1. Soli jsou elektrolyty.
Ve vodných roztocích se soli disociují na kladně nabité kovové ionty (kationty) a záporně nabité ionty (anionty) kyselých zbytků.
Například, když se krystaly chloridu sodného rozpustí ve vodě, přecházejí do roztoku kladně nabité ionty sodíku a záporně nabité chloridové ionty, ze kterých se tvoří krystalová mřížka této látky:
NaCl → NaCl − .
Během elektrolytické disociace síranu hlinitého se tvoří kladně nabité ionty hliníku a záporně nabité síranové ionty:
Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 − .
2. Soli mohou interagovat s kovy.
Během substituční reakce probíhající ve vodném roztoku vytěsňuje chemicky aktivnější kov kov méně aktivní.
Například Pokud se kus železa vloží do roztoku síranu měďnatého, pokryje se červenohnědou sraženinou mědi. Roztok postupně mění barvu z modré na světle zelenou, jak se tvoří sůl železa (\(II\)):
Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .
Fragment videa:
Když chlorid měďnatý (\(II\)) reaguje s hliníkem, tvoří se chlorid hlinitý a měď:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .
3. Soli mohou interagovat s kyselinami.
Dochází k výměnné reakci, během níž chemicky aktivnější kyselina vytěsňuje méně aktivní kyselinu.
Například při interakci roztoku chloridu barnatého s kyselinou sírovou se vytvoří sraženina síranu barnatého a v roztoku zůstane kyselina chlorovodíková:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.
Když uhličitan vápenatý reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, chloridem vápenatým a kyselina uhličitá, který se okamžitě rozkládá na oxid uhličitý a vodu:
Ca CO 3 2 HCl → CaCl 2 H 2 O CO 2 H 2 CO 3.
Fragment videa:
4. Soli rozpustné ve vodě mohou reagovat s alkáliemi.
Výměnná reakce je možná, pokud je v důsledku toho alespoň jeden z produktů prakticky nerozpustný (sraženina).
Například když dusičnan nikelnatý (\(II\)) reaguje s hydroxidem sodným, vzniká dusičnan sodný a prakticky nerozpustný hydroxid nikelnatý (\(II\)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.
Fragment videa:
Když uhličitan sodný (soda) reaguje s hydroxidem vápenatým (hašené vápno), vzniká hydroxid sodný a prakticky nerozpustný uhličitan vápenatý:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓ .
5. Soli rozpustné ve vodě mohou vstoupit do výměnné reakce s jinými ve vodě rozpustnými solemi, pokud je výsledkem vytvoření alespoň jedné prakticky nerozpustné látky.
Například při reakci sulfidu sodného s dusičnanem stříbrným vzniká dusičnan sodný a prakticky nerozpustný sulfid stříbrný:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.
Fragment videa:
Když dusičnan barnatý reaguje se síranem draselným, vzniká dusičnan draselný a prakticky nerozpustný síran barnatý:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .
6. Některé soli se při zahřívání rozkládají.
Kromě toho lze chemické reakce, ke kterým v tomto případě dochází, rozdělit do dvou skupin:
- reakce, při kterých prvky nemění svůj oxidační stav,
- redoxních reakcí.
A. Reakce rozkladu solí, které probíhají beze změny oxidačního stavu prvků.
Jako příklady takových chemických reakcí uvažujme, jak dochází k rozkladu uhličitanů.
Při silném zahřátí se uhličitan vápenatý (křída, vápenec, mramor) rozkládá a vytváří oxid vápenatý (pálené vápno) a oxid uhličitý:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .
Fragment videa:
hydrogenuhličitan sodný ( prášek do pečiva) při mírném zahřátí se rozkládá na uhličitan sodný (sodu), vodu a oxid uhličitý:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2 .
Fragment videa:
Krystalické hydráty solí při zahřívání ztrácejí vodu. Například pentahydrát síranu měďnatého (\(II\)) (síran měďnatý), který postupně ztrácí vodu, se mění na bezvodý síran měďnatý (\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 5 H 2 O.
