Άλατα- το μεψευδείς ουσίες, προϊόντα πλήρους ή μερικής αντικατάστασης ατόμων υδρογόνου σε οξέα με μέταλλο ( H 2 SO 4 - Na H SO 4 - Na 2 SO 4 ) ή υδροξοομάδες βάσεων με όξινο υπόλειμμα ( Cu (OH) 2 – CuOHCl - CuCl 2)
Σύμφωνα με τη σύσταση του αλατιού υπάρχουν:
- μέση τιμή
- θυμώνω
- βασικός
- διπλό
- μικτός
- συγκρότημα
Φυσικές ιδιότητες:
Στερεός κρυσταλλικές ουσίες, πολλά υψηλά σημεία τήξης και βρασμού.
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες έχουν ένα ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα.
Η παρουσία ορισμένων ιόντων μπορεί να καθορίσει το χρώμα των αλάτων. Για παράδειγμα:
Cu 2+ - μπλε;
Fe 3+ - ανοιχτό καφέ χρώμα.
Ni 2+ - πράσινο;
CrO 4 2- - κίτρινο;
Cr 2 O 7 2- - πορτοκαλί χρώμα;
MnO4- - μωβ χρωμα
Χημικές ιδιότητες:
1. Διάσπαση:
Τα άλατα είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες που υπάρχουν σε υδατικά διαλύματαμε τη μορφή κατιόντων μετάλλων και ανιόντων υπολειμμάτων οξέος
NaCl = Na + + Cl -
2. Αλληλεπίδραση μενερό
Σχηματισμός κρυσταλλικών υδριτών: CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 · 5Η2Ο
Υδρόλυση: Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3
3. Αλληλεπίδραση με μέταλλα CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu;
Αλλά, εάν το μέταλλο αλληλεπιδράσει με το νερό, τότε CuCl 2 + 2K + 2H 2 O = 2KCl + Cu (OH) 2 ↓+ H 2;
3. Αλληλεπίδραση με αλκάλια:
Τα διαλυτά άλατα αντιδρούν με αλκάλια εάν το αποτέλεσμα είναι αδιάλυτη ένωση
CuSO 4 +2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4;
4. Αλληλεπίδραση με ισχυρά και λιγότερο πτητικά οξέα:
Τα άλατα των ασθενών οξέων αντιδρούν με ισχυρότερα, λιγότερο πτητικά οξέα
Ca CO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2;
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S;
5. Αλληλεπίδραση με άλατα
Τα διαλυτά άλατα αλληλεπιδρούν μεταξύ τους εάν δεν σχηματιστούν διαλυτό αλάτι:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ 2NaCl;
6. Τα αδιάλυτα άλατα και τα άλατα των πτητικών οξέων αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:
Ca CO 3 = CaO + CO 2
2 Cu(NO 3) 2 = 2 CuO+ 4 NO 2 + O 2 (τα προϊόντα αποσύνθεσης νιτρικών προσδιορίζονται από τη δραστηριότητα του μετάλλου, βλέπε αποσύνθεση νιτρικών)
2BaSO 4 → 2BaO + 2SO 2 + O 2
7. Ηλεκτρόλυση
Στο τήγμα: 2 NaCl = 2Na + Cl 2 ;
Σε διάλυμα: 2NaCl + 2H 2 O = 2Na OH + Cl 2 + H 2
CuSO 4 + 2H 2 O = 2Cu 0 + 2H 2 SO 4+ Ο 2
Παραλαβή:
Μέταλλο με μη μέταλλο: Fe + S = FeS (θέρμανση)
Μέταλλο με οξύ: Zn +2 HCl = Zn Cl 2 + H 2
Μέταλλο με αλάτι: CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu
Μέταλλο με αλκάλια: 2 NaOH + Zn = Na 2 ZnO 2 + H 2
Μη μέταλλο με αλκάλια: 2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaCl O + H 2 O - ψυχρό
6NaOH+3Cl 2 =5NaCl+NaCl O 3 +3H 2 O (t°)
Βασικά οξείδια με όξινα και αμφοτερικά οξείδια:
CaO + SO 3 = CaSO 4; CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 (t°)
Βασικά οξείδια με οξύ: CaO + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O
Αλάτι με αμέταλλο: KI + Cl 2 = KCl + I 2
Βάση με οξύ: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O – περιοχή εξουδετέρωσης
H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O
2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl2 + 2H2O; HCl + Cu(OH) 2 = CuOHCl + H 2 O
Οξέα με άλατα αδύναμων και πτητικών οξέων: BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2H Cl
Αλκάλια με διαλυτά άλατα: 3 NaOH + FeCl 3 = Fe (OH) 3 ↓ + 3 NaCl
Διαλυτά άλατα μεταξύ τους: BaCl 2 (p) + Na 2 SO 4 (p) = BaSO 4 ↓+ 2 NaCl
Άλατα με οξείδια οξέος: Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2
Όξινα οξείδια με αλκάλια: SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O;
SO 3 + NaOH = Na H SO 4
Άλατα - οργανικές και ανόργανες χημικές ουσίες σύνθετη σύνθεση. Στη χημική θεωρία δεν υπάρχει αυστηρός και τελικός ορισμός των αλάτων. Μπορούν να περιγραφούν ως ενώσεις:
- που αποτελείται από ανιόντα και κατιόντα.
- που λαμβάνεται ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης οξέων και βάσεων.
- που αποτελείται από όξινα υπολείμματα και ιόντα μετάλλων.
Τα όξινα υπολείμματα μπορούν να συσχετιστούν όχι με άτομα μετάλλου, αλλά με ιόντα αμμωνίου (NH 4) +, φωσφόνιο (PH 4) +, υδρόνιο (H 3 O) + και μερικά άλλα.
Είδη αλάτων
Όξινο, μέτριο, βασικό. Εάν όλα τα πρωτόνια υδρογόνου σε ένα οξύ αντικατασταθούν από μεταλλικά ιόντα, τότε τέτοια άλατα ονομάζονται άλατα μέσου, για παράδειγμα, NaCl. Εάν το υδρογόνο αντικατασταθεί μόνο εν μέρει, τότε τέτοια άλατα είναι όξινα, για παράδειγμα. KHSO 4 και NaH 2 PO 4. Εάν οι υδροξυλομάδες (ΟΗ) - βάσεις δεν αντικατασταθούν πλήρως από ένα όξινο υπόλειμμα, τότε το άλας είναι βασικό, για παράδειγμα. CuCl(OH), Al(OH)SO4.
- Απλό, διπλό, ανάμεικτο. Τα απλά άλατα αποτελούνται από ένα υπόλειμμα μετάλλου και ένα υπόλειμμα οξέος, για παράδειγμα, K 2 SO 4. Τα διπλά άλατα περιέχουν δύο μέταλλα, για παράδειγμα KAl(SO 4) 2. Τα μικτά άλατα έχουν δύο όξινα υπολείμματα, π.χ. AgClBr.
Οργανικά και ανόργανα.
- Σύνθετα άλατα με σύμπλοκο ιόν: K 2, Cl 2 και άλλα.
- Κρυσταλλικά ένυδρα και κρυσταλλικά διαλύματα.
- Κρυσταλλικές ένυδρες με μόρια νερού κρυστάλλωσης. CaSO4 *2H2O.
- Κρυσταλλικά διαλυτώματα με μόρια διαλύτη. Για παράδειγμα, το LiCl σε υγρή αμμωνία NH 3 δίνει διαλύτωμα LiCl*5NH3.
- Περιέχει οξυγόνο και δεν περιέχει οξυγόνο.
- Εσωτερικά, αλλιώς ονομαζόμενα διπολικά ιόντα.
Ιδιότητες
Τα περισσότερα άλατα είναι στερεά με υψηλό σημείο τήξης και δεν αγώγουν ηλεκτρισμό. Η διαλυτότητα στο νερό είναι ένα σημαντικό χαρακτηριστικό· βάσει αυτής, τα αντιδραστήρια χωρίζονται σε υδατοδιαλυτά, ελαφρώς διαλυτά και αδιάλυτα. Πολλά άλατα διαλύονται σε οργανικούς διαλύτες.
