O que interage com o que e o que acontece. Tipos de reações químicas

O mundo material em que vivemos e do qual somos uma pequena parte é um e ao mesmo tempo infinitamente diverso. A unidade e a diversidade das substâncias químicas deste mundo se manifestam mais claramente na conexão genética das substâncias, que se reflete na chamada série genética. Destacamos os traços mais característicos de tal série.

1. Todas as substâncias desta série devem ser formadas por um elemento químico. Por exemplo, uma série escrita usando as seguintes fórmulas:

2. As substâncias formadas pelo mesmo elemento devem pertencer a diferentes classes, ou seja, refletir diferentes formas de sua existência.

3. As substâncias que formam a série genética de um elemento devem ser conectadas por transformações mútuas. Com base nisso, pode-se distinguir entre séries genéticas completas e incompletas.

Por exemplo, a série genética de bromo acima será incompleta, incompleta. E aqui está a próxima linha:

já pode ser considerado completo: começou com a substância simples bromo e terminou com ela.

Resumindo o que foi dito acima, podemos dar a seguinte definição da série genética.

série genética- este é um número de substâncias - representantes de diferentes classes, que são compostos de um elemento químico, conectados por transformações mútuas e refletindo a origem comum dessas substâncias ou sua gênese.

conexão genética- o conceito é mais geral do que a série genética, que é, embora uma manifestação vívida, mas particular dessa conexão, que se realiza em quaisquer transformações mútuas de substâncias. Então, obviamente, a primeira série de substâncias também se encaixa nessa definição.

Existem três tipos de séries genéticas:

A série mais rica de metais, que apresentam diferentes graus de oxidação. Como exemplo, considere a série genética do ferro com estados de oxidação +2 e +3:

Lembre-se de que para a oxidação do ferro em cloreto de ferro (II), você precisa tomar um agente oxidante mais fraco do que obter cloreto de ferro (III):

Da mesma forma que a série metálica, a série não metálica com diferentes estados de oxidação é mais rica em ligações, por exemplo, a série genética do enxofre com estados de oxidação +4 e +6:

A dificuldade pode causar apenas a última transição. Siga a regra: para obter uma substância simples a partir de um composto oxidado de um elemento, você precisa pegar seu composto mais reduzido para esse fim, por exemplo, o composto de hidrogênio volátil de um não metal. No nosso caso:

Por esta reação, o enxofre é formado a partir de gases vulcânicos na natureza.

Da mesma forma para o cloro:

3. A série genética do metal, que corresponde ao óxido e hidróxido anfotérico,é muito rico em ligações, pois, dependendo das condições, apresentam propriedades ácidas ou básicas.

Por exemplo, considere a série genética de zinco:

Relação genética entre classes de substâncias inorgânicas

As reações entre representantes de diferentes séries genéticas são características. Substâncias da mesma série genética, via de regra, não interagem.

Por exemplo:
1. metal + não metal = sal

Hg + S = HgS

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2. óxido básico + óxido ácido = sal

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

CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3

3. base + ácido = sal

Cu(OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl 2 + 2H 2 O

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

sal ácido sal ácido

4. metal - óxido básico

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O

5. não-metal - óxido ácido

S + O 2 \u003d SO 2

4As + 5O 2 \u003d 2As 2 O 5

6. óxido básico - base

BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2

Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH

7. óxido ácido - ácido

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

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

A classificação das substâncias inorgânicas é baseada em composição química- a característica mais simples e constante no tempo. A composição química de uma substância mostra quais elementos estão presentes nela e em qual proporção numérica para seus átomos.

Elementos convencionalmente divididos em elementos com propriedades metálicas e não metálicas. O primeiro deles está sempre incluído cátions substâncias multielementares (metal propriedades), o segundo - na composição ânions (não metálico propriedades). De acordo com a Lei Periódica, em períodos e grupos entre esses elementos estão elementos anfotéricos que exibem simultaneamente metálicos e não metálicos em um grau ou outro. (anfotérico, dual) propriedades. Elementos do grupo VIIIA continuam a ser considerados separadamente (gases nobres), embora para Kr, Xe e Rn tenham sido encontradas propriedades claramente não metálicas (os elementos He, Ne, Ar são quimicamente inertes).

