Σπίτι Για τους άνδρες Χημεία Ενιαία Κρατική Εξέταση της σχέσης ανόργανων ουσιών. Γενετική σχέση μεταξύ κατηγοριών ανόργανων ουσιών

Χημεία Ενιαία Κρατική Εξέταση της σχέσης ανόργανων ουσιών. Γενετική σχέση μεταξύ κατηγοριών ανόργανων ουσιών

Η ταξινόμηση των ανόργανων ουσιών βασίζεται σε χημική σύνθεση– το πιο απλό και σταθερό χαρακτηριστικό στο χρόνο. Χημική σύνθεσημιας ουσίας δείχνει ποια στοιχεία υπάρχουν σε αυτήν και σε ποια αριθμητική αναλογία για τα άτομα τους.

ΣτοιχείαΣυμβατικά χωρίζονται σε στοιχεία με μεταλλικές και μη μεταλλικές ιδιότητες. Τα πρώτα από αυτά περιλαμβάνονται πάντα κατιόνταπολυστοιχειακών ουσιών (μέταλλοιδιότητες), το δεύτερο - στη σύνθεση ανιόντα (μη μεταλλικόιδιότητες). Σύμφωνα με τον Περιοδικό Νόμο, σε περιόδους και ομάδες μεταξύ αυτών των στοιχείων υπάρχουν αμφοτερικά στοιχεία που εμφανίζουν ταυτόχρονα, στον έναν ή τον άλλο βαθμό, μεταλλικά και μη μεταλλικά (αμφοτερικός,διπλές) ιδιότητες. Τα στοιχεία της ομάδας VIIIA συνεχίζουν να εξετάζονται χωριστά (ευγενή αέρια),αν και ανακαλύφθηκαν σαφώς μη μεταλλικές ιδιότητες για τα Kr, Xe και Rn (τα στοιχεία He, Ne, Ar είναι χημικά αδρανή).

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

Παρακάτω δίνονται ορισμοί κατηγοριών ανόργανων ουσιών, οι σημαντικότερες χημικές τους ιδιότητες και μέθοδοι παρασκευής.

Ανόργανες ουσίες- συνδέσεις που σχηματίζονται από όλους χημικά στοιχεία(εκτός από τις περισσότερες οργανικές ενώσεις άνθρακα). Διαιρείται κατά χημική σύνθεση:

Απλές ουσίεςπου σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Διαιρείται με χημικές ιδιότητες:

μέταλλα– απλές ουσίες στοιχείων με μεταλλικές ιδιότητες (χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα). Τυπικά μέταλλα:

Τα μέταλλα έχουν υψηλή αναγωγική ισχύ σε σύγκριση με τα τυπικά αμέταλλα. Στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων, βρίσκονται σημαντικά στα αριστερά του υδρογόνου, εκτοπίζοντας το υδρογόνο από το νερό (μαγνήσιο - όταν βράζει):

Ως μέταλλα ταξινομούνται και οι απλές ουσίες των στοιχείων Cu, Ag και Ni, αφού τα οξείδια τους CuO, Ag 2 O, NiO και τα υδροξείδια Cu(OH) 2, Ni(OH) 2 έχουν κυρίαρχες βασικές ιδιότητες.

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

Τα αμέταλλα έχουν υψηλή οξειδωτική ικανότητα σε σύγκριση με τα τυπικά μέταλλα.

Αμφιγένεια– αμφοτερικές απλές ουσίες που σχηματίζονται από στοιχεία με αμφοτερικές (διπλές) ιδιότητες (ηλεκτραρνητικότητα ενδιάμεση μεταξύ μετάλλων και αμετάλλων). Τυπικά αμφιγόνα: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Τα αμφιγονίδια έχουν χαμηλότερη αναγωγική ικανότητα σε σύγκριση με τα τυπικά μέταλλα. Στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων, γειτνιάζουν με το υδρογόνο στα αριστερά ή στέκονται πίσω από αυτό στα δεξιά.

Αερογόνα– ευγενή αέρια, μονοατομικές απλές ουσίες στοιχείων της ομάδας VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Από αυτά, τα He, Ne και Ar είναι χημικά παθητικά (ενώσεις με άλλα στοιχεία δεν λαμβάνονται) και τα Kr, Xe και Rn παρουσιάζουν ορισμένες ιδιότητες μη μετάλλων με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα.

Σύνθετες ουσίεςσχηματίζεται από άτομα διαφορετικά στοιχεία. Διαιρείται ανά σύνθεση και χημικές ιδιότητες:

Οξείδια– ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο, η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου στα οξείδια είναι πάντα ίση με (‑II). Διαιρείται ανά σύνθεση και χημικές ιδιότητες:

Τα στοιχεία He, Ne και Ar δεν σχηματίζουν ενώσεις με το οξυγόνο. Οι ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο σε άλλες καταστάσεις οξείδωσης δεν είναι οξείδια, αλλά δυαδικές ενώσεις, για παράδειγμα O +II F 2 -I και H 2 +I O 2 -I. Οι μικτές δυαδικές ενώσεις, για παράδειγμα S +IV Cl 2 ‑I O ‑II, δεν ανήκουν σε οξείδια.

Βασικά οξείδια– τα προϊόντα πλήρους αφυδάτωσης (πραγματικής ή υπό όρους) βασικών υδροξειδίων διατηρούν τις χημικές ιδιότητες των τελευταίων.

Από τα τυπικά μέταλλα, μόνο τα Li, Mg, Ca και Sr σχηματίζουν τα 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 του CuO, Ag 2 O και NiO ταξινομούνται επίσης ως βασικά.

