Cosa interagisce con cosa e cosa viene fuori. Tipi di reazioni chimiche

Il mondo materiale in cui viviamo e di cui siamo una piccola parte è uno e allo stesso tempo infinitamente diverso. L'unità e la diversità delle sostanze chimiche di questo mondo si manifesta più chiaramente nella connessione genetica delle sostanze, che si riflette nella cosiddetta serie genetica. Evidenziamo le caratteristiche più caratteristiche di tali serie.

1. Tutte le sostanze di questa serie devono essere formate da un elemento chimico. Ad esempio, una serie scritta utilizzando le seguenti formule:

2. Le sostanze formate dallo stesso elemento devono appartenere a classi diverse, cioè riflettere forme diverse della sua esistenza.

3. Le sostanze che formano la serie genetica di un elemento devono essere collegate da trasformazioni reciproche. In base a questa caratteristica è possibile distinguere tra serie genetiche complete e incomplete.

Ad esempio, la serie genetica del bromo di cui sopra sarà incompleta, incompleta. Ecco la riga successiva:

può già considerarsi completo: iniziò con la semplice sostanza bromo e finì con essa.

Riassumendo quanto sopra, possiamo dare la seguente definizione di serie genetica.

Serie genetica- questa è una serie di sostanze - rappresentanti di diverse classi, che sono composti di un elemento chimico, collegati da trasformazioni reciproche e che riflettono l'origine comune di queste sostanze o la loro genesi.

Connessione genetica- un concetto più generale della serie genetica, che è, sebbene una manifestazione vivida, ma particolare di questa connessione, che si realizza durante ogni reciproca trasformazione delle sostanze. Allora, ovviamente, anche la prima serie di sostanze rientra in questa definizione.

Esistono tre tipi di serie genetiche:

La serie più ricca di metalli presenta diversi stati di ossidazione. Ad esempio, consideriamo la serie genetica del ferro con stati di ossidazione +2 e +3:

Ricordiamo che per ossidare il ferro in cloruro di ferro (II), è necessario assumere un agente ossidante più debole rispetto a quello per ottenere cloruro di ferro (III):

Similmente alla serie metallica, la serie non metallica con diversi stati di ossidazione è più ricca di legami, ad esempio la serie genetica dello zolfo con stati di ossidazione +4 e +6:

Solo l'ultima transizione può causare difficoltà. Segui la regola: per ottenere una sostanza semplice da un composto ossidato di un elemento, devi prendere a questo scopo il suo composto più ridotto, ad esempio un composto volatile di idrogeno di un non metallo. Nel nostro caso:

Questa reazione in natura produce zolfo dai gas vulcanici.

Allo stesso modo per il cloro:

3. La serie genetica del metallo, che corrisponde all'ossido e all'idrossido anfotero,molto ricchi di legami, perché a seconda delle condizioni presentano proprietà acide o basiche.

Consideriamo ad esempio la serie genetica dello zinco:

Relazione genetica tra classi di sostanze inorganiche

Caratteristiche sono le reazioni tra rappresentanti di diverse serie genetiche. Le sostanze della stessa serie genetica, di regola, non interagiscono.

Per esempio:
1. metallo + non metallo = sale

Hg + S = HgS

2Al + 3I2 = 2AlI3

2. ossido basico + ossido acido = sale

Li2O + CO2 = Li2CO3

CaO + SiO2 = CaSiO3

3. base + acido = sale

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

FeCl3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3HCl

sale acido sale acido

4. metallo - ossido principale

2Ca + O2 = 2CaO

4Li + O2 =2Li2O

5. non metallico - ossido acido

S + O2 = SO2

4As + 5O2 = 2As2O5

6. ossido basico - base

BaO + H2O = Ba(OH)2

Li2O + H2O = 2LiOH

7. ossido acido - acido

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

SO3 + H2O =H2SO4

La classificazione delle sostanze inorganiche si basa su Composizione chimica– la caratteristica più semplice e costante nel tempo. La composizione chimica di una sostanza mostra quali elementi sono presenti in essa e in quale rapporto numerico tra i loro atomi.

