Hemijska svojstva soli

Soli treba smatrati produktom reakcije kiseline i baze. Kao rezultat, može se formirati sljedeće:

1. normalno (prosječno) - nastaju kada je količina kiseline i baze dovoljna za potpunu interakciju. Nazivi normalnih soli Sastoje se iz dva dijela. Prvo se zove anjon (kiselinski ostatak), a zatim kation.
2. kiselo - nastaju kada postoji višak kiseline i nedovoljna količina lužine, jer u ovom slučaju nema dovoljno metalnih katjona da zamijene sve katione vodika prisutne u molekulu kiseline. Uvijek ćete vidjeti vodonik u kiselim ostacima ove vrste soli. Kisele soli se formiraju samo od višebaznih kiselina i pokazuju svojstva i soli i kiselina. U imenima kiselih soli stavlja se prefiks hidro- na anjon.
3. bazične soli - nastaju kada postoji višak baze i nedovoljna količina kiseline, jer in u ovom slučaju Anioni kiselih ostataka nisu dovoljni da u potpunosti zamjene hidrokso grupe prisutne u bazi. glavne soli u kationima sadrže hidrokso grupe. Bazične soli su moguće za polikiseline baze, ali ne i za monokisele baze. Neke bazične soli su sposobne da se samostalno razgrađuju, oslobađajući pri tom vodu, formirajući okso soli koje imaju svojstva bazičnih soli. Naziv glavnih soli je konstruiran na sljedeći način: anionu se dodaje prefiks hidrokso-.

Tipične reakcije normalnih soli

• Dobro reaguju sa metalima. Istovremeno, više aktivni metali istiskuju manje aktivne iz rastvora njihovih soli.
• Sa kiselinama, alkalijama i drugim solima, reakcije se završavaju, pod uslovom da se formira precipitat, gas ili slabo disocijabilna jedinjenja.
• U reakcijama soli sa alkalijama nastaju supstance kao što je nikl (II) hidroksid Ni(OH) 2 - talog; amonijak NH 3 – gas; voda H 2 O je slab elektrolit, slabo disocirano jedinjenje:
• Soli međusobno reagiraju ako se formira talog ili ako nastane stabilnije jedinjenje.
• Mnoge normalne soli se raspadaju kada se zagrijaju i formiraju dva oksida - kiseli i bazični.
• Nitrati se razgrađuju na drugačiji način od drugih normalnih soli. Kada se zagrijavaju, nitrati alkalnih i zemnoalkalijskih metala oslobađaju kisik i pretvaraju se u nitrite:
• Nitrati gotovo svih drugih metala razlažu se do oksida:
• Nitrati nekih teških metala (srebro, živa, itd.) se razlažu kada se zagrijavaju do metala:

Tipične reakcije kiselih soli

• Oni ulaze u sve reakcije u koje ulaze kiseline. Oni reaguju sa alkalijama ako kisela so i alkalije sadrže isti metal, onda se kao rezultat formira normalna so.
• Ako lužina sadrži drugi metal, tada nastaju dvostruke soli.

Tipične reakcije bazičnih soli

• Ove soli prolaze kroz iste reakcije kao i baze. Oni reaguju sa kiselinama ako osnovna so i kiselina sadrže isti kiseli ostatak, onda je rezultat normalna so.
• Ako kiselina sadrži drugi kiselinski ostatak, tada nastaju dvostruke soli.

Kompleksne soli- spoj čija mjesta kristalne rešetke sadrže kompleksne ione.

soli - Ovo složene supstance, koji se sastoji od jednog (nekoliko) atoma metala (ili više složenih katjonskih grupa, na primjer, amonijeve grupe NH4+, hidroksilirane Me(OH) grupe n m+ ) i jedan (nekoliko) kiselih ostataka. Opća formula soli Meh n A m , gdje je A kiselinski ostatak. Soli (sa stajališta elektrolitičke disocijacije) su elektroliti koji se u vodenim otopinama disociraju na metalne katione (ili amonijum N H 4 +) i anjone kiselinskog ostatka.

Klasifikacija. Prema sastavu soli dijele se na prosjek (normalno ), kiselo(hidrosoli ), osnovni (hidroksosoli) , duplo , mješovito I kompleks(cm. sto).

Tabela - Klasifikacija soli prema sastavu

SALT
Prosjek (normalno) - proizvod potpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom AlCl3	Kiselo(hidrosoli) - proizvod nepotpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom TO HSO 4	Basic(hidroksosoli) - proizvod nepotpune zamjene OH grupa baze kiselim ostatkom FeOHCl	duplo - sadrže dva različita metala i jedan kiselinski ostatak TO NaSO4	mješovito - sadrže jedan metal i nekoliko kiselih ostataka CaClBr	Kompleks SO 4

Fizička svojstva. Soli su kristalne supstance različite boje i različita rastvorljivost u vodi.

Hemijska svojstva

1) Disocijacija. Srednje, dvostruke i miješane soli disociraju u jednom koraku. Za kisele i bazične soli, disocijacija se odvija u koracima.

NaCl Na + + Cl – .

KNaSO 4 K + + Na + + SO 4 2– .

CaClBr Ca 2+ + Cl – + Br – .

KHSO 4 K + + HSO 4 – HSO 4 – H + + SO 4 2– .

FeOHCl FeOH + + Cl – FeOH + Fe 2+ + OH – .

SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3 .

