To su elementi I. skupine periodnog sustava: litij (Li), natrij (Na), kalij (K), rubidij (Rb), cezij (Cs), francij (Fr); vrlo mekan, rastegljiv, topljiv i lagan, obično srebrnobijele boje; kemijski vrlo aktivan; burno reagiraju s vodom, stvarajući lužine(otuda naziv).

Svi alkalijski metali su izuzetno aktivni, pokazuju redukcijska svojstva u svim kemijskim reakcijama, odustaju od svog jedinog valentnog elektrona, pretvarajući se u pozitivno nabijen kation, i pokazuju jedno oksidacijsko stanje +1.

Reducirajuća sposobnost raste u nizu ––Li–Na–K–Rb–Cs.

Svi spojevi alkalnih metala su ionske prirode.

Gotovo sve soli su topive u vodi.

Niske temperature topljenja,

Niske gustoće,

Mekano, rezati nožem

Zbog svoje aktivnosti, alkalijski metali se skladište pod slojem kerozina kako bi se spriječio pristup zraka i vlage. Litij je vrlo lagan i u kerozinu ispliva na površinu, pa se skladišti ispod sloja vazelina.

Kemijska svojstva alkalnih metala

1. Alkalijski metali aktivno komuniciraju s vodom:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. Reakcija alkalnih metala s kisikom:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (litijev oksid)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (natrijev peroksid)

K + O 2 → KO 2 (kalijev superoksid)

Na zraku alkalijski metali trenutno oksidiraju. Stoga se skladište pod slojem organskih otapala (kerozin i sl.).

3. U reakcijama alkalnih metala s drugim nemetalima nastaju binarni spojevi:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidi)

2Na + S → Na 2 S (sulfidi)

2Na + H 2 → 2NaH (hidridi)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridi)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidi)

4. Reakcija alkalnih metala s kiselinama

(rijetko se provodi, postoji kompetitivna reakcija s vodom):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

5. Interakcija alkalnih metala s amonijakom

(nastaje natrijev amid):

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

6. Interakcija alkalnih metala s alkoholima i fenolima, koji u ovom slučaju pokazuju kisela svojstva:

2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2;

2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;

7. Kvalitativna reakcija na katione alkalijskih metala - bojanje plamena u sljedeće boje:

Li+ – karmin crvena

Na+ – žuta

K + , Rb + i Cs + – ljubičasta

Priprema alkalnih metala

Metalni litij, natrij i kalij dobiti elektrolizom rastaljenih soli (klorida), a rubidija i cezija redukcijom u vakuumu kada se njihovi kloridi zagrijavaju s kalcijem: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
Vakuumsko-toplinska proizvodnja natrija i kalija također se koristi u malim količinama:

2NaCl+CaC2 =2Na+CaCl2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4.

Aktivni alkalijski metali oslobađaju se u vakuumsko-termalnim procesima zbog svoje visoke hlapljivosti (njihove pare se uklanjaju iz reakcijske zone).

Značajke kemijskih svojstava s-elemenata I. skupine i njihovi fiziološki učinci

Elektronska konfiguracija atoma litija je 1s 2 2s 1. Ima najveći atomski radijus u 2. periodi, što olakšava uklanjanje valentnog elektrona i pojavu Li + iona sa stabilnom konfiguracijom inertnog plina (helija). Posljedično, njegovi spojevi nastaju prijenosom elektrona s litija na drugi atom i stvaranjem ionske veze s malom količinom kovalencije. Litij je tipičan metalni element. U obliku tvari je alkalni metal. Od ostalih pripadnika I. skupine razlikuje se po maloj veličini i najmanjoj aktivnosti u usporedbi s njima. U tom pogledu nalikuje elementu skupine II magneziju koji se nalazi dijagonalno od Lija. U otopinama je Li+ ion visoko solvatiran; okružen je s nekoliko desetaka molekula vode. Litij je po energiji solvatacije – adicije molekula otapala bliži protonu nego kationima alkalijskih metala.

Mala veličina Li + iona, veliki naboj jezgre i samo dva elektrona stvaraju uvjete za pojavu prilično značajnog polja pozitivnog naboja oko ove čestice, stoga se u otopinama nalazi značajan broj molekula polarnih otapala privučen i njegov koordinacijski broj je visok, metal je sposoban tvoriti značajan broj organolitijevih spojeva.

Natrij počinje 3. periodu, tako da ima samo 1e na vanjskoj razini - , zauzimajući 3s orbitalu. Polumjer atoma Na najveći je u 3. periodi. Ove dvije značajke određuju karakter elementa. Njegova elektronička konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Jedino oksidacijsko stanje natrija je +1. Njegova elektronegativnost je vrlo niska, stoga je u spojevima natrij prisutan samo u obliku pozitivno nabijenog iona i daje kemijskoj vezi ionski karakter. Na + ion je puno veći u veličini od Li +, a njegova solvatacija nije tako velika. Međutim, ne postoji u slobodnom obliku u otopini.

Fiziološki značaj iona K + i Na + povezan je s njihovom različitom adsorpcijskom sposobnošću na površini komponenti koje čine zemljinu koru. Natrijevi spojevi su samo malo podložni adsorpciji, dok kalijeve spojeve čvrsto drži glina i druge tvari. Stanične membrane, kao sučelje između stanice i okoliša, propusne su za K + ione, zbog čega je intracelularna koncentracija K + znatno veća od koncentracije Na + iona. Istodobno, koncentracija Na + u krvnoj plazmi premašuje sadržaj kalija u njemu. Ova je okolnost povezana s pojavom potencijala stanične membrane. K + i Na + ioni su jedne od glavnih komponenti tekuće faze tijela. Njihov odnos s ionima Ca 2+ je strogo definiran, a njegovo kršenje dovodi do patologije. Unošenje iona Na+ u organizam nema zamjetnog štetnog učinka. Povećanje udjela iona K + je štetno, ali u normalnim uvjetima povećanje njegove koncentracije nikada ne doseže opasne vrijednosti. Utjecaj iona Rb + , Cs + , Li + još nije dovoljno istražen.

Od raznih ozljeda povezanih s uporabom spojeva alkalnih metala najčešće su opekline otopinama hidroksida. Učinak lužina povezan je s otapanjem proteina kože u njima i stvaranjem alkalnih albuminata. Lužina se ponovno oslobađa kao rezultat njihove hidrolize i djeluje na dublje slojeve tijela, uzrokujući pojavu čira. Nokti pod utjecajem lužina postaju dosadni i lomljivi. Oštećenje očiju, čak i kod vrlo razrijeđenih otopina lužina, prati ne samo površinska destrukcija, već i oštećenje dubljih dijelova oka (šarenice) i dovodi do sljepoće. Tijekom hidrolize amida alkalijskih metala istodobno nastaju alkalije i amonijak, uzrokujući fibrinozni traheobronhitis i upalu pluća.