Elementi Sono convenzionalmente divisi in elementi con proprietà metalliche e non metalliche. I primi sono sempre inclusi cationi sostanze multielemento (metallo proprietà), il secondo - nella composizione anioni (non metallico proprietà). Secondo la legge periodica, nei periodi e nei gruppi tra questi elementi ci sono elementi anfoteri che presentano contemporaneamente, in un modo o nell'altro, metallici e non metallici (anfotero, proprietà duali). Gli elementi del gruppo VIIIA continuano a essere considerati separatamente (gas nobili), sebbene siano state scoperte proprietà chiaramente non metalliche per Kr, Xe e Rn (gli elementi He, Ne, Ar sono chimicamente inerti).

La classificazione delle sostanze inorganiche semplici e complesse è riportata nella tabella. 6.

Di seguito sono riportate le definizioni delle classi di sostanze inorganiche, le loro proprietà chimiche più importanti e i metodi di preparazione.

Sostanze inorganiche– composti formati da tutti gli elementi chimici (ad eccezione della maggior parte dei composti organici del carbonio). Diviso per composizione chimica:

Sostanze semplici formato da atomi dello stesso elemento. Diviso per proprietà chimiche:

Metalli– sostanze semplici di elementi con proprietà metalliche (bassa elettronegatività). Metalli tipici:

I metalli hanno un elevato potere riducente rispetto ai tipici non metalli. Nella serie elettrochimica delle tensioni, sono significativamente a sinistra dell'idrogeno, spostando l'idrogeno dall'acqua (magnesio - durante l'ebollizione):

Anche le sostanze semplici degli elementi Cu, Ag e Ni sono classificate come metalli, poiché i loro ossidi CuO, Ag 2 O, NiO e gli idrossidi Cu(OH) 2, Ni(OH) 2 hanno proprietà basiche predominanti.

Non metalli– sostanze semplici di elementi con proprietà non metalliche (elevata elettronegatività). Non metalli tipici: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

I non metalli hanno un'elevata capacità ossidante rispetto ai metalli tipici.

Anfigene– sostanze anfotere semplici formate da elementi con proprietà anfotere (duali) (elettronegatività intermedia tra metalli e non metalli). Anfigeni tipici: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Gli anfigeni hanno una capacità riducente inferiore rispetto ai metalli tipici. Nella serie elettrochimica delle tensioni, sono adiacenti all'idrogeno a sinistra o stanno dietro di esso a destra.

Aerogeni– gas nobili, sostanze semplici monoatomiche degli elementi del gruppo VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Di questi, He, Ne e Ar sono chimicamente passivi (non si ottengono composti con altri elementi) e Kr, Xe e Rn mostrano alcune proprietà dei non metalli con elevata elettronegatività.

Sostanze complesse formato da atomi di elementi diversi. Divisi per composizione e proprietà chimiche:

Ossidi– composti di elementi con ossigeno, lo stato di ossidazione dell'ossigeno negli ossidi è sempre uguale a (-II). Divisi per composizione e proprietà chimiche:

Gli elementi He, Ne e Ar non formano composti con l'ossigeno. I composti di elementi con ossigeno in altri stati di ossidazione non sono ossidi, ma composti binari, ad esempio O +II F 2 -I e H 2 +I O 2 -I. I composti binari misti, ad esempio S +IV Cl 2 -I O -II, non appartengono agli ossidi.

Ossidi basici– i prodotti di completa disidratazione (reale o condizionata) degli idrossidi basici conservano le proprietà chimiche di questi ultimi.

Dei metalli tipici, solo Li, Mg, Ca e Sr formano gli ossidi Li 2 O, MgO, CaO e SrO quando bruciati nell'aria; gli ossidi Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O e BaO sono ottenuti con altri metodi.

Anche gli ossidi di CuO, Ag 2 O e NiO sono classificati come basici.

Ossidi acidi– i prodotti di completa disidratazione (reale o condizionata) degli idrossidi acidi conservano le proprietà chimiche di questi ultimi.

Dei tipici non metalli, solo S, Se, P, As, C e Si formano gli ossidi SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 e SiO 2 quando bruciati in aria; gli ossidi Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 e As 2 O 5 sono ottenuti con altri metodi.

