Quién reacciona con quién en la tabla de química. Tipos de reacciones químicas. Reacciones de sustitución simple

El mundo material en el que vivimos y del que somos una pequeña parte es uno y al mismo tiempo infinitamente diverso. La unidad y diversidad de los productos químicos en este mundo se manifiesta más claramente en vínculo genético sustancias, que se refleja en las llamadas series genéticas. Destaquemos los rasgos más característicos de dicha serie.

1. Todas las sustancias de esta serie deben estar formadas por un elemento químico. Por ejemplo, una serie escrita con las siguientes fórmulas:

2. Las sustancias formadas por un mismo elemento deben pertenecer a diferentes clases, es decir, reflejar diferentes formas de su existencia.

3. Las sustancias que forman la línea genética de un elemento deben estar vinculadas mediante interconversiones. Sobre esta base, se pueden distinguir series genéticas completas e incompletas.

Por ejemplo, la línea genética de bromo anterior estará incompleta, incompleta. Y aquí está la siguiente fila:

ya puede considerarse completo: comenzó con una sustancia simple con bromo y terminó con ella.

Resumiendo lo anterior, podemos dar la siguiente definición de serie genética.

Fila genética- una serie de sustancias - representantes de diferentes clases, que son compuestos de un elemento químico, interconvertidos y que reflejan el origen común de estas sustancias o su génesis.

Vínculo genético- un concepto más general que la serie genética, que es, aunque brillante, pero una manifestación particular de esta conexión, que se realiza en cualquier transformación mutua de sustancias. Entonces, obviamente, la primera serie dada de sustancias también se ajusta a esta definición.

Hay tres tipos de series genéticas:

La gama más rica de metales presenta diferentes estados de oxidación. Como ejemplo, considere la serie genética del hierro con estados de oxidación +2 y +3:

Recuerde que para oxidar el hierro a cloruro de hierro (II), debe tomar un agente oxidante más débil que para obtener cloruro de hierro (III):

De manera similar a la serie de metales, varios no metales con diferentes estados de oxidación son más ricos en enlaces, por ejemplo, la serie genética de azufre con estados de oxidación +4 y +6:

Solo la última transición puede causar dificultades. Siga la regla: para obtener una sustancia simple a partir de un compuesto oxidado de un elemento, debe tomar para este propósito su compuesto más reducido, por ejemplo, un compuesto de hidrógeno volátil de un no metálico. En nuestro caso:

Según esta reacción, el azufre se forma a partir de gases volcánicos en la naturaleza.

Lo mismo ocurre con el cloro:

3. La línea genética del metal, que corresponde al óxido e hidróxido anfótero,muy ricos en enlaces, ya que, según las condiciones, presentan propiedades ácidas o básicas.

Por ejemplo, considere la composición genética del zinc:

Relación genética entre clases de sustancias inorgánicas.

Son características las reacciones entre representantes de diferentes líneas genéticas. Las sustancias de la misma serie genética, por regla general, no interactúan.

Por ejemplo:
1.metal + no metálico = sal

Hg + S = HgS

2Al + 3I 2 = 2AlI 3

2.óxido básico + óxido ácido = sal

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

CaO + SiO 2 = CaSiO 3

3.base + ácido = sal

Cu (OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

FeCl 3 + 3HNO 3 = Fe (NO 3) 3 + 3HCl

sal ácido sal ácido

4.metal - óxido básico

2Ca + O 2 = 2CaO

4Li + O 2 = 2Li 2 O

5.no metálico - óxido ácido

S + O 2 = SO 2

4As + 5O 2 = 2As 2 O 5

6.óxido básico - base

BaO + H 2 O = Ba (OH) 2

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH

7.óxido de ácido - ácido

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

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Clasificación sustancias inorgánicas Residencia en composición química- la característica más simple y constante en el tiempo. Composición química sustancia muestra qué elementos están presentes en ella y en qué proporción numérica para sus átomos.

