Hidrógeno de sal metálica ácida. Sales ácidas. Las sales básicas se descomponen con la temperatura.

Con ácidos diluidos que exhiben propiedades oxidantes debido aiones de hidrógeno(ácidos sulfúrico, fosfórico, sulfuroso, todos los ácidos orgánicos y libres de oxígeno diluidos, etc.)

los metales reaccionan:
ubicado en una serie de voltajes al hidrógeno(estos metales son capaces de desplazar el hidrógeno del ácido);
formando con estos ácidos sales solubles(No se forma una capa protectora de sal en la superficie de estos metales.
película).

Como resultado de la reacción, sales solubles y se destaca hidrógeno:
2А1 + 6НCI = 2А1С1 3 + ЗН 2
METRO gramo + H 2 SO 4 = M gS O 4 + H 2
div.
CON u + H 2 SO 4 → X (desde C u viene después de N 2)
div.
Pb + H2 Entonces 4 → X (ya que Pb SO 4 insoluble en agua)
div.
Algunos ácidos son agentes oxidantes debido al elemento que forma el residuo ácido, como el ácido sulfúrico concentrado y el ácido nítrico de cualquier concentración. Estos ácidos se llaman ácidos oxidantes.

Las propiedades oxidantes de los residuos ácidos son mucho más fuertes que las del H sin hidrógeno, por lo que los ácidos nítrico y sulfúrico concentrado interactúan con casi todos los metales ubicados en el rango de voltaje tanto antes como después del hidrógeno. excepto oro Y platino. Dado que los agentes oxidantes en estos casos son los nonones de residuos ácidos (debidos a los átomos de azufre y nitrógeno en estados de oxidación superiores), y no los nonones de hidrógeno H, entonces en la interacción de ácidos nítrico y sulfúrico concentrado. Con Los metales no liberan hidrógeno. El metal bajo la influencia de estos ácidos se oxida a estado de oxidación característico (estable) y forma una sal, y el producto de reducción del ácido depende de la actividad del metal y del grado de dilución del ácido.

Reacción del ácido sulfúrico con metales.

Los ácidos sulfúricos diluidos y concentrados se comportan de manera diferente. El ácido sulfúrico diluido se comporta como el ácido ordinario. Metales activos ubicados en la serie de voltaje a la izquierda del hidrógeno.

Li, K., Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au

desplazar el hidrógeno del ácido sulfúrico diluido. Vemos burbujas de hidrógeno cuando se añade ácido sulfúrico diluido a un tubo de ensayo que contiene zinc.

H 2 SO 4 + Zn = Zn SO 4 + H 2

El cobre está en la serie de voltaje después del hidrógeno, por lo que el ácido sulfúrico diluido no tiene ningún efecto sobre el cobre. Y en el ácido sulfúrico concentrado, el zinc y el cobre se comportan de esta manera...

El zinc como metal activo. Tal vez forma con concentradoácido sulfúrico, dióxido de azufre, azufre elemental e incluso sulfuro de hidrógeno.

2H 2 SO 4 + Zn = SO 2 + ZnSO 4 + 2H 2 O

El cobre es un metal menos activo. Al interactuar con el ácido sulfúrico concentrado, lo reduce a dióxido de azufre.

2H2SO4 conc. + Cu = SO 2 + CuSO 4 + 2H 2 O

En tubos de ensayo con concentrado El ácido sulfúrico produce dióxido de azufre.

Hay que tener en cuenta que los diagramas indican productos cuyo contenido es el mayor entre los posibles productos de reducción de ácido.

Con base en los diagramas anteriores, elaboraremos ecuaciones para reacciones específicas: la interacción del cobre y el magnesio con ácido sulfúrico concentrado:
0 +6 +2 +4
CON u + 2H 2 SO 4 = C uSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
conc.
0 +6 +2 -2
4M g + 5H 2 SO 4 = 4M gSO 4 + H 2 S + 4H 2 O
conc.

Algunos metales ( fe. IA, Cr) no reaccionan con ácidos sulfúrico y nítrico concentrados a temperaturas normales, como sucede pasivación metal Este fenómeno está asociado con la formación de una película de óxido delgada pero muy densa en la superficie del metal, que protege el metal. Por este motivo, el ácido nítrico y el ácido sulfúrico concentrado se transportan en contenedores de hierro.