2) Interakcija sa indikatorima. Kao rezultat hidrolize, H + joni (kisela sredina) ili OH – joni (alkalna sredina) akumuliraju se u rastvorima soli. Rastvorljive soli formirane od najmanje jednog slabog elektrolita podliježu hidrolizi. Otopine takvih soli međusobno djeluju s indikatorima:

indikator + H + (OH –) jedinjenje u boji.

AlCl 3 + H 2 O AlOHCl 2 + HCl Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

3) Toplotna razgradnja. Kada se neke soli zagriju, one se razlažu u metalni oksid i kiseli oksid:

CaCO 3 CaO + CO 2 ­ .

Kada se zagrijavaju, neke kiseline bez kisika mogu se razgraditi u jednostavne tvari:

2AgCl Ag + Cl 2 .

Soli nastale oksidirajućim kiselinama teže se razgrađuju:

2K NO 3 2K NO 2 + O 2.

4) Interakcija sa kiselinama: Reakcija nastaje ako se sol formira od slabije ili hlapljive kiseline ili ako nastane talog.

2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H 2 O .

Ca Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Sa 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.

Pod dejstvom kiselina, bazične soli se pretvaraju u intermedijarne soli:

FeOHCl + HCl ® FeCl 2 + H 2 O.

Srednje soli koje formiraju polibazne kiseline, u interakciji s njima, formiraju kisele soli:

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4 .

5) Interakcija sa alkalijama. Soli čiji kationi odgovaraju nerastvorljivim bazama reaguju sa alkalijama. .

CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .

6) Međusobna interakcija. Reakcija nastaje kada rastvorljive soli reaguju i formira se talog.

AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl – ® AgCl ¯ .

7) Interakcija sa metalima. Svaki prethodni metal u nizu naprezanja istiskuje onaj koji ga slijedi iz otopine svoje soli:

Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+ .

Li, Rb , K , Ba , Sr , Ca , Na , Mg , Al , Mn , Zn , Cr , Fe , Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu , Hg , Ag , Pd , Pt ,Au

8) Elektroliza (raspadanje pod uticajem jednosmerne električne struje). Soli se podvrgavaju elektrolizi u otopinama i topljenjima:

2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.

2NaCl otopiti 2Na + Cl 2.

9) Interakcija sa kiselim oksidima.

CO 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2

Na 2 CO 3 + SiO 2 CO 2 ­ + Na 2 SiO 3

Potvrda. 1) Interakcija metala sa nemetalima:

2Na + Cl2 ® 2NaCl.

2) Interakcija bazičnih i amfoternih oksida sa kiselim oksidima:

CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4.

3) Interakcija bazičnih oksida sa amfoternim oksidima:

Na 2 O + ZnO Na 2 ZnO 2 .

4) Interakcija metala sa kiselinama:

2HCl + Fe ® FeCl 2 + H 2 .

5 ) Interakcija bazičnih i amfoternih oksida sa kiselinama:

Na 2 O + 2HNO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O.

6) Interakcija amfoternih oksida i hidroksida sa alkalijama:

U rastvoru: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2–.

Kada se spoji sa amfoternim oksidom: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

U rastvoru: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Kada je fuzionisan: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

7) Interakcija metalnih hidroksida sa kiselinama:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + 2H 2 O.

8) Interakcija kiselina sa solima:

2HCl + Na 2 S ® 2NaCl + H 2 S­ .

9) Interakcija soli sa alkalijama:

Zn SO 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ .

10) Interakcija soli jedna s drugom:

AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .

L.A. Yakovishin

Ulaznica 1.

1. Osnovni hemijski koncepti (koristeći primer bilo koje hemijske formule).

1. Složena supstanca - sastoji se od različitih hemijski elementi.

2. 5 (koeficijent) molekula složene supstance.

3. Kvalitativni sastav složene supstance - sastoji se od vodonika i kiseonika.

4. Kvantitativni sastav 1 molekula: 2 atoma H i jedan O atom; 5 molekula: 10 H atoma i 5 O atoma.

5. Molarna masa M (H 2 O) = 1 * 2 + 16 = 18 g/mol

6. Masa 5 molekula m (H 2 O) = 5 * 18 = 90 g

7. Maseni udio vodonika u molekuli: w = = = 0,3333 (33,33%)

2.

Elementi podgrupe kiseonika - kiseonik O, sumpor S, selen Se, telur Te, polonijum Ro- imaju zajednički naziv "halkogeni", što znači "rađanje ruda".

Struktura i svojstva atoma.

Atomi sumpora, kao i atomi kiseonika i svi drugi elementi glavne podgrupe grupe VI Periodnog sistema D.I. Mendeljejeva, sadrže 6 elektrona na vanjskom energetskom nivou, od kojih su 2 nesparena elektrona.

Jednostavne supstance Alotropija kiseonika su jednostavne supstance kiseonik O 2 i ozon O 3.

Sumpor, kao i kisik, karakterizira alotropija. Ovo je rombični i plastični sumpor.

Hemijska svojstva Sumpor može biti i oksidacijski i redukcijski agens.

1. U odnosu na redukcione agense - vodonik, metale, sumpor ispoljava oksidaciona svojstva i poprima oksidaciono stanje -2. At normalnim uslovima sumpor reagira sa svim alkalnim i zemnoalkalnim metalima, bakrom, živom, srebrom, na primjer:

H 2 + S = H 2 S.

2. Međutim, u poređenju sa kiseonikom i fluorom, sumpor je redukciono sredstvo, formirajući spojeve sa oksidacionim stanjem od +4, +6.