Na normální podmínky výsledný bezvodý síran měďnatý lze převést na krystalický hydrát:
CuSO 4 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O
Fragment videa:
Zničení a tvorba síranu měďnatého |
Základny mohou interagovat:
- s nekovy -
6KOH + 3S -» K2S03 + 2K2S + 3H20;
- s oxidy kyselin -
2NaOH + C02 -> Na2C03 + H20;
- se solemi (srážení, uvolňování plynu) -
2KOH + FeCl2 -> Fe(OH)2 + 2KCl.
Existují také další způsoby, jak to získat:
- interakce dvou solí -
CuCl2 + Na2S -> 2NaCl + CuS↓;
- reakce kovů a nekovů -
- kombinace kyselých a zásaditých oxidů -
S03 + Na20 -> Na2S04;
- interakce solí s kovy -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Chemické vlastnosti
Rozpustné soli jsou elektrolyty a podléhají disociačním reakcím. Při interakci s vodou se rozpadají, tzn. disociovat na kladně a záporně nabité ionty - kationty a anionty, resp. Kationty jsou kovové ionty, anionty jsou kyselé zbytky. Příklady iontových rovnic:
- NaCl -> Na + + Cl -;
- Al 2 (SO 4) 3 -> 2Al 3 + + 3SO 4 2-;
- CaClBr -> Ca2 + + Cl - + Br -.
Kromě kationtů kovů mohou soli obsahovat kationty amonné (NH4 +) a fosfoniové (PH4 +).
Další reakce jsou popsány v tabulce chemických vlastností solí.
Rýže. 3. Izolace sedimentu při interakci s bázemi.
Některé soli se podle druhu zahřátím rozkládají na oxid kovu a zbytek kyseliny nebo na jednoduché látky. Například CaC03 → CaO + CO2, 2AgCl → Ag + Cl2.
co jsme se naučili?
V hodině chemie v 8. třídě jsme se dozvěděli o vlastnostech a typech solí. Složité anorganické sloučeniny se skládají z kovů a kyselých zbytků. Může obsahovat vodík (soli kyselin), dva kovy nebo dva zbytky kyselin. Tyto jsou pevné krystalické látky, které vznikají v důsledku reakcí kyselin nebo zásad s kovy. Reagujte se zásadami, kyselinami, kovy a jinými solemi.
Chemické rovnice
Chemická rovnice je vyjádření reakce pomocí chemických vzorců. Chemické rovnice ukázat, které látky vstupují do chemické reakce a které látky v důsledku této reakce vznikají. Rovnice je sestavena na základě zákona zachování hmoty a ukazuje kvantitativní vztahy látek, kterých se to týká chemická reakce.
Jako příklad zvažte interakci hydroxidu draselného s kyselinou fosforečnou:
H3P04 + 3 KOH = K3P04 + 3 H20.
Z rovnice je zřejmé, že 1 mol kyseliny ortofosforečné (98 g) reaguje se 3 moly hydroxidu draselného (3,56 g). V důsledku reakce se vytvoří 1 mol fosforečnanu draselného (212 g) a 3 moly vody (3,18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidíme, že hmotnost látek, které vstoupily do reakce, se rovná hmotnosti reakčních produktů. Chemické reakční rovnice umožňují vyrábět různé výpočty spojené s touto reakcí.
Komplexní látky se dělí do čtyř tříd: oxidy, zásady, kyseliny a soli.
Oxidy- Tento komplexní látky, skládající se ze dvou prvků, z nichž jeden je kyslík, tzn. Oxid je sloučenina prvku s kyslíkem.
Název oxidů je odvozen od názvu prvku, který je součástí oxidu. Například BaO je oxid barnatý. Má-li oxidový prvek proměnnou valenci, je za názvem prvku jeho valence uvedena v závorce římskou číslicí. Například FeO je oxid železitý, Fe2O3 je oxid železitý.
Všechny oxidy se dělí na solnotvorné a nesolnotvorné.
Oxidy tvořící soli jsou oxidy, které tvoří soli v důsledku chemických reakcí. Jedná se o oxidy kovů a nekovů, které při interakci s vodou tvoří odpovídající kyseliny a při interakci s bázemi odpovídající kyselé a normální soli. Například oxid měďnatý (CuO) je oxid tvořící sůl, protože například při reakci s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká sůl:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
V důsledku chemických reakcí lze získat další soli:
CuO + SO3 → CuSO4.
Nesolnotvorné oxidy jsou ty oxidy, které netvoří soli. Příklady zahrnují CO, N2O, NO.
