Esquema da interação de produtos químicos. Tipos de reações químicas

Durante reações químicas de algumas substâncias, outras são obtidas (não confundir com reações nucleares nas quais um elemento químico é convertido em outro).

Qualquer reação química é descrita por uma equação química:

Reagentes → Produtos de reação

A seta indica a direção da reação.

Por exemplo:

Nessa reação, o metano (CH 4) reage com o oxigênio (O 2), resultando na formação de dióxido de carbono (CO 2) e água (H 2 O), ou seja, vapor d'água. É o que acontece na sua cozinha quando acende o seu queimador a gás. A equação deve ser lida assim: uma molécula de gás metano reage com duas moléculas de gás oxigênio, resultando em uma molécula de dióxido de carbono e duas moléculas de água (vapor d'água).

Os números na frente dos componentes de uma reação química são chamados coeficientes de reação.

As reações químicas são endotérmico (com absorção de energia) e exotérmico (com a liberação de energia). A combustão do metano é um exemplo típico de uma reação exotérmica.

Existem vários tipos de reações químicas. O mais comum:

• reações compostas;
• reações de decomposição;
• reações de substituição única;
• reações de dupla substituição;
• reações de oxidação;
• reações redox.

Reações compostas

Em reações compostas, pelo menos dois elementos formam um produto:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t) - a formação de sal de cozinha.

Deve-se prestar atenção à nuance essencial das reações do composto: dependendo das condições da reação ou das proporções dos reagentes que entram na reação, produtos diferentes podem resultar. Por exemplo, em condições normais de combustão de carvão, o dióxido de carbono é obtido:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Se a quantidade de oxigênio for insuficiente, o monóxido de carbono mortal é formado:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reações de decomposição

Essas reações são, por assim dizer, essencialmente opostas às reações do composto. Como resultado da reação de decomposição, a substância se decompõe em dois (3, 4 ...) elementos (compostos) mais simples:

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g) - decomposição de água
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g) - decomposição de peróxido de hidrogênio

Reações de substituição simples

Como resultado de reações de substituição única, o elemento mais ativo substitui o menos ativo no composto:

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

O zinco na solução de sulfato de cobre desloca o cobre menos ativo, resultando em uma solução de sulfato de zinco.

O grau de atividade dos metais, aumentando a atividade:

• Os mais ativos são metais alcalinos e alcalino-terrosos

A equação iônica da reação acima será:

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

A ligação iônica CuSO 4, quando dissolvida em água, se decompõe em um cátion cobre (carga 2+) e um ânion sulfato (carga 2-). Como resultado da reação de substituição, um cátion zinco é formado (que tem a mesma carga que o cátion cobre: \u200b\u200b2-). Observe que o ânion sulfato está presente em ambos os lados da equação, portanto, pode ser abreviado por todas as regras da matemática. Como resultado, obtemos a equação íon-molecular:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Reações de dupla substituição

Nas reações de dupla substituição, dois elétrons são substituídos. Essas reações também são chamadas reações de troca... Essas reações ocorrem em solução com a formação de:

• sólido insolúvel (reação de precipitação);
• água (reação de neutralização).

Reações de precipitação

Ao misturar uma solução de nitrato de prata (sal) com uma solução de cloreto de sódio, o cloreto de prata é formado:

Equação molecular: KCl (p-p) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)

Equação iônica: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Equação de íon molecular: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Se o composto for solúvel, será iônico em solução. Se o composto for insolúvel, precipitará formando um sólido.

Reações de neutralização

São reações de interação de ácidos e bases, como resultado das quais as moléculas de água são formadas.

Por exemplo, a reação de mistura de uma solução de ácido sulfúrico e uma solução de hidróxido de sódio (soda cáustica):

Equação molecular: H2SO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na2SO4 (p-p) + 2H2O (g)

Equação iônica: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (g)

Equação iônica molecular: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) ou H + + OH - → H 2 O (l)

Reações de oxidação

São reações de interação de substâncias com o oxigênio gasoso do ar, nas quais, via de regra, grande quantidade de energia é liberada na forma de calor e luz. Uma reação de oxidação típica é a combustão. Bem no início desta página, a reação da interação do metano com o oxigênio é dada:

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

Metano se refere a hidrocarbonetos (compostos de carbono e hidrogênio). Quando um hidrocarboneto reage com o oxigênio, uma grande quantidade de energia térmica é liberada.