Sumpor gori plavkastim plamenom, formirajući sumporov oksid (IV):

S + O 2 = SO 2.

Ovo jedinjenje je opšte poznato kao sumporov dioksid

3.

Ca + N 2 ®Ca 3 N 2

Cu + H 2 SO 4 (konc) ® CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

Ulaznica 2.

1. Otkriće D.I. Mendeljejevljev periodični zakon. Periodni sistem hemijskih elemenata.

D. I. Mendeljejev je poredao sve hemijske elemente poznate u vreme otkrića periodičnog zakona u nizu, uzlaznim redosledom atomske mase i u njemu označeni segmenti - periodi , u kojoj su se svojstva elemenata i supstanci koje od njih formiraju mijenjale na sličan način, naime (modernim riječima):

1) oslabljena metalna svojstva;

2) poboljšana su nemetalna svojstva;

3) oksidaciono stanje elementa u višim oksidima povećano sa +1 na +7;

4) oksidi od bazičnih do amfoternih zamenjeni su kiselim;

5) hidroksidi iz alkalija preko amfoternih hidroksida su zamijenjeni sve jačim kiselinama.

Na osnovu ovih zapažanja, D.I. Mendeljejev je 1869. izveo zaključak - formulisao Periodični zakon:

svojstva hemijskih elemenata i onih nastalih od njih supstance su u periodici zavisno od njihove atomske težine. U modernoj formulaciji atomske mase elemenata zamijenjen sa nuklearno punjenje.

2. Podgrupa ugljika: struktura i svojstva atoma ugljika, jednostavne tvari formirane od ugljika, hemijska svojstva ugljika.

Podgrupa ugljenika (grupa 4 A) – ugljenik, silicijum, germanijum, kalaj, olovo.

Ugljenik C je prvi element glavne podgrupe grupe IV Periodnog sistema D. I. Mendeljejeva. Njegovi atomi sadrže 4 elektrona na vanjskom energetskom nivou, tako da mogu prihvatiti četiri elektrona, postižući oksidacijsko stanje od -4, tj. pokazuju oksidirajuća svojstva i predaju svoje elektrone elektronegativnijim elementima, tj. oksidaciono stanje je +4.

Ugljik je jednostavna supstanca. Ugljik formira alotropske modifikacije - dijamant I grafit. Imaju strukturu sličnu grafitu čađ I ugalj. Ugalj, zbog svoje porozne površine, ima sposobnost da apsorbuje gasove i rastvorene materije. Ovo svojstvo nekih supstanci naziva se adsorpcija.

Hemijska svojstva ugljika.

Dijamant i grafit se kombinuju sa kiseonikom na vrlo visoke temperature. Čađ i ugalj mnogo lakše stupaju u interakciju s kisikom, izgarajući u njemu. Ali u svakom slučaju, rezultat takve interakcije je isti - nastaje ugljični dioksid:

C + O 2 = CO 2

Kada se zagrije, ugljik stvara karbide s metalima, na primjer:

4Al + 3C = Al 4 C 3

3. Dokazati prisustvo karbonatnog jona u natrijevom karbonatu pomoću karakteristične reakcije.

CO 3 2- + H + (bilo koja kiselina) ® CO 2 +H 2 O

Oslobađa se teški bezbojni gas koji gasi zapaljenu šibicu.

Ulaznica 3.

1. Teorija strukture atoma: planetarni model strukture atoma, raspodjela elektrona po energetskim nivoima na primjeru elementa glavne i sekundarne podgrupe.

Planetarni model atoma (Rutherfordov model)

Nukleus: protoni (p+) i neutroni (n 0).

Koncept elektronske ljuske atoma ( elektronskih slojeva, nivoi energije)

U elektronskoj ljusci nalaze se slojevi na kojima će se nalaziti elektroni različite količine energije, zbog čega se nazivaju i nivoi energije.

Broj ovih nivoa u atomu hemijskog elementa = odgovarajući broj perioda u tabeli D.I.

Atom Al, element perioda 3, ima tri nivoa. Svaki nivo može primiti određeni maksimalni broj elektrona: 1. - 2e - , 2. - 8e - , i iako je maksimalni broj elektrona koji mogu stati na 3. nivo 18, atomi elemenata ovog perioda mogu na njega, poput atoma elemenata perioda 2, smjestiti samo 8e - .

Zovu se energetski nivoi koji sadrže maksimalan broj elektrona završeno. Ako sadrže manje elektrona, onda su ovi nivoi nekompletni.

Elementi bočnih podgrupa uvijek imaju 2 elektrona na vanjskom nivou (sa izuzetkom Cr i Cu, imaju 1 elektron). IN posljednje utociste predeksterni nivo je popunjen:

2. Podgrupa halogena: struktura i svojstva atoma.

Elementi glavne podgrupe grupe VII periodnog sistema D. I. Mendeljejeva, ujedinjeni pod zajedničkim imenom halogeni, fluor F, hlor Cl, brom Br, jod I, astatin At (retko se nalaze u prirodi) su tipični nemetali. To je razumljivo, jer njihovi atomi sadrže sedam elektrona na vanjskom energetskom nivou, a potreban im je samo jedan elektron da ga dovrše. Atomi halogena, kada su u interakciji sa metalima, prihvataju elektron od atoma metala. U tom slučaju nastaju soli. Odatle dolazi uobičajeno ime podgrupe “halogeni”, tj. “rađanje soli”.

