Co z czym współdziała i co wychodzi. Rodzaje reakcji chemicznych

Świat materialny, w którym żyjemy i którego jesteśmy małą częścią, jest jeden, a jednocześnie nieskończenie różnorodny. Jedność i różnorodność substancji chemicznych tego świata objawia się najwyraźniej w genetycznym połączeniu substancji, co znajduje odzwierciedlenie w tak zwanej serii genetycznej. Zwróćmy uwagę na najbardziej charakterystyczne cechy takich serii.

1. Wszystkie substancje z tej serii muszą być utworzone przez jeden pierwiastek chemiczny. Na przykład seria zapisana przy użyciu następujących wzorów:

2. Substancje utworzone przez ten sam pierwiastek muszą należeć do różnych klas, tj. odzwierciedlać różne formy jego istnienia.

3. Substancje tworzące ciąg genetyczny jednego pierwiastka muszą być połączone poprzez wzajemne przekształcenia. Na podstawie tej cechy możliwe jest rozróżnienie pełnych i niekompletnych serii genetycznych.

Na przykład powyższa seria genetyczna bromu będzie niekompletna, niekompletna. Oto następny wiersz:

można już uznać za zakończone: zaczęło się od prostej substancji bromu i na niej skończyło.

Podsumowując powyższe, możemy podać następującą definicję szeregu genetycznego.

Seria genetyczna- jest to szereg substancji - przedstawicieli różnych klas, które są związkami jednego pierwiastka chemicznego, połączonymi wzajemnymi przemianami i odzwierciedlającymi wspólne pochodzenie tych substancji lub ich genezę.

Połączenie genetyczne- pojęcie bardziej ogólne niż szereg genetyczny, które jest wprawdzie żywym, ale szczególnym przejawem tego związku, który realizuje się podczas wszelkich wzajemnych przemian substancji. Zatem oczywiście pierwsza podana seria substancji również pasuje do tej definicji.

Wyróżnia się trzy typy serii genetycznych:

Najbogatsza seria metali wykazuje różne stopnie utlenienia. Jako przykład rozważ serię genetyczną żelaza o stopniach utlenienia +2 i +3:

Przypomnijmy, że aby utlenić żelazo do chlorku żelaza (II), trzeba wziąć słabszy środek utleniający niż do otrzymania chlorku żelaza (III):

Podobnie jak seria metaliczna, seria niemetalowa o różnych stopniach utlenienia jest bogatsza w wiązania, na przykład seria genetyczna siarki o stopniach utlenienia +4 i +6:

Dopiero ostatnie przejście może sprawić trudności. Postępuj zgodnie z zasadą: aby otrzymać prostą substancję z utlenionego związku pierwiastka, należy w tym celu wziąć jego najbardziej zredukowany związek, na przykład lotny związek wodorowy niemetalu. W naszym przypadku:

Ta reakcja w przyrodzie wytwarza siarkę z gazów wulkanicznych.

Podobnie dla chloru:

3. Seria genetyczna metalu, która odpowiada amfoterycznemu tlenkowi i wodorotlenkowi,bardzo bogate w wiązania, gdyż w zależności od warunków wykazują właściwości kwasowe lub zasadowe.

Rozważmy na przykład serię genetyczną cynku:

Powiązania genetyczne pomiędzy klasami substancji nieorganicznych

Charakterystyczne są reakcje pomiędzy przedstawicielami różnych serii genetycznych. Substancje z tej samej serii genetycznej z reguły nie wchodzą w interakcje.

Na przykład:
1. metal + niemetal = sól

Hg + S = HgS

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2. tlenek zasadowy + tlenek kwasowy = sól

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

CaO + SiO2 = CaSiO3

3. zasada + kwas = sól

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

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

kwas solny, kwas solny

4. metal - tlenek główny

2Ca + O2 = 2CaO

4Li + O2 =2Li2O

5. niemetal - tlenek kwasowy

S + O 2 = SO 2

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

6. tlenek zasadowy - zasada

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2

Li2O + H2O = 2LiOH

7. tlenek kwasowy - kwas

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

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Klasyfikacja substancji nieorganicznych opiera się na skład chemiczny– najprostsza i najbardziej stała cecha w czasie. Skład chemiczny substancji pokazuje, jakie pierwiastki są w niej obecne i w jakim stosunku liczbowym ich atomów.

