Kas mijiedarbojas ar to, kas notiek. Ķīmisko reakciju veidi

Materiālā pasaule, kurā mēs dzīvojam un kurā mēs esam niecīga daļa, ir viena un tajā pašā laikā bezgala daudzveidīga. Ķīmisko vielu vienotība un daudzveidība šajā pasaulē visskaidrāk izpaužas vielu ģenētiskajā savienojumā, kas atspoguļojas tā sauktajā ģenētiskajā sērijā. Izcelsim šādu sēriju raksturīgākās iezīmes.

1. Visām šīs sērijas vielām jābūt veidotām ar vienu ķīmisko elementu. Piemēram, sērija, kas rakstīta, izmantojot šādas formulas:

2. Vielām, kuras veido viens un tas pats elements, jāpieder pie dažādām klasēm, ti, jāatspoguļo dažādas tā pastāvēšanas formas.

3. Vielām, kas veido viena elementa ģenētisko līniju, jābūt savstarpēji saistītām. Pamatojoties uz to, var atšķirt pilnīgas un nepilnīgas ģenētiskās sērijas.

Piemēram, iepriekš minētais broma ģenētiskais sastāvs būs nepilnīgs, nepilnīgs. Un šeit ir nākamā rinda:

jau var uzskatīt par pilnīgu: tas sākās ar vienkāršu vielu ar bromu un beidzās ar to.

Apkopojot iepriekš minēto, mēs varam sniegt šādu ģenētisko sēriju definīciju.

Ģenētiskā sērija - vairākas vielas - dažādu klašu pārstāvji, kas ir viena ķīmiskā elementa savienojumi, savstarpēji pārveidoti un atspoguļo šo vielu kopējo izcelsmi vai to ģenēzi.

Ģenētiskā saite - jēdziens, kas ir vispārīgāks par ģenētisko sēriju, kas, kaut arī spilgti, bet ir īpaša šīs saiknes izpausme, kas tiek realizēta jebkādās vielu savstarpējās transformācijās. Tad acīmredzot arī pirmā dotā vielu sērija atbilst šai definīcijai.

Ir trīs veidu ģenētiskās sērijas:

Visplašākajā metālu klāstā ir dažādi oksidācijas stāvokļi. Kā piemēru ņemiet vērā dzelzs ģenētisko līniju ar oksidācijas pakāpēm +2 un +3:

Atgādinām, ka dzelzs oksidēšanai par dzelzs (II) hlorīdu jums jālieto vājāks oksidētājs nekā dzelzs (III) hlorīda iegūšanai:

Līdzīgi kā metāla sērijā, virkne nemetālu ar dažādiem oksidācijas stāvokļiem ir bagātīgāki ar saitēm, piemēram, sēra ģenētiskā sērija ar oksidācijas pakāpēm +4 un +6:

Tikai pēdējā pāreja var radīt grūtības. Vadieties pēc noteikuma: lai iegūtu vienkāršu vielu no oksidēta elementa savienojuma, šim nolūkam jāņem vismazāk reducētais savienojums, piemēram, nemetāla gaistošais ūdeņraža savienojums. Mūsu gadījumā:

Ar šo reakciju sērs dabā veidojas no vulkāniskām gāzēm.

Līdzīgi attiecībā uz hloru:

3. Metāla ģenētiskā sērija, kas atbilst amfoteriskajam oksīdam un hidroksīdam,tas ir ļoti bagāts ar saitēm, jo \u200b\u200batkarībā no apstākļiem tiem piemīt vai nu skābes, vai bāzes īpašības.

Piemēram, ņemiet vērā cinka ģenētisko sastāvu:

Ģenētiskās attiecības starp neorganisko vielu klasēm

Raksturīgas ir reakcijas starp dažādu ģenētisko līniju pārstāvjiem. Vielas no vienas un tās pašas ģenētiskās sērijas parasti nedarbojas.

Piemēram:
1. metāls + nemetāls \u003d sāls

Hg + S \u003d HgS

2Al + 3I 2 \u003d 2AlI 3

2. bāzes oksīds + skābs oksīds \u003d sāls

Li 2 O + CO 2 \u003d Li 2 CO 3

CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3

3. bāze + skābe \u003d sāls

Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl2 + 2H20

FeCl 3 + 3HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + 3HCl

sāls skābe sāls skābe

4. metāls - bāzes oksīds

2Ca + O2 \u003d 2CaO

4Li + O2 \u003d 2Li20

5.nemetāls - skābs oksīds

S + O 2 \u003d SO 2

4As + 5O2 \u003d 2As 2O5

6. bāzes oksīds - bāze

BaO + H20 \u003d Ba (OH) 2

Li20 + H20 \u003d 2LiOH

7.skābes oksīds - skābe

P 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

Neorganisko vielu klasifikācija balstās uz ķīmiskais sastāvs - vienkāršākais un pastāvīgākais laika raksturojums. Vielas ķīmiskais sastāvs parāda, kuri elementi tajā atrodas un kādā skaitliskā attiecībā ir to atomi.