A classificação de substâncias inorgânicas simples e complexas é dada na Tabela. 6.

Abaixo estão as definições (definições) de classes de substâncias inorgânicas, suas propriedades químicas mais importantes e métodos de obtenção.

substâncias inorgânicas- compostos formados por todos os elementos químicos (exceto a maioria dos compostos orgânicos de carbono). Eles são divididos de acordo com sua composição química:

Substâncias simples formados por átomos do mesmo elemento. Eles são divididos de acordo com suas propriedades químicas:

Metais- substâncias simples de elementos com propriedades metálicas (baixa eletronegatividade). Metais típicos:

Os metais têm uma alta capacidade de redução em comparação com os não-metais típicos. Na série eletroquímica de voltagens, eles estão muito à esquerda do hidrogênio, deslocam o hidrogênio da água (magnésio - durante a ebulição):

As substâncias simples dos elementos Cu, Ag e Ni também são chamadas de metais, pois seus óxidos CuO, Ag 2 O, NiO e hidróxidos Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 são dominados por propriedades básicas.

não metais- substâncias simples de elementos com propriedades não metálicas (elevada eletronegatividade). Não-metais típicos: F2, Cl2, Br2, I2, O2, S, N2, P, C, Si.

Os não-metais têm um alto poder oxidante em comparação com os metais típicos.

Anfigenes- substâncias simples anfotéricas formadas por elementos com propriedades anfotéricas (duais) (a eletronegatividade é intermediária entre metais e não metais). Anfigenes típicos: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Os anfigenes têm um poder redutor menor em comparação com os metais típicos. Na série eletroquímica de voltagens, eles se juntam ao hidrogênio à esquerda ou ficam atrás dele à direita.

Aerogênios- gases nobres, substâncias simples monoatômicas de elementos do grupo VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Destes, He, Ne e Ar são quimicamente passivos (compostos com outros elementos não foram obtidos), enquanto Kr, Xe e Rn exibem algumas das propriedades de não metais com alta eletronegatividade.

Substâncias Complexas formados por átomos de diferentes elementos. Dividido por composição e propriedades químicas:

óxidos- compostos de elementos com oxigênio, o estado de oxidação do oxigênio nos óxidos é sempre igual a (-II). Dividido por composição e propriedades químicas:

Os elementos He, Ne e Ar não formam compostos com o oxigênio. Compostos de elementos com oxigênio em outros estados de oxidação não são óxidos, mas compostos binários, por exemplo O + II F 2 -I e H 2 + I O 2 -I. Não aplicar a óxidos e compostos binários mistos, por exemplo S + IV Cl 2 -I O -II.

Óxidos básicos- os produtos da desidratação completa (real ou condicional) dos hidróxidos básicos mantêm as propriedades químicas destes últimos.

Dos metais típicos, apenas Li, Mg, Ca e Sr formam os óxidos Li 2 O, MgO, CaO e SrO quando queimados ao ar; óxidos de Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O e BaO são obtidos por outros métodos.

Os óxidos CuO, Ag 2 O e NiO também são classificados como básicos.

Óxidos de ácido- produtos de desidratação completa (real ou condicional) de hidróxidos ácidos, conservam as propriedades químicas destes últimos.

Dos não-metais típicos, apenas S, Se, P, As, C e Si formam óxidos SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 e SiO 2 quando queimados ao ar; óxidos 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 são obtidos por outros métodos.

Exceção: os óxidos NO 2 e ClO 2 não possuem hidróxidos ácidos correspondentes, mas são considerados ácidos, pois NO 2 e ClO 2 reagem com álcalis, formando sais de dois ácidos, e ClO 2 com água, formando dois ácidos:

a) 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

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

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

Os óxidos CrO 3 e Mn 2 O 7 (cromo e manganês no estado de oxidação mais elevado) também são ácidos.

Óxidos anfotéricos- os produtos da desidratação completa (real ou condicional) dos hidróxidos anfotéricos conservam as propriedades químicas dos hidróxidos anfotéricos.

