Soli jsou metody pro získání chemických vlastností. Důvody

Tato lekce je věnována studiu obecných chemických vlastností další třídy anorganických látek – solí. Dozvíte se, s jakými látkami mohou soli interagovat a jaké jsou podmínky pro vznik takových reakcí.

Téma: Třídy anorganických látek

Lekce: Chemické vlastnosti solí

1. Interakce solí s kovy

Soli jsou složité látky skládající se z atomů kovů a kyselých zbytků.

Vlastnosti solí tedy budou spojeny s přítomností určitého kovu nebo zbytku kyseliny v látce. Například většina solí mědi v roztoku má namodralou barvu. Soli kyseliny manganité (manganistan) jsou převážně fialové. Začněme se seznamovat s chemickými vlastnostmi solí následujícím pokusem.

Umístěte železný hřeb do první sklenice s roztokem síranu měďnatého (II). Do druhé sklenice vložte měděnou desku s roztokem síranu železnatého. Do třetí sklenice s roztokem dusičnanu stříbrného také spustíme měděnou desku. Po nějaké době uvidíme, že železný hřebík byl pokryt vrstvou mědi, měděný plát ze třetího skla byl pokryt vrstvou stříbra a s měděným plátem z druhého skla se nic nestalo.

Rýže. 1. Interakce roztoků solí s kovy

Pojďme si vysvětlit výsledky experimentu. K reakcím došlo pouze v případě, že kov reagující se solí byl reaktivnější než kov v soli. Aktivitu kovů lze vzájemně porovnávat jejich postavením v řadě aktivit. Čím více vlevo je kov v této řadě umístěn, tím větší je jeho schopnost vytlačit jiný kov ze solného roztoku.

Rovnice provedených reakcí:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Když železo reaguje s roztokem síranu měďnatého (II), vzniká čistá měď a síran železnatý. Tato reakce je možná, protože železo má větší reaktivitu než měď.

Cu + FeSO4 → reakce neprobíhá

K reakci mezi mědí a roztokem síranu železnatého nedochází, protože měď nemůže nahradit železo ze solného roztoku.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

Když měď reaguje s roztokem dusičnanu stříbrného, ​​vzniká stříbro a dusičnan měďnatý (II). Měď nahrazuje stříbro z roztoku jeho soli, protože měď se nachází v řadě aktivit nalevo od stříbra.

Solné roztoky mohou interagovat s kovy, které jsou aktivnější než kov v soli. Tyto reakce jsou substitučního typu.

2. Vzájemná interakce solných roztoků

Uvažujme o další vlastnosti solí. Soli rozpuštěné ve vodě se mohou vzájemně ovlivňovat. Udělejme experiment.

Smíchejte roztoky chloridu barnatého a síranu sodného. V důsledku toho se vytvoří bílá sraženina síranu barnatého. Očividně tam byla reakce.

Reakční rovnice: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Soli rozpuštěné ve vodě mohou podstoupit výměnnou reakci, pokud je výsledkem sůl nerozpustná ve vodě.

3. Interakce solí s alkáliemi

Pojďme zjistit, zda soli interagují s alkáliemi provedením následujícího experimentu.

Přidejte roztok hydroxidu sodného k roztoku síranu měďnatého. Výsledkem je modrá sraženina.

Rýže. 2. Interakce roztoku síranu měďnatého s alkálií

Rovnice reakce: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Tato reakce je výměnnou reakcí.

Soli mohou reagovat s alkáliemi, pokud reakcí vznikne látka, která je nerozpustná ve vodě.

4. Interakce solí s kyselinami

K roztoku uhličitanu sodného se přidá roztok kyseliny chlorovodíkové. V důsledku toho vidíme uvolňování plynových bublin. Vysvětleme výsledky experimentu napsáním rovnice pro tuto reakci:

Na2C03 + 2HCl= 2NaCl + H2C03

H2CO3 = H2O + CO2

Kyselina uhličitá je nestabilní látka. Rozkládá se na oxid uhličitý a vodu. Tato reakce je výměnnou reakcí.

Soli mohou podstoupit výměnnou reakci s kyselinami, pokud reakce produkuje plyn nebo tvoří sraženinu.

