Microsoft Word - Gorskis_kimija_part2_ doc

Transkripts

1 Mihails Grskis NEORGANISKO SAVIENOJUMU PAMATKLASES Rkasgrāmaas. daļa Maeriāls izsrādās ESF Darbības prgrammas gadam Cilvēkresursi un ndarbināība pririāes 1.. Izglīība un prasmes pasākuma Prfesinālās izglīības un vispārēj prasmju aīsība akiviāes Vispārēj zināšanu un prasmju uzlabšana apakšakiviāes Prfesinālajā izglīībā iesaisī pedaggu kmpeences paaugsināšana Lavijas Universiāes realizēā prjeka Prfesinālajā izglīībā iesaisī vispārizglījš mācību priekšmeu pedaggu kmpeences paaugsināšana (Vienšanās Nr.009/074/1DP/ /09/IPIA/VIAA/00, LU reģisrācijas Nr.ESS009/88) īsenšanai. Rīga, 010

2 Oksīdi Definīcija Par ksīdiem sauc salikas vielas, kas sasāv n diviem ķīmiskajiem elemeniem, pie am viens n iem ir skābeklis. Precīzāk, par ksīdiem ir uzskaāmi skābekļa binārie savienjumi ar elemeniem, kuru elekrnegaiviāe ir mazāk nekā skābeklim. Tādejādi, skābekļa savienjumi ar fluru OF, O F ir nevis ksīdi, be flurīdi. Oksīdu fizikālās īpašības Nrmālajs apsākļs ksīdi var arasies cieajā, šķidrajā vai arī gāzveida agregāsāvklī. Abilsši piemēri ir ardami abulā... Tabula Dažu ksīdu agregāsāvklis nrmālajs apsākļs Gāzes Šķidras vielas Cieas vielas CO, CO, N O, NO, SO, Cl O u.c. H O, H O, N O u.c. Meālu ksīdi, B O, SiO, P 4 O 10, N O 5 u.c. Bezkrāsaini ir: CO, CO, SO, N O, NO, SO, H O, H O, SiO. Bala krāsa ir ksīdiem: MgO, CaO, BaO, Al O. Melna krāsa ir ksīdiem: CuO, MnO, FeO. Zaļa krāsa ir Cr O, brūna Fe O un NO, zila N O, sarkana HgO. Bez smaržas ir meālu ksīdi, kā arī CO, SiO, H O. Asa raksurīga smaka ir ksīdiem SO, NO. Oksīdu iedalījums Asevišķi izceļ ksīdus, kurs frmāla skābekļa ksidēšanas pakāpes abslūa skailiskā vērība ir mazāka par. Viena n šādu savienjumu grupām ir perksīdi. Par perksīdiem sauc ksīdus, kurs ir skābekļa amu grupa -O-O-. Kvalena saie, kas pasāv sarp skābekļa amiem, ir neplāra, āpēc šī elemena ksidēšanas pakāpe perksīds ir 1, be pai skābekļa amu grupa -O - ir divvērīga. Perksīdus spēj veid ka ūdeņradis, ā arī sārmu meāli, magnijs un sārmzemju meāli. Piemēri: H O ūdeņraža perksīds, Na O nārija perksīds, MgO magnija perksīds. Cius ksīdus ir pieņems grupē, ņem vērā iedarbību ar skābēm un ar bāzēm (abula 1.). Oksīdu iedalījums, izej n iedarbības ar skābēm un bāzēm Oksīdu grupas nsaukums Sāļus neradšie ksīdi Bāziskie ksīdi Sāļus radšie ksīdi Tabula 1. Amfērie ksīdi Iedarbība ar Skābie ksīdi skābēm un ar bāzēm Iedarbība ar skābēm Neiedarbjas Iedarbjas Neiedarbjas Iedarbjas Iedarbība ar bāzēm Neiedarbjas Neiedarbjas Iedarbjas Iedarbjas Sāļus neradšie ksīdi

3 Par sāļus neradšajiem ksīdiem sauc ksīdus, kas parasajs apsākļs nereaģē ne ar skābēm, ne ar sārmiem (be jā arī reaģē, ad neveid sāļus). Piemēri: N O slāpekļa(i) ksīds (cii nsaukumi: dislāpekļa mnksīds, smieklu gāze), NO slāpekļa(ii) ksīds (slāpekļa mnksīds), CO glekļa(ii) ksīds (glekļa mnksīds, vana gāze). Bāziskie ksīdi Par bāziskajiem sauc ksīdus, kas spēj reaģē ar skābēm, veidj sāļus. Bāzisks ksīdus veid ipiskie meāli. Piemēri: K O kālija ksīds, MgO magnija ksīds, BaO bārija ksīds. Bāzisks ksīdus veid daži elemeni ar pārējas īpašībām. Jā šāds elemens veid vairākus ksīdus, ad, visbiežāk, ksīds, kurā elemena ksidēšanas pakāpe ir zemāka, pieder pie baziskājiem ksīdiem. Piemēri: FeO dzelzs(ii) ksīds, CrO hrma(ii) ksīds, VO vanādija(ii) ksīds. Skābie ksīdi Par skābajiem sauc ksīdus, kas spēj reaģē ar bāzēm, veidj sāļus. Skābs ksīdus veid ķīmiskie elemeni, kuriem piemī ipiskās nemeāliskās īpašības. Piemēri: SO sēra(iv) ksīds, SO sēra(vi) ksīds, P 4 O 10 fsfra(v) ksīds. Skābs ksīdus veid arī vairāki elemeni ar parējās īpašībām. Parasi elemenu ksidēšanas pakāpes ajs ir n +5 līdz +8. Piemēri: CrO hrma(vi) ksīds, MnO mangāna(vi) ksīds, Mn O 7 mangāna(vii) ksīds. Amfērie ksīdi Par amfērajiem sauc ksīdus, kas spēj iedarbies gan ar skābēm, gan ar bāzēm, veidj sāļus. Jā elemenam ar pārējās īpašībām ir nemainīga vērība, šīs elemens veid amfēr ksīdu. Piemēri: BeO berilija ksīds, ZnO cinka ksīds, Al O alumīnija ksīds. Jā elemenam ar pārējas īpašībām ir mainīga vērība, ad, visicamāk, ksīdi, kurs šī elemena ksidēšanas pakāpe ir n + līdz +4, ir amfērie. Piemēri: PbO svina(ii) ksīds, Fe O dzelzs(iii) ksīds, MnO mangāna(iv) ksīds. Oksīdu ķīmiskas īpašības Kara knkrēa ksīda ķīmiskas īpašības ir akarīgas n ā, pie kādas ksīdu grupas šīs ksīds pieder. Bāzisk ksīdu ķīmiskās īpašības Sārmu meālu ksīdi (Li O Fr O), MgO un sārmzemju meālu ksīdi (CaO RaO) reaģē ar ūdeni, veidj šķīsšas bāzes sārmus. Piemēram: Na O + H O NaOH CaO + H O Ca(OH) Bāziskie ksīdi reaģē ar skābēm. Veidjas sāls un ūdens. CuO + HCl CuCl + H O CuO H Cu H O Na O + CH COOH CH COONa + H O Na O + CH COOH CH COO + Na + H O +

