenoj otopini nastaju H + kationi (tačnije H 3 O +) i sljedeći anjoni, ili kiseli ostaci:

Kiseline se mogu dobiti reakcijama odgovarajućih kiselinskih oksida s vodom (stvarne reakcije koje se događaju prikazane su u nastavku):

Cl 2 O + H 2 O = 2HClO

E 2 O 3 + H 2 O = 2HEO 2 (E = N, As)

As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O = H 2 EO 3 (E = C, Se)

E 2 O 5 + H 2 O = 2HEO 3 (E = N, P, I)

E 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 EO 4 (E = P, As)

EO 3 + H 2 O = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)

E 2 O 7 + H 2 O = 2HEO 4 (E = Cl, Mn)

Izuzetak: SO 2 oksid odgovara SO 2 polihidratu kao kiselom hidroksidu n H 2 O („sumporna kiselina H 2 SO 3 ” ne postoji, ali su kiseli ostaci HSO 3 - i SO 3 2- prisutni u solima).

Kada se neke kiseline zagriju, dolazi do stvarne dehidracije i formiraju se odgovarajući kiseli oksidi:

2HAsO 2 = As 2 O 3 + H 2 O

H 2 EO 3 = EO 2 + H 2 O (E = C, Si, Ge, Se)

2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 = As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O

Prilikom zamjene (stvarnog i formalnog) vodika kiselina metalima i amfigenima nastaju soli; kiselinski ostaci zadržavaju svoj sastav i naboj u solima. Kiseline H 2 SO 4 i H 3 PO 4 u razrijeđenoj vodenoj otopini reagiraju s metalima i amfigenima koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od vodika, te se formiraju odgovarajuće soli i oslobađa se vodik (kiselina HNO 3 ne ulazi u takve reakcije; u nastavku su tipični metali, osim Mg, koji nisu navedeni jer reagiraju u sličnim uvjetima s vodom):

M + H 2 SO 4 (pasb.) = MSO 4 + H 2 ^ (M = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (otopljen) = M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M = Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (razrijeđen) = M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M = Mg, Fe, Zn)

Za razliku od kiselina bez kiseonika, kiseli hidroksidi se nazivaju kiseline ili oksokiseline koje sadrže kiseonik.

Amfoterni hidroksidi formirani od elemenata sa amfoternim svojstvima. Tipični amfoterni hidroksidi:

Be(OH) 2 Sn(OH) 2 Al(OH) 3 AlO(OH)

Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 Cr(OH) 3 CrO(OH)

Ne nastaju od amfoternih oksida i vode, već se podvrgavaju stvarnoj dehidraciji i formiraju amfoterne okside:

Izuzetak: za gvožđe(III) poznat je samo metahidroksid FeO(OH), “gvožđe(III) hidroksid Fe(OH) 3” ne postoji (nije dobijeno).

Amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva bazičnih i kiselih hidroksida; formiraju dvije vrste soli u kojima je amfoterni element dio ili kationa soli ili njihovih aniona.

Za elemente sa nekoliko oksidacionih stanja važi pravilo: što je oksidaciono stanje veće, kisela svojstva hidroksida (i/ili odgovarajućih oksida) su izraženija.

soli– veze koje se sastoje od katjoni bazični ili amfoterni (kao bazični) hidroksidi i anjoni(ostaci) kiselih ili amfoternih (kao kiselih) hidroksida. Za razliku od soli bez kisika, soli o kojima se ovdje govori nazivaju se soli koje sadrže kiseonik ili okso soli. Dijele se prema sastavu kationa i anjona:

Srednje soli sadrže srednje kisele ostatke CO 3 2-, NO 3-, PO 4 3-, SO 4 2- itd.; na primjer: K 2 CO 3, Mg(NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Ako se srednje soli dobiju reakcijama koje uključuju hidrokside, tada se reagensi uzimaju u ekvivalentnim količinama. Na primjer, sol K 2 CO 3 može se dobiti uzimanjem reagensa u sljedećim omjerima:

2KOH i 1H 2 CO 3, 1K 2 O i 1H 2 CO 3, 2 KOH i 1CO 2.

