Propriétés du milieu acide et des sels basiques. Sels: classification et propriétés chimiques. Décomposition des sels d'ammonium
DÉFINITION
Les sels sont des électrolytes dont la dissociation forme des cations métalliques (ion ammonium ou ions complexes) et des anions de résidus acides:
\\ (\\ \\ mathrm (NaNOZ) \\ mapsto \\ mathrm (Na) ++ \\ mathrm (NOZ) _ (-) \\);
\\ (\\ \\ mathrm (NH) 4 \\ mathrm (NO) 3 \\ leftrightarrow \\ mathrm (NH) 4 ++ \\ mathrm (NO) 3 _ (-) \\);
\\ (\\ \\ mathrm (KAl) (\\ mathrm (SO) 4) 2 \\ leftrightarrow \\ mathrm (K) ++ \\ mathrm (Al) 3 ++ 2 \\ mathrm (SO) 42- \\);
\\ (\\ [\\ mathrm (Zn) (\\ mathrm (NH) 3) 4] \\ mathrm (Cl) 2 [\\ mathrm (Zn) (\\ mathrm (NH) 3) 4] 2 ++ 2 \\ mathrm (Cl) \\).
Les sels sont généralement divisés en trois groupes: moyen (\\ (\\ \\ mathrm (NaCl) \\)), acide (\\ (\\ \\ mathrm (NaHCO) 3 \\)) et basique (\\ (\\ \\ mathrm (Fe) (\\ mathrm ( OH)) \\ mathrm (Cl) \\)). De plus, il existe des sels doubles (mixtes) et complexes. Les sels doubles sont formés de deux cations et d'un anion. Ils n'existent que sous forme solide.
Propriétés chimiques des sels
a) sels d'acides
Les sels d'acide lors de la dissociation donnent des cations métalliques (ion ammonium), des ions hydrogène et des anions de résidus acides:
\\ (\\ \\ mathrm (NaHCO) 3+ \\ mathrm (Na) ++ \\ mathrm (H) ++ \\ mathrm (CO) 32 \\).
Les sels d'acides sont les produits d'un remplacement incomplet des atomes d'hydrogène par l'acide correspondant avec des atomes de métal.
Les sels acides sont thermiquement instables et se décomposent lorsqu'ils sont chauffés pour former des sels moyens:
\\ (\\ \\ mathrm (Ca) (\\ mathrm (HCO) 3) 2 \u003d \\ mathrm (CaCOZ) \\ downarrow + \\ mathrm (CO) 2 \\ uparrow + \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \\).
Les réactions de neutralisation avec les alcalis sont caractéristiques des sels acides:
\\ (\\ \\ mathrm (Ca) (\\ mathrm (HCO) 3) 2+ \\ mathrm (Ca) (\\ mathrm (OH)) 2 \u003d 2 \\ mathrm (Ca) \\ mathrm (CO) 3 \\ downarrow + 2 \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \\).
b) sels basiques
Pendant la dissociation, les sels basiques donnent des cations métalliques, des anions acides et des ions OH:
\\ (\\ \\ mathrm (Fe) (\\ mathrm (OH)) \\ mathrm (Cl) \\ rightarrow \\ mathrm (Fe) (\\ mathrm (OH)) ++ \\ mathrm (Cl) - + \\ mathrm (Fe) 2+ + \\ mathrm (OH) - + \\ mathrm (Cl) \\).
Les sels basiques sont des produits de remplacement incomplet des groupes hydroxyle de la base correspondante par des résidus acides.
Les sels basiques, ainsi qu'acides, sont thermiquement instables et se décomposent lorsqu'ils sont chauffés:
\\ (\\ [\\ mathrm (Cu) (\\ mathrm (OH))] 2 \\ mathrm (CO) 3 \u003d 2 \\ mathrm (CuO) + \\ mathrm (CO) 2+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \\).
Les réactions de neutralisation avec les acides sont typiques pour les sels basiques:
\\ (\\ \\ mathrm (Fe) (\\ mathrm (OH)) \\ mathrm (Cl) + \\ mathrm (HCl) \\ & \\ text (bull;) \\ mathrm (FeCl) 2+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm ( O) \\).
c) sel moyen
Lors de la dissociation, les sels moyens ne donnent que des cations métalliques (ion ammonium) et des anions de résidu acide (voir ci-dessus). Les sels moyens sont les produits du remplacement complet des atomes d'hydrogène de l'acide correspondant par des atomes métalliques.
La plupart des sels moyens sont thermiquement instables et se décomposent lorsqu'ils sont chauffés:
\\ (\\ \\ mathrm (CaCO) 3 \u003d \\ mathrm (CaO) + \\ mathrm (CO) 2 \\);
\\ (\\ \\ mathrm (NH) 4 \\ mathrm (Cl) \u003d \\ mathrm (NH) 3+ \\ mathrm (HCl) \\);
\\ (\\ 2 \\ mathrm (Cu) (\\ mathrm (NO) 3) 2 \u003d 2 \\ mathrm (CuO) +4 \\ mathrm (NO) 2+ \\ mathrm (O) 2 \\).
En solution aqueuse, les sels de sel subissent une hydrolyse:
\\ (\\ \\ mathrm (Al) 2 \\ mathrm (S) 3 + 6 \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) 2 \\ mathrm (Al) (\\ mathrm (OH)) 3 + 3 \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (S) \\);
\\ (\\ \\ mathrm (K) 2 \\ mathrm (S) + \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \\ rightarrow \\ mathrm (KHS) + \\ mathrm (KOH) \\);
\\ (\\ \\ mathrm (Fe) (\\ mathrm (NO) 3) 3+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \\ rightarrow \\ mathrm (Fe) (\\ mathrm (OH)) (\\ mathrm (NO) 3 ) 2+ \\ mathrm (HNO) 3 \\).
Les sels moyens entrent dans des réactions d'échange avec les acides, bases et autres sels:
\\ (\\ \\ mathrm (Pb) (\\ mathrm (NO) 3) 2+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (S) \u003d \\ mathrm (PbS) \\ downarrow + 2 \\ mathrm (HNO) 3 \\);
\\ (\\ \\ mathrm (Fe) 2 (\\ mathrm (SO) 4) 3 + 3 \\ mathrm (Ba) (\\ mathrm (OH)) 2 \u003d 2 \\ mathrm (Fe) (\\ mathrm (OH)) 3 \\ downarrow +3 \\ mathrm (BaSO) 4 \\ downarrow \\);
\\ (\\ \\ mathrm (CaBr) 2+ \\ mathrm (K) 2 \\ mathrm (CO) 3 \u003d \\ mathrm (CaCO) 3 \\ downarrow + 2 \\ mathrm (KBr) \\).