Όξινα οξείδια– προϊόντα πλήρους αφυδάτωσης (πραγματικής ή υπό όρους) υδροξειδίων οξέος διατηρούν τις χημικές ιδιότητες των τελευταίων.

Από τα τυπικά αμέταλλα, μόνο τα S, Se, P, As, C και Si σχηματίζουν τα οξείδια SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 και SiO 2 όταν καίγονται στον αέρα. τα οξείδια Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 και As 2 O 5 λαμβάνονται με άλλες μεθόδους.

Εξαίρεση: τα οξείδια NO 2 και ClO 2 δεν έχουν αντίστοιχα όξινα υδροξείδια, αλλά θεωρούνται όξινα, αφού το NO 2 και το ClO 2 αντιδρούν με αλκάλια, σχηματίζοντας άλατα δύο οξέων και το ClO 2 με νερό, σχηματίζοντας δύο οξέα:

α) 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

β) 2ClO 2 + H 2 O (κρύο) = HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (κρύο) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Τα οξείδια CrO 3 και Mn 2 O 7 (χρώμιο και μαγγάνιο στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης) είναι επίσης όξινα.

Αμφοτερικά οξείδια– τα προϊόντα πλήρους αφυδάτωσης (πραγματικής ή υπό όρους) των αμφοτερικών υδροξειδίων διατηρούν τις χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών υδροξειδίων.

Τα τυπικά αμφιγονίδια (εκτός από το Ga) όταν καίγονται στον αέρα σχηματίζουν τα οξείδια BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 και PbO. τα αμφοτερικά οξείδια Ga 2 O 3, SnO και PbO 2 λαμβάνονται με άλλες μεθόδους.

Διπλά οξείδιασχηματίζονται είτε από άτομα ενός αμφοτερικού στοιχείου σε διαφορετικές καταστάσεις οξείδωσης, είτε από άτομα δύο διαφορετικών (μεταλλικών, αμφοτερικών) στοιχείων, γεγονός που καθορίζει τις χημικές τους ιδιότητες. Παραδείγματα:

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

Το οξείδιο του σιδήρου σχηματίζεται όταν ο σίδηρος καίγεται στον αέρα, το οξείδιο του μολύβδου σχηματίζεται όταν ο μόλυβδος θερμαίνεται ελαφρά σε οξυγόνο. οξείδια δύο διαφορετικών μετάλλων παρασκευάζονται με άλλες μεθόδους.

Οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα– οξείδια μη μετάλλων που δεν έχουν όξινα υδροξείδια και δεν εισέρχονται σε αντιδράσεις σχηματισμού άλατος (διαφορά από βασικά, όξινα και αμφοτερικά οξείδια), για παράδειγμα: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Υδροξείδια– ενώσεις στοιχείων (εκτός από φθόριο και οξυγόνο) με υδροξοομάδες O ‑II H, μπορεί επίσης να περιέχουν οξυγόνο O ‑II. Στα υδροξείδια, η κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου είναι πάντα θετική (από +I έως +VIII). Ο αριθμός των υδροξοομάδων είναι από 1 έως 6. Διαιρούνται ανάλογα με τις χημικές ιδιότητες:

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

Λαμβάνεται από αντιδράσεις των αντίστοιχων βασικών οξειδίων με νερό:

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

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

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

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

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

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

Τα βασικά υδροξείδια αντικαθιστούν τις υδροξο ομάδες τους με όξινα υπολείμματα για να σχηματίσουν άλατα· τα μεταλλικά στοιχεία διατηρούν την κατάσταση οξείδωσής τους στα κατιόντα άλατος.

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

Όξινα υδροξείδια (οξέα)σχηματίζεται από στοιχεία με μη μεταλλικές ιδιότητες. Παραδείγματα:

Κατά τη διάσπαση σε ένα αραιό υδατικό διάλυμα, σχηματίζονται κατιόντα H + (ακριβέστερα, H 3 O +) και τα ακόλουθα ανιόντα, ή υπολείμματα οξέος:

Τα οξέα μπορούν να ληφθούν με αντιδράσεις των αντίστοιχων οξειδίων οξέος με το νερό (οι πραγματικές αντιδράσεις που συμβαίνουν φαίνονται παρακάτω):

Cl 2 O + H 2 O = 2HClO

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

Ως 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3

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

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

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

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

E 2 O 7 + H 2 O = 2HEO 4 (E = Cl, Mn)

Εξαίρεση: Το οξείδιο SO 2 αντιστοιχεί στο πολυένυδρο SO 2 ως υδροξείδιο οξέος n H 2 O («θειικό οξύ H 2 SO 3 » δεν υπάρχει, αλλά τα όξινα υπολείμματα HSO 3 ‑ και SO 3 2‑ υπάρχουν στα άλατα).

Όταν κάποια οξέα θερμαίνονται, συμβαίνει πραγματική αφυδάτωση και σχηματίζονται τα αντίστοιχα οξείδια οξέος:

2HAsO 2 = Ως 2 O 3 + H 2 O

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

2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 = As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O

Κατά την αντικατάσταση του (πραγματικού και τυπικού) υδρογόνου των οξέων με μέταλλα και αμφιγονίδια, σχηματίζονται άλατα· τα υπολείμματα οξέος διατηρούν τη σύνθεση και το φορτίο τους στα άλατα. Τα οξέα H 2 SO 4 και H 3 PO 4 σε αραιό υδατικό διάλυμα αντιδρούν με μέταλλα και αμφιγόνα που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα αριστερά του υδρογόνου και σχηματίζονται τα αντίστοιχα άλατα και απελευθερώνεται υδρογόνο (το οξύ HNO 3 δεν εισέρχεται σε τέτοιες αντιδράσεις· παρακάτω είναι τυπικά μέταλλα, εκτός από Mg, που δεν αναφέρονται επειδή αντιδρούν υπό παρόμοιες συνθήκες με το νερό):

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

2M + 3H 2 SO 4 (διαλυμένο) = M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (M = Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (αραιωμένο) = M 3 (PO 4) 2 ↓ + 3H 2 (M = Mg, Fe, Zn)

Σε αντίθεση με τα οξέα χωρίς οξυγόνο, ονομάζονται υδροξείδια οξέος οξέα ή οξοξέα που περιέχουν οξυγόνο.