4 Bāziskie ksīdi spēj reaģē ar dažiem skābiem un amfēriem ksīdiem, veidj sāļus. CaO + CO CaCO K O + Al O KAlO Skāb ksīdu ķīmiskas īpašības Vairāki skābie ksīdi reaģē ar ūdeni veidj skābes. SO + H O H SO 4 SO + H O H SO CO + H O H CO P O + H O 5 4 4NO + H O + O H PO 4HNO N - ē O + 4ē N - O 4 Skābie ksīdi reaģē ar bāzēm veidj sāļus. CO + KOH K CO + H O CO + OH CO + H O SO + Ca(OH) CaSO + H O SO + Ca + OH CaSO + H O + Daži skābie ksīdi spēj reaģē ar bāziskiem un amfēriem ksīdiem, veidj sāļus. SO + Na O Na SO 4 ZnO + B O Zn(BO ) Amfēr ksīdu ķīmiskas īpašības Amfērie ksīdi reaģē ar skābēm. Veidjas sāls un ūdens.

5 ZnO + HCl ZnCl + H O ZnO H Zn H O Al O + H SO Al (SO ) + H O Al O + 6 H Al + H O Amfērie ksīdi reaģē ar sārmiem. Mijiedarbības rezulās ir akarīgs n apsākļiem. Amfēram ksīdam reaģēj ar sārmu kausējumu, veidjas sāls un ūdens (vaiku veidā). ZnO + KOH K ZnO + H O ZnO + OH ZnO + H O Al O + KOH KAlO + H O Al O + OH AlO + H O Amfēram ksīdam reaģēj ar sārma šķīdumu, veidjas kmpleksais sāls. ZnO + KOH + H O K [Zn(OH) ] 4 ZnO + OH + H O [ Zn( OH ) ] 4 4 Al O + 6KOH + H O K [Al(OH) ] 6 Al O + 6 OH + H O [ Al( OH ) ] 6 Amfērie ksīdi spēj reaģē ar dažiem skābajiem un bāziskajiem ksīdiem. Oksīdu iegūšana Pasāv divas galvenās ksīdu iegūšanas paņēmienu grupas: ksīdi veidjas gan vielām reaģēj ar skābekli, gan sadal dažādus savienjumus. Oksīdu iegūšana vielām reaģēj ar skābekli Oksīdi veidjas meāliem reaģēj ar skābekli. Nrmālajs apsākļs (bez karsēšanas) skābeklis reaģē ar sārmu meāliem (Li Fr) 1 un ar sārmzemju meāliem (Ca Ra). 1 Ir jāņem vērā, kā nārijs un kālijs, reaģēj ar skābekli, veid nevis ksīdus, be perksīdus (Na O, K O ), be rubīdijs un cēzijs abilsšs superksīdus (RbO, CsO ).

6 4Li + O 4Al + O Li O Alumīnijs diezgan srauji reaģē ar skābekli dzīvsudraba klābūnē: Al O Hg Vairāki cii meāli reaģē ar skābekli pie paaugsināās emperaūras. Mg + O MgO Zn + O ZnO Oksīdi veidjas nemeāliem reaģēj ar skābekli. Vairāki nemeāli veid ksīdus degšanas reakcijas prcesā. S + O 4P + 5O C + O SO P O 4 10 CO H + O H O Ašķirībā n iepriekš minēiem nemeāliem, slāpeklis nedeg. Tās kau cik ievērjami sāk reaģē ar skābekli pie augsas emperaūras, veidj slāpekļa(ii) ksīdu : N + O NO Dažs gadījums, jā elemenam ir raksurīgas vairākas ksidēšanas pakāpes, ksīdu, kurā elemenam ir augsāka ksidēšanas pakāpe, var iegū n ksīda, kurā dam elemenam ir zemāka ksidēšanas pakāpe. SO ka. SO + O NO + O CO + O NO CO Jā dzelzs iek karsēs gaisā, ās veid jauku dzelzs ksīdu Fe O 4. Dabā slāpekļa(ii) ksīds veidjas negaisa laikā, j pērkns srauji uzkarsē gaisu līdz pa C. Ievērjumu ieguldījumu gaisa piesārņšanā ar slāpekļa ksīdiem dd ransprs. Iekšdedzes un dīzeļa dzinēju cilindrs kurināmā degšanas rezulāā emperaūra sasniedz

7 Oksīdi veidjas arī dažādam ciam salikam vielām reaģēj ar skābekli. CH + O CO + H O 4 4FeS + 11O Fe O + 8SO + + Fe - ē S - 5 ē O + 4 ē Fe S - O 4 Oksīdu iegūšana sadalies salikajām vielām Oksīdu, kurā elemenam ir zemāka ksidēšanas pakāpe, var iegū, sadal ksīdu, kurā dam elemenam ir augsāka ksidēšanas pakāpe. SO NO CO SO + O NO + O CO + O Meālu ksīdi veidjas, sadalies mazšķīsšajiem sārmiem un nešķīsšām bāzēm. Ca(OH) Fe(OH) CaO + H O Fe O + H O Oksīdi veidjas, sadalies dažām skābēm: HCO HO + CO HO + SO H SO H SiO H O + SiO