Si un metal presenta estados de oxidación variables, entonces con ácidos que son agentes oxidantes debido a iones H +, forma sales en las que su estado de oxidación es inferior a estable, y con ácidos oxidantes forma sales en las que su estado de oxidación es más estable:
0 +2
F e + H 2 SO 4 = F e SO 4 + H 2
0 descanso + 3
Fe + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3 SO 2 + 6H 2 O
conc.

I.I.Novoshinsky
N.S.Novoshinskaya

“Clasificación de ácidos” - Clasificación de ácidos según el número de átomos de hidrógeno. Ácidos. Ácido bórico. Clasificación de ácidos. Fluoruro de hidrógeno. Reconocimiento de ácidos. Sustancias complejas. Alimento. Características de los ácidos. Ácido acético. Grupos. Picaduras de hormigas. Regulaciones de seguridad. Lo que nos une. Ácido clorhídrico (clorhídrico).

“Ácidos de octavo grado”: ​​¿qué ácido se agrega a las bebidas para darles un sabor amargo? ¿De qué clase de sustancias se puede obtener el ácido? ¿Qué ácido contiene el jugo gástrico? Recuerde lo que sabemos sobre los ácidos usando un ejemplo. Metal (no metal) Formador de sal (no formador de sal) Ácido (básico). Dar características de los óxidos.

“Ácidos orgánicos”: el ácido cítrico se obtiene de las hojas del cormorán y del algodón. Ácido láctico. En la antigüedad, el ácido acético se conocía en forma de soluciones acuosas. El ácido láctico en la industria alimentaria. Ácido acético en la industria. Ácido fórmico en la naturaleza. Ácido cítrico en producción. Elige una sección.

“Reacciones de ácidos” - BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL Ba2+ + SO42- = BaSO4. Reacciones ácidas típicas. Ácidos. Clasificación de ácidos. Compruébalo tú mismo. Generalización. Respuestas.

“Química 8º grado Ácidos” - Ácidos. El significado de los ácidos. Ácido de manzana. Ácidos en la naturaleza. Vinagre de mesa. HCN. Normas de seguridad al trabajar con ácidos. Cambios en el color de los indicadores en soluciones ácidas. Ácidos: composición, clasificación, significado. Ácido de limón. Ácido venenoso. Clasificación de ácidos según contenido de oxígeno.

“Ácidos y agua”: la hormiga inyecta veneno que contiene ácido fórmico en la herida de la mordedura. Ácidos en el mundo animal. La araña tropical dispara a sus enemigos un chorro de líquido que contiene un 84% de ácido acético. Ácidos en el cuerpo humano. Vinagre. De aquí proviene el nombre histórico del ácido sulfúrico: aceite de vitriolo. Algunos escarabajos disparan un chorro de ácido sulfúrico diluido.

RELACIÓN DE METALES A ÁCIDOS

La mayoría de las veces en la práctica química se utilizan ácidos fuertes como el ácido sulfúrico. H 2 SO 4, HCl clorhídrico y nitrógeno HNO 3 . A continuación, consideramos la relación de varios metales con los ácidos enumerados.

Ácido clorhídrico ( HCl)

Ácido clorhídrico es el nombre técnico del ácido clorhídrico. Se obtiene disolviendo gas cloruro de hidrógeno en agua. HCl . Debido a su baja solubilidad en agua, la concentración de ácido clorhídrico en condiciones normales no supera el 38%. Por tanto, independientemente de la concentración de ácido clorhídrico, el proceso de disociación de sus moléculas en una solución acuosa avanza activamente:

HCl H + + Cl -

En este proceso se forman iones de hidrógeno. H+ actuar como agente oxidante, oxidando metales ubicados en la serie de actividades a la izquierda del hidrógeno . La interacción se desarrolla según el siguiente esquema:

A mí + HClsal +h 2

En este caso, la sal es un cloruro metálico ( NiCl 2, CaCl 2, AlCl 3 ), en el que el número de iones cloruro corresponde al estado de oxidación del metal.

El ácido clorhídrico es un agente oxidante débil, por lo que los metales con valencia variable se oxidan a estados de oxidación positivos más bajos:

Fe 0 → Fe 2+

co 0 → Co2+

Ni 0 → ni 2+

CR 0 →Cr 2+

mn 0 → mn 2+ Y etc. .