Oxidy tvořící soli jsou 3 typů: zásadité (od slova „zásadité“), kyselé a amfoterní.
Bazické oxidy jsou oxidy kovů, které odpovídají hydroxidům, které patří do třídy zásad. Mezi bazické oxidy patří například Na2O, K2O, MgO, CaO atd.
Chemické vlastnosti bazických oxidů
1. Ve vodě rozpustné zásadité oxidy reagují s vodou za vzniku zásad:
Na2O + H2O -> 2NaOH.
2. Reagujte s oxidy kyselin za vzniku odpovídajících solí
Na2O + SO3 -> Na2S04.
3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reagujte s amfoterními oxidy:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Zásadité oxidy reagují s kyselými oxidy za vzniku solí:
Na20 + S03 = Na2S04
Jestliže složení oxidů obsahuje jako druhý prvek nekov nebo kov vykazující nejvyšší mocenství (obvykle IV až VII), pak budou takové oxidy kyselé. Kyselé oxidy (anhydridy kyselin) jsou ty oxidy, které odpovídají hydroxidům patřícím do třídy kyselin. Jsou to například CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 atd. Kyselé oxidy se rozpouštějí ve vodě a zásadách, tvoří sůl a vodu.
Chemické vlastnosti oxidů kyselin
1. Reagujte s vodou za vzniku kyseliny:
SO3 + H2O → H2SO4.
Ale ne všechny kyselé oxidy reagují přímo s vodou (SiO2 atd.).
2. Reagujte s oxidy na bázi za vzniku soli:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Reagujte s alkáliemi za vzniku soli a vody:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Amfoterní oxid obsahuje prvek, který má amfoterní vlastnosti. Amfoterita se týká schopnosti sloučenin vykazovat kyselé a zásadité vlastnosti v závislosti na podmínkách. Například oxid zinečnatý ZnO může být buď báze, nebo kyselina (Zn(OH)2 a H2ZnO2). Amfoterita je vyjádřena tím, že v závislosti na podmínkách vykazují amfoterní oxidy buď zásadité nebo kyselé vlastnosti, například Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Například amfoterní povaha oxidu zinečnatého se projevuje, když interaguje jak s kyselinou chlorovodíkovou, tak s hydroxidem sodným:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H20
ZnO + 2NaOH = Na2Zn02 + H20
Protože ne všechny amfoterní oxidy jsou rozpustné ve vodě, je mnohem obtížnější prokázat amfoterní povahu takových oxidů. Například oxid hlinitý vykazuje základní vlastnosti při reakci své fúze s disíranem draselným a kyselé vlastnosti při fúzi s hydroxidy:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
U různých amfoterních oxidů lze v různé míře vyjádřit dualitu vlastností. Například oxid zinečnatý se stejně snadno rozpouští v kyselinách i zásadách a oxid železitý - Fe2O3 - má převážně zásadité vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfoterních oxidů
1. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reagujte s pevnými alkáliemi (během fúze), přičemž se jako výsledek reakce tvoří sůl - zinečnan sodný a voda:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Když oxid zinečnatý interaguje s alkalickým roztokem (stejný NaOH), dojde k další reakci:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinační číslo je charakteristika, která určuje počet blízkých částic: atomů nebo iontů v molekule nebo krystalu. Každý amfoterní kov má své koordinační číslo. Pro Be a Zn je to 4; Pro a Al je 4 nebo 6; Pro a Cr je to 6 nebo (velmi zřídka) 4;
Amfoterní oxidy jsou obvykle nerozpustné ve vodě a nereagují s ní.
Způsoby získávání oxidů z jednoduché látky- jedná se buď o přímou reakci prvku s kyslíkem:
nebo rozklad složitých látek:
a) oxidy
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
b) hydroxidy
Ca(OH)2 = CaO + H20
c) kyseliny
H2CO3 = H2O + CO2-
CaC03 = CaO + CO2
Stejně jako interakce kyselin - oxidačních činidel s kovy a nekovy:
Cu + 4HNO3 (konc) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Oxidy lze získat přímou interakcí kyslíku s jiným prvkem, nebo nepřímo (například při rozkladu solí, zásad, kyselin). Za normálních podmínek se oxidy vyskytují v pevném, kapalném a plynném stavu, tento typ sloučenin je v přírodě velmi běžný. Oxidy se nacházejí v zemské kůře. Rez, písek, voda, oxid uhličitý jsou oxidy.
