Kaj je v interakciji s čim in kaj pride ven. Vrste kemijskih reakcij

Materialni svet, v katerem živimo in katerega majhen delček smo, je en sam in hkrati neskončno raznolik. Enotnost in raznolikost kemičnih substanc tega sveta se najbolj jasno kaže v genetski povezanosti snovi, ki se odraža v tako imenovanih genetskih vrstah. Naj izpostavimo najbolj značilne lastnosti takih serij.

1. Vse snovi v tem nizu mora tvoriti en kemijski element. Na primer serija, napisana z naslednjimi formulami:

2. Snovi, ki jih tvori isti element, morajo pripadati različnim razredom, tj. odražati različne oblike njegovega obstoja.

3. Snovi, ki tvorijo genetski niz enega elementa, morajo biti povezane z medsebojnimi transformacijami. Na podlagi te lastnosti je mogoče razlikovati med popolno in nepopolno genetsko serijo.

Na primer, zgornja genetska serija broma bo nepopolna, nepopolna. Tukaj je naslednja vrstica:

lahko že štejemo za popolno: začelo se je s preprosto snovjo brom in končalo z njo.

Če povzamemo zgoraj navedeno, lahko podamo naslednjo definicijo genetske serije.

Genetska serija- to je niz snovi - predstavnikov različnih razredov, ki so spojine enega kemijskega elementa, povezane z medsebojnimi transformacijami in odražajo skupni izvor teh snovi ali njihovo genezo.

Genetska povezava- bolj splošen koncept kot genetska serija, ki je sicer živa, a posebna manifestacija te povezave, ki se uresničuje med kakršnimi koli medsebojnimi preobrazbami snovi. Potem očitno tudi prva dana vrsta snovi ustreza tej definiciji.

Obstajajo tri vrste genetskih serij:

Najbogatejši niz kovin kaže različna oksidacijska stanja. Kot primer upoštevajte genetsko serijo železa z oksidacijskimi stopnjami +2 in +3:

Spomnimo se, da je za oksidacijo železa v železov (II) klorid potrebno vzeti šibkejše oksidacijsko sredstvo kot za pridobivanje železovega (III) klorida:

Podobno kot kovinski niz je nekovinski niz z različnimi oksidacijskimi stopnjami bogatejši z vezmi, na primer genetski niz žvepla z oksidacijskima stanjema +4 in +6:

Samo zadnji prehod lahko povzroči težave. Upoštevajte pravilo: da bi dobili preprosto snov iz oksidirane spojine elementa, morate za ta namen vzeti njegovo najbolj reducirano spojino, na primer hlapno vodikovo spojino nekovine. V našem primeru:

Ta reakcija v naravi proizvaja žveplo iz vulkanskih plinov.

Enako za klor:

3. Genetska serija kovine, ki ustreza amfoternemu oksidu in hidroksidu,zelo bogati z vezmi, saj glede na pogoje izkazujejo kisle ali bazične lastnosti.

Na primer, razmislite o genetski seriji cinka:

Genetsko razmerje med razredi anorganskih snovi

Značilne so reakcije med predstavniki različnih genetskih nizov. Snovi iz iste genetske serije praviloma ne medsebojno delujejo.

Na primer:
1. kovina + nekovina = sol

Hg + S = HgS

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2. bazični oksid + kisli oksid = sol

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

CaO + SiO 2 = CaSiO 3

3. baza + kislina = sol

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

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

solna kislina solna kislina

4. kovina - glavni oksid

2Ca + O2 = 2CaO

4Li + O 2 = 2 Li 2 O

5. nekovin - kislinski oksid

S + O 2 = SO 2

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

6. bazični oksid - baza

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH

7. kislinski oksid - kislina

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

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Razvrstitev anorganskih snovi temelji na kemična sestava– najpreprostejša in najbolj stalna lastnost skozi čas. Kemična sestava snovi kaže, kateri elementi so prisotni v njej in v kakšnem številčnem razmerju za njihove atome.