Reações redox

São reações em que há troca de elétrons entre os átomos dos reagentes. As reações discutidas acima também são reações redox:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reação do composto
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reação de oxidação
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reação de substituição simples

Reações redox com detalhes máximos grande quantidade exemplos de resolução de equações pelo método de equilíbrio eletrônico e o método de meia-reação são descritos na seção

A classificação de substâncias inorgânicas é baseada em composição química - a característica de tempo mais simples e constante. Composição química substância mostra quais elementos estão presentes nela e em que proporção numérica para seus átomos.

Os elementos são convencionalmente divididos em elementos com propriedades metálicas e não metálicas. O primeiro deles está sempre incluído em cátions substâncias multi-elemento (metal propriedades), o segundo - na composição ânions (não metálico propriedades). De acordo com a Lei Periódica, nos períodos e grupos entre estes elementos, existem elementos anfotéricos que se exibem simultaneamente em um ou outro grau metálico e não metálico (anfotérico, dual) propriedades. Os elementos do Grupo VIIIA continuam a ser considerados separadamente (gases nobres), embora para Kr, Xe e Rn, propriedades claramente não metálicas foram encontradas (os elementos He, Ne, Ar são quimicamente inertes).

A classificação de substâncias inorgânicas simples e complexas é fornecida na tabela. 6

Abaixo estão as definições (definições) das classes de substâncias inorgânicas, seus mais importantes propriedades quimicas e métodos de obtenção.

Substâncias inorgânicas - compostos formados por todos os elementos químicos (exceto para a maioria compostos orgânicos carbono). Dividido por composição química:

Substâncias simples formada por átomos de um elemento. Dividido por propriedades químicas:

Metais - substâncias simples de elementos com propriedades metálicas (baixa eletronegatividade). Metais Típicos:

Os metais têm uma alta redutibilidade em comparação com os não metais típicos. Na série eletroquímica de tensões, eles estão muito à esquerda do hidrogênio, deslocam o hidrogênio da água (magnésio - quando fervendo):

Substâncias simples dos elementos Cu, Ag e Ni também são chamadas de metais, pois seus óxidos CuO, Ag 2 O, NiO e os hidróxidos Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 são dominados por propriedades básicas.

Não Metais - substâncias simples de elementos com propriedades não metálicas (alta eletronegatividade). Não metais típicos: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Os não metais são altamente oxidantes em comparação com os metais típicos.

Anfígenos - substâncias anfotéricas simples formadas por elementos com propriedades anfotéricas (duais) (eletronegatividade intermediária entre metais e não metais). Anfígenos típicos: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Anfígenos têm uma redutibilidade menor do que metais típicos. Na série eletroquímica de tensões, elas são adjacentes à esquerda do hidrogênio ou ficam atrás dele à direita.

Aerogens - gases nobres, substâncias monoatômicas simples dos elementos do grupo VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Destes, He, Ne e Ar são quimicamente passivos (compostos com outros elementos não foram obtidos), enquanto Kr, Xe e Rn exibem algumas propriedades de não metais com alta eletronegatividade.

Substâncias complexas formada por átomos de diferentes elementos. Dividido por composição e propriedades químicas:

Óxidos - compostos de elementos com oxigênio, o estado de oxidação do oxigênio em óxidos é sempre (-II). Dividido por composição e propriedades químicas:

Os elementos He, Ne e Ar não formam compostos com o oxigênio. Os compostos de elementos com oxigênio em outros estados de oxidação não são óxidos, mas compostos binários, por exemplo O + II F 2 -I e H 2 + I O 2 -I. Os compostos binários mistos, por exemplo S + IV Cl 2 -I O-II, não pertencem aos óxidos.

Óxidos básicos - os produtos da desidratação completa (real ou condicional) dos hidróxidos básicos, retêm as propriedades químicas destes últimos.

Dos metais típicos, apenas Li, Mg, Ca e Sr formam óxidos Li 2 O, MgO, CaO e SrO quando queimados no ar; óxidos Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O e BaO são obtidos por outros métodos.

Óxidos CuO, Ag 2 O e NiO também são referidos como básicos.