Elementy Umownie dzieli się je na pierwiastki o właściwościach metalicznych i niemetalicznych. Pierwsze z nich są zawsze uwzględnione kationy substancje wieloelementowe (metal właściwości), drugi - w składzie aniony (niemetalowe nieruchomości). Zgodnie z prawem okresowości, w okresach i grupach pomiędzy tymi pierwiastkami znajdują się pierwiastki amfoteryczne, które jednocześnie wykazują w takim czy innym stopniu metaliczne i niemetaliczne (amfoteryczny, podwójne) właściwości. Elementy grupy VIIIA nadal rozpatrywane są oddzielnie (Gazy szlachetne), chociaż odkryto wyraźnie niemetaliczne właściwości Kr, Xe i Rn (pierwiastki He, Ne, Ar są chemicznie obojętne).

Klasyfikację prostych i złożonych substancji nieorganicznych podano w tabeli. 6.

Poniżej znajdują się definicje klas substancji nieorganicznych, ich najważniejsze właściwości chemiczne oraz metody wytwarzania.

Substancje nieorganiczne– związki utworzone przez wszystkie pierwiastki chemiczne (z wyjątkiem większości organicznych związków węgla). Podzielone według składu chemicznego:

Proste substancje utworzone przez atomy tego samego pierwiastka. Podzielone według właściwości chemicznych:

Metale– proste substancje pierwiastków o właściwościach metalicznych (niska elektroujemność). Typowe metale:

Metale mają wysoką zdolność redukującą w porównaniu do typowych niemetali. W elektrochemicznym szeregu napięć znajdują się one znacznie na lewo od wodoru, wypierając wodór z wody (magnez - podczas wrzenia):

Proste substancje pierwiastków Cu, Ag i Ni są również klasyfikowane jako metale, ponieważ ich tlenki CuO, Ag 2 O, NiO i wodorotlenki Cu(OH) 2, Ni(OH) 2 mają dominujące właściwości zasadowe.

Niemetale– proste substancje pierwiastków o właściwościach niemetalicznych (wysoka elektroujemność). Typowe niemetale: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Niemetale mają wysoką zdolność utleniania w porównaniu do typowych metali.

Amfigenes– amfoteryczne substancje proste utworzone z pierwiastków o właściwościach amfoterycznych (podwójnych) (elektroujemność pośrednia między metalami i niemetalami). Typowe amfigeny: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Amfigeny mają mniejszą zdolność redukującą w porównaniu do typowych metali. W elektrochemicznym szeregu napięć sąsiadują one z wodorem po lewej stronie lub stoją za nim po prawej stronie.

Aerogeny– gazy szlachetne, jednoatomowe substancje proste pierwiastków grupy VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Spośród nich He, Ne i Ar są chemicznie pasywne (nie uzyskuje się związków z innymi pierwiastkami), a Kr, Xe i Rn wykazują pewne właściwości niemetali o wysokiej elektroujemności.

Substancje złożone utworzone przez atomy różnych pierwiastków. Podzielone według składu i właściwości chemicznych:

Tlenki– związki pierwiastków z tlenem, stopień utlenienia tlenu w tlenkach jest zawsze równy (-II). Podzielone według składu i właściwości chemicznych:

Pierwiastki He, Ne i Ar nie tworzą związków z tlenem. Związki pierwiastków z tlenem na innych stopniach utlenienia nie są tlenkami, ale związkami binarnymi, np. O +II F 2 -I i H 2 +I O 2 -I. Mieszane związki binarne, np. S +IV Cl 2 -I O -II, nie należą do tlenków.