Elementi nosacīti sadalīts elementos ar metāla un nemetāla īpašībām. Pirmais no tiem vienmēr ir iekļauts katjonus daudzelementu vielas (metāls īpašības), otrais - sastāvā anjoni (nemetālisks īpašības). Saskaņā ar Periodisko likumu periodos un grupās starp šiem elementiem ir amfoteriski elementi, kas vienā vai otrā pakāpē vienlaikus demonstrē metāliskus un nemetāliskus (amfoterisks, duālās) īpašības. VIIIA grupas elementus turpina izskatīt atsevišķi (cēlās gāzes), lai gan attiecībā uz Kr, Xe un Rn tika konstatētas nepārmetāliskas īpašības (elementi He, Ne, Ar ir ķīmiski inerti).

Vienkāršu un sarežģītu neorganisko vielu klasifikācija ir dota tabulā. 6.

Zemāk ir neorganisko vielu klašu definīcijas (definīcijas), to svarīgākās ķīmiskās īpašības un sagatavošanas metodes.

Neorganiskas vielas - savienojumi, ko veido visi ķīmiskie elementi (izņemot lielāko daļu organisko oglekļa savienojumu). Dalīts ar ķīmisko sastāvu:

Vienkāršas vielas ko veido viena elementa atomi. Dalīts ar ķīmiskajām īpašībām:

Metāli - elementu vienkāršas vielas ar metāla īpašībām (zema elektronegativitāte). Tipiski metāli:

Metāliem ir augsta reducējamība salīdzinājumā ar tipiskiem nemetāliem. Spriegumu elektroķīmiskajā sērijā tie atrodas daudz pa kreisi no ūdeņraža, izspiež ūdeņradi no ūdens (magnijs - vārot):

Elementu Cu, Ag un Ni vienkāršās vielas sauc arī par metāliem, jo \u200b\u200bto oksīdos CuO, Ag 2 O, NiO un hidroksīdos Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 dominē pamata īpašības.

Nemetāli - vienkāršas elementu vielas ar nemetāliskām īpašībām (augsta elektronegativitāte). Tipiski nemetāli: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Nemetāli ir ļoti oksidējoši, salīdzinot ar tipiskiem metāliem.

Amfigēni - vienkāršas amfoteriskas vielas, ko veido elementi ar amfoteriskām (duālām) īpašībām (elektronegativitātes starpposms starp metāliem un nemetāliem). Tipiski amfigēni: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Amfigēniem ir mazāka reducējamība nekā tipiskiem metāliem. Spriegumu elektroķīmiskajā sērijā tie atrodas blakus ūdeņraža kreisajai pusei vai stāv aiz tā pa labi.

Aerogēni - cēlās gāzes, vienkāršas monoatomiskas vielas no VIIIA grupas elementiem: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. No tiem He, Ne un Ar ir ķīmiski pasīvi (savienojumi ar citiem elementiem nav iegūti), un Kr, Xe un Rn piemīt dažas nemetālu īpašības ar augstu elektronegativitāti.

Kompleksas vielas ko veido dažādu elementu atomi. Dalīts pēc sastāva un ķīmiskajām īpašībām:

Oksīdi - elementu savienojumi ar skābekli, skābekļa oksidēšanās pakāpe oksīdos vienmēr ir (-II). Dalīts pēc sastāva un ķīmiskajām īpašībām:

Elementi He, Ne un Ar neveido savienojumus ar skābekli. Elementu savienojumi ar skābekli citos oksidācijas stāvokļos nav oksīdi, bet gan binārie savienojumi, piemēram, O + II F 2 -I un H 2 + I O 2 -I. Jaukti binārie savienojumi, piemēram, S + IV Cl2-I O -II, nepieder pie oksīdiem.

Bāzes oksīdi - bāzes hidroksīdu pilnīgas dehidratācijas (reālas vai nosacītas) produkti, kas saglabā šo hidroksīdu ķīmiskās īpašības.

No tipiskajiem metāliem tikai Li, Mg, Ca un Sr, sadedzinot gaisā, veido oksīdus Li 2 O, MgO, CaO un SrO; oksīdus Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O un BaO iegūst ar citām metodēm.

Oksīdus CuO, Ag 2 O un NiO sauc arī par bāziskiem.

Skābie oksīdi - skābju hidroksīdu pilnīgas dehidratācijas (reālas vai nosacītas) produkti saglabā to ķīmiskās īpašības.

No tipiskajiem nemetāliem tikai S, Se, P, As, C un Si, sadedzinot gaisā, veido SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 un SiO 2 oksīdus; oksīdus Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 un As 2 O 5 iegūst ar citām metodēm.

Izņēmums: oksīdiem NO 2 un ClO 2 nav atbilstošu skābju hidroksīdu, bet tos uzskata par skābiem, jo \u200b\u200bNO 2 un ClO 2 reaģē ar sārmiem, veidojot divu skābju sāļus, un ClO 2 ar ūdeni, veidojot divas skābes:

a) 2NO2 + 2NaOH \u003d NaNO2 + NaNO3 + H20

b) 2ClO2 + H20 (auksts) \u003d HClO2 + HClO3

2ClO2 + 2NaOH (auksts) \u003d NaClO2 + NaClO3 + H20

Skābie ir arī oksīdi CrO 3 un Mn 2 O 7 (hroms un mangāns visaugstākajā oksidācijas stāvoklī).