Propriétés physiques des sels
Le plus souvent, les sels sont des substances cristallines avec un réseau cristallin ionique. Les sels ont des points de fusion élevés. Quand n. les sels sont des diélectriques. La solubilité des sels dans l'eau est différente.
Obtenir des sels
a) sels d'acides
Les principales méthodes de préparation des sels acides sont la neutralisation incomplète des acides, l'effet de l'excès d'oxydes d'acide sur les bases et l'effet des acides sur les sels:
\\ (\\ \\ mathrm (NaOH) + \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (SO) 4 \u003d \\ mathrm (NaHSO) 4+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \\);
\\ (\\ \\ mathrm (Ca) (\\ mathrm (OH)) 2 + 2 \\ mathrm (CO) 2 \u003d \\ mathrm (Ca) (\\ mathrm (HCO) 3) 2 \\);
\\ (\\ \\ mathrm (CaCO) 3+ \\ mathrm (CO) 2+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \u003d \\ mathrm (Ca) (\\ mathrm (HCO) 3) 2 \\).
b) sels basiques
Les sels basiques sont obtenus en ajoutant soigneusement une petite quantité d'alcali à une solution saline ou par l'action de sels d'acides faibles sur des sels moyens:
\\ (\\ \\ mathrm (AICl) 3 + 2 \\ mathrm (NaOH) \u003d \\ mathrm (Al) (\\ mathrm (OH)) 2 \\ mathrm (Cl) +2 \\ mathrm (NaCl) \\);
\\ (\\ 2 \\ mathrm (MgCl) 2 + 2 \\ mathrm (Na) 2 \\ mathrm (CO) 3+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \u003d [\\ mathrm (Mg) (\\ mathrm (OH)) ] 2 \\ mathrm (CO) 3 \\ downarrow + \\ mathrm (CO) 2 + 2 \\ mathrm (NaCl) \\).
c) sel moyen
Les principales méthodes de préparation des sels du milieu sont la réaction de l'interaction des acides avec les métaux, les oxydes et bases basiques ou amphotères, ainsi que la réaction de l'interaction des bases avec les oxydes et acides acides ou amphotères, la réaction de l'interaction des acides et des oxydes basiques et la réaction d'échange:
\\ (\\ \\ mathrm (Mg) + \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (SO) 4 \u003d \\ mathrm (MgSO) 4+ \\ mathrm (H) 2 \\);
\\ (\\ \\ mathrm (Ag) 2 \\ mathrm (O) +2 \\ mathrm (HNO) \\ mathbf (3) \u003d 2 \\ mathrm (AgNO) \\ mathbf (3) + \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (O) \\);
\\ (\\ \\ mathrm (Cu) (\\ mathrm (OH)) 2 + 2 \\ mathrm (HCl) \u003d \\ mathrm (CuCl) 2 + 2 \\ mathrm (H) 20 \\);
\\ (\\ 2 \\ mathrm (KOH) + \\ mathrm (SO) 2 \u003d \\ mathrm (K) 2 \\ mathrm (SO) 3+ \\ mathrm (H) 20 \\);
\\ (\\ \\ mathrm (CaO) + \\ mathrm (SO) 3 \u003d \\ mathrm (CaSO) 4 \\);
\\ (\\ \\ mathrm (BaCl) 2+ \\ mathrm (MgSO) 4 \u003d \\ mathrm (MgCl) 2+ \\ mathrm (BaSO) 4 \\ downarrow \\).
Exemples de résolution de problèmes
Déterminez la masse de chlorure d'ammonium, qui est formée par l'interaction de 5,9 g d'ammoniac avec 5,6 l (n.O.) de chlorure d'hydrogène.
Écrivons l'équation pour la formation de chlorure d'ammonium à partir d'ammoniac et de chlorure d'hydrogène: \\ (\\ \\ mathrm (NH) 3+ \\ mathrm (HCl) \u003d \\ mathrm (NH) 4 \\ mathrm (Cl) \\).
Déterminez laquelle des substances est en excès et laquelle est en déficit:
\\ (\\ \\ mathrm (v) (\\ mathrm (NH) 3) \u003d \\ mathrm (m) (\\ mathrm (NH) 3) / \\ mathrm (M) (\\ mathrm (NH) 3) \u003d 5,6 / 17 \u003d 0,33 \\) mol;
\\ (\\ \\ mathrm (v) (\\ mathrm (HCl)) \u003d \\ mathrm (V) (\\ mathrm (HCl)) / \\ mathrm (Vm) \u003d 5,6 / 22,4 \u003d 0,25 \\) mol.
Le calcul est effectué sur une substance en pénurie - l'acide chlorhydrique. Calculez la masse de chlorure d'ammonium:
\\ (\\ \\ mathrm (v) (\\ mathrm (HCl)) \u003d \\ mathrm (v) (\\ mathrm (NH) 4 \\ mathrm (Cl)) \u003d 0,25 \\) mol;
\\ (\\ (\\ mathrm (NH) 4 \\ mathrm (Cl)) \u003d 0,25 \\ fois 53,5 \u003d 13,375 \\ mathrm (g) \\).
La masse de chlorure d'ammonium est de 13,375 g.
Déterminer la quantité de substance, le volume (n.o.s.) et la masse d'ammoniac nécessaires pour obtenir 250 g de sulfate d'ammonium utilisé comme engrais.
Écrivons l'équation de la réaction d'obtention du sulfate d'ammonium à partir d'ammoniac et d'acide sulfurique:
\\ (\\ 2 \\ mathrm (NH) 3+ \\ mathrm (H) 2 \\ mathrm (SO) 4 \u003d (\\ mathrm (NH) 4) \\ quad 2 \\ mathrm (SO) 4 \\).
Masse molaire de sulfate d'ammonium calculée à partir du tableau des éléments chimiques D.I. Mendeleev - 132 g / mol. Puis la quantité de sulfate d'ammonium:
\\ (\\ \\ mathrm (v) ((\\ mathrm (NH) 4) \\ quad 2 \\ mathrm (SO) 4) \u003d \\ mathrm (m) ((NH 4) 2 S 04) / M ((NH 4) 2 S 04) \\)
\\ (\\ \\ mathrm (v) ((\\ mathrm (NH) 4) \\ quad 2 \\ mathrm (S) 04) \u003d 250/132 \u003d 1,89 \\) mol
Selon l'équation de réaction \\ (\\ \\ mathrm (v) ((\\ mathrm (NH) 4) \\ quad 2 \\ mathrm (S) 04): \\ mathrm (v) (\\ mathrm (NH) 3) \u003d 1: 2 \\) , donc la quantité d'ammoniac est:
\\ (\\ \\ mathrm (v) (\\ mathrm (NH) 3) \u003d 2 \\ fois \\ mathrm (v) ((\\ mathrm (NH) 4) 2 \\ mathrm (SO) 4) \u003d 2 \\ fois 1,89 \u003d 3,79 \\) mol.