Óxidos ácidos - os produtos da desidratação completa (real ou condicional) dos hidróxidos ácidos, retêm as propriedades químicas destes últimos.

Dos não-metais típicos, apenas S, Se, P, As, C e Si formam óxidos SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 e SiO 2 quando queimados no ar; óxidos Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 e As 2 O 5 são obtidos por outros métodos.

Exceção: os óxidos NO 2 e ClO 2 não possuem hidróxidos ácidos correspondentes, mas são considerados ácidos, uma vez que NO 2 e ClO 2 reagem com álcalis, formando sais de dois ácidos, e ClO 2 e com água, formando dois ácidos:

a) 2NO2 + 2NaOH \u003d NaNO2 + NaNO3 + H2O

b) 2ClO 2 + H 2 O (frio) \u003d HClO 2 + HClO 3

2ClO2 + 2NaOH (frio) \u003d NaClO2 + NaClO3 + H2O

Os óxidos CrO 3 e Mn 2 O 7 (cromo e manganês no mais alto estado de oxidação) também são ácidos.

Óxidos anfotéricos - produtos da desidratação completa (real ou condicional) de hidróxidos anfotéricos, retêm as propriedades químicas dos hidróxidos anfotéricos.

Anfígenos típicos (exceto Ga), quando queimados no ar, formam óxidos BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 e PbO; óxidos anfotéricos Ga 2 O 3, SnO e PbO 2 são obtidos por outros métodos.

Óxidos duplos formada por átomos de um elemento anfotérico em diferentes estados de oxidação, ou por átomos de dois elementos diferentes (metálicos, anfotéricos), que determinam suas propriedades químicas. Exemplos:

(Fe II Fe 2 III) O 4, (Pb 2 II Pb IV) O 4, (MgAl 2) O 4, (CaTi) O 3.

O óxido de ferro é formado quando o ferro é queimado no ar, o óxido de chumbo é formado quando o chumbo é fracamente aquecido no oxigênio; óxidos de dois metais diferentes são obtidos de outras maneiras.

Óxidos não formadores de sal - óxidos de não metais que não possuem hidróxidos ácidos e não entram em reações de formação de sal (ao contrário dos óxidos básicos, ácidos e anfotéricos), por exemplo: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hidróxidos - compostos de elementos (exceto para flúor e oxigênio) com grupos hidroxo O-II H, também podem conter oxigênio O-II. Nos hidróxidos, o estado de oxidação do elemento é sempre positivo (de + I a + VIII). O número de grupos hidroxila é de 1 a 6. Eles são divididos de acordo com suas propriedades químicas:

Hidróxidos básicos (bases) formada por elementos com propriedades metálicas.

Obtido pelas reações dos óxidos básicos correspondentes com água:

M2O + H2O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H2O \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Exceção: os hidróxidos Mg (OH) 2, Cu (OH) 2 e Ni (OH) 2 são obtidos por outros métodos.

Quando aquecido, ocorre desidratação real (perda de água) para os seguintes hidróxidos:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

M (OH) 2 \u003d MO + H2O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Hidróxidos básicos substituem seus grupos hidroxo por resíduos ácidos para formar sais, elementos metálicos retêm seu estado de oxidação em cátions de sal.

Hidróxidos básicos bem solúveis em água (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2, etc.) são chamados álcalis, já que é com a ajuda deles que um ambiente alcalino é criado na solução.

Hidróxidos de ácido (ácidos) formada por elementos com propriedades não metálicas. Exemplos:

Na dissociação em diluir solução aquosa Cátions H + (mais precisamente, H 3 O +) e os seguintes ânions são formados, ou resíduos de ácido:

Os ácidos podem ser obtidos pelas reações dos óxidos de ácido correspondentes com água (abaixo estão as reações reais):

Cl 2 O + H2O \u003d 2HClO

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

As 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2H 3 AsO 3

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, Mn)

Uma exceção: Óxido de SO 2 como hidróxido ácido corresponde a poli-hidrato de SO 2 nH 2 O ("ácido sulfuroso H 2 SO 3" não existe, mas resíduos ácidos HSO 3 - e SO 3 2 - estão presentes nos sais).

