Σχέδιο αλληλεπίδρασης χημικών. Τύποι χημικών αντιδράσεων

Κατά τη διάρκεια χημικών αντιδράσεων, άλλες λαμβάνονται από ορισμένες ουσίες (να μην συγχέονται με τις πυρηνικές αντιδράσεις, στις οποίες ένα χημικό στοιχείο μετατρέπεται σε άλλο)

Οποιαδήποτε χημική αντίδραση περιγράφεται από μια χημική εξίσωση:

Αντιδραστήρια → Προϊόντα αντίδρασης

Το βέλος υποδεικνύει την κατεύθυνση της αντίδρασης.

Για παράδειγμα:

Σε αυτήν την αντίδραση, το μεθάνιο (CH4) αντιδρά με οξυγόνο (02), με αποτέλεσμα το σχηματισμό διοξειδίου του άνθρακα (CO 2) και νερού (Η2Ο), ή μάλλον, υδρατμών. Αυτό συμβαίνει στην κουζίνα σας όταν ανάβετε τον καυστήρα αερίου. Η εξίσωση πρέπει να διαβαστεί ως εξής: ένα μόριο αερίου μεθανίου αντιδρά με δύο μόρια αερίου οξυγόνου, με αποτέλεσμα ένα μόριο διοξειδίου του άνθρακα και δύο μόρια νερού (υδρατμοί).

Οι αριθμοί μπροστά από τα συστατικά μιας χημικής αντίδρασης καλούνται συντελεστές αντίδρασης.

Οι χημικές αντιδράσεις είναι ενδοθερμική (με απορρόφηση ενέργειας) και εξώθερμος (με την απελευθέρωση ενέργειας). Η καύση μεθανίου είναι ένα τυπικό παράδειγμα μιας εξώθερμης αντίδρασης.

Υπάρχουν διάφοροι τύποι χημικών αντιδράσεων. Η πιο κοινή:

• αντιδράσεις ενώσεων
• αντιδράσεις αποσύνθεσης
• αντιδράσεις απλής υποκατάστασης.
• αντιδράσεις διπλής υποκατάστασης.
• αντιδράσεις οξείδωσης
• αντιδράσεις οξειδοαναγωγής.

Σύνθετες αντιδράσεις

Σε σύνθετες αντιδράσεις, τουλάχιστον δύο στοιχεία σχηματίζουν ένα προϊόν:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t) - ο σχηματισμός επιτραπέζιου αλατιού.

Πρέπει να δοθεί προσοχή στην ουσιαστική απόχρωση των αντιδράσεων της ένωσης: ανάλογα με τις συνθήκες της αντίδρασης ή τις αναλογίες των αντιδρώντων που εισέρχονται στην αντίδραση, μπορεί να προκύψουν διαφορετικά προϊόντα. Για παράδειγμα, υπό κανονικές συνθήκες καύσης άνθρακα, λαμβάνεται διοξείδιο του άνθρακα:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Εάν η ποσότητα οξυγόνου είναι ανεπαρκής, τότε σχηματίζεται θανατηφόρο μονοξείδιο του άνθρακα:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Αντιδράσεις αποσύνθεσης

Αυτές οι αντιδράσεις είναι, όπως ήταν, ουσιαστικά αντίθετες με τις αντιδράσεις της ένωσης. Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης αποσύνθεσης, η ουσία αποσυντίθεται σε δύο (3, 4 ...) απλούστερα στοιχεία (ενώσεις):

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g) - αποσύνθεση του νερού
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g) - αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου

Αντιδράσεις απλής υποκατάστασης

Ως αποτέλεσμα των αντιδράσεων απλής υποκατάστασης, το πιο δραστικό στοιχείο αντικαθιστά το λιγότερο ενεργό στην ένωση:

Zn (t) + CuSO 4 (p-p) → ZnSO 4 (p-p) + Cu (t)

Ο ψευδάργυρος στο διάλυμα θειικού χαλκού αντικαθιστά τον λιγότερο ενεργό χαλκό, με αποτέλεσμα ένα διάλυμα θειικού ψευδαργύρου.

Ο βαθμός δραστηριότητας των μετάλλων αυξάνοντας τη δραστηριότητα:

• Τα πιο ενεργά είναι τα μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών

Η ιοντική εξίσωση της παραπάνω αντίδρασης θα είναι:

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

Ο ιοντικός δεσμός CuSO4, όταν διαλύεται σε νερό, αποσυντίθεται σε κατιόν χαλκού (φορτίο 2+) και θειικό ανιόν (φορτίο 2-). Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης υποκατάστασης, σχηματίζεται ένα κατιόν ψευδαργύρου (το οποίο έχει το ίδιο φορτίο με το κατιόν χαλκού: 2-). Σημειώστε ότι το θειικό ανιόν υπάρχει και στις δύο πλευρές της εξίσωσης, οπότε μπορεί να συντομευτεί από όλους τους κανόνες των μαθηματικών. Ως αποτέλεσμα, έχουμε την ιοντική μοριακή εξίσωση:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Αντιδράσεις διπλής υποκατάστασης

Σε αντιδράσεις διπλής υποκατάστασης, αντικαθίστανται δύο ηλεκτρόνια. Τέτοιες αντιδράσεις καλούνται επίσης ανταλλαγή αντιδράσεων... Τέτοιες αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε διάλυμα με το σχηματισμό:

• αδιάλυτο στερεό (αντίδραση καθίζησης);
• νερό (αντίδραση εξουδετέρωσης).

Αντιδράσεις καθίζησης

Κατά την ανάμιξη διαλύματος νιτρικού αργύρου (αλάτι) με διάλυμα χλωριούχου νατρίου, σχηματίζεται χλωριούχο άργυρο:

Μοριακή εξίσωση: KCl (p-p) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)

Ιωνική εξίσωση: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Εξίσωση μοριακών ιόντων: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Εάν η ένωση είναι διαλυτή, θα είναι ιονική σε διάλυμα. Εάν η ένωση είναι αδιάλυτη, θα καθιζάνει σχηματίζοντας ένα στερεό.