Déterminons le volume d'ammoniac:
\\ (\\ \\ mathrm (V) (\\ mathrm (NH) 3) \u003d \\ mathrm (v) (\\ mathrm (NH) 3) \\ times \\ mathrm (V) _ (\\ mathrm (m)) \\);
\\ (\\ V (N H 3) \u003d 3,79 \\ fois 22,4 \u003d 84,8 l \\).
La masse molaire d'ammoniac, calculée à l'aide du tableau des éléments imiques de D.I. Mendeleev - 17 g / mol. Ensuite, on trouve la masse d'ammoniaque:
\\ (\\ \\ mathrm (m) (\\ mathrm (NH) 3) \u003d \\ mathrm (v) (\\ mathrm (NH) 3) \\ times \\ mathrm (M) (\\ mathrm (NH) 3) \\);
\\ (\\ \\ mathrm (m) (\\ mathrm (NH) 3) \u003d 3,79 \\ fois 17 \u003d 64,43 \\ mathrm (g) \\).
La quantité de substance ammoniacale est de 3,79 moles, le volume d'ammoniac est de 84,8 l, la masse d'ammoniac est de 64,43 g.
La science chimique moderne représente de nombreuses branches différentes, et chacune d'elles, en plus de la base théorique, est d'une grande valeur appliquée, pratique. Quoi que vous touchiez, tout ce qui vous entoure est composé de produits chimiques. Les sections principales sont la chimie inorganique et organique. Considérons quelles classes principales de substances sont classées comme inorganiques et quelles propriétés elles possèdent.
Principales catégories de composés inorganiques
Ceux-ci comprennent les éléments suivants:
- Oxydes.
- Sels.
- Fondations.
- Acides.
Chacune des classes est représentée par une grande variété de composés de nature inorganique et est importante dans presque toutes les structures de l'activité économique et industrielle humaine. Toutes les propriétés principales caractéristiques de ces composés, étant dans la nature et la réception, sont étudiées dans le cours de chimie scolaire sans faute, dans les classes 8-11.
Il existe un tableau général des oxydes, sels, bases, acides, qui présente des exemples de chacune des substances et de leur état d'agrégation, étant dans la nature. Il montre également les interactions qui décrivent les propriétés chimiques. Cependant, nous examinerons chacune des classes séparément et plus en détail.
Groupe de composés - oxydes
4. Réactions à la suite desquelles les éléments changent de CO
Moi + n O + C \u003d Moi 0 + CO
1. Eau de réactif: formation d'acide (exclusion SiO 2)
KO + eau \u003d acide
2. Réactions avec les bases:
CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O
3. Réactions avec les oxydes basiques: formation de sel
P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2
4. Réactions OVR:
CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,
Ils présentent des propriétés doubles, interagissent selon le principe de la méthode acide-base (avec les acides, les alcalis, les oxydes basiques, les oxydes d'acide). Ils n'interagissent pas avec l'eau.
1. avec des acides: formation de sels et d'eau
AO + acide \u003d sel + H 2 O
2. avec des bases (alcalis): la formation de complexes hydroxo
Al 2 O 3 + LiOH + eau \u003d Li
3. Réactions avec les oxydes d'acide: obtention de sels
FeO + SO 2 \u003d FeSO 3
4. Réactions avec RO: formation de sels, fusion
MnO + Rb 2 O \u003d sel double Rb 2 MnO 2
5. Réactions de fusion avec des alcalis et des carbonates de métaux alcalins: formation de sels
Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O
Chaque oxyde supérieur, formé à la fois de métal et de non-métal, se dissout dans l'eau, donne un acide fort ou un alcali.
Acides organiques et inorganiques
Dans le son classique (basé sur les positions de l'ED - dissociation électrolytique - les acides sont des composés qui se dissocient dans un milieu aqueux en cations H + et anions de résidus acides An -. Cependant, aujourd'hui, les acides ont été soigneusement étudiés dans des conditions anhydres, il existe donc de nombreuses théories différentes pour les hydroxydes.
Les formules empiriques des oxydes, bases, acides, sels ne sont composées que de symboles, d'éléments et d'indices indiquant leur quantité dans une substance. Par exemple, les acides inorganiques sont exprimés par la formule H + résidu acide n-. Les substances organiques ont un affichage théorique différent. En plus de la formule empirique, il est possible pour eux d'écrire une formule structurelle complète et abrégée, qui reflétera non seulement la composition et la quantité d'une molécule, mais également l'ordre d'arrangement des atomes, leur relation les uns avec les autres et le groupe fonctionnel principal pour les acides carboxyliques - COOH.
En inorganique, tous les acides sont divisés en deux groupes:
- sans oxygène - HBr, HCN, HCL et autres;
- contenant de l'oxygène (oxo-acides) - HClO 3 et tout ce qui contient de l'oxygène.
En outre, les acides inorganiques sont classés par stabilité (stable ou stable - tout sauf carbonique et sulfureux, instable ou instable - carbonique et sulfureux). Par force, les acides peuvent être forts: sulfurique, chlorhydrique, nitrique, chlorique et autres, ainsi que faibles: sulfure d'hydrogène, hypochloreux et autres.
La chimie organique offre moins de variété. Les acides de nature organique sont des acides carboxyliques. Leur caractéristique commune est la présence du groupe fonctionnel -COOH. Par exemple, HCOOH (formique), CH 3 COOH (acétique), C 17 H 35 COOH (stéarique) et autres.
Il y a un certain nombre d'acides qui sont particulièrement mis en valeur lors de l'examen de ce sujet dans un cours de chimie scolaire.
- Sel.
- Azote.
- Orthophosphorique.
- Hydrobromique.
- Charbon.
- Iodure d'hydrogène.
- Sulfurique.
- Acétique ou éthane.
- Butane ou huile.
- Benjoin.
Ces 10 acides en chimie sont des substances fondamentales de la classe correspondante tant dans le cours scolaire que dans l'industrie et la synthèse en général.
Propriétés des acides inorganiques
Les principales propriétés physiques comprennent, tout d'abord, un état d'agrégation différent. Après tout, il existe un certain nombre d'acides sous forme de cristaux ou de poudres (borique, orthophosphorique) dans des conditions normales. La très grande majorité des acides inorganiques connus sont des liquides différents. Les points d'ébullition et de fusion varient également.
Les acides peuvent causer de graves brûlures, car ils ont une force qui détruit les tissus organiques et la peau. Des indicateurs sont utilisés pour détecter les acides:
- méthylorange (dans un environnement normal - orange, dans les acides - rouge),
- tournesol (en neutre - violet, en acides - rouge) ou quelques autres.