Důvody- jedná se o složité látky, v jejichž molekulách jsou atomy kovů spojeny s jednou nebo více hydroxylovými skupinami.
Báze jsou elektrolyty, které při disociaci tvoří pouze hydroxidové ionty jako anionty.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca2 + + 2OH -
Existuje několik znaků klasifikace základen:
Podle rozpustnosti ve vodě se zásady dělí na alkálie a nerozpustné. Alkálie jsou hydroxidy alkalických kovů(Li, Na, K, Rb, Cs) a kovy alkalických zemin (Ca, Sr, Ba). Všechny ostatní báze jsou nerozpustné.
Podle stupně disociace se zásady dělí na silné elektrolyty (všechny zásady) a slabé elektrolyty (nerozpustné zásady).
Podle počtu hydroxylových skupin v molekule se zásady dělí na monokyseliny (1 OH skupina), například hydroxid sodný, hydroxid draselný, dikyselina (2 OH skupiny), například hydroxid vápenatý, hydroxid měďnatý (2), a polykyselina.
OH - ionty v roztoku určují alkalické prostředí.
Alkalické roztoky mění barvu indikátorů:
Fenolftalein: bezbarvý ® karmínový,
lakmus: fialová ® modrá,
Methylová oranž: oranžová ® žlutá.
Alkalické roztoky reagují s kyselými oxidy za vzniku solí těch kyselin, které odpovídají reagujícím kyselým oxidům. V závislosti na množství alkálií se tvoří střední nebo kyselé soli. Například, když hydroxid vápenatý reaguje s oxidem uhelnatým, tvoří se uhličitan vápenatý a voda:
Ca(OH)2 + CO2 = CaC03? +H2O
A když hydroxid vápenatý reaguje s přebytkem oxidu uhelnatého (IV), vytvoří se hydrogenuhličitan vápenatý:
Ca(OH)2 + C02 = Ca(HC03)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HC032-
Všechny zásady reagují s kyselinami za vzniku soli a vody, například: když hydroxid sodný reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, tvoří se chlorid sodný a voda:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Hydroxid měďnatý se rozpouští v kyselině chlorovodíkové za vzniku chloridu měďnatého a vody:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20.
Reakce mezi kyselinou a zásadou se nazývá neutralizační reakce.
Při zahřívání se nerozpustné zásady rozkládají na vodu a oxid kovu odpovídající zásadě, například:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Alkálie interagují s roztoky solí, pokud je splněna jedna z podmínek pro dokončení iontoměničové reakce (vytváří se sraženina),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2S04
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
K reakci dochází v důsledku vazby kationtů mědi s hydroxidovými ionty.
Když hydroxid barnatý reaguje s roztokem síranu sodného, vytvoří se sraženina síranu barnatého.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
K reakci dochází v důsledku vazby kationtů barya a síranových aniontů.
Kyseliny - Jedná se o složité látky, jejichž molekuly obsahují atomy vodíku, které lze nahradit nebo vyměnit za atomy kovu a zbytek kyseliny.
Na základě přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v molekule se kyseliny dělí na kyseliny obsahující kyslík (H2SO4 kyselina sírová, H2SO3 kyselina siřičitá, HNO3 kyselina dusičná, H3PO4 kyselina fosforečná, H2CO3 kyselina uhličitá, H2SiO3 kyselina křemičitá) a bez kyslíku (HF kyselina fluorovodíková, HCl kyselina chlorovodíková (kyselina chlorovodíková), HBr kyselina bromovodíková, kyselina HI jodovodíková, kyselina H2S hydrosulfid).
V závislosti na počtu atomů vodíku v molekule kyseliny jsou kyseliny jednosytné (s 1 atomem H), dvojsytné (se 2 atomy H) a trojsytné (se 3 atomy H).
KYSELINY
Část molekuly kyseliny bez vodíku se nazývá zbytek kyseliny.
Kyselé zbytky se mohou skládat z jednoho atomu (-Cl, -Br, -I) - jedná se o jednoduché zbytky kyselin, nebo se mohou skládat ze skupiny atomů (-SO3, -PO4, -SiO3) - jedná se o komplexní zbytky.