Αντιδράσεις εξουδετέρωσης

Αυτές είναι αντιδράσεις αλληλεπίδρασης μεταξύ οξέων και βάσεων, ως αποτέλεσμα της οποίας σχηματίζονται μόρια νερού.

Για παράδειγμα, η αντίδραση ανάμιξης ενός διαλύματος θειικού οξέος και ενός διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου (σίκαλη):

Μοριακή εξίσωση: H2SO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na2SO4 (p-p) + 2H2O (g)

Ιωνική εξίσωση: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (g)

Μοριακή ιοντική εξίσωση: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) ή H + + OH - → H 2 O (l)

Αντιδράσεις οξείδωσης

Πρόκειται για αντιδράσεις αλληλεπίδρασης ουσιών με αέριο οξυγόνο στον αέρα, κατά την οποία, κατά κανόνα, απελευθερώνεται μεγάλη ποσότητα ενέργειας με τη μορφή θερμότητας και φωτός. Μια τυπική αντίδραση οξείδωσης είναι η καύση. Στην αρχή αυτής της σελίδας είναι η αντίδραση της αλληλεπίδρασης του μεθανίου με το οξυγόνο:

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

Το μεθάνιο αναφέρεται σε υδρογονάνθρακες (ενώσεις άνθρακα και υδρογόνου). Όταν ένας υδρογονάνθρακας αντιδρά με οξυγόνο, απελευθερώνεται πολύ θερμική ενέργεια.

Αντιδράσεις Redox

Αυτές είναι αντιδράσεις στις οποίες υπάρχει ανταλλαγή ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων των αντιδρώντων. Οι αντιδράσεις που συζητήθηκαν παραπάνω είναι επίσης οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - αντίδραση ένωσης
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H2O - αντίδραση οξείδωσης
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - αντίδραση απλής υποκατάστασης

Οι αντιδράσεις Redox με μεγάλο αριθμό παραδειγμάτων επίλυσης εξισώσεων με τη μέθοδο ηλεκτρονικής ισορροπίας και τη μέθοδο μισής αντίδρασης περιγράφονται στην ενότητα

Η ταξινόμηση των ανόργανων ουσιών βασίζεται χημική σύνθεση - το απλούστερο και πιο σταθερό στο χρόνο χαρακτηριστικό. Η χημική σύνθεση μιας ουσίας δείχνει ποια στοιχεία υπάρχουν σε αυτήν και σε τι αριθμητική αναλογία για τα άτομα τους.

Τα στοιχεία χωρίζονται συμβατικά σε στοιχεία με μεταλλικές και μη μεταλλικές ιδιότητες. Το πρώτο από αυτά περιλαμβάνονται πάντα στο κατιόντα ουσίες πολλαπλών στοιχείων (μέταλλο ιδιότητες), το δεύτερο - στη σύνθεση ανιόντα (μη μεταλλικό ιδιότητες). Σύμφωνα με τον Περιοδικό Νόμο, στις περιόδους και τις ομάδες μεταξύ αυτών των στοιχείων, υπάρχουν αμφοτερικά στοιχεία που παρουσιάζουν ταυτόχρονα σε έναν βαθμό ή άλλο μεταλλικό και μη μεταλλικό (αμφοτερικός, διπλές) ιδιότητες. Τα στοιχεία της ομάδας VIIIA εξακολουθούν να εξετάζονται ξεχωριστά (ευγενή αέρια), Αν και για Kr, Xe και Rn, σαφώς βρέθηκαν μη μεταλλικές ιδιότητες (τα στοιχεία He, Ne, Ar είναι χημικά αδρανή).

Η ταξινόμηση των απλών και σύνθετων ανόργανων ουσιών δίνεται στον πίνακα. 6.

Ακολουθούν οι ορισμοί (ορισμοί) των κατηγοριών ανόργανων ουσιών, οι σημαντικότερες χημικές τους ιδιότητες και οι μέθοδοι παρασκευής τους.

Ανόργανες ουσίες - ενώσεις που σχηματίζονται από όλα τα χημικά στοιχεία (εκτός από τις περισσότερες οργανικές ενώσεις άνθρακα). Διαιρείται με χημική σύνθεση:

Απλές ουσίες σχηματίζεται από άτομα ενός στοιχείου. Διαιρείται με χημικές ιδιότητες:

Μέταλλα - απλές ουσίες στοιχείων με μεταλλικές ιδιότητες (χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα). Τυπικά μέταλλα:

Τα μέταλλα έχουν υψηλή δυνατότητα μείωσης σε σύγκριση με τα τυπικά μη μέταλλα. Στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων, στέκονται πολύ αριστερά του υδρογόνου, αντικαθιστούν το υδρογόνο από το νερό (μαγνήσιο - όταν βράζει):

Απλές ουσίες των στοιχείων Cu, Ag και Ni αναφέρονται επίσης ως μέταλλα, καθώς τα οξείδια τους CuO, Ag 2 O, NiO και υδροξείδια Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 κυριαρχούνται από βασικές ιδιότητες.

Αμέταλλα - απλές ουσίες στοιχείων με μη μεταλλικές ιδιότητες (υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα). Τυπικά μη μέταλλα: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Τα μη μέταλλα είναι ιδιαίτερα οξειδωτικά σε σύγκριση με τα τυπικά μέταλλα.

Αμφίγηνα - αμφοτερικές απλές ουσίες που σχηματίζονται από στοιχεία με αμφοτερικές (διπλές) ιδιότητες (ενδιάμεση ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων). Τυπικά αμφίβια: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Τα αμφιγόνα έχουν χαμηλότερη αναγωγιμότητα από τα τυπικά μέταλλα. Στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων, βρίσκονται δίπλα στα αριστερά του υδρογόνου ή στέκονται πίσω από αυτό στα δεξιά.

Αερογόνα - ευγενή αέρια, μονοατομικές απλές ουσίες των στοιχείων της ομάδας VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Από αυτούς, He, Ne και Ar είναι χημικά παθητικοί (ενώσεις με άλλα στοιχεία δεν έχουν ληφθεί), και οι Kr, Xe και Rn εμφανίζουν κάποιες ιδιότητες μη μετάλλων με υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα.