Los elementos dividido condicionalmente en elementos con metal y no propiedades metálicas... Los primeros de ellos siempre se incluyen en el cationes sustancias multielemento (metal propiedades), el segundo - en la composición aniones (no-metalico propiedades). De acuerdo con la Ley Periódica, en los períodos y grupos entre estos elementos, existen elementos anfóteros que exhiben simultáneamente, en un grado u otro, metálicos y no metálicos. (anfótero, propiedades duales). Los elementos del Grupo VIIIA continúan considerándose por separado (Gases nobles), aunque para Kr, Xe y Rn se encontraron propiedades claramente no metálicas (los elementos He, Ne, Ar son químicamente inertes).

La clasificación de sustancias inorgánicas simples y complejas se da en la tabla. 6.

A continuación se encuentran las definiciones (definiciones) de las clases de sustancias inorgánicas, sus más importantes Propiedades químicas y métodos de obtención.

Sustancias inorgánicas- compuestos formados por todos los elementos químicos (excepto la mayoría compuestos orgánicos carbón). Dividido por composición química:

Sustancias simples formado por átomos de un elemento. Dividido por propiedades químicas:

Rieles- Sustancias simples de elementos con propiedades metálicas (baja electronegatividad). Metales típicos:

Los metales son altamente reducibles en comparación con los no metales típicos. En la serie electroquímica de voltajes, están muy a la izquierda del hidrógeno, desplazando el hidrógeno del agua (magnesio, cuando hierve):

Las sustancias simples de los elementos Cu, Ag y Ni también se denominan metales, ya que sus óxidos CuO, Ag 2 O, NiO e hidróxidos Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 están dominados por propiedades básicas.

No metales- Sustancias simples de elementos con propiedades no metálicas (alta electronegatividad). No metales típicos: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Los no metales son altamente oxidantes en comparación con los metales típicos.

Anfígenos- Sustancias simples anfóteras formadas por elementos con propiedades anfóteras (duales) (electronegatividad intermedia entre metales y no metales). Anfígenos típicos: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Los anfígenos tienen menor capacidad de reducción que los metales típicos. En la serie electroquímica de voltajes, están adyacentes a la izquierda del hidrógeno o están detrás de él a la derecha.

Aerogenos- gases nobles, sustancias simples monoatómicas de los elementos del grupo VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. De estos, He, Ne y Ar son químicamente pasivos (no se han obtenido compuestos con otros elementos), mientras que Kr, Xe y Rn exhiben algunas propiedades de los no metales con alta electronegatividad.

Sustancias complejas formado por átomos de diferentes elementos. Dividido por composición y propiedades químicas:

Óxidos- compuestos de elementos con oxígeno, el estado de oxidación del oxígeno en los óxidos es siempre (-II). Dividido por composición y propiedades químicas:

Los elementos He, Ne y Ar no forman compuestos con oxígeno. Los compuestos de elementos con oxígeno en otros estados de oxidación no son óxidos, sino compuestos binarios, por ejemplo O + II F 2 -I y H 2 + I O 2 -I. Los compuestos binarios mixtos, por ejemplo S + IV Cl 2 -I O-II, no pertenecen a los óxidos.

Óxidos básicos- productos de deshidratación completa (real o condicional) de hidróxidos básicos, conservan las propiedades químicas de estos últimos.

De los metales típicos, sólo Li, Mg, Ca y Sr forman los óxidos Li 2 O, MgO, CaO y SrO cuando se queman al aire; los óxidos Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O y BaO se obtienen por otros métodos.

Los óxidos CuO, Ag 2 O y NiO también se denominan básicos.

Óxidos ácidos- productos de deshidratación completa (real o condicional) de hidróxidos ácidos, conservan las propiedades químicas de estos últimos.

De los no metales típicos, sólo S, Se, P, As, C y Si forman óxidos SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 y SiO 2 cuando se queman al aire; Los óxidos Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 y As 2 O 5 se obtienen por otros métodos.

Excepción: los óxidos NO 2 y ClO 2 no tienen hidróxidos ácidos correspondientes, pero se consideran ácidos, ya que NO 2 y ClO 2 reaccionan con álcalis, formando sales de dos ácidos, y ClO 2 con agua, formando dos ácidos:

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

b) 2ClO 2 + H 2 O (frío) = HClO 2 + HClO 3

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

Los óxidos CrO 3 y Mn 2 O 7 (cromo y manganeso en el estado de oxidación más alto) también son ácidos.