Kalij je dobio G. Davy gotovo istovremeno s natrijem 1807. godine elektrolizom vlažnog kalijevog hidroksida. Element je dobio ime po nazivu ovog spoja - "kaustični kalij". Svojstva kalija znatno se razlikuju od svojstava natrija, što je posljedica razlike u polumjerima njihovih atoma i iona. U kalijevim spojevima veza je više ionska, au obliku iona K + ima manje polarizirajuće djelovanje od natrija zbog svoje veće veličine. Prirodna smjesa sastoji se od tri izotopa 39 K, 40 K, 41 K. Jedan od njih je 40 K ‑ je radioaktivan i određeni udio radioaktivnosti minerala i tla povezan je s prisutnošću ovog izotopa. Njegovo vrijeme poluraspada je dugo - 1,32 milijarde godina. Vrlo je lako odrediti prisutnost kalija u uzorku: pare metala i njegovih spojeva boje plamen ljubičasto-crveno. Spektar elementa je prilično jednostavan i dokazuje prisutnost 1e - u 4s orbitali. Njegovo proučavanje poslužilo je kao jedan od temelja za pronalaženje općih obrazaca u strukturi spektra.

Godine 1861., proučavajući sol mineralnih izvora spektralnom analizom, Robert Bunsen otkrio je novi element. Njegova prisutnost dokazana je tamnocrvenim linijama u spektru, koje nisu proizveli drugi elementi. Po boji ovih linija element je dobio ime rubidij (rubidus – tamnocrvena). Godine 1863. R. Bunsen je dobio ovaj metal u čistom obliku redukcijom rubidijum tartarata (tartarata) čađom. Značajka elementa je laka podražljivost njegovih atoma. Njegova emisija elektrona javlja se pod utjecajem crvenih zraka vidljivog spektra. To je zbog male razlike u energijama atomskih 4d i 5s orbitala. Od svih alkalnih elemenata koji imaju stabilne izotope, rubidij (poput cezija) ima jedan od najvećih atomskih radijusa i mali ionizacijski potencijal. Takvi parametri određuju prirodu elementa: visoka elektropozitivnost, ekstremna kemijska aktivnost, nisko talište (39 0 C) i niska otpornost na vanjske utjecaje.

Otkriće cezija, kao i rubidija, povezano je sa spektralnom analizom. Godine 1860. R. Bunsen otkrio je dvije svijetloplave linije u spektru koje nisu pripadale nijednom tada poznatom elementu. Odatle dolazi i naziv "caesius", što znači nebesko plavo. To je posljednji element podskupine alkalijskih metala koji se još uvijek pojavljuje u mjerljivim količinama. Najveći atomski radijus i najmanji prvi ionizacijski potencijali određuju karakter i ponašanje ovog elementa. Ima izraženu elektropozitivnost i izražena metalna svojstva. Želja za doniranjem vanjskog 6s elektrona dovodi do činjenice da se sve njegove reakcije odvijaju izuzetno burno. Mala razlika u energijama atomskih 5d i 6s orbitala uzrokuje blagu ekscitabilnost atoma. Emisija elektrona iz cezija opaža se pod utjecajem nevidljivih infracrvenih zraka (topline). Ova značajka atomske strukture određuje dobru električnu vodljivost struje. Sve to čini cezij nezamjenjivim u elektroničkim uređajima. U posljednje vrijeme sve se više pozornosti posvećuje cezijevoj plazmi kao gorivu budućnosti i u vezi s rješavanjem problema termonuklearne fuzije.

U zraku litij aktivno reagira ne samo s kisikom, već i s dušikom i prekriva se filmom koji se sastoji od Li 3 N (do 75%) i Li 2 O. Preostali alkalijski metali tvore perokside (Na 2 O 2) i superoksidi (K 2 O 4 ili KO 2).

Sljedeće tvari reagiraju s vodom:

Li 3 N + 3 H 2 O = 3 LiOH + NH 3;

Na202 + 2 H20 = 2 NaOH + H202;

K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2.

Za regeneraciju zraka u podmornicama i svemirskim brodovima, u izolacijskim plinskim maskama i aparatima za disanje borbenih plivača (podvodnih diverzanata) korištena je smjesa Oxon:

Na202 +CO2 =Na2C03 +0,502;

K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2.

Ovo je trenutno standardno punjenje za regenerirajuće patrone gas maski za vatrogasce.
Alkalijski metali reagiraju s vodikom kada se zagrijavaju, tvoreći hidride:

Litijev hidrid se koristi kao jako redukcijsko sredstvo.

Hidroksidi alkalijski metali nagrizaju stakleno i porculansko posuđe; ne mogu se zagrijavati u kvarcnom posuđu:

SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.

Natrijev i kalijev hidroksid ne odvajaju vodu zagrijavanjem do svojih temperatura vrenja (više od 1300 0 C). Neki spojevi natrija nazivaju se soda:

a) soda pepeo, bezvodna soda, soda za pranje rublja ili samo soda - natrijev karbonat Na 2 CO 3;
b) kristalna soda - kristalni hidrat natrijevog karbonata Na 2 CO 3. 10H20;
c) bikarbonat ili piće - natrij bikarbonat NaHCO 3;
d) Natrijev hidroksid NaOH naziva se kaustična soda ili kaustika.

Moramo znati koji su od nemetala spomenuti u školskom tečaju:

C, N 2 , O 2 – ne reagiraju s alkalijama

Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reagiraju:

Si + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2,
3S + 6KOH = 2K 2 S + K 2 SO 3 + 3H 2 O,
Cl 2 + 2KOH (hladan) = KCl + KClO + H 2 O,
3Cl 2 + 6KOH (vruće) = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

(slično bromu i jodu)

4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3

Organska kemija

Trivijalna imena

Morate znati koje organske tvari odgovaraju nazivima:

izopren, divinil, vinil acetilen, toluen, ksilen, stiren, kumen, etilen glikol, glicerin, formaldehid, acetaldehid, propionaldehid, aceton, prvih šest zasićenih monobazičnih kiselina (mravlja, octena, propionska, maslačna, valerijanska, kapronska), akrilna kiselina , stearinska kiselina, palmitinska kiselina, oleinska kiselina, linolna kiselina, oksalna kiselina, benzojeva kiselina, anilin, glicin, alanin. Ne brkajte propionsku kiselinu s propenskom kiselinom!! Soli najvažnijih kiselina: mravlja - formati, octene - acetati, propionske - propionati, maslačne - butirati, oksalne - oksalati. Radikal –CH=CH 2 zove se vinil!!

U isto vrijeme, neka neorganska trivijalna imena:

Kuhinjska sol (NaCl), živo vapno (CaO), gašeno vapno (Ca(OH) 2), vapnena voda (otopina Ca(OH) 2), vapnenac (CaCO 3), kvarc (aka silicij ili silicijev dioksid - SiO 2 ), ugljični dioksid (CO 2), ugljični monoksid (CO), sumporov dioksid (SO 2), smeđi plin (NO 2), soda za piće ili bikarbona (NaHCO 3), soda pepeo (Na 2 CO 3), amonijak (NH 3) , fosfin (PH 3), silan (SiH 4), pirit (FeS 2), oleum (otopina SO 3 u koncentriranoj H 2 SO 4), bakrov sulfat (CuSO 4 ∙5H 2 O).

Neke rijetke reakcije

1) Stvaranje vinil acetilena:

2) Reakcija izravne oksidacije etilena u acetaldehid:

Ova reakcija je podmukla utoliko što dobro znamo kako se acetilen pretvara u aldehid (Kučerovljeva reakcija), a ako se u lancu dogodi transformacija etilen → aldehid, onda nas to može zbuniti. Dakle, ovo znači ova reakcija!

3) Reakcija izravne oksidacije butana u octenu kiselinu:

Ova reakcija je temelj industrijske proizvodnje octene kiseline.