Zasadowe tlenki– produkty całkowitego odwodnienia (rzeczywistego lub warunkowego) zasadowych wodorotlenków zachowują właściwości chemiczne tych ostatnich.

Z typowych metali tylko Li, Mg, Ca i Sr podczas spalania na powietrzu tworzą tlenki Li 2 O, MgO, CaO i SrO; tlenki Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O i BaO otrzymuje się innymi metodami.

Tlenki CuO, Ag 2 O i NiO są również klasyfikowane jako zasadowe.

Tlenki kwasowe– produkty całkowitego odwodnienia (rzeczywistego lub warunkowego) wodorotlenków kwasowych zachowują właściwości chemiczne tych ostatnich.

Z typowych niemetali tylko S, Se, P, As, C i Si tworzą tlenki SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 i SiO 2 podczas spalania na powietrzu; tlenki 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 otrzymuje się innymi metodami.

Wyjątek: tlenki NO 2 i ClO 2 nie mają odpowiednich wodorotlenków kwasowych, ale są uważane za kwaśne, ponieważ NO 2 i ClO 2 reagują z zasadami, tworząc sole dwóch kwasów, a ClO 2 z wodą, tworząc dwa kwasy:

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

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

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

Tlenki CrO 3 i Mn 2 O 7 (chrom i mangan na najwyższym stopniu utlenienia) są również kwaśne.

Tlenki amfoteryczne– produkty całkowitego odwodnienia (rzeczywistego lub warunkowego) wodorotlenków amfoterycznych zachowują właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych.

Typowe amfigeny (z wyjątkiem Ga) spalone na powietrzu tworzą tlenki BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 i PbO; tlenki amfoteryczne Ga 2 O 3, SnO i PbO 2 otrzymuje się innymi metodami.

Podwójne tlenki tworzone są albo przez atomy jednego pierwiastka amfoterycznego na różnych stopniach utlenienia, albo przez atomy dwóch różnych pierwiastków (metalicznych, amfoterycznych), co decyduje o ich właściwościach chemicznych. Przykłady:

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

Tlenek żelaza powstaje, gdy żelazo spala się w powietrzu, tlenek ołowiu powstaje, gdy ołów jest lekko podgrzewany w tlenie; tlenki dwóch różnych metali wytwarza się innymi metodami.

Tlenki nietworzące soli– tlenki niemetali, które nie zawierają wodorotlenków kwasowych i nie wchodzą w reakcje tworzenia soli (w odróżnieniu od tlenków zasadowych, kwasowych i amfoterycznych), np.: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Wodorotlenki– związki pierwiastków (z wyjątkiem fluoru i tlenu) z grupami hydroksylowymi O -II H, mogą zawierać także tlen O -II. W wodorotlenkach stopień utlenienia pierwiastka jest zawsze dodatni (od +I do +VIII). Liczba grup hydroksylowych wynosi od 1 do 6. Są one podzielone według właściwości chemicznych:

Zasadowe wodorotlenki (zasady) utworzone przez pierwiastki o właściwościach metalicznych.

Otrzymywany w wyniku reakcji odpowiednich tlenków zasadowych z wodą:

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

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

Wyjątek: Wodorotlenki Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 i Ni(OH) 2 otrzymuje się innymi metodami.

Po podgrzaniu następuje rzeczywiste odwodnienie (utrata wody) następujących wodorotlenków:

2LiOH = Li2O + H2O

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

Zasadowe wodorotlenki zastępują swoje grupy hydroksylowe resztami kwasowymi, tworząc sole pierwiastków metali, które zachowują swój stopień utlenienia w kationach soli.

Nazywa się zasadowe wodorotlenki dobrze rozpuszczalne w wodzie (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 itp.) zasady, ponieważ to za ich pomocą w roztworze powstaje środowisko alkaliczne.