1. Sbírka úloh a cvičení z chemie: 8. ročník: pro učebnice. P. A. Oržekovskij a další „Chemie. 8. třída“ / P. A. Oržekovskij, N. A. Titov, F. F. Hegele. – M.: AST: Astrel, 2006. (str. 107-111)

2. Ushakova O. V. Pracovní sešit z chemie: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a dalších „Chemie. 8. třída“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; pod. vyd. prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 108-110)

3. Chemie. 8. třída. Učebnice pro všeobecné vzdělání instituce / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.:Astrel, 2013. (§34)

4. Chemie: 8. třída: učebnice. pro všeobecné vzdělání instituce / P. A. Oržekovskij, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Chemie: inorg. chemie: učebnice. pro 8. třídu. všeobecné vzdělání instituce / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Vzdělávání, OJSC „Moskva učebnice“, 2009. (§33)

6. Encyklopedie pro děti. Svazek 17. Chemie / Kapitola. vyd. V. A. Volodin, vedoucí vědecký vyd. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Další webové zdroje

1. Interakce kyselin se solemi.

2. Interakce kovů se solemi.

Domácí úkol

1) str. 109-110 č. 4.5 z Pracovního sešitu z chemie: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a dalších „Chemie. 8. třída“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; pod. vyd. prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) str. 193 č. 2,3 z učebnice P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova „Chemie: 8th grade“, 2013.

Moderní chemická věda představuje mnoho různých odvětví a každé z nich má kromě svého teoretického základu velký aplikační i praktický význam. Čeho se dotknete, vše kolem vás je chemický produkt. Hlavní sekce jsou anorganická a organická chemie. Zvažme, jaké hlavní třídy látek jsou klasifikovány jako anorganické a jaké mají vlastnosti.

Hlavní kategorie anorganických sloučenin

Patří mezi ně následující:

1. Oxidy.
2. Sůl.
3. Důvody.
4. Kyseliny.

Každá ze tříd je zastoupena širokou škálou sloučenin anorganické povahy a je důležitá téměř v jakékoli struktuře lidské hospodářské a průmyslové činnosti. Všechny hlavní vlastnosti charakteristické pro tyto sloučeniny, jejich výskyt v přírodě a jejich produkce jsou bez problémů studovány ve školním kurzu chemie, v ročnících 8-11.

Existuje obecná tabulka oxidů, solí, zásad, kyselin, která uvádí příklady jednotlivých látek a jejich stav agregace a výskyt v přírodě. Jsou také ukázány interakce, které popisují chemické vlastnosti. Na každou z tříd se však podíváme samostatně a podrobněji.

Skupina sloučenin - oxidy

4. Reakce, v jejichž důsledku prvky mění CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagenční voda: tvorba kyselin (výjimka SiO 2)

CO + voda = kyselina

2. Reakce s bázemi:

C02 + 2CsOH = Cs2C03 + H20

3. Reakce s bazickými oxidy: tvorba solí

P205 + 3MnO = Mn3 (P03) 2

4. OVR reakce:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Vykazují dvojí vlastnosti a interagují na principu acidobazické metody (s kyselinami, zásadami, zásaditými oxidy, kysličníky). Neinteragují s vodou.

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina = sůl + H20

2. S bázemi (alkáliemi): tvorba hydroxokomplexů

Al203 + LiOH + voda = Li

3. Reakce s oxidy kyselin: získávání solí

FeO + SO2 = FeS03

4. Reakce s OO: tvorba solí, fúze

MnO + Rb 2 O = podvojná sůl Rb 2 MnO 2

5. Fúzní reakce s alkáliemi a uhličitany alkalických kovů: tvorba solí

Al203 + 2LiOH = 2LiAl02 + H20

Nevytvářejí kyseliny ani zásady. Vykazují vysoce specifické vlastnosti.

Každý vyšší oxid, tvořený buď kovem nebo nekovem, po rozpuštění ve vodě poskytuje silnou kyselinu nebo zásadu.