Óxidos anfóteros- productos de deshidratación completa (real o condicional) de hidróxidos anfóteros, retienen las propiedades químicas de los hidróxidos anfóteros.

Los anfígenos típicos (excepto Ga), cuando se queman en el aire, forman óxidos BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 y PbO; Los óxidos anfóteros Ga 2 O 3, SnO y PbO 2 se obtienen por otros métodos.

Óxidos dobles formado por átomos de un elemento anfótero en diferentes estados de oxidación, o por átomos de dos elementos diferentes (metálicos, anfóteros), lo que determina sus propiedades químicas. Ejemplos:

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

El óxido de hierro se forma cuando el hierro se quema en el aire, el óxido de plomo se forma cuando el plomo se calienta débilmente en oxígeno; los óxidos de dos metales diferentes se obtienen de otras formas.

Óxidos no formadores de sales- óxidos de no metales que no tienen hidróxidos ácidos y no entran en reacciones de formación de sales (a diferencia de los óxidos básicos, ácidos y anfóteros), por ejemplo: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hidróxidos- compuestos de elementos (excepto flúor y oxígeno) con grupos hidroxo O-II H, también pueden contener oxígeno O-II. En los hidróxidos, el estado de oxidación del elemento es siempre positivo (de + I a + VIII). El número de grupos hidroxilo es de 1 a 6. Se dividen según sus propiedades químicas:

Hidróxidos básicos (bases) formado por elementos con propiedades metálicas.

Obtenido por las reacciones de los correspondientes óxidos básicos con agua:

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

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

Excepción: los hidróxidos Mg (OH) 2, Cu (OH) 2 y Ni (OH) 2 se obtienen por otros métodos.

Cuando se calienta, se produce una deshidratación real (pérdida de agua) de los siguientes hidróxidos:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

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

Los hidróxidos básicos reemplazan sus grupos hidroxilo con residuos ácidos para formar sales, los elementos metálicos retienen su estado de oxidación en cationes de sal.

Los hidróxidos básicos bien solubles en agua (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2, etc.) se denominan álcalis ya que es con su ayuda que se crea un ambiente alcalino en la solución.

Hidróxidos de ácido (ácidos) formado por elementos con propiedades no metálicas. Ejemplos:

Sobre disociación en diluido solución acuosa Se forman cationes H + (más precisamente, H 3 O +) y los siguientes aniones, o residuos ácidos:

Los ácidos se pueden obtener mediante las reacciones de los correspondientes óxidos de ácido con agua (a continuación se muestran las reacciones reales):

Cl 2 O + H 2 O = 2HClO

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

Como 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3

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

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

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

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

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

Una excepción: El óxido de SO 2 como hidróxido ácido corresponde al SO 2 polihidrato norte H 2 O ("ácido sulfuroso H 2 SO 3" no existe, pero los residuos ácidos HSO 3 - y SO 3 2 - están presentes en las sales).

Cuando se calientan algunos ácidos, se produce una deshidratación real y se forman los correspondientes óxidos de ácido:

2HAsO 2 = Como 2 O 3 + H 2 O

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

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

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

H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O

Cuando el hidrógeno (real y formal) de los ácidos es reemplazado por metales y anfígenos, se forman sales, los residuos ácidos retienen su composición y carga en las sales. Los ácidos H 2 SO 4 y H 3 PO 4 en una solución acuosa diluida reaccionan con metales y anfígenos que se encuentran en una serie de voltajes a la izquierda del hidrógeno, mientras se forman las sales correspondientes y se libera hidrógeno (el ácido HNO 3 no entra en tales reacciones; a continuación se muestran los metales típicos, excepto el Mg, no especificado ya que reaccionan con el agua en condiciones similares):

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

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

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

A diferencia de los ácidos anóxicos, los hidróxidos ácidos se denominan ácidos oxigenados u oxoácidos.

Hidróxidos anfóteros formado por elementos con propiedades anfóteras. Hidróxidos anfóteros típicos:

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

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

Está formado a partir de óxidos anfóteros y agua, pero sufre una deshidratación real y forma óxidos anfóteros:

Excepción: para el hierro (III) solo se conoce el metahidróxido FeO (OH), no existe el “hidróxido de hierro (III) Fe (OH) 3” (no obtenido).