4) Reakcija Lebedeva:

Razlike između fenola i alkohola

Ogroman broj grešaka u takvim zadacima!!

1) Treba imati na umu da su fenoli kiseliji od alkohola (O-H veza u njima je polarnija). Dakle, alkoholi ne reagiraju s alkalijama, ali fenoli reagiraju s alkalijama i nekim solima (karbonati, bikarbonati).

Na primjer:

Problem 10.1

Koje od ovih tvari reagiraju s litijem:

a) etilen glikol, b) metanol, c) fenol, d) kumen, e) glicerin.

Problem 10.2

Koje od ovih tvari reagiraju s kalijevim hidroksidom:

a) etilen glikol, b) stiren, c) fenol, d) etanol, e) glicerin.

Problem 10.3

Koje od ovih tvari reagiraju s cezijevim bikarbonatom:

a) etilen glikol, b) toluen, c) 1-propanol, d) fenol, e) glicerin.

2) Treba imati na umu da alkoholi reagiraju s halogenovodicima (ova reakcija se odvija duž C-O veze), ali fenoli ne (u njih je CO veza neaktivna zbog efekta konjugacije).

Disaharidi

Glavni disaharidi: saharoza, laktoza i maltoza imaju istu formulu C12H22O11.

Ovo treba zapamtiti:

1) da su sposobni hidrolizirati u one monosaharide od kojih se sastoje: saharoza– za glukozu i fruktozu, laktoza– za glukozu i galaktozu, maltoza- dvije glukoze.

2) da laktoza i maltoza imaju aldehidnu funkciju, odnosno redukcijski su šećeri (posebno daju zrcalne reakcije “srebro” i “bakar”), a saharoza je nereducirajući disaharid i nema aldehidnu funkciju. .

Mehanizmi reakcije

Nadajmo se da je sljedeće znanje dovoljno:

1) za alkane (uključujući bočne lance arena, ako su ti lanci ograničavajući) reakcije su karakteristične supstitucija slobodnih radikala (s halogenima) koji dolaze iz radikalni mehanizam (pokretanje lanca - stvaranje slobodnih radikala, razvoj lanca, završetak lanca na stijenkama žile ili pri sudaru radikala);

2) alkeni, alkini, areni karakteriziraju reakcije elektrofilna adicija koji idu uz ionski mehanizam (putem Obrazovanje pi kompleks I karbokation ).

Značajke benzena

1. Benzen se, za razliku od drugih arena, ne oksidira kalijevim permanganatom.

2. Benzen i njegovi homolozi mogu ući u reakcija adicije s vodikom. Ali samo benzen također može ući reakcija adicije s klorom (samo benzen i samo klor!). Štoviše, sve su arene sposobne za ulazak reakcija supstitucije s halogenima.

Zininova reakcija

Redukcija nitrobenzena (ili sličnih spojeva) u anilin (ili druge aromatske amine). Ova reakcija će se gotovo sigurno pojaviti u jednom od svojih oblika!

Opcija 1 – redukcija s molekulskim vodikom:

C 6 H 5 NO 2 + 3H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2H 2 O

Opcija 2 – redukcija vodikom dobivenim reakcijom željeza (cinka) s klorovodičnom kiselinom:

C 6 H 5 NO 2 + 3Fe + 7HCl → C 6 H 5 NH 3 Cl + 3FeCl 2 + 2H 2 O

Opcija 3 – redukcija s vodikom dobivenim iz reakcije aluminija s alkalijama:

C 6 H 5 NO 2 + 2Al + 2NaOH + 4H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2Na

Svojstva amina

Iz nekog razloga, svojstva amina je najgore za pamćenje. To može biti zbog činjenice da se amini proučavaju zadnji u tečajevima organske kemije, a njihova se svojstva ne mogu ponoviti proučavanjem drugih klasa tvari. Dakle, recept je sljedeći: samo naučite sva svojstva amina, aminokiselina i proteina.

Alkalijski metali (ALM) su svi elementi IA skupine periodnog sustava, tj. litij Li, natrij Na, kalij K, rubidij Rb, cezij Cs, francij Fr.

AM atomi imaju samo jedan elektron po vanjskoj elektronskoj razini. s- podrazina, koja se lako odvaja tijekom kemijskih reakcija. U ovom slučaju, pozitivno nabijena čestica nastaje iz neutralnog atoma alkalijskog metala - kationa s nabojem +1:

M 0 – 1 e → M +1

Porodica alkalijskih metala najaktivnija je među ostalim skupinama metala, pa se stoga u prirodi nalaze u slobodnom obliku, tj. u obliku jednostavnih tvari je nemoguće.

Jednostavne tvari, alkalijski metali, izuzetno su jaki redukcijski agensi.

Međudjelovanje alkalnih metala s nemetalima

s kisikom

Alkalijski metali reagiraju s kisikom već na sobnoj temperaturi, pa ih je stoga potrebno skladištiti pod slojem nekog ugljikovodičnog otapala, kao što je, na primjer, kerozin.

Interakcija alkalijskog metala s kisikom dovodi do različitih proizvoda. Samo litij reagira s kisikom u oksid:

4Li + O 2 = 2 Li 2 O

Natrij u sličnoj situaciji nastaje s kisikom natrijev peroksid Na 2 O 2:

2Na + O 2 = Na 2 O 2,

a kalij, rubidij i cezij pretežno su superoksidi (superoksidi), opće formule MeO 2:

Rb + O 2 = RbO 2

s halogenima

Alkalijski metali aktivno reagiraju s halogenima, tvoreći halogenide alkalnih metala koji imaju ionsku strukturu:

2Li + Br 2 = 2LiBr litijev bromid

2Na + I 2 = 2NaI natrijev jodid

2K + Cl 2 = 2KCl kalijev klorid

s dušikom

Litij reagira s dušikom već pri uobičajenim temperaturama, dok dušik reagira s drugim alkalijskim metalima kada se zagrije. U svim slučajevima nastaju nitridi alkalijskih metala:

6Li + N 2 = 2Li 3 N litijev nitrid

6K + N 2 = 2K 3 N kalijev nitrid

s fosforom

Alkalijski metali reagiraju s fosforom kada se zagrijavaju, tvoreći fosfide:

3Na + P = Na 3 P natrijev fosfid

3K + P = K 3 P kalijev fosfid

s vodikom

Zagrijavanje alkalnih metala u atmosferi vodika dovodi do stvaranja hidrida alkalnih metala koji sadrže vodik u rijetkom oksidacijskom stanju - minus 1:

N 2 + 2K = 2KN -1 kalijev hidrid

H2 + 2Rb = 2RbH rubidij hidrid

sa sumporom

Interakcija alkalnog metala sa sumporom događa se zagrijavanjem uz stvaranje sulfida:

S + 2K = K 2 S sulfid kalij

S + 2Na = Na 2 S natrijev sulfid

Međudjelovanje alkalnih metala sa složenim tvarima

sa vodom

Svi alkalijski metali aktivno reagiraju s vodom stvarajući vodikov plin i alkalije, zbog čega su ti metali dobili odgovarajući naziv:

2HOH + 2Na = 2NaOH + H2

2K + 2HOH = 2KOH + H2

Litij s vodom reagira prilično mirno, natrij i kalij spontano se zapale tijekom reakcije, a rubidij, cezij i francij reagiraju s vodom snažnom eksplozijom.

s halogeniranim ugljikovodicima (Wurtzova reakcija):

2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10

2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5

s alkoholima i fenolima

AP reagiraju s alkoholima i fenolima, zamjenjujući vodik u hidroksilnoj skupini organske tvari:

2CH3OH + 2K = 2CH3OK + H2

kalijev metoksid

2C 6 H 5 OH + 2Na = 2C 6 H 5 ONa + H 2

natrijev fenolat

Podjela baza u skupine prema različitim karakteristikama prikazana je u tablici 11.