Τα άλατα αντιδρούν:
- με περισσότερα ενεργά μέταλλα;
- με οξέα, βάσεις και άλλα άλατα, εάν η αλληλεπίδραση παράγει ουσίες που δεν συμμετέχουν σε περαιτέρω αντιδράσεις, για παράδειγμα, αέριο, αδιάλυτο ίζημα, νερό. Αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται και υδρολύονται στο νερό.
Στη φύση, τα άλατα διανέμονται ευρέως με τη μορφή ορυκτών, άλμης και αποθεμάτων αλατιού. Λαμβάνονται επίσης από θαλασσινό νερό, εξόρυξη μεταλλευμάτων.
Τα άλατα είναι απαραίτητα για τον ανθρώπινο οργανισμό. Τα άλατα σιδήρου χρειάζονται για την αναπλήρωση της αιμοσφαιρίνης, το ασβέστιο - συμμετέχουν στο σχηματισμό του σκελετού, το μαγνήσιο - ρυθμίζουν τη δραστηριότητα του γαστρεντερικού σωλήνα.
Εφαρμογή αλάτων
Τα άλατα χρησιμοποιούνται ενεργά στην παραγωγή, την καθημερινή ζωή, γεωργία, ιατρική, βιομηχανία τροφίμων, χημική σύνθεση και ανάλυση, στην εργαστηριακή πρακτική. Ακολουθούν μερικοί μόνο τομείς εφαρμογής τους:
- Νιτρικά νάτριο, κάλιο, ασβέστιο και αμμώνιο (αλατούρα). φωσφορικό ασβέστιο, 
Το χλωριούχο κάλιο είναι μια πρώτη ύλη για την παραγωγή λιπασμάτων.
- Το χλωριούχο νάτριο είναι απαραίτητο για την παραγωγή επιτραπέζιου αλατιού· χρησιμοποιείται στη χημική βιομηχανία για την παραγωγή χλωρίου, σόδας και καυστικής σόδας.
- Το υποχλωριώδες νάτριο είναι ένα δημοφιλές λευκαντικό και απολυμαντικό νερού.
- Άλατα οξικό οξύ(οξικά) χρησιμοποιούνται σε βιομηχανία τροφίμωνως συντηρητικά (κάλιο και οξικό ασβέστιο). στην ιατρική για την παρασκευή φαρμάκων, στη βιομηχανία καλλυντικών (οξικό νάτριο), για πολλούς άλλους σκοπούς.
- Οι στυπτηρίες καλίου-αλουμινίου και καλίου-χρωμίου έχουν ζήτηση στην ιατρική και τη βιομηχανία τροφίμων. για βαφή υφασμάτων, δέρματος, γούνας.
- Πολλά άλατα χρησιμοποιούνται ως σταθεροποιητικά για τον προσδιορισμό χημική σύνθεσηουσίες, ποιότητα νερού, επίπεδο οξύτητας κ.λπ.
Το κατάστημά μας προσφέρει μεγάλη γκάμα αλάτων, βιολογικών και ανόργανων.
Τα άλατα είναι ηλεκτρολύτες που διασπώνται σε υδατικά διαλύματα για να σχηματίσουν ένα μεταλλικό κατιόν και ένα ανιόν υπολείμματος οξέος.
Η ταξινόμηση των αλάτων δίνεται στον πίνακα. 9.
Όταν γράφετε τύπους για οποιαδήποτε άλατα, πρέπει να καθοδηγείτε από έναν κανόνα: τα συνολικά φορτία κατιόντων και ανιόντων πρέπει να είναι ίσα σε απόλυτη τιμή. Με βάση αυτό, θα πρέπει να τοποθετηθούν ευρετήρια. Για παράδειγμα, όταν γράφουμε τον τύπο για το νιτρικό αλουμίνιο, λαμβάνουμε υπόψη ότι το φορτίο του κατιόντος αλουμινίου είναι +3 και το ιόν πιτρικού είναι 1: AlNO 3 (+3) και χρησιμοποιώντας δείκτες εξισώνουμε τα φορτία (το λιγότερο κοινό πολλαπλάσιο για το 3 και το 1 είναι το 3. Διαιρέστε το 3 απόλυτη τιμήφορτίο του κατιόντος αλουμινίου - λαμβάνεται ο δείκτης. Διαιρούμε το 3 με την απόλυτη τιμή του φορτίου του ανιόντος NO 3 - παίρνουμε δείκτη 3). Τύπος: Al(NO 3) 3
Αλατίστε το
Τα μεσαία ή κανονικά άλατα περιέχουν μόνο μεταλλικά κατιόντα και ανιόντα του υπολείμματος οξέος. Τα ονόματά τους προέρχονται από τη λατινική ονομασία του στοιχείου που σχηματίζει το όξινο υπόλειμμα προσθέτοντας την κατάλληλη κατάληξη ανάλογα με την κατάσταση οξείδωσης αυτού του ατόμου. Για παράδειγμα, το άλας θειικού οξέος Na 2 SO 4 ονομάζεται (κατάσταση οξείδωσης του θείου +6), άλας Na 2 S - (κατάσταση οξείδωσης του θείου -2) κ.λπ. Στον πίνακα. Ο Πίνακας 10 δείχνει τα ονόματα των αλάτων που σχηματίζονται από τα πιο ευρέως χρησιμοποιούμενα οξέα.
Τα ονόματα των μεσαίων αλάτων βρίσκονται κάτω από όλες τις άλλες ομάδες αλάτων.
■ 106 Γράψτε τους τύπους των παρακάτω μέσων αλάτων: α) θειικό ασβέστιο. β) νιτρικό μαγνήσιο. γ) χλωριούχο αλουμίνιο. δ) θειούχος ψευδάργυρος. δ) ; στ) ανθρακικό κάλιο. ζ) πυριτικό ασβέστιο. η) φωσφορικός σίδηρος (III).
Τα όξινα άλατα διαφέρουν από τα μέσα άλατα στο ότι η σύνθεσή τους, εκτός από το κατιόν μετάλλου, περιλαμβάνει ένα κατιόν υδρογόνου, για παράδειγμα NaHC03 ή Ca(H2PO4)2. Ένα άλας οξέος μπορεί να θεωρηθεί ως το προϊόν της ατελούς αντικατάστασης των ατόμων υδρογόνου σε ένα οξύ με ένα μέταλλο. Κατά συνέπεια, τα όξινα άλατα μπορούν να σχηματιστούν μόνο από δύο ή περισσότερα βασικά οξέα.
Το μόριο ενός άλατος οξέος συνήθως περιλαμβάνει ένα «όξινο» ιόν, το φορτίο του οποίου εξαρτάται από το στάδιο διάστασης του οξέος. Για παράδειγμα, η διάσταση του φωσφορικού οξέος γίνεται σε τρία στάδια:
Στο πρώτο στάδιο της διάστασης, σχηματίζεται ένα μεμονωμένα φορτισμένο ανιόν H 2 PO 4. Κατά συνέπεια, ανάλογα με το φορτίο του κατιόντος μετάλλου, οι τύποι των αλάτων θα μοιάζουν με NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2 κ.λπ. Στο δεύτερο στάδιο διάστασης , το διπλά φορτισμένο ανιόν HPO σχηματίζεται 2 4 — . Οι τύποι των αλάτων θα μοιάζουν με αυτό: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 κ.λπ. Το τρίτο στάδιο διάστασης όξινα άλαταδεν δίνει.
Τα ονόματα των όξινων αλάτων προέρχονται από τα ονόματα των μεσαίων με την προσθήκη του προθέματος hydro- (από τη λέξη "hydrogenium" -):
NaHCO 3 - διττανθρακικό νάτριο KHCO 4 - όξινο θειικό κάλιο CaHPO 4 - όξινο φωσφορικό ασβέστιο
Εάν το όξινο ιόν περιέχει δύο άτομα υδρογόνου, για παράδειγμα H 2 PO 4 -, το πρόθεμα di- (δύο) προστίθεται στο όνομα του άλατος: NaH 2 PO 4 - διόξινο φωσφορικό νάτριο, Ca(H 2 PO 4) 2 - δισόξινο φωσφορικό ασβέστιο κ.λπ. δ.
■
107. Να γράψετε τους τύπους των παρακάτω αλάτων οξέος: α) όξινο θειικό ασβέστιο. β) διόξινο φωσφορικό μαγνήσιο. γ) όξινο φωσφορικό αργίλιο. δ) διττανθρακικό βάριο. ε) υδροθειώδες νάτριο. στ) υδροθειώδες μαγνήσιο.