Ve vodných roztocích se během výměnných a substitučních reakcí kyselé zbytky nezničí:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Slovo anhydrid znamená bezvodý, tedy kyselinu bez vody. Například,
H2SO4 - H2O → SO3. Anoxické kyseliny nemají žádné anhydridy.
Kyselina získala svůj název podle názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorné činidlo) s přidáním koncovek „naya“ a méně často „vaya“: H2SO4 - sírová; H2SO3 - uhlí; H2SiO3 - křemík atd.
Prvek může tvořit několik kyslíkatých kyselin. V tomto případě uvedené koncovky v názvech kyselin budou, když prvek vykazuje vyšší mocenství (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atomů kyslíku). Pokud prvek vykazuje nižší mocenství, bude koncovka v názvu kyseliny „prázdná“: HNO3 - dusičná, HNO2 - dusičná.
Kyseliny lze získat rozpuštěním anhydridů ve vodě. Pokud jsou anhydridy ve vodě nerozpustné, lze kyselinu získat působením jiné více silná kyselina na sůl požadované kyseliny. Tato metoda je typická pro kyslíkové i bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkaté kyseliny se také získávají přímou syntézou z vodíku a nekovu s následným rozpuštěním výsledné sloučeniny ve vodě:
H2 + Cl2 -> 2 HC1;
Roztoky vzniklých plynných látek HCl a H2S jsou kyseliny.
Za normálních podmínek existují kyseliny v kapalném i pevném stavu.
Chemické vlastnosti kyselin
1. Roztoky kyselin působí na indikátory. Všechny kyseliny (kromě křemičité) jsou vysoce rozpustné ve vodě. Speciální látky - indikátory umožňují určit přítomnost kyseliny.
Indikátory jsou látky složité struktury. Mění svou barvu v závislosti na jejich interakci s různými Chemikálie. V neutrálních roztocích mají jednu barvu, v roztocích bází mají jinou barvu. Při interakci s kyselinou mění svou barvu: indikátor methylové oranže zčervená a lakmusový indikátor také zčervená.
2. Reagujte s bázemi za vzniku vody a soli, která obsahuje nezměněný kyselý zbytek (neutralizační reakce):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagujte s oxidy báze za vzniku vody a soli. Sůl obsahuje zbytek kyseliny, která byla použita při neutralizační reakci:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakce s kovy.
Aby kyseliny interagovaly s kovy, musí být splněny určité podmínky:
1. Kov musí být dostatečně aktivní vůči kyselinám (v řadě aktivity kovů se musí nacházet před vodíkem). Čím více vlevo je kov v řadě aktivit, tím intenzivněji interaguje s kyselinami;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
A zde je reakce mezi řešením kyseliny chlorovodíkové a měď je nemožná, protože měď je v napěťové řadě za vodíkem.
2. Kyselina musí být dostatečně silná (tj. schopná darovat vodíkové ionty H+).
Při chemických reakcích kyseliny s kovy se tvoří sůl a uvolňuje se vodík (kromě interakce kovů s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Bez ohledu na to, jak různé jsou kyseliny, všechny tvoří při disociaci vodíkové kationty, které určují řadu společných vlastností: kyselá chuť, změna barvy indikátorů (lakmus a methyloranž), interakce s jinými látkami.
Ke stejné reakci dochází mezi oxidy kovů a většinou kyselin
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Pojďme si reakce popsat:
2) Druhá reakce by měla produkovat rozpustnou sůl. V mnoha případech k interakci kovu s kyselinou prakticky nedochází, protože výsledná sůl je nerozpustná a pokrývá povrch kovu ochranným filmem, například:
Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Nerozpustný síran olovnatý brání kyselině dostat se ke kovu a reakce se zastaví těsně předtím, než začne. Z tohoto důvodu většina těžkých kovů prakticky neinteraguje s kyselinami fosforečnými, uhličitými a sulfidovými kyselinami.
3) Třetí reakce je charakteristická pro kyselé roztoky, proto nerozpustné kyseliny, jako je kyselina křemičitá, nereagují s kovy. Koncentrovaný roztok a roztok kyseliny sírové kyselina dusičná jakékoli koncentrace interagují s kovy poněkud odlišně, proto jsou rovnice reakcí mezi kovy a těmito kyselinami zapsány jiným způsobem. Zředěný roztok kyseliny sírové reaguje s kovy. stojí v napěťové řadě na vodík, tvoří sůl a vodík.