Reakcije stvaranja srednjih soli:

Baza + kiselina > sol + voda

1a) bazični hidroksid + kiseli hidroksid >...

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

1b) amfoterni hidroksid + kiseli hidroksid >...

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O

1c) bazični hidroksid + amfoterni hidroksid >...

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

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (u topljenju)

Osnovni oksid + kiselina = so + voda

2a) bazični oksid + kiseli hidroksid >...

Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

2b) amfoterni oksid + kiseli hidroksid >...

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O

2c) bazični oksid + amfoterni hidroksid >...

Na 2 O + 2Al(OH) 3 = 2NaAlO 2 + ZN 2 O (u talini)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u topljenju)

Baza + kiselinski oksid > sol + voda

Za) bazični hidroksid + kiseli oksid >...

2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

3b) amfoterni hidroksid + kiseli oksid >...

2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Zn(OH) 2 + N 2 O 5 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O

Sv) bazični hidroksid + amfoterni oksid >...

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (u topljenju)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u topljenju)

Osnovni oksid + kiseli oksid > Sol

4a) bazični oksid + kiseli oksid >...

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4, BaO + CO 2 = BaCO 3

4b) amfoterni oksid + kiseli oksid >...

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 = Zn(NO 3) 2

4c) bazični oksid + amfoterni oksid >...

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2

Reakcije 1c, ako se jave u rješenje, praćeni su formiranjem drugih proizvoda - kompleksne soli:

NaOH (konc.) + Al(OH) 3 = Na

KOH (konc.) + Cr(OH) 3 = K 3

2NaOH (konc.) + M(OH) 2 = Na 2 (M = Be, Zn)

KOH (konc.) + M(OH) 2 = K (M = Sn, Pb)

Sve srednje soli u rastvoru su jaki elektroliti (potpuno disociraju).

Kiselinske soli sadrže kisele ostatke (sa vodikom) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- itd., nastaju djelovanjem bazičnih i amfoternih hidroksida ili srednjih soli viška kiselih hidroksida koje sadrže najmanje dva atoma vodika u molekulu; Odgovarajući kiseli oksidi djeluju slično:

NaOH + H 2 SO 4 (konc.) = NaHSO 4 + H 2 O

Ba(OH) 2 + 2H 3 PO 4 (konc.) = Ba(H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O

Zn(OH) 2 + H 3 PO 4 (konc.) = ZnHPO 4 v + 2H 2 O

PbSO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = Pb(HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (konc.) = 2KH 2 PO 4

Ca(OH) 2 + 2EO 2 = Ca(HEO 3) 2 (E = C, S)

Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O = 2NaHEO 3 (E = C, S)

Dodavanjem hidroksida odgovarajućeg metala ili amfigena, kisele soli se pretvaraju u srednje soli:

NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

Pb(HSO 4) 2 + Pb(OH) 2 = 2PbSO 4 v + 2H 2 O

Gotovo sve kisele soli su visoko rastvorljive u vodi i potpuno disociraju (KHSO 3 = K + + HCO 3 -).

Bazične soli sadrže OH hidrokso grupe, koje se smatraju pojedinačnim anjonima, na primjer FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, nastaju kada su izloženi kiselim hidroksidima višak bazni hidroksid koji sadrži najmanje dvije hidroksi grupe u jedinici formule:

Co(OH) 2 + HNO 3 = CoNO 3 (OH)v + H 2 O

2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 v + 2H 2 O

2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 v + 2H 2 O

Bazne soli koje nastaju jakim kiselinama, kada se dodaju odgovarajući kiseli hidroksid, pretvaraju se u srednje soli:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 = Co(NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2NiSO 4 + 2H 2 O