Los hidróxidos anfóteros exhiben las propiedades de los hidróxidos básicos y ácidos; forman dos tipos de sales, en las que el elemento anfótero forma parte de los cationes de sal o de sus aniones.

Para elementos con varios estados de oxidación, se aplica la regla: cuanto mayor es el estado de oxidación, más pronunciado propiedades ácidas hidróxidos (y / u óxidos correspondientes).

Sal- conexiones formadas por cationes hidróxidos básicos o anfóteros (en el papel de básicos) y aniones(residuos) hidróxidos ácidos o anfóteros (en el papel de ácidos). A diferencia de las sales anóxicas, las sales consideradas aquí se denominan sales oxigenadas o oxosales. Se dividen según la composición de cationes y aniones:

Sales medianas contienen residuos ácidos medios CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2-, etc.; por ejemplo: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Si las sales medias se obtienen por reacciones que implican hidróxidos, entonces los reactivos se toman en cantidades equivalentes. Por ejemplo, la sal K 2 CO 3 se puede obtener tomando los reactivos en las proporciones:

2KON y 1H 2 CO 3, 1K 2 O y 1H 2 CO 3, 2KON y 1CO 2.

Reacciones de la formación de sales medias:

Base + Ácido> Sal + Agua

1а) hidróxido básico + hidróxido ácido> ...

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

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

1b) hidróxido anfótero + hidróxido ácido> ...

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

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

1c) hidróxido básico + hidróxido anfótero> ...

NaOH + Al (OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O (en la masa fundida)

2NaOH + Zn (OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O (en la masa fundida)

Óxido + ácido básico = sal + agua

2а) óxido básico + hidróxido ácido> ...

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

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

2b) óxido anfótero + hidróxido ácido> ...

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

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

2c) óxido básico + hidróxido anfótero> ...

Na 2 O + 2Al (OH) 3 = 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (en la masa fundida)

Na 2 O + Zn (OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (en la masa fundida)

Base + Óxido de ácido> Sal + Agua

Para) hidróxido básico + óxido ácido> ...

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

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

3b) hidróxido anfótero + óxido ácido> ...

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

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

Sv) hidróxido básico + óxido anfótero> ...

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O (en la masa fundida)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (en la masa fundida)

Óxido básico + Óxido ácido> Sal

4а) óxido básico + óxido ácido> ...

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

4b) óxido anfótero + óxido ácido> ...

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

4c) óxido básico + óxido anfótero> ...

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

Reacciones 1c, si proceden en solución, acompañado de la formación de otros productos - sales complejas:

NaOH (conc.) + Al (OH) 3 = Na

KOH (conc.) + Cr (OH) 3 = K 3

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

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

Todas las sales medianas en solución son electrolitos fuertes (se disocian completamente).

Sales ácidas contienen residuos de ácido ácido (con hidrógeno) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2-, etc., se forman por acción sobre hidróxidos básicos y anfóteros o sales medias de hidróxidos ácidos en exceso que contienen al menos dos átomos de hidrógeno en la molécula; los correspondientes óxidos ácidos actúan de manera similar:

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

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

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

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

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

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

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

Cuando se agrega el hidróxido del metal o anfígeno correspondiente, las sales ácidas se convierten en promedio:

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

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

Casi todas las sales ácidas son fácilmente solubles en agua, se disocian completamente (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Sales básicas contienen grupos hidroxilo OH, considerados como aniones separados, por ejemplo FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, se forman por acción sobre hidróxidos ácidos exceso hidróxido básico que contiene al menos dos grupos hidroxo en la unidad de fórmula:

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

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

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

Sales básicas formadas ácidos fuertes, con la adición del hidróxido ácido correspondiente, cambian a la media:

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

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

La mayoría de las sales básicas son ligeramente solubles en agua; precipitan durante la hidrólisis conjunta si están formados por ácidos débiles:

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

Sales dobles contienen dos cationes químicamente diferentes; por ejemplo: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Se forman muchas sales dobles (en forma de hidratos cristalinos) tras la cocristalización de las sales medias correspondientes de una solución saturada:

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

Las sales dobles son a menudo menos solubles en agua que las sales intermedias individuales.