Elementi Konvencionalno jih delimo na elemente s kovinskimi in nekovinskimi lastnostmi. Prvi med njimi so vedno vključeni kationi večelementne snovi (kovina lastnosti), drugi - v sestavi anioni (nekovinski lastnosti). V skladu s periodičnim zakonom so v obdobjih in skupinah med temi elementi amfoterni elementi, ki v eni ali drugi meri istočasno kažejo kovinske in nekovinske (amfoterično, dvojne) lastnosti. Elementi skupine VIIIA se še naprej obravnavajo ločeno (žlahtni plini),čeprav so bile za Kr, Xe in Rn odkrite očitno nekovinske lastnosti (elementi He, Ne, Ar so kemično inertni).

Razvrstitev enostavnih in kompleksnih anorganskih snovi je podana v tabeli. 6.

Spodaj so definicije razredov anorganskih snovi, njihove najpomembnejše kemijske lastnosti in metode priprave.

Anorganske snovi– spojine, ki jih tvorijo vsi kemični elementi (razen večine organskih ogljikovih spojin). Razdeljeno po kemični sestavi:

Preproste snovi tvorijo atomi istega elementa. Razdeljeno po kemijskih lastnostih:

Kovine– enostavne snovi elementov s kovinskimi lastnostmi (nizka elektronegativnost). Tipične kovine:

Kovine imajo visoko redukcijsko moč v primerjavi s tipičnimi nekovinami. V elektrokemičnem nizu napetosti so bistveno levo od vodika in izpodrivajo vodik iz vode (magnezij - pri vrenju):

Med kovine uvrščamo tudi enostavne snovi elementov Cu, Ag in Ni, saj imajo njihovi oksidi CuO, Ag 2 O, NiO in hidroksidi Cu(OH) 2, Ni(OH) 2 prevladujoče bazične lastnosti.

nekovine– enostavne snovi elementov z nekovinskimi lastnostmi (visoka elektronegativnost). Tipične nekovine: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Nekovine imajo visoko oksidacijsko sposobnost v primerjavi s tipičnimi kovinami.

Amfigene– amfoterne enostavne snovi, ki jih tvorijo elementi z amfoternimi (dvojnimi) lastnostmi (elektronegativnost vmesna med kovinami in nekovinami). Tipični amfigeni: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Amfigeni imajo manjšo redukcijsko sposobnost v primerjavi s tipičnimi kovinami. V elektrokemičnem nizu napetosti mejijo na vodik na levi ali stojijo za njim na desni.

Aerogeni– žlahtni plini, enoatomske enostavne snovi elementov skupine VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Od teh so He, Ne in Ar kemično pasivni (spojine z drugimi elementi se ne dobijo), Kr, Xe in Rn pa kažejo nekatere lastnosti nekovin z visoko elektronegativnostjo.

Kompleksne snovi tvorijo atomi različnih elementov. Razdeljeno po sestavi in ​​kemijskih lastnostih:

Oksidi– spojine elementov s kisikom je oksidacijsko stanje kisika v oksidih vedno enako (-II). Razdeljeno po sestavi in ​​kemijskih lastnostih:

Elementi He, Ne in Ar ne tvorijo spojin s kisikom. Spojine elementov s kisikom v drugih oksidacijskih stopnjah niso oksidi, temveč binarne spojine, na primer O +II F 2 -I in H 2 +I O 2 -I. Mešane binarne spojine, na primer S +IV Cl 2 -I O -II, ne spadajo med okside.

Bazični oksidi– produkti popolne dehidracije (prave ali pogojne) bazičnih hidroksidov ohranijo kemijske lastnosti slednjih.

Od značilnih kovin le Li, Mg, Ca in Sr tvorijo pri gorenju na zraku okside Li 2 O, MgO, CaO in SrO; okside Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O in BaO pridobivamo z drugimi metodami.

Med bazične uvrščamo tudi okside CuO, Ag 2 O in NiO.

Kislinski oksidi– produkti popolne dehidracije (prave ali pogojne) kislinskih hidroksidov ohranijo kemijske lastnosti slednjih.