Amfoteriskie oksīdi - amfoterisko hidroksīdu pilnīgas dehidratācijas (reālas vai nosacītas) produkti saglabā amfoterisko hidroksīdu ķīmiskās īpašības.

Tipiski amfigēni (izņemot Ga), sadedzinot gaisā, veido oksīdus BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 un PbO; amfoteriskos oksīdus Ga 2 O 3, SnO un PbO 2 iegūst ar citām metodēm.

Dubultie oksīdi ko veido vai nu viena amfoteriskā elementa atomi dažādos oksidācijas stāvokļos, vai divu dažādu (metāla, amfoterijas) elementu atomi, kas nosaka to ķīmiskās īpašības. Piemēri:

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

Dzelzs oksīds rodas, sadedzinot dzelzi gaisā, svina oksīds veidojas, kad svins ir vāji uzsildīts skābeklī; divu dažādu metālu oksīdus iegūst citos veidos.

Bez sāls veidojošie oksīdi - nemetālu oksīdi, kuriem nav skābu hidroksīdu un kuri neietilpst sāls veidošanās reakcijās (atšķirībā no bāziskiem, skābiem un amfoteriskiem oksīdiem), piemēram: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hidroksīdi - elementu savienojumi (izņemot fluoru un skābekli) ar hidroksogrupām O-II H, var saturēt arī skābekli O-II. Hidroksīdos elementa oksidācijas stāvoklis vienmēr ir pozitīvs (no + I līdz + VIII). Hidroksigrupu skaits ir no 1 līdz 6. Tās iedala pēc to ķīmiskajām īpašībām:

Bāzes hidroksīdi (bāzes) ko veido elementi ar metāla īpašībām.

Iegūti, reaģējot attiecīgajiem bāzes oksīdiem ar ūdeni:

M 2 O + H 2 O \u003d 2 MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H20 \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Izņēmums: hidroksīdus Mg (OH) 2, Cu (OH) 2 un Ni (OH) 2 iegūst ar citām metodēm.

Sildot, reāla dehidratācija (ūdens zudums) rodas šādiem hidroksīdiem:

2LiOH \u003d Li20 + H20

M (OH) 2 \u003d MO + H20 (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Bāziskie hidroksīdi aizstāj to hidroksilgrupas ar skābiem atlikumiem, veidojot sāļus, metāla elementi saglabā oksidācijas stāvokli sāls katjonos.

Bāziskos hidroksīdus, kas labi šķīst ūdenī (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 utt.) sārmi, jo tieši ar viņu palīdzību šķīdumā tiek izveidota sārmaina vide.

Skābie hidroksīdi (skābes) ko veido elementi ar nemetāliskām īpašībām. Piemēri:

Disociējoties atšķaidītā ūdens šķīdumā, veidojas H + katjoni (precīzāk, H 3 O +) un šādi anjoni vai skābes atlikumi:

Skābes var iegūt, reaģējot ar attiecīgajiem skābes oksīdiem ar ūdeni (zemāk ir faktiskās reakcijas):

Cl20 + H20 \u003d 2HClO

E 2 O 3 + H 2 O \u003d 2 HEO 2 (E \u003d N, As)

Kā 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O \u003d H 2 EO 3 (E \u003d C, Se)

E 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HEO 3 (E \u003d N, P, I)

E 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 EO 4 (E \u003d P, As)

EO 3 + H 2 O \u003d H 2 EO 4 (E \u003d S, Se, Cr)

E 2 O 7 + H 2 O \u003d 2 HEO 4 (E \u003d Cl, Mn)

Izņēmums: SO 2 oksīds kā skābs hidroksīds atbilst SO 2 polihidrātam nH 2 O ("sērskābe H 2 SO 3" nepastāv, bet sāļos ir skābes atlikumi HSO 3 - un SO 3 2).

Karsējot dažas skābes, notiek reāla dehidratācija un veidojas attiecīgi skābes oksīdi:

2HAsO2 \u003d kā 2 O3 + H20

H 2 EO 3 \u003d EO 2 + H 2 O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO4 \u003d As 2 O5 + H 2 O

H2 SeO4 \u003d SeO3 + H20

Kad skābju (īsto un formālo) ūdeņradi aizstāj ar metāliem un amfigēniem, rodas sāļi, skābju atlikumi saglabā savu sastāvu un lādē sāļos. Skābes H 2 SO 4 un H 3 PO 4 atšķaidītā ūdens šķīdumā reaģē ar metāliem un amfigēniem, kas atrodas virknē spriegumu pa kreisi no ūdeņraža, kamēr tiek veidoti attiecīgi sāļi un izdalās ūdeņradis (skābe HNO 3 neieplūst šādās reakcijās; zemāk ir raksturīgi tipiski metāli, izņemot Mg, kas nav norādīti, jo tie reaģē ar ūdeni līdzīgos apstākļos):

M + H2S04 (pasb.) \u003d MSO4 + H2 ^ (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H2S04 (par.) \u003d M2 (SO4) 3 + 3H2 ^ (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (atšķaidīts) \u003d M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Atšķirībā no anoksiskajām skābēm tiek saukti skābie hidroksīdi skābekli saturošas skābes vai oksoskābes.