Ejemplo:

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│ Al 0 – 3 mi- → Al 3+ - oxidación

3│2 H + + 2 mi- → H 2 - recuperación

El ácido clorhídrico pasiva el plomo ( Pb ). La pasivación del plomo se produce por la formación en su superficie de cloruro de plomo, que es difícil de disolver en agua ( II ), que protege el metal de una mayor exposición al ácido:

Pb + 2 HCl → PbCl 2 ↓ + H 2

Ácido sulfúrico (h 2 ENTONCES 4 )

La industria produce ácido sulfúrico de muy alta concentración (hasta 98%). Debe tenerse en cuenta la diferencia en las propiedades oxidantes de una solución diluida y del ácido sulfúrico concentrado con respecto a los metales.

Ácido sulfúrico diluido

En una solución acuosa diluida de ácido sulfúrico, la mayoría de sus moléculas se disocian:

H 2 SO 4 H + + HSO 4 -

HSO 4 - H + + SO 4 2-

Iones producidos H+ realizar una función agente oxidante .

Como el ácido clorhídrico, diluido la solución de ácido sulfúrico reacciona sólo con metales activos Y actividad promedio (ubicado en la serie de actividades hasta el hidrógeno).

La reacción química se desarrolla según el siguiente esquema:

Bueno+H2SO4(razb .) → sal+H2

Ejemplo:

2 Al + 3 H 2 SO 4 (dil.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

1│2Al 0 – 6 mi- → 2Al 3+ - oxidación

3│2 H + + 2 mi- → H 2 - recuperación

Los metales con valencia variable se oxidan con una solución diluida de ácido sulfúrico para estados de oxidación positivos más bajos:

Fe 0 → Fe 2+

co 0 → Co2+

Ni 0 → ni 2+

CR 0 → Cr 2+

mn 0 → mn 2+ Y etc. .

Dirigir ( Pb ) no se disuelve en ácido sulfúrico (si su concentración es inferior al 80%) , ya que la sal resultante PbSO4 insoluble y crea una película protectora sobre la superficie del metal.

Ácido sulfúrico concentrado

En una solución concentrada de ácido sulfúrico (por encima del 68%), la mayoría de las moléculas están en no disociado condición, por lo tanto El azufre actúa como agente oxidante. , que se encuentra en el estado de oxidación más alto ( S+6 ). Concentrado H2SO4 Oxida todos los metales cuyo potencial de electrodo estándar es menor que el potencial del agente oxidante: ion sulfato. Entonces 4 2- (0,36 V). En este sentido, con concentrado reaccionar con ácido sulfúrico y algunos metales poco reactivos .

El proceso de interacción de metales con ácido sulfúrico concentrado en la mayoría de los casos se desarrolla de acuerdo con el siguiente esquema:

A mí + h 2 ENTONCES4 (conc.)sal + agua + producto reductor h 2 ENTONCES 4

Productos de recuperación El ácido sulfúrico puede contener los siguientes compuestos de azufre:

La práctica ha demostrado que cuando un metal reacciona con ácido sulfúrico concentrado, se libera una mezcla de productos de reducción, que consiste en H2S, S y SO2. Sin embargo, uno de estos productos se forma en cantidades predominantes. Se determina la naturaleza del producto principal. actividad del metal : cuanto mayor es la actividad, más profundo es el proceso de reducción del azufre en el ácido sulfúrico.

La interacción de metales de diversa actividad con ácido sulfúrico concentrado se puede representar mediante el siguiente diagrama:

Aluminio (Alabama ) Y hierro ( fe ) no reaccionar con frío concentrado H2SO4 , quedándose cubierto con densas películas de óxido, pero cuando se calienta, la reacción continúa.

Ag , au , ru , os , Rh , ir , punto no reaccionar con ácido sulfúrico.

Concentrado El ácido sulfúrico es agente oxidante fuerte , por lo tanto, cuando interactúan con él metales de valencia variable, estos últimos se oxidan a estados de oxidación superiores que en el caso de una solución ácida diluida:

Fe 0→ Fe 3+,

CR 0→ Cr3+,

mn 0→mn 4+,

Sn 0→ Sn 4+

Dirigir ( Pb ) se oxida a bivalente Estado con formación de hidrogenosulfato de plomo soluble.Pb ( HSO 4 ) 2 .