Od tipičnih nekovin tvorijo le S, Se, P, As, C in Si pri gorenju na zraku okside SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 in SiO 2 ; okside Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 in As 2 O 5 pridobivamo z drugimi metodami.

Izjema: oksida NO 2 in ClO 2 nimata ustreznih kislih hidroksidov, vendar se štejeta za kisla, saj NO 2 in ClO 2 reagirata z alkalijami, pri čemer tvorita soli dveh kislin, in ClO 2 z vodo, pri čemer tvorita dve kislini:

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

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

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

Kisla sta tudi oksida CrO 3 in Mn 2 O 7 (krom in mangan v najvišji oksidacijski stopnji).

Amfoterni oksidi– produkti popolne dehidracije (prave ali pogojne) amfoternih hidroksidov ohranijo kemijske lastnosti amfoternih hidroksidov.

Tipični amfigeni (razen Ga) pri gorenju na zraku tvorijo okside BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 in PbO; amfoterne okside Ga 2 O 3, SnO in PbO 2 pridobivamo z drugimi metodami.

Dvojni oksidi tvorijo atomi enega amfoternega elementa v različnih oksidacijskih stopnjah ali atomi dveh različnih (kovinskih, amfoternih) elementov, kar določa njihove kemijske lastnosti. Primeri:

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

Železov oksid nastane, ko železo gori na zraku, svinčeni oksid nastane, ko se svinec malo segreje v kisiku; okside dveh različnih kovin pripravimo z drugimi metodami.

Oksidi, ki ne tvorijo soli– nekovinski oksidi, ki nimajo kislih hidroksidov in ne vstopajo v reakcije nastajanja soli (razlika od bazičnih, kislih in amfoternih oksidov), na primer: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

hidroksidi– spojine elementov (razen fluora in kisika) s hidrokso skupinami O -II H, lahko vsebujejo tudi kisik O -II. V hidroksidih je oksidacijsko stanje elementa vedno pozitivno (od +I do +VIII). Število hidrokso skupin je od 1 do 6. Delimo jih po kemijskih lastnostih:

Bazični hidroksidi (baze) tvorijo elementi s kovinskimi lastnostmi.

Pridobljeno z reakcijami ustreznih bazičnih oksidov z vodo:

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

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

Izjema: hidroksidi Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 in Ni(OH) 2 so pridobljeni z drugimi metodami.

Pri segrevanju pride do prave dehidracije (izguba vode) naslednjih hidroksidov:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

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

Bazični hidroksidi zamenjajo svoje hidrokso skupine s kislimi ostanki, da tvorijo soli; kovinski elementi ohranijo svoje oksidacijsko stanje v kationih soli.

Bazične hidrokside, ki so dobro topni v vodi (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.), imenujemo alkalije, saj se z njihovo pomočjo v raztopini ustvari alkalno okolje.

Kislinski hidroksidi (kisline) tvorijo elementi z nekovinskimi lastnostmi. Primeri:

Pri disociaciji v razredčeni vodni raztopini nastanejo kationi H + (natančneje H 3 O +) in naslednji anioni oz. kislinski ostanki:

Kisline lahko dobimo z reakcijami ustreznih kislinskih oksidov z vodo (dejanske reakcije, ki se zgodijo, so prikazane spodaj):

Cl 2 O + H 2 O = 2HClO

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

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

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

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

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

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

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

Izjema: SO 2 oksid ustreza SO 2 polihidratu kot kislinskemu hidroksidu n H 2 O ("žveplova kislina H 2 SO 3 "ne obstaja, vendar so v soli prisotni kisli ostanki HSO 3 - in SO 3 2-).