Organické a anorganické kyseliny

V klasickém slova smyslu (na základě poloh ED - elektrolytická disociace - Svante Arrhenius) jsou kyseliny sloučeniny, které se ve vodném prostředí disociují na kationty H + a anionty zbytků kyselin An -. Nicméně, dnes kyseliny byly také rozsáhle studovány v bezvodých podmínkách, tak tam je mnoho různých teorií pro hydroxides.

Empirické vzorce oxidů, zásad, kyselin, solí se skládají pouze ze symbolů, prvků a indexů udávajících jejich množství v látce. Například anorganické kyseliny jsou vyjádřeny vzorcem H + zbytek kyseliny n-. Organické látky mají jiné teoretické zastoupení. Kromě empirického si pro ně můžete zapsat úplný a zkrácený strukturní vzorec, který bude odrážet nejen složení a množství molekuly, ale také pořadí atomů, jejich vzájemné spojení a hlavní funkční skupina pro karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických látkách jsou všechny kyseliny rozděleny do dvou skupin:

• bez kyslíku - HBr, HCN, HCL a další;
• obsahující kyslík (oxokyseliny) - HClO 3 a vše, kde je kyslík.

Anorganické kyseliny jsou také klasifikovány podle stability (stabilní nebo stabilní - vše kromě kyselin uhličitých a siřičitých, nestabilní nebo nestabilní - kyseliny uhličité a siřičité). Pokud jde o sílu, kyseliny mohou být silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chlorista a další, stejně jako slabé: sirovodík, chlor a další.

Organická chemie nenabízí stejnou rozmanitost. Kyseliny, které jsou organické povahy, jsou klasifikovány jako karboxylové kyseliny. Jejich společným znakem je přítomnost funkční skupiny -COOH. Například HCOOH (mravenčí), CH 3 COOH (octová), C 17 H 35 COOH (stearová) a další.

Existuje řada kyselin, které jsou zvláště pečlivě zdůrazněny při zvažování tohoto tématu ve školním kurzu chemie.

1. Solyanaya.
2. Dusík.
3. Ortofosforečná.
4. bromovodík.
5. Uhlí.
6. Jodovodík.
7. sírový.
8. Acet nebo ethan.
9. Butan nebo olej.
10. Benzoin.

Těchto 10 kyselin v chemii jsou základní látky odpovídající třídy jak ve školním kurzu, tak obecně v průmyslu a syntézách.

Vlastnosti anorganických kyselin

Mezi hlavní fyzikální vlastnosti patří především rozdílný stav agregace. Koneckonců existuje řada kyselin, které mají za normálních podmínek formu krystalů nebo prášků (boritá, ortofosforečná). Naprostá většina známých anorganických kyselin jsou různé kapaliny. Body varu a tání se také liší.

Kyseliny mohou způsobit vážné popáleniny, protože mají sílu zničit organickou tkáň a kůži. K detekci kyselin se používají indikátory:

• methyloranž (v normálním prostředí - oranžová, v kyselinách - červená),
• lakmus (v neutrálním - fialový, v kyselinách - červený) nebo některé další.

Mezi nejdůležitější chemické vlastnosti patří schopnost interakce s jednoduchými i komplexními látkami.

Chemické vlastnosti anorganických kyselin

S čím interagují?	Příklad reakce
1. S jednoduchými látkami - kovy. Předpoklad: kov musí být v EHRNM před vodíkem, protože kovy za vodíkem ho nejsou schopny vytěsnit ze složení kyselin. Reakce vždy produkuje plynný vodík a sůl.
2. S důvody. Výsledkem reakce je sůl a voda. Takové reakce silných kyselin s alkáliemi se nazývají neutralizační reakce.	Jakákoli kyselina (silná) + rozpustná zásada = sůl a voda
3. S amfoterními hydroxidy. Sečteno a podtrženo: sůl a voda.	2HNO 2 + hydroxid berylnatý = Be(NO 2) 2 (střední sůl) + 2H 2 O
4. S bazickými oxidy. Výsledek: voda, sůl.	2HCL + FeO = chlorid železitý + H20
5. S amfoterními oxidy. Konečný efekt: sůl a voda.	2HI + ZnO = ZnI2 + H20
6. Se solemi tvořenými slabšími kyselinami. Konečný efekt: sůl a slabá kyselina.	2HBr + MgC03 = bromid hořečnatý + H20 + C02

Při interakci s kovy ne všechny kyseliny reagují stejně. Chemie (9. třída) ve škole zahrnuje velmi povrchní studium takových reakcí, nicméně i na této úrovni jsou brány v úvahu specifické vlastnosti koncentrované kyseliny dusičné a sírové při interakci s kovy.