Većina bazičnih soli je slabo rastvorljiva u vodi; talože se tokom hidrolize zglobova ako ih formiraju slabe kiseline:

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + CO 2 ^ + 4NaCl

Dvostruke soli sadrže dva hemijski različita kationa; na primjer: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Mnoge dvostruke soli nastaju (u obliku kristalnih hidrata) kokristalizacijom odgovarajućih intermedijarnih soli iz zasićene otopine:

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O = K 2 Mg(SO 4) 2 6H 2 Ov

Često su dvostruke soli manje rastvorljive u vodi u odnosu na pojedinačne soli.

Binarna jedinjenja- to su složene tvari koje ne pripadaju klasama oksida, hidroksida i soli, a sastoje se od kationa i anjona bez kisika (stvarnih ili uvjetnih).

Njihova hemijska svojstva su raznolika i razmatraju se u neorganskoj hemiji odvojeno za nemetale različitih grupa periodnog sistema; u ovom slučaju, klasifikacija se vrši prema vrsti anjona.

Primjeri:

A) halogenidi: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

b) kalgogenidi: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3, NH 4 HS, K 2 Se, NiSe

V) nitridi: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

G) karbidi: CH 4, Be 2 C, Al 4 C 3, Na 2 C 2, CaC 2, Fe 3 C, SiC

d) silicidi: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidridi: LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4

i) peroksid H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO 2

h) superoksidi: HO 2, KO 2, Ba(O 2) 2

Na osnovu vrste hemijske veze razlikuju se ova binarna jedinjenja:

kovalentno: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

jonski: Nal, K 2 Se, Mg 3 N 2, CaC 2, Na 2 O 2, KO 2

Upoznajte duplo(sa dva različita kationa) i mješovito(sa dva različita anjona) binarnih jedinjenja, na primjer: KMgCl 3, (FeCu)S 2 i Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2, As(O)F 3.

Sve ionske kompleksne soli (osim hidrokso kompleksnih soli) također pripadaju ovoj klasi kompleksnih supstanci (iako se obično razmatraju odvojeno), na primjer:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Binarna jedinjenja uključuju kovalentna kompleksna jedinjenja bez spoljne sfere, na primer [N(CO) 4 ].

Po analogiji sa odnosom između hidroksida i soli, iz svih binarnih spojeva izoluju se kiseline i soli bez kiseonika (preostala jedinjenja su klasifikovana kao ostala).

Anoksične kiseline sadrže (kao i oksokiseline) mobilni vodik H+ i stoga pokazuju neka hemijska svojstva kiselih hidroksida (disocijacija u vodi, učešće u reakcijama stvaranja soli kao kiselina). Uobičajene kiseline bez kiseonika su HF, HCl, HBr, HI, HCN i H 2 S, od kojih su HF, HCN i H 2 S slabe kiseline, a ostale jake.

Primjeri reakcije stvaranja soli:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba(OH) 2 = Ba(HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb(OH) 2 = Pbl 2 v + 2H 2 O

Metali i amfigeni, koji se nalaze u naponskom nizu lijevo od vodonika i ne reagiraju s vodom, stupaju u interakciju s jakim kiselinama HCl, HBr i HI (u opštem obliku NG) u razrijeđenoj otopini i istiskuju iz njih vodik (stvarno se javlja prikazane su reakcije):

M + 2NG = MG 2 + H 2 ^ (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG = 2MG 3 + H 2 ^ (M = Al, Ga)

Soli bez kiseonika formirani od metalnih i amfigenskih kationa (kao i amonijum kationa NH 4+) i aniona (ostataka) kiselina bez kiseonika; primjeri: AgF, NaCl, KBr, PbI 2, Na 2 S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4 Cl. Pokazuju neka hemijska svojstva okso soli.