Les propriétés chimiques les plus importantes comprennent la capacité d'interagir avec des substances simples et complexes.
| Avec quoi ils interagissent | Exemple de réaction |
1. Avec des substances simples, des métaux. Une condition préalable: le métal doit se tenir dans l'EKhRNM avant l'hydrogène, car les métaux qui sont après l'hydrogène ne peuvent pas le déplacer de la composition des acides. La réaction produit toujours de l'hydrogène gazeux et du sel. | |
2. avec des bases. Le résultat de la réaction est le sel et l'eau. De telles réactions d'acides forts avec des alcalis sont appelées réactions de neutralisation. | Tout acide (fort) + base soluble \u003d sel et eau |
| 3. Avec des hydroxydes amphotères. Bottom line: sel et eau. | 2HNO 2 + hydroxyde de béryllium \u003d Be (NO 2) 2 (sel moyen) + 2H 2 O |
| 4. Avec des oxydes basiques. Bottom line: eau, sel. | 2HCL + FeO \u003d chlorure de fer (II) + H 2 O |
| 5. Avec des oxydes amphotères. L'effet net est le sel et l'eau. | 2HI + ZnO \u003d ZnI 2 + H 2 O |
6. Avec des sels formés par des acides plus faibles. L'effet net est le sel et l'acide faible. | 2HBr + MgCO 3 \u003d bromure de magnésium + H 2 O + CO 2 |
Lors de l'interaction avec les métaux, tous les acides ne réagissent pas de la même manière. La chimie (9e année) à l'école implique une étude très superficielle de ces réactions, cependant, à ce niveau, les propriétés spécifiques de l'acide nitrique et sulfurique concentré sont prises en compte lors de l'interaction avec les métaux.
Hydroxydes: bases, bases amphotères et insolubles
Oxydes, sels, bases, acides - toutes ces classes de substances ont une nature chimique commune, expliquée par la structure du réseau cristallin, ainsi que par l'influence mutuelle des atomes dans la composition des molécules. Cependant, s'il était possible de donner une définition très précise pour les oxydes, il est plus difficile de le faire pour les acides et les bases.
En plus des acides, selon la théorie de l'ED, les bases sont appelées des substances qui peuvent se décomposer dans une solution aqueuse en cations métalliques Me n + et en anions de groupes hydroxo OH -.
- Soluble ou alcalin (bases fortes qui changent. Formées par des métaux des groupes I, II. Exemple: KOH, NaOH, LiOH (c'est-à-dire que seuls les sous-groupes principaux sont pris en compte);
- Légèrement soluble ou insoluble (force moyenne, ne change pas la couleur des indicateurs). Exemple: hydroxyde de magnésium, fer (II), (III) et autres.
- Moléculaire (les bases faibles, en milieu aqueux se dissocient de manière réversible en ions-molécules). Exemple: N 2 H 4, amines, ammoniac.
- Hydroxydes amphotères (présentent des propriétés acides basiques doubles). Exemple: béryllium, zinc, etc.
Chaque groupe représenté est étudié dans le cours de chimie scolaire dans la section «Fondations». La chimie des grades 8-9 implique une étude détaillée des alcalis et des composés peu solubles.
Les principales propriétés caractéristiques des bases
Tous les alcalis et composés peu solubles sont dans la nature à l'état cristallin solide. En même temps, leurs points de fusion sont généralement bas et les hydroxydes peu solubles se décomposent lorsqu'ils sont chauffés. La couleur des bases est différente. Si l'alcali est blanc, les cristaux de bases moléculaires et peu solubles peuvent être de couleurs très différentes. La solubilité de la plupart des composés de cette classe peut être vue dans le tableau, qui présente les formules des oxydes, des bases, des acides, des sels et montre leur solubilité.
Les alcalis peuvent changer la couleur des indicateurs comme suit: phénolphtaléine - framboise, méthyl-orange - jaune. Ceci est assuré par la présence libre de groupes hydroxyle dans la solution. C'est pourquoi les bases peu solubles ne donnent pas une telle réaction.
Les propriétés chimiques de chaque groupe de bases sont différentes.
| Propriétés chimiques | ||
| Alcalis | Bases légèrement solubles | Hydroxydes amphotères |
I. Interagir avec KO (total - sel et eau): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + eau II. Interagissez avec les acides (sel et eau): réactions normales de neutralisation (voir acides) III. Ils interagissent avec AO pour former un complexe hydroxo de sel et d'eau: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ou Na 2 IV. Interagir avec les hydroxydes amphotères pour former des sels hydroxocomplexes: La même chose qu'avec AO, uniquement sans eau V. Interagir avec des sels solubles pour former des hydroxydes et des sels insolubles: 3CsOH + chlorure de fer (III) \u003d Fe (OH) 3 + 3CsCl Vi. Réagit avec le zinc et l'aluminium en solution aqueuse pour former des sels et de l'hydrogène: 2RbOH + 2Al + eau \u003d complexe avec l'ion hydroxyde 2Rb + 3H 2 | I. Lorsqu'ils sont chauffés, ils peuvent se décomposer: hydroxyde insoluble \u003d oxyde + eau II. Réactions avec les acides (total: sel et eau): Fe (OH) 2 + 2HBr \u003d FeBr 2 + eau III. Intéragir avec KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sel + H 2 O | I. Réagir avec les acides pour former du sel et de l'eau: (II) + 2HBr \u003d CuBr 2 + eau II. Réagit avec les alcalis: sel total et eau (condition: fusion) Zn (OH) 2 + 2CsOH \u003d sel + 2H 2 O III. Ils réagissent avec des hydroxydes forts: il en résulte des sels, si la réaction se déroule en solution aqueuse: Cr (OH) 3 + 3RbOH \u003d Rb 3 |
Ce sont la plupart des propriétés chimiques des bases. La chimie des bases est assez simple et obéit aux lois générales de tous les composés inorganiques.
Classe de sels inorganiques. Classification, propriétés physiques
Sur la base de la position de ED, les sels peuvent être appelés composés inorganiques qui se dissocient dans une solution aqueuse en cations métalliques Ме + n et anions de résidus acides An n-. Vous pouvez donc imaginer des sels. La définition de la chimie en donne plus d'une, mais c'est la plus précise.
De plus, de par leur nature chimique, tous les sels sont subdivisés en:
- Acide (contenant un cation hydrogène). Exemple: NaHSO 4.
- Basique (contenant un groupe hydroxyle). Exemple: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
- Milieu (constitué uniquement d'un cation métallique et d'un résidu acide). Exemple: NaCL, CaSO 4.
- Double (comprend deux cations métalliques différents). Exemple: NaAl (SO 4) 3.
- Complexe (hydroxocomplexes, aquacomplexes et autres). Exemple: K 2.
Les formules de sel reflètent leur nature chimique, et parlent également de la composition qualitative et quantitative de la molécule.