Amfoteriskie hidroksīdi ko veido elementi ar amfoteriskām īpašībām. Tipiski amfoteriskie hidroksīdi:

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

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

Viņš ir veidots no amfoteriskiem oksīdiem un ūdens, bet tiek reāli dehidrēts un veido amfoteriskos oksīdus:

Izņēmums: ir zināms tikai dzelzs (III) metahidroksīds FeO (OH), “dzelzs (III) hidroksīds Fe (OH) 3” nepastāv (nav iegūts).

Amfoteriskajiem hidroksīdiem piemīt bāzisko un skābo hidroksīdu īpašības; veido divu veidu sāļus, kuros amfoteriskais elements ir vai nu sāls katjonu, vai to anjonu sastāvdaļa.

Elementiem ar vairākiem oksidācijas stāvokļiem tiek piemērots noteikums: jo augstāks oksidācijas stāvoklis, jo izteiktākas ir hidroksīdu (un / vai atbilstošo oksīdu) skābās īpašības.

Sāls - savienojumi, kas sastāv no: katjonus bāziskie vai amfoteriskie (bāziskajā lomā) hidroksīdi un anjoni (atlikumi) skābi vai amfoteriski (skābā lomā) hidroksīdi. Atšķirībā no anoksiskajiem sāļiem šeit minētos sāļus sauc skābekli saturoši sāļi vai oksosalts. Dalīts ar katjonu un anjonu sastāvu:

Vidēji sāļi satur vidējas skābes atlikumus CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2- utt .; piemēram: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Ja vidējos sāļus iegūst, reaģējot uz hidroksīdiem, reaģentus ņem līdzvērtīgā daudzumā. Piemēram, sāli K 2 CO 3 var iegūt, ņemot reaģentus attiecībās:

2KOH un 1H2CO3, 1K2O un 1H2CO3, 2KOH un 1CO2.

Vidējo sāļu veidošanās reakcijas:

Bāze + skābe\u003e sāls + ūdens

1а) bāziskais hidroksīds + skābs hidroksīds\u003e ...

2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20

Cu (OH) 2 + 2HNO3 \u003d Cu (NO3) 2 + 2H20

1.b) amfoteriskais hidroksīds + skābs hidroksīds\u003e ...

2Al (OH) 3 + 3H2S04 \u003d Al2 (SO4) 3 + 6H20

Zn (OH) 2 + 2HNO3 \u003d Zn (NO3) 2 + 2H20

1.c) bāzes hidroksīds + amfoteriskais hidroksīds\u003e ...

NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAlO2 + 2H 2 O (kausētā veidā)

2NaOH + Zn (OH) 2 \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (kausētā veidā)

Bāzes oksīds + skābe \u003d sāls + ūdens

2а) bāzes oksīds + skābs hidroksīds\u003e ...

Na 2 O + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO3 \u003d Cu (NO3) 2 + H20

2.b) amfoteriskais oksīds + skābs hidroksīds\u003e ...

Al2O3 + 3H2S04 \u003d Al2 (SO4) 3 + 3H20

ZnO + 2HNO3 \u003d Zn (NO3) 2 + H20

2.c) bāzes oksīds + amfoteriskais hidroksīds\u003e ...

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (kausētā veidā)

Na 2 O + Zn (OH) 2 \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O (kausētā veidā)

Bāze + skābes oksīds\u003e sāls + ūdens

Par) bāzes hidroksīds + skābs oksīds\u003e ...

2NaOH + SO3 \u003d Na2S04 + H20

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO3 + H20

3.b) amfoteriskais hidroksīds + skābs oksīds\u003e ...

2Al (OH) 3 + 3SO3 \u003d Al2 (SO4) 3 + 3H20

Zn (OH) 2 + N2O5 \u003d Zn (NO3) 2 + H20

Sv) bāzes hidroksīds + amfoteriskais oksīds\u003e ...

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (kausētā veidā)

2NaOH + ZnO \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O (kausētā veidā)

Bāzes oksīds + Skābais oksīds\u003e Sāls

4а) bāzes oksīds + skābs oksīds\u003e ...

Na 2 O + SO 3 \u003d Na 2 SO 4, BaO + CO 2 \u003d BaCO 3

4b) amfoteriskais oksīds + skābs oksīds\u003e ...

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2

4c) bāzes oksīds + amfoteriskais oksīds\u003e ...