Hydroxidy: alkálie, amfoterní a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny – všechny tyto třídy látek mají společnou chemickou povahu, vysvětlovanou strukturou krystalové mřížky a také vzájemným vlivem atomů v molekulách. Pokud však bylo možné uvést velmi konkrétní definici oxidů, pak je to obtížnější pro kyseliny a zásady.

Stejně jako kyseliny jsou zásady podle teorie ED látky, které se mohou ve vodném roztoku rozkládat na kationty kovů Me n + a anionty hydroxylových skupin OH -.

• Rozpustné nebo alkálie (silné zásady, které mění barvu indikátorů). Tvořeno kovy skupiny I a II. Příklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že se berou v úvahu prvky pouze hlavních podskupin);
• Málo rozpustný nebo nerozpustný (středně silný, neměnit barvu indikátorů). Příklad: hydroxid hořečnatý, železo (II), (III) a další.
• Molekulární (slabé báze, ve vodném prostředí se reverzibilně disociují na molekuly iontů). Příklad: N 2 H 4, aminy, amoniak.
• Amfoterní hydroxidy (vykazují dvojí vlastnosti zásadité-kyselé). Příklad: berylium, zinek a tak dále.

Každá prezentovaná skupina je studována ve školním kurzu chemie v sekci „Základy“. Chemie v 8.-9. ročníku zahrnuje podrobné studium alkálií a špatně rozpustných sloučenin.

Hlavní charakteristické vlastnosti bází

Všechny alkálie a málo rozpustné sloučeniny se v přírodě nacházejí v pevném krystalickém stavu. Přitom jejich teploty tání jsou obvykle nízké a špatně rozpustné hydroxidy se při zahřívání rozkládají. Barva základů je různá. Pokud jsou alkálie bílé, pak mohou mít krystaly špatně rozpustných a molekulárních bází velmi odlišné barvy. Rozpustnost většiny sloučenin této třídy lze vidět v tabulce, která představuje vzorce oxidů, zásad, kyselin, solí a ukazuje jejich rozpustnost.

Alkálie mohou měnit barvu indikátorů následovně: fenolftalein - karmínová, methyloranž - žlutá. To je zajištěno volnou přítomností hydroxoskupin v roztoku. To je důvod, proč špatně rozpustné zásady nedávají takovou reakci.

Chemické vlastnosti každé skupiny bází jsou odlišné.

Chemické vlastnosti
Alkálie	Mírně rozpustné základy	Amfoterní hydroxidy
I. Interakce s CO (výsledek - sůl a voda): 2LiOH + SO3 = Li2S04 + voda II. Interakce s kyselinami (sůl a voda): běžné neutralizační reakce (viz kyseliny) III. Interagují s AO za vzniku hydroxokomplexu soli a vody: 2NaOH + Me + n O = Na2Me +n02 + H20 nebo Na2 IV. Reagujte s amfoterními hydroxidy za vzniku hydroxykomplexních solí: To samé jako u AO, jen bez vody V. Reagujte s rozpustnými solemi za vzniku nerozpustných hydroxidů a solí: 3CsOH + chlorid železitý = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reagujte se zinkem a hliníkem ve vodném roztoku za vzniku solí a vodíku: 2RbOH + 2Al + voda = komplex s hydroxidovým iontem 2Rb + 3H 2	I. Při zahřátí se mohou rozkládat: nerozpustný hydroxid = oxid + voda II. Reakce s kyselinami (výsledek: sůl a voda): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + voda III. Interakce s KO: Me + n (OH) n + KO = sůl + H20	I. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody: (II) + 2HBr = CuBr2 + voda II. Reagujte s alkáliemi: výsledek - sůl a voda (podmínka: fúze) Zn(OH)2 + 2CsOH = sůl + 2H20 III. Reagujte se silnými hydroxidy: výsledkem jsou soli, pokud reakce probíhá ve vodném roztoku: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Toto je většina chemických vlastností, které zásady vykazují. Chemie zásad je poměrně jednoduchá a řídí se obecnými zákony všech anorganických sloučenin.