Halogeni su veoma jaki oksidanti. Fluor u hemijskim reakcijama pokazuje samo oksidaciona svojstva, a karakteriše ga samo oksidaciono stanje -1 u jedinjenjima. Preostali halogeni također mogu pokazati redukciona svojstva pri interakciji s više elektronegativnih elemenata - fluorom, kisikom, dušikom. U tom slučaju njihova oksidaciona stanja mogu poprimiti vrijednosti +1, +3, +5,

7. Redukciona svojstva halogena povećavaju se od hlora do joda, što je povezano sa povećanjem radijusa njihovih atoma: atomi hlora su otprilike jedan i po puta manji od atoma joda.

Halogeni su jednostavne supstance Svi halogeni postoje u slobodnom stanju u obliku dvoatomskih molekula F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Fluor i hlor su gasovi, brom je tečnost, jod je čvrsta supstanca. Od F 2 do I 2 intenzitet boje halogena raste. Kristali joda imaju metalni sjaj.

3. Dokazati prisustvo sulfatnog jona u natrijum sulfatu koristeći karakterističnu reakciju.

SO 4 2- + Ba 2+ (rastvorljiva so barijuma) ® BaSO 4 ¯

Bijeli fini kristalni talog

Ulaznica 4.

1. Pravila za određivanje oksidacionih stanja.

Stavke koje imaju konstantan stepen oksidacija:

1. Grupa I A: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +.

2. II grupa A: Be +2, Mg +2, Ca +2, Zn +2, Sr +2, Cd +2, Ba +2.

3. III grupa A: Al +3

6. H +1 (MeH -1)

7. U jednostavnim supstancama, s.o. = 0.

Za preostale elemente, s.o. razmotriti

H 2 +1 S X O 4 - 2 : dakle sumpor nema konstantu s.o., pa ga uzimamo kao X.

+1 *2 + X + (-2 ) * 4 = 0

Viši s.o. = br. grupe (osim O, F)

Najniži s.o. = Grupa br. – 8 (Me nema niži s.o.)

2. Hemijska svojstva halogena - jednostavnih supstanci.

Hemijska aktivnost halogena, poput nemetala, slabi od fluora do joda.

Svaki halogen je najjači oksidant u svom periodu. Oksidirajuća svojstva halogena su različita kada su u interakciji s metalima. U tom slučaju nastaju soli. Dakle, fluor već u normalnim uslovima reaguje sa većinom metala, a kada se zagreje, reaguje i sa zlatom, srebrom i platinom, koji su poznati po svojoj hemijskoj pasivnosti. Aluminij i cink se pale u atmosferi fluora:

0 0 +2 -1
Zn + F 2 = ZnF 2.

Preostali halogeni reaguju sa metalima uglavnom kada se zagreju.

Smanjenje oksidativnih svojstava i povećanje redukcionih svojstava halogena od fluora do joda može se suditi i po njihovoj sposobnosti da se međusobno istiskuju iz rastvora soli.

Dakle, klor istiskuje brom i jod iz otopina njihovih soli, na primjer:

Cl 2 + 2NaBr = 2NaCl + Br 2.

3. Sastaviti molekularne i jonske jednačine za reakcije između supstanci: olovo (II) nitrat i kalijum sulfat, gvožđe (III) hlorid i srebro nitrat.

Ulaznica 5.

1. Klasifikacija hemijske reakcije po broju polaznih materijala i produkta reakcije.

2. Halogenidi vodika i halogenvodične kiseline i njihove soli.

N 2 + G 2 = 2NG

(G je konvencionalna hemijska oznaka za halogene).

Svi vodonik halogenidi (njihova opšta formula može se napisati kao NG) su bezbojni gasovi oštrog mirisa i toksični su. Vrlo se dobro rastvaraju u vodi i puše se u vlažnom zraku, jer privlače vodenu paru u zraku, formirajući magloviti oblak.

Rastvori halogenovodonika u vodi su kiseline, to su HF - fluorovodonična ili fluorovodonična kiselina, HC1 - hlorovodonična ili hlorovodonična kiselina, HBr - bromovodična kiselina, HI - jodovodična kiselina. Najjača od halogenovodoničnih kiselina je jodovodična kiselina, a najslabija fluorovodonična kiselina.

Soli halogenovodoničnih kiselina formiraju soli: fluoride, kloride, bromide i jodide. Hloridi, bromidi i jodidi mnogih metala su visoko rastvorljivi u vodi.

Za određivanje iona klorida, bromida i jodida u otopini i njihovo razlikovanje koristi se reakcija sa srebrovim nitratom.

3. Izračunajte maseni udio kisika u natrijevom sulfatu.

Dato: Na 2 SO 4	Rješenje: W O = = = W O = 0,451 =45,1%
W O - ? %

Odgovor: maseni udio kiseonika 45,1%.

Ulaznica 6.

1. Elektroliti i neelektroliti.

Prema vodljivosti električne struje sve tvari se dijele na elektrolite i neelektrolite.

Elektroliti su supstance čiji rastvori provode struja. To uključuje kiseline, baze i soli. Ove supstance provode struju jer može disociirati na kation i anion:

Kiseline: HAnH + + An -

Baze: MON M + + OH -

Soli: MAn→ M + + An -

Indeks nakon jednostavnog jona ili zagrade postaje koeficijent

Ca 3 (PO 4) 2 → 3Ca 2+ + 2 (PO 4) 3-

Neelektroliti uključuju sve ostale - jednostavne tvari, okside, gotovo sve organske tvari.