Σύνθετες ουσίες σχηματίζεται από άτομα διαφορετικών στοιχείων. Χωρίζονται από τη σύνθεση και τις χημικές ιδιότητες:

Οξείδια - ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο, η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου σε οξείδια είναι πάντα (-II). Χωρίζονται από τη σύνθεση και τις χημικές ιδιότητες:

Τα στοιχεία He, Ne και Ar δεν σχηματίζουν ενώσεις με οξυγόνο. Οι ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο σε άλλες καταστάσεις οξείδωσης δεν είναι οξείδια, αλλά δυαδικές ενώσεις, για παράδειγμα O + II F2 -I και H2 + I O2 -I. Οι μικτές δυαδικές ενώσεις, για παράδειγμα S + IV Cl2-I O-II, δεν ανήκουν σε οξείδια.

Βασικά οξείδια - προϊόντα πλήρους αφυδάτωσης (πραγματικών ή υπό όρους) βασικών υδροξειδίων, διατηρούν τις χημικές ιδιότητες του τελευταίου.

Από τα τυπικά μέταλλα, μόνο τα Li, Mg, Ca και Sr σχηματίζουν οξείδια Li 2 O, MgO, CaO και SrO όταν καίγονται στον αέρα. Τα οξείδια Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O και BaO λαμβάνονται με άλλες μεθόδους.

Τα οξείδια CuO, Ag 2 O και NiO αναφέρονται επίσης ως βασικά.

Οξείδια οξέος - προϊόντα πλήρους αφυδάτωσης (πραγματικών ή υπό όρους) όξινων υδροξειδίων, διατηρούν τις χημικές ιδιότητες των τελευταίων.

Από τα τυπικά μη μέταλλα, μόνο τα S, Se, P, As, C και Si σχηματίζουν οξείδια SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 και SiO2 όταν καίγονται στον αέρα. Τα οξείδια Cl2O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO3, N2O3, N2O5 και As 2 O 5 λαμβάνονται με άλλες μεθόδους.

Εξαίρεση: τα οξείδια NO2 και ClO2 δεν έχουν αντίστοιχα όξινα υδροξείδια, αλλά θεωρούνται όξινα, καθώς τα NO2 και ClO2 αντιδρούν με αλκάλια, σχηματίζοντας άλατα δύο οξέων και ClO2 με νερό, σχηματίζοντας δύο οξέα:

α) 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO2 + NaNO3 + H2O

β) 2ClO 2 + H2O (κρύο) \u003d HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (κρύο) \u003d NaClO 2 + NaClO 3 + H2O

Τα οξείδια CrO3 και Mn 2 O 7 (χρώμιο και μαγγάνιο στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης) είναι επίσης όξινα.

Αμφοτερικά οξείδια - προϊόντα πλήρους αφυδάτωσης (πραγματικών ή υπό όρους) αμφοτερικών υδροξειδίων, διατηρούν τις χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών υδροξειδίων.

Τυπικά αμφιγόνα (εκτός Ga), όταν καίγονται στον αέρα, σχηματίζουν οξείδια BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 και PbO. Τα αμφοτερικά οξείδια Ga2O3, SnO και PbO2 λαμβάνονται με άλλες μεθόδους.

Διπλά οξείδια σχηματίζεται είτε από άτομα ενός αμφοτερικού στοιχείου σε διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης, είτε από άτομα δύο διαφορετικών (μεταλλικών, αμφοτερικών) στοιχείων, τα οποία καθορίζουν τις χημικές τους ιδιότητες. Παραδείγματα:

(Fe II Fe 2 III) O4, (Pb 2 II Pb IV) O4, (MgAl2) O4, (CaTi) O3.

Το οξείδιο του σιδήρου σχηματίζεται όταν ο σίδηρος καίγεται στον αέρα, το οξείδιο του μολύβδου σχηματίζεται όταν ο μόλυβδος θερμαίνεται ασθενώς σε οξυγόνο. Τα οξείδια δύο διαφορετικών μετάλλων λαμβάνονται με άλλους τρόπους.

Οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα - οξείδια μη μετάλλων που δεν έχουν όξινα υδροξείδια και δεν εισέρχονται σε αντιδράσεις σχηματισμού άλατος (σε αντίθεση με τα βασικά, όξινα και αμφοτερικά οξείδια), για παράδειγμα: CO, NO, N2O, SiO, S 2 O.

Υδροξείδια - ενώσεις στοιχείων (εκτός από το φθόριο και το οξυγόνο) με υδροξοομάδες Ο-ΙΙ Η, μπορεί επίσης να περιέχουν οξυγόνο Ο-ΙΙ. Στα υδροξείδια, η κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου είναι πάντα θετική (από + I έως + VIII). Ο αριθμός των υδροξο ομάδων είναι από 1 έως 6. Διαιρούνται σύμφωνα με τις χημικές τους ιδιότητες:

Βασικά υδροξείδια (βάσεις) σχηματίζεται από στοιχεία με μεταλλικές ιδιότητες.

Λήφθηκε από τις αντιδράσεις των αντίστοιχων βασικών οξειδίων με νερό:

M 2 O + H 2 O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H 2 O \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Εξαίρεση: υδροξείδια Mg (OH) 2, Cu (OH) 2 και Ni (OH) 2 λαμβάνονται με άλλες μεθόδους.

Όταν θερμαίνεται, εμφανίζεται πραγματική αφυδάτωση (απώλεια νερού) για τα ακόλουθα υδροξείδια:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

M (OH) 2 \u003d MO + H 2 O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Τα βασικά υδροξείδια αντικαθιστούν τις υδροξυλομάδες τους με όξινα υπολείμματα για να σχηματίσουν άλατα, τα μεταλλικά στοιχεία διατηρούν την κατάσταση οξείδωσης σε κατιόντα άλατος.

Τα βασικά υδροξείδια καλά διαλυτά στο νερό (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2, κ.λπ.) ονομάζονται αλκάλια, αφού με τη βοήθειά τους δημιουργείται ένα αλκαλικό περιβάλλον στη λύση.