108. Είναι δυνατόν να ληφθούν όξινα άλατα υδροχλωρικού και νιτρικό οξύ. Να αιτιολογήσετε την απάντησή σας.
Όλα τα άλατα
Τα βασικά άλατα διαφέρουν από τα άλλα στο ότι, εκτός από το κατιόν μετάλλου και το ανιόν του υπολείμματος οξέος, περιέχουν ανιόντα υδροξυλίου, για παράδειγμα Al(OH)(NO3) 2. Εδώ το φορτίο του κατιόντος αλουμινίου είναι +3 και τα φορτία του ιόντος υδροξυλίου-1 και των δύο νιτρικών ιόντων είναι 2, για ένα σύνολο 3.
Τα ονόματα των κύριων αλάτων προέρχονται από τα ονόματα των μεσαίων αλάτων με την προσθήκη της λέξης βασικό, για παράδειγμα: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - βασικός ανθρακικός χαλκός, Al (OH) 2 NO 3 - βασικό νιτρικό αργίλιο .
■ 109. Να γράψετε τους τύπους των παρακάτω βασικών αλάτων: α) βασικό χλωριούχο σίδηρο (II). β) βασικός θειικός σίδηρος (III). γ) βασικός νιτρικός χαλκός(II). δ) βασικό χλωριούχο ασβέστιο, ε) βασικό χλωριούχο μαγνήσιο. στ) βασικός σίδηρος (III) θειικός ζ) βασικό χλωριούχο αργίλιο.
Οι τύποι διπλών αλάτων, για παράδειγμα KAl(SO4)3, κατασκευάζονται με βάση τα συνολικά φορτία τόσο των μεταλλικών κατιόντων όσο και του συνολικού φορτίου του ανιόντος
Το συνολικό φορτίο των κατιόντων είναι + 4, το συνολικό φορτίο των ανιόντων είναι -4.
Τα ονόματα των διπλών αλάτων σχηματίζονται με τον ίδιο τρόπο όπως τα μεσαία, υποδεικνύονται μόνο τα ονόματα και των δύο μετάλλων: KAl(SO4)2 - θειικό κάλιο-αλουμίνιο.
■ 110. Να γράψετε τους τύπους των παρακάτω αλάτων:
α) φωσφορικό μαγνήσιο. β) όξινο φωσφορικό μαγνήσιο. γ) θειικός μόλυβδος. δ) όξινο θειικό βάριο. ε) υδροθειώδες βάριο. στ) πυριτικό κάλιο. ζ) νιτρικό αλουμίνιο. η) χλωριούχος χαλκός (II). i) ανθρακικός σίδηρος (III). ι) νιτρικό ασβέστιο. ιβ) ανθρακικό κάλιο.
Χημικές ιδιότητες των αλάτων
1. Όλα τα μέτρια άλατα είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες και διασπώνται εύκολα:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Τα μεσαία άλατα μπορούν να αλληλεπιδράσουν με μέταλλα που έχουν μια σειρά από τάσεις στα αριστερά του μετάλλου που είναι μέρος του άλατος:
Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Cu + Fe 2+
2. Τα άλατα αντιδρούν με αλκάλια και οξέα σύμφωνα με τους κανόνες που περιγράφονται στις ενότητες «Βάσεις» και «Οξέα»:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - =Fe(OH) 3
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 - = SO 2 + H 2 O
3. Τα άλατα μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους, με αποτέλεσμα το σχηματισμό νέων αλάτων:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Δεδομένου ότι αυτές οι αντιδράσεις ανταλλαγής διεξάγονται κυρίως σε υδατικά διαλύματα, συμβαίνουν μόνο όταν ένα από τα προκύπτοντα άλατα καθιζάνει.
Όλες οι αντιδράσεις ανταλλαγής προχωρούν σύμφωνα με τις συνθήκες για την ολοκλήρωση των αντιδράσεων, που αναφέρονται στην § 23, σελ. 89.
■ 111. Γράψτε τις εξισώσεις για τις παρακάτω αντιδράσεις και, χρησιμοποιώντας τον πίνακα διαλυτότητας, καθορίστε εάν θα προχωρήσουν στην ολοκλήρωσή τους:
α) χλωριούχο βάριο + ;
β) χλωριούχο αργίλιο + ;
γ) φωσφορικό νάτριο + νιτρικό ασβέστιο.
δ) χλωριούχο μαγνήσιο + θειικό κάλιο.
ε) + νιτρικός μόλυβδος.
στ) ανθρακικό κάλιο + θειικό μαγγάνιο.
ζ) + θειικό κάλιο.
Να γράψετε τις εξισώσεις σε μοριακή και ιοντική μορφή.
■ 112. Με ποια από τις παρακάτω ουσίες θα αντιδράσει ο χλωριούχος σίδηρος (II): α) ; β) ανθρακικό ασβέστιο. γ) υδροξείδιο του νατρίου. δ) ανυδρίτη πυριτίου. δ) ; στ) υδροξείδιο του χαλκού (II). και) ?
113. Περιγράψτε τις ιδιότητες του ανθρακικού ασβεστίου ως μέσου άλατος. Να γράψετε όλες τις εξισώσεις σε μοριακή και ιοντική μορφή.
114. Πώς να πραγματοποιήσετε μια σειρά μετασχηματισμών:
Να γράψετε όλες τις εξισώσεις σε μοριακή και ιοντική μορφή.
115. Ποια ποσότητα αλατιού θα ληφθεί από την αντίδραση 8 g θείου και 18 g ψευδαργύρου;
116. Τι όγκος υδρογόνου θα απελευθερωθεί όταν 7 g σιδήρου αντιδράσουν με 20 g θειικού οξέος;
117. Πόσα mol επιτραπέζιου αλατιού θα ληφθούν από την αντίδραση 120 g υδροξειδίου του νατρίου και 120 g υδροχλωρικού οξέος;
118. Πόσο νιτρικό κάλιο θα ληφθεί από την αντίδραση 2 mol υδροξειδίου του καλίου και 130 g νιτρικού οξέος;
Υδρόλυση αλάτων
Μια ειδική ιδιότητα των αλάτων είναι η ικανότητά τους να υδρολύονται - να υποβάλλονται σε υδρόλυση (από το ελληνικό "hydro" - νερό, "λύση" - αποσύνθεση), δηλαδή αποσύνθεση υπό την επίδραση του νερού. Είναι αδύνατο να θεωρήσουμε την υδρόλυση ως αποσύνθεση με την έννοια που την καταλαβαίνουμε συνήθως, αλλά ένα πράγμα είναι σίγουρο - συμμετέχει πάντα στην αντίδραση της υδρόλυσης.
- πολύ αδύναμος ηλεκτρολύτης, αποσυντίθεται ελάχιστα
H 2 O ⇄ H + + OH -
και δεν αλλάζει το χρώμα της ένδειξης. Τα αλκάλια και τα οξέα αλλάζουν το χρώμα των δεικτών, αφού όταν διασπώνται στο διάλυμα, σχηματίζεται περίσσεια ιόντων ΟΗ - (στην περίπτωση των αλκαλίων) και ιόντων Η + στην περίπτωση των οξέων. Σε άλατα όπως το NaCl, το K 2 SO 4, τα οποία σχηματίζονται από ένα ισχυρό οξύ (HCl, H 2 SO 4) και μια ισχυρή βάση (NaOH, KOH), οι δείκτες δεν αλλάζουν χρώμα, καθώς σε ένα διάλυμα αυτών
Πρακτικά δεν υπάρχει υδρόλυση αλάτων.
Κατά την υδρόλυση των αλάτων είναι δυνατές τέσσερις περιπτώσεις, ανάλογα με το αν το άλας σχηματίστηκε με ισχυρό ή ασθενές οξύ και βάση.