Pri segrevanju nekaterih kislin pride do dehidracije in nastanejo ustrezni kislinski oksidi:

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

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

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

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

H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O

Pri zamenjavi (pravega in formalnega) vodika kislin s kovinami in amfigeni nastanejo soli, kisli ostanki ohranijo svojo sestavo in naboj v soli. Kislini H 2 SO 4 in H 3 PO 4 v razredčeni vodni raztopini reagirata s kovinami in amfigeni, ki se nahajajo v nizu napetosti levo od vodika, pri čemer nastanejo ustrezne soli in sprosti se vodik (kislina HNO 3 ne vstopi v takšne reakcije; spodaj so značilne kovine, razen Mg, ki niso navedene, ker reagirajo pod podobnimi pogoji z vodo):

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

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

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

Za razliko od kislin brez kisika se imenujejo kislinski hidroksidi kisline ali oksokisline, ki vsebujejo kisik.

Amfoterni hidroksidi tvorijo elementi z amfoternimi lastnostmi. Tipični amfoterni hidroksidi:

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

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

Ne nastanejo iz amfoternih oksidov in vode, ampak so podvrženi pravi dehidraciji in tvorijo amfoterne okside:

Izjema: za železo(III) je znan samo metahidroksid FeO(OH), “železov(III) hidroksid Fe(OH) 3 ” ne obstaja (ni pridobljen).

Amfoterni hidroksidi kažejo lastnosti bazičnih in kislih hidroksidov; tvorijo dve vrsti soli, v katerih je amfoterni element del kationov soli ali njihovih anionov.

Za elemente z več oksidacijskimi stopnjami velja pravilo: višje kot je oksidacijsko stanje, bolj so izrazite kisle lastnosti hidroksidov (in/ali ustreznih oksidov).

Soli– povezave, sestavljene iz kationi bazični ali amfoterni (kot bazični) hidroksidi in anioni(ostanki) kislih ali amfoternih (kot kislih) hidroksidov. V nasprotju s solmi brez kisika se tukaj obravnavane soli imenujejo soli, ki vsebujejo kisik oz okso soli. Delimo jih glede na sestavo kationov in anionov:

Srednje soli vsebujejo srednje kisle ostanke CO 3 2-, NO 3-, PO 4 3-, SO 4 2- itd.; na primer: K 2 CO 3, Mg(NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Če so srednje soli pridobljene z reakcijami, ki vključujejo hidrokside, se reagenti vzamejo v enakih količinah. Na primer, sol K 2 CO 3 lahko dobimo tako, da vzamemo reagente v naslednjih razmerjih:

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

Reakcije tvorbe srednjih soli:

Baza + kislina > sol + voda

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

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

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

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

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

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

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

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O (v talini)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (v talini)

Bazični oksid + kislina = sol + voda

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

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

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

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

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

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

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

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

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (v talini)

Baza + kislinski oksid > sol + voda

Za) bazični hidroksid + kisli oksid >...

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

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

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

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

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

Sv) bazični hidroksid + amfoterni oksid >...

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (v talini)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (v talini)

Bazični oksid + Kislinski oksid > Sol

4a) bazični oksid + kisli oksid >...

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

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

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

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

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

Reakcije 1c, če se pojavijo v rešitev, spremlja tvorba drugih izdelkov - kompleksne soli:

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

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

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

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

Vse srednje velike soli v raztopini so močni elektroliti (popolnoma disociirajo).

Kisle soli vsebujejo kisle kislinske ostanke (z vodikom) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- itd., nastanejo z delovanjem bazičnih in amfoternih hidroksidov ali srednjih soli presežnih kislinskih hidroksidov, ki vsebujejo vsaj dva vodikova atoma v molekuli; Ustrezni kislinski oksidi delujejo podobno:

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

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

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

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

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

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

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

Z dodatkom hidroksida ustrezne kovine ali amfigena se kislinske soli pretvorijo v srednje velike soli:

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

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

Skoraj vse kislinske soli so dobro topne v vodi in popolnoma disociirajo (KHSO 3 = K + + HCO 3 -).