Na 2 O + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO \u003d Na 2 ZnO 2

1.c reakcija, ja tā turpinās risinājums, ko papildina citu produktu veidošanās - kompleksi sāļi:

NaOH (koncentrēts) + Al (OH) 3 \u003d Na

KOH (konc.) + Cr (OH) 3 \u003d K3

2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na2 (M \u003d Be, Zn)

KOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d K (M \u003d Sn, Pb)

Visi vidējie sāļi šķīdumā ir stipri elektrolīti (tie pilnībā disociējas).

Skābie sāļi satur skābes skābes atlikumus (ar ūdeņradi) HCO 3 -, Н 2 РО 4 2-, HPO 4 2- utt., Izveido, iedarbojoties uz bāziskajiem un amfoteriskajiem hidroksīdiem vai skābes hidroksīdu pārpalikuma sāļiem, kas satur vismaz divus ūdeņraža atomus molekulā; attiecīgie skābie oksīdi darbojas līdzīgi:

NaOH + H2S04 (koncentr.) \u003d NaHSO4 + H20

Ba (OH) 2 + 2H 3 PO 4 (kons.) \u003d Ba (H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O

Zn (OH) 2 + H3P04 (konc.) \u003d ZnHPO4v + 2H20

PbSO 4 + H 2 SO 4 (konc.) \u003d Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d 2KN 2 PO 4

Ca (OH) 2 + 2EO 2 \u003d Ca (HEO 3) 2 (E \u003d C, S)

Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O \u003d 2NaHEO 3 (E \u003d C, S)

Pievienojot attiecīgā metāla vai amfigēna hidroksīdu, skābie sāļi tiek pārvērsti par vidējiem:

NaHSO 4 + NaOH \u003d Na2S04 + H20

Pb (HSO4) 2 + Pb (OH) 2 \u003d 2PbSO4 v + 2H20

Gandrīz visi skābie sāļi viegli šķīst ūdenī, pilnībā disociējas (KHCO 3 \u003d K + + HCO 3 -).

Bāziskie sāļi satur OH hidroksilgrupas, kuras uzskata par atsevišķiem anjoniem, piemēram, FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, rodas, iedarbojoties uz skābes hidroksīdiem pārmērība bāzes hidroksīds, kas formulas vienībā satur vismaz divas hidroksigrupas:

Co (OH) 2 + HNO3 \u003d CoNO3 (OH) v + H20

2Ni (OH) 2 + H2S04 \u003d Ni2S04 (OH) 2 v + 2H 2O

2Cu (OH) 2 + H2CO3 \u003d Cu2CO3 (OH) 2 v + 2H 2O

Bāziskie sāļi, ko veido stipras skābes, pievienojot atbilstošo skābo hidroksīdu, pārveidojas par vidējiem:

CoNO3 (OH) + HNO3 \u003d Co (NO3) 2 + H20

Ni2S04 (OH) 2 + H2S04 \u003d 2NiSO4 + 2H2O

Lielākā daļa bāzisko sāļu nedaudz šķīst ūdenī; tie nogulsnējas locītavas hidrolīzes laikā, ja tos veido vājas skābes:

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 \u003d Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + CO 2 ^ + 4NaCl

Dubultie sāļi satur divus ķīmiski atšķirīgus katjonus; piemēram: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Kopīgi kristalizējot atbilstošos vidējos sāļus no piesātināta šķīduma, tiek veidoti daudzi dubultsāļi (kristālisko hidrātu veidā):

K 2SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O \u003d K 2 Mg (SO 4) 2 6H 2 Ov

Divkāršie sāļi ūdenī bieži ir mazāk šķīstoši nekā atsevišķi vidēja līmeņa sāļi.

Binārie savienojumi Ir sarežģītas vielas, kas nepieder pie oksīdu, hidroksīdu un sāļu klasēm un sastāv no katjoniem un bez skābekļa esošiem anjoniem (reāliem vai parastiem).

To ķīmiskās īpašības ir dažādas, un neorganiskajā ķīmijā tās tiek aplūkotas atsevišķi nemetāliem, kas pieder pie dažādām periodiskās sistēmas grupām; šajā gadījumā klasifikāciju veic pēc anjonu veida.

Piemēri:

un) halogenīdi: OF2, HF, KBr, PbI2, NH4Cl, BrF3, IF7

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

iekšā) nitrīdi: NH3, NH3H2O, Li3N, Mg3N2, AlN, Si3N4

d) karbīdi: CH4, Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC

e) silicīdi: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidrīdi: LiH, CaH2, AlH3, SiH4

g) peroksīds H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO 2

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

Pēc ķīmiskās saites veida šie binārie savienojumi tiek izdalīti:

kovalents: OF 2, IF 7, H2S, P2S5, NH3, H2O2

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

Iepazīstieties dubultā (ar diviem dažādiem katjoniem) un jaukts (ar diviem dažādiem anjoniem) binārie savienojumi, piemēram: KMgCl 3, (FeCu) S 2 un Pb (Cl) F, Bi (Cl) O, SCl 2 O 2, As (O) F 3.

Visi jonu kompleksa sāļi (izņemot hidroksokompleksus) pieder arī šai komplekso vielu klasei (kaut arī tos parasti aplūko atsevišķi), piemēram:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Binārie savienojumi ietver, piemēram, kovalentus kompleksus savienojumus bez ārējās sfēras un [Nr. (CO) 4].