Les oxydes, sels, bases, acides ont des propriétés de solubilité différentes, qui peuvent être trouvées dans le tableau correspondant.
Si nous parlons de l'état d'agrégation des sels, il faut remarquer leur uniformité. Ils n'existent qu'à l'état solide, cristallin ou poudreux. La palette de couleurs est assez variée. Les solutions salines complexes ont généralement des couleurs vives et saturées.
Interactions chimiques pour la classe des sels moyens
Ils ont des propriétés chimiques similaires de base, d'acide et de sel. Les oxydes, comme nous l'avons déjà considéré, diffèrent quelque peu d'eux dans ce facteur.
Au total, 4 principaux types d'interactions peuvent être distingués pour les sels moyens.
I. Interaction avec les acides (forts uniquement en termes de DE) avec la formation d'un autre sel et d'un acide faible:
KCNS + HCL \u003d KCL + HCNS
II. Réactions avec les hydroxydes solubles avec apparition de sels et de bases insolubles:
CuSO 4 + 2LiOH \u003d 2LiSO 4 sel soluble + Cu (OH) 2 base insoluble
III. Interaction avec d'autres sels solubles pour former un sel insoluble et soluble:
PbCL 2 + Na 2 S \u003d PbS + 2NaCL
IV. Réactions avec les métaux se trouvant dans l'EHRNM à gauche de celui qui forme le sel. Dans ce cas, le métal qui réagit ne doit pas interagir avec l'eau dans des conditions normales:
Mg + 2AgCL \u003d MgCL 2 + 2Ag
Ce sont les principaux types d'interactions qui sont courants pour les sels moyens. Les formules des sels complexes, basiques, doubles et acides parlent d'elles-mêmes de la spécificité des propriétés chimiques présentées.
Les formules d'oxydes, de bases, d'acides, de sels reflètent l'essence chimique de tous les représentants de ces classes de composés inorganiques et donnent en outre une idée du nom de la substance et de ses propriétés physiques. Par conséquent, vous devez porter une attention particulière à leur écriture. Une grande variété de composés nous est offerte dans son ensemble par une science étonnante - la chimie. Oxydes, bases, acides, sels ne sont qu'une partie de l'immense variété.
5. nitrite, sels d'acide nitreux HNO 2. Tout d'abord, on utilise des nitrites de métaux alcalins et d'ammonium, moins les métaux alcalino-terreux et Zd, Pb et Ag. Il n'y a que des informations fragmentaires sur les nitrites d'autres métaux.Les nitrites métalliques à l'état d'oxydation +2 forment des hydrates cristallins avec une, deux ou quatre molécules d'eau. Les nitrites forment par exemple des sels doubles et triples. CsNO 2. AgNO 2 ou Ba (NO 2) 2. Ni (NO 2) 2. 2KNO 2, ainsi que des composés complexes, tels que Na 3.
Les structures cristallines ne sont connues que pour quelques nitrites anhydres. L'anion NO2 a une configuration non linéaire; Angle ONO 115 °, longueur de liaison H - O 0,115 nm; le type de liaison M - NO 2 est ionique-covalent.
Les nitrites K, Na, Ba sont bien solubles dans l'eau, les nitrites Ag, Hg, Cu sont peu solubles. Avec l'augmentation de la température, la solubilité des nitrites augmente. Presque tous les nitrites sont peu solubles dans les alcools, les éthers et les solvants à faible polarité.
Le nitrite est thermiquement instable; seuls les nitrites de métaux alcalins fondent sans décomposition, les nitrites d'autres métaux se décomposent à 25-300 ° C. Le mécanisme de décomposition des nitrites est complexe et comprend un certain nombre de réactions parallèles séquentielles. Les principaux produits de décomposition gazeux sont NO, NO 2, N 2 et O 2, les solides sont l'oxyde métallique ou le métal élémentaire. La libération d'une grande quantité de gaz provoque la décomposition explosive de certains nitrites, par exemple NH 4 NO 2, qui se décompose en N 2 et H 2 O.
Les caractéristiques des nitrites sont liées à leur instabilité thermique et à la capacité de l'ion nitrite à être à la fois un agent oxydant et un agent réducteur, en fonction de l'environnement et de la nature des réactifs. En milieu neutre, les nitrites sont généralement réduits en NO, en milieu acide ils sont oxydés en nitrates. L'oxygène et le CO 2 n'interagissent pas avec les nitrites solides et leurs solutions aqueuses. Les nitrites favorisent la décomposition de substances organiques azotées, en particulier les amines, les amides, etc. Avec les halogénures organiques RXH. réagissent pour former à la fois des nitrites RONO et des composés nitro RNO 2.
La production industrielle de nitrites est basée sur l'absorption de gaz nitreux (un mélange de NO + NO 2) par des solutions de Na 2 CO 3 ou NaOH avec cristallisations successives de NaNO 2; les nitrites d'autres métaux dans l'industrie et les laboratoires sont obtenus par réaction d'échange de sels métalliques avec NaNO 2 ou réduction des nitrates de ces métaux.
Les nitrites sont utilisés pour la synthèse de colorants azoïques, dans la production de caprolactame, comme oxydants et réducteurs dans les industries du caoutchouc, du textile et des métaux, comme conservateurs pour les produits alimentaires. Les nitrites tels que NaNO 2 et KNO 2 sont toxiques, provoquent des maux de tête, des vomissements, une dépression respiratoire, etc. Lorsque NaNO 2 est empoisonné, la méthémoglobine se forme dans le sang, les membranes des érythrocytes sont endommagées. La formation de nitrosamines à partir de NaNO 2 et d'amines est possible directement dans le tractus gastro-intestinal.
6. sulfates, sels d'acide sulfurique. Sulfates moyens connus avec l'anion SO 4 2 - acide, ou hydrosulfates, avec l'anion HSO 4 -, basiques, contenant, avec l'anion SO 4 2 - - OH, par exemple Zn 2 (OH) 2 SO 4. Il existe également des doubles sulfates contenant deux cations différents. Ceux-ci comprennent deux grands groupes de sulfates - l'alun, ainsi que la shénite M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, où M est un cation à charge unique, E est Mg, Zn et d'autres cations à double charge. Sulfate ternaire connu K 2 SO 4. MgSO 4. 2CaSO 4. 2H 2 O (minéral polyhalite), sulfates doubles basiques, par exemple minéraux des groupes alunite et jarosite M 2 SO 4. Al 2 (SO 4) 3. 4Al (OH 3 et M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, où M est un cation à charge unique. Les sulfates peuvent faire partie de sels mixtes, par exemple 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 ( berkeite minérale), MgSO 4. KCl. 3H 2 O (kaïnite).