8 HCOOH CO + H O knc. H SO 4 Oksīdus iegūs arī sadal sāļus. CaCO Fe (SO ) CaO + CO 4 Fe O + SO (CuOH) CO CuO + H O + CO Skābes Vielu skābās īpašības Priekšsas par, kādas vielas ir uzskaamas par skābēm, ir aīsījies vēsuriski. Abilsši vienai n senākam erijām (H. Devijs, 1815), par skābēm uzskaīja vielas, kas saur ūdeņradi, kas spēj aizvieies ar meāliem. Vēlāk (S. Arrēniuss, 1886) pār skābēm sāka uzskaī elekrlīus, kas, sadalies jns (disciēj), veid pziīvi uzlādēus ūdeņraža jnus H + (prnus). Ūdens šķīdums ūdeņraža jni savienjas ar ūdens mlekulām, veidj hidrksnija jnus H O +. Mūsdienās skābās īpašības saisa ar daļiņu spēju zaudē prnus (J. N. Brenseds, T. M. Lurijs, 19). Skābju izplaība dabā.1.. Skābju klasifikācija Ir vairākas pieejas skābju grupēšanai. Akarībā n ā, ir skābes sasāvā elemens skābeklis, vai nav, skābes dala divās grupās, un pri skābekli sauršajās un skābekli nesauršajās. Skābekli nesauršās skābes Skābekli sauršās skābes HF, HCl, HBr, HI, H S, HCN u. c. HNO, H SO 4, H PO 4, CH COOH u. c. Pēc ūdeņraža amu skaia, kas spēj aizvieies ar meāliem, izšķir vienvērīgās, divvērīgās, rīsvērīgās u. skābes. Vienvērīgas skābes Divvērīgas skābes Trīsvērīgas skābes HCl, HNO, CH COOH u. c. H S, H SO 4, H C O 4 u. c. H PO 4, H AsO 4 u. c. Pēc spējas disciē sandars apsākļs, skābes nsacīi dala siprajs elekrlīs, vidēji siprajs elekrlīs un vājajs elekrlīs. Siprie elekrlīi Vidēji siprie elekrlīi Vājie elekrlīi HCl, HBr, HI, HNO, HClO, HClO 4, H SO 4, H PO 4 (pēc pirmās disciācijas pakāpes) u. c. HF, H PO 4 (pēc rās disciācijas pakāpes), HCOOH u. c. H S, H CO, H SiO, HClO, HClO, H PO 4 (pēc rešās disciācijas pakāpes), C n H n+1 COOH (kur n > 0) u. c. Skābju uzbūve

9 Skābes ir vielas ar mlekulāru uzbūvi. Skābju mlekulās pasāv kvalenas plāras ķīmiskas saies. Sarp dažu skābju mlekulām pasāv ūdeņraža ķīmiskas saies arī. Piemērām, dimēru veidā eksisē flurūdeņražskābe un meānskābe (skudrskābe): O... HO H F F H jeb H F H C OH... O C H jeb (HCOOH) Flurūdeņraža dimērs Skudrskābes dimērs Skābju fizikālās īpašības Pēc agregāsāvkļa skābes var bū gan cieas, gan šķidras vielas. Nrmālajs apsākļs cieajā agregāsāvkli ardas rfsfrskābe, eiķskābe, skābeņskābe, cirnskābe, searīnskābe u. c. Šķidras vielas ir slāpekļskābe, sērskābe u. c. Dažas skābes pasāv ikai šķīdumu veidā. Piemērām, abilsšu gāzveida vielu šķīdumi ūdenī ir halgēnūdeņražskābes (HF, HCl, HBr, HI) un sērūdeņražskābe. Ļi ašķaidīu šķīdumu veidā pasāv sērūdeņražskābe, sērpaskābe un gļskābe. Taijā pašā laikā ūdenī prakiski nešķīs silīcijskābe, searīnskābe u. c. Skābju ķīmiskas īpašības Skābes ir elekrlīi. Ūdens šķīdums ās, disciēj, veid pziīvi uzlādēus ūdeņraža jnus H + (precīzāk hidrksnija jnus H O + ) un skābes alikuma jnus. HCl H + Cl Precīzāk: + HCl + H O H O + Cl + Daudzvērīgās skābes disciē pakāpeniski. H SO H + HSO HSO H + SO Ūdeņraža (hidrksnija) jnu klābūne skābju šķīdums ir par iemeslu š šķīdumu spējai mainī indikaru krāsu. Piemērām, zilajam lakmusam, ranžajam meilranžam un universālajam indikaram krāsa paliek sarkana.

10 Skābes spēj reaģē ar meāliem 4. Rezulāā veidjas sāls un izdalās ūdeņradis 5. HCl + Zn ZnCl + H H Zn Zn H CH COOH + Mg + (CH COO) Mg + H CH COOH + Mg CH COO + Mg + H Skābes reaģē ar bāziskajiem un amfērajiem ksīdiem, veidj sāļus. HBr + CuO CuBr + H O H CuO Cu H O HNO + ZnO Zn(NO ) + H O H ZnO Zn H O Skābes reaģē ar bāzēm un ar amfērajiem hidrksīdiem, veidj sāļus. H SO + Cu(OH) CuSO + H O 4 4 H + Cu( OH ) Cu + H O + + HNO + Al(OH) + + Al(NO ) + H O H + Al( OH ) Al + H O Skābes spēj reaģē ar sāļiem 6. Nrisinās apmaiņas reakcija veidjas jauna skābe un jaunais sāls. 4 Meāli, kas ardas akiviāes rindā (elekrķīmiskajā spriegumu rindā) aiz ūdeņraža (piemērām: Cu, Hg, Ag, Au), nespēj izspies ūdeņradi n skābēm. 5 Slāpekļskābe un kncenrēā sērskābe reaģē ar meāliem savādāk (sk..1.6 un.1.7.). 6 Lai secināu par šādas reakcijas iespējamību, ir jāņem vērā «skābju akiviāes rinda». Šinī rindā skābes ika sakāras ādā secībā, kādā ās cia ciu spēj izspies n sāļiem: HNO H SO 4 > HCl > H SO > H CO > H S > H SiO H PO 4