Compuestos binarios Son sustancias complejas que no pertenecen a las clases de óxidos, hidróxidos y sales y están formadas por cationes y aniones libres de oxígeno (reales o convencionales).

Sus propiedades químicas son variadas y se analizan en química Inorgánica por separado para no metales de diferentes grupos Tabla periódica; en este caso, la clasificación se realiza según el tipo de anión.

Ejemplos de:

a) haluros: DE 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

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

v) nitruros: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

GRAMO) carburos: CH 4, Be 2 C, Al 4 C 3, Na 2 C 2, CaC 2, Fe 3 C, SiC

mi) siliciuros: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

mi) hidruros: LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4

gramo) peróxido H 2 O 2, Na 2 O 2, CaO 2

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

Escribe enlace químico entre estos compuestos binarios se distinguen:

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

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

Reunirse doble(con dos cationes diferentes) y mezclado(con dos aniones diferentes) compuestos binarios, por ejemplo: KMgCl 3, (FeCu) S 2 y Pb (Cl) F, Bi (Cl) O, SCl 2 O 2, As (O) F 3.

Todas las sales de complejos iónicos (excepto el hidroxocomplejo) también pertenecen a esta clase. sustancias complejas(aunque generalmente se considera por separado), por ejemplo:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Los compuestos binarios incluyen compuestos complejos covalentes sin una esfera exterior, por ejemplo, y [No. (CO) 4].

Por analogía con la relación entre hidróxidos y sales, los ácidos anóxicos y las sales se aíslan de todos los compuestos binarios (el resto de los compuestos se clasifican como otros).

Ácidos anóxicos contienen (como los oxoácidos) hidrógeno móvil H + y por lo tanto exhiben algunas propiedades químicas de los hidróxidos ácidos (disociación en agua, participación en reacciones de formación de sales como un ácido). Los ácidos anóxicos comunes son HF, HCl, HBr, HI, HCN y H 2 S, de los cuales HF, HCN y H 2 S son ácidos débiles y el resto son fuertes.

Ejemplos de reacciones de formación de sal:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

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

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

Los metales y anfígenos, que se encuentran en la serie de voltajes a la izquierda del hidrógeno y no reaccionan con el agua, interactúan con los ácidos fuertes HCl, HBr y HI (en la forma general de NG) en una solución diluida y desplazan el hidrógeno de ellos (el actual se muestran reacciones):

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

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

Sales libres de oxígeno formado por cationes de metales y anfígenos (así como catión amonio NH 4 +) y aniones (residuos) de ácidos anóxicos; ejemplos: AgF, NaCl, KBr, PbI 2, Na 2 S, Ba (HS) 2, NaCN, NH 4 Cl. Muestra algunas propiedades químicas de las oxosales.

El método general para obtener sales anóxicas con aniones de un solo elemento es la interacción de metales y anfígenos con no metales F 2, Cl 2, Br 2 e I 2 (en forma general G 2) y azufre S (se muestran las reacciones reales ):

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

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

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

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

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

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

Excepciones:

a) Cu y Ni reaccionan solo con halógenos Cl 2 y Br 2 (productos МCl 2, МBr 2)

b) Cr y Mn reaccionan con Cl 2, Br 2 e I 2 (productos CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 y MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reacciona con F 2 y Cl 2 (productos FeF 3, FeCl 3), con Br 2 (una mezcla de FeBr 3 y FeBr 2), con I 2 (producto FeI 2)

d) Cu al reaccionar con S forma una mezcla de productos Cu 2 S y CuS

Otros compuestos binarios- todas las sustancias de esta clase, excepto las aisladas en subclases separadas de ácidos anóxicos y sales.