2.

Fizička svojstva metala određena su njihovom strukturom: prisustvom slobodnih elektrona u kristalnoj rešetki. Zahvaljujući slobodnim elektronima, svi metali imaju električnu provodljivost, toplotnu provodljivost i metalni sjaj.

elektro- I toplotna provodljivost. Elektroni se kreću nasumično u metalu pod uticajem primenjenog električni napon stiču usmjereno kretanje, što rezultira stvaranjem električne struje. Srebro, bakar, kao i zlato, aluminijum i gvožđe imaju najveću električnu provodljivost; najmanji - mangan, olovo, živa.

Najčešće se toplinska provodljivost metala također mijenja istim redoslijedom kao i električna provodljivost. To je zbog velike pokretljivosti slobodnih elektrona, koji, sudarajući se s vibrirajućim ionima i atomima, razmjenjuju energiju s njima. Zbog toga se temperatura brzo izjednačava u cijelom komadu metala.

Metalni sjaj. Elektroni koji ispunjavaju međuatomski prostor reflektiraju svjetlosne zrake umjesto da ih prenose poput stakla, zbog čega svi metali u kristalnom stanju imaju metalni sjaj.

Preostala svojstva - tvrdoća, gustoća, taljivost, plastičnost - su različite.

3. Opišite jedan od elemenata - metale (natrijum, kalcijum, aluminijum ili gvožđe) (svi opcioni).

KARAKTERISTIKE METALNOG ELEMENTA NA PRIMJERU GLINICE

1. Pozicija u periodnom sistemu.Aluminijum(serijski broj 13 ) je element 3 tačka, main podgrupe 3

2. Broj protona u atomu aluminijum jednaki 13 , broj elektrona - 13 , broj neutrona u izotopu 27 13 Al - 27-13 =14, nuklearno punjenje +13 , raspodjela nivoa elektrona 2, 8, 3 .

3. Jednostavna supstanca.Aluminijum- Ovo amfoterni metal. Atomi aluminijum show restorative svojstva.

4. Viši oksid, njegov karakter. Aluminijum formira viši oksid, čija je formula Al2O3. Po svojim svojstvima jeste amfoterni oksid.

4. Viši hidroksid, njegov karakter. Aluminijum formira viši hidroksid, čija je formula Al(OH)3. Po svojstvima amfoterna baza.

Ulaznica 7.

1. Koncept jakih i slabih elektrolita.

Elektroliti uključuju soli, kiseline i baze.

Sve soli su jaki elektroliti, tj. dobro provode struju. Stoga su u jednadžbi disocijacije stavili samo jednu strelicu u smjeru raspadanja na ione

MAn→ M + + An -

Jake baze su alkalije, tj. baze rastvorljive u vodi.

Ca(OH) 2 → Ca 2+ +2(OH) -

Nerastvorni i slabo rastvorljivi su slabi, stoga pri pisanju jednadžbe disocijacije stavljaju znak reverzibilnosti (pored iona postoje i molekule)

PON M + + OH -

Jake kiseline uključuju HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3.

2. Legure.

To su materijali sa karakterističnim svojstvima, koji se sastoje od dvije ili više komponenti, od kojih je barem jedna metalna.

U metalurgiji se željezo i sve njegove legure dijele u jednu grupu tzv crni metali; ostali metali i njihove legure imaju tehnički naziv obojeni metali.

Velika većina legura željeza (ili željeznih) sadrži ugljik. Dijele se na liveno gvožđe i čelik.

Liveno gvožde- legura na bazi željeza koja sadrži više od 2% ugljika, kao i mangan, silicijum, fosfor i sumpor. Liveno gvožđe je mnogo tvrđe od gvožđa, obično je vrlo krto, ne može se kovati i lomi se pri udaru. Ova legura se koristi za izradu raznih masivnih delova livenjem, tzv liveno gvožde, i za preradu u čelik - sirovo gvožđe.

Ovisno o stanju ugljika u leguri, razlikuju se sivi i bijeli liveni gvožđe.

Čelik je legura na bazi željeza koja sadrži manje od 2% ugljika. By hemijski sastavČelici se dijele na dvije glavne vrste: ugljenik I legirana.

Primjeri obojenih legura mogu biti: nihrom, tercijarni lem, pobedit, duralumin.

Duralumin- legura aluminijuma (95%), magnezijuma, bakra i mangana. Veoma lagana i izdržljiva legura. Čvrstoće je jednak čeliku, ali je tri puta lakši. Koristi se u konstrukciji aviona.

3. Opišite jedan od elemenata - nemetale (hlor, sumpor, fosfor, azot, ugljenik, silicijum) (svi izborni).

KARAKTERISTIKE NEMETALNOG ELEMENTA NA PRIMJERU SUMPORA

1. Pozicija u periodnom sistemuSumpor(serijski broj 16 ) je element 3 tačka, main podgrupe 6 grupe periodnog sistema.

2.Struktura atoma, njegova svojstva. Broj protona u atomu sumpora je 16 , broj elektrona - 16 , broj neutrona u izotopu 32 16 S - 32-16 =16, nuklearno punjenje +16 , raspodjela elektrona na nivoima 2, 8, 6.