Tablica 11
Klasifikacija baza

Sve baze, osim otopine amonijaka u vodi, čvrste su tvari različitih boja. Na primjer, kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 je bijele boje, bakrov (II) hidroksid Cu(OH) 2 je plav, nikal (II) hidroksid Ni(OH) 2 je zelen, željezni (III) hidroksid Fe(OH) 3 je crveno-smeđe itd.

Vodena otopina amonijaka NH 3 H 2 O, za razliku od drugih baza, ne sadrži metalne katione, već složeni jednonabojni amonijev kation NH - 4 i postoji samo u otopini (tu otopinu poznajete kao amonijak). Lako se razlaže na amonijak i vodu:

No, koliko god baze bile različite, sve se sastoje od metalnih iona i hidrokso skupina, čiji je broj jednak oksidacijskom stupnju metala.

Sve baze, a prvenstveno lužine (jaki elektroliti), disocijacijom stvaraju hidroksidne ione OH -, koji određuju niz općih svojstava: sapunastost na dodir, promjenu boje indikatora (lakmus, metiloranž i fenolftalein), interakciju s drugim tvarima. .

Tipične bazne reakcije

Prva reakcija (univerzalna) razmatrana je u § 38.

Laboratorijski pokus br.23
Interakcija lužina s kiselinama

Napiši dvije jednadžbe molekularne reakcije čija je bit izražena sljedećom ionskom jednadžbom:

H + + OH - = H 2 O.

Provedite reakcije za koje ste izradili jednadžbe. Prisjetite se koje su tvari (osim kiselina i lužina) potrebne za promatranje ovih kemijskih reakcija.

Druga reakcija događa se između lužina i oksida nemetala, koji odgovaraju kiselinama, npr.

Sukladan

Kada oksidi međusobno djeluju s bazama, nastaju soli odgovarajućih kiselina i vode:

Riža. 141.
Interakcija lužine s oksidom nemetala

Laboratorijski pokus br.24
Interakcija lužina s oksidima nemetala

Ponovite eksperiment koji ste prethodno napravili. U epruvetu ulijte 2-3 ml bistre otopine vapnene vode.

U nju stavite slamku za sok koja služi kao izlazna cijev za plin. Nježno provucite izdahnuti zrak kroz otopinu. Što promatraš?

Zapišite molekularne i ionske jednadžbe reakcije.

Riža. 142.
Interakcija alkalija sa solima:
a - s stvaranjem sedimenta; b - s stvaranjem plina

Treća reakcija je tipična reakcija ionske izmjene i događa se samo ako rezultira ispuštanjem taloga ili plina, na primjer:

Laboratorijski pokus br.25
Interakcija lužina sa solima

U tri epruvete ulijte po 1-2 ml otopina tvari u paru: 1. epruveta - natrijev hidroksid i amonijev klorid; 2. epruveta - kalijev hidroksid i željezo (III) sulfat; 3. epruveta – natrijev hidroksid i barijev klorid.

Zagrijte sadržaj 1. epruvete i mirisom prepoznajte jedan od produkata reakcije.

Formulirajte zaključak o mogućnosti interakcije lužina sa solima.

Netopljive baze zagrijavanjem se razlažu na metalni oksid i vodu, što nije tipično za lužine, npr.

Fe(OH) 2 = FeO + H 2 O.

Laboratorijski pokus br.26
Dobivanje i svojstva netopljivih baza

U dvije epruvete ulijte po 1 ml otopine bakrova (II) sulfata ili klorida. U svaku epruvetu dodajte 3-4 kapi otopine natrijevog hidroksida. Opišite nastali bakrov(II) hidroksid.

Bilješka. Ostavite epruvete s dobivenim bakrovim (II) hidroksidom za sljedeće pokuse.

Zapišite molekularne i ionske jednadžbe reakcije. Navedite vrstu reakcije na temelju atributa „broj i sastav polaznih tvari i produkata reakcije“.

U jednu od epruveta s bakrovim (II) hidroksidom dobivenim u prethodnom pokusu dodajte 1-2 ml klorovodične kiseline. Što promatraš?

Uz pomoć pipete stavite 1-2 kapi dobivene otopine na staklenu ili porculansku ploču i hvataljkom za tiglicu pažljivo je isparite. Pregledajte kristale koji nastaju. Zabilježite njihovu boju.

Zapišite molekularne i ionske jednadžbe reakcije. Navedite vrstu reakcije na temelju "broja i sastava polaznih materijala i produkata reakcije", "sudjelovanja katalizatora" i "reverzibilnosti kemijske reakcije".

Jednu od epruveta zagrijte s bakrenim hidroksidom () koji ste prethodno dobili ili dali od učitelja (slika 143). Što promatraš?

Riža. 143.
Raspad bakrova(II) hidroksida zagrijavanjem

Napravite jednadžbu za izvedenu reakciju, navedite uvjete za njezino odvijanje i vrstu reakcije na temelju karakteristika „broj i sastav polaznih tvari i produkata reakcije“, „oslobađanje ili apsorpcija topline“ i „reverzibilnost kemikalije reakcija”.

Ključne riječi i izrazi

1. Klasifikacija baza.
2. Tipična svojstva baza: njihova interakcija s kiselinama, oksidi nemetala, soli.
3. Tipično svojstvo netopljivih baza je razgradnja pri zagrijavanju.
4. Uvjeti za tipične bazne reakcije.

Rad s računalom

1. Pogledajte elektroničku prijavu. Proučite gradivo lekcije i izvršite dodijeljene zadatke.
2. Pronađite adrese e-pošte na internetu koje mogu poslužiti kao dodatni izvori koji otkrivaju sadržaj ključnih riječi i izraza u odlomku. Ponudite svoju pomoć učitelju u pripremi nove lekcije – napravite izvještaj o ključnim riječima i izrazima sljedećeg odlomka.

1. Metal + Nemetal. Inertni plinovi ne ulaze u ovu interakciju. Što je veća elektronegativnost nemetala, to će s više metala reagirati. Na primjer, fluor reagira sa svim metalima, a vodik samo s aktivnim. Što je metal dalje lijevo u nizu aktivnosti metala, to s više nemetala može reagirati. Na primjer, zlato reagira samo s fluorom, litij - sa svim nemetalima.

2. Nemetal + nemetal. U ovom slučaju elektronegativniji nemetal djeluje kao oksidans, a manje elektronegativan nemetal djeluje kao redukciono sredstvo. Nemetali sa sličnom elektronegativnošću međusobno slabo djeluju, na primjer, interakcija fosfora s vodikom i silicija s vodikom praktički je nemoguća, budući da je ravnoteža ovih reakcija pomaknuta prema stvaranju jednostavnih tvari. Helij, neon i argon ne reagiraju s nemetalima; drugi inertni plinovi mogu reagirati s fluorom u teškim uvjetima.
Kisik ne stupa u interakciju s klorom, bromom i jodom. Kisik može reagirati s fluorom na niskim temperaturama.