4) Čtvrtá reakce je typická iontoměničová reakce a nastává pouze v případě, že se tvoří sraženina nebo plyn.
soli - jde o složité látky, jejichž molekuly se skládají z atomů kovů a kyselých zbytků (někdy mohou obsahovat vodík). Například NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atd.
Téměř všechny soli jsou iontové sloučeniny, proto jsou ionty kyselých zbytků a kovové ionty vázány dohromady v solích:
Na+Cl - chlorid sodný
Ca2+SO42 - síran vápenatý atd.
Sůl je produkt částečné nebo úplné substituce atomů vodíku v kyselině kovem.
Proto se rozlišují následující typy solí:
1. Střední soli - všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem: Na2CO3, KNO3 atd.
2. Kyselé soli – ne všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem. Soli kyselin mohou samozřejmě tvořit pouze di- nebo vícesytné kyseliny. Jednosytné kyseliny nemohou produkovat kyselé soli: NaHCO3, NaH2PO4 atd. d.
3. Podvojné soli - atomy vodíku dvoj- nebo vícesytné kyseliny jsou nahrazeny nikoli jedním kovem, ale dvěma různými: NaKCO3, KAl(SO4)2 atd.
4. Bazické soli lze považovat za produkty neúplné, nebo částečné substituce hydroxylových skupin zásad kyselými zbytky: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl atd.
Podle mezinárodní nomenklatura název soli každé kyseliny pochází z Latinský názevživel. Například soli kyseliny sírové se nazývají sírany: CaSO4 - síran vápenatý, MgSO4 - síran hořečnatý atd.; soli kyseliny chlorovodíkové se nazývají chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCl2 - chlorid zinečnatý atd.
K názvu solí dvojsytných kyselin se přidává částice „bi“ nebo „hydro“: Mg(HCl3)2 - hydrogenuhličitan hořečnatý nebo hydrogenuhličitan hořečnatý.
Pokud je v trojsytné kyselině pouze jeden atom vodíku nahrazen kovem, přidá se předpona „dihydro“: NaH2PO4 - dihydrogenfosforečnan sodný.
Soli jsou pevné látky s velmi rozdílnou rozpustností ve vodě.
Chemické vlastnosti solí jsou určeny vlastnostmi kationtů a aniontů, které jsou jejich součástí.
1. Některé soli se při zahřívání rozkládají:
CaC03 = CaO + CO2
2. Reagujte s kyselinami za vzniku nové soli a nové kyseliny. K provedení této reakce musí být kyselina silnější než sůl ovlivněná kyselinou:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interagujte s bázemi za vzniku nové soli a nové báze:
Ba(OH)2 + MgS04 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Vzájemná interakce za vzniku nových solí:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interagují s kovy, které jsou ve stejném rozsahu aktivity jako kov, který je součástí soli.
Soli jsou složité látky, jejichž molekuly se skládají z atomů kovů a kyselých zbytků (někdy mohou obsahovat vodík). Například NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atd.
Prakticky všechny soli jsou iontové sloučeniny, Proto jsou v solích ionty kyselých zbytků a ionty kovů vázány dohromady:
Na + Cl – – chlorid sodný
Ca 2+ SO 4 2– – síran vápenatý aj.
Sůl je produkt částečné nebo úplné substituce atomů vodíku v kyselině kovem. Proto se rozlišují následující typy solí:
1. Střední soli– všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem: Na 2 CO 3, KNO 3 atd.
2. Soli kyselin– ne všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem. Soli kyselin mohou samozřejmě tvořit pouze di- nebo vícesytné kyseliny. Jednosytné kyseliny nemohou produkovat kyselé soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 atd. d.
3. Podvojné soli– atomy vodíku dvojsytné nebo vícesytné kyseliny nejsou nahrazeny jedním kovem, ale dvěma různými: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 atd.
4. Zásadité soli lze považovat za produkty neúplné nebo částečné substituce hydroxylových skupin zásad kyselými zbytky: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl atd.