11 H SO + NaCl Na SO + HCl 4 (knc.) 4 H + + Cl HCl HCl + CaCO CaCl + H O + CO H + CaCO Ca + H O + CO + + Dažas skābes viegli sadalās. Visvieglāk sadalās gļskābe, sērpaskābe, silīcijskābe un slāpekļpaskābe: H CO H O + CO HO + SO H SO H SiO H O + SiO HNO HO + NO + NO Ir skābes, kas sadalās pie augsākās emperaūrās: 4HNO H O + 4NO + O H C O H O + CO + CO 4 Kncenrēas sērskābes ķīmisk īpašību īpanības Paeicies sēram ar ksidēšanas pakāpi +6, kncenrēa sērskābe izrada sipra ksidēāja īpašības. Mijiedarbība ar meāliem (Me) nrisinās pēc shēmas: H SO 4 (knc.) + Me Me sulfās + A + H O, kur A ir viela, kas saur sēru ar ksidēšanas pakāpi +4, 0 vai arī (abilsši SO, S vai nu H S). T, cik lielā mērā sērs maina ksidēšanas pakāpi, ir akarīgs n apsākļiem, i īpaši n meāla reducējšām īpašībām (ar ciiem vārdiem n meāla akiviāes). Reakcijas rezulāā parasi veidjas augsāk minēu reducēšanas prduku maisījums, kurā dminē kāds n iem. Lai būu vieglāk apuveni spries par prdukiem, kas rdas šādas reakcijas rezulāa, var izman daus, kas ir ardami abulā. abula Sēra reducēšanas prduki, kas rdas kncenrēai sērskābei reaģēj ar meāliem

12 Meāli Sārmu un sārmzemju meāli Mg, Zn, Al (º) Mazāk akīvi meāli Au, P Prduks A - H S 0 S +4 S O nereaģē Ļi kncenrēa H SO 4 pie parasās emperaūrās (bez karsēšanas) pasīvē Al, Fe un Cr. Izskaīsim dažus piemērus. Zn + 4H SO ZnSO + S + 4H O 4 (knc.) Zn - ē +6 0 S + 6ē S Zn Zn - ē Zn + SO + 8 H + 6 ē S + 4H O + 4 Zn + SO + 8 H Zn + S + 4H O Cu + HSO 4 (knc.) CuSO 4 + SO + HO 0 + Cu - ē S + ē Cu S Cu - ē Cu + SO + 4 H + ē SO + H O + 4 Cu + SO + 4 H Cu + SO + H O Kncenrēa sērskābe spēj ksidē nemeālus sēru un glekli. Viens n reakcijas prdukiem ir sēra(iv) ksīds. C + H SO CO + SO + H O 4 (knc.)

13 0 +4 C - 4 ē C S + ē S C + H O - 4 ē CO + 4H SO + 4 H + ē SO + H O C + 4 H + + SO CO + SO + H O 4 Kncenrēa sērskābe spēj ksidē arī salikas vielas, kuram ir reducējšās īpašības: dzelzs(ii) savienjumus, hrma(ii) savienjumus, sērūdeņradi, brmūdeņradi, jdūdeņradi, sulfīdus, brmīdus, jdīdus u. c. 8KI + 5HSO 4 (knc.) 4KSO 4 + HS + 4I + 4HO -1 0 I - ē I +6 - S + 8 ē S 4 I - ē I SO + 10 H + 8 ē H S + 4H O I + SO + 10 H + 4 I + H S + 4H O 4 Slāpekļskābes ķīmisk īpašību īpanības Slāpekļskābei, paeicies slāpeklim ar ksidēšanas pakāpi +5, ir raksurīgas sipra ksidēāja īpašības. Slāpekļskābei reaģēj ar meāliem (Me), parasi ūdeņradis neizdalās. Mijiedarbība nrisinās abilsši shēmai: HNO + Me Me nirās + A + H O T, cik dziļi reducējās slāpeklis, ir akarīgs gan n meāla reducēspējas (akiviāes), gan n slāpekļskābes kncenrācijas. Tā pa, kā kncenrēās sērskābes gadījumā, slāpekļskābei reaģēj ar meāliem, parasi veidjas reducēšanas prduku maisījums, kurā pārsvarā ardas viens n iem. Tabulā ika apkpi prvizriski dai par, kāds n prdukiem, kas saur reducē slāpekli, veidjas šādu reakciju rezulāā.

14 Tabula Slāpekļa reducēšanas prduki, kas rdas slāpekļskābei reaģēj ar meāliem Sārmu meāli, Mg, Meāli sārmzemju meāli, Zn, Al (º) Mazāk akīvie meāli Au, P Kncenrēa HNO +1 0 N O, N +4 NO nereaģē Ašķaidīa HNO - N H NO 4 + NO nereaģē Ļi kncenrēa HNO pie parasās emperaūrās (bez karsēšanas) pasīvē Al, Fe un Cr. Cu + 8HNO (ašķ.) Cu(NO ) + NO + 4HO 0 + Cu - ē Cu +5 + N + ē N + Cu - ē Cu + NO + 4 H + ē NO + H O Cu + NO + 8 H Cu + NO + 4H O + + Cu + 4HNO (knc.) Cu(NO ) + NO + HO 0 + Cu - ē N + ē Cu - ē Cu N Cu + NO + H + ē NO + H O + Cu + NO + 4 H Cu + NO + H O + + 8Li + 10HNO (ašķ.) 8LiNO + NH4NO + HO 8