3. Metal + kiselinski oksid. Metal reducira nemetal iz oksida. Višak metala tada može reagirati s nastalim nemetalom. Na primjer:

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (s nedostatkom magnezija)

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (s viškom magnezija)

4. Metal + kiselina. Metali smješteni u nizu napona lijevo od vodika reagiraju s kiselinama i oslobađaju vodik.

Izuzetak su oksidirajuće kiseline (koncentrirana sumporna i svaka dušična kiselina), koje mogu reagirati s metalima koji su u nizu napona desno od vodika, u reakcijama se ne oslobađa vodik, već se dobivaju voda i proizvod redukcije kiseline.

Potrebno je obratiti pozornost na činjenicu da kada metal reagira s viškom polibazične kiseline, može se dobiti kisela sol: Mg + 2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.

Ako je produkt međudjelovanja kiseline i metala netopljiva sol, tada je metal pasiviziran, budući da je površina metala zaštićena netopljivom soli od djelovanja kiseline. Na primjer, učinak razrijeđene sumporne kiseline na olovo, barij ili kalcij.

5. Metal + sol. U otopini Ova reakcija uključuje metale koji su u nizu napona desno od magnezija, uključujući i sam magnezij, ali lijevo od soli metala. Ako je metal aktivniji od magnezija, tada ne reagira sa solju, već s vodom kako bi se stvorila lužina, koja potom reagira sa soli. U tom slučaju izvorna sol i nastala sol moraju biti topljive. Netopljivi proizvod pasivizira metal.

Međutim, postoje iznimke od ovog pravila:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Budući da željezo ima srednje oksidacijsko stanje, njegova se sol u najvišem oksidacijskom stupnju lako reducira u sol u srednjem oksidacijskom stanju, oksidirajući čak i manje aktivne metale.

U talinamabrojna metalna naprezanja nisu učinkovita. Utvrditi je li moguća reakcija između soli i metala može se samo pomoću termodinamičkih proračuna. Na primjer, natrij može istisnuti kalij iz taline kalijevog klorida, budući da je kalij hlapljiviji: Na + KCl = NaCl + K (ova reakcija je određena faktorom entropije). S druge strane, aluminij je dobiven istiskivanjem iz natrijeva klorida: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Ovaj proces je egzoterman i određen je faktorom entalpije.

Moguće je da se sol raspada zagrijavanjem, a proizvodi njezine razgradnje mogu reagirati s metalom, na primjer, aluminijevim nitratom i željezom. Aluminijev nitrat se zagrijavanjem razlaže u aluminijev oksid, dušikov oksid (IV ) i kisik, kisik i dušikov oksid će oksidirati željezo:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metal + bazični oksid. Baš kao iu rastaljenim solima, mogućnost ovih reakcija određena je termodinamički. Kao redukcijska sredstva često se koriste aluminij, magnezij i natrij. Na primjer: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe egzotermna reakcija, faktor entalpije);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (hlapljivi rubidij, faktor entalpije).

8. Nemetal + baza. U pravilu se reakcija odvija između nemetala i lužine Ne mogu svi nemetali reagirati s lužinama: morate zapamtiti da halogeni (na različite načine ovisno o temperaturi), sumpor (kada se zagrijava), silicij, fosfor. ući u ovu interakciju.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (hladno)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (u vrućoj otopini)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) nemetal – redukcijski agens (vodik, ugljik):

CO2 + C = 2CO;

2NO2 + 4H2 = 4H20 + N2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Ako dobiveni nemetal može reagirati s metalom koji se koristi kao redukcijsko sredstvo, tada će reakcija ići dalje (s viškom ugljika) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C

2) nemetali – oksidansi (kisik, ozon, halogeni):

2S O + O 2 = 2SO 2.

CO + Cl 2 = CO Cl 2.

2 NO + O 2 = 2 N O 2.

10. Kiseli oksid + bazični oksid . Reakcija se događa ako nastala sol načelno postoji. Na primjer, aluminijev oksid može reagirati sa sumpornim anhidridom da nastane aluminijev sulfat, ali ne može reagirati s ugljikovim dioksidom jer odgovarajuća sol ne postoji.

11. Voda + bazični oksid . Reakcija je moguća ako nastane lužina, odnosno topljiva baza (ili slabo topljiva, u slučaju kalcija). Ako je baza netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije razgradnje baze na oksid i vodu.

12. Bazični oksid + kiselina . Reakcija je moguća ako postoji nastala sol. Ako je nastala sol netopljiva, reakcija se može pasivizirati blokiranjem da kiselina dospije na površinu oksida. U slučaju viška višebazične kiseline, moguće je stvaranje kisele soli.

13. Kiselinski oksid + baza. Obično se reakcija odvija između alkalijskog i kiselog oksida. Ako kiselinski oksid odgovara polibaznoj kiselini, može se dobiti kisela sol: CO 2 + KOH = KHCO 3.

Kiseli oksidi, koji odgovaraju jakim kiselinama, također mogu reagirati s netopljivim bazama.

Ponekad oksidi koji odgovaraju slabim kiselinama reagiraju s netopljivim bazama, što može rezultirati prosječnom ili bazičnom soli (u pravilu se dobiva manje topljiva tvar): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Kiselinski oksid + sol. Reakcija se može odvijati u talini ili u otopini. U talini, manje hlapljivi oksid istiskuje hlapljiviji oksid iz soli. U otopini, oksid koji odgovara jačoj kiselini istiskuje oksid koji odgovara slabijoj kiselini. Na primjer, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , u smjeru prema naprijed, ova reakcija se događa u talini, ugljikov dioksid je hlapljiviji od silicijevog oksida; u suprotnom smjeru, reakcija se odvija u otopini, ugljična kiselina je jača od silicijeve kiseline, a silicijev oksid se taloži.

Moguće je kombinirati kiseli oksid s vlastitom soli, na primjer, dikromat se može dobiti iz kromata, a disulfat iz sulfata, a disulfit iz sulfita:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Da biste to učinili, trebate uzeti kristalnu sol i čisti oksid ili zasićenu otopinu soli i višak kiselog oksida.

U otopini, soli mogu reagirati s vlastitim kiselim oksidima stvarajući kisele soli: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Voda + kiselinski oksid . Reakcija je moguća ako nastane topljiva ili slabo topljiva kiselina. Ako je kiselina netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije, razgradnje kiseline na oksid i vodu. Na primjer, sumpornu kiselinu karakterizira reakcija proizvodnje iz oksida i vode, reakcija razgradnje praktički se ne događa, silicijeva kiselina se ne može dobiti iz vode i oksida, ali se lako razgrađuje na te komponente, ali mogu sudjelovati ugljična i sumporna kiselina u izravnim i obrnutim reakcijama.

16. Baza + kiselina. Do reakcije dolazi ako je barem jedan od reaktanata topljiv. Ovisno o omjeru reagensa mogu se dobiti srednje, kisele i bazične soli.

17. Baza + sol. Reakcija se događa ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije najmanje jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).

18. Sol + kiselina. Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt nastaje barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).

Jaka kiselina može reagirati s netopivim solima slabih kiselina (karbonati, sulfidi, sulfiti, nitriti), pri čemu se oslobađa plinoviti produkt.