Anfigenes típicos (exceto Ga) quando queimados ao ar formam os óxidos BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 e PbO; óxidos anfotéricos Ga 2 O 3 , SnO e PbO 2 são obtidos por outros métodos.

óxidos duplos são formados por átomos de um elemento anfótero em diferentes estados de oxidação, ou por átomos de dois elementos diferentes (metálicos, anfóteros), o que determina suas propriedades químicas. Exemplos:

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

O óxido de ferro é formado pela combustão do ferro no ar, óxido de chumbo - pelo fraco aquecimento do chumbo no oxigênio; óxidos de dois metais diferentes são obtidos por outros métodos.

Óxidos não formadores de sal- óxidos não metálicos que não possuem hidróxidos ácidos e não entram em reações de formação de sais (diferença de óxidos básicos, ácidos e anfotéricos), por exemplo: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hidróxidos- compostos de elementos (exceto flúor e oxigênio) com grupos hidroxo O -II H, também podem conter oxigênio O -II. Nos hidróxidos, o estado de oxidação de um elemento é sempre positivo (de +I a +VIII). O número de grupos hidroxo é de 1 a 6. Eles são divididos por propriedades químicas:

Hidróxidos básicos (bases) formado por elementos com propriedades metálicas.

Obtido pelas reações dos óxidos básicos correspondentes com água:

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

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

Exceção: Os hidróxidos de Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 e Ni(OH) 2 são obtidos por outros métodos.

Quando aquecido, ocorre desidratação real (perda de água) para os seguintes hidróxidos:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

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

Hidróxidos básicos substituem seus grupos hidroxo por resíduos ácidos para formar sais; elementos metálicos retêm seu estado de oxidação em cátions de sal.

Hidróxidos básicos que são facilmente solúveis em água (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2, etc.) álcalis, pois é com a ajuda deles que se cria um ambiente alcalino na solução.

Hidróxidos ácidos (ácidos) formado por elementos com propriedades não metálicas. Exemplos:

A dissociação em uma solução aquosa diluída produz cátions H + (mais precisamente, H 3 O +) e os seguintes ânions, ou resíduos ácidos:

Os ácidos podem ser obtidos por reações dos óxidos de ácido correspondentes com água (as seguintes são as reações reais que ocorrem):

Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HClO

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

Como 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 2HEO 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 = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)

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

Exceção: Óxido de SO 2 como hidróxido ácido corresponde ao polihidrato de SO 2 n H 2 O (“ácido sulfuroso H 2 SO 3” não existe, mas resíduos ácidos HSO 3 - e SO 3 2- estão presentes em sais).

Quando alguns ácidos são aquecidos, ocorre desidratação real e os óxidos ácidos correspondentes são formados:

2HAsO 2 \u003d Como 2 O 3 + H 2 O

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 AsO 4 \u003d Como 2 O 5 + H 2 O

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

Quando o hidrogênio (real e formal) dos ácidos é substituído por metais e anfigenes, sais são formados, resíduos ácidos retêm sua composição e carga em sais. Os ácidos H 2 SO 4 e H 3 RO 4 em uma solução aquosa diluída reagem com metais e anfigênios que estão em uma série de voltagens à esquerda do hidrogênio, enquanto os sais correspondentes são formados e o hidrogênio é liberado (o ácido HNO 3 não entram em tais reações; abaixo estão os metais típicos, exceto que o Mg não está listado, pois eles reagem com a água sob condições semelhantes):

M + H 2 SO 4 (pasb.) \u003d MSO 4 + H 2 ^ (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (razb.) \u003d M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M \u003d Al, Ga)

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

Ao contrário dos ácidos anóxicos, os hidróxidos ácidos são chamados de ácidos ou oxoácidos oxigenados.

Hidróxidos anfotéricos formada por elementos com propriedades anfotéricas. Hidróxidos anfotéricos típicos:

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

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

Eles são formados a partir de óxidos anfotéricos e água, mas sofrem desidratação real e formam óxidos anfotéricos:

Exceção: para o ferro(III) apenas o metahidróxido FeO(OH) é conhecido, "hidróxido de ferro(III) Fe(OH) 3" não existe (não obtido).