Ejemplos:

Activo metal

8 A1 + 15 H 2 SO 4 (conc.) →4A1 2 (SO 4) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

4│2 Al 0 – 6 mi- → 2 Al 3+ - oxidación

3│ S 6+ + 8 mi → S 2- - recuperación

Metal de actividad media

2 Cr + 4 H 2 SO 4 (conc.) → Cr 2 (SO 4) 3 + 4 H 2 O + S

1│ 2Cr 0 – 6e →2Cr 3+ - oxidación

1│ S 6+ + 6 mi → S 0 - recuperación

Metal poco activo

2Bi + 6H 2 SO 4 (conc.) → Bi 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3SO 2

1│ 2Bi 0 – 6e → 2Bi 3+ – oxidación

3│ S 6+ + 2 mi → S 4+ - recuperación

Ácido nítrico ( H NO 3 )

La peculiaridad del ácido nítrico es que el nitrógeno incluido en la composición. NUMERO 3 - tiene el estado de oxidación más alto de +5 y por lo tanto tiene fuertes propiedades oxidantes. El valor máximo del potencial del electrodo para el ion nitrato es 0,96 V, por lo que el ácido nítrico es un agente oxidante más fuerte que el ácido sulfúrico. El papel de un agente oxidante en las reacciones de los metales con ácido nítrico lo desempeña 5+ . Por eso, hidrógeno h 2 nunca se destaca cuando los metales interactúan con el ácido nítrico ( independientemente de la concentración ). El proceso se desarrolla según el siguiente esquema:

A mí + H NO 3 sal + agua + producto reductor H NO 3

Productos de recuperación H NO 3 :

Normalmente, cuando el ácido nítrico reacciona con un metal, se forma una mezcla de productos de reducción, pero por regla general predomina uno de ellos. El producto que será el principal depende de la concentración del ácido y de la actividad del metal.

Ácido nítrico concentrado

Una solución ácida con una densidad deρ > 1,25 kg/m 3, que corresponde a
concentraciones > 40%. Independientemente de la actividad del metal, la reacción de interacción con HNO3 (conc.) se procede según el siguiente esquema:

A mí + H NO 3 (conc.)→ sal + agua + NO 2

Los metales nobles no reaccionan con el ácido nítrico concentrado (au , ru , os , Rh , ir , punto ), y varios metales (Alabama , Ti , cr , fe , Co , Ni ) en baja temperatura pasivado con ácido nítrico concentrado. La reacción es posible al aumentar la temperatura, se desarrolla según el esquema presentado anteriormente.

Ejemplos

metal activo

Al + 6 HNO 3 (conc.) → Al (NO 3 ) 3 + 3 H 2 O + 3 NO 2

1│ Al 0 – 3 e → Al 3+ - oxidación

3│ norte 5+ + mi → norte 4+ - recuperación

Metal de actividad media

Fe + 6 HNO 3 (conc.) → Fe (NO 3) 3 + 3H 2 O + 3NO

1│ Fe 0 – 3e → Fe 3+ - oxidación

3│ norte 5+ + mi → norte 4+ - recuperación

Metal poco activo

Ag + 2HNO 3 (conc.) → AgNO 3 + H 2 O + NO 2

1│ Ag 0 – e → Ag + - oxidación

1│ norte 5+ + mi → norte 4+ - recuperación

Ácido nítrico diluido

Producto de recuperación El ácido nítrico en una solución diluida depende de actividad del metal involucrados en la reacción:

Ejemplos:

metal activo

8 Al + 30 HNO 3(diluido) → 8Al(NO 3) 3 + 9H 2 O + 3NH 4 NO 3

8│ Al 0 – 3e → Al 3+ - oxidación

3│ norte 5+ + 8 mi → norte 3- - recuperación

El amoníaco liberado durante la reducción del ácido nítrico reacciona inmediatamente con el exceso de ácido nítrico, formando una sal: nitrato de amonio. NH4NO3:

NH3 + HNO3 → NH4NO3.

Metal de actividad media

10Cr + 36HNO 3(diluido) → 10Cr(NO 3) 3 + 18H 2 O + 3N 2

10│ Cr 0 – 3 e → Cr 3+ - oxidación

3│ 2 norte 5+ + 10 mi → norte 2 0 - recuperación

Excepto nitrógeno molecular ( norte 2 ) cuando los metales de actividad intermedia interactúan con el ácido nítrico diluido, se forman en cantidades iguales Óxido nítrico ( yo) – N 2 O . En la ecuación de reacción necesitas escribir. una de estas sustancias .