Wodorotlenki kwaśne (kwasy) utworzone przez pierwiastki o właściwościach niemetalicznych. Przykłady:

Po dysocjacji w rozcieńczonym roztworze wodnym powstają kationy H + (dokładniej H 3 O +) i następujące aniony, lub reszty kwasowe:

Kwasy można otrzymać w wyniku reakcji odpowiednich tlenków kwasowych z wodą (reakcje, które zachodzą, przedstawiono poniżej):

Cl2O + H2O = 2HClO

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

Jako 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3

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

mi 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)

Wyjątek: Tlenek SO 2 odpowiada polihydratowi SO 2 w postaci wodorotlenku kwasowego N H 2 O („kwas siarkawy H 2 SO 3 ”nie istnieje, ale reszty kwasowe HSO 3 - i SO 3 2- są obecne w solach).

Kiedy niektóre kwasy są podgrzewane, następuje faktyczne odwodnienie i powstają odpowiednie tlenki kwasowe:

2HAsO 2 = jako 2 O 3 + H 2 O

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

2HIO 3 = ja 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

Podczas zastępowania (rzeczywistego i formalnego) wodoru kwasów metalami i amfigenami powstają sole; reszty kwasowe zachowują swój skład i ładunek w solach. Kwasy H 2 SO 4 i H 3 PO 4 w rozcieńczonym roztworze wodnym reagują z metalami i amfigenami znajdującymi się w szeregu napięcia na lewo od wodoru, tworząc odpowiednie sole i uwalniany wodór (kwas HNO 3 nie wchodzi w takie reakcje; poniżej znajdują się typowe metale, z wyjątkiem Mg, które nie są wymienione, ponieważ reagują w podobnych warunkach z wodą):

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

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

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

W przeciwieństwie do kwasów beztlenowych, nazywane są wodorotlenkami kwasowymi kwasy zawierające tlen lub oksokwasy.

Wodorotlenki amfoteryczne utworzone przez pierwiastki o właściwościach amfoterycznych. Typowe wodorotlenki amfoteryczne:

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

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

Nie powstają z tlenków amfoterycznych i wody, ale ulegają rzeczywistemu odwodnieniu i tworzą tlenki amfoteryczne:

Wyjątek: dla żelaza(III) znany jest tylko metawodorotlenek FeO(OH), „wodorotlenek żelaza(III) Fe(OH) 3 ” nie istnieje (nie jest otrzymywany).

Wodorotlenki amfoteryczne wykazują właściwości wodorotlenków zasadowych i kwasowych; tworzą dwa rodzaje soli, w których pierwiastek amfoteryczny jest częścią kationów soli lub ich anionów.

W przypadku pierwiastków o kilku stopniach utlenienia obowiązuje zasada: im wyższy stopień utlenienia, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe wodorotlenków (i/lub odpowiednich tlenków).

Sole– połączenia składające się z kationy zasadowe lub amfoteryczne (jako zasadowe) wodorotlenki i aniony(pozostałości) wodorotlenków kwasowych lub amfoterycznych (w postaci kwasowej). W odróżnieniu od soli beztlenowych omawiane tutaj sole nazywane są solami sole zawierające tlen Lub sole okso. Dzielimy je ze względu na skład kationów i anionów:

Sole średnie zawierają średnio kwaśne pozostałości CO 3 2-, NO 3-, PO 4 3-, SO 4 2- itp.; na przykład: K 2 CO 3, Mg(NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Jeżeli średnie sole otrzymuje się w reakcjach z udziałem wodorotlenków, wówczas odczynniki pobiera się w równoważnych ilościach. Na przykład sól K 2 CO 3 można otrzymać, biorąc odczynniki w następujących proporcjach:

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

Reakcje powstawania soli średnich:

Zasada + Kwas > Sól + Woda

1a) wodorotlenek zasadowy + wodorotlenek kwasowy >...

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) wodorotlenek amfoteryczny + wodorotlenek kwasowy >...

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) wodorotlenek zasadowy + wodorotlenek amfoteryczny >...