Quando alguns ácidos são aquecidos, ocorre uma desidratação real e os óxidos de ácido correspondentes são formados:

2HAsO 2 \u003d As 2 O 3 + H 2 O

H2O3 \u003d EO2 + H2O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

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

2H 3 AsO 4 \u003d As 2 O 5 + H 2 O

H2 SeO4 \u003d SeO3 + H2O

Quando o hidrogênio (real e formal) dos ácidos é substituído por metais e anfígenos, os sais são formados, os resíduos do ácido retêm sua composição e carga nos sais. Os ácidos H 2 SO 4 e H 3 PO 4 em uma solução aquosa diluída reagem com metais e anfígenos posicionados em uma série de voltagens à esquerda do hidrogênio, enquanto os sais correspondentes são formados e o hidrogênio é liberado (o ácido HNO 3 não entra em tais reações; abaixo estão os metais típicos, exceto Mg, não especificado, pois reage com a água em condições semelhantes):

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 (par.) \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)

Em contraste com os ácidos anóxicos, os hidróxidos ácidos são chamados ácidos contendo oxigênio ou oxoácidos.

Hidróxidos anfotéricos formada por elementos com propriedades anfotéricas. Hidróxidos anfotéricos típicos:

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

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

Ele é formado de óxidos anfotéricos e água, mas sofre desidratação real e forma óxidos anfotéricos:

Exceção: para o ferro (III) apenas o meta-hidróxido FeO (OH) é conhecido, “hidróxido de ferro (III) Fe (OH) 3” não existe (não obtido).

Os hidróxidos anfotéricos exibem as propriedades dos hidróxidos básicos e ácidos; formam dois tipos de sais, nos quais o elemento anfotérico é parte de cátions de sal ou de seus ânions.

Para elementos com vários estados de oxidação, a regra se aplica: quanto mais alto o estado de oxidação, mais pronunciadas são as propriedades ácidas dos hidróxidos (e / ou óxidos correspondentes).

Sal - conexões que consistem em cátions hidróxidos básicos ou anfotéricos (no papel de básicos) e ânions (resíduos) hidróxidos ácidos ou anfotéricos (no papel de ácidos). Ao contrário dos sais anóxicos, os sais considerados aqui são chamados sais oxigenados ou oxosalts. Dividido pela composição de cátions e ânions:

Sais médios contêm resíduos de ácido médio CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2-, etc .; por exemplo: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Se os sais médios são obtidos por reações envolvendo hidróxidos, então os reagentes são tomados em quantidades equivalentes. Por exemplo, o sal K 2 CO 3 pode ser obtido tomando os reagentes nas proporções:

2KOH e 1H 2 CO 3, 1K 2 O e 1H 2 CO 3, 2KOH e 1CO 2.

Reações de formação de sais de meio:

Base + ácido\u003e sal + água

1à) hidróxido básico + hidróxido ácido\u003e ...

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

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

1b) hidróxido anfotérico + hidróxido ácido\u003e ...

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

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

1c) hidróxido básico + hidróxido anfotérico\u003e ...

NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAlO 2 + 2H 2 O (na fusão)

2NaOH + Zn (OH) 2 \u003d Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (na fusão)

Óxido + ácido básico \u003d sal + água

2à) óxido básico + hidróxido ácido\u003e ...

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

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

2b) óxido anfotérico + hidróxido ácido\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

2c) óxido básico + hidróxido anfotérico\u003e ...

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (na fusão)

Na 2 O + Zn (OH) 2 \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O (na fusão)

Base + Óxido Ácido\u003e Sal + Água

Para) hidróxido básico + óxido ácido\u003e ...

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

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H2O

3b) hidróxido anfotérico + óxido ácido\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) hidróxido básico + óxido anfotérico\u003e ...

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (no fundido)

2NaOH + ZnO \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O (na fusão)

Óxido básico + óxido ácido\u003e Sal

4à) óxido básico + óxido ácido\u003e ...

Na 2 O + SO 3 \u003d Na 2 SO 4, BaO + CO 2 \u003d BaCO 3

4b) óxido anfotérico + óxido ácido\u003e ...

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

4c) óxido básico + óxido anfotérico\u003e ...