1. Αν πάρουμε ένα άλας μιας ισχυρής βάσης και ενός ασθενούς οξέος, για παράδειγμα K 2 S, θα συμβεί το εξής. Το θειούχο κάλιο διασπάται σε ιόντα ως ισχυρός ηλεκτρολύτης:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Μαζί με αυτό, διαχωρίζει ασθενώς:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Το ανιόν θείου S2- είναι ένα ανιόν ασθενούς υδροσουλφιδικού οξέος, το οποίο διασπάται ελάχιστα. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι το ανιόν S 2- αρχίζει να προσκολλά κατιόντα υδρογόνου στον εαυτό του από το νερό, σχηματίζοντας σταδιακά ελαφρώς διαχωρισμένες ομάδες:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS - + H + + OH - = H 2 S + OH -
Δεδομένου ότι τα κατιόντα H + από το νερό είναι δεσμευμένα και τα ανιόντα ΟΗ - παραμένουν, η αντίδραση του μέσου γίνεται αλκαλική. Έτσι, κατά την υδρόλυση των αλάτων που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ, η αντίδραση του μέσου είναι πάντα αλκαλική.
■ 119.Χρησιμοποιώντας ιοντικές εξισώσεις, εξηγήστε τη διαδικασία υδρόλυσης του ανθρακικού νατρίου.
2. Εάν λάβετε ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ, για παράδειγμα Fe(NO 3) 3, τότε όταν αυτό διασπαστεί, σχηματίζονται ιόντα:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Το κατιόν Fe3+ είναι ένα κατιόν ασθενούς βάσης - σιδήρου, που διασπάται πολύ άσχημα. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι το κατιόν Fe 3+ αρχίζει να προσκολλά OH - ανιόντα από το νερό, σχηματίζοντας ελαφρώς διαχωριστικές ομάδες:
Fe 3+ + H + + OH - = Fe(OH) 2+ + + H +
και μετά
Fe(OH) 2+ + H + + OH - = Fe(OH) 2 + + H +
Τέλος, η διαδικασία μπορεί να φτάσει στο τελευταίο της στάδιο:
Fe(OH) 2 + + H + + OH - = Fe(OH) 3 + H +
Κατά συνέπεια, θα υπάρχει περίσσεια κατιόντων υδρογόνου στο διάλυμα.
Έτσι, κατά την υδρόλυση ενός άλατος που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ, η αντίδραση του μέσου είναι πάντα όξινη.
■ 120. Χρησιμοποιώντας ιοντικές εξισώσεις, εξηγήστε την πορεία της υδρόλυσης του χλωριούχου αργιλίου.
3. Εάν ένα άλας σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ, τότε ούτε το κατιόν ούτε το ανιόν δεσμεύουν ιόντα νερού και η αντίδραση παραμένει ουδέτερη. Υδρόλυση πρακτικά δεν συμβαίνει.
4. Αν ένα άλας σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ, τότε η αντίδραση του μέσου εξαρτάται από τον βαθμό διάστασής τους. Εάν η βάση και το οξύ έχουν σχεδόν την ίδια τιμή, τότε η αντίδραση του μέσου θα είναι ουδέτερη.
■ 121. Συχνά παρατηρείται πώς κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης ανταλλαγής, αντί για το αναμενόμενο ίζημα άλατος, κατακρημνίζεται ένα μεταλλικό ίζημα, για παράδειγμα, στην αντίδραση μεταξύ χλωριούχου σιδήρου (III) FeCl 3 και ανθρακικού νατρίου Na 2 CO 3, όχι Fe 2 Σχηματίζεται (CO 3) 3, αλλά Fe( OH) 3 . Εξηγήστε αυτό το φαινόμενο.
122. Ανάμεσα στα άλατα που αναφέρονται παρακάτω, αναφέρετε αυτά που υφίστανται υδρόλυση σε διάλυμα: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .
Χαρακτηριστικά των ιδιοτήτων των αλάτων οξέος
Τα όξινα άλατα έχουν ελαφρώς διαφορετικές ιδιότητες. Μπορούν να εισέλθουν σε αντιδράσεις με τη διατήρηση και την καταστροφή του όξινου ιόντος. Για παράδειγμα, η αντίδραση ενός άλατος οξέος με ένα αλκάλιο έχει ως αποτέλεσμα την εξουδετέρωση του άλατος οξέος και την καταστροφή του ιόντος οξέος, για παράδειγμα:
NaHSO4 + KOH = KNaSO4 + H2O
διπλό αλάτι
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Η καταστροφή ενός όξινου ιόντος μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Το όξινο ιόν καταστρέφεται επίσης όταν αντιδρά με οξέα:
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HCO 3 - + 2H + = 2H2O + 2CO2
HCO 3 - + H + = H2O + CO2
Η εξουδετέρωση μπορεί να πραγματοποιηθεί με το ίδιο αλκάλι που σχημάτισε το αλάτι:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 4 2- + H2O
Οι αντιδράσεις με άλατα συμβαίνουν χωρίς καταστροφή του όξινου ιόντος:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca 2+ + CO 2 3 - = CaCO3
■ 123. Να γράψετε τις εξισώσεις για τις παρακάτω αντιδράσεις σε μοριακή και ιοντική μορφή:
α) υδροθειώδες κάλιο +;
β) όξινο φωσφορικό νάτριο + υδροξείδιο του καλίου.
γ) δισόξινο φωσφορικό ασβέστιο + ανθρακικό νάτριο.
δ) διττανθρακικό βάριο + θειικό κάλιο.
ε) υδροθειώδες ασβέστιο +.
Λήψη αλάτων
Με βάση τις μελετημένες ιδιότητες των κύριων τάξεων ανόργανες ουσίεςΜπορείτε να συμπεράνετε 10 τρόπους για να αποκτήσετε άλατα.
1. Αλληλεπίδραση μετάλλου με αμέταλλο:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Μόνο άλατα δαιμόνων μπορούν να ληφθούν με αυτόν τον τρόπο. οξέα οξυγόνου. Δεν πρόκειται για ιοντική αντίδραση.
2. Αλληλεπίδραση μετάλλου με οξύ:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - =Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Αλληλεπίδραση μετάλλου με αλάτι:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Αλληλεπίδραση βασικού οξειδίου με οξύ:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Η αλληλεπίδραση ενός βασικού οξειδίου με έναν ανυδρίτη οξέος:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Η αντίδραση δεν είναι ιοντικής φύσης.
6. Αλληλεπίδραση όξινου οξειδίου με βάση:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Αλληλεπίδραση οξέων με βάσεις (εξουδετέρωση):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH - = H2O
8. Η αλληλεπίδραση μιας βάσης με ένα αλάτι:
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl
3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH)3↓ + 3Na - + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH)3↓
9. Αλληλεπίδραση οξέος με αλάτι:
H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O+ CO2
2H + + SO 2 4 - + 2Na + + CO 2 3 - =2Na + + SO 2 4 - + H2O + CO2
2H + + CO 2 3 - = H2O + CO2
10. Αλληλεπίδραση αλατιού με αλάτι:
Ba(NO3)2 + FeSO4 = Fe(NO3)2 + BaSO4
Ba 2+ + 2NO 3 - + Fe 2+ + SO 2 4 - = Fe 2+ + 2NO 3 - + BaSO4↓
Ba 2+ + SO 2 4 - = BaSO4↓
■124. Δώστε όλες τις μεθόδους που γνωρίζετε για την παρασκευή θειικού βαρίου (γράψτε όλες τις εξισώσεις σε μοριακή και ιοντική μορφή).
125. Δώστε όλες τις πιθανές γενικές μεθόδους για τη λήψη χλωριούχου ψευδαργύρου.
126. Αναμείξτε 40 g οξειδίου του χαλκού και 200 ml 2 N. διάλυμα θειικού οξέος. Ποια ποσότητα θειικού χαλκού σχηματίζεται;
127. Πόσο ανθρακικό ασβέστιο θα ληφθεί με την αντίδραση 2,8 λίτρων CO2 με 200 g διαλύματος Ca(OH)2 5%;
128. Αναμείξτε 300 g διαλύματος θειικού οξέος 10% και 500 ml 1,5 N. διάλυμα ανθρακικού νατρίου. Πόσο διοξείδιο του άνθρακα θα απελευθερωθεί;
129. 80 g ψευδαργύρου που περιέχει 10% ακαθαρσίες υποβάλλονται σε επεξεργασία με 200 ml υδροχλωρικού οξέος 20%. Πόσο χλωριούχος ψευδάργυρος σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της αντίδρασης;
Άρθρο με θέμα το αλάτι
ΟΡΙΣΜΟΣ
Άλατα– πρόκειται για ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μεταλλικά κατιόντα (ιόντα αμμωνίου ή σύμπλοκα ιόντα) και ανιόντα όξινων υπολειμμάτων:
NaNO 3 ↔ Na + + NO 3 - ;
NH 4 NO 3 ↔ NH 4 + + NO 3 - ;
KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- ;
Cl 2 ↔ 2+ + 2Cl - .