Υδροξείδια οξέων (οξέα) σχηματίζεται από στοιχεία με μη μεταλλικές ιδιότητες. Παραδείγματα:

Κατά τη διάσπαση σε αραιό υδατικό διάλυμα, σχηματίζονται κατιόντα Η + (ακριβέστερα, Η3Ο +) και σχηματίζονται τα ακόλουθα ανιόντα, ή υπολείμματα οξέος:

Τα οξέα μπορούν να ληφθούν με τις αντιδράσεις των αντίστοιχων οξειδίων οξέος με νερό (παρακάτω είναι οι πραγματικές αντιδράσεις):

Cl2O + H2O \u003d 2ΗClO

E 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HEO 2 (E \u003d N, As)

Ως 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2H3 AsO3

EO 2 + H 2 O \u003d H 2 EO 3 (E \u003d C, Se)

E 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HEO 3 (E \u003d N, P, I)

E 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 EO 4 (E \u003d P, As)

EO 3 + H 2 O \u003d H 2 EO 4 (E \u003d S, Se, Cr)

E 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HEO 4 (E \u003d Cl, Μη)

Μια εξαίρεση: Το οξείδιο SO2 ως όξινο υδροξείδιο αντιστοιχεί στο πολυένυδρο SO2 νH2O ("θειικό οξύ H2S03" δεν υπάρχει, αλλά όξινα υπολείμματα HSO 3 - και SO 3 2 - υπάρχουν στα άλατα).

Όταν μερικά οξέα θερμαίνονται, συμβαίνει πραγματική αφυδάτωση και σχηματίζονται τα αντίστοιχα οξείδια οξέων:

2HAsO 2 \u003d Ως 2 O 3 + H 2 O

H 2 EO 3 \u003d EO 2 + H 2 O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 \u003d Ως 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 \u003d SeO 3 + H 2 O

Όταν το (πραγματικό και τυπικό) υδρογόνο των οξέων αντικαθίσταται από μέταλλα και αμφίγηνα, σχηματίζονται άλατα, τα υπολείμματα οξέων διατηρούν τη σύνθεσή τους και φορτίζονται στα άλατα. Τα οξέα H2S04 και H3PO4 σε ένα αραιό υδατικό διάλυμα αντιδρούν με μέταλλα και αμφίγηρα που στέκονται σε μια σειρά τάσεων στα αριστερά του υδρογόνου, ενώ σχηματίζονται τα αντίστοιχα άλατα και απελευθερώνεται υδρογόνο (το οξύ HNO3 δεν εισέρχεται σε τέτοιες αντιδράσεις. Παρακάτω είναι τυπικά μέταλλα, εκτός Mg, δεν προσδιορίζεται καθώς αντιδρούν με νερό υπό παρόμοιες συνθήκες):

M + H 2 SO 4 (pasb.) \u003d MSO 4 + H 2 ^ (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (παρ.) \u003d M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (dil.) \u003d M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Σε αντίθεση με τα ανοξικά οξέα, ονομάζονται όξινα υδροξείδια οξέα που περιέχουν οξυγόνο ή οξοξέα.

Αμφοτερικά υδροξείδια σχηματίζεται από στοιχεία με αμφοτερικές ιδιότητες. Τυπικά αμφοτερικά υδροξείδια:

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

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

Σχηματίζεται από αμφοτερικά οξείδια και νερό, αλλά υφίσταται πραγματική αφυδάτωση και σχηματίζει αμφοτερικά οξείδια:

Εξαίρεση: για το σίδηρο (III) είναι γνωστό μόνο το μεταϋδροξείδιο FeO (OH), το «υδροξείδιο σιδήρου (III) Fe (OH) 3» δεν υπάρχει (δεν λαμβάνεται).

Τα αμφοτερικά υδροξείδια εμφανίζουν τις ιδιότητες των βασικών και όξινων υδροξειδίων. σχηματίζουν δύο τύπους αλάτων, στα οποία το αμφοτερικό στοιχείο είναι μέρος κατιόντων αλατιού ή ανιόντων τους.

Για στοιχεία με πολλές καταστάσεις οξείδωσης, ισχύει ο κανόνας: όσο υψηλότερη είναι η κατάσταση οξείδωσης, τόσο πιο έντονες είναι οι όξινες ιδιότητες των υδροξειδίων (και / ή των αντίστοιχων οξειδίων).

Αλας - συνδέσεις που αποτελούνται από κατιόντα βασικά ή αμφοτερικά (στο ρόλο των βασικών) υδροξειδίων και ανιόντα (υπολείμματα) όξινα ή αμφοτερικά (στο ρόλο των όξινων) υδροξειδίων. Σε αντίθεση με τα ανοξικά άλατα, ονομάζονται τα άλατα εδώ οξυγονωμένα άλατα ή οξαλόλη. Χωρίζεται από τη σύνθεση κατιόντων και ανιόντων:

Μεσαία άλατα περιέχουν υπολείμματα μέσου οξέος CO 3 2, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2-, κλπ. για παράδειγμα: K2CO3, Mg (NO 3) 2, Cr2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Εάν τα μέσα άλατα λαμβάνονται με αντιδράσεις που περιλαμβάνουν υδροξείδια, τότε τα αντιδραστήρια λαμβάνονται σε ισοδύναμες ποσότητες. Για παράδειγμα, το άλας K2CO3 μπορεί να ληφθεί λαμβάνοντας τα αντιδραστήρια στις αναλογίες:

2KOH και 1H2CO3, 1K 2 O και 1H2CO3, 2KOH και 1CO2.

Αντιδράσεις σχηματισμού μέσων αλάτων:

Βάση + Οξύ\u003e Αλάτι + Νερό

1α) βασικό υδροξείδιο + όξινο υδροξείδιο\u003e ...

2NaOH + H2SO4 \u003d Na2S04 + 2Η2Ο

Cu (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O

1β) αμφοτερικό υδροξείδιο + όξινο υδροξείδιο\u003e ...

2Al (OH) 3 + 3H2S04 \u003d Al2 (SO 4) 3 + 6H2O

Zn (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O

1γ) βασικό υδροξείδιο + αμφοτερικό υδροξείδιο\u003e ...

NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAlO 2 + 2H 2 O (στο τήγμα)

2NaOH + Zn (OH) 2 \u003d Na2 ZnO 2 + 2H 2 O (στο τήγμα)

Βασικό οξείδιο + οξύ \u003d αλάτι + νερό

2α) βασικό οξείδιο + όξινο υδροξείδιο\u003e ...

Na2O + H2SO4 \u003d Na2SO4 + H2O

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + Η2Ο

2β) αμφοτερικό οξείδιο + όξινο υδροξείδιο\u003e ...

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

2γ) βασικό οξείδιο + αμφοτερικό υδροξείδιο\u003e ...

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (στο τήγμα)

Na 2 O + Zn (OH) 2 \u003d Na2ZnO 2 + H 2 O (στο τήγμα)

Βάση + οξείδιο οξέος\u003e αλάτι + νερό

Για) βασικό υδροξείδιο + όξινο οξείδιο\u003e ...

2NaOH + SO 3 \u003d Na2SO4 + H2O

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O

3β) αμφοτερικό υδροξείδιο + όξινο οξείδιο\u003e ...

2Al (OH) 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

Sv) βασικό υδροξείδιο + αμφοτερικό οξείδιο\u003e ...

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (στο τήγμα)

2NaOH + ZnO \u003d Na2 ZnO 2 + H 2 O (στο τήγμα)

Βασικό οξείδιο + όξινο οξείδιο\u003e αλάτι

4α) βασικό οξείδιο + όξινο οξείδιο\u003e ...

Na2O + SO 3 \u003d Na2SO4, BaO + CO 2 \u003d BaCO 3

4β) αμφοτερικό οξείδιο + όξινο οξείδιο\u003e ...

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2

4γ) βασικό οξείδιο + αμφοτερικό οξείδιο\u003e ...

Na 2 O + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2, Na2O + ZnO \u003d Na2 ZnO 2

Αντιδράσεις 1γ, εάν προχωρήσουν λύση, συνοδεύεται από το σχηματισμό άλλων προϊόντων - σύνθετα άλατα:

NaOH (συμπ.) + Al (OH) 3 \u003d Na

KOH (συμπ.) + Cr (OH) 3 \u003d K3

2NaOH (συμπ.) + M (OH) 2 \u003d Na2 (M \u003d Be, Zn)

KOH (συμπ.) + M (OH) 2 \u003d K (M \u003d Sn, Pb)

Όλα τα μέσα άλατα σε διάλυμα είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες (διαχωρίζονται πλήρως).

Όξινα άλατα περιέχουν υπολείμματα οξέος οξέος (με υδρογόνο) HCO 3 -, Н 2 РО 4 2-, HPO 4 2-, κ.λπ., σχηματίζονται από τη δράση σε βασικά και αμφοτερικά υδροξείδια ή μεσαία άλατα περίσσειας υδροξειδίων οξέος που περιέχουν τουλάχιστον δύο άτομα υδρογόνου στο μόριο ; τα αντίστοιχα όξινα οξείδια δρουν παρόμοια:

NaOH + H2S04 (συμπ.) \u003d NaHSO 4 + H2O

Ba (OH) 2 + 2H 3 PO 4 (συμπ.) \u003d Ba (H 2 PO 4) 2 + 2H 2 O

Zn (OH) 2 + H 3 PO 4 (συμπ.) \u003d ZnHPO 4 v + 2H 2 O

PbSO 4 + H2S04 (συμπ.) \u003d Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (συμπ.) \u003d 2KN 2 PO 4

Ca (OH) 2 + 2EO 2 \u003d Ca (HEO 3) 2 (E \u003d C, S)

Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O \u003d 2NaHEO 3 (E \u003d C, S)

Όταν προστίθεται το υδροξείδιο του αντίστοιχου μετάλλου ή αμφιγόνου, τα όξινα άλατα μετατρέπονται σε μέσο όρο:

NaHSO 4 + NaOH \u003d Na2SO4 + H2O

Pb (HSO 4) 2 + Pb (OH) 2 \u003d 2PbSO 4 v + 2H 2 O

Σχεδόν όλα τα όξινα άλατα είναι εύκολα διαλυτά στο νερό, διαχωρίζονται πλήρως (KHCO 3 \u003d K + + HCO 3 -).

Βασικά άλατα περιέχουν ΟΗ υδροξυλομάδες, που θεωρούνται ξεχωριστά ανιόντα, για παράδειγμα FeNO3 (OH), Ca2S04 (OH) 2, Cu2CO3 (OH) 2, σχηματίζονται από τη δράση επί όξινων υδροξειδίων υπέρβαση βασικό υδροξείδιο που περιέχει τουλάχιστον δύο υδροξοομάδες στη μονάδα τύπου:

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d CoNO3 (OH) v + H2O

2Ni (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d Ni 2 SO 4 (OH) 2 v + 2H 2 O

2Cu (OH) 2 + H 2 CO 3 \u003d Cu 2 CO 3 (OH) 2 v + 2H 2 O

Τα βασικά άλατα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα, όταν προστίθεται το αντίστοιχο όξινο υδροξείδιο, μετατρέπονται σε μεσαία:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 \u003d Co (NO 3) 2 + H2O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2NiSO 4 + 2H 2 O

Τα περισσότερα από τα βασικά άλατα είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό. καθιζάνουν κατά την υδρόλυση των αρθρώσεων εάν σχηματίζονται από ασθενή οξέα:

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 \u003d Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + CO 2 ^ + 4NaCl

Διπλά άλατα περιέχουν δύο χημικά διαφορετικά κατιόντα. για παράδειγμα: CaMg (CO3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO3) 2. Πολλά διπλά άλατα σχηματίζονται (με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων) κατά τη συν-κρυστάλλωση των αντίστοιχων μεσαίων αλάτων από ένα κορεσμένο διάλυμα:

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O \u003d K 2 Mg (SO 4) 2 6H 2 Ov

Τα διπλά άλατα είναι συχνά λιγότερο διαλυτά στο νερό από τα μεμονωμένα μεσαία άλατα.