Podle mezinárodní nomenklatury pochází název soli každé kyseliny z latinského názvu prvku. Například soli kyseliny sírové se nazývají sírany: CaSO 4 - síran vápenatý, Mg SO 4 - síran hořečnatý atd.; soli kyseliny chlorovodíkové se nazývají chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCl 2 - chlorid zinečnatý atd.
K názvu solí dvojsytných kyselin se přidává částice „bi“ nebo „hydro“: Mg(HCl 3) 2 – hydrogenuhličitan nebo hydrogenuhličitan hořečnatý.
Pokud je v trojsytné kyselině pouze jeden atom vodíku nahrazen kovem, přidá se předpona „dihydro“: NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný.
Soli jsou pevné látky s velmi rozdílnou rozpustností ve vodě.
Chemické vlastnosti solí
Chemické vlastnosti solí jsou určeny vlastnostmi kationtů a aniontů, které jsou jejich součástí.
1. Nějaký soli se při zahřívání rozkládají:
CaC03 = CaO + C02
2. Interakce s kyselinami s tvorbou nové soli a nové kyseliny. K provedení této reakce musí být kyselina silnější než sůl ovlivněná kyselinou:
2NaCl + H2SO4 → Na2S04 + 2HCl.
3. Interakce se základnami, tvořící novou sůl a novou bázi:
Ba(OH)2 + MgS04 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Vzájemná interakce s tvorbou nových solí:
NaCl + AgN03 → AgCl + NaN03.
5. Interakce s kovy, které jsou v rozsahu aktivity vůči kovu, který je součástí soli:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.
Stále máte otázky? Chcete se o solích dozvědět více?
Chcete-li získat pomoc od lektora -.
První lekce je zdarma!
blog.site, při kopírování celého materiálu nebo jeho části je vyžadován odkaz na původní zdroj.
Abyste mohli odpovědět na otázku, co je to sůl, obvykle nemusíte dlouho přemýšlet. Tento chemická sloučenina PROTI Každodenní život se vyskytuje poměrně často. O obyčejné kuchyňské soli není třeba mluvit. Detailní vnitřní struktura soli a jejich sloučeniny jsou studovány v anorganické chemii.
Definice soli
Jasnou odpověď na otázku, co je to sůl, lze nalézt v dílech M. V. Lomonosova. Toto jméno přiřadil křehkým tělesům, která se mohou rozpustit ve vodě a nevznítí se při vystavení vysokým teplotám nebo otevřenému ohni. Později byla definice odvozena nikoli z jejich fyzikálních, ale z chemických vlastností těchto látek.
Školní učebnice anorganická chemie poskytnout poměrně jasnou představu o tom, co je sůl. Tak se nazývají substituční produkty chemické reakce, při které jsou atomy vodíku kyseliny ve sloučenině nahrazeny kovem. Příklady typických sloučenin solí: NaCL, MgS04. Je snadné vidět, že kteroukoli z těchto položek lze rozdělit na dvě poloviny: levá složka vzorce bude vždy obsahovat kov a pravá - zbytek kyseliny. Standardní vzorec soli je následující:
Me n m Kyselý zbytek m n.
Fyzikální vlastnosti soli
Chemie jako exaktní věda vkládá do názvu látky všechny možné informace o jejím složení a schopnostech. Všechny názvy solí v moderní interpretaci se tedy skládají ze dvou slov: jedna část má název kovové složky nominativní případ, druhý obsahuje popis zbytku kyseliny.
Tyto sloučeniny nemají molekulární strukturu, takže za normálních podmínek jsou to krystalické pevné látky. Mnoho solí má krystalová mřížka. Krystaly těchto látek jsou žáruvzdorné, takže k jejich roztavení potřebujete velmi vysoké teploty. Například sulfid barnatý taje při teplotě asi 2200 o C.
Podle rozpustnosti se soli dělí na rozpustné, málo rozpustné a nerozpustné. Příklady prvně jmenovaných zahrnují chlorid sodný a dusičnan draselný. Mezi mírně rozpustné patří siřičitan hořečnatý a chlorid olovnatý. Nerozpustný je uhličitan vápenatý. Informace o rozpustnosti konkrétní látky jsou uvedeny v referenční literatuře.
Produkt příslušné chemické reakce je obvykle bez zápachu a má různé chutě. Předpoklad, že všechny soli jsou slané, je mylný. Čistá slaná chuť má pouze jeden prvek této třídy – naše staré známé sůl. Existují sladké soli berylia, hořké soli hořčíku a soli bez chuti, například uhličitan vápenatý (obyčejná křída).