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

Reações 1c, se continuarem em solução, acompanhada da formação de outros produtos - sais complexos:

NaOH (conc.) + Al (OH) 3 \u003d Na

KOH (conc.) + Cr (OH) 3 \u003d K 3

2NaOH (conc.) + M (OH) 2 \u003d Na 2 (M \u003d Be, Zn)

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

Todos os sais médios em solução são eletrólitos fortes (eles se dissociam completamente).

Sais ácidos contêm resíduos de ácido ácido (com hidrogênio) HCO 3 -, Н 2 РО 4 2-, HPO 4 2-, etc., são formados pela ação sobre hidróxidos básicos e anfotéricos ou sais médios de hidróxidos de ácido em excesso contendo pelo menos dois átomos de hidrogênio na molécula ; os óxidos ácidos correspondentes agem de forma semelhante:

NaOH + H2SO4 (conc.) \u003d NaHSO4 + H2O

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

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

PbSO 4 + H 2 SO 4 (conc.) \u003d Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (conc.) \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)

Quando o hidróxido do metal ou anfígeno correspondente é adicionado, os sais ácidos são convertidos para a média:

NaHSO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

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

Quase todos os sais ácidos são prontamente solúveis em água, dissociam-se completamente (KHCO 3 \u003d K + + HCO 3 -).

Sais básicos contêm grupos hidroxila OH, considerados como ânions separados, por exemplo FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, são formados pela ação sobre hidróxidos ácidos excesso hidróxido básico contendo pelo menos dois grupos hidroxila na fórmula unitária:

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d CoNO 3 (OH) v + H 2 O

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

Os sais básicos formados por ácidos fortes, quando o hidróxido ácido correspondente é adicionado, transformam-se em médios:

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

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

A maioria dos sais básicos são ligeiramente solúveis em água; eles precipitam durante a hidrólise articular se forem formados por ácidos fracos:

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

Sais duplos contêm dois cátions quimicamente diferentes; por exemplo: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Muitos sais duplos são formados (na forma de hidratos cristalinos) após a co-cristalização dos sais médios correspondentes a partir de uma solução saturada:

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

Os sais duplos são frequentemente menos solúveis em água do que os sais individuais do meio.

Compostos binários São substâncias complexas que não pertencem às classes dos óxidos, hidróxidos e sais e consistem em cátions e ânions livres de oxigênio (reais ou convencionais).

Suas propriedades químicas são diversas e são consideradas na química inorgânica separadamente para não metais de diferentes grupos do Sistema Periódico; neste caso, a classificação é feita de acordo com o tipo de ânion.

Exemplos de:

a) haletos: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

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

dentro) nitretos: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

d) carbonetos: CH 4, Be 2 C, Al 4 C 3, Na 2 C 2, CaC 2, Fe 3 C, SiC

e) silicidas: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidretos: LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4

g) peróxido H2O2, Na2O2, CaO2

h) superóxidos: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2

Tipo ligação química entre esses compostos binários são distinguidos:

covalente: DE 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

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

Conheçer em dobro (com dois cátions diferentes) e misturado (com dois ânions diferentes) compostos binários, por exemplo: KMgCl 3, (FeCu) S 2 e Pb (Cl) F, Bi (Cl) O, SCl 2 O 2, As (O) F 3.

Todos os sais de complexos iônicos (exceto hidroxocomplexo) também pertencem a esta classe substâncias complexas (embora geralmente considerado separadamente), por exemplo:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Os compostos binários incluem compostos covalentes complexos sem uma esfera externa, por exemplo, e [No. (CO) 4].

Por analogia com a relação entre hidróxidos e sais, ácidos anóxicos e sais são isolados de todos os compostos binários (o resto dos compostos são classificados como outros).

Ácidos anóxicos contêm (como oxoácidos) hidrogênio H + móvel e, portanto, exibem algumas propriedades químicas de hidróxidos ácidos (dissociação em água, participação em reações de formação de sal como um ácido). Os ácidos anóxicos comuns são HF, HCl, HBr, HI, HCN e H 2 S, dos quais HF, HCN e H 2 S são ácidos fracose o resto é forte.