Δυαδικές ενώσεις Είναι πολύπλοκες ουσίες που δεν ανήκουν στις κατηγορίες οξειδίων, υδροξειδίων και αλάτων και αποτελούνται από κατιόντα και ανιόντα χωρίς οξυγόνο (πραγματικά ή συμβατικά).

Οι χημικές τους ιδιότητες είναι διαφορετικές και θεωρούνται ανόργανη χημεία ξεχωριστά για μη μέταλλα διαφορετικών ομάδων του Περιοδικού Πίνακα. Σε αυτήν την περίπτωση, η ταξινόμηση βασίζεται στον τύπο του ανιόντος.

Παραδείγματα του:

και) αλογονίδια: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH4Cl, BrF3, IF 7

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

στο) νιτρίδια: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

ρε) καρβίδια: CH 4, Be 2 C, Al 4 C 3, Na2C2, CaC2, Fe 3 C, SiC

μι) πυριτιοκτόνα: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

μι) υδρίδια: LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4

σολ) υπεροξείδιο H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO2

η) υπεροξείδια: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2

Με τον τύπο του χημικού δεσμού, αυτές οι δυαδικές ενώσεις διακρίνονται:

ομοιοπολική: ΤΩΝ 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH3, H2O2

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

Συναντώ διπλό (με δύο διαφορετικά κατιόντα) και μικτός (με δύο διαφορετικά ανιόντα) δυαδικές ενώσεις, για παράδειγμα: KMgCl3, (FeCu) S2 και Pb (Cl) F, Bi (Cl) O, SCl 2 O 2, As (O) F 3.

Όλα τα ιοντικά σύμπλοκα άλατα (εκτός του υδροξυμπλέγματος) ανήκουν επίσης σε αυτήν την κατηγορία σύνθετων ουσιών (αν και συνήθως θεωρούνται ξεχωριστά), για παράδειγμα

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Οι δυαδικές ενώσεις περιλαμβάνουν ομοιοπολικές σύνθετες ενώσεις χωρίς εξωτερική σφαίρα, για παράδειγμα, και [Νο. (CO) 4].

Αναλογικά με τη σχέση μεταξύ υδροξειδίων και αλάτων, τα ανοξικά οξέα και τα άλατα απομονώνονται από όλες τις δυαδικές ενώσεις (οι υπόλοιπες ενώσεις ταξινομούνται ως άλλες).

Ανοξικά οξέα περιέχουν (όπως οξοξέα) κινητό υδρογόνο Η + και επομένως εμφανίζουν ορισμένες χημικές ιδιότητες όξινων υδροξειδίων (διάσταση στο νερό, συμμετοχή σε αντιδράσεις σχηματισμού άλατος ως οξύ). Τα κοινά ανοξικά οξέα είναι τα HF, HCl, HBr, HI, HCN και H2S, από τα οποία τα HF, HCN και H2S είναι ασθενή οξέα και τα υπόλοιπα είναι ισχυρά.

Παραδείγματα του αντιδράσεις σχηματισμού αλατιού:

2HBr + ZnO \u003d ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 v + 2H 2 O

Μέταλλα και αμφίγονες, που στέκονται στη σειρά τάσεων στα αριστερά του υδρογόνου και δεν αντιδρούν με νερό, αλληλεπιδρούν με ισχυρά οξέα HCl, HBr και HI (στη γενική μορφή NG) σε αραιό διάλυμα και εκτοπίζουν υδρογόνο από αυτά (εμφανίζονται οι πραγματικές αντιδράσεις):

M + 2NG \u003d MG 2 + H 2 ^ (M \u003d Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG \u003d 2MG 3 + H 2 ^ (M \u003d Al, Ga)

Άλατα χωρίς οξυγόνο σχηματίζεται από κατιόντα μετάλλων και αμφιγόνων (καθώς και κατιόν αμμωνίου NH4 +) και ανιόντα (υπολείμματα) ανοξικών οξέων. παραδείγματα: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba (HS) 2, NaCN, NH4Cl. Δείξτε μερικές χημικές ιδιότητες των οξοσαλτών

Η γενική μέθοδος για την παρασκευή αλάτων χωρίς οξυγόνο με ανιόντα ενός στοιχείου είναι η αλληλεπίδραση μετάλλων και αμφιγόνων με μη μέταλλα F 2, Cl 2, Br 2 και I 2 (γενικά μορφή G 2) και θείο S (εμφανίζονται οι πραγματικές αντιδράσεις):

2M + G 2 \u003d 2MG (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + G 2 \u003d MG 2 (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2M + ZG 2 \u003d 2MG 3 (M \u003d Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M 2 S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + S \u003d MS (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S \u003d M 2 S 3 (M \u003d Al, Ga, Cr)

Εξαιρέσεις:

α) Οι Cu και Ni αντιδρούν μόνο με αλογόνα Cl 2 και Br 2 (προϊόντα МCl2, МBr 2)

β) Τα Cr και Mn αντιδρούν με Cl 2, Br 2 και I 2 (προϊόντα CrCl3, CrBr 3, CrI 3 και MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

γ) Το Fe αντιδρά με τα F2 και Cl2 (προϊόντα FeF3, FeCl3), με Br2 (μείγμα FeBr3 και FeBr 2), με το I2 (προϊόν FeI 2)

δ) Το Cu κατά την αντίδραση με S σχηματίζει ένα μείγμα προϊόντων Cu2S και CuS

Άλλες δυαδικές ενώσεις - όλες οι ουσίες αυτής της κατηγορίας, εκτός από αυτές που διαχωρίζονται σε ξεχωριστές υποκατηγορίες ανοξικών οξέων και αλάτων.