Eccezione: gli ossidi NO 2 e ClO 2 non hanno corrispondenti idrossidi acidi, ma sono considerati acidi, poiché NO 2 e ClO 2 reagiscono con gli alcali, formando sali di due acidi, e ClO 2 con acqua, formando due acidi:

a) 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

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

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

Anche gli ossidi CrO 3 e Mn 2 O 7 (cromo e manganese nel massimo stato di ossidazione) sono acidi.

Ossidi anfoteri– i prodotti di completa disidratazione (reale o condizionale) degli idrossidi anfoteri conservano le proprietà chimiche degli idrossidi anfoteri.

I tipici anfigeni (eccetto Ga) quando bruciati nell'aria formano gli ossidi BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 e PbO; gli ossidi anfoteri Ga 2 O 3, SnO e PbO 2 sono ottenuti con altri metodi.

Doppi ossidi sono formati da atomi di un elemento anfotero in diversi stati di ossidazione, oppure da atomi di due diversi elementi (metallici, anfoteri), che ne determinano le proprietà chimiche. Esempi:

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

L'ossido di ferro si forma quando il ferro brucia nell'aria, l'ossido di piombo si forma quando il piombo viene leggermente riscaldato nell'ossigeno; gli ossidi di due metalli diversi vengono preparati con altri metodi.

Ossidi non salini– ossidi non metallici che non hanno idrossidi acidi e non entrano in reazioni di formazione di sali (differenza dagli ossidi basici, acidi e anfoteri), ad esempio: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Idrossidi– composti di elementi (eccetto fluoro e ossigeno) con gruppi idrossilici O -II H, possono contenere anche ossigeno O -II. Negli idrossidi lo stato di ossidazione dell'elemento è sempre positivo (da +I a +VIII). Il numero di gruppi idrossilici va da 1 a 6. Sono divisi in base alle proprietà chimiche:

Idrossidi basici (basi) formato da elementi con proprietà metalliche.

Ottenuto mediante reazioni dei corrispondenti ossidi basici con acqua:

M2O + H2O = 2MON (M = Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H2O = M(OH)2 (M = Ca, Sr, Ba)

Eccezione: gli idrossidi di Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 e Ni(OH) 2 si ottengono con altri metodi.

Quando riscaldati, si verifica una vera e propria disidratazione (perdita di acqua) per i seguenti idrossidi:

2LiOH = Li2O + H2O

M(OH)2 = MO + H2O (M = Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Gli idrossidi basici sostituiscono i loro gruppi idrossi con residui acidi per formare sali; gli elementi metallici mantengono il loro stato di ossidazione nei cationi salini.

Gli idrossidi basici altamente solubili in acqua (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2, ecc.) sono chiamati alcali, poiché è con il loro aiuto che nella soluzione si crea un ambiente alcalino.

Idrossidi acidi (acidi) formato da elementi con proprietà non metalliche. Esempi:

Per dissociazione in una soluzione acquosa diluita si formano cationi H+ (più precisamente H 3 O+) e i seguenti anioni, ovvero residui acidi:

Gli acidi possono essere ottenuti mediante reazioni dei corrispondenti ossidi acidi con acqua (le reazioni reali che si verificano sono mostrate di seguito):

Cl2O + H2O = 2HClO

E2O3 + H2O = 2HEO2 (E = N, As)

Come 2O3 + 3H2O = 2H3AsO3

EO2 + H2O = H2 EO3 (E = C, Se)

E2O5 + H2O = 2HEO3 (E = N, P, I)

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

EO3 + H2O = H2 EO4 (E = S, Se, Cr)

E2O7 + H2O = 2HEO4 (E = Cl, Mn)

Eccezione: L'ossido di SO 2 corrisponde a SO 2 poliidrato come idrossido acido N H 2 O (“acido solforoso H 2 SO 3 ”non esiste, ma nei sali sono presenti residui acidi HSO 3 - e SO 3 2-).