Pēc analoģijas ar attiecībām starp hidroksīdiem un sāļiem, anoksiskās skābes un sāļi tiek izolēti no visiem binārajiem savienojumiem (pārējie savienojumi tiek klasificēti kā citi).

Anoksīnskābes satur (piemēram, skābes skābes) mobilo ūdeņradi H +, un tāpēc tam piemīt dažas skābju hidroksīdu ķīmiskās īpašības (disociācija ūdenī, piedalīšanās sāls veidošanās reakcijās kā skābe). Parastās anoksīnskābes ir HF, HCl, HBr, HI, HCN un H 2 S, no kurām HF, HCN un H 2 S ir vājas skābes, bet pārējās ir spēcīgas.

Piemēri sāls veidošanās reakcijas:

2HBr + ZnO \u003d ZnBr2 + H20

2H2S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H20

2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 v + 2H 2O

Metāli un amfigēni, stāvot virknē spriegumu pa kreisi no ūdeņraža un nereaģējot ar ūdeni, atšķaidītā šķīdumā mijiedarbojas ar stiprām skābēm HCl, HBr un HI (vispārējā NG formā) un izspiež no tiem ūdeņradi (faktiskais reakcijas):

M + 2NG \u003d MG 2 + H 2 ^ (M \u003d Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG \u003d 2MG 3 + H2 ^ (M \u003d Al, Ga)

Bez skābekļa sāļi ko veido metālu un amfigēnu (kā arī amonija katjona NH 4 +) un anonskābju anjonu (atlikumu) katjoni; piemēri: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba (HS) 2, NaCN, NH4Cl. Parādiet dažas oksosaltu ķīmiskās īpašības.

Vispārējā metode bez skābekļa saturošu sāļu ar vienelementu anjoniem pagatavošanai ir metālu un amfigēnu mijiedarbība ar nemetāliem F 2, Cl 2, Br 2 un I 2 (vispārīgā formā G 2) un sēru S (faktiskā reakcijas):

2M + G2 \u003d 2MG (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + G 2 \u003d MG 2 (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2M + ZG 2 \u003d 2MG 3 (M \u003d Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M 2 S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + S \u003d MS (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S \u003d M 2 S 3 (M \u003d Al, Ga, Cr)

Izņēmumi:

a) Cu un Ni reaģē tikai ar halogēniem Cl 2 un Br 2 (produkti МCl 2, МBr 2)

b) Cr un Mn reaģē ar Cl 2, Br 2 un I 2 (produkti CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 un MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reaģē ar F 2 un Cl 2 (produkti FeF 3, FeCl 3), ar Br 2 (FeBr 3 un FeBr 2 maisījums), ar I 2 (produkts FeI 2)

d) Cu, reaģējot ar S, veido produktu Cu 2 S un CuS maisījumu

Citi binārie savienojumi - visas šīs klases vielas, izņemot tās, kas izolētas atsevišķās anoksisko skābju un sāļu apakšklasēs.

Šīs apakšklases bināro savienojumu iegūšanas metodes ir dažādas, vienkāršākā ir vienkāršu vielu mijiedarbība (ir parādītas faktiskās reakcijas):

a) halogenīdi:

S + 3F2 \u003d SF6, N2 + 3F2 \u003d 2NF3

2P + 5G 2 \u003d 2RG 5 (G \u003d F, CI, Br)

C + 2F2 \u003d CF4

Si + 2G 2 \u003d Sir 4 (G \u003d F, CI, Br, I)

b) halkogenīdi:

2As + 3S \u003d kā 2 S 3

2E + 5S \u003d E 2 S 5 (E \u003d P, As)

E + 2S \u003d ES 2 (E \u003d C, Si)

c) nitrīdi:

3H2 + N22NH3

6M + N2 \u003d 2M3N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N2 \u003d M3N2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N2 \u003d 2AlN

3Si + 2N2 \u003d Si3N4

d) karbīdi:

2M + 2C \u003d M2C2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d esi 2C

M + 2C \u003d MC 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4 C3

e) silicīdi:

4Li + Si \u003d Li 4 Si

2M + Si \u003d M 2 Si (M \u003d Mg, Ca)

f) hidrīdi:

2M + H2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H2 \u003d MH2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peroksīdi, superoksīdi:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (sadegšana gaisā)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs; sadegšana gaisā)

Daudzas no šīm vielām pilnībā reaģē ar ūdeni (biežāk tās hidrolizējas, nemainot elementu oksidācijas pakāpes, bet hidrīdi darbojas kā reducētāji, un superoksīdi piedzīvo dismutācijas reakcijas):

РCl 5 + 4Н 2 O \u003d Н 3 РО 4 + 5НCl

SiBr 4 + 2Н 2 O \u003d SiO 2 v + 4НBr

P2S5 + 8H20 \u003d 2H3P04 + 5H2S ^

SiS2 + 2H2O \u003d SiO2v + 2H2S

Mg 3 N 2 + 8H 2 O \u003d 3 Mg (OH) 2 v + 2 (NH 3 H 2 O)