Třída anorganických solí. Klasifikace, fyzikální vlastnosti

Na základě ustanovení ED mohou být soli nazývány anorganickými sloučeninami, které se ve vodném roztoku disociují na kovové kationty Me +n a anionty kyselých zbytků An n-. Takhle si můžete představit soli. Chemie poskytuje více než jednu definici, ale tato je nejpřesnější.

Kromě toho se všechny soli podle své chemické povahy dělí na:

• Kyselé (obsahující vodíkový kation). Příklad: NaHSO 4.
• Bazické (obsahující hydroxoskupinu). Příklad: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Střední (skládá se pouze z kationtu kovu a zbytku kyseliny). Příklad: NaCL, CaSO 4.
• Dvojité (včetně dvou různých kovových kationtů). Příklad: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (hydroxokomplexy, aquakomplexy a další). Příklad: K 2.

Vzorce solí odrážejí jejich chemickou povahu a také udávají kvalitativní a kvantitativní složení molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny mají různé vlastnosti rozpustnosti, které lze zobrazit v odpovídající tabulce.

Pokud mluvíme o stavu agregace solí, pak si musíme všimnout jejich uniformity. Existují pouze v pevném, krystalickém nebo práškovém stavu. Barevná škála je poměrně pestrá. Roztoky komplexních solí mají zpravidla světlé, nasycené barvy.

Chemické interakce pro třídu středních solí

Mají podobné chemické vlastnosti jako zásady, kyseliny a soli. Oxidy, jak jsme již zkoumali, se od nich v tomto faktoru poněkud liší.

Celkem lze u středních solí rozlišit 4 hlavní typy interakcí.

I. Interakce s kyselinami (pouze silnými z pohledu ED) za vzniku další soli a slabé kyseliny:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakce s rozpustnými hydroxidy za vzniku solí a nerozpustných zásad:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rozpustná sůl + Cu(OH) 2 nerozpustná zásada

III. Reakce s jinou rozpustnou solí za vzniku nerozpustné soli a rozpustné soli:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakce s kovy umístěnými v EHRNM nalevo od toho, který tvoří sůl. V tomto případě by reagující kov neměl za normálních podmínek interagovat s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Toto jsou hlavní typy interakcí, které jsou charakteristické pro střední soli. Vzorce komplexních, bazických, podvojných a kyselých solí hovoří samy za sebe o specifičnosti vykazovaných chemických vlastností.

Vzorce oxidů, zásad, kyselin, solí odrážejí chemickou podstatu všech zástupců těchto tříd anorganických sloučenin a navíc dávají představu o názvu látky a jejích fyzikálních vlastnostech. Proto je třeba jejich psaní věnovat zvláštní pozornost. Obrovské množství sloučenin nám nabízí obecně úžasná věda chemie. Oxidy, zásady, kyseliny, soli – to je jen část nesmírné rozmanitosti.

1) kov s nekovem: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) kov s kyselinou: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) kov se solným roztokem méně aktivního kovu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) zásaditý oxid s kyselým oxidem: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) zásaditý oxid s kyselinou CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) báze s oxidem kyselým Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) báze s kyselinou: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20

8) soli s kyselinami: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2S04 = BaS04 + 2HCl

9) roztok báze s roztokem soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) roztoky dvou solí 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Získávání solí kyselin:

1. Interakce kyseliny s nedostatkem zásady. KOH + H2SO4 = KHS04 + H2O

2. Interakce báze s přebytkem kysličníku

Ca(OH)2 + 2C02 = Ca(HC03)2

3. Interakce průměrné soli s kyselinou Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Získávání zásaditých solí:

1. Hydrolýza solí tvořených slabou zásadou a silnou kyselinou

ZnCl2 + H20 = Cl + HCl

2. Přidávání (po kapkách) malých množství alkálií do roztoků solí středních kovů AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interakce solí slabých kyselin se středními solemi

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H20 = 2 CO3 + CO2 + 4NaCl

4. Příprava komplexních solí:

1. Reakce solí s ligandy: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCI

5. Příprava podvojných solí:

1. Společná krystalizace dvou solí:

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24 H 2 O = 2 + NaCl

4. Redoxní reakce způsobené vlastnostmi kationtu nebo aniontu. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H20

2. Chemické vlastnosti solí kyselin:

Tepelný rozklad za vzniku střední soli

Ca(HC03)2 = CaC03 + C02 + H20

Interakce s alkálií. Získání střední soli.

Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaC03 + 2H20

3. Chemické vlastnosti bazických solí:

Tepelný rozklad.

2C03 = 2CuO + CO2 + H20

Interakce s kyselinou: tvorba střední soli. Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H20 Chemický prvek

- soubor atomů se stejným jaderným nábojem a počtem protonů, které se shodují s pořadovým (atomovým) číslem v periodické tabulce. Každý chemický prvek má svůj vlastní název a značku, které jsou uvedeny v Mendělejevově periodické tabulce prvků. Forma existence chemických prvků ve volné formě je jednoduché látky

(jediný prvek).

V tuto chvíli (březen 2013) je známo 118 chemických prvků (ne všechny jsou oficiálně uznány).

Chemické látky se mohou skládat buď z jednoho chemického prvku (jednoduchá látka), nebo z různých (složitá látka nebo chemická sloučenina).

Chemické prvky tvoří asi 500 jednoduchých látek. Schopnost jednoho prvku existovat ve formě různých jednoduchých látek, které se liší vlastnostmi, se nazývá alotropie. Názvy jednoduchých látek se ve většině případů shodují s názvy odpovídajících prvků (například zinek, hliník, chlór), avšak v případě existence více alotropních modifikací mohou názvy jednoduché látky a prvku liší se například kyslíkem (dikyslík, O 2) a ozónem (O 3); diamant, grafit a řada dalších alotropních modifikací uhlíku existuje spolu s amorfními formami uhlíku.

Dualita vlastností elektronu se projevuje v tom, že má jednak vlastnosti částice (má určitou klidovou hmotnost), jednak jeho pohyb připomíná vlnu a lze jej popsat tzv. určitou amplitudu, vlnovou délku, kmitací frekvenci atd. Nelze tedy hovořit o nějaké konkrétní trajektorii pohybu elektronu – lze soudit pouze o té či oné míře pravděpodobnosti jeho výskytu v daném bodě prostoru.

Dráhu elektronu je tedy třeba chápat nikoli jako specifickou linii pohybu elektronu, ale jako určitou část prostoru kolem jádra, ve které je největší pravděpodobnost výskytu elektronu. Jinými slovy, elektronová dráha necharakterizuje sekvenci pohybu elektronu z bodu do bodu, ale je určena pravděpodobností nalezení elektronu v určité vzdálenosti od jádra.

Francouzský vědec L. de Broglie jako první hovořil o přítomnosti vlnových vlastností elektronu. De Broglieho rovnice: =h/mV. Pokud má elektron vlnové vlastnosti, pak elektronový paprsek musí zažít účinky difrakce a interference. Vlnová povaha elektronů byla potvrzena pozorováním difrakce elektronového paprsku ve struktuře krystalové mřížky. Protože elektron má vlnové vlastnosti, jeho poloha uvnitř objemu atomu není určena. Poloha elektronu v atomovém objemu je popsána pravděpodobnostní funkcí, pokud je zobrazen v trojrozměrném prostoru, dostáváme rotační tělesa (obr.).

Chemické rovnice

Chemická rovnice je vyjádření reakce pomocí chemických vzorců. Chemické rovnice ukazují, 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 účastnících se chemické 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. Rovnice chemické reakce umožňuje provádět různé výpočty související s danou reakcí.

Komplexní látky se dělí do čtyř tříd: oxidy, zásady, kyseliny a soli.

Oxidy- jedná se o složité látky skládající se ze dvou prvků, z nichž jedním 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, pak za názvem prvku je 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 od IV do 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 zásadité 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 ve vodě nerozpustné a nereagují s ní.

Způsoby výroby oxidů z jednoduchých látek jsou buď přímou reakcí 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 kovů 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.