Quando alcuni acidi vengono riscaldati si verifica una vera e propria disidratazione e si formano i corrispondenti ossidi acidi:

2HAsO2 = As2O3 + H2O

H2EO3 = EO2 + H2O (E = C, Si, Ge, Se)

2HIO3 = I2O5 + H2O

2H3AsO4 = As2O5 + H2O

H2SeO4 = SeO3 + H2O

Quando si sostituisce l'idrogeno (reale e formale) degli acidi con metalli e anfigeni, si formano sali; i residui acidi mantengono la loro composizione e si caricano nei sali. Gli acidi H 2 SO 4 e H 3 PO 4 in una soluzione acquosa diluita reagiscono con metalli e anfigeni situati nella serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno, e si formano i sali corrispondenti e viene rilasciato idrogeno (l'acido HNO 3 non entra in tali reazioni; di seguito sono riportati i metalli tipici, ad eccezione del Mg, non elencati perché reagiscono in condizioni simili con l'acqua):

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

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

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

A differenza degli acidi privi di ossigeno, vengono chiamati idrossidi acidi acidi contenenti ossigeno o ossoacidi.

Idrossidi anfoteri formato da elementi con proprietà anfotere. Tipici idrossidi anfoteri:

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

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

Non sono formati da ossidi anfoteri e acqua, ma subiscono una vera e propria disidratazione e formano ossidi anfoteri:

Eccezione: per il ferro(III) è noto solo il metaidrossido FeO(OH), “l'idrossido di ferro(III) Fe(OH) 3 ” non esiste (non ottenuto).

Gli idrossidi anfoteri mostrano le proprietà degli idrossidi basici e acidi; formano due tipi di sali in cui l'elemento anfotero fa parte dei cationi salini o dei loro anioni.

Per gli elementi con più stati di ossidazione vale la regola: maggiore è lo stato di ossidazione, più pronunciate sono le proprietà acide degli idrossidi (e/o dei corrispondenti ossidi).

Sali– collegamenti costituiti da cationi idrossidi basici o anfoteri (come basici) e anioni(residui) di idrossidi acidi o anfoteri (come acidi). A differenza dei sali privi di ossigeno, i sali qui discussi sono chiamati sali contenenti ossigeno O sali di osso. Si dividono in base alla composizione di cationi e anioni:

Sali medi contenere residui medi acidi CO 3 2-, NO 3-, PO 4 3-, SO 4 2-, ecc.; ad esempio: K 2 CO 3, Mg(NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Se i sali medi vengono ottenuti mediante reazioni che coinvolgono idrossidi, i reagenti vengono presi in quantità equivalenti. Ad esempio, il sale K 2 CO 3 può essere ottenuto prendendo i reagenti nei seguenti rapporti:

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

Reazioni di formazione di sali medi:

Base + Acido > Sale + Acqua

1a) idrossido basico + idrossido acido >...

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O

1b) idrossido anfotero + idrossido acido >...

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 6H2O

Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2H2O

1c) idrossido basico + idrossido anfotero >...

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

2NaOH + Zn(OH)2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (allo stato fuso)

Ossido basico + acido = sale + acqua

2a) ossido basico + idrossido acido >...

Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

2b) ossido anfotero + idrossido acido >...

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 3H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

2c) ossido basico + idrossido anfotero >...

Na 2 O + 2Al(OH) 3 = 2NaAlO 2 + ZN 2 O (nella massa fusa)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (allo stato fuso)

Base + Ossido Acido > Sale + Acqua

Per) idrossido basico + ossido acido >...

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

Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O

3b) idrossido anfotero + ossido acido >...

2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O

Sv) idrossido basico + ossido anfotero >...

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (allo stato fuso)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (allo stato fuso)

Ossido basico + Ossido acido > Sale

4a) ossido basico + ossido acido >...

Na2O + SO3 = Na2SO4, BaO + CO2 = BaCO3

4b) ossido anfotero + ossido acido >...

Al2O3 + 3SO3 = Al2 (SO4)3, ZnO + N2O5 = Zn(NO3)2

4c) ossido basico + ossido anfotero >...

Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2, Na2O + ZnO = Na2ZnO2

Le reazioni 1c, se si verificano in soluzione, sono accompagnati dalla formazione di altri prodotti - sali complessi:

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

KOH (concentrato) + Cr(OH) 3 = K 3

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

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

Tutti i sali medi in soluzione sono elettroliti forti (si dissociano completamente).