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

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (w stopie)

Zasadowy tlenek + kwas = sól + woda

2a) tlenek zasadowy + wodorotlenek kwasowy >...

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) tlenek amfoteryczny + wodorotlenek kwasowy >...

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) tlenek zasadowy + wodorotlenek amfoteryczny >...

Na 2 O + 2Al(OH) 3 = 2NaAlO 2 + ZN 2 O (w stopie)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (w stopie)

Zasada + tlenek kwasowy > Sól + Woda

Dla) wodorotlenek zasadowy + tlenek kwasowy >...

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

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

3b) wodorotlenek amfoteryczny + tlenek kwasowy >...

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) wodorotlenek zasadowy + tlenek amfoteryczny >...

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (w stopie)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (w stopie)

Tlenek zasadowy + Tlenek kwasowy > Sól

4a) tlenek zasadowy + tlenek kwasowy >...

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

4b) tlenek amfoteryczny + tlenek kwasowy >...

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

4c) tlenek zasadowy + tlenek amfoteryczny >...

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

Reakcje 1c, jeśli występują w rozwiązanie, towarzyszy powstawanie innych produktów - sole złożone:

NaOH (stężony) + Al(OH) 3 = Na

KOH (stęż.) + Cr(OH) 3 = K 3

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

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

Wszystkie średnie sole w roztworze są mocnymi elektrolitami (całkowicie dysocjują).

Sole kwasowe zawierają reszty kwasu kwasowego (z wodorem) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- itp. powstają w wyniku działania zasadowych i amfoterycznych wodorotlenków lub średnich soli nadmiaru wodorotlenków kwasowych zawierających co najmniej dwa atomy wodoru w cząsteczce; Odpowiednie tlenki kwasowe działają podobnie:

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

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

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

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

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (stęż.) = 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)

Dodając wodorotlenek odpowiedniego metalu lub amfigenu, sole kwasowe przekształca się w sole średnie:

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

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

Prawie wszystkie sole kwasów są dobrze rozpuszczalne w wodzie i całkowicie dysocjują (KHSO 3 = K + + HCO 3 -).

Podstawowe sole zawierają grupy hydroksylowe OH, uznawane za pojedyncze aniony, np. FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, powstają pod wpływem wodorotlenków kwasowych nadmiar zasadowy wodorotlenek zawierający co najmniej dwie grupy hydroksylowe we wzorze:

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

Zasadowe sole utworzone przez mocne kwasy po dodaniu odpowiedniego wodorotlenku kwasowego zamieniają się w średnie sole:

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

Większość zasadowych soli jest słabo rozpuszczalna w wodzie; wytrącają się podczas hydrolizy stawów, jeśli są utworzone przez słabe kwasy:

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

Podwójne sole zawierają dwa różne chemicznie kationy; na przykład: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Wiele soli podwójnych powstaje (w postaci krystalicznych hydratów) w wyniku współkrystalizacji odpowiednich soli pośrednich z nasyconego roztworu:

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

Często sole podwójne są mniej rozpuszczalne w wodzie w porównaniu do soli pojedynczych.

Związki binarne- są to substancje złożone, nie należące do klas tlenków, wodorotlenków i soli i składają się z kationów i anionów beztlenowych (rzeczywistych lub warunkowych).

Ich właściwości chemiczne są zróżnicowane i są rozpatrywane w chemii nieorganicznej oddzielnie dla niemetali z różnych grup układu okresowego; w tym przypadku klasyfikację przeprowadza się według rodzaju anionu.

Przykłady:

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

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

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

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

mi) krzemki: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

mi) wodorki: LiH, CaH2, AlH3, SiH4

I) nadtlenek H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO 2

H) ponadtlenki: HO 2, KO 2, Ba(O 2) 2

Ze względu na rodzaj wiązania chemicznego wyróżnia się następujące związki binarne:

kowalencyjny: OF 2, JEŚLI 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

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

Poznać podwójnie(z dwoma różnymi kationami) i mieszany(z dwoma różnymi anionami) związki binarne, np.: KMgCl 3, (FeCu)S 2 i Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2, As(O)F 3.