Αμφοτερικά υδροξείδιασχηματίζεται 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)

Δεν σχηματίζονται από αμφοτερικά οξείδια και νερό, αλλά υφίστανται πραγματική αφυδάτωση και σχηματίζουν αμφοτερικά οξείδια:

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

Τα αμφοτερικά υδροξείδια παρουσιάζουν τις ιδιότητες βασικών και όξινων υδροξειδίων. σχηματίζουν δύο τύπους αλάτων στα οποία το αμφοτερικό στοιχείο είναι μέρος είτε των κατιόντων αλάτων είτε των 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 (ή/και των αντίστοιχων οξειδίων).

Άλατα– συνδέσεις που αποτελούνται από κατιόνταβασικά ή αμφοτερικά (ως βασικά) υδροξείδια και ανιόντα(υπολείμματα) όξινων ή αμφοτερικών (ως όξινων) υδροξειδίων. Σε αντίθεση με τα άλατα χωρίς οξυγόνο, τα άλατα που συζητούνται εδώ ονομάζονται άλατα που περιέχουν οξυγόνοή όξο άλατα.Διακρίνονται ανάλογα με τη σύνθεση κατιόντων και ανιόντων:

Μέτρια άλαταπεριέχουν μέτρια όξινα υπολείμματα CO 3 2‑, NO 3‑, PO 4 3‑, SO 4 2‑, κ.λπ. για παράδειγμα: K 2 CO 3, Mg(NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Εάν τα άλατα του μέσου παράγοντα λαμβάνονται με αντιδράσεις που περιλαμβάνουν υδροξείδια, τότε τα αντιδραστήρια λαμβάνονται σε ισοδύναμες ποσότητες. Για παράδειγμα, το άλας K 2 CO 3 μπορεί να ληφθεί λαμβάνοντας τα αντιδραστήρια στις ακόλουθες αναλογίες:

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

Αντιδράσεις σχηματισμού αλάτων του μέσου όρου:

Βάση + Οξύ → Αλάτι + Νερό

1α) βασικό υδροξείδιο + όξινο υδροξείδιο →…

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

1β) αμφοτερικό υδροξείδιο + υδροξείδιο οξέος →…

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

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O

1γ) βασικό υδροξείδιο + αμφοτερικό υδροξείδιο →…

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O (σε τήγμα)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (σε τήγμα)

Βασικό Οξείδιο + Οξύ = Αλάτι + Νερό

2α) βασικό οξείδιο + υδροξείδιο οξέος →…

Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

2β) αμφοτερικό οξείδιο + υδροξείδιο οξέος →…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O

2γ) βασικό οξείδιο + αμφοτερικό υδροξείδιο →…

Na 2 O + 2Al(OH) 3 = 2NaAlO 2 + ZN 2 O (στο τήγμα)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (σε τήγμα)

Βάση + Οξείδιο Οξέος → Αλάτι + Νερό

Για) βασικό υδροξείδιο + όξινο οξείδιο →…

2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

3β) αμφοτερικό υδροξείδιο + οξείδιο οξέος →…

2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

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

Sv) βασικό υδροξείδιο + αμφοτερικό οξείδιο →…

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (σε τήγμα)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (σε τήγμα)

Βασικό οξείδιο + Όξινο οξείδιο → Αλάτι

4α) βασικό οξείδιο + όξινο οξείδιο →…

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4, BaO + CO 2 = BaCO 3

4β) αμφοτερικό οξείδιο + όξινο οξείδιο →…

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

4γ) βασικό οξείδιο + αμφοτερικό οξείδιο →…

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2

Αντιδράσεις 1γ, εάν συμβαίνουν σε λύση, συνοδεύονται από τον σχηματισμό άλλων προϊόντων – σύνθετα άλατα:

NaOH (συμπ.) + Al(OH) 3 = Na

ΚΟΗ (συμπ.) + Cr(OH) 3 = K 3

2NaOH (συμπ.) + M(OH) 2 = Na 2 (M = Be, Zn)

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

Όλα τα άλατα του μέσου διαλύματος είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες (διασπώνται πλήρως).

Άλατα οξέωνπεριέχουν υπολείμματα όξινου οξέος (με υδρογόνο) HCO 3 ‑, H 2 PO 4 2‑, HPO 4 2‑ κ.λπ., σχηματίζονται από τη δράση βασικών και αμφοτερικών υδροξειδίων ή μεσαίων αλάτων περίσσειας υδροξειδίων οξέος που περιέχουν τουλάχιστον δύο άτομα υδρογόνου στο μόριο ? Τα αντίστοιχα οξείδια οξέος δρουν παρόμοια:

NaOH + H 2 SO 4 (συγκ.) = NaHSO 4 + H 2 O

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

Zn(OH) 2 + H 3 PO 4 (συμπ.) = ZnHPO 4 ↓ + 2H 2 O

PbSO 4 + H 2 SO 4 (συμπ.) = Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (συμπ.) = 2KH 2 PO 4

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

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

Με την προσθήκη του υδροξειδίου του αντίστοιχου μετάλλου ή αμφιγόνου όξινα άλαταμετατράπηκε σε μέσο όρο:

NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

Pb(HSO 4) 2 + Pb(OH) 2 = 2PbSO 4 ↓ + 2H 2 O

Σχεδόν όλα τα άλατα οξέος είναι πολύ διαλυτά στο νερό και διασπώνται πλήρως (KHSO 3 = K + + HCO 3 ‑).