Os hidróxidos anfotéricos apresentam as propriedades dos hidróxidos básicos e ácidos; formam dois tipos de sais, nos quais o elemento anfotérico é parte de cátions de sal ou de seus ânions.

Para elementos com vários estados de oxidação, a regra se aplica: quanto maior o estado de oxidação, mais pronunciadas as propriedades ácidas dos hidróxidos (e/ou dos óxidos correspondentes).

sal- conexões compostas por cátions hidróxidos básicos ou anfotéricos (no papel de básicos) e ânions(resíduos) de hidróxidos ácidos ou anfotéricos (no papel de ácido). Em contraste com os sais anóxicos, os sais considerados aqui são chamados sais oxigenados ou oxosais. Eles são divididos de acordo com a composição de cátions e ânions:

Sais médios contêm resíduos ácidos médios CO 3 2- , NO 3 - , PO 4 3- , SO 4 2- e outros; por exemplo: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Se sais médios são obtidos por reações envolvendo hidróxidos, então os reagentes são tomados em quantidades equivalentes. Por exemplo, o sal K 2 CO 3 pode ser obtido tomando os reagentes nas proporções:

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

Reações para a formação de sais médios:

Base + Ácido > Sal + Água

1a) hidróxido básico + hidróxido ácido >…

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

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

1b) hidróxido anfotérico + hidróxido ácido >…

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Zn (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O

1c) hidróxido básico + hidróxido anfotérico >…

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

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (em fusão)

Óxido Básico + Ácido = Sal + Água

2a) óxido básico + hidróxido ácido >…

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

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

2b) óxido anfotérico + hidróxido ácido >…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

2c) óxido básico + hidróxido anfotérico >…

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ZN 2 O (em fusão)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (em fusão)

Base + Óxido Ácido > Sal + Água

Para) hidróxido básico + óxido ácido > ...

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

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O

3b) hidróxido anfotérico + óxido ácido >…

2Al (OH) 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

Sv) hidróxido básico + óxido anfotérico >…

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (em fusão)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (em fusão)

Óxido básico + Óxido ácido > Sal

4a) óxido básico + óxido ácido >…

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

4b) óxido anfotérico + óxido ácido >…

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

4c) óxido básico + óxido anfotérico >…

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

As reações 1c, se ocorrerem em solução, acompanhada da formação de outros produtos - sais complexos:

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

KOH (conc.) + Cr (OH) 3 \u003d K 3

2NaOH (conc.) + M (OH) 2 \u003d Na 2 (M \u003d Be, Zn)

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

Todos os sais médios em solução são eletrólitos fortes (se dissociam completamente).

Sais de ácido contêm resíduos de ácido ácido (com hidrogênio) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2-, etc., são formados pela ação de hidróxidos básicos e anfotéricos ou sais médios de um excesso de hidróxidos ácidos contendo pelo menos dois átomos de hidrogênio na molécula; os óxidos de ácido correspondentes agem de forma semelhante:

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

Ba (OH) 2 + 2H 3 RO 4 (conc.) \u003d Ba (H 2 RO 4) 2 + 2H 2 O

Zn (OH) 2 + H 3 PO 4 (conc.) \u003d ZnHPO 4 v + 2H 2 O

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

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

Quando o hidróxido do metal ou anfigênio correspondente é adicionado, os sais ácidos são convertidos em sais médios:

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

Pb (HSO 4) 2 + Pb (OH) 2 \u003d 2PbSO 4 v + 2H 2 O

Quase todos os sais ácidos são altamente solúveis em água, dissociando-se completamente (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Sais básicos contêm grupos OH hidroxo, considerados como ânions separados, por exemplo, FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, são formados quando expostos a hidróxidos ácidos excesso hidróxido básico contendo pelo menos dois grupos hidroxo em uma unidade de fórmula:

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d 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

Sais básicos formados por ácidos fortes, quando o hidróxido ácido correspondente é adicionado, transformam-se em sais médios:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 \u003d Co (NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2NiSO 4 + 2H 2 O

A maioria dos sais básicos são pouco solúveis em água; eles são precipitados por co-hidrólise se formados por ácidos fracos:

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

sais duplos contêm dois cátions quimicamente diferentes; por exemplo: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Muitos sais duplos são formados (na forma de hidratos cristalinos) durante a cocristalização dos sais médios correspondentes de uma solução saturada:

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

Muitas vezes os sais duplos são menos solúveis em água em comparação com os sais médios individuais.