Metal poco activo

3Ag + 4HNO 3(dil.) → 3AgNO 3 + 2H 2 O + NO

3│ Ag 0 – e → Ag + - oxidación

1│ norte 5+ + 3 mi → norte 2+ - recuperación

"Agua regia"

El "vodka real" (anteriormente los ácidos se llamaban vodkas) es una mezcla de un volumen de ácido nítrico y de tres a cuatro volúmenes de ácido clorhídrico concentrado, que tiene una actividad oxidante muy alta. Esta mezcla es capaz de disolver algunos metales poco activos que no reaccionan con el ácido nítrico. Entre ellos se encuentra el "rey de los metales": el oro. Este efecto del "vodka regia" se explica por el hecho de que el ácido nítrico oxida el ácido clorhídrico, liberando cloro libre y formando cloróxido de nitrógeno ( III ), o cloruro de nitrosilo – NOCl:

HNO 3 + 3 HCl → Cl 2 + 2 H 2 O + NOCl

2NOCl → 2NO + Cl2

El cloro en el momento de la liberación está formado por átomos. El cloro atómico es un fuerte agente oxidante que permite que el "vodka regia" afecte incluso a los "metales nobles" más inertes.

Las reacciones de oxidación del oro y el platino se desarrollan según las siguientes ecuaciones:

Au + HNO 3 + 4 HCl → H + NO + 2H 2 O

3Pt + 4HNO3 + 18HCl → 3H2 + 4NO + 8H2O

Para Ru, Os, Rh e Ir El agua regia no funciona.

E.A. Nudnova, M.V. Andriukhova

Por composición química Las sales se clasifican en medio, ácido, básico y doble.

Un tipo separado de sales son sales complejas (sales con cationes o aniones complejos). En las fórmulas de estas sales, el ion complejo está entre corchetes.
Iones complejos - Se trata de iones complejos que constan de iones de un elemento (agente complejante) y varias moléculas o iones (ligandos) asociados a él.

A continuación se dan ejemplos de sales complejas.
a) C anión complejo:

K2[PtC l] 4 - tetracloroplatinato( II) potasio,
K2[PtCl ] 6 - hexacloroplatinato( IV) potasio,

K3 [Fe(CN ) 6 ] - hexacianoferrato( III) potasio.

ANTES DE CRISTO catión complejo:

[Cr(NH3)6]Cl3 - cloruro de hexaamincromo ( III),

[Ag(NH3)2]Cl - cloruro de diaminplata ( I)
[cu( NH3) 4 ]Así que Sulfato de cobre de 4-tetraamina ( II)

Las sales solubles, cuando se disuelven en agua, se disocian en cationes metálicos y aniones de residuos ácidos.
NaCl → Na + + Cl -
K 2 ASI 4 → 2K + + ASI 4 2-
Al(NO3)3 → Al 3+ + 3NO 3 -

1. Metal + no metal = sal
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2. Metal + ácido = sal + hidrógeno
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3. Metal + sal = otro metal + otra sal
Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4

4. Ácido + óxido básico (anfótero) = sal + agua
3H 2 SO 4 +Al 2 O 3 =Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

5. Ácido + base = sal + agua
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Cuando un ácido polibásico no se neutraliza completamente con una base, sal agria:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O
Cuando una base poliácida no se neutraliza completamente con un ácido, sal basica:
Zn(OH)2 + HCl = ZnOHCl + H2O

6. Ácido + sal = otro ácido + otra sal(Se utiliza un ácido más fuerte para esta reacción)
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

7. Óxido básico (anfótero) + ácido = sal + agua
CaO + 2HCl = CaCl2 +H2O

8. Óxido básico + óxido ácido = sal
Li2O+CO2 = Li2CO3

9. Óxido ácido + base = sal + agua
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

10. Lejía + sal = base + otra sal
CuSO 4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4

11. Reacción de intercambio entre sales: sal(1) + sal(2) = sal(3) + sal(4)
NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl

12. Sales ácidas Se puede obtener por la acción del exceso de ácido sobre sales y óxidos intermedios:
Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4
Li 2O + 2H 2 SO 4 = 2LiHSO 4 + H 2 O

13. Sales basicas Se obtiene agregando cuidadosamente pequeñas cantidades de álcalis a soluciones de sales medianas:
AlCl3 + 2NaOH = Al(OH)2Cl + 2NaCl

1. Sal + álcali = otra sal + otra base
CuCl 2 + 2KOH = 2KCl + Cu(OH) 2

2. Sal + ácido = otra sal + otro ácido
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

3. Sal(1) + sal(2) = Sal(3) + sal(4)
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4

4. Sal + metal = otra sal + otro metal(según la serie electroquímica de voltajes metálicos)
Zn + Pb(NO 3) 2 = Pb + Zn(NO 3) 2

5. Algunas sales se descomponen cuando se calientan.
CaCO 3 = CaO + CO 2
KNO 3 = KNO 2 + O 2

Las propiedades químicas específicas de las sales dependen de qué catión y qué anión forman una sal determinada.