Los métodos para obtener compuestos binarios de esta subclase son variados, el más simple es la interacción de sustancias simples (se muestran reacciones reales):

a) haluros:

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

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

C + 2F 2 = CF 4

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

b) calcogenuros:

2As + 3S = Como 2 S 3

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

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

c) nitruros:

3H 2 + N 2 2NH 3

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

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

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

d) carburos:

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

2Be + C = Be 2 C

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

4Al + 3C = Al 4 C 3

e) siliciuros:

4Li + Si = Li 4 Si

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

f) hidruros:

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

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

g) peróxidos, superóxidos:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (combustión en el aire)

M + O 2 = MO 2 (M = K, Rb, Cs; combustión en el aire)

Muchas de estas sustancias reaccionan completamente con el agua (más a menudo se hidrolizan sin cambiar los estados de oxidación de los elementos, pero los hidruros actúan como agentes reductores y los superóxidos entran en reacciones de dismutación):

РCl 5 + 4Н 2 O = Н 3 РO 4 + 5НCl

SiBr 4 + 2Н 2 O = SiO 2 v + 4НBr

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

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

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

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

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

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

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

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

MgH 2 + 2H 2 O = Mg (OH) 2 v + H 2 ^

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

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

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

Otras sustancias, por el contrario, son resistentes al agua, entre ellas SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si y Ca 2 Si.

1. Las sustancias simples son

1) fullereno

2. En unidades de fórmula de productos de reacción

Si + CF1 2>…, Si + O 2>…, Si + Mg>…

3. En productos de reacción que contienen metales

Na + H 2 O> ..., Ca + H 2 O> ..., Al + HCl (solución)> ...

la suma total del número de átomos de todos los elementos es

4. El óxido de calcio puede reaccionar (por separado) con todas las sustancias del conjunto.

1) CO 2, NaOH, NO

2) HBr, SO 3, NH 4 Cl

3) BaO, SO 3, KMgCl 3

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

5. Habrá una reacción entre el óxido de azufre (IV) y

6. La sal МAlO 2 se forma por fusión

2) Al 2 O 3 y KOH

3) Al y Ca (OH) 2

4) Al 2 O 3 y Fe 2 O 3

7. En la ecuación molecular de la reacción

ZnO + HNO 3> Zn (NO 3) 2 + ...

la suma de los coeficientes es

8. Los productos de reacción N 2 O 5 + NaOH> ... son

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3, H 2 O

4) NaNO 2, N 2, H 2 O

9. El conjunto de bases es

1) NaOH, LiOH, ClOH

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

3) Ca (OH) 2, KOH, BrOH

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

10. El hidróxido de potasio reacciona en solución (por separado) con las sustancias del juego.

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Residuo correspondiente al ácido con el nombre

11. Azufre

12. Nitrógeno

tiene la formula

13. A partir de ácidos clorhídrico y sulfúrico diluido. no resalta gas solo metal

14. El hidróxido anfótero es

15-16. Según las fórmulas dadas de hidróxidos.

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

16. Cr (OH) 3, HNO 3

se muestra la fórmula para sal media

1) PL 3 (PO 4) 2

17. Después de pasar el exceso de H2S a través de la solución de hidróxido de bario, la solución final contendrá sal

18. El curso de las reacciones es posible:

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

2) Ca (NO 3) 2 + HNO 3>…

3) NaHCOg + K 2 SO 4>…

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

19. En la ecuación de reacción (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4> CaHPO 4 v + ...

la suma de los coeficientes es

20. Establecer una correspondencia entre la fórmula de una sustancia y el grupo al que pertenece.

21. Establezca una correspondencia entre las materias primas y los productos de reacción.

22. En el esquema de transformaciones

Las sustancias A y B están indicadas en el conjunto.

1) NaNO 3, H 2 O

4) HNO 3, H 2 O

23.Haz las ecuaciones de posibles reacciones según el esquema.

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

24. Haz las ecuaciones de cuatro posibles reacciones entre sustancias:

1) Ácido nítrico(conc.)

2) carbono (grafito o coque)

3) óxido de calcio

Durante reacciones químicas de unas sustancias se obtienen otras (no confundir con reacciones nucleares, en las que se elemento químico se convierte en otro).

Cualquier reacción química se describe mediante una ecuación química:

Reactivos → Productos de reacción

La flecha indica la dirección de la reacción.

Por ejemplo:

En esta reacción, el metano (CH 4) reacciona con el oxígeno (O 2), dando como resultado la formación de dióxido de carbono (CO 2) y agua (H 2 O), o más bien, vapor de agua. Esto es lo que sucede en tu cocina cuando enciendes tu quemador de gas. La ecuación debe leerse así: una molécula de gas metano reacciona con dos moléculas de gas oxígeno, dando como resultado una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua (vapor de agua).