3. Jednostavna supstanca. Sumpor je nemetalni. Izlažu se atomi sumpora oksidativno svojstva.

3.Viši oksid, njegov karakter. Sumpor stvara viši oksid, čija je formula SO 3. Po svojim svojstvima jeste kiselina oksid.

4.Viši hidroksid, njegov karakter. Sumpor stvara viši hidroksid, čija je formula H2SO4. Po svojstvima kiselina.

Ulaznica 8.

1. Oksidi: njihov sastav, klasifikacija i nazivi.

Oksidi- to su binarna jedinjenja, na drugom mestu je kiseonik sa oksidacionim stanjem -2.

Ovisno o tome koji element je prvi, oksidi se dijele u tri grupe:

1) Osnovni. To su oksidi u kojima je metal prvi: CaO, Na 2 O.

2) Kisela. To su oksidi u kojima je nemetal prvi: P 2 O 5.

3) Amfoterni. To su oksidi u kojima je prvi element amfoterni element (prijelazni metal): Al 2 O 3, Fe 2 O 3

Osnovni oksidi odgovaraju bazama. Na primjer, Na 2 O - NaOH. Kiseli oksidi odgovaraju kiselinama: P 2 O 5 - H 3 PO 4.

Imena se sastoje od naziva kiseonika (na latinskom) - oksid, i naziva prvog elementa koji ukazuje na oksidaciono stanje (ako je promenljivo)

P 2 +5 O 5 fosfor (V) oksid, Fe 2 +3 O 3 željezo (III) oksid

2. Podgrupa kiseonika: struktura i svojstva atoma, jednostavne supstance, hemijska svojstva sumpora.

Za odgovor pogledajte kartu 1, pitanje 2.

3. Dokazati prisustvo hloridnog jona u kalijum hloridu koristeći karakterističnu reakciju.

Cl - + Ag + (rastvorljiva sol srebra) ® Ag Cl ¯

Bijeli zgrušani sediment

Ulaznica 9.

1. Kiseline. Nazivi i formule kiselina.

Kiseline- ovo je kompleksno neorganske supstance, koji se sastoji od vodikov katjon i anjona kiselog ostatka.

HCl – hlorovodonična

HNO 3 – azot

H 2 SO 4 – sumporna

H 2 CO 3 – ugalj

H 3 PO 4 – fosforni

2. Legure.

Za odgovor pogledajte kartu 7, pitanje 2.

3. Opišite jedan od elemenata - metale (litijum, magnezijum, kalij ili aluminijum) (sve opciono).

Za primjer odgovora, pogledajte kartu 6, pitanje 3.

Ulaznica 10.

1. Položaj metala u periodni sistem hemijski elementi D.I. Mendeljejev, struktura njihovih atoma i kristala.

Me su jednostavne supstance koje lako odustaju od elektrona. Za glavne podgrupe:

Me uključuje sve elemente sekundarnih podgrupa. Ova pozicija Me u periodnom sistemu povezana je sa njihovom strukturom: mali broj elektrona na vanjskom nivou (1-3), koji je za glavne podgrupe određen brojem grupe, a za bočne - uvijek 2 elektrona. . Druga karakteristika za Me je veliki radijus (povećavanje tabele od vrha do dna).

U kristalnoj rešetki Me ima slobodne elektrone, koji su odgovorni za glavne fizička svojstva ja:

2. Temelji u svjetlu TED-a; njihova klasifikacija i hemija. svojstva.

Baze su elektroliti koji, kada se disociraju, formiraju metalni kation i kiseli anion.

klasifikacija:

1. Baze nerastvorljive u vodi.

2. Alkalije – rastvorljive u vodi.

Tipične reakcije razlozi

1 . Baza + kiselina® sol + voda.

(reakcija razmjene)

Hl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH - = H 2 O (reakcija neutralizacije).

2. Baza + kiselinski oksid®sol + voda.

(reakcija razmjene)

2NaOH + N2O5 = 2NaNO3 + H2O
2OH - + N 2 O 5 = 2NO 3 - + H 2 O;

3 . Lužina + sol ® nova baza + nova sol.

(reakcija razmjene)

2KOH + CuSO 4 = = Cu(OH) 2 ¯+ K 2 SO 4

Cu 2+ + 2OH - = = Cu(OH) 2 ¯

4. Baze nerastvorljive u vodi se razlažu kada se zagreju na metalni oksid i vodu, što nije tipično za alkalije, na primer:

Cu(OH) 2 ¯ = CuO + H 2 O

3. Rasporedite koeficijente u reakcionim šemama koristeći metodu elektronske ravnoteže. Navedite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo, oksidacijske i redukcijske procese.

Al + O 2 ® Al 2 O 3

HNO 3 + P® H 3 PO 4 + NO 2 + H 2 O

Prilikom pripreme za ispit pogledajte rješenje u laboratorijskom dnevniku - praktičan rad № 2.

Ulaznica 11.

1. Metoda elektronske ravnoteže.

Al 0+ O2 0 ® Al 2 +3 O 3 -2

Zapisujemo elemente koji su promijenili s.o.

Al 0 – 3e - → Al +3 4 Al 0 – redukciono sredstvo, proces oksidacije

O 2 0 +2*2e - →2O -2 3 O 2 0 – oksidant, proces redukcije

Bilješka. Ako jednostavna supstanca postoji indeks (2), zatim se prenosi na elektronski bilans.