Les sulfates sont des substances cristallines, moyennes et acides, dans la plupart des cas, facilement solubles dans l'eau. Les sulfates de calcium, strontium, plomb et quelques autres sont légèrement solubles, BaSO 4, RaSO 4 sont pratiquement insolubles. Les sulfates basiques, en règle générale, sont légèrement solubles ou pratiquement insolubles, ou hydrolysés avec de l'eau. Les sulfates peuvent cristalliser à partir de solutions aqueuses sous forme d'hydrates cristallins. Les hydrates cristallins de certains métaux lourds sont appelés vitriol; sulfate de cuivre CuSO 4. 5H 2 O, sulfate ferreux FeSO 4. 7H 2 O.
Les sulfates moyens de métaux alcalins sont thermiquement stables, tandis que les sulfates acides se décomposent lorsqu'ils sont chauffés, se transformant en pyrosulfates: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Les sulfates moyens d'autres métaux, ainsi que les sulfates basiques, lorsqu'ils sont chauffés à des températures suffisamment élevées, se décomposent généralement avec la formation d'oxydes métalliques et le dégagement de SO 3.
Les sulfates sont répandus dans la nature. Ils se présentent sous forme de minéraux tels que le gypse CaSO 4. H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4. 10H 2 O, et font également partie de l'eau de mer et de rivière.
De nombreux sulfates peuvent être obtenus par l'interaction de H 2 SO 4 avec les métaux, leurs oxydes et hydroxydes, ainsi que par la décomposition de sels d'acides volatils avec l'acide sulfurique.
Les sulfates inorganiques sont largement utilisés. Par exemple, le sulfate d'ammonium est un engrais azoté, le sulfate de sodium est utilisé dans le verre, l'industrie du papier, la production de viscose, etc. Les minéraux sulfatés naturels sont des matières premières pour la production industrielle de composés de divers métaux, matériaux de construction, etc.
7. sulfites, sels d'acide sulfureux H 2 SO 3. Distinguer les sulfites moyens avec l'anion SO 3 2- et les acides (hydrosulfites) avec l'anion HSO 3 -. Les sulfites moyens sont des substances cristallines. Les sulfites d'ammonium et de métaux alcalins sont facilement solubles dans l'eau; solubilité (g dans 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Les hydrosulfites se forment dans des solutions aqueuses. Les sulfites d'alcalino-terreux et de certains autres métaux sont pratiquement insolubles dans l'eau; solubilité MgSO 3 1 g dans 100 g (40 ° C). Les hydrates cristallins (NH 4) 2 SO 3 sont connus. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H20, MgSO3. 6H 2 O, etc.
Les sulfites anhydres, lorsqu'ils sont chauffés sans air dans des récipients scellés, disproportionnés en sulfures et sulfates, lorsqu'ils sont chauffés dans un courant de N 2, ils perdent du SO 2, et lorsqu'ils sont chauffés à l'air, ils sont facilement oxydés en sulfates. Avec le SO 2 en milieu aqueux, les sulfites moyens forment des hydrosulfites. Les sulfites sont des agents réducteurs relativement puissants; ils sont oxydés dans des solutions contenant du chlore, du brome, Н 2 О 2, etc. en sulfates. Ils se décomposent avec des acides forts (par exemple, HC1) avec la libération de SO 2.
Les hydrosulfites cristallins sont connus pour K, Rb, Cs, NH 4 +, ils sont instables. Le reste des hydrosulfites n'existe que dans des solutions aqueuses. La densité de NH 4 HSO 3 est de 2,03 g / cm3; solubilité dans l'eau (g dans 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Lors du chauffage d'hydrosulfites cristallins Na ou K ou lors de la saturation de SO 2 d'une solution grouillante de pâte M 2 SO 3, il se forme des pyrosulfites (métabisulfites obsolètes) M 2 S 2 O 5 - des sels d'acide pyrosulfureux H 2 S 2 O 5 inconnus à l'état libre; cristaux, instables; densité (g / cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; au-dessus de ~ 160 ° С se décomposent avec le rejet de SO 2; dissoudre dans l'eau (avec décomposition en HSO 3 -), solubilité (g dans 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; forment des hydrates Na 2 S 2 O 5. 7H 2 O et ZK 2 S 2 O 5. 2H 2 O; les agents réducteurs.
Les sulfites moyens de métaux alcalins sont obtenus par interaction d'une solution aqueuse de M 2 CO 3 (ou MOH) avec SO 2, et MSO 3 - par passage de SO 2 à travers une suspension aqueuse de MCO 3; utilisent principalement du SO 2 provenant des gaz résiduaires de la production d'acide sulfurique de contact. Les sulfites sont utilisés dans le blanchiment, la teinture et l'impression de tissus, de fibres, de cuir pour la conservation du grain, de fourrage vert, de déchets d'aliments industriels (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 et Ca (НSO 3) 2 sont des désinfectants dans l'industrie du vin et du sucre. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - composants de la liqueur de sulfite pendant la réduction en pâte; Absorbeur de (NH 4) 2SO 3 - SO 2; NaHSO 3 - absorbeur de H 2 S des gaz résiduaires industriels, agent réducteur dans la production de colorants au soufre. K 2 S 2 O 5 - un composant de fixateurs acides en photographie, antioxydant, antiseptique.
DÉFINITION
Sel - ce sont des électrolytes, au cours de la dissociation desquels se forment des cations métalliques (ion ammonium ou ions complexes) et des anions de résidus acides:
NaNO 3 ↔ Na + + NO 3 -;
NH 4 NO 3 ↔ NH 4 + + NO 3 -;
KAl (SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2-;
Cl 2 ↔ 2+ + 2Cl -.
Les sels sont généralement divisés en trois groupes - moyen (NaCl), acide (NaHCO 3) et basique (Fe (OH) Cl). De plus, on distingue les sels doubles (mixtes) et complexes. Les sels doubles sont formés de deux cations et d'un anion. Ils n'existent que sous forme solide.
Propriétés chimiques des sels
a) sels acides
Les sels d'acide lors de la dissociation donnent des cations métalliques (ion ammonium), des ions hydrogène et des anions de résidus acides:
NaHCO 3 ↔ Na + + H + + CO 3 2-.
Les sels d'acides sont les produits d'un remplacement incomplet des atomes d'hydrogène de l'acide correspondant par des atomes de métal.
Les sels acides sont thermiquement instables et se décomposent lors du chauffage avec la formation de sels moyens:
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O.
Pour les sels acides, les réactions de neutralisation avec les alcalis sont caractéristiques:
Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O.
b) sels basiques
Les sels basiques lors de la dissociation donnent des cations métalliques, des anions de résidus acides et des ions OH -:
Fe (OH) Cl ↔ Fe (OH) + + Cl - ↔ Fe 2+ + OH - + Cl -.
Les sels basiques sont des produits de substitution incomplète des groupes hydroxyle de la base correspondante par des résidus acides.