Reakcije između koncentriranih kiselina i kristalnih soli moguće su ako se dobije hlapljivija kiselina: npr. klorovodik se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na kristalni natrijev klorid, bromovodik i jodovodik - djelovanjem ortofosforne kiseline na odgovarajuće soli. Možete djelovati kiselinom na vlastitu sol da biste dobili kiselu sol, na primjer: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4) 2.

19. Sol + sol.Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit.

1) sol ne postoji jer ireverzibilno hidrolizira . To su većina karbonata, sulfita, sulfida, silikata trovalentnih metala, kao i neke soli dvovalentnih metala i amonijaka. Soli trovalentnih metala hidroliziraju se u odgovarajuće baze i kiseline, a soli dvovalentnih metala hidroliziraju se u manje topljive bazične soli.

Pogledajmo primjere:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 H2CO3

H 2 CO 3 razgrađuje se na vodu i ugljikov dioksid, voda u lijevom i desnom dijelu se reducira i rezultat je: Fe 2 (CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo željezni karbonat, dobit ćemo ukupnu jednadžbu koja odražava međudjelovanje željeznog klorida (III ) i natrijev karbonat: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Podvučena sol ne postoji zbog ireverzibilne hidrolize:

2CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo bakar karbonat, dobit ćemo ukupnu jednadžbu koja odražava međudjelovanje sulfata (II ) i natrijev karbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

Ideja o modernom kvantnomehaničkom modelu atoma. Karakteristike stanja elektrona u atomu pomoću skupa kvantnih brojeva, njihova interpretacija i dopuštene vrijednosti

Slijed popunjavanja energetskih razina i podrazina elektronima u višeelektronskim atomima. Paulijevo načelo. Hundovo pravilo. Načelo minimalne energije.

Energija ionizacije i energija afiniteta prema elektronu. Priroda njihovih promjena po periodima i grupama periodnog sustava D.I. Metali i nemetali.

Elektronegativnost kemijskih elemenata. Priroda promjena elektronegativnosti po periodima i grupama periodnog sustava D.I. Pojam oksidacijskog stanja.

Osnovni tipovi kemijskih veza. Kovalentna veza. Osnovni principi metode valentne veze. Općenito razumijevanje metode molekularnih orbitala.

Dva mehanizma stvaranja kovalentne veze: konvencionalni i donor-akceptorski.

Ionska veza kao granični slučaj polarizacije kovalentne veze. Elektrostatska interakcija iona.

11.Metalni spojevi. Metalne veze kao granični slučaj delokalizacije orbitala valentnih elektrona. Kristalne rešetke metala.

12. Međumolekulske veze. Van der Waalsove interakcije – disperzivne, dipol-dipol, induktivne). Vodikova veza.

13. Glavne klase anorganskih spojeva. Oksidi metala i nemetala. Nomenklatura ovih spojeva. Kemijska svojstva bazičnih, kiselih i amfoternih oksida.

15. Kiseline bez kisika i kiseline. Nomenklatura (naziv kiselina). Kemijska svojstva kiselina.

16. Soli kao produkti međudjelovanja kiselina i baza. Vrste soli: srednje (normalne), kisele, bazične, okso soli, dvostruke, kompleksne soli. Nomenklatura soli. Kemijska svojstva soli.

17. Binarni spojevi metala i nemetala. Oksidacijska stanja elemenata u njima. Nomenklatura binarnih spojeva.

18. Vrste kemijskih reakcija: jednostavne i složene, homogene i heterogene, reverzibilne i ireverzibilne.

20. Osnovni pojmovi kemijske kinetike. Brzina kemijske reakcije. Čimbenici koji utječu na brzinu reakcije u homogenim i heterogenim procesima.

22. Utjecaj temperature na brzinu kemijske reakcije. Energija aktivacije.

23. Kemijska ravnoteža. Konstanta ravnoteže, njezina ovisnost o temperaturi. Mogućnost pomaka ravnoteže kemijske reakcije. Le Chatelierov princip.

1) Kiselina je jak elektrolit.

36. A) Standardna vodikova elektroda. Kisikova elektroda.

37. Nernstova jednadžba za proračun elektrodnih potencijala elektrodnih sustava raznih vrsta. Nernstova jednadžba za vodikove i kisikove elektrode

3) Metali u nizu aktivnosti nakon vodika ne reagiraju s vodom.

I – trenutna vrijednost

49. Metoda kiselinsko-bazne titracije. Tehnika titracije. Volumetrijsko stakleno posuđe u titrimetrijskoj metodi

13. Glavne klase anorganskih spojeva. Oksidi metala i nemetala. Nomenklatura ovih spojeva. Kemijska svojstva bazičnih, kiselih i amfoternih oksida.

Oksidi– spojevi elementa s kisikom.

Nazivaju se oksidi koji u normalnim uvjetima ne tvore kiseline, baze ili soli koji ne stvaraju soli.

Tvorba soli oksidi se dijele na kisele, bazične i amfoterne (imaju dvojaka svojstva). Nemetali tvore samo kisele okside, metali tvore sve ostale, a neki su i kiseli.

Bazični oksidi- To su složene kemijske tvari vezane uz okside koje kemijskom reakcijom s kiselinama ili kiselim oksidima stvaraju soli, a ne reagiraju s bazama ili bazičnim oksidima.

Svojstva:

1. Interakcija s vodom:

Reakcija s vodom da nastane baza (ili lužina)

CaO+H2O = Ca(OH)2 (dobro poznata reakcija gašenja vapna, koja oslobađa veliku količinu topline!)

2. Interakcija s kiselinama:

Reakcija s kiselinom pri čemu nastaje sol i voda (otopina soli u vodi)

CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Kristali ove supstance CaSO4 svima su poznati pod imenom "gips").

3. Interakcija s kiselim oksidima: stvaranje soli

CaO+CO2=CaCO3 (Ovu tvar svi znaju - obična kreda!)

Kiseli oksidi- to su složene kemijske tvari povezane s oksidima koje tvore soli kemijskom interakcijom s bazama ili bazičnim oksidima i ne stupaju u interakciju s kiselim oksidima.

Svojstva:

Kemijska reakcija s vodom CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - ova tvar je ugljična kiselina - jedna od slabih kiselina, dodaje se u gaziranu vodu za stvaranje plinskih "mjehurića".

Reakcija s alkalijama (bazama): CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O- soda pepeo ili soda za pranje.

Reakcija s bazičnim oksidima: CO 2 +MgO=MgCO 3 - nastala sol je magnezijev karbonat - naziva se još i "gorka sol".

Amfoterni oksidi- to su složene kemijske tvari, također povezane s oksidima, koje tvore soli tijekom kemijske interakcije s kiselinama (ili kiselim oksidima) i bazama (ili bazičnim oksidima). Najčešća upotreba riječi "amfoterni" u našem slučaju odnosi se na metalne okside.

Svojstva:

Kemijska svojstva amfoternih oksida jedinstvena su po tome što mogu stupiti u kemijske reakcije i s bazama i s kiselinama. Na primjer:

Reakcija s kiselim oksidom:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Dobivena tvar je otopina soli "cink karbonata" u vodi.

Reakcija s bazama:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - nastala tvar je dvostruka sol natrija i cinka.

14. Nomenklatura baza. Kemijska svojstva baza. Amfoterne baze, njihove reakcije s kiselinama i lužinama.

Baze su tvari u kojima su atomi metala vezani na hidroksilne skupine.