Chemické vlastnosti.

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.

Nerozpustné zásady se při zahřívání 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.

Podle přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v molekule se kyseliny dělí na kyslík obsahující (H2SO4 kyselina sírová, H2SO3 kyselina siřičitá, HNO3 kyselina dusičná, H3PO4 kyselina fosforečná, H2CO3 kyselina uhličitá, H2SiO3 kyselina křemičitá) a bezkyslíkaté (HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).

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 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 silnější kyseliny na sůl požadované kyseliny. Tato metoda je typická pro kyslíkové i bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkaté kyseliny se také získávají přímou syntézou z vodíku a nekovu, po které následuje rozpuštění 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 barvu v závislosti na jejich interakci s různými chemikáliemi. 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.

Ale reakce mezi roztokem kyseliny chlorovodíkové a mědí 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 kyseliny sírové a roztok kyseliny dusičné jakékoli koncentrace interagují s kovy poněkud odlišně, proto jsou reakční rovnice 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 nomenklatury pochází název soli každé kyseliny z latinského názvu prvku. 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 je nutné, aby kyselina byla silnější než sůl, která je kyselinou ovlivněna:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Interagujte s bázemi za vzniku nové soli a nové báze:

Ba(OH)2 + MgS04 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Vzájemnou interakcí tvoří nové soli:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Interagují s kovy, které jsou ve stejném rozsahu aktivity jako kov, který je součástí soli.

Základy pro rozdělení solí do samostatných skupin byly položeny v dílech francouzského chemika a lékárníka G. Ruel(\(1703\)–\(1770\)) . Byl to on, kdo v \(1754\) navrhl rozdělit do té doby známé soli na kyselé, zásadité a střední (neutrální). V současné době se identifikují další skupiny této mimořádně důležité třídy sloučenin.

Střední soli

Střední soli jsou soli, které obsahují kovový chemický prvek a kyselý zbytek.

Namísto kovového chemického prvku obsahují amonné soli jednovaznou amonnou skupinu NH4I.

Příklady středních solí:

Na I Cl - chlorid sodný;
Al 2 III SO 4 II 3 - síran hlinitý;
NH I 4 NO 3 I - dusičnan amonný.

Kyselé soli

Soli se nazývají kyselé, pokud obsahují kromě kovového chemického prvku a kyselého zbytku atomy vodíku.

Věnovat pozornost!

Při sestavování vzorců solí kyselin je třeba mít na paměti, že valence zbytku kyseliny je číselně rovna počtu atomů vodíku, které byly součástí molekuly kyseliny a byly nahrazeny kovem.

Při sestavování názvu takové sloučeniny se k názvu soli přidá předpona „“. hydro", pokud zbytek kyseliny obsahuje jeden atom vodíku, a " dihydro"Pokud zbytek kyseliny obsahuje dva atomy vodíku.

Příklady kyselých solí:

Ca II HCO 3 I 2 - hydrogenuhličitan vápenatý;
Na2I HPO4II - hydrogenfosforečnan sodný;
Na I H 2 PO 4 I je dihydrogenfosforečnan sodný.

Nejjednodušším příkladem kyselých solí je jedlá soda, tedy hydrogenuhličitan sodný \(NaHCO_3\).

Zásadité soli

Bazické soli jsou soli, které obsahují kromě chemického prvku kovu a kyselého zbytku hydroxylové skupiny.

Bazické soli lze považovat za produkt neúplné neutralizace polykyselinové báze.

Věnovat pozornost!

Při sestavování vzorců takových látek je třeba mít na paměti, že valence zbytku z báze je číselně rovna počtu hydroxoskupin, které „opustily“ složení báze.

Při sestavování názvu hlavní soli se předpona „ hydroxo", pokud zbytek báze obsahuje jednu hydroxoskupinu, a " dihydroxo", pokud zbytek báze obsahuje dvě hydroxoskupiny.

Příklady bazických solí:

MgOH I Cl I - hydroxychlorid hořečnatý;
Fe OH II NO 3 2 I - hydroxonitrát železa (\(III\));
Fe OH 2 I NO 3 I - dihydroxonitrát železa (\(III\)).