Reakciju izjednačavamo pomoću koeficijenata iz elektronske ravnoteže (4, 3):

4Al +3O 2 ® 2 Al 2 O 3

2. Opća hemijska svojstva metala. Elektrohemijski naponski nizovi metala i interakcija metala sa rastvorima kiselina i soli.

Metali su redukcioni agensi. Reduktivna svojstva pokazuju se u reakcijama sa jednostavnim i složenim supstancama.

I. Sa jednostavnim – nemetalima

2Na + S = Na 2 S natrijum sulfid

II. Sa kompleksom: voda, kiseline, rastvori soli (reakcije supstitucije). Prilikom pisanja svih ovih reakcija potrebno je uzeti u obzir niz aktivnosti (elektrohemijski niz) metala.

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H 2), Cu, Hg, Ag, Au.

1. Metali koji stoje u naponskom nizu lijevo od vodonika istiskuju ga iz kiselih otopina, a oni koji stoje desno, po pravilu, ne istiskuju vodonik iz kiselih otopina:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2.

2. Svaki metal istiskuje iz rastvora soli druge metale koji se nalaze desno od njega u seriji naprezanja, a može i sam biti istisnut metalima koji se nalaze levo, na primer:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,

Su + HgCl 2 = Hg + CuCl 2.

3. Odredite masu ugljičnog monoksida (IV) količinom supstance od 2 mmol.

Odgovor: 88 mg ugljen monoksida (IV).

Ulaznica 12.

1. Hidroliza soli katjonom.

MAN + HOH = MOH + HAN

Slana baza kiselina

Sol se podvrgava hidrolizi ako je formira barem jedan slab ion. Ako je kation slab (od slabe baze), tada se hidroliza naziva prema kationu.

Slabe baze su nerastvorljive u vodi.

Na primjer, FeCl 3 je sol koju formiraju jaka kiselina (HCl) i slaba baza (Fe(OH) 3)

FeCl3Û Fe 3+ +3Cl -

slab kation

Fe 3+ + H + OH - Û Fe OH 2+ + H+

4. Odredite da li je rastvor kisel

Ovo je slučaj hidroliza katjonom.

2. Opća fizička svojstva metala.

Pogledajte kartu za odgovor. 6 , pitanje 2.

3. Provedite reakcije koje potvrđuju da sumporna kiselina sadrži vodikove katione i sulfatne anione.

H 2 SO 4 Û 2H + + SO 4 2-

H+ - metil narandžasta (pocrveniće), ili lakmus (pocrveneće)

SO 4 2- + Ba 2+ ® Ba SO 4 ¯ (bijeli fino-kristalni talog)

Ulaznica 13.

1. Hidroliza soli anjonom.

Hidroliza soli je interakcija rastvorljive soli sa vodom.

MAN + HOH = MOH + HAN

Slana baza kiselina

Sol se podvrgava hidrolizi ako je formira barem jedan slab ion. Ako je anion slab (od slabe kiseline), tada se hidroliza naziva prema anionu.

Jake kiseline: H 2 SO 4, HNO 3, HClO 3, HClO 4, HCl, HBr, HI

Ostali su slabi.

Na primjer, Na 2 CO 3 - nastaje sol slaba kiselina i jak temelj

1. Zapišite jednačinu disocijacije soli. Na 2 CO 3Û 2Na ++ CO 3 2-

slab anion

2. Odaberite slab jon: kation ili anjon.

3. Zabilježite njegovu interakciju s vodom. CO 3 2- + H + OH - Û HCO 3 - + ON -

4. Odredite okruženje rješenja: ON -- alkalna sredina, H + - kisela sredina, odsustvo H + i OH - neutralna.

Ovo je slučaj hidroliza anjonom.

2. Opća hemijska svojstva metala.

Za odgovor pogledajte kartu 11, pitanje 2.

3. Koliko grama joda i alkohola treba uzeti za pripremu 30 g 5% rastvora tinkture joda?

Prilikom pripreme za ispit pogledajte rješenje u laboratorijskom dnevniku - praktični rad br.1.

Ulaznica 14.

1 . Sastavljanje formula hemijske supstance prema stepenu oksidacije.

1. Unesite oksidaciona stanja:

Za prvi element, konstanta je najveća (po broju grupe) ili varijabla (naznačena u nazivu supstance)

Za drugi - najniži (-(8-br. gr.)), ili prema tabeli rastvorljivosti (za grupu elemenata);

2. Ukrstite oksidaciona stanja da biste dobili indekse (smanjite ako je potrebno).

Na primjer.

1) napraviti aluminijum oksid: Al 2 +3 O 3 -2

2) sastaviti olovo(IV) sulfid: Pb 2 +4 S 4 -2 → PbS 2

3) praviti kalcijum sulfat: Ca +2 SO 4 -2

2. Podgrupa halogena.

Kada se pripremate za ispit, pogledajte odgovor u listiću 3, pitanje 2.

3. Provesti reakcije kako bi se potvrdio kvalitativni sastav barij hlorida.

BaCl 2 Û Ba 2+ + 2Cl -

Ba 2+ + SO 4 2- ® Ba SO 4 ¯ (bijeli fino-kristalni talog)

Sl - + Ag + ® Ag Sl ¯ (bijeli sirasti sediment)

Ulaznica 15.

1. Reakcije jonske izmjene.

Da biste snimili reakciju ionske izmjene, morate se pridržavati sljedećeg algoritma.