Βασικά άλαταπεριέχουν υδροξοομάδες ΟΗ, που θεωρούνται μεμονωμένα ανιόντα, για παράδειγμα FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, σχηματίζονται όταν εκτίθενται σε όξινα υδροξείδια υπέρβασηένα βασικό υδροξείδιο που περιέχει τουλάχιστον δύο υδροξοομάδες στη μονάδα τύπου:

Co(OH) 2 + HNO 3 = CoNO 3 (OH)↓ + H 2 O

2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O

2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O

Τα βασικά άλατα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα, κατά την προσθήκη του αντίστοιχου υδροξειδίου του οξέος, μετατρέπονται σε μέτρια άλατα:

ConO 3 (OH) + HNO 3 = Co(NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2NiSO 4 + 2H 2 O

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

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2 + 4NaCl

Διπλά άλαταπεριέχει δύο χημικά διαφορετικά κατιόντα. για παράδειγμα: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Πολλά διπλά άλατασχηματίζονται (με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων αλάτων) κατά την από κοινού κρυστάλλωση των αντίστοιχων μέσων αλάτων από ένα κορεσμένο διάλυμα:

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O = K 2 Mg(SO 4) 2 6H 2 O↓

Συχνά τα διπλά άλατα είναι λιγότερο διαλυτά στο νερό σε σύγκριση με τα μεμονωμένα άλατα.

Δυαδικές ενώσεις- πρόκειται για σύνθετες ουσίες που δεν ανήκουν στις κατηγορίες οξειδίων, υδροξειδίων και αλάτων και αποτελούνται από κατιόντα και ανιόντα χωρίς οξυγόνο (πραγματικά ή υπό όρους).

Οι χημικές τους ιδιότητες ποικίλλουν και αναλύονται στο ανόργανη χημείαχωριστά για τα μη μέταλλα διαφορετικές ομάδεςΠεριοδικός Πίνακας; Στην περίπτωση αυτή, η ταξινόμηση πραγματοποιείται σύμφωνα με τον τύπο του ανιόντος.

Παραδείγματα:

ΕΝΑ) αλογονίδια: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

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

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

ΣΟΛ) καρβίδια: CH 4, Be 2 C, Al 4 C 3, Na 2 C 2, CaC 2, Fe 3 C, SiC

ρε) πυριτικά: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

μι) υδρίδια: LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4

και) υπεροξείδιο H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO 2

η) υπεροξείδια: HO 2, KO 2, Ba(O 2) 2

Τύπος χημικός δεσμόςΜεταξύ αυτών των δυαδικών ενώσεων υπάρχουν:

ομοιοπολικό: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

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: KMgCl 3, (FeCu)S 2 και Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2, As(O)F 3.

Όλα τα ιοντικά σύμπλοκα άλατα (εκτός από τα άλατα υδροξοσύνθετων) ανήκουν επίσης σε αυτήν την κατηγορία σύνθετων ουσιών (αν και συνήθως εξετάζονται χωριστά), για παράδειγμα:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Οι δυαδικές ενώσεις περιλαμβάνουν ομοιοπολικές σύμπλοκες ενώσεις χωρίς εξωτερική σφαίρα, για παράδειγμα [N(CO) 4].

Κατ' αναλογία με τη σχέση μεταξύ υδροξειδίων και αλάτων, τα οξέα και τα άλατα χωρίς οξυγόνο απομονώνονται από όλες τις δυαδικές ενώσεις (οι υπόλοιπες ενώσεις ταξινομούνται ως άλλες).

Ανοξικά οξέαπεριέχουν (όπως τα οξοξέα) κινητό υδρογόνο H+ και επομένως παρουσιάζουν κάποιες χημικές ιδιότητες υδροξειδίων οξέος (διάσταση στο νερό, συμμετοχή σε αντιδράσεις σχηματισμού άλατος ως οξύ). Κοινά οξέα χωρίς οξυγόνο είναι τα HF, HCl, HBr, HI, HCN και H 2 S, από τα οποία τα HF, HCN και H 2 S είναι ασθενή οξέα και τα υπόλοιπα ισχυρά.

ΠαραδείγματαΑντιδράσεις σχηματισμού άλατος:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba(OH) 2 = Ba(HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb(OH) 2 = Pbl 2 ↓ + 2H 2 O

Μέταλλα και αμφιγονίδια, που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα αριστερά του υδρογόνου και δεν αντιδρούν με το νερό, αλληλεπιδρούν με ισχυρά οξέα HCl, HBr και HI (σε γενική εικόνα NG) σε ένα αραιό διάλυμα και εκτοπίστε το υδρογόνο από αυτά (εμφανίζονται οι αντιδράσεις που πραγματικά συμβαίνουν):

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

2M + 6NG = 2MG 3 + H 2 (M = Al, Ga)

Άλατα χωρίς οξυγόνοπου σχηματίζεται από κατιόντα μετάλλου και αμφιγόνου (καθώς και από το κατιόν αμμωνίου NH 4 +) και ανιόντα (υπολείμματα) οξέων χωρίς οξυγόνο. Παραδείγματα: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba(HS)2, NaCN, NH4Cl. Παρουσιάζουν ορισμένες χημικές ιδιότητες των αλάτων οξο.