Ako tvar sadrži hidroksilne skupine (OH) koje se mogu rastaviti (kao jedan "atom") u reakcijama s drugim tvarima, tada je tvar baza.

Svojstva:

Interakcija s nemetalima:

u normalnim uvjetima, hidroksidi ne stupaju u interakciju s većinom nemetala, s izuzetkom interakcije lužina s klorom

Interakcija s kiselim oksidima do stvaranja soli: 2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O

Interakcija s kiselinama - reakcija neutralizacije:

uz stvaranje srednjih soli: 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O

uvjet za stvaranje srednje soli je višak lužine;

uz stvaranje kiselih soli: NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

uvjet za nastanak kisele soli je višak kiseline;

uz nastanak bazičnih soli: Cu(OH)2 + HCl = Cu(OH)Cl + H2O

uvjet za nastanak bazične soli je suvišak baze.

Baze reagiraju sa solima kada nastane talog kao rezultat reakcije, oslobađanja plina ili stvaranja tvari koja slabo disocira.

Amfoteran nazivaju se hidroksidi koji pokazuju i bazična i kisela svojstva ovisno o uvjetima, tj. otapaju se u kiselinama i lužinama.

Svim svojstvima baza dodaju se interakcije s bazama.

Sol 19 Sol

1. Metal + Nemetal. Inertni plinovi ne ulaze u ovu interakciju. Što je veća elektronegativnost nemetala, to će s više metala reagirati. Na primjer, fluor reagira sa svim metalima, a vodik samo s aktivnim. Što je metal dalje lijevo u nizu aktivnosti metala, to s više nemetala može reagirati. Na primjer, zlato reagira samo s fluorom, litij - sa svim nemetalima.

2. Nemetal + nemetal. U ovom slučaju elektronegativniji nemetal djeluje kao oksidans, a manje elektronegativan nemetal djeluje kao redukciono sredstvo. Nemetali sa sličnom elektronegativnošću međusobno slabo djeluju, na primjer, interakcija fosfora s vodikom i silicija s vodikom praktički je nemoguća, budući da je ravnoteža ovih reakcija pomaknuta prema stvaranju jednostavnih tvari. Helij, neon i argon ne reagiraju s nemetalima; drugi inertni plinovi mogu reagirati s fluorom u teškim uvjetima. Kisik ne stupa u interakciju s klorom, bromom i jodom. Kisik može reagirati s fluorom na niskim temperaturama.

3. Metal + kiselinski oksid. Metal reducira nemetal iz oksida. Višak metala tada može reagirati s nastalim nemetalom. Na primjer:

2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (s nedostatkom magnezija)

2Mg + SiO 2 = 2MgO + Mg 2 Si (s viškom magnezija)

4. Metal + kiselina. Metali smješteni u nizu napona lijevo od vodika reagiraju s kiselinama i oslobađaju vodik.

Izuzetak su oksidirajuće kiseline (koncentrirana sumporna i svaka dušična kiselina), koje mogu reagirati s metalima koji su u nizu napona desno od vodika, u reakcijama se ne oslobađa vodik, već se dobivaju voda i proizvod redukcije kiseline.

Potrebno je obratiti pozornost na činjenicu da kada metal reagira s viškom polibazične kiseline, može se dobiti kisela sol: Mg + 2H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.

Ako je produkt međudjelovanja kiseline i metala netopljiva sol, tada je metal pasiviziran, budući da je površina metala zaštićena netopljivom soli od djelovanja kiseline. Na primjer, učinak razrijeđene sumporne kiseline na olovo, barij ili kalcij.

5. Metal + sol. U otopini Ova reakcija uključuje metale koji su u nizu napona desno od magnezija, uključujući i sam magnezij, ali lijevo od soli metala. Ako je metal aktivniji od magnezija, tada ne reagira sa solju, već s vodom da bi se stvorila lužina, koja naknadno reagira sa soli. U tom slučaju izvorna sol i nastala sol moraju biti topljive. Netopljivi proizvod pasivizira metal.

Međutim, postoje iznimke od ovog pravila:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Budući da željezo ima srednje oksidacijsko stanje, njegova se sol u najvišem oksidacijskom stupnju lako reducira u sol u srednjem oksidacijskom stanju, oksidirajući čak i manje aktivne metale.

U talinama brojna metalna naprezanja nisu učinkovita. Utvrditi je li moguća reakcija između soli i metala može se samo pomoću termodinamičkih proračuna. Na primjer, natrij može istisnuti kalij iz taline kalijevog klorida, budući da je kalij hlapljiviji: Na + KCl = NaCl + K (ova reakcija je određena faktorom entropije). S druge strane, aluminij je dobiven istiskivanjem iz natrijeva klorida: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Ovaj proces je egzoterman i određen je faktorom entalpije.

Moguće je da se sol raspada zagrijavanjem, a proizvodi njezine razgradnje mogu reagirati s metalom, na primjer, aluminijevim nitratom i željezom. Aluminijev nitrat se zagrijavanjem razgrađuje na aluminijev oksid, dušikov oksid (IV) i kisik, a kisik i dušikov oksid oksidiraju željezo:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metal + bazični oksid. Baš kao iu rastaljenim solima, mogućnost ovih reakcija određena je termodinamički. Kao redukcijska sredstva često se koriste aluminij, magnezij i natrij. Na primjer: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe egzotermna reakcija, faktor entalpije);

7. Nemetal + bazični oksid. Ovdje postoje dvije mogućnosti: 1) nemetal – redukcijski agens (vodik, ugljik): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) nemetal – oksidans (kisik, ozon, halogeni): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.

8. Nemetal + baza. U pravilu se reakcija odvija između nemetala i lužine Ne mogu svi nemetali reagirati s lužinama: morate zapamtiti da halogeni (na različite načine ovisno o temperaturi), sumpor (kada se zagrijava), silicij, fosfor. ući u ovu interakciju.

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (na hladnom)

6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (u vrućoj otopini)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

9. Nemetal + kiselinski oksid. Ovdje također postoje dvije opcije:

1) nemetal – redukcijski agens (vodik, ugljik):

CO2 + C = 2CO;

2NO2 + 4H2 = 4H20 + N2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Ako dobiveni nemetal može reagirati s metalom koji se koristi kao redukcijsko sredstvo, tada će reakcija ići dalje (s viškom ugljika) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC

2) nemetali – oksidansi (kisik, ozon, halogeni):

2CO + O 2 = 2CO 2.

CO + Cl 2 = COCl 2.

2NO + O 2 = 2NO 2.

10. Kiseli oksid + bazični oksid. Reakcija se događa ako nastala sol načelno postoji. Na primjer, aluminijev oksid može reagirati sa sumpornim anhidridom da nastane aluminijev sulfat, ali ne može reagirati s ugljikovim dioksidom jer odgovarajuća sol ne postoji.

11. Voda + bazični oksid. Reakcija je moguća ako nastane lužina, odnosno topljiva baza (ili slabo topljiva, u slučaju kalcija). Ako je baza netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije razgradnje baze na oksid i vodu.

12. Bazični oksid + kiselina. Reakcija je moguća ako postoji nastala sol. Ako je nastala sol netopljiva, reakcija se može pasivizirati blokiranjem da kiselina dospije na površinu oksida. U slučaju viška višebazične kiseline, moguće je stvaranje kisele soli.