Exemplos de reações de formação de sal:

2HBr + ZnO \u003d ZnBr 2 + H2O

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

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

Metais e anfígenos, posicionados na série de voltagens à esquerda do hidrogênio e não reagindo com água, interagem com ácidos fortes HCl, HBr e HI (na forma geral de NG) em uma solução diluída e deslocam o hidrogênio deles (as reações reais são mostradas):

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)

Sais livres de oxigênio formada por cátions de metais e anfígenos (assim como cátion amônio NH 4 +) e ânions (resíduos) de ácidos anóxicos; exemplos: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba (HS) 2, NaCN, NH4Cl. Mostra algumas propriedades químicas dos oxosalts.

O método geral para a preparação de sais livres de oxigênio com ânions de elemento único é a interação de metais e anfígenos com não metais F 2, Cl 2, Br 2 e I 2 (na forma geral G 2) e enxofre S (as reações reais são mostradas):

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 M2S (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)

Exceções:

a) Cu e Ni reagem apenas com halogênios Cl 2 e Br 2 (produtos МCl 2, МBr 2)

b) Cr e Mn reagem com Cl 2, Br 2 e I 2 (produtos CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 e MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reage com F 2 e Cl 2 (produtos FeF 3, FeCl 3), com Br 2 (mistura de FeBr 3 e FeBr 2), com I 2 (produto FeI 2)

d) Cu após a reação com S forma uma mistura de produtos Cu 2 S e CuS

Outros compostos binários - todas as substâncias desta classe, exceto aquelas separadas em subclasses separadas de ácidos e sais anóxicos.

Os métodos de obtenção de compostos binários desta subclasse são variados, o mais simples é a interação de substâncias simples (as reações reais são mostradas):

a) halogenetos:

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)

b) calcogenetos:

2As + 3S \u003d As 2 S 3

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

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

c) nitretos:

3H 2 + N 2 2NH 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

d) carbonetos:

2M + 2C \u003d M2 C2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Be 2 C

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

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

e) silicidas:

4Li + Si \u003d Li 4 Si

2M + Si \u003d M2 Si (M \u003d Mg, Ca)

f) hidretos:

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

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

g) peróxidos, superóxidos:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (combustão no ar)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs; combustão no ar)

Muitas dessas substâncias reagem totalmente com a água (mais frequentemente elas se hidrolisam sem alterar os estados de oxidação dos elementos, mas os hidretos atuam como agentes redutores e os superóxidos entram em reações de dismutação):

РCl 5 + 4Н 2 O \u003d Н 3 РО 4 + 5НCl

SiBr 4 + 2– 2 O \u003d SiO 2 v + 4– Br

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)

Na 3 N + 4H 2 O \u003d 3NaOH + NH 3 H 2 O

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 + H2O \u003d MOH + H2 ^ (M \u003d Li, Na, K)

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

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 ^

Na 2 O 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 O 2

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

Outras substâncias, ao contrário, são resistentes à água, entre elas SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si e Ca 2 Si.

1. Substâncias simples são

1) fulereno

2. Em unidades de fórmula de produtos de reação

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

3. Em produtos de reação contendo metal

Na + H2O\u003e ..., Ca + H2O\u003e ..., Al + HCl (solução)\u003e ...

a soma total do número de átomos de todos os elementos é

4. O óxido de cálcio pode reagir (separadamente) com todas as substâncias do conjunto

1) CO 2, NaOH, NO

2) HBr, SO 3, NH 4 Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

4) O 2, Al 2 O 3, NH 3

5. Haverá uma reação entre o óxido de enxofre (IV) e

6. O sal МAlO 2 é formado por fusão

2) Al 2 O 3 e KOH

3) Al e Ca (OH) 2

4) Al 2 O 3 e Fe 2 O 3

7. Na equação de reação molecular

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

a soma dos coeficientes é

8. Os produtos de reação N 2 O 5 + NaOH\u003e ... são

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3, H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. O conjunto de bases é

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. O hidróxido de potássio reage em solução (separadamente) com as substâncias do conjunto

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Resíduo correspondente ao ácido com o nome

11. Enxofre

12. Azoto

tem a fórmula

13. A partir de ácidos clorídrico e sulfúrico diluído não destacagás apenas metal

14. O hidróxido anfotérico é

15-16. De acordo com as fórmulas de hidróxidos fornecidas

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

16. Cr (OH) 3, HNO 3

a fórmula para o sal médio é exibida

1) PL 3 (PO 4) 2

17. Depois de passar o excesso de H 2 S pela solução de hidróxido de bário, a solução final conterá sal

18. Reações prováveis:

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. Na equação de reação (CaOH) 2 CO 3 (s) + H 3 PO 4\u003e CaHPO 4 v + ...