Bazične soli vsebujejo OH hidrokso skupine, obravnavane kot posamezni anioni, na primer FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, nastanejo, ko so izpostavljeni kislinskim hidroksidom presežek bazični hidroksid, ki vsebuje vsaj dve hidrokso skupini v formuli:

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

Bazične soli, ki jih tvorijo močne kisline, se ob dodajanju ustreznega kislinskega hidroksida spremenijo v srednje velike soli:

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

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

Večina bazičnih soli je rahlo topnih v vodi; se oborijo med skupno hidrolizo, če jih tvorijo šibke kisline:

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

Dvojne soli vsebujejo dva kemično različna kationa; na primer: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Veliko dvojnih soli nastane (v obliki kristaliničnih hidratov) s sokristalizacijo ustreznih vmesnih soli iz nasičene raztopine:

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

Pogosto so dvojne soli manj topne v vodi v primerjavi z enojnimi solmi.

Binarne spojine- to so kompleksne snovi, ki ne spadajo v razrede oksidov, hidroksidov in soli in so sestavljene iz kationov in anionov brez kisika (pravih ali pogojnih).

Njihove kemijske lastnosti so različne in se v anorganski kemiji obravnavajo ločeno za nekovine različnih skupin periodnega sistema; v tem primeru se razvrstitev izvede glede na vrsto aniona.

Primeri:

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

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

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

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

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

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

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

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

Glede na vrsto kemijske vezi ločimo te binarne spojine:

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

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

Srečati dvojno(z dvema različnima kationoma) in mešano(z dvema različnima anionoma) binarne spojine, npr.: KMgCl 3, (FeCu)S 2 in Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2, As(O)F 3.

Vse ionske kompleksne soli (razen hidroksokompleksnih soli) prav tako spadajo v ta razred kompleksnih snovi (čeprav se običajno obravnavajo ločeno), na primer:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Binarne spojine vključujejo kovalentne kompleksne spojine brez zunanje sfere, na primer [N(CO) 4 ].

Po analogiji z razmerjem med hidroksidi in solmi so kisline in soli brez kisika izolirane iz vseh binarnih spojin (preostale spojine so razvrščene kot druge).

Anoksične kisline vsebujejo (kot oksokisline) mobilni vodik H + in zato kažejo nekatere kemijske lastnosti kislinskih hidroksidov (disociacija v vodi, sodelovanje v reakcijah tvorbe soli kot kislina). Pogoste kisline brez kisika so HF, HCl, HBr, HI, HCN in H 2 S, od katerih so HF, HCN in H 2 S šibke kisline, ostale pa močne.

Primeri reakcije nastajanja soli:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

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

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

Kovine in amfigeni, ki so v napetostnem nizu levo od vodika in ne reagirajo z vodo, medsebojno delujejo z močnimi kislinami HCl, HBr in HI (v splošni obliki NG) v razredčeni raztopini in izpodrinejo vodik iz njih (dejansko nastanejo prikazane so reakcije):

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

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

Soli brez kisika tvorijo kovinski in amfigenski kationi (kot tudi amonijev kation NH 4 +) in anioni (ostanki) kislin brez kisika; primeri: AgF, NaCl, KBr, PbI 2, Na 2 S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4 Cl. Imajo nekatere kemijske lastnosti okso soli.

Splošna metoda za pridobivanje soli brez kisika z enoelementnimi anioni je interakcija kovin in amfigenov z nekovinami F 2, Cl 2, Br 2 in I 2 (v splošni obliki G 2) in žveplom S (reakcije, ki se dejansko pojavljajo so prikazani):

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

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

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

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

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

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

Izjeme:

a) Cu in Ni reagirata samo s halogenoma Cl 2 in Br 2 (produkta MCl 2, MBr 2)

b) Cr in Mn reagirata s Cl 2, Br 2 in I 2 (produkti CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 in MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reagira s F 2 in Cl 2 (produkta FeF 3, FeCl 3), z Br 2 (mešanica FeBr 3 in FeBr 2), z I 2 (produkt FeI 2)

d) Cu reagira s S, da nastane zmes produktov Cu 2 S in CuS

Druge binarne spojine– vse snovi tega razreda, razen tistih, ki so razvrščene v ločene podrazrede kislin in soli brez kisika.