Sali acidi contengono residui di acido acido (con idrogeno) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2-, ecc., sono formati dall'azione di idrossidi basici e anfoteri o sali medi di idrossidi acidi in eccesso contenenti almeno due atomi di idrogeno nella molecola; I corrispondenti ossidi acidi agiscono in modo simile:

NaOH + H 2 SO 4 (concentrato) = NaHSO 4 + H 2 O

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

Zn(OH)2 + H3PO4 (conc.) = ZnHPO4v + 2H2O

PbSO 4 + H 2 SO 4 (concentrato) = Pb(HSO 4) 2

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

Ca(OH)2 + 2EO2 = Ca(HEO3)2 (E = C, S)

Na2EO3 + EO2 + H2O = 2NaHEO3 (E = C, S)

Aggiungendo l'idrossido del corrispondente metallo o anfigene, i sali acidi vengono convertiti in sali medi:

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

Pb(HSO4)2 + Pb(OH)2 = 2PbSO4 v + 2H2O

Quasi tutti i sali acidi sono altamente solubili in acqua e si dissociano completamente (KHSO 3 = K + + HCO 3 -).

Sali basici contengono gruppi idrossido OH, considerati come anioni individuali, ad esempio FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, si formano quando esposti a idrossidi acidi eccesso un idrossido basico contenente almeno due gruppi idrossilici nell'unità della formula:

Co(OH)2 + HNO3 = CoNO3 (OH)v + H2O

2Ni(OH)2 + H2SO4 = Ni2SO4 (OH)2v + 2H2O

2Cu(OH)2 + H2CO3 = Cu2CO3 (OH)2v + 2H2O

I sali basici formati da acidi forti, quando si aggiunge il corrispondente idrossido acido, si trasformano in sali medi:

CoNO3(OH) + HNO3 = Co(NO3)2 + H2O

Ni2SO4 (OH)2 + H2SO4 = 2NiSO4 + 2H2O

La maggior parte dei sali basici sono leggermente solubili in acqua; precipitano durante l'idrolisi congiunta se sono formati da acidi deboli:

2MgCl2 + H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3 (OH) 2 v + CO2 ^ + 4NaCl

Sali doppi contenere due cationi chimicamente diversi; ad esempio: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Molti sali doppi si formano (sotto forma di idrati cristallini) per co-cristallizzazione dei corrispondenti sali intermedi da una soluzione satura:

K2SO4 + MgSO4 + 6H2O = K2Mg(SO4)26H2Ov

Spesso i sali doppi sono meno solubili in acqua rispetto ai sali singoli.

Composti binari- si tratta di sostanze complesse che non appartengono alle classi degli ossidi, idrossidi e sali e sono costituite da cationi e anioni privi di ossigeno (reali o condizionali).

Le loro proprietà chimiche sono varie e sono considerate in chimica inorganica separatamente per i non metalli dei diversi gruppi della tavola periodica; in questo caso la classificazione viene effettuata in base al tipo di anione.

Esempi:

UN) alogenuri: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

B) calgogenuri: H2S, Na2S, ZnS, As2S3, NH4HS, K2Se, NiSe

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

G) carburi: CH4, Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC

D) siliciuri: Li4Si, Mg2Si, ThSi2

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

E) perossido H2O2, Na2O2, CaO2

H) superossidi: HO2, KO2, Ba(O2)2

In base al tipo di legame chimico si distinguono questi composti binari:

covalente: OF 2, SE 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

ionico: Nal, K2Se, Mg3N2, CaC2, Na2O2, KO2

Incontrare Doppio(con due cationi diversi) e misto(con due anioni diversi) composti binari, ad esempio: KMgCl 3, (FeCu)S 2 e Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2, As(O)F 3.

A questa classe di sostanze complesse appartengono anche tutti i sali ionici complessi (eccetto i sali idrossicomplessi) (anche se solitamente considerati separatamente), ad esempio:

SO4K4Na3

ClK3K2

I composti binari includono composti complessi covalenti senza una sfera esterna, ad esempio [N(CO) 4 ].