Conexões binárias- são substâncias complexas que não pertencem às classes de óxidos, hidróxidos e sais e consistem em cátions e ânions livres de oxigênio (reais ou condicionais).

Suas propriedades químicas são diversas e são consideradas em química inorgânica separadamente para não metais de diferentes grupos do sistema Periódico; neste caso, a classificação é feita de acordo com o tipo de ânion.

Exemplos:

a) haletos: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

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

dentro) nitretos: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

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

e) silicatos: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidretos: LiH, CaH2, AlH3, SiH4

e) peróxido H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO 2

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

Pelo tipo de ligação química entre esses compostos binários são distinguidos:

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

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

Encontrar em dobro(com dois cátions diferentes) e misturado(com dois ânions diferentes) compostos binários, por exemplo: KMgCl 3 , (FeCu)S 2 e Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2 , As(O)F 3 .

Todos os sais complexos iônicos (exceto sais complexos hidroxo) também pertencem a esta classe de substâncias complexas (embora sejam geralmente consideradas separadamente), por exemplo:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Compostos binários incluem compostos complexos covalentes sem uma esfera externa, por exemplo, e [Na(CO) 4].

Por analogia com a relação de hidróxidos e sais, ácidos e sais isentos de oxigênio são isolados de todos os compostos binários (outros compostos são classificados como outros).

Ácidos anóxicos contêm (como os oxoácidos) hidrogênio móvel H + e, portanto, exibem algumas propriedades químicas de hidróxidos ácidos (dissociação em água, participação em reações de formação de sal como um ácido). Ácidos anóxicos comuns são HF, HCl, HBr, HI, HCN e H 2 S, dos quais HF, HCN e H 2 S são ácidos fracos, e os demais são fortes.

Exemplos reações de formação de sal:

2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O

2H 2 S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H 2 O

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

Metais e anfigenes, situados na série de voltagens à esquerda do hidrogênio e não reagindo com a água, interagem com ácidos fortes HCl, HBr e HI (na forma geral NH) em uma solução diluída e deslocam o hidrogênio deles (as reações reais são dado):

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

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

Sais anóxicos formado por cátions de metais e anfígenos (assim como cátion amônio NH 4 +) e ânions (resíduos) de ácidos isentos de oxigênio; exemplos: AgF, NaCl, KBr, PbI 2 , Na 2 S, Ba(HS) 2 , NaCN, NH 4 Cl. Eles mostram algumas propriedades químicas dos oxosais.

O método geral para obter sais isentos de oxigênio com ânions de elemento único é a interação de metais e anfigênios com não metais F 2, Cl 2, Br 2 e I 2 (na forma geral G 2) e enxofre S (reações reais são dados):

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

2M + S \u003d M 2 S (M \u003d 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)

Exceções:

a) Cu e Ni reagem apenas com halogênios Cl 2 e Br 2 (produtos MCl 2, MBr 2)

b) Cr e Mn reagem com Cl 2, Br 2 e I 2 (produtos CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 e MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reage com F 2 e Cl 2 (produtos FeF 3, FeCl 3), com Br 2 (mistura de FeBr 3 e FeBr 2), com I 2 (produto FeI 2)

d) Cu reage com S para formar uma mistura de produtos Cu 2 S e CuS

Outros compostos binários- todas as substâncias desta classe, exceto ácidos isentos de oxigênio e sais alocados em subclasses separadas.