Οι μέθοδοι για τη λήψη δυαδικών ενώσεων αυτής της υποκατηγορίας είναι διαφορετικές, η απλούστερη είναι η αλληλεπίδραση απλών ουσιών (εμφανίζονται οι πραγματικές αντιδράσεις):

α) αλογονίδια:

S + 3F 2 \u003d SF 6, N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3

2P + 5G 2 \u003d 2RG 5 (G \u003d F, CI, Br)

C + 2F 2 \u003d CF 4

Si + 2G 2 \u003d Sir 4 (G \u003d F, CI, Br, I)

β) χαλκογονίδια:

2As + 3S \u003d Ως 2 S 3

2E + 5S \u003d E 2 S 5 (E \u003d P, As)

E + 2S \u003d ES 2 (E \u003d C, Si)

γ) νιτρίδια:

3Η 2 + Ν 2 2ΝΗ 3

6M + N 2 \u003d 2M 3 N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N 2 \u003d M 3 N 2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 \u003d 2AlN

3Si + 2N 2 \u003d Si 3 N 4

δ) καρβίδια:

2M + 2C \u003d M 2 C 2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Να είναι 2 C

M + 2C \u003d MC 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

ε) πυριτιοκτόνα:

4Li + Si \u003d Li 4 Si

2M + Si \u003d M 2 Si (M \u003d Mg, Ca)

στ) υδρίδια:

2M + H 2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H 2 \u003d MH 2 (M \u003d Mg, Ca)

ζ) υπεροξείδια, υπεροξείδια:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (καύση στον αέρα)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs, καύση στον αέρα)

Πολλές από αυτές τις ουσίες αντιδρούν πλήρως με νερό (πιο συχνά υδρολύονται χωρίς να αλλάζουν τις καταστάσεις οξείδωσης των στοιχείων, αλλά τα υδρίδια δρουν ως αναγωγικοί παράγοντες και τα υπεροξείδια υφίστανται αντιδράσεις αποσυναρμολόγησης):

РCl 5 + 4Н 2 O \u003d Н 3 РО 4 + 5НCl

SiBr 4 + 2Н 2 O \u003d SiO2 v + 4НBr

P 2 S 5 + 8H 2 O \u003d 2H 3 PO 4 + 5H 2 S ^

SiS 2 + 2H 2 O \u003d SiO 2 v + 2H 2 S

Mg 3 N 2 + 8H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 v + 2 (NH 3 H 2 O)

Na3N + 4H2O \u003d 3NaOH + NH3H2O

Be 2 C + 4H 2 O \u003d 2Be (OH) 2 v + CH 4 ^

MC 2 + 2H 2 O \u003d M (OH) 2 + C 2 H 2 ^ (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 v + 3CH 4 ^

MH + H 2 O \u003d MOH + H 2 ^ (M \u003d Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 v + H 2 ^

CaH 2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + Η2 ^

Na2O2 + 2H2O \u003d 2NaOH + Η2Ο2

2MO 2 + 2H 2 O \u003d 2MOH + H 2 O 2 + O 2 ^ (M \u003d K, Rb, Cs)

Άλλες ουσίες, αντίθετα, είναι ανθεκτικές στο νερό, μεταξύ των οποίων SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si και Ca 2 Si.

1. Οι απλές ουσίες είναι

1) φουλλερένη

2. Σε μονάδες τύπου προϊόντων αντίδρασης

Si + CF1 2\u003e…, Si + O 2\u003e…, Si + Mg\u003e…

3. Σε προϊόντα αντίδρασης που περιέχουν μέταλλο

Na + H 2 O\u003e ..., Ca + H 2 O\u003e ..., Al + HCl (διάλυμα)\u003e ...

το συνολικό άθροισμα του αριθμού των ατόμων όλων των στοιχείων είναι

4. Το οξείδιο του ασβεστίου μπορεί να αντιδρά (χωριστά) με όλες τις ουσίες του σετ

1) CO 2, NaOH, ΝΟ

2) HBr, SO 3, NH4Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl3

4) O 2, Al 2 O 3, NH3

5. Θα υπάρξει αντίδραση μεταξύ οξειδίου του θείου (IV) και

6. Το αλάτι МAlO 2 σχηματίζεται με σύντηξη

2) Al 2 O 3 και KOH

3) Al και Ca (OH) 2

4) Al 2 O 3 και Fe 2 O 3

7. Στην εξίσωση μοριακής αντίδρασης

ZnO + HNO 3\u003e Zn (NO 3) 2 + ...

το άθροισμα των συντελεστών είναι

8. Τα προϊόντα αντίδρασης N2O5 + NaOH\u003e ... είναι

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3, H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. Το σύνολο των βάσεων είναι

1) NaOH, LiOH, ClOH

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

3) Ca (OH) 2, KOH, BrOH

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

10. Το υδροξείδιο του καλίου αντιδρά σε διάλυμα (ξεχωριστά) με τις ουσίες του σετ

4) SO 3, FeCl3

11–12. Υπόλειμμα που αντιστοιχεί στο οξύ με το όνομα

11. Θείο

12. Αζωτο

έχει τον τύπο

13. Από υδροχλωρικό και αραιό θειικό οξύ δεν τονίζειμόνο μέταλλο αερίου

14. Το αμφοτερικό υδροξείδιο είναι

15-16. Σύμφωνα με τους δεδομένους τύπους υδροξειδίων

15.H 3 PO 4, Pb (OH) 2

16. Cr (OH) 3, HNO 3

εμφανίζεται ο τύπος μεσαίου αλατιού

1) PL 3 (PO 4) 2

17. Αφού περάσει περίσσεια H2S μέσω του διαλύματος υδροξειδίου του βαρίου, το τελικό διάλυμα θα περιέχει αλάτι

18. Πιθανές αντιδράσεις:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4\u003e ...

2) Ca (NO 3) 2 + HNO 3\u003e…

3) NaHCOg + K 2 SO 4\u003e…

4) Al (HSO 4) 3 + NaOH\u003e ...

19. Στην εξίσωση της αντίδρασης (CaOH) 2 CO 3 (s) + H3 PO 4\u003e CaHPO 4 v + ...

το άθροισμα των συντελεστών είναι

20. Δημιουργήστε μια αντιστοιχία μεταξύ του τύπου μιας ουσίας και της ομάδας στην οποία ανήκει.

21. Καθιέρωση αλληλογραφίας μεταξύ των αρχικών υλικών και των προϊόντων αντίδρασης.