Η γενική μέθοδος για τη λήψη αλάτων χωρίς οξυγόνο με ανιόντα ενός στοιχείου είναι η αλληλεπίδραση μετάλλων και αμφιγόνων με αμέταλλα F 2, Cl 2, Br 2 και I 2 (σε γενική μορφή G 2) και θείο S (αντιδράσεις που συμβαίνουν στην πραγματικότητα δειχνονται):

2M + G2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

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

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

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

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

2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)

Εξαιρέσεις:

α) Το Cu και το Ni αντιδρούν μόνο με τα αλογόνα Cl 2 και Br 2 (προϊόντα MCl 2, MBr 2)

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

γ) Ο Fe αντιδρά με F 2 και Cl 2 (προϊόντα FeF 3, FeCl 3), με Br 2 (ένα μείγμα FeBr 3 και FeBr 2), με I 2 (προϊόν FeI 2)

δ) Το Cu αντιδρά με το S σχηματίζοντας ένα μείγμα προϊόντων Cu 2 S και CuS

Άλλες δυαδικές ενώσεις– όλες οι ουσίες αυτής της κατηγορίας, εκτός από εκείνες που κατανέμονται σε χωριστές υποκατηγορίες οξέων και αλάτων χωρίς οξυγόνο.

Οι μέθοδοι για τη λήψη δυαδικών ενώσεων αυτής της υποκατηγορίας ποικίλλουν, η απλούστερη είναι η αλληλεπίδραση απλών ουσιών (εμφανίζονται οι αντιδράσεις που εμφανίζονται στην πραγματικότητα):

α) αλογονίδια:

S + 3F 2 = SF 6, N 2 + 3F 2 = 2NF 3

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

C + 2F 2 = CF 4

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

β) χαλκογονίδια:

2As + 3S = Ως 2 S 3

2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)

E + 2S = ES 2 (E = C, Si)

γ) νιτρίδια:

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

3M + N 2 = M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

δ) καρβίδια:

2M + 2C = M 2 C 2 (M = Li, Na)

2Be + C = Be 2 C

M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C = Al 4 C 3

ε) πυριτικά:

4Li + Si = Li 4 Si

2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)

στ) υδρίδια:

2M + H2 = 2MH (M = Li, Na, K)

M + H 2 = MH 2 (M = Mg, Ca)

ζ) υπεροξείδια, υπεροξείδια:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (καύση στον αέρα)

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

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

PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O = SiO 2 ↓ + 4HBr

P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S

SiS 2 + 2H 2 O = SiO 2 ↓ + 2H 2 S

Mg 3 N 2 + 8H 2 O = 3 Mg (OH) 2 ↓ + 2 (NH 3 H 2 O)

Na 3 N + 4H 2 O = 3NaOH + NH 3 H 2 O

Be 2 C + 4H 2 O = 2Be(OH) 2 ↓ + CH 4

MC 2 + 2H 2 O = M(OH) 2 + C 2 H 2 (M = Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 ↓ + 3CH 4

MH + H 2 O = MOH + H 2 (M = Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O = Mg(OH) 2 ↓ + H 2

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Na 2 O 2 + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 O 2

2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 (M = K, Rb, Cs)

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

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

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

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

Απλές ουσίεςπου σχηματίζεται από άτομα του ίδιου στοιχείου. Διαιρείται με χημικές ιδιότητες:

μέταλλα– απλές ουσίες στοιχείων με μεταλλικές ιδιότητες (χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα). Τυπικά μέταλλα:

Τα αμέταλλα έχουν υψηλή οξειδωτική ικανότητα σε σύγκριση με τα τυπικά μέταλλα.

Σύνθετες ουσίεςσχηματίζεται από άτομα διαφορετικών στοιχείων. Διαιρείται ανά σύνθεση και χημικές ιδιότητες:

Οξείδια– ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο, η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου στα οξείδια είναι πάντα ίση με (-II). Διαιρείται ανά σύνθεση και χημικές ιδιότητες:

Τα στοιχεία He, Ne και Ar δεν σχηματίζουν ενώσεις με το οξυγόνο. Οι ενώσεις στοιχείων με οξυγόνο σε άλλες καταστάσεις οξείδωσης δεν είναι οξείδια, αλλά δυαδικές ενώσεις, για παράδειγμα O +II F 2 -I και H 2 +I O 2 -I. Οι μικτές δυαδικές ενώσεις, για παράδειγμα S +IV Cl 2 -I O -II, δεν ανήκουν σε οξείδια.

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

α) 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

β) 2ClO 2 + H 2 O (κρύο) = HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (κρύο) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Τα οξείδια CrO 3 και Mn 2 O 7 (χρώμιο και μαγγάνιο στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης) είναι επίσης όξινα.

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

Υδροξείδια– ενώσεις στοιχείων (εκτός από φθόριο και οξυγόνο) με υδροξοομάδες O -II H, μπορεί επίσης να περιέχουν οξυγόνο O -II. Στα υδροξείδια, η κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου είναι πάντα θετική (από +I έως +VIII). Ο αριθμός των υδροξοομάδων είναι από 1 έως 6. Διαιρούνται ανάλογα με τις χημικές ιδιότητες:

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

Λαμβάνεται από αντιδράσεις των αντίστοιχων βασικών οξειδίων με νερό:

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

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

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

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

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

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

Όξινα υδροξείδια (οξέα)σχηματίζεται από στοιχεία με μη μεταλλικές ιδιότητες. Παραδείγματα:

Cl 2 O + H 2 O = 2HClO

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

Ως 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3

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

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

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

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

E 2 O 7 + H 2 O = 2HEO 4 (E = Cl, Mn)

Εξαίρεση: Το οξείδιο SO 2 αντιστοιχεί στο πολυένυδρο SO 2 ως υδροξείδιο οξέος n H 2 O («θειικό οξύ H 2 SO 3 » δεν υπάρχει, αλλά τα όξινα υπολείμματα HSO 3 - και SO 3 2 - υπάρχουν στα άλατα).