Wszystkie jonowe sole złożone (z wyjątkiem soli hydroksykompleksowych) również należą do tej klasy substancji złożonych (choć zwykle są rozpatrywane osobno), na przykład:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Związki binarne obejmują kowalencyjne związki złożone bez sfery zewnętrznej, na przykład [N(CO)4].

Przez analogię do związku pomiędzy wodorotlenkami a solami, ze wszystkich związków binarnych wyodrębnia się beztlenowe kwasy i sole (pozostałe związki zalicza się do pozostałych).

Kwasy beztlenowe zawierają (podobnie jak oksokwasy) mobilny wodór H + i dlatego wykazują pewne właściwości chemiczne wodorotlenków kwasowych (dysocjacja w wodzie, udział w reakcjach tworzenia soli jako kwas). Typowymi kwasami beztlenowymi są HF, HCl, HBr, HI, HCN i H2S, z których HF, HCN i H2S to słabe kwasy, a pozostałe są mocne.

Przykłady reakcje tworzenia soli:

2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O

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

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

Metale i amfigeny, które znajdują się w szeregu napięcia na lewo od wodoru i nie reagują z wodą, oddziałują z mocnymi kwasami HCl, HBr i HI (w ogólnej postaci NG) w rozcieńczonym roztworze i wypierają z nich wodór (faktycznie występujący pokazane są reakcje):

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

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

Sole beztlenowe utworzony przez kationy metali i amfigenów (a także kation amonowy NH 4 +) i aniony (pozostałości) kwasów beztlenowych; przykłady: AgF, NaCl, KBr, PbI 2, Na 2 S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4 Cl. Wykazują pewne właściwości chemiczne soli okso.

Ogólną metodą otrzymywania soli beztlenowych z anionami jednoelementowymi jest oddziaływanie metali i amfigenów z niemetalami F 2, Cl 2, Br 2 i I 2 (ogólnie w postaci G 2) i siarką S (rzeczywisto występujące reakcje są pokazane):

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 = 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)

Wyjątki:

a) Cu i Ni reagują tylko z halogenami Cl 2 i Br 2 (produkty MCl 2, MBr 2)

b) Cr i Mn reagują z Cl 2, Br 2 i I 2 (produkty CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 i MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reaguje z F2 i Cl2 (produkty FeF3, FeCl3), z Br2 (mieszanina FeBr3 i FeBr2), z I2 (produkt FeI2)

d) Cu reaguje z S tworząc mieszaninę produktów Cu2S i CuS

Inne związki binarne– wszystkie substancje tej klasy, z wyjątkiem zaliczonych do odrębnych podklas kwasów i soli beztlenowych.

Metody otrzymywania związków binarnych tej podklasy są różnorodne, najprostsze jest oddziaływanie prostych substancji (pokazano reakcje, które faktycznie zachodzą):

a) halogenki:

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) chalkogenki:

2As + 3S = Jak 2S 3

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

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

c) azotki:

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 + N2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

d) węgliki:

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

2Be + C = Bądź 2 C

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

4Al + 3C = Al 4 C 3

e) krzemki:

4Li + Si = Li 4Si

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

f) wodorki:

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

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

g) nadtlenki, ponadtlenki:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (spalanie w powietrzu)

M + O 2 = MO 2 (M = K, Rb, Cs; spalanie w powietrzu)

Wiele z tych substancji całkowicie reaguje z wodą (często ulegają hydrolizie bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków, ale wodorki działają jako środki redukujące, a ponadtlenki wchodzą w reakcje dysmutacji):

PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 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)

Na3N + 4H2O = 3NaOH + NH3H2O

Bedzie 2C + 4H2O = 2Be(OH)2v + CH4^

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)

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

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

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)

Inne substancje natomiast są odporne na wodę, w tym 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. Substancje proste są