Per analogia con la relazione tra idrossidi e sali, gli acidi e i sali privi di ossigeno sono isolati da tutti i composti binari (i restanti composti sono classificati come altri).

Acidi anossici contengono (come gli oxoacidi) idrogeno mobile H + e quindi mostrano alcune proprietà chimiche degli idrossidi acidi (dissociazione in acqua, partecipazione alle reazioni di formazione del sale come acido). Gli acidi comuni privi di ossigeno sono HF, HCl, HBr, HI, HCN e H 2 S, di cui HF, HCN e H 2 S sono acidi deboli e il resto è forte.

Esempi Reazioni di formazione del sale:

2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O

2H2S + Ba(OH)2 = Ba(HS)2 + 2H2O

2HI + Pb(OH)2 = Pbl2v + 2H2O

I metalli e gli anfigeni, che si trovano nella serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno e non reagiscono con l'acqua, interagiscono con gli acidi forti HCl, HBr e HI (nella forma generale NG) in una soluzione diluita e spostano l'idrogeno da essi (in realtà si verificano vengono mostrate le reazioni):

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

2M + 6NG = 2MG3 + H2^ (M = Al, Ga)

Sali privi di ossigeno formato da cationi metallici e anfigeni (nonché dal catione ammonio NH 4+) e anioni (residui) di acidi privi di ossigeno; esempi: AgF, NaCl, KBr, PbI 2, Na 2 S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4 Cl. Esibiscono alcune proprietà chimiche dei sali oxo.

Il metodo generale per ottenere sali privi di ossigeno con anioni a singolo elemento è l'interazione di metalli e anfigeni con non metalli F 2, Cl 2, Br 2 e I 2 (nella forma generale G 2) e zolfo S (reazioni effettivamente avvenute sono mostrati):

2M + G2 = 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 = M2S (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

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

2M + 3S = M2S3 (M = Al, Ga, Cr)

Eccezioni:

a) Cu e Ni reagiscono solo con gli alogeni Cl 2 e Br 2 (prodotti MCl 2, MBr 2)

b) Cr e Mn reagiscono con Cl 2, Br 2 e I 2 (prodotti CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 e MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reagisce con F 2 e Cl 2 (prodotti FeF 3, FeCl 3), con Br 2 (una miscela di FeBr 3 e FeBr 2), con I 2 (prodotto FeI 2)

d) Cu reagisce con S per formare una miscela di prodotti Cu 2 S e CuS

Altri composti binari– tutte le sostanze di questa classe, eccetto quelle assegnate a sottoclassi separate di acidi e sali privi di ossigeno.

I metodi per ottenere i composti binari di questa sottoclasse sono vari, la più semplice è l'interazione di sostanze semplici (vengono mostrate le reazioni che effettivamente si verificano):

a) alogenuri:

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

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

C + 2F 2 = CF 4

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

b) calcogenuri:

2As + 3S = Come 2S 3

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

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

c) nitruri:

3H2+N22NH3

6M + N2 = 2M3 N (M = Li, Na, K)

3M + N2 = M3 N2 (M = Be, Mg, Ca)

2Al + N2 = 2AlN

3Si + 2N2 = Si3N4

d) carburi:

2M + 2C = M2C2 (M = Li, Na)

2Be + C = Be 2 C

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

4Al+3C = Al4C3

e) siliciuri:

4Li+Si = Li4Si

2M + Si = M2Si (M = Mg, Ca)

f) idruri:

2M + H2 = 2MH (M = Li, Na, K)

M + H2 = MH2 (M = Mg, Ca)

g) perossidi, superossidi:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (combustione in aria)

M + O 2 = MO 2 (M = K, Rb, Cs; combustione in aria)

Molte di queste sostanze reagiscono completamente con l'acqua (spesso vengono idrolizzate senza modificare gli stati di ossidazione degli elementi, ma gli idruri agiscono come agenti riducenti e i superossidi entrano in reazioni di dismutazione):

PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl

SiBr4 + 2H2O = SiO2v + 4HBr

P2S5 + 8H2 O = 2H3 PO4 + 5H2S^

SiS2 + 2H2O = SiO2v + 2H2S

Mg3N2 + 8H2O = 3Mg(OH)2v + 2(NH3H2O)

Na3N + 4H2O = 3NaOH + NH3H2O

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)

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3v + 3CH4 ^

MH + H2O = MOH + H2^ (M = Li, Na, K)

MgH2 + 2H2O = Mg(OH)2v + H2^

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + H2^

Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2

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

Altre sostanze, invece, sono resistenti all'acqua, tra cui SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si e Ca 2 Si.