Τα άλατα συνήθως χωρίζονται σε τρεις ομάδες - μεσαία (NaCl), όξινα (NaHCO 3) και βασικά (Fe(OH)Cl). Επιπλέον, υπάρχουν διπλά (ανάμεικτα) και σύνθετα άλατα. Τα διπλά άλατα σχηματίζονται από δύο κατιόντα και ένα ανιόν. Υπάρχουν μόνο σε συμπαγή μορφή.
Χημικές ιδιότητες των αλάτων
α) όξινα άλατα
Τα όξινα άλατα κατά τη διάσπαση δίνουν μεταλλικά κατιόντα (ιόν αμμωνίου), ιόντα υδρογόνου και ανιόντα του υπολείμματος οξέος:
NaHCO 3 ↔ Na + + H + + CO 3 2- .
Τα όξινα άλατα είναι προϊόντα ατελούς αντικατάστασης ατόμων υδρογόνου του αντίστοιχου οξέος με άτομα μετάλλου.
Τα όξινα άλατα είναι θερμικά ασταθή και, όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται για να σχηματίσουν μέτρια άλατα:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O.
Τα όξινα άλατα χαρακτηρίζονται από αντιδράσεις εξουδετέρωσης με αλκάλια:
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O.
β) βασικά άλατα
Τα βασικά άλατα κατά τη διάσταση δίνουν κατιόντα μετάλλων, ανιόντα του υπολείμματος οξέος και ιόντα ΟΗ:
Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH) + + Cl — ↔ Fe 2+ + OH — + Cl — .
Τα βασικά άλατα είναι προϊόντα ατελούς αντικατάστασης των υδροξυλομάδων της αντίστοιχης βάσης με όξινα υπολείμματα.
Τα βασικά άλατα, όπως και τα όξινα, είναι θερμικά ασταθή και αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:
2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.
Τα βασικά άλατα χαρακτηρίζονται από αντιδράσεις εξουδετέρωσης με οξέα:
Fe(OH)Cl + HCl ↔ FeCl 2 + H 2 O.
γ) μέτρια άλατα
Τα άλατα του μέσου κατά τη διάσταση αποδίδουν μόνο μεταλλικά κατιόντα (ιόν αμμωνίου) και ανιόντα του υπολείμματος οξέος (βλ. παραπάνω). Τα μεσαία άλατα είναι προϊόντα πλήρους αντικατάστασης των ατόμων υδρογόνου του αντίστοιχου οξέος με άτομα μετάλλου.
Τα περισσότερα μέτρια άλατα είναι θερμικά ασταθή και αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:
CaCO 3 = CaO + CO 2;
NH4Cl = NH3 + HCl;
2Cu(NO3)2 = 2CuO +4NO2 + O2.
Σε ένα υδατικό διάλυμα, τα άλατα του μέσου υφίστανται υδρόλυση:
Al 2 S 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 S;
K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH;
Fe(NO 3) 3 + H 2 O ↔ Fe(OH) (NO 3) 2 + HNO 3.
Τα μεσαία άλατα εισέρχονται σε αντιδράσεις ανταλλαγής με οξέα, βάσεις και άλλα άλατα:
Pb(NO 3) 2 + H 2 S = PbS↓ + 2HNO 3;
Fe 2 (SO 4) 3 + 3Ba(OH) 2 = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3BaSO 4 ↓;
CaBr 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KBr.
Φυσικές ιδιότητες των αλάτων
Τις περισσότερες φορές, τα άλατα είναι κρυσταλλικές ουσίες με ιοντικές ουσίες κρυσταλλικού πλέγματος. Τα άλατα έχουν υψηλά σημεία τήξης. Στο αρ. τα άλατα είναι διηλεκτρικά. Η διαλυτότητα των αλάτων στο νερό ποικίλλει.
Λήψη αλάτων
α) όξινα άλατα
Οι κύριοι τρόποι λήψης αλάτων οξέος είναι η ατελής εξουδετέρωση των οξέων, η δράση της περίσσειας οξειδίων του οξέος στις βάσεις, καθώς και η δράση των οξέων στα άλατα:
NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O;
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2;
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.
β) βασικά άλατα
Τα βασικά άλατα παρασκευάζονται με προσεκτική προσθήκη μικρής ποσότητας αλκαλίου σε διάλυμα μεσαίου άλατος ή με τη δράση αλάτων ασθενών οξέων σε μέτρια άλατα:
AlCl 3 + 2NaOH = Al(OH) 2 Cl + 2NaCl;
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 ↓ + CO 2 + 2NaCl.
γ) μέτρια άλατα
Οι κύριες μέθοδοι για τη λήψη αλάτων μέσου είναι η αντίδραση οξέων με μέταλλα, βασικά ή αμφοτερικά οξείδια και βάσεις, καθώς και η αντίδραση βάσεων με όξινα ή αμφοτερικά οξείδια και οξέα, η αντίδραση όξινων και βασικών οξειδίων και οι αντιδράσεις ανταλλαγής:
Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2;
Ag 2 O + 2HNO 3 = 2AgNO 3 + H 2 O;
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O;
2KOH + SO 2 = K 2 SO 3 + H 2 O;
CaO + SO 3 = CaSO 4;
BaCl 2 + MgSO 4 = MgCl 2 + BaSO 4 ↓.
Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1
ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 2
| Ασκηση | Προσδιορίστε την ποσότητα της ουσίας, τον όγκο (αριθ.) και τη μάζα της αμμωνίας που απαιτείται για τη λήψη 250 g θειικού αμμωνίου που χρησιμοποιείται ως λίπασμα. |
| Λύση | Ας γράψουμε την εξίσωση για την αντίδραση παραγωγής θειικού αμμωνίου από αμμωνία και θειικό οξύ: 2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4. Μοριακή μάζαθειικό αμμώνιο υπολογισμένο με βάση τον πίνακα χημικά στοιχεία DI. Mendeleev – 132 g/mol. Στη συνέχεια, η ποσότητα της ουσίας θειικού αμμωνίου: v((NH 4) 2 SO 4) = m ((NH 4) 2 SO 4)/M ((NH 4) 2 SO 4) v((NH 4) 2 SO 4) = 250/132 = 1,89 mol Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης v((NH 4) 2 SO 4): v(NH 3) = 1:2, επομένως, η ποσότητα της ουσίας αμμωνίας είναι ίση με: v(NH 3) = 2×v((NH 4) 2 SO 4) = 2×1,89 = 3,79 mol. Ας προσδιορίσουμε τον όγκο της αμμωνίας: V(NH3) = v(NH3)×V m; V(NH 3) = 3,79 × 22,4 = 84,8 l. Μοριακή μάζα αμμωνίας, υπολογισμένη χρησιμοποιώντας τον πίνακα χημικών στοιχείων του D.I. Mendeleev – 17 g/mol. Στη συνέχεια, ας βρούμε τη μάζα της αμμωνίας: m(NH3) = v(NH3)× M(NH3); m(NH 3) = 3,79 × 17 = 64,43 g. |
| Απάντηση | Η ποσότητα της ουσίας αμμωνίας είναι 3,79 mol, ο όγκος της αμμωνίας είναι 84,8 λίτρα, η μάζα της αμμωνίας είναι 64,43 g. |
Χημικές εξισώσεις
Χημική εξίσωση- είναι μια έκφραση μιας αντίδρασης χρησιμοποιώντας χημικούς τύπους. Χημικές εξισώσειςδείχνουν ποιες ουσίες εισέρχονται σε μια χημική αντίδραση και ποιες ουσίες σχηματίζονται ως αποτέλεσμα αυτής της αντίδρασης. Η εξίσωση συντάσσεται με βάση το νόμο της διατήρησης της μάζας και δείχνει τις ποσοτικές σχέσεις των ουσιών που συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση.
Ως παράδειγμα, εξετάστε την αλληλεπίδραση του υδροξειδίου του καλίου με το φωσφορικό οξύ:
H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Από την εξίσωση είναι σαφές ότι 1 mol ορθοφωσφορικού οξέος (98 g) αντιδρά με 3 mol υδροξειδίου του καλίου (3,56 g). Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, σχηματίζονται 1 mol φωσφορικού καλίου (212 g) και 3 mole νερού (3,18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g βλέπουμε ότι η μάζα των ουσιών που εισήλθαν στην αντίδραση είναι ίση με τη μάζα των προϊόντων της αντίδρασης. Η εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης σας επιτρέπει να κάνετε διάφορους υπολογισμούς που σχετίζονται με μια δεδομένη αντίδραση.