1) fuleren

2. W jednostkach wzorów produktów reakcji

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

3. W produktach reakcji zawierających metal

Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + НCl (roztwór) >…

całkowita suma liczby atomów wszystkich pierwiastków jest równa

4. Tlenek wapnia może reagować (oddzielnie) ze wszystkimi substancjami w zestawie

1) CO2, NaOH, NO

2) HBr, SO3, NH4Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

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

5. Zachodzi reakcja pomiędzy tlenkiem siarki (IV) a

6. Podczas stapiania powstaje sól МAlO 2

2) Al 2 O 3 i KOH

3) Al i Ca(OH) 2

4) Al 2 O 3 i Fe 2 O 3

7. W równaniu reakcji molekularnej

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

suma współczynników jest równa

8. Produkty reakcji N 2 O 5 + NaOH >... są

1) Na2O, HNO3

3) NaNO 3, H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. Zbiór zasad to

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. Wodorotlenek potasu reaguje w roztworze (oddzielnie) z substancjami zestawu

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Pozostałość odpowiadająca kwasowi o nazwie

11. Siarkowy

12. Azot

ma formułę

13. Z kwasu solnego i rozcieńczonego kwasu siarkowego nie podkreśla tylko gaz, metal

14. Wodorotlenek amfoteryczny

15-16. Według podanych wzorów wodorotlenkowych

15. H3PO4, Pb(OH) 2

16. Cr(OH) 3, HNO 3

wyprowadza się wzór na średnią sól

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Po przepuszczeniu nadmiaru H2S przez roztwór wodorotlenku baru, końcowy roztwór będzie zawierał sól

18. Możliwe reakcje:

1) CaSO3 + H2SO4 >...

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

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

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

19. W równaniu reakcji (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v +…

suma współczynników jest równa

20. Ustal zgodność między formułą substancji a grupą, do której ona należy.

21. Ustal zgodność pomiędzy materiałami wyjściowymi i produktami reakcji.

22. W schemacie transformacji

substancje A i B są wskazane w zestawie

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23. Ułóż równania możliwych reakcji zgodnie ze schematem

FeS > H2S + PbS > PbSO4 > Pb(HSO4)2

24. Zapisz równania czterech możliwych reakcji pomiędzy substancjami:

1) kwas azotowy (stężony)

2) węgiel (grafit lub koks)

3) tlenek wapnia

Podczas reakcji chemicznych jedna substancja zamienia się w drugą (nie mylić z reakcjami jądrowymi, podczas których jeden pierwiastek chemiczny przekształca się w inny).

Każdą reakcję chemiczną opisuje równanie chemiczne:

Reagenty → Produkty reakcji

Strzałka wskazuje kierunek reakcji.

Na przykład:

W tej reakcji metan (CH 4) reaguje z tlenem (O 2), w wyniku czego powstaje dwutlenek węgla (CO 2) i woda (H 2 O), a dokładniej para wodna. Dokładnie taka jest reakcja w Twojej kuchni, gdy zapalisz palnik gazowy. Równanie należy czytać w następujący sposób: Jedna cząsteczka metanu reaguje z dwiema cząsteczkami gazowego tlenu, tworząc jedną cząsteczkę dwutlenku węgla i dwie cząsteczki wody (pary wodnej).

Liczby umieszczone przed składnikami reakcji chemicznej nazywane są współczynniki reakcji.

Zachodzą reakcje chemiczne endotermiczny(z absorpcją energii) i egzotermiczny(z uwolnieniem energii). Spalanie metanu jest typowym przykładem reakcji egzotermicznej.

Istnieje kilka rodzajów reakcji chemicznych. Najpopularniejszy:

• reakcje połączenia;
• reakcje rozkładu;
• reakcje pojedynczej wymiany;
• reakcje podwójnego przemieszczenia;
• reakcje utleniania;
• reakcje redoks.

Reakcje złożone

W reakcjach złożonych co najmniej dwa pierwiastki tworzą jeden produkt:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- powstawanie soli kuchennej.