Známým příkladem bazických solí je zelený nános hydroxykarbonátu mědi (\(II\)) \((CuOH)_2CO_3\), který se časem tvoří na měděných předmětech a předmětech vyrobených ze slitin mědi, pokud jsou v kontaktu s vlhký vzduch. Minerál malachit má stejné složení.

Komplexní soli

Komplexní sloučeniny jsou různorodou třídou látek. Za zásluhy o vytvoření teorie vysvětlující jejich složení a strukturu patří nositeli Nobelovy ceny za chemii \(1913\) švýcarskému vědci A. Werner (\(1866\)–\(1919\)). Pravda, termín „komplexní sloučeniny“ zavedl v roce \(1889\) jiný vynikající chemik, nositel Nobelovy ceny \(1909\). V. Ostwald (\(1853\)–\(1932\)).

Kation nebo anion komplexních solí obsahuje komplexující prvek spojené s tzv. ligandy. Počet ligandů, které komplexotvorné činidlo váže, se nazývá koordinační číslo. Například koordinační číslo dvojmocné mědi, stejně jako berylia a zinku, je \(4\). Koordinační číslo hliníku, železa, trojmocného chrómu je \(6\).

V názvu komplexní sloučeniny je počet ligandů připojených ke komplexačnímu činidlu reprezentován řeckými číslicemi: \(2\) - “ di", \(3\) - " tři", \(4\) - " tetra", \(5\) - " penta", \(6\) - " hexa" Jako ligandy mohou působit jak elektricky neutrální molekuly, tak ionty.

Název komplexního aniontu začíná složením vnitřní koule.

Pokud anionty působí jako ligandy, koncovka „ -Ó»:

\(–Cl\) - chlor-, \(–OH\) - hydroxo-, \(–CN\) - kyano-.

Pokud jsou ligandy elektricky neutrální molekuly vody, název " aqua"a pokud čpavek - jméno" ammin».

Pak se komplexotvorné činidlo nazývá latinským názvem a koncovkou „- na“, za nímž je bez mezery stupeň oxidace uveden římskými číslicemi v závorkách (pokud může mít komplexotvorné činidlo několik oxidačních stavů).

Po označení složení vnitřní koule uveďte název kationtu vnější koule - toho, který je v chemickém vzorci látky mimo hranaté závorky.

Příklad:

K 2 Zn OH 4 - tetrahydroxozinkatan draselný,
K 3 Al OH 6 - hexahydroxoaluminát draselný,
K 4 Fe CN 6 - hexakyanoželezitan draselný (\(II\)).

Ve školních učebnicích jsou vzorce pro komplexní soli složitějšího složení zpravidla zjednodušeny. Například vzorec tetrahydroxodiaquaaluminátu draselného K Al H 2 O 2 OH 4 se obvykle píše jako vzorec tetrahydroxoaluminátu.

Pokud je komplexotvorné činidlo součástí kationtu, pak se název vnitřní koule skládá stejně jako v případě komplexního aniontu, ale používá se ruský název komplexotvorného činidla a je uveden stupeň jeho oxidace v závorce.

Příklad:

Ag NH 3 2 Cl - diamin chlorid stříbrný,
Cu H 2 O 4 SO 4 - síran tetraaquacopper (\(II\)).

Krystalické hydráty solí

Hydráty jsou produkty přidání vody k částicím látky (termín je odvozen z řec hydor- „voda“).

Mnoho solí se vysráží z roztoků ve formě krystalické hydráty- krystaly obsahující molekuly vody. V krystalických hydrátech jsou molekuly vody pevně vázány na kationty nebo anionty, které tvoří krystalovou mřížku. Mnoho solí tohoto typu jsou v podstatě komplexní sloučeniny. Přestože mnoho krystalických hydrátů je známo od nepaměti, systematické studium jejich složení zahájil holandský chemik B. Rosebohm (\(1857\)–\(1907\)).

V chemických vzorcích krystalických hydrátů je zvykem uvádět poměr množství látky soli a množství látky vody.

Věnovat pozornost!

Tečka, která rozděluje chemický vzorec krystalického hydrátu na dvě části, na rozdíl od matematických výrazů, neoznačuje akci násobení a čte se jako předložka „s“.

.