Οι σύνθετες ουσίες χωρίζονται σε τέσσερις κατηγορίες: οξείδια, βάσεις, οξέα και άλατα.
Οξείδια- Αυτό σύνθετες ουσίες, που αποτελείται από δύο στοιχεία, ένα εκ των οποίων είναι το οξυγόνο, δηλ. Ένα οξείδιο είναι μια ένωση ενός στοιχείου με οξυγόνο.
Το όνομα των οξειδίων προέρχεται από το όνομα του στοιχείου που αποτελεί μέρος του οξειδίου. Για παράδειγμα, το BaO είναι οξείδιο του βαρίου. Εάν το στοιχείο οξειδίου έχει μεταβλητό σθένος, τότε μετά το όνομα του στοιχείου το σθένος του υποδεικνύεται σε παρένθεση με ρωμαϊκό αριθμό. Για παράδειγμα, το FeO είναι οξείδιο σιδήρου (Ι), το Fe2O3 είναι οξείδιο σιδήρου (III).
Όλα τα οξείδια χωρίζονται σε άλατα που σχηματίζουν και μη άλατα.
Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα είναι εκείνα τα οξείδια που, ως αποτέλεσμα, χημικές αντιδράσειςσχηματίζουν άλατα. Πρόκειται για οξείδια μετάλλων και μη μετάλλων, τα οποία όταν αλληλεπιδρούν με το νερό σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα και όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις τα αντίστοιχα όξινα και κανονικά άλατα. Για παράδειγμα, το οξείδιο του χαλκού (CuO) είναι ένα οξείδιο που σχηματίζει άλατα, επειδή, για παράδειγμα, όταν αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ (HCl), σχηματίζεται ένα άλας:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων, μπορούν να ληφθούν άλλα άλατα:
CuO + SO3 → CuSO4.
Τα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα είναι εκείνα τα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα. Παραδείγματα περιλαμβάνουν CO, N2O, NO.
Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα είναι 3 τύπων: βασικά (από τη λέξη «βάση»), όξινα και αμφοτερικά.
Τα βασικά οξείδια είναι οξείδια μετάλλων, τα οποία αντιστοιχούν σε υδροξείδια, τα οποία ανήκουν στην κατηγορία των βάσεων. Τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, Na2O, K2O, MgO, CaO, κ.λπ.
Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων
1. Τα υδατοδιαλυτά βασικά οξείδια αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν βάσεις:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Αντιδράστε με οξείδια οξέος, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα άλατα
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Αντιδράστε με αμφοτερικά οξείδια:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Τα βασικά οξείδια αντιδρούν με όξινα οξείδια, σχηματίζοντας άλατα:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Εάν η σύνθεση των οξειδίων περιέχει ένα αμέταλλο ή ένα μέταλλο που εμφανίζει το υψηλότερο σθένος (συνήθως από IV έως VII) ως δεύτερο στοιχείο, τότε τέτοια οξείδια θα είναι όξινα. Όξινα οξείδια (ανυδρίτες οξέων) είναι εκείνα τα οξείδια που αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των οξέων. Αυτά είναι, για παράδειγμα, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 κ.λπ. Τα όξινα οξείδια διαλύονται στο νερό και τα αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό.
Χημικές ιδιότητες οξειδίων οξέος
1. Αντιδράστε με νερό για να σχηματίσετε ένα οξύ:
SO3 + H2O → H2SO4.
Αλλά δεν αντιδρούν όλα τα όξινα οξείδια απευθείας με το νερό (SiO2, κ.λπ.).
2. Αντιδράστε με οξείδια με βάση για να σχηματίσετε ένα άλας:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Αντιδράστε με αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Το αμφοτερικό οξείδιο περιέχει ένα στοιχείο που έχει αμφοτερικές ιδιότητες. Η αμφοτερικότητα αναφέρεται στην ικανότητα των ενώσεων να παρουσιάζουν όξινες και βασικές ιδιότητες ανάλογα με τις συνθήκες. Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO μπορεί να είναι είτε βάση είτε οξύ (Zn(OH)2 και H2ZnO2). Η αμφοτερικότητα εκφράζεται στο γεγονός ότι, ανάλογα με τις συνθήκες, τα αμφοτερικά οξείδια εμφανίζουν είτε βασικά είτε όξινες ιδιότητες, για παράδειγμα - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Για παράδειγμα, η αμφοτερική φύση του οξειδίου του ψευδαργύρου εκδηλώνεται όταν αλληλεπιδρά τόσο με το υδροχλωρικό οξύ όσο και με το υδροξείδιο του νατρίου:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Δεδομένου ότι δεν είναι όλα τα αμφοτερικά οξείδια διαλυτά στο νερό, είναι πολύ πιο δύσκολο να αποδειχθεί η αμφοτερική φύση τέτοιων οξειδίων. Για παράδειγμα, το οξείδιο του αργιλίου (III) παρουσιάζει βασικές ιδιότητες στην αντίδραση της σύντηξής του με δισουλφικό κάλιο και όξινες ιδιότητες όταν συντήκεται με υδροξείδια:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Για διαφορετικά αμφοτερικά οξείδια, η δυαδικότητα των ιδιοτήτων μπορεί να εκφραστεί σε διάφορους βαθμούς. Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου διαλύεται εξίσου εύκολα τόσο σε οξέα όσο και σε αλκάλια, και το οξείδιο του σιδήρου (III) - Fe2O3 - έχει κυρίως βασικές ιδιότητες.
Χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών οξειδίων
1. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Αντιδράστε με στερεά αλκάλια (κατά τη σύντηξη), σχηματίζοντας ως αποτέλεσμα της αντίδρασης αλάτι - ψευδάργυρο νάτριο και νερό:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Όταν το οξείδιο του ψευδαργύρου αλληλεπιδρά με ένα αλκαλικό διάλυμα (το ίδιο NaOH), εμφανίζεται μια άλλη αντίδραση:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Ο αριθμός συντονισμού είναι ένα χαρακτηριστικό που καθορίζει τον αριθμό των κοντινών σωματιδίων: άτομα ή ιόντα σε ένα μόριο ή κρύσταλλο. Κάθε αμφοτερικό μέταλλο έχει τον δικό του αριθμό συντονισμού. Για το Be και το Zn είναι 4. Για και Αλ είναι 4 ή 6? Για και Cr είναι 6 ή (πολύ σπάνια) 4.
Τα αμφοτερικά οξείδια είναι συνήθως αδιάλυτα στο νερό και δεν αντιδρούν με αυτό.
Μέθοδοι λήψης οξειδίων από απλές ουσίες- πρόκειται είτε για άμεση αντίδραση του στοιχείου με το οξυγόνο:
ή αποσύνθεση σύνθετων ουσιών:
α) οξείδια
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
β) υδροξείδια
Ca(OH)2 = CaO + H2O
γ) οξέα
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO +CO2
Καθώς και η αλληλεπίδραση οξέων - οξειδωτικών παραγόντων με μέταλλα και αμέταλλα:
Cu + 4HNO3 (συμπ.) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Τα οξείδια μπορούν να ληφθούν με άμεση αλληλεπίδραση οξυγόνου με άλλο στοιχείο, ή έμμεσα (για παράδειγμα, κατά την αποσύνθεση αλάτων, βάσεων, οξέων). Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξείδια έρχονται σε στερεά, υγρή και αέρια κατάσταση· αυτός ο τύπος ένωσης είναι πολύ κοινός στη φύση. Τα οξείδια περιέχονται σε φλοιός της γης. Η σκουριά, η άμμος, το νερό, το διοξείδιο του άνθρακα είναι οξείδια.
Λόγοι- πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες στα μόρια των οποίων τα άτομα μετάλλου συνδέονται με μία ή περισσότερες υδροξυλομάδες.