Os métodos para obter compostos binários desta subclasse são diversos, o mais simples é a interação de substâncias simples (as reações reais são dadas):

a) haletos:

S + 3F 2 \u003d SF 6, N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3

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

C + 2F 2 = CF 4

Si + 2Г 2 = Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)

b) calcogenetos:

2As + 3S = As2S3

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

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

c) nitretos:

3H 2 + N 2 2NH 3

6M + N 2 \u003d 2M 3 N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N 2 \u003d M 3 N 2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 \u003d Si 3 N 4

d) carbonetos:

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

2Be + C \u003d Be 2 C

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

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

e) silicatos:

4Li + Si = Li 4 Si

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

f) hidretos:

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

M + H 2 \u003d MH 2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peróxidos, superóxidos:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (combustão no ar)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs; combustão no ar)

Muitas dessas substâncias reagem completamente com a água (mais frequentemente são hidrolisadas sem alterar os estados de oxidação dos elementos, mas os hidretos atuam como agentes redutores e os superóxidos entram em reações de dismutação):

PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O \u003d SiO 2 v + 4HBr

P 2 S 5 + 8H 2 O \u003d 2H 3 PO 4 + 5H 2 S ^

SiS 2 + 2H 2 O \u003d SiO 2 v + 2H 2 S

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

Na 3 N + 4H 2 O \u003d 3NaOH + NH 3 H 2 O

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

MC 2 + 2H 2 O \u003d M (OH) 2 + C 2 H 2 ^ (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 v + 3CH 4 ^

MH + H 2 O \u003d MOH + H 2 ^ (M \u003d Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 v + H 2 ^

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 ^

Na 2 O 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 O 2

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

Outras substâncias, ao contrário, são resistentes à água, entre elas 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. As substâncias simples são

1) fulereno

2. Em unidades de fórmula de produtos de reação

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

3. Em produtos de reação contendo metal

Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + HCl (solução) >…

a soma total do número de átomos de todos os elementos é

4. O óxido de cálcio pode reagir (individualmente) com todas as substâncias do conjunto

1) CO 2, NaOH, NO

2) HBr, SO 3, NH 4 Cl

3) BaO, SO 3 , KMgCl 3

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

5. Haverá uma reação entre o óxido de enxofre (IV) e

6. O sal МAlO 2 é formado durante a fusão

2) Al 2 O 3 e KOH

3) Al e Ca (OH) 2

4) Al 2 O 3 e Fe 2 O 3

7. Na equação de reação molecular

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

a soma dos coeficientes é

8. Os produtos da reação N 2 O 5 + NaOH > ... são

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3 , H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. Um conjunto de bases é

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. O hidróxido de potássio reage em solução (separadamente) com as substâncias do conjunto

4) SO 3, FeCl 3

11–12. O resíduo correspondente ao ácido denominado

11. sulfúrico

12. Azoto

tem a fórmula

13. De ácidos clorídrico e sulfúrico diluído não destaca gás somente metal

14. O hidróxido anfotérico é

15-16. De acordo com as fórmulas dadas de hidróxidos

15. H3PO4, Pb(OH)2

16. Cr(OH) 3 , HNO 3

a fórmula para o sal médio é derivada

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Após passar o excesso de H 2 S através de uma solução de hidróxido de bário, a solução final conterá sal

18. Possíveis reações:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4 >…

2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >…

3) NaHCOg + K 2 SO 4 >…

4) Al(HSO 4) 3 + NaOH >…

19. Na equação de reação (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v + ...

a soma dos coeficientes é

20. Estabelecer correspondência entre a fórmula da substância e o grupo a que pertence.

21. Estabelecer uma correspondência entre os materiais de partida e os produtos da reação.

22. No esquema de transformações

substâncias A e B são indicadas no conjunto

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23. Faça equações de reações possíveis de acordo com o esquema

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

24. Faça equações para quatro reações possíveis entre substâncias:

1) ácido nítrico (conc.)

2) carbono (grafite ou coque)

3) óxido de cálcio

Durante as reações químicas, outras substâncias são obtidas de uma substância (não confundir com reações nucleares, nas quais um elemento químico é convertido em outro).

Qualquer reação química é descrita por uma equação química:

Reagentes → Produtos de reação

A seta indica a direção da reação.

Por exemplo:

Nessa reação, o metano (CH 4) reage com o oxigênio (O 2), resultando na formação de dióxido de carbono (CO 2) e água (H 2 O), ou melhor, vapor de água. Esta é exatamente a reação que acontece em sua cozinha quando você acende um bico de gás. A equação deve ser lida assim: uma molécula de gás metano reage com duas moléculas de gás oxigênio, resultando em uma molécula de dióxido de carbono e duas moléculas de água (vapor).