Ejercicio 1. De la lista anterior, seleccione sales, asígneles un nombre y determine el tipo.
1) KNO 2 2) LiOH 3) CaS 4) CuSO 4 5) P 2 O 5 6) Al(OH) 2 Cl 7) NaHSO 3 8) H 2 SO 4

Tarea 2.¿Cuál de las siguientes sustancias puede reaccionar con a) BaCl 2 b) CuSO 4 c? )Na2CO3?
1)Na 2 O 2)HCl 3)H 2 O 4) AgNO 3 5)HNO 3 6)Na 2 SO 4 7)BaCl 2 8)Fe 9)Cu(OH) 2 10) NaOH

I) Ácido + metal = sal

1. Los metales que se encuentran delante de H en la serie de tensión desplazan a H de los ácidos fuertes.

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2. Los metales después del H desplazan a otros gases.

3Cu + 8HNO 3(dil) = 3Сu (NO 3) 2 +2NO+4H 2 O

II) Ácido + base(neutrolización r-I)

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.

III) Ácido + óxido básico

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

IV) Los ácidos reaccionan con las sales, si el ácido que reacciona es más fuerte que la sal o si se forma un precipitado.

HCl + AgNO3 → AgCI + HNO3

Recibo.

1. Óxido de ácido + agua

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4
CO2+H2O=HCO3

2. Ácidos anóxicos

o Interacción de sustancias simples

o Cuando las sales se exponen a ácidos fuertes, se liberan los más débiles.

K 2 S + 2HNO 3 = 2KNO 3 + H 2 S

8.Sales, sus clasificaciones, propiedades químicas y preparación.

Sales – Sustancias complejas formadas por átomos metálicos y residuos ácidos.

Clasificación.

1.Sales medias– todos los átomos de hidrógeno del ácido son reemplazados por un metal.

2. Sales ácidas– no todos los átomos de hidrógeno del ácido son reemplazados por un metal. Por supuesto, las sales ácidas sólo pueden formar ácidos di o polibásicos. Los ácidos monobásicos no pueden producir sales ácidas: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, etc. d.

3. Sales basicas- pueden considerarse como productos de sustitución incompleta o parcial de grupos hidroxilo de bases con residuos ácidos: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl, etc.

4. sales dobles– los átomos de hidrógeno de un ácido di o polibásico no se reemplazan por un metal, sino por dos diferentes: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2, etc.

Sales complejas

Propiedades químicas.

Algunas sales se descomponen cuando se calientan.

CaCO 3 = CaO + CO 2

2) Sal + ácido = sal nueva y ácido nuevo. Para llevar a cabo esta reacción, el ácido debe ser más fuerte que la sal afectada por el ácido:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3)Sal + base = sal nueva y base nueva :

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4)Sal + Sal = sal nueva

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

Interactuar con metales (a la izquierda del metal incluido en la sal)

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Recibo.

1. Ácido + base

3 . Base + óxido de ácido

5 . Ácido+sal

7 . Sal+sal

9 . Metal+no metal

9. Soluciones. Tipos de sistemas dispersos. Ejemplos. Concentración porcentual de soluciones. Resuelve el problema de concentración porcentual.

Soluciones es un sistema fisicoquímico homogéneo que consta de 2 o más componentes y productos de su interacción.

Una característica importante de una solución es su composición.

Los componentes cuyo estado de agregación no cambia durante la formación de una solución se denominan disolventes. Si ambos componentes estaban en el mismo estado agresivo antes de la disolución (etanol y agua), entonces el disolvente es el que está en exceso.

Las soluciones pueden estar en diferentes estados agrícolas:

1) Gas (aire)

2) Líquido (Acuosos y no acuosos: alcohol y aceite)

3) Duro (aleaciones metálicas)

La solubilidad de una sustancia se llama la capacidad de sus partículas para distribuirse uniformemente entre las partículas de disolvente.

La concentración de la solución se llama la cantidad de soluto contenida en una cantidad específica de solución o solvente.

I) Fracción de masa de soluto

II) Concentración molar de una sustancia (Cm): la relación entre la cantidad de sustancia y el volumen de solución