Οι βάσεις είναι ηλεκτρολύτες που όταν διαχωρίζονται σχηματίζουν μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Υπάρχουν πολλά σημάδια ταξινόμησης βάσεων:
Ανάλογα με τη διαλυτότητά τους στο νερό, οι βάσεις χωρίζονται σε αλκαλικές και αδιάλυτες. Τα αλκάλια είναι υδροξείδια αλκαλιμέταλλα(Li, Na, K, Rb, Cs) και μέταλλα αλκαλικών γαιών (Ca, Sr, Ba). Όλες οι άλλες βάσεις είναι αδιάλυτες.
Ανάλογα με το βαθμό διάστασης, οι βάσεις χωρίζονται σε ισχυρούς ηλεκτρολύτες (όλα τα αλκάλια) και σε ασθενείς ηλεκτρολύτες (αδιάλυτες βάσεις).
Ανάλογα με τον αριθμό των υδροξυλομάδων στο μόριο, οι βάσεις χωρίζονται σε μονοοξέα (ομάδα 1 ΟΗ), για παράδειγμα, υδροξείδιο του νατρίου, υδροξείδιο του καλίου, διοξύ (2 ομάδες ΟΗ), για παράδειγμα, υδροξείδιο του ασβεστίου, υδροξείδιο του χαλκού (2), και πολυοξύ.
Χημικές ιδιότητες.
ΟΗ - ιόντα στο διάλυμα καθορίζουν το αλκαλικό περιβάλλον.
Τα αλκαλικά διαλύματα αλλάζουν το χρώμα των δεικτών:
Φαινολοφθαλεΐνη: άχρωμο ® βυσσινί,
Λάκδος: βιολετί ® μπλε,
Πορτοκαλί μεθυλίου: πορτοκαλί ® κίτρινο.
Τα αλκαλικά διαλύματα αντιδρούν με όξινα οξείδια για να σχηματίσουν άλατα εκείνων των οξέων που αντιστοιχούν στα αντιδρώντα όξινα οξείδια. Ανάλογα με την ποσότητα των αλκαλίων, σχηματίζονται μέτρια ή όξινα άλατα. Για παράδειγμα, όταν το υδροξείδιο του ασβεστίου αντιδρά με το μονοξείδιο του άνθρακα (IV), σχηματίζεται ανθρακικό ασβέστιο και νερό:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3; + Η2Ο
Και όταν το υδροξείδιο του ασβεστίου αντιδρά με περίσσεια μονοξειδίου του άνθρακα (IV), σχηματίζεται διττανθρακικό ασβέστιο:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Όλες οι βάσεις αντιδρούν με οξέα για να σχηματίσουν αλάτι και νερό, για παράδειγμα: όταν το υδροξείδιο του νατρίου αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, σχηματίζονται χλωριούχο νάτριο και νερό:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Το υδροξείδιο του χαλκού (II) διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ για να σχηματίσει χλωριούχο χαλκό (II) και νερό:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
Η αντίδραση μεταξύ ενός οξέος και μιας βάσης ονομάζεται αντίδραση εξουδετέρωσης.
Οι αδιάλυτες βάσεις, όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται σε νερό και το οξείδιο μετάλλου που αντιστοιχεί στη βάση, για παράδειγμα:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Τα αλκάλια αλληλεπιδρούν με διαλύματα αλάτων εάν πληρούται μία από τις προϋποθέσεις για την ολοκλήρωση της αντίδρασης ανταλλαγής ιόντων (σχηματίζεται ίζημα),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2; + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Η αντίδραση συμβαίνει λόγω της δέσμευσης κατιόντων χαλκού με ιόντα υδροξειδίου.
Όταν το υδροξείδιο του βαρίου αντιδρά με ένα διάλυμα θειικού νατρίου, σχηματίζεται ένα ίζημα θειικού βαρίου.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4; + 2 NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Η αντίδραση συμβαίνει λόγω της δέσμευσης κατιόντων βαρίου και θειικών ανιόντων.
Οξέα -Πρόκειται για σύνθετες ουσίες των οποίων τα μόρια περιλαμβάνουν άτομα υδρογόνου που μπορούν να αντικατασταθούν ή να ανταλλάσσονται με άτομα μετάλλου και ένα υπόλειμμα οξέος.
Με βάση την παρουσία ή την απουσία οξυγόνου στο μόριο, τα οξέα χωρίζονται σε οξυγονούχα (H2SO4 θειικό οξύ, H2SO3 θειικό οξύ, HNO3 νιτρικό οξύ, H3PO4 φωσφορικό οξύ, H2CO3 ανθρακικό οξύ, H2SiO3 πυριτικό οξύ) και χωρίς οξυγόνο (HF υδροφθορικό οξύ, HCl υδροχλωρικό οξύ (υδροχλωρικό οξύ), HBr υδροβρωμικό οξύ, HI υδροϊωδικό οξύ, H2S υδροσουλφιδικό οξύ).
Ανάλογα με τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου στο μόριο του οξέος, τα οξέα είναι μονοβασικά (με 1 άτομο Η), διβασικά (με 2 άτομα Η) και τριβασικά (με 3 άτομα Η).
ΟΞΕΑ
Το τμήμα ενός μορίου οξέος χωρίς υδρογόνο ονομάζεται υπόλειμμα οξέος.
Τα υπολείμματα οξέος μπορεί να αποτελούνται από ένα άτομο (-Cl, -Br, -I) - αυτά είναι απλά υπολείμματα οξέος ή μπορεί να αποτελούνται από μια ομάδα ατόμων (-SO3, -PO4, -SiO3) - αυτά είναι πολύπλοκα υπολείμματα.
Σε υδατικά διαλύματα, κατά τις αντιδράσεις ανταλλαγής και υποκατάστασης, τα όξινα υπολείμματα δεν καταστρέφονται:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Η λέξη ανυδρίτης σημαίνει άνυδρο, δηλαδή οξύ χωρίς νερό. Για παράδειγμα,
H2SO4 - H2O → SO3. Τα ανοξικά οξέα δεν έχουν ανυδρίτες.
Το οξύ πήρε το όνομά του από το όνομα του στοιχείου σχηματισμού οξέος (παράγοντας σχηματισμού οξέος) με την προσθήκη των καταλήξεων "naya" και λιγότερο συχνά "vaya": H2SO4 - θειικό. H2SO3 - άνθρακας; H2SiO3 - πυρίτιο, κ.λπ.
Το στοιχείο μπορεί να σχηματίσει πολλά οξέα οξυγόνου. Σε αυτήν την περίπτωση, οι υποδεικνυόμενες καταλήξεις στα ονόματα των οξέων θα είναι όταν το στοιχείο εμφανίζει υψηλότερο σθένος (το μόριο του οξέος περιέχει υψηλή περιεκτικότητα σε άτομα οξυγόνου). Εάν το στοιχείο εμφανίζει χαμηλότερο σθένος, η κατάληξη στο όνομα του οξέος θα είναι «κενή»: HNO3 - νιτρικό, HNO2 - νιτρώδες.
Τα οξέα μπορούν να ληφθούν διαλύοντας ανυδρίτες στο νερό. Εάν οι ανυδρίτες είναι αδιάλυτοι στο νερό, το οξύ μπορεί να ληφθεί με τη δράση ενός άλλου περισσότερου ισχυρό οξύστο άλας του απαιτούμενου οξέος. Αυτή η μέθοδος είναι τυπική τόσο για οξυγόνο όσο και για οξέα χωρίς οξυγόνο. Τα οξέα χωρίς οξυγόνο λαμβάνονται επίσης με απευθείας σύνθεση από υδρογόνο και ένα αμέταλλο, ακολουθούμενη από διάλυση της προκύπτουσας ένωσης σε νερό:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Τα διαλύματα των αερίων ουσιών που προκύπτουν HCl και H2S είναι οξέα.
Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξέα υπάρχουν τόσο σε υγρή όσο και σε στερεή κατάσταση.
Χημικές ιδιότητες οξέων
1. Τα όξινα διαλύματα δρουν σε δείκτες. Όλα τα οξέα (εκτός από το πυριτικό) είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Ειδικές ουσίες - δείκτες σας επιτρέπουν να προσδιορίσετε την παρουσία οξέος.
Οι δείκτες είναι ουσίες πολύπλοκη δομή. Αλλάζουν το χρώμα τους ανάλογα με την αλληλεπίδρασή τους με διαφορετικά χημικά. Σε ουδέτερα διαλύματα έχουν ένα χρώμα, σε διαλύματα βάσεων έχουν άλλο χρώμα. Όταν αλληλεπιδρούν με ένα οξύ, αλλάζουν το χρώμα τους: ο δείκτης πορτοκαλί μεθυλίου γίνεται κόκκινος και ο δείκτης λακκούβας γίνεται επίσης κόκκινος.