Metode za pridobivanje binarnih spojin tega podrazreda so različne, najenostavnejša je interakcija enostavnih snovi (prikazane so reakcije, ki dejansko potekajo):

a) halogenidi:

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

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

C + 2F 2 = CF 4

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

b) halkogenidi:

2As + 3S = As 2 S 3

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

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

c) nitridi:

3H 2 + N 2 2NH 3

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

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

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

d) karbidi:

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

2Be + C = Be 2 C

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

4Al + 3C = Al 4 C 3

e) silicidi:

4Li + Si = Li 4 Si

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

f) hidridi:

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

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

g) peroksidi, superoksidi:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (zgorevanje na zraku)

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

Mnoge od teh snovi popolnoma reagirajo z vodo (pogosto se hidrolizirajo, ne da bi spremenili oksidacijska stanja elementov, vendar hidridi delujejo kot reducenti, superoksidi pa vstopajo v reakcije dismutacije):

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Druge snovi so, nasprotno, odporne na vodo, vključno s SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si in Ca 2 Si.

1. Enostavne snovi so

1) fuleren

2. V formulskih enotah reakcijskih produktov

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

3. V reakcijskih produktih, ki vsebujejo kovine

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

skupna vsota števila atomov vseh elementov je enaka

4. Kalcijev oksid lahko reagira (ločeno) z vsemi snovmi v kompletu

1) CO 2, NaOH, NO

2) HBr, SO 3, NH 4 Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

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

5. Reakcija bo potekala med žveplovim oksidom (IV) in

6. Sol MAlO 2 nastane pri taljenju

2) Al 2 O 3 in KOH

3) Al in Ca(OH) 2

4) Al 2 O 3 in Fe 2 O 3

7. V molekularni enačbi reakcije

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

vsota koeficientov je enaka

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

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3, H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. Niz baz je

1) NaOH, LiOH, ClOH

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

3) Ca(OH) 2, KOH, BrOH

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

10. Kalijev hidroksid reagira v raztopini (ločeno) s snovmi niza

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Ostanek, ki ustreza kislini z imenom

11. Žveplova

12. Dušik

ima formulo

13. Iz klorovodikove in razredčene žveplove kisline ne poudarja plin samo kovinski

14. Amfoterni hidroksid je

15-16. Po danih hidroksidnih formulah

15. H3PO4, Pb(OH)2

16. Cr(OH)3, HNO3

izpeljana je formula za povprečno sol

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Po prehodu presežka H 2 S skozi raztopino barijevega hidroksida bo končna raztopina vsebovala sol

18. Možne reakcije:

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. V reakcijski enačbi (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v +…

vsota koeficientov je enaka

20. Vzpostavite ujemanje med formulo snovi in ​​skupino, ki ji pripada.

21. Vzpostavite ujemanje med izhodnimi snovmi in reakcijskimi produkti.

22. V shemi preoblikovanja

snovi A in B sta navedeni v kompletu

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23. Sestavite enačbe možnih reakcij glede na diagram

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

24. Zapišite enačbe za štiri možne reakcije med snovmi:

1) dušikova kislina (konc.)

2) ogljik (grafit ali koks)

3) kalcijev oksid

Med kemičnimi reakcijami se ena snov spremeni v drugo (ne smemo zamenjevati z jedrskimi reakcijami, pri katerih se en kemični element pretvori v drugega).

Vsaka kemijska reakcija je opisana s kemijsko enačbo:

Reaktanti → Reakcijski produkti

Puščica označuje smer reakcije.

Na primer:

Pri tej reakciji metan (CH 4) reagira s kisikom (O 2), pri čemer nastaneta ogljikov dioksid (CO 2) in voda (H 2 O), natančneje vodna para. Točno takšna reakcija se zgodi v vaši kuhinji, ko prižgete plinski gorilnik. Enačbo je treba brati takole: Ena molekula plinastega metana reagira z dvema molekulama plinastega kisika, da proizvede eno molekulo ogljikovega dioksida in dve molekuli vode (vodne pare).

Številke pred sestavinami kemijske reakcije imenujemo reakcijski koeficienti.

Dogajajo se kemične reakcije endotermna(z absorpcijo energije) in eksotermna(s sproščanjem energije). Zgorevanje metana je tipičen primer eksotermne reakcije.