15 0 +1 Li - ē Li +5 - N + 8ē Li - ē Li N + NO + 10 H + 8ē NH + H O Li + NO + 10 H 8 Li + NH + H O Slāpekļskābe spēj ksidē dažus nemeālus (piemērām C, P, S). Kncenrēai slāpekļskābei reaģēj ar nemeāliem izdalās slāpekļa(iv) ksīds, be ašķaidīas slāpekļskābes gadījumā veidjas slāpekļa(ii) ksīds: C + 4HNO (knc.) CO + 4NO + HO 0 +4 C - 4ē C N + ē N 4 C + H O - 4ē CO + 4H NO + H + ē NO + H O C + 4 H NO CO + 4 NO + H O P + 5HNO H PO + 5NO + H O (knc.) P - 5ē P N + ē N 5 P + 4 H O 5ē PO + 8H + 4 NO + H + ē NO + H O + 5 P + 5 NO + H PO + 5 NO + H O + 4 Slāpekļskābe spēj ksidē vairākas salikas vielas, kurām piemī reducēāja īpašības. FeO + 4HNO (knc.) Fe(NO ) + NO + HO

16 + + Fe - ē Fe N + ē N + + FeO + H - ē Fe + HO NO + H + ē NO + H O + FeO + 4 H + NO Fe + H O + + Skābju iegūšana Vispārīgie skābju iegūšanas paņēmieni Skābes rdas, skābiem ksīdiem reaģēj ar ūdeni H O + SO H SO 4 H O + SO H SO H O + P O HPO 5 5 HPO4 H O + P O H O + CO H CO H O + 4NO + O 4HNO H O + SiO Skābes veidjas ciu skābju apmaiņas reakcijās ar sāļiem Izvērēj reakcijas iespējamību, var izman šādu skābju rindu: Skābes, kuras rindā ardas pa kreisi, spēj izspies n sāļiem skābes, kuras ardas pa labi HNO H SO HCl H SO H CO H S H SiO 4 H PO 4 4 (knc.) 4 NaNO + H SO Na SO + HNO AgNO + HCl AgCl + HNO NaCl + H SO NaHSO + HCl 4 (knc.) 4 4 (knc.) 4 NaCl + H SO Na SO + HCl 4 (knc.) 4 CaF + H SO CaSO + HF Ca (PO ) 4 Na SiO +HCl + H SO CaSO + H PO 4 (knc.) 4 NaCl + H SiO 4 Skābekli nesauršās skābes var iegū, šķīdin ūdenī gāzveida nemeālu savienjumus ar ūdeņradi

17 HF, HCl, HBr, HI, H S Abilsšās gāzes (izņem HI) var iegū nemeāliem reaģēj ar ūdeņradi H + F HF H + Cl H + Br gaisma vai arī HCl HBr H + S HS Skābes var veidies sāļu šķīdumu elekrlīzē līdzsrāva CuSO + H O Cu + H SO + O 4 4 (K) (A) 4AgNO + H O 4 Ag + 4HNO + O līdzsrāva (K) (A) Skābju iegūšana rūpniecībā Sērskābes ražšana A. Izejvielas Pirīs FeS, gaiss, ūdens B. Sērskābes ražšanas shēma FeS SO SO H SO leums 4 C. Sērskābes ražšanas sadijas 1. 4FeS + 11O Fe O + 8SO ka.. SO + O SO. HO + SO HSO4 4. nso + H SO nso H SO 4 4 Slāpekļskābes ražšana A. Izejvielas Gaiss, dabasgāze, ūdens B. Slāpekļskābes ražšanas shēma N NH NO NO HNO C. Slāpekļskābes ražšanas sadijas, p 1. N + H NH ka. ka.. 4NH + 5O 4NO + H O. NO + O NO 4. 4NO + H O + O 4HNO

18 Orfsfrskābes ražšana (1.) A. Izejvielas Fsfrīs Ca(PO4), kkss C, smils, ūdens B. Orfsfrskābes ražšanas shēma 1.. Ca (PO ) P P O H PO C. Orfsfrskābes ražšanas sadijas 1. Ca (PO ) +5C+SiO CaSiO +P+5CO 4. 4P + 5O P O 5. P O + H O H PO 5 4 Orfsfrskābes ražšana (.) A. Izejvielas Fsfrīs Ca(PO4), sērskābe B. Orfsfrskābes ražšanas shēma 1. Ca (PO ) H PO 4 4 C. Orfsfrskābes ražšana Ca (PO ) +H SO CaSO +H PO 4 4 (knc.) 4 4 Sālsskābes ražšana A. Izejvielas Akmenssāls NaCl, dabasgāze, ūdens B. Sālsskābes ražšanas shēma 1... NaCl Cl HCl sālsskābe C. Sālsskābes ražšanas sadijas līdzsrāva 1. NaCl + H O NaOH + Cl + H. H + Cl HCl Pārikas eiķskābes ražšana A. Izejvielas Augļi vai gas (glikze C 6 H 1 O 6 ) B. Eiķskābes ražšanas shēma 1.. C H O C H OH CH COOH C. Eiķskābes ražšanas sadijas