Opća metoda za dobivanje soli bez kisika s jednoelementnim anionima je interakcija metala i amfigena s nemetalima F 2, Cl 2, Br 2 i I 2 (općenito u obliku G 2) i sumporom S (stvarno nastaju reakcije su prikazani):

2M + G 2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + G 2 = MG 2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2M + ZG 2 = 2MG 3 (M = Al, Ga, Cr)

2M + S = M 2 S (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)

Izuzeci:

a) Cu i Ni reaguju samo sa halogenima Cl 2 i Br 2 (proizvodi MCl 2, MBr 2)

b) Cr i Mn reaguju sa Cl 2, Br 2 i I 2 (proizvodi CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 i MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reaguje sa F 2 i Cl 2 (proizvodi FeF 3, FeCl 3), sa Br 2 (mešavina FeBr 3 i FeBr 2), sa I 2 (proizvod FeI 2)

d) Cu reaguje sa S i formira mešavinu proizvoda Cu 2 S i CuS

Ostala binarna jedinjenja– sve supstance ove klase, osim onih koje su raspoređene u posebne podklase kiselina i soli bez kiseonika.

Metode za dobijanje binarnih jedinjenja ove potklase su raznovrsne, najjednostavnija je interakcija jednostavnih supstanci (prikazane su reakcije koje se stvarno dešavaju):

a) halogenidi:

S + 3F 2 = SF 6, N 2 + 3F 2 = 2NF 3

2P + 5G 2 = 2RG 5 (G = F, CI, Br)

C + 2F 2 = CF 4

Si + 2G 2 = Sir 4 (G = F, CI, Br, I)

b) halkogenidi:

2As + 3S = As 2 S 3

2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)

E + 2S = ES 2 (E = C, Si)

c) nitridi:

3H 2 + N 2 2NH 3

6M + N 2 = 2M 3 N (M = Li, Na, K)

3M + N 2 = M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

d) karbidi:

2M + 2C = M 2 C 2 (M = Li, Na)

2Be + C = Be 2 C

M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C = Al 4 C 3

e) silicidi:

4Li + Si = Li 4 Si

2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)

f) hidridi:

2M + H 2 = 2MH (M = Li, Na, K)

M + H 2 = MH 2 (M = Mg, Ca)

g) peroksidi, superoksidi:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (sagorevanje na vazduhu)

M + O 2 = MO 2 (M = K, Rb, Cs; sagorijevanje na zraku)

Mnoge od ovih tvari u potpunosti reagiraju s vodom (često se hidroliziraju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata, ali hidridi djeluju kao redukcijski agensi, a superoksidi ulaze u reakcije dismutacije):

PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O = SiO 2 v + 4HBr

P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S^

SiS 2 + 2H 2 O = SiO 2 v + 2H 2 S

Mg 3 N 2 + 8H 2 O = 3Mg(OH) 2 v + 2(NH 3 H 2 O)

Na 3 N + 4H 2 O = 3NaOH + NH 3 H 2 O

Be 2 C + 4H 2 O = 2Be(OH) 2 v + CH 4 ^

MC 2 + 2H 2 O = M(OH) 2 + C 2 H 2 ^ (M = Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 v + 3CH 4 ^

MH + H 2 O = MOH + H 2 ^ (M = Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O = Mg(OH) 2 v + H 2 ^

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ^

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

2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 ^ (M = K, Rb, Cs)

Druge supstance su, naprotiv, otporne na vodu, uključujući SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si i Ca 2 Si.