Na3N + 4H20 \u003d 3NaOH + NH3H20

Esiet 2 C + 4H 2 O \u003d 2Be (OH) 2 v + CH4 ^

MC2 + 2H2O \u003d M (OH) 2 + C2H2 ^ (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al4C3 + 12H20 \u003d 4Al (OH) 3 v + 3CH4 ^

MH + H20 \u003d MOH + H2 ^ (M \u003d Li, Na, K)

MgH2 + 2H20 \u003d Mg (OH) 2 v + H2 ^

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 ^

Na2O2 + 2H2O \u003d 2NaOH + H2O2

2MO 2 + 2H 2 O \u003d 2MOH + H 2 O 2 + O 2 ^ (M \u003d K, Rb, Cs)

Citas vielas, gluži pretēji, ir izturīgas pret ūdeni, tostarp SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si un Ca 2 Si.

1. Vienkāršās vielas ir

1) fullerēns

2. Formulas reakcijas produktu vienībās

Si + CF1 2\u003e…, Si + O 2\u003e…, Si + Mg\u003e…

3. Metālu saturošos reakcijas produktos

Na + H 2 O\u003e ..., Ca + H 2 O\u003e ..., Al + HCl (šķīdums)\u003e ...

visu elementu atomu skaita kopējā summa ir

4. Kalcija oksīds var (atsevišķi) reaģēt ar visām komplekta vielām

1) CO 2, NaOH, NO

2) HBr, SO3, NH4Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

4) O2, Al2O3, NH3

5. Notiks reakcija starp sēra oksīdu (IV) un

6. Sāls МAlO 2 veidojas saplūšanas ceļā

2) Al 2 O 3 un KOH

3) Al un Ca (OH) 2

4) Al 2 O 3 un Fe 2 O 3

7. Molekulārās reakcijas vienādojumā

ZnO + HNO 3\u003e Zn (NO 3) 2 + ...

koeficientu summa ir

8. Reakcijas produkti N 2 O 5 + NaOH\u003e… ir

1) Na2O, HNO3

3) NaNO3, H20

4) NaN02, N2, H20

9. Bāzu kopums ir

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. Kālija hidroksīds šķīdumā (atsevišķi) reaģē ar komplekta vielām

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Atlikumi, kas atbilst skābei ar nosaukumu

11. Sērs

12. Slāpeklis

ir formula

13. No sālsskābēm un atšķaidītām sērskābēm neizceļtikai gāze metāls

14. Amfoteriskais hidroksīds ir

15-16. Pēc dotajām hidroksīdu formulām

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

16. Cr (OH) 3, HNO 3

tiek parādīta vidēja sāls formula

1) PL 3 (PO 4) 2

17. Pēc H 2 S pārpalikuma izlaišanas caur bārija hidroksīda šķīdumu galīgais šķīdums satur sāli

18. Iespējamās reakcijas:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4\u003e ...

2) Ca (NO 3) 2 + HNO 3\u003e…

3) NaHCOg + K2S04\u003e…

4) Al (HSO 4) 3 + NaOH\u003e ...

19. Reakcijas vienādojumā (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4\u003e CaHPO 4 v + ...

koeficientu summa ir

20. Nosakiet atbilstību starp vielas formulu un grupu, kurai tā pieder.

21. Izveido atbilstību starp izejvielām un reakcijas produktiem.

22. Transformācijas shēmā

vielas A un B ir norādītas komplektā

1) NaNO3, H20

4) HNO3, H20

23. Veiciet iespējamo reakciju vienādojumus saskaņā ar shēmu

FeS\u003e H 2 S + PbS\u003e PbSO 4\u003e Pb (HSO 4) 2

24. Veiciet četru iespējamo reakciju starp vielām vienādojumus:

1) slāpekļskābe (konc.)

2) ogleklis (grafīts vai kokss)

3) kalcija oksīds

Ķīmisko reakciju laikā citas iegūst no dažām vielām (nejaukt ar kodolreakcijām, kurās viens ķīmiskais elements tiek pārveidots par citu).

Jebkura ķīmiskā reakcija ir aprakstīta ar ķīmisko vienādojumu:

Reaģenti → Reakcijas produkti

Bultiņa norāda reakcijas virzienu.

Piemēram:

Šajā reakcijā metāns (CH 4) reaģē ar skābekli (O 2), kā rezultātā veidojas oglekļa dioksīds (CO 2) un ūdens (H 2 O), pareizāk sakot, ūdens tvaiki. Tas notiek jūsu virtuvē, kad iededzat gāzes degli. Vienādojums jālasa šādi: viena metāna gāzes molekula reaģē ar divām skābekļa gāzes molekulām, kā rezultātā rodas viena oglekļa dioksīda un divas ūdens (ūdens tvaiku) molekulas.

Tiek saukti skaitļi ķīmiskās reakcijas sastāvdaļu priekšā reakcijas koeficienti.