19 raugu fermeni C H O C H OH + CO eiķskābes bakēriju fermeni 5. C H OH+O CH COOH+H O Bāzes Definīcija 1. Par bāzēm sauc salikas vielas, kuru sasāv n meāla un vienas vai vairākam hidrksgrupām.. N elekrlīiskās disciācijas erijas viedkļa, par bāzēm sauc elekrlīus, kuri, disciēj, veid pziīvi lādēs meāla jnus un negaīvi lādēs hidrksīdjnus.. N prlīu erijas viedkļa bāziskas īpašības ir jebrurai daļiņai, kura dajā reakcijā pievien prnu. Bāzu fizikālās īpašības Meālu hidrksīdi nrmālajs apsākļs ir cieas krisāliskās vielas. Bāzēm var bū dažāda krāsa. Bāzu krāsa Bāzes krāsa Piemēri Bala krāsa LiOH, Mg(OH), Ca(OH), Ba(OH), Fe(OH), Mn(OH) Brūna krāsa Fe(OH) Zila krāsa Cu(OH) Gaiši zaļa krāsa Ni(OH) Bāzu klasifikācija Bāzes ir pieņems grupē pēc šķīdības ūdeni. Ūdenī šķīsšās bāzes sauc par sārmiem. Šķīsšas bāzes jeb sārmi Prakiski nešķīsšas bāzes Labi šķīsšas bāzes Mazšķīsšas bāzes NaOH LiOH Cu(OH) KOH Ca(OH) Fe(OH) RbOH Sr(OH) Fe(OH) CsOH Ba(OH) Ni(OH) FrOH Ra(OH) Mn(OH) Un arī žamais spirs NH H O Cr(OH) u.c. Bāzu ķīmiskas īpašības Vispārīgās bāzu ķīmiskas īpašības Vielas ar bāziskām īpašībām spēj reaģē ar skābēm, veidj sāļus. KOH + H SO H + + OH H O Cu(OH) + HNO K SO + H O 4 4 Cu(NO ) + H O

20 Cu( OH ) + H Cu + H O NH + HCl + + NH Cl 4 NH + H NH Bāzes spēj reaģē ar vairākiem skābajiem ksīdiem, veidj sāļus. Ba(OH) + CO BaCO + HO Ba + + OH + CO BaCO + H O Sārmu raksurīgas ķīmiskas īpašības Sārmu šķīdums pasāv hidrksiljni OH, āpēc sārmu šķīdumi maina indikaru krāsu. Piemērām, bezkrāsains fenlfaleīns paliek aveņsakrans, be universālajam indikaram un lakmusam krāsa paliek zila. Labi šķīsšie sārmi karsēj kūs nesadalies. Tajā pašā laikā mazšķīsšie sārmi karsēj sadalās. LiOH Li O + H O Ca(OH) CaO + H O Sārmi spēj reaģē ar sāļu šķīdumiem. Apmaiņas reakcija ir iespējama, jā rezulāā rdas prakiski nešķīsšs savienjums, vājš elekrlīs, vai arī gāze. KOH + FeCl + Fe OH Fe OH + ( ) KCl + Fe(OH) Ba(OH) + K SO BaSO + KOH 4 4 Ba + SO BaSO NH NO + NaOH NH + H O + NaNO 4 NH + OH NH + H O + 4 Sārmi reaģē ar amfērajiem ksīdiem gan šķīdums, gan kausējums.

21 Sārmu šķīdumi reaģē ar amfērajiem hidrksīdiem, veidj kmpleksus sāļus. KOH + Cr(OH) K [ Cr( OH ) ] 6 Cr( OH ) + OH [ Cr( OH ) ] 6 Sārmi spēj reaģē ar dažam vienkāršam vielam (ar halgēniem, Si, Zn, Al u. c.). Zn + KOH + H O 0 + Zn - ē Zn +1 0 H + ē H K [Zn(OH) ] + H 4 Zn + OH + H O [ Zn( OH ) ] + H Si + KOH + H O 0 +4 Si - 4ē Si +1 0 H + ē H 4 K SiO + H Si + OH + H O SiO + H Cl + 6KOH 0-1 Cl + ē Cl 0 +5 Cl - 10ē Cl Cl + ē Cl 5KCl + KClO + H O Cl + 1 OH - 10ē ClO + 6H O 6Cl + 1 OH 10 + Cl ClO + 6 H O Cl + 6 OH 5 Cl + ClO + H O Ūdenī prakiski nešķīsš bāzu ķīmiskas īpašības

22 Nešķīsšas bāzes karsēj sadalās 7. Veidjas bāziskais ksīds un ūdens. Piemēram: Cu(OH) Ni(OH) CuO + H O NiO + H O Bāzu iegūšana Sārmu iegūšanas paņēmieni Sārmi veidjas sārmu un sārmzemju meāliem reaģēj ar ūdeni. Na + H O 0 +1 Na - ē +1 0 H + ē NaOH + H Na H Na + H O Na + OH + H Ca + H O + Ca(OH) + H O Sārmi veidjas sārmu un sārmzemju meālu ksīdiem reaģēj ar ūdeni. Na O + HO NaOH Na O + H O Na + OH CaO + H O Ca(OH) + Sārmus var iegū elekrlizēj sārmu un sārmzemju meālu sāļu šķīdumus. NaOH Na + OH + 7 Sudraba hidrksīds un dzīvsudraba hidrksīds nepasāv, j sadalās pa bez karsēšanas.

23 K (-) Na H O + ē H + OH A (+) Cl - ē H O + Cl H O + Cl H + OH + Cl līdzsrāva H O + NaCl H + NaOH + Cl līdzsrāva Sārmi veidjas hidrlizējies akīvu meālu hidrīdiem, perksīdiem, karbīdiem, nirīdiem u. CaH + H O Ca(OH) + H +1 0 H + ē -1 0 H - ē H H Na O + H O 4NaOH + O -1 - O + ē -1 0 O + ē O CaC + H O O Ca(OH) + C H Nešķīsšu bāzu iegūšanas paņēmieni Nešķīsšās bāzes iegūs apmaiņas reakcijās sarp sārmu šķīdumiem un abilsšu meālu sāļu šķīdumiem 8. CuCl + NaOH Cu(OH) + NaCl + + ( ) Cu OH Cu OH NiSO 4 + KOH Ni(OH) + KSO4 + + ( ) Ni OH Ni OH 8 Šādi var iegū māzšķīsšus sārmus arī.