13. Kiselinski oksid + baza. Obično se reakcija odvija između alkalijskog i kiselog oksida. Ako kiseli oksid odgovara polibazičnoj kiselini, može se dobiti kisela sol: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Kiseli oksidi, koji odgovaraju jakim kiselinama, također mogu reagirati s netopljivim bazama.

Ponekad oksidi koji odgovaraju slabim kiselinama reagiraju s netopljivim bazama, što može rezultirati prosječnom ili bazičnom soli (u pravilu se dobiva manje topljiva tvar): 2Mg(OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Kiselinski oksid + sol. Reakcija se može odvijati u talini ili u otopini. U talini, manje hlapljivi oksid istiskuje hlapljiviji oksid iz soli. U otopini, oksid koji odgovara jačoj kiselini istiskuje oksid koji odgovara slabijoj kiselini. Na primjer, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2, u smjeru prema naprijed ova se reakcija odvija u talini, ugljikov dioksid je hlapljiviji od silicijevog oksida; u suprotnom smjeru, reakcija se odvija u otopini, ugljična kiselina je jača od silicijeve kiseline, a silicijev oksid se taloži.

Moguće je kombinirati kiseli oksid s vlastitom soli, na primjer, dikromat se može dobiti iz kromata, a disulfat iz sulfata, a disulfit iz sulfita:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Da biste to učinili, trebate uzeti kristalnu sol i čisti oksid ili zasićenu otopinu soli i višak kiselog oksida.

U otopini, soli mogu reagirati s vlastitim kiselim oksidima stvarajući kisele soli: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3

15. Voda + kiselinski oksid. Reakcija je moguća ako nastane topljiva ili slabo topljiva kiselina. Ako je kiselina netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije, razgradnje kiseline na oksid i vodu. Na primjer, sumpornu kiselinu karakterizira reakcija proizvodnje iz oksida i vode, reakcija razgradnje praktički se ne događa, silicijeva kiselina se ne može dobiti iz vode i oksida, ali se lako razgrađuje na te komponente, ali mogu sudjelovati ugljična i sumporna kiselina u izravnim i obrnutim reakcijama.

16. Baza + kiselina. Do reakcije dolazi ako je barem jedan od reaktanata topljiv. Ovisno o omjeru reagensa mogu se dobiti srednje, kisele i bazične soli.

17. Baza + sol. Reakcija se događa ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije najmanje jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).

18. Sol + kiselina. Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt nastaje barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).

Jaka kiselina može reagirati s netopivim solima slabih kiselina (karbonati, sulfidi, sulfiti, nitriti), pri čemu se oslobađa plinoviti produkt.

Reakcije između koncentriranih kiselina i kristalnih soli moguće su ako se dobije hlapljivija kiselina: npr. klorovodik se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na kristalni natrijev klorid, bromovodik i jodovodik - djelovanjem ortofosforne kiseline na odgovarajuće soli. Možete djelovati kiselinom na vlastitu sol da biste dobili kiselu sol, na primjer: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba(HSO 4) 2.

19. Sol + sol. Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit.

Obratimo posebnu pozornost na one slučajeve kada nastaje sol, što je u tablici topljivosti prikazano crticom. Ovdje postoje 2 opcije:

1) sol ne postoji jer ireverzibilno hidrolizira . To su većina karbonata, sulfita, sulfida, silikata trovalentnih metala, kao i neke soli dvovalentnih metala i amonijaka. Soli trovalentnih metala hidroliziraju se u odgovarajuće baze i kiseline, a soli dvovalentnih metala hidroliziraju se u manje topljive bazične soli.

Pogledajmo primjere:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 H2CO3

H2CO3 razgrađuje se na vodu i ugljikov dioksid, voda u lijevom i desnom dijelu se reducira i rezultat je: Fe 2 (CO 3) 3+ 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 CO2(2)

Ako sada spojimo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo željezov karbonat, dobit ćemo sažetak jednadžbe koja odražava interakciju željezovog (III) klorida i natrijevog karbonata: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH ) 3 + 3CO2 + 6NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO3+ Na 2 SO 4 (1)

Podvučena sol ne postoji zbog ireverzibilne hidrolize:

2CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo bakrov karbonat, dobit ćemo ukupnu jednadžbu koja odražava interakciju sulfata (II) i natrijevog karbonata:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

2) Sol ne postoji zbog intramolekularna oksidacijska redukcija , takve soli uključuju Fe 2 S 3, FeI 3, CuI 2. Čim se dobiju, odmah se razgrade: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI 3 = 2FeI 2 +I 2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2

Na primjer; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),

ali umjesto FeI 3 treba napisati produkte njegove razgradnje: FeI 2 +I 2.

Tada se ispostavlja: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 +I 2 + 6KCl

Ovo nije jedini način da se zapiše ova reakcija ako je nedostajalo jodida, tada se mogu dobiti jod i željezov (II) klorid:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 +I 2 + 2KCl

Predložena shema ne govori ništa o tome amfoterni spojevi i njima odgovarajuće jednostavne tvari. Njima ćemo posvetiti posebnu pozornost. Dakle, amfoterni oksid u ovoj shemi može zauzeti mjesto i kiselih i bazičnih oksida, a amfoterni hidroksid može zauzeti mjesto kiseline i baze. Treba imati na umu da, djelujući kao kiseli, amfoterni oksidi i hidroksidi tvore obične soli u bezvodnom okruženju, a kompleksne soli u otopinama:

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (fuzija)

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (u otopini)

Jednostavne tvari koje odgovaraju amfoternim oksidima i hidroksidima reagiraju s otopinama alkalija pri čemu nastaju složene soli i oslobađaju vodik: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

VJEŽBA

Razgovarajte o mogućnosti interakcije... To znači da morate odlučiti:

1) je li reakcija moguća;

2) ako je moguće, pod kojim uvjetima (u otopini, u talini, pri zagrijavanju itd.), ako nije moguće, zašto;

3) mogu li se različiti proizvodi dobiti pod različitim (kakvim) uvjetima?

Nakon toga morate zapisati sve moguće reakcije.

Na primjer: 1. raspravite mogućnost interakcije magnezija s kalijevim nitratom.

1) Reakcija je moguća

2) Može se pojaviti u talini (kada se zagrijava)

3) U talini je reakcija moguća jer se nitrat raspada uz oslobađanje kisika koji oksidira magnezij.

KNO3 + Mg = KNO2 + MgO

2. Raspravite o mogućnosti interakcije sumporne kiseline s natrijevim kloridom.

1) Reakcija je moguća

2) Može se pojaviti između koncentrirane kiseline i kristalne soli

3) Proizvod može biti natrijev sulfat i natrijev hidrogen sulfat (u suvišku kiseline, kada se zagrijava)

H 2 SO 4 + NaCl = NaHSO 4 + HCl

H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl

Razmotrite mogućnost reakcije između:

1. Ortofosforna kiselina i kalijev hidroksid;

2. Cinkov oksid i natrijev hidroksid;

3. Kalijev sulfit i željezo (III) sulfat;

4. Bakrov (II) klorid i kalijev jodid;

5. Kalcijev karbonat i aluminijev oksid;

6. Ugljični dioksid i natrijev karbonat;

7. Željezo (III) klorid i vodikov sulfid;

8. Magnezij i sumporov dioksid;

9. Kalijev dikromat i sumporna kiselina;

10. Natrij i sumpor.

Napravimo malu analizu primjera C2