2HAsO 2 = Ως 2 O 3 + H 2 O

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

2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 = As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O

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

2M + 3H 2 SO 4 (διαλυμένο) = M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M = Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (αραιωμένο) = M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M = Mg, Fe, Zn)

Σε αντίθεση με τα οξέα χωρίς οξυγόνο, ονομάζονται υδροξείδια οξέος οξέα ή οξοξέα που περιέχουν οξυγόνο.

Αμφοτερικά υδροξείδιασχηματίζεται 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)

Μέτρια άλαταπεριέχουν μέτρια όξινα υπολείμματα CO 3 2-, NO 3-, PO 4 3-, SO 4 2-, κ.λπ. για παράδειγμα: K 2 CO 3, Mg(NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

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

Αντιδράσεις σχηματισμού αλάτων του μέσου όρου:

Βάση + Οξύ > Αλάτι + Νερό

1α) βασικό υδροξείδιο + όξινο υδροξείδιο >...

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

1β) αμφοτερικό υδροξείδιο + υδροξείδιο οξέος >...

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

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2H 2 O

1γ) βασικό υδροξείδιο + αμφοτερικό υδροξείδιο >...

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O (σε τήγμα)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (σε τήγμα)

Βασικό Οξείδιο + Οξύ = Αλάτι + Νερό

2α) βασικό οξείδιο + όξινο υδροξείδιο >...

Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

2β) αμφοτερικό οξείδιο + υδροξείδιο οξέος >...

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O

2γ) βασικό οξείδιο + αμφοτερικό υδροξείδιο >...

Na 2 O + 2Al(OH) 3 = 2NaAlO 2 + ZN 2 O (στο τήγμα)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (σε τήγμα)

Βάση + Οξείδιο Οξέος > Αλάτι + Νερό

Για) βασικό υδροξείδιο + όξινο οξείδιο >...

2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

3β) αμφοτερικό υδροξείδιο + οξείδιο οξέος >...

2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

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

Sv) βασικό υδροξείδιο + αμφοτερικό οξείδιο >...

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (σε τήγμα)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (σε τήγμα)

Βασικό οξείδιο + Όξινο οξείδιο > Αλάτι

4α) βασικό οξείδιο + όξινο οξείδιο >...

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4, BaO + CO 2 = BaCO 3

4β) αμφοτερικό οξείδιο + όξινο οξείδιο >...

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

4γ) βασικό οξείδιο + αμφοτερικό οξείδιο >...

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2

Αντιδράσεις 1γ, εάν συμβαίνουν σε λύση, συνοδεύονται από το σχηματισμό άλλων προϊόντων - σύνθετα άλατα:

NaOH (συμπ.) + Al(OH) 3 = Na

ΚΟΗ (συμπ.) + Cr(OH) 3 = K 3

2NaOH (συμπ.) + M(OH) 2 = Na 2 (M = Be, Zn)

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

Όλα τα άλατα του μέσου διαλύματος είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες (διασπώνται πλήρως).

Άλατα οξέωνπεριέχουν υπολείμματα όξινου οξέος (με υδρογόνο) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- κ.λπ., σχηματίζονται από τη δράση βασικών και αμφοτερικών υδροξειδίων ή μεσαίων αλάτων περίσσειας υδροξειδίων οξέος που περιέχουν τουλάχιστον δύο άτομα υδρογόνου στο μόριο ? Τα αντίστοιχα οξείδια οξέος δρουν παρόμοια:

NaOH + H 2 SO 4 (συγκ.) = NaHSO 4 + H 2 O

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

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

PbSO 4 + H 2 SO 4 (συμπ.) = Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (συμπ.) = 2KH 2 PO 4

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

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

Με την προσθήκη του υδροξειδίου του αντίστοιχου μετάλλου ή αμφιγονίου, τα όξινα άλατα μετατρέπονται σε μέτρια άλατα:

NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

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

Σχεδόν όλα τα άλατα οξέος είναι πολύ διαλυτά στο νερό και διασπώνται πλήρως (KHSO 3 = K + + HCO 3 -).

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

2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 v + 2H 2 O

2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 v + 2H 2 O

ConO 3 (OH) + HNO 3 = Co(NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2NiSO 4 + 2H 2 O

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

Διπλά άλαταπεριέχει δύο χημικά διαφορετικά κατιόντα. για παράδειγμα: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Πολλά διπλά άλατα σχηματίζονται (με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων αλάτων) με συνκρυστάλλωση των αντίστοιχων ενδιάμεσων αλάτων από ένα κορεσμένο διάλυμα:

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

Συχνά τα διπλά άλατα είναι λιγότερο διαλυτά στο νερό σε σύγκριση με τα μεμονωμένα άλατα.

Οι χημικές τους ιδιότητες ποικίλλουν και εξετάζονται στην ανόργανη χημεία χωριστά για αμέταλλα διαφορετικών ομάδων του Περιοδικού Πίνακα. Στην περίπτωση αυτή, η ταξινόμηση πραγματοποιείται σύμφωνα με τον τύπο του ανιόντος.