Os números na frente dos componentes de uma reação química são chamados coeficientes de reação.

As reações químicas são endotérmico(com absorção de energia) e exotérmico(com liberação de energia). A combustão do metano é um exemplo típico de reação exotérmica.

Existem vários tipos de reações químicas. O mais comum:

• reações compostas;
• reações de decomposição;
• reações de substituição simples;
• reações de dupla substituição;
• reações de oxidação;
• reações redox.

Reações de conexão

Em uma reação composta, pelo menos dois elementos formam um produto:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- a formação de sal.

Deve-se prestar atenção a uma nuance essencial das reações compostas: dependendo das condições da reação ou das proporções dos reagentes que entram na reação, diferentes produtos podem ser seu resultado. Por exemplo, em condições normais de combustão de carvão, o dióxido de carbono é obtido:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Se não houver oxigênio suficiente, o monóxido de carbono mortal é formado:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reações de decomposição

Essas reações são, por assim dizer, opostas em essência às reações do composto. Como resultado da reação de decomposição, a substância se decompõe em dois (3, 4...) elementos mais simples (compostos):

• 2H 2 O (g) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- decomposição da água
• 2H 2 O 2 (g) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- decomposição do peróxido de hidrogênio

Reações de substituição simples

Como resultado de reações de substituição simples, o elemento mais ativo substitui o elemento menos ativo no composto:

Zn (t) + CuSO 4 (solução) → ZnSO 4 (solução) + Cu (t)

O zinco na solução de sulfato de cobre desloca o cobre menos ativo, resultando em uma solução de sulfato de zinco.

O grau de atividade dos metais em ordem crescente de atividade:

• Os mais ativos são os metais alcalinos e alcalino-terrosos.

A equação iônica para a reação acima será:

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

A ligação iônica CuSO 4, quando dissolvida em água, se decompõe em um cátion cobre (carga 2+) e um ânion sulfato (carga 2-). Como resultado da reação de substituição, é formado um cátion zinco (que tem a mesma carga que o cátion cobre: ​​2-). Observe que o ânion sulfato está presente em ambos os lados da equação, ou seja, por todas as regras da matemática, ele pode ser reduzido. O resultado é uma equação íon-molecular:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Reações de dupla substituição

Nas reações de dupla substituição, dois elétrons já estão substituídos. Essas reações também são chamadas de reações de troca. Essas reações ocorrem em solução para formar:

• sólido insolúvel (reação de precipitação);
• água (reações de neutralização).

Reações de precipitação

Ao misturar uma solução de nitrato de prata (sal) com uma solução de cloreto de sódio, o cloreto de prata é formado:

Equação molecular: KCl (solução) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)

equação iônica: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Equação molecular-iônica: Cl - + Ag + → AgCl (t)

Se o composto for solúvel, estará em solução na forma iônica. Se o composto for insolúvel, ele irá precipitar, formando um sólido.

Reações de neutralização

São reações entre ácidos e bases, como resultado da formação de moléculas de água.

Por exemplo, a reação de misturar uma solução de ácido sulfúrico e uma solução de hidróxido de sódio (lixívia):

Equação molecular: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

equação iônica: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Equação molecular-iônica: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (g) ou H + + OH - → H 2 O (g)

Reações de oxidação

São reações de interação de substâncias com oxigênio gasoso no ar, nas quais, via de regra, uma grande quantidade de energia é liberada na forma de calor e luz. Uma reação de oxidação típica é a combustão. No início desta página, a reação da interação do metano com o oxigênio é dada:

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

Metano refere-se a hidrocarbonetos (compostos de carbono e hidrogênio). Quando um hidrocarboneto reage com o oxigênio, uma grande quantidade de energia térmica é liberada.

Reações redox

São reações nas quais os elétrons são trocados entre os átomos dos reagentes. As reações discutidas acima também são reações redox:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reação do composto
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reação de oxidação
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reação de substituição simples

As reações redox mais detalhadas com um grande número de exemplos de resolução de equações pelo método de balanço de elétrons e o método de semi-reação são descritas na seção