2. Αντιδράστε με βάσεις για να σχηματίσετε νερό και ένα άλας, το οποίο περιέχει ένα αμετάβλητο όξινο υπόλειμμα (αντίδραση εξουδετέρωσης):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Αντιδράστε με οξείδια βάσης για να σχηματίσετε νερό και αλάτι. Το άλας περιέχει το όξινο υπόλειμμα του οξέος που χρησιμοποιήθηκε στην αντίδραση εξουδετέρωσης:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Αλληλεπιδράστε με μέταλλα.
Για να αλληλεπιδράσουν τα οξέα με τα μέταλλα, πρέπει να πληρούνται ορισμένες προϋποθέσεις:
1. Το μέταλλο πρέπει να είναι επαρκώς ενεργό ως προς τα οξέα (στη σειρά δραστικότητας των μετάλλων πρέπει να βρίσκεται πριν από το υδρογόνο). Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο στη σειρά δραστηριότητας, τόσο πιο έντονα αλληλεπιδρά με τα οξέα.
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Αλλά η αντίδραση μεταξύ ενός διαλύματος υδροχλωρικού οξέος και χαλκού είναι αδύνατη, αφού ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά τάσης μετά το υδρογόνο.
2. Το οξύ πρέπει να είναι αρκετά ισχυρό (δηλαδή, ικανό να δώσει ιόντα υδρογόνου H+).
Όταν συμβαίνουν χημικές αντιδράσεις οξέος με μέταλλα, σχηματίζεται αλάτι και απελευθερώνεται υδρογόνο (εκτός από την αλληλεπίδραση μετάλλων με νιτρικό και πυκνό θειικό οξύ):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Ωστόσο, ανεξάρτητα από το πόσο διαφορετικά είναι τα οξέα, όλα σχηματίζουν κατιόντα υδρογόνου κατά τη διάσταση, τα οποία καθορίζουν τη σειρά γενικές ιδιότητες: ξινή γεύση, αλλαγή χρώματος δεικτών (λακτό και μεθυλοπορτοκάλι), αλληλεπίδραση με άλλες ουσίες.
Η ίδια αντίδραση συμβαίνει μεταξύ των οξειδίων μετάλλων και των περισσότερων οξέων
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Ας περιγράψουμε τις αντιδράσεις:
2) Η δεύτερη αντίδραση θα πρέπει να παράγει ένα διαλυτό άλας. Σε πολλές περιπτώσεις, η αλληλεπίδραση του μετάλλου με το οξύ πρακτικά δεν συμβαίνει επειδή το άλας που προκύπτει είναι αδιάλυτο και καλύπτει την επιφάνεια του μετάλλου με ένα προστατευτικό φιλμ, για παράδειγμα:
Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Ο αδιάλυτος θειικός μόλυβδος (II) εμποδίζει το οξύ να φτάσει στο μέταλλο και η αντίδραση σταματά λίγο πριν ξεκινήσει. Για το λόγο αυτό η πλειοψηφία βαριά μέταλλαπρακτικά δεν αλληλεπιδρά με φωσφορικά, ανθρακικά και υδροσουλφιδικά οξέα.
3) Η τρίτη αντίδραση είναι χαρακτηριστική των όξινων διαλυμάτων, επομένως, τα αδιάλυτα οξέα, όπως το πυριτικό οξύ, δεν αντιδρούν με μέταλλα. Ένα συμπυκνωμένο διάλυμα θειικού οξέος και ένα διάλυμα νιτρικού οξέος οποιασδήποτε συγκέντρωσης αλληλεπιδρούν με μέταλλα κάπως διαφορετικά, επομένως οι εξισώσεις αντίδρασης μεταξύ μετάλλων και αυτών των οξέων γράφονται με διαφορετικό τρόπο. Ένα αραιό διάλυμα θειικού οξέος αντιδρά με μέταλλα. στέκεται στη σειρά τάσης προς το υδρογόνο, σχηματίζοντας αλάτι και υδρογόνο.
4) Η τέταρτη αντίδραση είναι μια τυπική αντίδραση ανταλλαγής ιόντων και συμβαίνει μόνο εάν σχηματιστεί ίζημα ή αέριο.
Άλατα -πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια αποτελούνται από άτομα μετάλλου και όξινα υπολείμματα (μερικές φορές μπορεί να περιέχουν υδρογόνο). Για παράδειγμα, το NaCl είναι χλωριούχο νάτριο, το CaSO4 είναι θειικό ασβέστιο κ.λπ.
Σχεδόν όλα τα άλατα είναι ιοντικές ενώσεις, επομένως, ιόντα όξινων υπολειμμάτων και ιόντα μετάλλου συνδέονται μεταξύ τους σε άλατα:
Na+Cl - χλωριούχο νάτριο
Ca2+SO42 - θειικό ασβέστιο κ.λπ.
Ένα άλας είναι το προϊόν μερικής ή πλήρους υποκατάστασης ενός μετάλλου για τα άτομα υδρογόνου ενός οξέος.
Ως εκ τούτου, διακρίνονται τα ακόλουθα είδη αλάτων:
1. Μέτρια άλατα - όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ αντικαθίστανται από ένα μέταλλο: Na2CO3, KNO3, κ.λπ.
2. Όξινα άλατα - δεν αντικαθίστανται όλα τα άτομα υδρογόνου στο οξύ από ένα μέταλλο. Φυσικά, τα όξινα άλατα μπορούν να σχηματίσουν μόνο δι- ή πολυβασικά οξέα. Τα μονοβασικά οξέα δεν μπορούν να παράγουν όξινα άλατα: NaHC03, NaH2PO4 κ.λπ. ρε.
3. Διπλά άλατα - τα άτομα υδρογόνου ενός δι- ή πολυβασικού οξέος αντικαθίστανται όχι από ένα μέταλλο, αλλά από δύο διαφορετικά: NaKCO3, KAl(SO4)2 κ.λπ.
4. Τα βασικά άλατα μπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα ατελούς, ή μερικής, υποκατάστασης υδροξυλομάδων βάσεων με όξινα υπολείμματα: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl κ.λπ.
Με διεθνής ονοματολογίαΤο όνομα του άλατος κάθε οξέος προέρχεται από τη λατινική ονομασία του στοιχείου. Για παράδειγμα, τα άλατα του θειικού οξέος ονομάζονται θειικά: CaSO4 - θειικό ασβέστιο, MgSO4 - θειικό μαγνήσιο κ.λπ. Τα άλατα του υδροχλωρικού οξέος ονομάζονται χλωρίδια: NaCl - χλωριούχο νάτριο, ZnCI2 - χλωριούχος ψευδάργυρος κ.λπ.
Το σωματίδιο "bi" ή "hydro" προστίθεται στο όνομα των αλάτων διβασικών οξέων: Mg(HCl3)2 - διττανθρακικό ή διττανθρακικό μαγνήσιο.
Υπό την προϋπόθεση ότι σε ένα τριβασικό οξύ μόνο ένα άτομο υδρογόνου αντικαθίσταται από ένα μέταλλο, τότε προστίθεται το πρόθεμα "διϋδρο": NaH2PO4 - διόξινο φωσφορικό νάτριο.
Τα άλατα είναι στερεά, έχοντας πολύ διαφορετική διαλυτότητα στο νερό.
Οι χημικές ιδιότητες των αλάτων καθορίζονται από τις ιδιότητες των κατιόντων και των ανιόντων που αποτελούν μέρος τους.
1. Μερικά άλατα αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε ένα νέο άλας και ένα νέο οξύ. Για να πραγματοποιηθεί αυτή η αντίδραση, το οξύ πρέπει να είναι ισχυρότερο από το άλας που επηρεάζεται από το οξύ:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Αλληλεπιδράστε με βάσεις, σχηματίζοντας ένα νέο αλάτι και μια νέα βάση:
Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Αλληλεπιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν νέα άλατα:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Αλληλεπιδρούν με μέταλλα που βρίσκονται στο ίδιο εύρος δραστηριότητας με το μέταλλο που αποτελεί μέρος του άλατος.