22. Στο σχήμα μετασχηματισμού

οι ουσίες Α και Β αναφέρονται στο σετ

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23. Κάντε τις εξισώσεις πιθανών αντιδράσεων σύμφωνα με το σχήμα

FeS\u003e H 2 S + PbS\u003e PbSO 4\u003e Pb (HSO 4) 2

24. Κάντε τις εξισώσεις τεσσάρων πιθανών αντιδράσεων μεταξύ ουσιών:

1) νιτρικό οξύ (συμπ.)

2) άνθρακας (γραφίτης ή οπτάνθρακας)

3) οξείδιο του ασβεστίου

Ο υλικός κόσμος στον οποίο ζούμε και του οποίου είμαστε ένα μικρό κομμάτι είναι ένας και ταυτόχρονα απεριόριστα διαφορετικός. Η ενότητα και η ποικιλομορφία των χημικών σε αυτόν τον κόσμο εκδηλώνεται σαφέστερα στη γενετική σύνδεση των ουσιών, η οποία αντικατοπτρίζεται στη λεγόμενη γενετική σειρά. Ας επισημάνουμε τα πιο χαρακτηριστικά χαρακτηριστικά αυτής της σειράς.

1. Όλες οι ουσίες αυτής της σειράς πρέπει να σχηματίζονται από ένα χημικό στοιχείο. Για παράδειγμα, μια σειρά που γράφτηκε χρησιμοποιώντας τους ακόλουθους τύπους:

2. Οι ουσίες που σχηματίζονται από το ίδιο στοιχείο πρέπει να ανήκουν σε διαφορετικές κατηγορίες, δηλαδή αντανακλούν διαφορετικές μορφές ύπαρξής του.

3. Ουσίες που σχηματίζουν τη γενετική γραμμή ενός στοιχείου πρέπει να συνδέονται με αλληλομετατροπές. Σε αυτή τη βάση, διακρίνονται πλήρεις και ατελείς γενετικές σειρές.

Για παράδειγμα, η παραπάνω γενετική σύνθεση βρωμίου θα είναι ελλιπής, ελλιπής. Και εδώ είναι η επόμενη σειρά:

μπορεί ήδη να θεωρηθεί πλήρης: ξεκίνησε με μια απλή ουσία με βρώμιο και τελείωσε με αυτό.

Συνοψίζοντας τα παραπάνω, μπορούμε να δώσουμε τον ακόλουθο ορισμό της γενετικής σειράς.

Γενετική σειρά - μια σειρά ουσιών - εκπρόσωποι διαφορετικών τάξεων, οι οποίες είναι ενώσεις ενός χημικού στοιχείου, που αλληλοσυνδέονται και αντανακλούν την κοινή προέλευση αυτών των ουσιών ή τη γένεσή τους.

Γενετικός σύνδεσμος - μια έννοια γενικότερη από τη γενετική σειρά, η οποία, αν και είναι μια φωτεινή, αλλά μια συγκεκριμένη εκδήλωση αυτής της σύνδεσης, η οποία πραγματοποιείται σε οποιουσδήποτε αμοιβαίους μετασχηματισμούς ουσιών. Τότε, προφανώς, η πρώτη δεδομένη σειρά ουσιών ταιριάζει επίσης με αυτόν τον ορισμό.

Υπάρχουν τρεις τύποι γενετικών σειρών:

Η πλουσιότερη γκάμα μετάλλων εμφανίζει διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης. Για παράδειγμα, εξετάστε τη γενετική γραμμή του σιδήρου με καταστάσεις οξείδωσης +2 και +3:

Θυμηθείτε ότι για την οξείδωση του σιδήρου στο χλωριούχο σίδηρο (II), πρέπει να πάρετε ένα ασθενέστερο οξειδωτικό παράγοντα από το να λάβετε χλωριούχο σίδηρο (III):

Ομοίως με τις μεταλλικές σειρές, ένας αριθμός μη μετάλλων με διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης είναι πλουσιότεροι σε δεσμούς, για παράδειγμα, η γενετική σειρά θείου με καταστάσεις οξείδωσης +4 και +6:

Μόνο η τελευταία μετάβαση μπορεί να προκαλέσει δυσκολία. Ακολουθήστε τον κανόνα: για να πάρετε μια απλή ουσία από μια οξειδωμένη ένωση ενός στοιχείου, πρέπει να πάρετε για το σκοπό αυτό την πιο μειωμένη ένωση της, για παράδειγμα, μια πτητική ένωση υδρογόνου ενός μη μετάλλου. Στην περίπτωσή μας:

Με αυτήν την αντίδραση, το θείο σχηματίζεται στη φύση από ηφαιστειακά αέρια.

Ομοίως για το χλώριο:

3. Η γενετική γραμμή του μετάλλου, που αντιστοιχεί στο αμφοτερικό οξείδιο και το υδροξείδιο,Είναι πολύ πλούσιο σε δεσμούς, καθώς, ανάλογα με τις συνθήκες, παρουσιάζουν είτε όξινες είτε βασικές ιδιότητες.

Για παράδειγμα, σκεφτείτε τη γενετική σύνθεση του ψευδαργύρου:

Γενετική σχέση μεταξύ κατηγοριών ανόργανων ουσιών

Οι αντιδράσεις μεταξύ εκπροσώπων διαφορετικών γενετικών γραμμών είναι χαρακτηριστικές. Ουσίες από την ίδια γενετική σειρά, κατά κανόνα, δεν αλληλεπιδρούν.

Για παράδειγμα:
1. μέταλλο + μη μέταλλο \u003d αλάτι

Hg + S \u003d HgS

2Al + 3I 2 \u003d 2AlI 3

2. βασικό οξείδιο + όξινο οξείδιο \u003d αλάτι

Li 2 O + CO 2 \u003d Li 2 CO 3

CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3

3. βάση + οξύ \u003d αλάτι

Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl 2 + 2Η2Ο

FeCl 3 + 3HNO 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + 3HCl

αλάτι οξύ αλάτι οξύ

4. μέταλλο - βασικό οξείδιο

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O

5. μη μέταλλο - όξινο οξείδιο

S + O 2 \u003d SO 2

4As + 5O 2 \u003d 2As 2 O 5

6. βασικό οξείδιο - βάση

BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2

Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH

7. οξείδιο οξέος - οξύ

P 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2Η 3 PO 4

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4