1. Napišite molekularnu jednačinu za reakciju

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 + 3NaNO 3

2. Provjerite mogućnost nastanka reakcije (proizvodi reakcije: talog, plin ili voda)

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3↓ + 3NaNO 3

3. Zapišite ionsku jednačinu reakcije i ne zaboravite:

· Ostavljamo ga u obliku molekula - slabog elektrolita (H 2 O) i neelektrolita, sedimenta ili gasa;

· Koeficijent ispred formule supstance na koju se odnosi oba jona!!!

· Formule poliatomskih (kompleksnih) jona se ne lome: OH -, CO3 2-, PO4 3- itd.

· Indeks nakon jednostavnog jona ili zagrada ulazi u koeficijent ispred njega u ionskoj jednadžbi

Fe 3+ + 3(NO 3) - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3↓ + 3Na + + NO 3 -

4. “Smanjite” slične

Fe 3+ + 3NO 3 - + 3Na++ 3OH - = Fe(OH) 3↓ + 3Na+ + NE 3 -

5. Prepišite skraćenu ionsku jednačinu

Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH) 3↓

2. opšte karakteristike alkalni metali: struktura atoma i fizička svojstva jednostavnih supstanci.

soli su složene tvari čiji se molekuli sastoje od atoma metala i kiselih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodik). Na primjer, NaCl je natrijum hlorid, CaSO 4 je kalcijum sulfat, itd.

Praktično sve soli su jonska jedinjenja, Dakle, u solima su joni kiselih ostataka i metalni joni povezani zajedno:

Na + Cl – – natrijum hlorid

Ca 2+ SO 4 2– – kalcijum sulfat itd.

Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za atome vodika u kiselini. Dakle, razlikuju se sljedeće vrste soli:

1. Srednje soli– svi atomi vodonika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Kiselinske soli– nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu formirati samo dvo- ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu proizvesti kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvostruke soli– atomi vodonika dvo- ili polibazne kiseline nisu zamijenjeni jednim metalom, već dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune, ili djelomične, supstitucije hidroksilnih grupa baza kiselim ostacima: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl itd.

Prema međunarodnoj nomenklaturi, naziv soli svake kiseline potiče Latinski naziv element. Na primjer, soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati: CaSO 4 - kalcijum sulfat, Mg SO 4 - magnezijum sulfat, itd.; sol hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi: NaCl - natrijum hlorid, ZnCI 2 - cink hlorid itd.

U naziv soli dvobaznih kiselina dodaje se čestica “bi” ili “hidro”: Mg(HCl 3) 2 – magnezijum bikarbonat ili bikarbonat.

Pod uslovom da je u trobaznoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks “dihidro”: NaH 2 PO 4 - natrijum dihidrogen fosfat.

Soli su čvrste tvari vrlo različite topljivosti u vodi.

Hemijska svojstva soli

Hemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i anjona koji su u njihovom sastavu.

1. Neki soli se razlažu kada se zagrijavaju:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Interakcija sa kiselinama sa stvaranjem nove soli i nove kiseline. Da bi se izvela ova reakcija, kiselina mora biti jača od soli na koju djeluje kiselina:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija sa bazama, formirajući novu sol i novu bazu:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. Interakcija jedni s drugima sa stvaranjem novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interakcija sa metalima, koji su u opsegu aktivnosti do metala koji je dio soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o soli?
Da biste dobili pomoć od tutora, registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

web stranicu, kada kopirate materijal u cijelosti ili djelomično, link na izvor je obavezan.

Tipične reakcije kiselina, baza, oksida, soli (uvjeti za njihovu realizaciju)

Tipične kisele reakcije

1 . Kiselina + baza → sol + voda

2 . Kiselina + metalni oksid → sol + voda

3 . Kiselina + metal → so + vodonik (uslovi: a) metal mora biti u elektrohemijskom naponskom nizu levo od vodonika; b) treba dobiti rastvorljivu so; c) nerastvorljiva kiselina – silicijumska kiselina ne reaguje sa metalima; d) koncentrirana sumporna i dušična kiselina različito reagiraju s metalima, vodik se ne oslobađa)

4 . Kiselina + sol → nova kiselina + nova sol. (uvjet: reakcija se javlja ako se formira talog ili plin)

Tipične bazne reakcije

1 . Baza + kiselina → sol + voda

2 . Baza + oksid nemetala → sol + voda (uvjet: oksid nemetala – kiseli oksid)

3 . Alkalija + so → nova baza + nova so (uslov: formira se talog ili gas)

Tipične reakcije bazičnih oksida

1 . Osnovni oksid + kiselina → sol + voda

2 . Osnovni oksid + kiseli oksid → sol

3 . Bazni oksid + voda → alkalija (uslov: formira se rastvorljiva alkalna baza)

Tipične reakcije kiselog oksida

1 . Kiseli oksid + baza → sol + voda

2 . Kiseli oksid + bazični oksid → sol

3 . Kiseli oksid + voda → kiselina (uslov: kiselina mora biti rastvorljiva)

Tipične reakcije soli

1 . Sol + kiselina → druga so + druga kiselina (uslov: ako se formira talog ili gas)

2 . Sol + alkalija → druga so + druga baza (uslov: ako se formira talog ili gas)

3 . Sol 1 + sol 2 → sol 3 + sol 4 (uvjet: formira se talog)

4 . Sol + metal → druga so + drugi metal (uslov: svaki metal istiskuje iz rastvora soli sve ostale metale koji se nalaze desno od njega u nizu napona; obe soli moraju biti rastvorljive)