1. Jednostavne supstance su

1) fuleren

2. U jedinicama formule za produkte reakcije

Si + CF1 2 >…, Si + O 2 >…, Si + Mg >…

3. U produktima reakcije koji sadrže metal

Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + NCl (rastvor) >…

ukupan zbir broja atoma svih elemenata jednak je

4. Kalcijum oksid može reagovati (zasebno) sa svim supstancama u setu

1) CO 2, NaOH, NO

2) HBr, SO 3, NH 4 Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

4) O 2, Al 2 O 3, NH 3

5. Reakcija će se odvijati između sumpor oksida (IV) i

6. Sol MAlO 2 nastaje tokom fuzije

2) Al 2 O 3 i KOH

3) Al i Ca(OH) 2

4) Al 2 O 3 i Fe 2 O 3

7. U molekularnoj jednadžbi reakcije

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

zbir koeficijenata je jednak

8. Produkti reakcije N 2 O 5 + NaOH >... su

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3, H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. Skup baza je

1) NaOH, LiOH, ClOH

2) NaOH, Ba(OH) 2, Cu(OH) 2

3) Ca(OH) 2, KOH, BrOH

4) Mg(OH) 2 , Be(OH) 2 , NO(OH)

10. Kalijum hidroksid reaguje u rastvoru (zasebno) sa supstancama iz seta

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Ostatak koji odgovara kiselini sa imenom

11. Sumporna

12. Nitrogen

ima formulu

13. Od hlorovodonične i razrijeđene sumporne kiseline ne ističe samo gas metal

14. Amfoterni hidroksid je

15-16. Prema datim formulama hidroksida

15. H 3 PO 4, Pb(OH) 2

16. Cr(OH) 3 , HNO 3

izvedena je formula za prosječnu sol

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Nakon prolaska viška H 2 S kroz rastvor barijum hidroksida, konačni rastvor će sadržati so

18. Moguće reakcije:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4 >...

2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >...

3) NaHC0g + K 2 SO 4 >...

4) Al(HSO 4) 3 + NaOH >...

19. U jednadžbi reakcije (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v +…

zbir koeficijenata je jednak

20. Uspostavite korespondenciju između formule supstance i grupe kojoj ona pripada.

21. Uspostavite korespondenciju između polaznih materijala i produkta reakcije.

22. U šemi transformacije

supstance A i B su naznačene u setu

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23. Sastaviti jednadžbe za moguće reakcije prema dijagramu

FeS > H 2 S + PbS > PbSO 4 > Pb(HSO 4) 2

24. Zapišite jednadžbe za četiri moguće reakcije između supstanci:

1) azotna kiselina (konc.)

2) ugljenik (grafit ili koks)

3) kalcijum oksid

Tokom hemijskih reakcija, jedna supstanca se pretvara u drugu (ne treba je mešati sa nuklearnim reakcijama, u kojima se jedan hemijski element pretvara u drugi).

Svaka hemijska reakcija je opisana hemijskom jednadžbom:

Reaktanti → Reakcijski proizvodi

Strelica pokazuje smjer reakcije.

Na primjer:

U ovoj reakciji metan (CH 4) reagira s kisikom (O 2), što rezultira stvaranjem ugljičnog dioksida (CO 2) i vode (H 2 O), tačnije vodene pare. Upravo takva reakcija se dešava u vašoj kuhinji kada upalite plinski plamenik. Jednačinu treba čitati ovako: Jedan molekul plina metana reagira s dva molekula plina kisika i proizvodi jedan molekul ugljičnog dioksida i dva molekula vode (vodena para).

Zovu se brojevi koji se nalaze ispred komponenti hemijske reakcije koeficijenti reakcije.

Događaju se hemijske reakcije endotermni(sa apsorpcijom energije) i egzotermna(sa oslobađanjem energije). Sagorijevanje metana je tipičan primjer egzotermne reakcije.

Postoji nekoliko vrsta hemijskih reakcija. Najčešći:

• reakcije povezivanja;
• reakcije raspadanja;
• pojedinačne zamjenske reakcije;
• reakcije dvostrukog pomaka;
• oksidacijske reakcije;
• redoks reakcije.

Složene reakcije

U složenim reakcijama najmanje dva elementa formiraju jedan proizvod:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- formiranje kuhinjske soli.