Παραδείγματα:

ΕΝΑ) αλογονίδια: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

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

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

ΣΟΛ) καρβίδια: CH 4, Be 2 C, Al 4 C 3, Na 2 C 2, CaC 2, Fe 3 C, SiC

ρε) πυριτικά: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

μι) υδρίδια: LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4

και) υπεροξείδιο H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO 2

η) υπεροξείδια: HO 2, KO 2, Ba(O 2) 2

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

ομοιοπολικό: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

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

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

ΠαραδείγματαΑντιδράσεις σχηματισμού άλατος:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba(OH) 2 = Ba(HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb(OH) 2 = Pbl 2 v + 2H 2 O

Τα μέταλλα και τα αμφιγονίδια, που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα αριστερά του υδρογόνου και δεν αντιδρούν με το νερό, αλληλεπιδρούν με ισχυρά οξέα HCl, HBr και HI (στη γενική μορφή NG) σε ένα αραιό διάλυμα και εκτοπίζουν το υδρογόνο από αυτά (που συμβαίνει στην πραγματικότητα εμφανίζονται οι αντιδράσεις):

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

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

2M + G2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

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

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

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

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

2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)

Εξαιρέσεις:

α) Το Cu και το Ni αντιδρούν μόνο με τα αλογόνα Cl 2 και Br 2 (προϊόντα MCl 2, MBr 2)

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

γ) Ο Fe αντιδρά με F 2 και Cl 2 (προϊόντα FeF 3, FeCl 3), με Br 2 (ένα μείγμα FeBr 3 και FeBr 2), με I 2 (προϊόν FeI 2)

δ) Το Cu αντιδρά με το S σχηματίζοντας ένα μείγμα προϊόντων Cu 2 S και CuS

α) αλογονίδια:

S + 3F 2 = SF 6, N 2 + 3F 2 = 2NF 3

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

C + 2F 2 = CF 4

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

β) χαλκογονίδια:

2As + 3S = Ως 2 S 3

2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)

E + 2S = ES 2 (E = C, Si)

γ) νιτρίδια:

3H 2 + N 2 2NH 3

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

3M + N 2 = M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

δ) καρβίδια:

2M + 2C = M 2 C 2 (M = Li, Na)

2Be + C = Be 2 C

M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C = Al 4 C 3

ε) πυριτικά:

4Li + Si = Li 4 Si

2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)

στ) υδρίδια:

2M + H2 = 2MH (M = Li, Na, K)

M + H 2 = MH 2 (M = Mg, Ca)

ζ) υπεροξείδια, υπεροξείδια:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (καύση στον αέρα)

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

PCl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O = SiO 2 v + 4HBr

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

SiS 2 + 2H 2 O = SiO 2 v + 2H 2 S

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

Na 3 N + 4H 2 O = 3NaOH + NH 3 H 2 O

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

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

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

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

MgH2 + 2H2O = Mg(OH) 2 v + H2 ^

CaH2 + 2H2O = Ca(OH) 2 + H2 ^

Na 2 O 2 + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 O 2

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

Παραδείγματα εργασιών για τα μέρη Α, Β, Γ

1. Απλές ουσίες είναι

1) φουλερένιο

2. Σε μονάδες τύπου προϊόντων αντίδρασης

Si + CF1 2 >…, Si + O 2 >…, Si + Mg >…

3. Σε προϊόντα αντίδρασης που περιέχουν μέταλλο

Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + НCl (διάλυμα) >…

το συνολικό άθροισμα του αριθμού των ατόμων όλων των στοιχείων είναι ίσο με

4. Το οξείδιο του ασβεστίου μπορεί να αντιδράσει (ξεχωριστά) με όλες τις ουσίες του σετ

1) CO 2, NaOH, ΝΟ

2) HBr, SO3, NH4Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

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

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

6. Το άλας МAlO 2 σχηματίζεται κατά τη σύντηξη

2) Al 2 O 3 και ΚΟΗ

3) Al και Ca(OH) 2

4) Al 2 O 3 και Fe 2 O 3

7. Στη μοριακή εξίσωση της αντίδρασης

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

το άθροισμα των συντελεστών είναι ίσο

8. Τα προϊόντα της αντίδρασης N 2 O 5 + NaOH >... είναι

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3, H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. Ένα σύνολο βάσεων είναι

1) NaOH, LiOH, ClOH

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

3) Ca(OH) 2, ΚΟΗ, BrOH

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

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

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Το υπόλειμμα που αντιστοιχεί στο οξύ με το όνομα

11. Θειικός

12. Αζωτο

έχει τη φόρμουλα

13. Από υδροχλωρικά και αραιά θειικά οξέα δεν τονίζειαέριο μόνο μέταλλο

14. Αμφοτερικό υδροξείδιο είναι

15-16. Σύμφωνα με δεδομένους τύπους υδροξειδίου

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

16. Cr(OH) 3, HNO 3

προκύπτει ο τύπος για το μέσο αλάτι

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Αφού περάσει η περίσσεια H 2 S από διάλυμα υδροξειδίου του βαρίου, το τελικό διάλυμα θα περιέχει αλάτι

18. Πιθανές αντιδράσεις:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4 >...

2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >...

3) NaHCOg + K 2 SO 4 >...

4) Al(HSO 4) 3 + NaOH >...

19. Στην εξίσωση αντίδρασης (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v +…

το άθροισμα των συντελεστών είναι ίσο

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

21. Καθιερώστε μια αντιστοιχία μεταξύ των πρώτων υλών και των προϊόντων αντίδρασης.