Ķīmiskās reakcijas ir endotermisks (ar enerģijas absorbciju) un eksotermisks (ar enerģijas atbrīvošanu). Metāna sadedzināšana ir tipisks eksotermiskas reakcijas piemērs.

Ir vairāki ķīmisko reakciju veidi. Visbiežāk:

• saliktas reakcijas;
• sadalīšanās reakcijas;
• vienas aizstāšanas reakcijas;
• dubultas aizstāšanas reakcijas;
• oksidēšanās reakcijas;
• redoksreakcijas.

Saliktas reakcijas

Savienotajās reakcijās vismaz divi elementi veido vienu produktu:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t) - galda sāls veidošanās.

Jāpievērš uzmanība savienojuma reakciju būtiskajai niansei: atkarībā no reakcijas apstākļiem vai reakcijā iesaistīto reaģentu proporcijām var rasties dažādi produkti. Piemēram, normālos ogļu sadegšanas apstākļos iegūst oglekļa dioksīdu:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Ja skābekļa daudzums ir nepietiekams, veidojas nāvējošs oglekļa monoksīds:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Sadalīšanās reakcijas

Šīs reakcijas it kā būtībā ir pretējas savienojuma reakcijām. Sadalīšanās reakcijas rezultātā viela sadalās divos (3, 4 ...) vienkāršākos elementos (savienojumos):

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g) - ūdens sadalīšanās
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g) - ūdeņraža peroksīda sadalīšanās

Viena aizstāšanas reakcijas

Atsevišķu aizvietošanas reakciju rezultātā aktīvāks elements aizstāj mazāk aktīvo savienojumā:

Zn (t) + CuSO 4 (p-p) → ZnSO 4 (p-p) + Cu (t)

Cinks vara sulfāta šķīdumā izspiež mazāk aktīvo varu, kā rezultātā rodas cinka sulfāta šķīdums.

Metālu aktivitātes pakāpe, palielinot aktivitāti:

• Visaktīvākie ir sārmu un sārmu zemes metāli

Iepriekš minētās reakcijas jonu vienādojums būs:

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

Jonu saite CuSO 4, izšķīdinot ūdenī, sadalās vara katjonā (lādiņš 2+) un sulfāta anjonā (lādiņš 2-). Aizstāšanas reakcijas rezultātā veidojas cinka katjons (kam ir tāds pats lādiņš kā vara katjonam: 2-). Ņemiet vērā, ka sulfāta anjons atrodas vienādojuma abās pusēs, tāpēc to var saīsināt pēc visiem matemātikas noteikumiem. Rezultātā mēs iegūstam jonu-molekulāro vienādojumu:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Divkāršās aizstāšanas reakcijas

Divkāršās aizvietošanas reakcijās divi elektroni tiek aizstāti. Tiek sauktas arī šādas reakcijas apmainīties ar reakcijām... Šādas reakcijas notiek šķīdumā, veidojoties:

• nešķīstoša cietviela (nokrišņu reakcija);
• ūdens (neitralizācijas reakcija).

Nokrišņu reakcijas

Sajaucot sudraba nitrāta (sāls) šķīdumu ar nātrija hlorīda šķīdumu, veidojas sudraba hlorīds:

Molekulārais vienādojums: KCl (p-p) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)

Jonu vienādojums: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Molekulāro jonu vienādojums: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Ja savienojums ir šķīstošs, tas būs jonu šķīdumā. Ja savienojums nešķīst, tas nogulsnējas, veidojot cietu vielu.

Neitralizācijas reakcijas

Tās ir skābju un bāzu mijiedarbības reakcijas, kuru rezultātā veidojas ūdens molekulas.

Piemēram, sērskābes un nātrija hidroksīda (sārma) šķīduma sajaukšanas reakcija:

Molekulārais vienādojums: H2S04 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2SO 4 (p-p) + 2H 2 O (g)

Jonu vienādojums: 2H + + SO4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO4 2- + 2H 2 O (g)

Molekulārā jonu vienādojums: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) vai H + + OH - → H 2 O (l)

Oksidācijas reakcijas

Tās ir vielu mijiedarbības reakcijas ar gaisā esošo gāzveida skābekli, kurā parasti siltuma un gaismas veidā izdalās liels enerģijas daudzums. Tipiska oksidēšanās reakcija ir sadegšana. Šīs lapas sākumā tiek dota metāna un skābekļa mijiedarbības reakcija:

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

Metāns attiecas uz ogļūdeņražiem (oglekļa un ūdeņraža savienojumiem). Kad ogļūdeņradis reaģē ar skābekli, tiek atbrīvota daudz siltumenerģijas.

Redoksa reakcijas

Tās ir reakcijas, kurās starp reaģentu atomiem notiek elektronu apmaiņa. Iepriekš aplūkotās reakcijas ir arī redoksreakcijas:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - savienojuma reakcija
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - oksidēšanās reakcija
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - viena aizvietošanas reakcija

Redoksa reakcijas ar lielu skaitu vienādojumu risināšanas piemēru ar elektroniskās līdzsvara metodi un pusreakcijas metodi ir aprakstītas sadaļā