Los números delante de los componentes de una reacción química se llaman coeficientes de reacción.

Las reacciones químicas son endotérmico(con absorción de energía) y exotérmico(con liberación de energía). La combustión de metano es un ejemplo típico de reacción exotérmica.

Hay varios tipos de reacciones químicas. Los más comunes:

• reacciones compuestas;
• reacciones de descomposición;
• reacciones de sustitución simple;
• reacciones de doble sustitución;
• reacciones de oxidación;
• reacciones redox.

Reacciones compuestas

En reacciones compuestas, al menos dos elementos forman un producto:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- la formación de sal de mesa.

Se debe prestar atención al matiz esencial de las reacciones del compuesto: dependiendo de las condiciones de la reacción o de las proporciones de los reactivos que entran en la reacción, pueden resultar diferentes productos. Por ejemplo, en condiciones normales de combustión de carbón, se obtiene dióxido de carbono:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Si la cantidad de oxígeno es insuficiente, se forma monóxido de carbono mortal:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Reacciones de descomposición

Estas reacciones son, por así decirlo, esencialmente opuestas a las reacciones del compuesto. Como resultado de la reacción de descomposición, la sustancia se descompone en dos (3, 4 ...) elementos (compuestos) más simples:

• 2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- descomposición del agua
• 2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- descomposición de peróxido de hidrógeno

Reacciones de sustitución simple

Como resultado de reacciones de sustitución simple, más elemento activo reemplaza al menos activo en el compuesto:

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

El zinc en la solución de sulfato de cobre desplaza al cobre menos activo, dando como resultado una solución de sulfato de zinc.

El grado de actividad de los metales al aumentar la actividad:

• Los más activos son los metales alcalinos y alcalinotérreos.

La ecuación iónica de la reacción anterior será:

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

El enlace iónico de CuSO 4, cuando se disuelve en agua, se descompone en un catión de cobre (carga 2+) y un anión de sulfato (carga 2-). Como resultado de la reacción de sustitución, se forma un catión zinc (que tiene la misma carga que el catión cobre: ​​2-). Tenga en cuenta que el anión sulfato está presente en ambos lados de la ecuación, por lo que puede abreviarse con todas las reglas de las matemáticas. Como resultado, obtenemos la ecuación ion-molecular:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Reacciones de doble sustitución

En las reacciones de doble sustitución, dos electrones ya están sustituidos. Estas reacciones también se denominan reacciones de intercambio... Tales reacciones tienen lugar en solución con la formación de:

• sólido insoluble (reacción de precipitación);
• agua (reacción de neutralización).

Reacciones de precipitación

Al mezclar una solución de nitrato de plata (sal) con una solución de cloruro de sodio, se forma cloruro de plata:

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

Ecuación iónica: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Ecuación de iones moleculares: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Si el compuesto es soluble, será iónico en solución. Si el compuesto es insoluble, precipitará formando un sólido.

Reacciones de neutralización

Estas son las reacciones de interacción de ácidos y bases, como resultado de las cuales se forman moléculas de agua.

Por ejemplo, la reacción de mezclar una solución de ácido sulfúrico y una solución de hidróxido de sodio (lejía):

Ecuación molecular: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (g)

Ecuación iónica: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (g)

Ecuación de iones moleculares: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) o H + + OH - → H 2 O (l)

Reacciones de oxidación

Estas son reacciones de interacción de sustancias con oxígeno gaseoso en el aire, en las que, por regla general, un gran número de energía en forma de calor y luz. Una reacción de oxidación típica es la combustión. Al comienzo de esta página, se da la reacción de la interacción del metano con el oxígeno:

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

El metano se refiere a los hidrocarburos (compuestos de carbono e hidrógeno). Cuando un hidrocarburo reacciona con el oxígeno, se libera mucha energía térmica.

Reacciones redox

Son reacciones en las que hay un intercambio de electrones entre los átomos de los reactivos. Las reacciones discutidas anteriormente también son reacciones redox:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reacción del compuesto
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reacción de oxidación
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reacción de sustitución simple

Las reacciones redox más detalladas con una gran cantidad de ejemplos de resolución de ecuaciones mediante el método de balance electrónico y el método de semirreacción se describen en la sección