1. Le sostanze semplici sono

1) fullerene

2. In formula unità di prodotti di reazione

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

3. Nei prodotti di reazione contenenti metalli

Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + ÍCl (soluzione) >…

la somma totale del numero di atomi di tutti gli elementi è uguale a

4. L'ossido di calcio può reagire (separatamente) con tutte le sostanze del set

1) CO2, NaOH, NO

2) HBr, SO 3, NH 4 Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

4) O2, Al2O3, NH3

5. Avrà luogo una reazione tra l'ossido di zolfo (IV) e

6. Durante la fusione si forma il sale МAlO 2

2) Al2O3 e KOH

3) Al e Ca(OH)2

4) Al2O3 e Fe2O3

7. Nell'equazione della reazione molecolare

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

la somma dei coefficienti è uguale

8. I prodotti della reazione N 2 O 5 + NaOH >... sono

1) Na2O, HNO3

3) NaNO3, H2O

4) NaNO2, N2, H2O

9. Un insieme di basi è

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. L'idrossido di potassio reagisce in soluzione (separatamente) con le sostanze del set

4) SO3, FeCl3

11–12. Il residuo corrispondente all'acido con il nome

11. Solforico

12. Azoto

ha la formula

13. Da acido cloridrico e solforico diluito non evidenzia solo gas in metallo

14. L'idrossido anfotero è

15-16. Secondo le formule degli idrossidi indicate

15. H3PO4, Pb(OH)2

16. Cr(OH)3, HNO3

si ricava la formula per il sale medio

1) Pb3 (PO4) 2

17. Dopo aver fatto passare l'H 2 S in eccesso attraverso una soluzione di idrossido di bario, la soluzione finale conterrà sale

18. Possibili reazioni:

1) CaSO3 + H2SO4 >...

2) Ca(NO3)2 + HNO3 >...

3) NaHCOg + K2SO4 >...

4) Al(HSO4)3 + NaOH >...

19. Nell'equazione della reazione (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v +…

la somma dei coefficienti è uguale

20. Stabilire una corrispondenza tra la formula di una sostanza e il gruppo a cui appartiene.

21. Stabilire una corrispondenza tra i materiali di partenza e i prodotti di reazione.

22. Nello schema di trasformazione

le sostanze A e B sono indicate nel set

1) NaNO3, H2O

4) HNO3, H2O

23. Componi le equazioni per le possibili reazioni secondo il diagramma

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

24. Scrivi le equazioni per quattro possibili reazioni tra sostanze:

1) acido nitrico (conc.)

2) carbonio (grafite o coke)

3) ossido di calcio

Durante le reazioni chimiche, una sostanza si trasforma in un'altra (da non confondere con le reazioni nucleari, in cui un elemento chimico viene convertito in un altro).

Qualsiasi reazione chimica è descritta da un'equazione chimica:

Reagenti → Prodotti di reazione

La freccia indica la direzione della reazione.

Per esempio:

In questa reazione, il metano (CH 4) reagisce con l'ossigeno (O 2), dando luogo alla formazione di anidride carbonica (CO 2) e acqua (H 2 O), o più precisamente vapore acqueo. Questa è esattamente la reazione che avviene nella tua cucina quando accendi un fornello a gas. L'equazione dovrebbe essere letta così: Una molecola di gas metano reagisce con due molecole di gas ossigeno per produrre una molecola di anidride carbonica e due molecole di acqua (vapore acqueo).

Vengono chiamati i numeri posti prima dei componenti di una reazione chimica coefficienti di reazione.

Le reazioni chimiche avvengono Endotermico(con assorbimento di energia) e esotermico(con rilascio di energia). La combustione del metano è un tipico esempio di reazione esotermica.