24 Amfērie ksīdu hidrāi I. Definīcija Par amfērajiem sauc hidrksīdus (ksīdu hidrāus), kuri spēj reaģē gan ar skābēm gan ar sārmiem, veidj sāļus. II. Amfēr hidrksīdu piemēri Hidrksīdu veidjšā ķīmiskā elemena ksidēšanas pakāpe ir + Zn(OH) Be(OH) Pb(OH) Sn(OH) + Al(OH) Cr(OH) +4 MnO(OH) Amfēr hidrksīdu fizikālās īpašības Cieas vielas. Prakiski nešķīs ūdenī. Parasi amfēriem hidrksīdiem ir bala krāsa. Hrma(III) hidrksīdam ir pelēcīgi zaļa krāsa. Amfēr hidrksīdu ķīmiskas īpašības Amfērie hidrksīdi spēj reaģē ar skābēm, veidj sāļus. Zn(OH) + HCl ZnCl + H O Zn( OH ) + H Zn + H O + + Al(OH) + H SO Al (SO ) + 6H O 4 4 Al( OH ) + H Al + H O + + Amfērie hidrksīdi spēj reaģē ar sārmiem, veidj sāļus. Zn(OH) + KOH K [Zn(OH) 4] Zn( OH ) + OH [ Zn( OH ) ] 4 Al(OH) + KOH K [Al(OH) 6] Al( OH ) + OH [ Al( OH ) ] 6 Amfērie hidrksīdi karsēj sadalās. Zn(OH) ZnO + H O

25 Al(OH) Al O + H O Amfēr hidrksīdu iegūšanas paņēmieni Amfērs hidrksīdus iegūs apmaiņas reakcijās sarp abilsš sālu un sārmu šķīdumiem 9. ZnCl + NaOH Zn(OH) + NaCl + + ( ) Zn OH Zn OH Al (SO 4) + 6KOH Al(OH) + KSO4 + + ( ) Al OH Al OH Sāļi Definīcija Par sāļiem sauc salikas vielas, kuru sasāvā ir meāli (vai arī amnija jni) un skābju alīkumi. Sāļu klasifikācija Sāļus ir pieņems grupē, izej n sasāva. Nrmālie sāļi Par nrmālajiem sāļiem sauc sāļus, kas sasāv n meāla (vai arī amnija jniem) un skābes alīkuma. NaCl nārija hlrīds Fe(NO ) dzelzs(iii) nirās Ca (PO 4 ) kalcija rfsfās (NH 4 ) SO 4 amnija sulfās CH COOK kālija aceās Skābie sāļi Par skābajiem sāļiem sauc ādus sāļus, kurs skābes alikuma jni ir saisīi gan ar meāla jniem gan ar ūdeņraža jniem. Šāds sāļs alikuma n skābes vērība ir vienāda ar ūdeņraža amu skaiu, k «zaudēja» skābe 9 Sārms nedrīks bū pārākumā.

26 Sāļu nsaukumus avasina n nrmāl sāļu nsaukumiem, sāls sasāvā ieilpsš ūdeņraža jnu apzīmēj ar vārdu «hidrgēn». T nsauc pirms anjna nsaukuma. Piemēram II I Mg HCO magnija hidrgēnkarbnās } ( ) 678 I ( ) } II NH HPO amnija hidrgēnrfsfās I } I 678 NH H PO amnija dihidrgēnrfsfās Bāziskie sāļi Par bāziskajiem sāļiem sauc ādus sāļus, kurs meāla jni ir saisīi gan ar skābes alikuma jniem gan ar hidrksīdjniem. Šāds sāļs alikuma n bāzes vērība ir vienāda ar hidrksīdgrupu skaiu, k «zaudēja» bāze. Sāļu nsaukumus avasina n nrmāl sāļu nsaukumiem, hidrksīdgrupu apzīmēj ar vārdu «hidrks». T nsauc pirms anjna nsaukuma. Piemēram, I } II ( CuOH) CO vara hidrkskarbnās } II I AlOH (NO ) alumīnija hidrksnirās I } I Al(OH) NO alumīnija dihidrksnirās Dubulsāļi Par dubulsāļiem sauc sāļus, kurs skābju alikumu jni ir saisīi ar divu dažādu meālu jniem. Sāļu nsaukumus veid n abu sāļi veidjš meālisk elemenu nsaukumiem ģeniīvā, iem pievienj skābes alikuma nsaukumu. Dubulsāļu piemēri: } IV }} I III } II K Al(SO 4) kālija, alumīnija sulfās IV }}} I III II NH Fe(SO ) amnija, dzelzs(iii) sulfās 4 4 Jaukie sāļi Par jaukiem sāļiem sauc sāļus, kurs meāla jni ir saisīi ar divu dažādu skābju alikumu jniem. Piemērs: II 678 }}} II I I Ca ClClO kalcija hlrīds, hiphlrīs Kmpleksie sāļi Sāļi ar kmplicē sasāvu, kurs bez kmpleksa veidāja ir arī ligandes un ārējās sfēras jni. Kmpleks sāļu piemēru: II } I K [ Zn(OH) ] kālija erahidrkscinkās 4

27 } I III K [ Al(OH) 6] } I III K [ Fe(CN) ] 6 kālija heksahidrksaluminās kālija heksacianferrās(iii) Sāļu fizikālās īpašības Sāļi ir cieas krisāliskas vielas. Sāļi ašķiras savā sarpā pēc krāsas. Tabulā ir ardami abilsši piemēri. Sāļi krāsa Sāls krāsa Piemēri Bala krāsa AgCl, BaSO 4, CuSO 4, Ca (PO 4 ), CaCO, ZnS Melna krāsa PbS, FeS, CuS, Ag S Dzelena krāsa Ag PO 4, PbI, hrmāiem un hrmāu šķīdumiem Zila krāsa CuSO 4 5H O, vara sāļu šķīdumiem Gaiši zaļa krāsa Niķeļa sāļiem, niķeļa sāļu šķīdumiem Brūna krāsa Dzelzs(III) sāļiem, dzelzs(iii) sāļu šķīdumiem Oranža krāsa Dihrmāiem un dihrmāu šķīdumiem Sāļu ķīmiskas īpašības Ūdens šķīdums sāļi disciē (sadalās) pziīvi lādēs meāla jns un negaīvi lādēs skābes alikuma jns NaCl + Na + Cl Al (SO ) Al + SO Sāļi spēj reaģē ar meāliem Nrisinās aizviešanas reakcija: ķīmiski akīvākais meāls izspiež mazāk akīv abilsši meālu akiviāes rindai. Sāls + meāls sāls + meāls Fe + CuSO FeSO + Cu 4 4 Al + CuCl Sāļi spēj reaģē ar skābēm. AlCl + Cu Reakcijas nrisinās abilsši skābju akiviāes rindai (ska. abulu «Skābju ķīmiskās īpašības»). Sāls + skābe sāls + skābe FeS + HCl FeCl + H S Na CO + H SO Na SO + H O + CO Šķīsšie sāļi spēj reaģē ar sārmiem. HCO Reakcija iespējama, ja rezulāā rdas kau viens nešķīsšs savienjums (ska. abulu «Bāzu