Les sels basiques, ainsi que les sels acides, sont thermiquement instables et se décomposent lorsqu'ils sont chauffés:
2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O.
Pour les sels basiques, les réactions de neutralisation avec les acides sont caractéristiques:
Fe (OH) Cl + HCl ↔ FeCl 2 + H 2 O.
c) sels moyens
Les sels moyens lors de la dissociation ne donnent que des cations métalliques (ion ammonium) et des anions de résidu acide (voir ci-dessus). Les sels moyens sont les produits du remplacement complet des atomes d'hydrogène de l'acide correspondant par des atomes métalliques.
La plupart des sels moyens sont thermiquement instables et se décomposent lorsqu'ils sont chauffés:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2;
NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl;
2Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2.
En solution aqueuse, les sels moyens subissent une hydrolyse:
Al 2 S 3 + 6H 2 O ↔ 2Al (OH) 3 + 3H 2 S;
K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH;
Fe (NO 3) 3 + H 2 O ↔ Fe (OH) (NO 3) 2 + HNO 3.
Les sels moyens entrent dans des réactions d'échange avec des acides, des bases et d'autres sels:
Pb (NO 3) 2 + H 2 S \u003d PbS ↓ + 2HNO 3;
Fe 2 (SO 4) 3 + 3Ba (OH) 2 \u003d 2Fe (OH) 3 ↓ + 3BaSO 4 ↓;
CaBr 2 + K 2 CO 3 \u003d CaCO 3 ↓ + 2KBr.
Propriétés physiques des sels
Le plus souvent, les sels sont des substances cristallines avec un réseau cristallin ionique. Les sels ont des points de fusion élevés. Sous n.u. les sels sont des diélectriques. La solubilité des sels dans l'eau est différente.
Obtenir des sels
a) sels acides
Les principales méthodes d'obtention de sels acides sont la neutralisation incomplète des acides, l'effet de l'excès d'oxydes d'acide sur les bases, ainsi que l'effet des acides sur les sels:
NaOH + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + H 2 O;
Ca (OH) 2 + 2CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2;
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2.
b) sels basiques
Les sels basiques sont obtenus en ajoutant soigneusement une petite quantité d'alcali à une solution de sel moyen, ou par l'action de sels d'acides faibles sur des sels moyens:
AlCl 3 + 2NaOH \u003d Al (OH) 2 Cl + 2NaCl;
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 ↓ + CO 2 + 2NaCl.
c) sels moyens
Les principales méthodes d'obtention de sels moyens sont les réactions d'interaction des acides avec les métaux, les oxydes et bases basiques ou amphotères, ainsi que les réactions d'interaction des bases avec les oxydes et acides acides ou amphotères, les réactions d'interaction des oxydes acides et basiques et les réactions d'échange:
Mg + H 2 SO 4 \u003d MgSO 4 + H 2;
Ag 2 O + 2HNO 3 \u003d 2AgNO 3 + H 2 O;
Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl 2 + 2H 2 O;
2KOH + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + H 2 O;
CaO + SO 3 \u003d CaSO 4;
BaCl 2 + MgSO 4 \u003d MgCl 2 + BaSO 4 ↓.
Exemples de résolution de problèmes
EXEMPLE 1
EXEMPLE 2
| La tâche | Déterminer la quantité de substance, le volume (n.u.) et la masse d'ammoniac nécessaires pour obtenir 250 g de sulfate d'ammonium utilisé comme engrais. |
| Décision | Écrivons l'équation de réaction pour obtenir du sulfate d'ammonium à partir d'ammoniac et d'acide sulfurique: 2NH 3 + H 2 SO 4 \u003d (NH 4) 2 SO 4. Masse molaire de sulfate d'ammonium, calculée à l'aide du tableau des éléments chimiques de D.I. Mendeleev - 132 g / mol. Ensuite, la quantité de sulfate d'ammonium: v ((NH 4) 2 SO 4) \u003d m ((NH 4) 2 SO 4) / M ((NH 4) 2 SO 4) v ((NH 4) 2 SO 4) \u003d 250/132 \u003d 1,89 mol Selon l'équation de réaction v ((NH 4) 2 SO 4): v (NH 3) \u003d 1: 2, la quantité d'ammoniac est donc: v (NH 3) \u003d 2 × v ((NH 4) 2 SO 4) \u003d 2 × 1,89 \u003d 3,79 mol. Déterminons le volume d'ammoniac: V (NH 3) \u003d v (NH 3) × V m; V (NH 3) \u003d 3,79 × 22,4 \u003d 84,8 litres. La masse molaire d'ammoniac, calculée à l'aide du tableau des éléments imiques de D.I. Mendeleev - 17 g / mol. Ensuite, on trouve la masse d'ammoniaque: m (NH 3) \u003d v (NH 3) x M (NH 3); m (NH 3) \u003d 3,79 × 17 \u003d 64,43 g. |
| Répondre | La quantité de substance ammoniacale est de 3,79 moles, le volume d'ammoniac est de 84,8 l, la masse d'ammoniac est de 64,43 g. |
Tutoriel vidéo 1: Classification des sels inorganiques et leur nomenclature
Tutoriel vidéo 2: Méthodes de production de sels inorganiques. Propriétés chimiques des sels
Conférence: Propriétés chimiques typiques des sels: moyenne, acide, basique; complexe (par exemple, composés d'aluminium et de zinc)
Caractérisation des sels
Sel Ces composés chimiques sont-ils constitués de cations métalliques (ou d'ammonium) et de résidus acides.
Les sels doivent également être considérés comme un produit de l'interaction acide-base. À la suite de cette interaction, les éléments suivants peuvent être formés:
sels basiques.
normal (moyen),
Sels normaux se forment lorsque la quantité d'acide et de base est suffisante pour une interaction complète. Par exemple:
H 3 PO 4 + 3KON → K 3 PO 4 + 3H 2 O.
Les sels normaux sont nommés en deux parties. Au début, il est appelé anion (résidu acide), puis cation. Par exemple: chlorure de sodium - NaCl, sulfate de fer (III) - Fe 2 (SO 4) 3, carbonate de potassium - K 2 CO 3, phosphate de potassium - K 3 PO 4, etc.
Sels acides se forment avec un excès d'acide et une quantité insuffisante d'alcali, car dans ce cas les cations métalliques deviennent insuffisants pour remplacer tous les cations hydrogène présents dans la molécule d'acide. Par exemple:
H 3 PO 4 + 2KON \u003d K 2 HPO 4 + 2H 2 O;
H 3 PO 4 + KOH \u003d KH 2 PO 4 + H 2 O.
Vous verrez toujours de l'hydrogène dans les résidus acides de ce type de sel. Les sels d'acides sont toujours possibles pour les acides polybasiques, mais pas pour les acides monobasiques.