Esistono diversi tipi di reazioni chimiche. Il più comune:

• reazioni di connessione;
• reazioni di decomposizione;
• reazioni di sostituzione singola;
• reazioni di doppio spostamento;
• reazioni di ossidazione;
• reazioni redox.

Reazioni composte

Nelle reazioni composte, almeno due elementi formano un prodotto:

2Na(t) + Cl2(g) → 2NaCl (t)- formazione di sale da cucina.

Si dovrebbe prestare attenzione alla sfumatura essenziale delle reazioni composte: a seconda delle condizioni della reazione o delle proporzioni dei reagenti che entrano nella reazione, il suo risultato può essere prodotti diversi. Ad esempio, nelle normali condizioni di combustione del carbone, viene prodotta anidride carbonica:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Se la quantità di ossigeno è insufficiente, si forma il mortale monossido di carbonio:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reazioni di decomposizione

Queste reazioni sono, per così dire, essenzialmente opposte alle reazioni del composto. Come risultato della reazione di decomposizione, la sostanza si scompone in due (3, 4...) elementi più semplici (composti):

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- decomposizione dell'acqua
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- decomposizione del perossido di idrogeno

Reazioni di spostamento singolo

Come risultato di reazioni di sostituzione singola, un elemento più attivo sostituisce uno meno attivo in un composto:

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

Lo zinco in una soluzione di solfato di rame sposta il rame meno attivo, determinando la formazione di una soluzione di solfato di zinco.

Il grado di attività dei metalli in ordine crescente di attività:

• I più attivi sono i metalli alcalini e alcalino terrosi

L'equazione ionica per la reazione di cui sopra sarà:

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

Il legame ionico CuSO 4, quando disciolto in acqua, si scompone in un catione rame (carica 2+) e un anione solfato (carica 2-). Come risultato della reazione di sostituzione si forma un catione di zinco (che ha la stessa carica del catione di rame: 2-). Si noti che l'anione solfato è presente su entrambi i lati dell'equazione, ovvero secondo tutte le regole della matematica può essere ridotto. Il risultato è un'equazione ione-molecolare:

Zn(t) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(t)

Reazioni di doppio spostamento

Nelle reazioni di doppia sostituzione due elettroni sono già sostituiti. Tali reazioni sono anche chiamate reazioni di scambio. Tali reazioni avvengono in soluzione con la formazione di:

• solido insolubile (reazione di precipitazione);
• acqua (reazione di neutralizzazione).

Reazioni di precipitazione

Quando una soluzione di nitrato d'argento (sale) viene mescolata con una soluzione di cloruro di sodio, si forma cloruro d'argento:

Equazione molecolare: KCl (soluzione) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)

Equazione ionica: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Equazione ionica molecolare: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Se un composto è solubile, sarà presente in soluzione in forma ionica. Se il composto è insolubile, precipiterà formando un solido.

Reazioni di neutralizzazione

Sono reazioni tra acidi e basi che portano alla formazione di molecole d'acqua.

Ad esempio, la reazione di miscelazione di una soluzione di acido solforico e una soluzione di idrossido di sodio (lisciva):

Equazione molecolare: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

Equazione ionica: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Equazione ionica molecolare: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) oppure H + + OH - → H 2 O (l)

Reazioni di ossidazione

Si tratta di reazioni di interazione di sostanze con l'ossigeno gassoso nell'aria, durante le quali, di norma, viene rilasciata una grande quantità di energia sotto forma di calore e luce. Una tipica reazione di ossidazione è la combustione. All'inizio di questa pagina c'è la reazione tra metano e ossigeno:

CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (g)

Il metano appartiene agli idrocarburi (composti di carbonio e idrogeno). Quando un idrocarburo reagisce con l'ossigeno, viene rilasciata molta energia termica.

Reazioni redox

Queste sono reazioni in cui gli elettroni vengono scambiati tra gli atomi dei reagenti. Anche le reazioni discusse sopra sono reazioni redox:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reazione composta
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reazione di ossidazione
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reazione di sostituzione singola

Le reazioni redox con un gran numero di esempi di risoluzione di equazioni utilizzando il metodo del bilancio elettronico e il metodo della semireazione sono descritte nel modo più dettagliato possibile nella sezione