Należy zwrócić uwagę na istotny niuans reakcji złożonych: w zależności od warunków reakcji lub proporcji odczynników wchodzących do reakcji, jej wynikiem mogą być różne produkty. Na przykład w normalnych warunkach spalania węgla powstaje dwutlenek węgla:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Jeśli ilość tlenu jest niewystarczająca, powstaje śmiercionośny tlenek węgla:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reakcje rozkładu

Reakcje te są w pewnym sensie zasadniczo odwrotne do reakcji związku. W wyniku reakcji rozkładu substancja rozkłada się na dwa (3, 4...) prostsze pierwiastki (związki):

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- rozkład wody
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- rozkład nadtlenku wodoru

Reakcje pojedynczego przemieszczenia

W wyniku reakcji pojedynczego podstawienia bardziej aktywny pierwiastek zastępuje w związku mniej aktywny:

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

Cynk w roztworze siarczanu miedzi wypiera mniej aktywną miedź, w wyniku czego powstaje roztwór siarczanu cynku.

Stopień aktywności metali według rosnącej aktywności:

• Najbardziej aktywne są metale alkaliczne i metale ziem alkalicznych

Równanie jonowe powyższej reakcji będzie wyglądało następująco:

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

Wiązanie jonowe CuSO 4 po rozpuszczeniu w wodzie rozpada się na kation miedzi (ładunek 2+) i anion siarczanowy (ładunek 2-). W wyniku reakcji podstawienia powstaje kation cynku (który ma taki sam ładunek jak kation miedzi: 2-). Należy pamiętać, że anion siarczanowy występuje po obu stronach równania, czyli zgodnie ze wszystkimi zasadami matematyki można go zredukować. Rezultatem jest równanie jonowo-molekularne:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Reakcje podwójnego przemieszczenia

W reakcjach podwójnego podstawienia dwa elektrony są już zastąpione. Takie reakcje są również nazywane reakcje wymiany. Takie reakcje zachodzą w roztworze, tworząc:

• nierozpuszczalne ciało stałe (reakcja strącania);
• woda (reakcja neutralizacji).

Reakcje strącania

Kiedy roztwór azotanu srebra (soli) miesza się z roztworem chlorku sodu, powstaje chlorek srebra:

Równanie molekularne: KCl (roztwór) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)

Równanie jonowe: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Molekularne równanie jonowe: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Jeśli związek jest rozpuszczalny, będzie obecny w roztworze w postaci jonowej. Jeśli związek jest nierozpuszczalny, wytrąci się, tworząc ciało stałe.

Reakcje neutralizacji

Są to reakcje pomiędzy kwasami i zasadami, w wyniku których powstają cząsteczki wody.

Na przykład reakcja zmieszania roztworu kwasu siarkowego i roztworu wodorotlenku sodu (ługu):

Równanie molekularne: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

Równanie jonowe: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2O (l)

Molekularne równanie jonowe: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) lub H + + OH - → H 2 O (l)

Reakcje utleniania

Są to reakcje oddziaływania substancji z gazowym tlenem zawartym w powietrzu, podczas których z reguły uwalniana jest duża ilość energii w postaci ciepła i światła. Typową reakcją utleniania jest spalanie. Na samym początku tej strony jest reakcja pomiędzy metanem i tlenem:

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

Metan należy do węglowodorów (związków węgla i wodoru). Kiedy węglowodór reaguje z tlenem, uwalniana jest duża ilość energii cieplnej.

Reakcje redoks

Są to reakcje, w których dochodzi do wymiany elektronów pomiędzy atomami reagentów. Reakcje omówione powyżej są również reakcjami redoks:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reakcja złożona
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reakcja utleniania
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reakcja pojedynczego podstawienia

Reakcje redoks z dużą liczbą przykładów rozwiązywania równań metodą równowagi elektronowej i metodą półreakcji opisano możliwie szczegółowo w rozdziale