a soma dos coeficientes é

20. Estabeleça uma correspondência entre a fórmula de uma substância e o grupo a que pertence.

21. Estabeleça uma correspondência entre os materiais de partida e os produtos de reação.

22. No esquema de transformação

as substâncias A e B são indicadas no conjunto

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23. Faça as equações de possíveis reações de acordo com o esquema

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

24. Faça as equações de quatro reações possíveis entre as substâncias:

1) Ácido nítrico (conc.)

2) carbono (grafite ou coque)

3) óxido de cálcio

O mundo material em que vivemos e do qual somos uma pequena parte é único e, ao mesmo tempo, infinitamente diverso. Unidade e diversidade substancias químicas este mundo se manifesta mais claramente na relação genética das substâncias, que se reflete na chamada série genética. Vamos destacar os recursos mais característicos dessa série.

1. Todas as substâncias desta série devem ser formadas por um elemento químico. Por exemplo, uma série escrita usando as seguintes fórmulas:

2. As substâncias formadas pelo mesmo elemento devem pertencer a classes diferentes, ou seja, refletir diferentes formas de sua existência.

3. As substâncias que formam a linha genética de um elemento devem ser ligadas por interconversões. Com base nisso, séries genéticas completas e incompletas podem ser distinguidas.

Por exemplo, a linha genética de bromo acima será incompleta, incompleta. E aqui está a próxima linha:

já pode ser considerado completo: começou com uma substância simples com o bromo e terminou com ele.

Resumindo o acima, podemos dar a seguinte definição linha genética.

Série genética é uma série de substâncias - representantes de diferentes classes, que são compostos de um elemento químico, conectado por interconversões e refletindo a origem comum dessas substâncias ou sua gênese.

Elo genético - um conceito mais geral do que a série genética, que é, embora vívida, mas uma manifestação particular dessa conexão, que se realiza em quaisquer transformações mútuas de substâncias. Então, obviamente, a primeira série de substâncias dada também se encaixa nessa definição.

Existem três tipos de série genética:

A gama mais rica de metais exibe diferentes estados de oxidação. Como exemplo, considere a linha genética do ferro com estados de oxidação +2 e +3:

Lembre-se de que para a oxidação do ferro em cloreto de ferro (II), você precisa tomar um agente oxidante mais fraco do que para obter cloreto de ferro (III):

Semelhante à série de metal, uma série de não-metal com diferentes estados de oxidação é mais rica em ligações, por exemplo, a série genética de enxofre com estados de oxidação +4 e +6:

Apenas a última transição pode causar dificuldade. Guie-se pela regra: para obter uma substância simples a partir de um composto oxidado de um elemento, é necessário tomar para esse fim seu composto mais reduzido, por exemplo, um composto de hidrogênio volátil de um não metálico. No nosso caso:

Por essa reação, o enxofre é formado a partir de gases vulcânicos na natureza.

Da mesma forma para o cloro:

3. A linha genética do metal, que corresponde ao óxido e hidróxido anfotérico,é muito rico em ligações, pois, dependendo das condições, apresentam propriedades ácidas ou básicas.

Por exemplo, considere a composição genética do zinco:

Relação genética entre classes de substâncias inorgânicas

As reações entre representantes de diferentes linhagens genéticas são características. Substâncias da mesma série genética, via de regra, não interagem.

Por exemplo:
1. metal + não metálico \u003d sal

Hg + S \u003d HgS

2Al + 3I 2 \u003d 2AlI 3

2. óxido básico + óxido ácido \u003d sal

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

CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3

3.base + ácido \u003d sal

Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl 2 + 2H 2 O

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

sal ácido sal ácido

4. metal - óxido básico

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O

5. não-metal - óxido ácido

S + O 2 \u003d SO 2

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

6. óxido básico - base

BaO + H2O \u003d Ba (OH) 2

Li 2 O + H2O \u003d 2LiOH

7. óxido ácido - ácido

P 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 PO 4

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