Dans les noms des sels acides, le préfixe est mis hydro- à l'anion. Par exemple: hydrogénosulfate de fer (III) - Fe (HSO 4) 3, bicarbonate de potassium - KHCO 3, hydrogénophosphate de potassium - K 2 HPO 4, etc.
Sels basiques se forment avec un excès de base et une quantité d'acide insuffisante, car dans ce cas les anions de résidus acides ne suffisent pas à remplacer complètement les groupes hydroxo présents dans la base. Par exemple:
Cr (OH) 3 + HNO 3 → Cr (OH) 2 NO 3 + H 2 O;
Cr (OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH (NO 3) 2 + 2H 2 O.
Ainsi, les sels basiques dans les cations contiennent des groupes hydroxyle. Les sels basiques sont possibles pour les bases multi-acides, mais pas pour les bases à un acide. Certains sels basiques sont capables de se décomposer d'eux-mêmes, tout en libérant de l'eau, formant des oxosels, qui ont les propriétés des sels basiques. Par exemple:
Sb (OH) 2 Cl → SbOCl + H 2 O;
Bi (OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.
Le nom des sels basiques est construit comme suit: le préfixe est ajouté à l'anion hydroxy... Par exemple: hydroxosulfate de fer (III) - FeOHSO 4, hydroxosulfate d'aluminium - AlOHSO 4, dihydroxochlorure de fer (III) - Fe (OH) 2 Cl, etc.
De nombreux sels, étant à l'état solide d'agrégation, sont des hydrates cristallins: CuSO4,5H2O; Na2CO3.10H2O etc.
Propriétés chimiques des sels
Les sels sont des substances cristallines assez solides qui ont une liaison ionique entre les cations et les anions. Les propriétés des sels sont dues à leur interaction avec les métaux, les acides, les bases et les sels.
Réactions typiques des sels normaux
Ils réagissent bien avec les métaux. Dans le même temps, des métaux plus actifs déplacent les métaux moins actifs des solutions de leurs sels. Par exemple:
Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;
Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.
Avec les acides, alcalis et autres sels, les réactions se déroulent jusqu'au bout, sous réserve de la formation d'un précipité, d'un gaz ou de composés mal dissociés. Par exemple, dans les réactions de sels avec des acides, de telles substances se forment sous forme de sulfure d'hydrogène H2S - gaz; sulfate de baryum BaSO 4 - précipité; acide acétique CH 3 COOH - électrolyte faible, composé mal dissocié. Voici les équations de ces réactions:
K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2 HCl;
CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.
Dans les réactions de sels avec des alcalis, des substances telles que l'hydroxyde de nickel (II) Ni (OH) 2 se forment - un précipité; ammoniac NH 3 - gaz; eau H 2 O - électrolyte faible, composé mal dissocié:
NiCl 2 + 2KOH → Ni (OH) 2 + 2KCl;
NH 4 Cl + NaOH → NH 3 + H 2 O + NaCl.
Les sels réagissent entre eux si un précipité se forme:
Ca (NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3.
Ou dans le cas d'une connexion plus stable:
Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4.
Dans cette réaction, le sulfure d'argent noir est formé à partir de chromate d'argent rouge brique, car il s'agit d'un précipité plus insoluble que le chromate.
De nombreux sels normaux se décomposent lorsqu'ils sont chauffés pour former deux oxydes - acide et basique:
CaCO 3 → CaO + CO 2.
Les nitrates se décomposent d'une manière différente des autres sels normaux. Lorsqu'ils sont chauffés, les nitrates de métaux alcalins et alcalino-terreux libèrent de l'oxygène et se transforment en nitrites:
2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.
Les nitrates de presque tous les autres métaux se décomposent en oxydes:
2Zn (NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.
Les nitrates de certains métaux lourds (argent, mercure, etc.) se décomposent lorsqu'ils sont chauffés en métaux:
2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + О 2.
Une position particulière est occupée par le nitrate d'ammonium, qui, jusqu'au point de fusion (170 ° C), se décompose partiellement selon l'équation:
NH 4 NO 3 → NH 3 + HNO 3.
À des températures de 170 à 230 ° C, selon l'équation:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.
À des températures supérieures à 230 ° C - avec une explosion, selon l'équation:
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.
Le chlorure d'ammonium NH 4 Cl se décompose avec formation d'ammoniaque et de chlorure d'hydrogène:
NH 4 Cl → NH 3 + HCl.
Réactions typiques des sels acides
Ils entrent dans toutes les réactions auxquelles les acides entrent. Ils réagissent avec les alcalis de la manière suivante, si la composition du sel acide et de l'alcali contient le même métal, il en résulte un sel normal. Par exemple:
Nah CO 3 + Nа OH → Na 2 CO 3 + H 2 O.
NаHCO 3 + Li OH → LiNаCO 3 + H 2 O.
Réactions typiques majeur sels
Ces sels subissent les mêmes réactions que les bases. Ils réagissent avec les acides comme suit, si la composition du sel basique et de l'acide contient le même résidu acide, il se forme alors un sel normal. Par exemple:
Cu ( OH)Cl + H Cl → Cu Cl 2 + H 2 O.
Cu ( OH) Cl + HBr → Cu BrCl + H 2 O.
Sels complexes
Composé complexe - un composé dont les nœuds du réseau cristallin contiennent des ions complexes.
Considérons les composés complexes d'aluminium - tétrahydroxoaluminates et zinc - tétrahydroxozincates. Les ions complexes sont indiqués entre crochets dans les formules de ces substances.
Propriétés chimiques du tétrahydroxoaluminate de sodium Na et du tétrahydroxozincate de sodium Na 2:
1. Comme tous les composés complexes, les substances ci-dessus se dissocient:
- Na → Na + + -;
- Na 2 → 2Na + + -.
Notez qu'aucune dissociation supplémentaire d'ions complexes n'est possible.
2. Dans les réactions avec un excès d'acides forts, deux sels se forment. Envisagez la réaction du tétrahydroxoaluminate de sodium avec une solution diluée de chlorure d'hydrogène:
- N / a + 4HCl→ Al Cl 3 + N / a Cl + H 2 O.
On voit la formation de deux sels: le chlorure d'aluminium, le chlorure de sodium et l'eau. Une réaction similaire se produira dans le cas du tétrahydroxozincate de sodium.
3. S'il n'y a pas assez d'acide fort, disons au lieu de4 HCl Nous avons pris2 HCl, alors le sel forme le métal le plus actif, dans ce cas le sodium est plus actif, ce qui signifie qu'il se forme du chlorure de sodium et que les hydroxydes d'aluminium et de zinc formés précipitent. Nous considérerons ce cas sur l'équation de réaction avec tétrahydroxozincate de sodium:
Na 2 + 2HCl→ 2N / a Cl + Zn (OH) 2 ↓ +2H 2 O.