Většina těchto látek je bezbarvá, ale jsou mezi nimi i takové, které mají charakteristické barvy. Například síran železnatý má charakteristickou vlastnost zelená, manganistan draselný je fialový a krystaly chromanu draselného jsou jasně žluté.
Klasifikace soli
Chemie odděluje všechny druhy anorganické soli pro několik základních funkcí. Soli získané úplnou náhradou vodíku v kyselině se nazývají normální nebo střední. Například síran vápenatý.
Sůl, která je odvozena z neúplné substituční reakce, se nazývá kyselá nebo zásaditá. Příkladem takové tvorby je reakce hydrogensíranu draselného:
Bazická sůl se získá reakcí, při které není hydroxoskupina zcela nahrazena kyselým zbytkem. Látky tohoto typu mohou být tvořeny těmi kovy, jejichž mocenství je dvě nebo více. Typický vzorec pro sůl této skupiny lze odvodit z následující reakce:
Normální, průměrné a kyselé chemické sloučeniny tvoří třídy solí a jsou standardní klasifikací těchto sloučenin.
Dvojitá a smíšená sůl
Příkladem smíšené kyseliny je vápenatá sůl kyseliny chlorovodíkové a chlorné: CaOCl 2.
Nomenklatura
Soli tvořené kovy s variabilní valence, mají doplňkové označení: za vzorcem se valence píše římskými číslicemi v závorce. Existuje tedy síran železnatý FeSO 4 (II) a Fe 2 (SO4) 3 (III). Název soli obsahuje předponu hydro-, pokud obsahuje nesubstituované atomy vodíku. Například hydrogenfosforečnan draselný má vzorec K2HP04.
Vlastnosti solí v elektrolytech
Teorie elektrolytické disociace podává vlastní výklad chemických vlastností. Ve světle této teorie lze sůl definovat jako slabý elektrolyt, který po rozpuštění disociuje (rozpadá se) ve vodě. Solný roztok tedy může být reprezentován jako komplex kladných záporných iontů a první nejsou atomy vodíku H + a druhé nejsou atomy hydroxylové skupiny OH -. Neexistují žádné ionty, které jsou přítomny ve všech typech solných roztoků, takže žádné obecné vlastnosti nemají. Čím nižší jsou náboje iontů, které tvoří solný roztok, tím lépe disociují, tím lepší je elektrická vodivost takové kapalné směsi.
Roztoky solí kyselin
Kyselé soli v roztoku se rozkládají na komplex záporné ionty, což jsou kyselé zbytky, a jednoduché anionty, což jsou kladně nabité částice kovu.
Například rozpouštěcí reakce hydrogenuhličitanu sodného vede k rozkladu soli na sodné ionty a zbytek na HCO 3 -.
Kompletní vzorec vypadá takto: NaHC03 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.
Roztoky bazických solí
Disociace bazických solí vede k tvorbě kyselých aniontů a komplexních kationtů skládajících se z kovů a hydroxylových skupin. Tyto komplexní kationty jsou také schopné rozpadu během disociace. Proto jsou v jakémkoli roztoku soli hlavní skupiny přítomny OH - ionty. Například disociace hydroxomagnesiumchloridu probíhá následovně:
Pomazánka ze solí
co je to sůl? Tento prvek je jednou z nejběžnějších chemických sloučenin. Každý zná kuchyňskou sůl, křídu (uhličitan vápenatý) a tak dále. Mezi uhličitanovými solemi je nejběžnější uhličitan vápenatý. Je součástí mramoru, vápence a dolomitu. Uhličitan vápenatý je také základem pro tvorbu perel a korálů. Tato chemická sloučenina je integrální složkou pro tvorbu tvrdé vrstvy hmyzu a koster strunatců.
Kuchyňská sůl je nám známá již od dětství. Lékaři varují před jeho nadměrným užíváním, ale s mírou je nezbytný pro životně důležité procesy v těle. A je potřeba pro udržení správného složení krve a tvorby žaludeční šťávy. Fyziologické roztoky, nedílná součást injekcí a kapaček, nejsou ničím jiným než roztokem kuchyňské soli.