Treba obratiti pažnju na bitnu nijansu reakcija jedinjenja: u zavisnosti od uslova reakcije ili proporcija reagensa koji ulaze u reakciju, njen rezultat mogu biti različiti proizvodi. Na primjer, pod normalnim uvjetima sagorijevanja uglja, proizvodi se ugljični dioksid:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Ako je količina kisika nedovoljna, tada nastaje smrtonosni ugljični monoksid:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reakcije razgradnje

Ove reakcije su, takoreći, suštinski suprotne reakcijama spoja. Kao rezultat reakcije raspadanja, supstanca se raspada na dva (3, 4...) jednostavnija elementa (spojene):

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- razlaganje vode
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- razlaganje vodikovog peroksida

Reakcije jednog pomaka

Kao rezultat reakcija pojedinačne supstitucije, aktivniji element zamjenjuje manje aktivni u spoju:

Zn (s) + CuSO 4 (rastvor) → ZnSO 4 (rastvor) + Cu (s)

Cink u otopini bakar sulfata istiskuje manje aktivni bakar, što rezultira stvaranjem otopine cink sulfata.

Stepen aktivnosti metala u rastućem redoslijedu aktivnosti:

• Najaktivniji su alkalni i zemnoalkalni metali

Jonska jednadžba za gornju reakciju će biti:

Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)

Jonska veza CuSO 4, kada se rastvori u vodi, raspada se na kation bakra (naelektrisanje 2+) i sulfatni anjon (naelektrisanje 2-). Kao rezultat reakcije supstitucije, formira se kation cinka (koji ima isti naboj kao kation bakra: 2-). Imajte na umu da je sulfat anion prisutan na obje strane jednadžbe, tj. prema svim pravilima matematike, može se smanjiti. Rezultat je ionsko-molekularna jednadžba:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Reakcije dvostrukog pomaka

U reakcijama dvostruke supstitucije, dva elektrona su već zamijenjena. Takve reakcije se još nazivaju reakcije razmene. Takve reakcije se odvijaju u rastvoru sa stvaranjem:

• nerastvorljiva čvrsta supstanca (reakcija taloženja);
• voda (reakcija neutralizacije).

Reakcije precipitacije

Kada se rastvor srebrnog nitrata (soli) pomeša sa rastvorom natrijum hlorida, nastaje srebro hlorid:

Molekularna jednadžba: KCl (rastvor) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)

jonska jednadžba: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Molekularna ionska jednadžba: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Ako je jedinjenje rastvorljivo, biće prisutno u rastvoru u ionskom obliku. Ako je jedinjenje nerastvorljivo, istaložiće se i formirati čvrstu supstancu.

Reakcije neutralizacije

To su reakcije između kiselina i baza koje rezultiraju stvaranjem molekula vode.

Na primjer, reakcija miješanja otopine sumporne kiseline i otopine natrijevog hidroksida (lužina):

Molekularna jednadžba: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

jonska jednadžba: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Molekularna ionska jednadžba: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) ili H + + OH - → H 2 O (l)

Reakcije oksidacije

To su reakcije interakcije tvari s plinovitim kisikom u zraku, pri čemu se u pravilu oslobađa velika količina energije u obliku topline i svjetlosti. Tipična reakcija oksidacije je sagorijevanje. Na samom početku ove stranice je reakcija između metana i kiseonika:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

Metan spada u ugljovodonike (jedinjenja ugljika i vodika). Kada ugljovodonik reaguje sa kiseonikom, oslobađa se mnogo toplotne energije.

Redox reakcije

To su reakcije u kojima se razmjenjuju elektroni između atoma reaktanata. Reakcije o kojima je bilo riječi gore su također redoks reakcije:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reakcija jedinjenja
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reakcija oksidacije
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reakcija pojedinačne supstitucije

Redox reakcije s velikim brojem primjera rješavanja jednadžbi metodom ravnoteže elektrona i metodom polureakcije opisane su što je detaljnije moguće u odjeljku