22. Στο σχήμα μετασχηματισμού

Οι ουσίες Α και Β υποδεικνύονται στο σετ

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23. Να σχηματίσετε εξισώσεις για πιθανές αντιδράσεις σύμφωνα με το διάγραμμα

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

24. Να γράψετε εξισώσεις για τέσσερις πιθανές αντιδράσεις μεταξύ ουσιών:

1) νιτρικό οξύ (συμπ.)

2) άνθρακας (γραφίτης ή κοκ)

3) οξείδιο του ασβεστίου

Η σχέση και η αλληλεξάρτηση των χημικών μετασχηματισμών επιβεβαιώνεται από τη γενετική σύνδεση μεταξύ κατηγοριών ανόργανων ουσιών. Μια απλή ουσία ανάλογα με την κατηγορία και Χημικές ιδιότητεςσχηματίζει μια αλυσίδα μετασχηματισμών σύνθετων ουσιών - μια γενετική σειρά.

Ανόργανες ουσίες

Οι ενώσεις που δεν έχουν σκελετό άνθρακα χαρακτηριστικό οργανικών ουσιών ονομάζονται ανόργανες ή μεταλλικά στοιχεία. Όλες οι ορυκτές ενώσεις ταξινομούνται σε δύο μεγάλες ομάδες:

απλό, που αποτελείται από άτομα ενός στοιχείου.
σύμπλοκο, συμπεριλαμβανομένων ατόμων δύο ή περισσότερων στοιχείων.

Ρύζι. 1. Γενική ταξινόμησηουσίες.

Οι απλές συνδέσεις περιλαμβάνουν:

μέταλλα (Κ, Mg, Ca);
μη μέταλλα (O 2 , S, P);
αδρανή αέρια (Kr, Xe, Rn).

Οι σύνθετες ουσίες έχουν μια πιο εκτεταμένη ταξινόμηση, όπως φαίνεται στον πίνακα.

Ρύζι. 2. Ταξινόμηση σύνθετων ουσιών.

Τα αμφοτερικά μέταλλα σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξείδια και υδροξείδια. Οι αμφοτερικές ενώσεις παρουσιάζουν ιδιότητες οξέων και βάσεων.

Γενετική σειρά

Απλές ουσίες - μέταλλα και αμέταλλα - σχηματίζουν αλυσίδες μετασχηματισμών που αντανακλούν τη γενετική σύνδεση ανόργανων ουσιών. Μέσω χημικών αντιδράσεων προσθήκης, υποκατάστασης και αποσύνθεσης σχηματίζονται νέες απλούστερες ή πιο σύνθετες ενώσεις.

Κάθε κρίκος της αλυσίδας συνδέεται με την προηγούμενη παρουσία μιας απλής ουσίας. Η διαφορά μεταξύ των δύο τύπων γενετικών σειρών έγκειται στην αντίδραση με το νερό: τα μέταλλα σχηματίζουν διαλυτές και αδιάλυτες βάσεις, τα μη μέταλλα σχηματίζουν οξέα.

Οι κύριες αλυσίδες μετασχηματισμών περιγράφονται στον πίνακα.

*Ουσία*	*Γενετική σειρά*	*Παραδείγματα*
	Ενεργό μέταλλο → βασικό οξείδιο → αλκάλιο → αλάτι	2Ca + O 2 → 2CaO; CaO + H 2 O → Ca(OH) 2; Ca(OH) 2 + 2HCl → CaCl 2 + 2H 2 O
	Χαμηλό αντιδραστικό μέταλλο → βασικό οξείδιο → αλάτι → αδιάλυτη βάση → βασικό οξείδιο → μέταλλο	2Cu + O 2 → 2CuO; CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O; CuCl 2 + 2KOH → Cu(OH) 2 + 2KCl; Cu(OH) 2 → CuO + H2O; CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Μη μεταλλικά	→ όξινο οξείδιο → διαλυτό (ισχυρό) οξύ → αλάτι	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 ; H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
Μη μεταλλικά	→ όξινο οξείδιο → αλάτι → αδιάλυτο (ασθενές) οξύ → όξινο οξείδιο → μη μέταλλο	Si + O 2 → SiO 2 ; SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O; Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 + 2NaCl; H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O; SiO 2 + 2Zn → 2ZnO + Si

Ρύζι. 3. Σχέδιο γενετικών συνδέσεων μεταξύ τάξεων.

Χρησιμοποιώντας μια αλυσίδα μετασχηματισμού, μπορείτε να αποκτήσετε μέτρια (κανονικά) ή όξινα άλατα. Τα σύνθετα άλατα μπορεί να περιέχουν πολλά άτομα μετάλλων και μη μετάλλων.

Τι μάθαμε;

Η γενετική σύνδεση δείχνει τη σχέση μεταξύ των κατηγοριών ανόργανων ουσιών. Χαρακτηρίζεται από μια γενετική σειρά - μια σειρά μετασχηματισμών απλών ουσιών. Οι απλές ουσίες περιλαμβάνουν μέταλλα και αμέταλλα. Τα μέταλλα σχηματίζουν διαλυτές και αδιάλυτες βάσεις ανάλογα με τη δραστηριότητά τους. Τα αμέταλλα μετατρέπονται σε ισχυρά ή αδύναμα οξέα. Νέες πολύπλοκες ουσίες μιας σειράς σχηματίζονται με αντιδράσεις προσθήκης, υποκατάστασης και αποσύνθεσης.

Δοκιμή για το θέμα

Αξιολόγηση της έκθεσης

μέση βαθμολογία: 4.7. Συνολικές βαθμολογίες που ελήφθησαν: 111.