Poznamo več vrst kemijskih reakcij. Najpogostejši:

• reakcije povezave;
• reakcije razgradnje;
• reakcije posamezne zamenjave;
• reakcije dvojnega izpodrivanja;
• oksidacijske reakcije;
• redoks reakcije.

Reakcije spojin

V sestavljenih reakcijah najmanj dva elementa tvorita en produkt:

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

Pozornost je treba nameniti bistveni niansi reakcij spojin: odvisno od pogojev reakcije ali deležev reagentov, ki vstopajo v reakcijo, so lahko njen rezultat različni produkti. Na primer, pri normalnih pogojih zgorevanja premoga nastane ogljikov dioksid:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Če je količina kisika nezadostna, nastane smrtonosni ogljikov monoksid:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reakcije razgradnje

Te reakcije so tako rekoč v bistvu nasprotne reakcijam spojine. Zaradi reakcije razgradnje snov razpade na dva (3, 4...) enostavnejša elementa (spojine):

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- razgradnja vode
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- razgradnja vodikovega peroksida

Reakcije posameznega premika

Kot rezultat posameznih substitucijskih reakcij bolj aktiven element nadomesti manj aktivnega v spojini:

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

Cink v raztopini bakrovega sulfata izpodriva manj aktivni baker, kar ima za posledico nastanek raztopine cinkovega sulfata.

Stopnja aktivnosti kovin v naraščajočem vrstnem redu aktivnosti:

• Najbolj aktivne so alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine

Ionska enačba za zgornjo reakcijo bo:

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

Ionska vez CuSO 4, ko se raztopi v vodi, razpade na bakrov kation (naboj 2+) in sulfatni anion (naboj 2-). Kot rezultat substitucijske reakcije nastane cinkov kation (ki ima enak naboj kot bakrov kation: 2-). Upoštevajte, da je sulfatni anion prisoten na obeh straneh enačbe, kar pomeni, da ga je po vseh matematičnih pravilih mogoče zmanjšati. Rezultat je ionsko-molekularna enačba:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Reakcije dvojnega premika

Pri dvojnih substitucijskih reakcijah sta dva elektrona že zamenjana. Takšne reakcije imenujemo tudi reakcije izmenjave. Takšne reakcije potekajo v raztopini s tvorbo:

• netopna trdna snov (obarjanje);
• voda (reakcija nevtralizacije).

Precipitacijske reakcije

Ko raztopino srebrovega nitrata (soli) pomešamo z raztopino natrijevega klorida, nastane srebrov klorid:

Molekulska enačba: KCl (raztopina) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)

Ionska enačba: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

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

Če je spojina topna, bo v raztopini prisotna v ionski obliki. Če je spojina netopna, se bo oborila in tvorila trdno snov.

Reakcije nevtralizacije

To so reakcije med kislinami in bazami, ki povzročijo nastanek molekul vode.

Na primer, reakcija mešanja raztopine žveplove kisline in raztopine natrijevega hidroksida (lug):

Molekulska enačba: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

Ionska enačba: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Molekularna ionska enačba: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) ali H + + OH - → H 2 O (l)

Oksidacijske reakcije

To so reakcije interakcije snovi s plinastim kisikom v zraku, med katerimi se praviloma sprosti velika količina energije v obliki toplote in svetlobe. Tipična oksidacijska reakcija je zgorevanje. Na samem začetku te strani je reakcija med metanom in kisikom:

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

Metan spada med ogljikovodike (spojine ogljika in vodika). Ko ogljikovodik reagira s kisikom, se sprosti veliko toplotne energije.

Redoks reakcije

To so reakcije, pri katerih se elektroni izmenjujejo med atomi reaktantov. Zgoraj obravnavane reakcije so tudi redoks reakcije:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reakcija spojine
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reakcija oksidacije
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - enojna substitucijska reakcija

Redoks reakcije z velikim številom primerov reševanja enačb z metodo elektronskega ravnotežja in metodo polovične reakcije so čim bolj podrobno opisane v poglavju