28 ķīmiskās īpašības»). Sāls + bāze sāls + bāze Cu(NO ) + KOH K NO + Cu(OH) KCO + Ba(OH) BaCO + K OH Šķīsšie sāļi spēj reaģē ar ciiem šķīsšiem sāļiem. Apmaiņas reakcija ir iespējama gadījumā, ja rdas kau viens nešķīsšs savienjums. Sāls + sāls sāls + sāls AgNO + BaCl Ag Cl + Ba(NO ) MgSO + Na PO Mg (PO ) + Na SO Vairāki sāļi karsēj sadalās. Veidjas bāziskais ksīds un skābais ksīds. Sāls meāla ksīds + nemeāla ksīds CaCO CaO { + CO { 144 kaļķakmens neveldzēie kaļķi gļskābā gāze 4 FeO + SO Fe (SO ) Ir arī sāļi, kuri sadalās savādāk NaHCO Na CO + CO + HO KNO KNO + O Pb(NO ) PbO + 4NO + O AgNO Ag + NO + O, gaisma KClO KCl + O MnO KMnO 4 KMnO 4 + MnO + O NH4Cl NH + HCl (NH 4) CO NH + CO + HO

29 4 NH NO N O + H O 4 NH NO N + H O 4 7 (NH ) Cr O Cr O + N + 4H O Sāļu iegūšana Vispārīgie sāļu iegūšanas paņēmieni 1. Sāļi var veidies meāliem reaģēj ar nemeāliem Meāls + nemeāls sāls. Sāļi rdas meāliem reaģēj ar skābēm Meāls + skābe sāls + ūdeņradis. Sāļi rdas meāliem reaģēj ar sāļiem Meāls + sāls meāls + sāls 4. Sāļi var veidies ksīdiem reaģēj savā sarpā Bāziskais ksīds + skābais ksīds sāls Fe + Cl Fe + S FeCl FeS Fe + HCl FeCl + H Mg + CH COOH (CH COO) Mg + H Fe + CuSO Cu + FeSO 4 4 Mg + AgNO Ag + Mg(NO ) CaO + CO ZnO + SiO CaCO ZnSiO KAlO Al O + K O Amfērais ksīds + skābais ksīds sāls Bāziskais ksīds + amfērais ksīds sāls 5. Sāļi rdas bāziskajiem un amfērajiem ksīdiem reaģēj ar skābēm CuO + HCl CuCl + H O ZnO + H SO ZnSO + H O 4 4 Bāziskais ksīds + skābe sāls + ūdens Amfērais ksīds + skābe sāls + ūdens

30 6. Sāļi rdas skābajiem un amfērajiem ksīdiem iedarbjies ar sārmiem Skābais ksīds + sārms sāls + ūdens CO + Ca(OH) CaCO + H O Al O + KOH KAlO + H O Al O + 6KOH + H O K [Al(OH) ] 6 Amfērais ksīds + sārma kausējums sāls + ūdens Amfērais ksīds + sārma šķīdums kmpleksais sāls 7. Sāļi rdas skābēm reaģēj ar bāzēm un ar amfērajiem hidrksīdiem Skābe + bāze sāls + ūdens Skābe + amfērs hidrksīds sāls + ūdens 8. Sāļi rdas skābēm reaģēj ar sāļiem Skābe + sāls skābe + sāls 9. Sāļi rdas sārmiem reaģēj ar sāļiem. Apmaiņas reakcija nrisinās šķīdumā Bāze + sāls bāze + sāls 10. Sāļi rdas ciiem sāļiem reaģēj savā sarpā. Apmaiņas reakcija nrisinās šķīdumā HNO + Cu(OH) Cu(NO ) + H O H PO + Ca(OH) Ca (PO ) + 6H O 4 4 HCl + NH H O NH Cl + H O HCl + Al(OH) 4 AlCl + H O HCl + CaCO H O + CO + CaCl HCO 4 (knc.) 4 H SO + NaCl HCl + Na SO HNO + K SiO H SiO + KNO KOH + CuCl Cu(OH) + KCl Ba(OH) + Na CO NaOH + BaCO 6NH H O + Fe (SO ) Fe(OH) + (NH ) SO AgNO + NaCl AgCl + NaNO BaCl + K SO BaSO + KCl 4 4 Sāls + sāls sāls + sāls 11. Sāļi rdas sadalies dažiem ciiem sāļiem KClO NaHCO KCl + O MnO Na CO + HO + CO Skāb un bāzisk sāļu iegūšanas paņēmieni Skāb sāļu iegūšanas paņēmieni

31 1. Skābie sāļi rdas nrmāliem sāļiem reaģēj ar skābēm. Skābie sāļi rdas skābes pārākumam reaģēj ar bāzi. Skābie sāļi rdas skābā ksīda pārākumam reaģēj ar bāzi Na SO + H SO HCO NaHSO CaCO + H O + CO Ca(HCO ) H SO + NaOH NaHSO + H O 4 4 H PO + Ca(OH) Ca(H PO ) + H O 4 4 H PO + Ca(OH) CaHPO + H O 4 4 CO + KOH KHCO SO + Ca(OH) Ca(HSO ) Bāzisk sāļu iegūšanas paņēmieni 1. Bāziskie sāļi rdas sārmiem reaģēj ar sāļu šķīdumiem. Bāziskie sāļi rdas bāzes pārākumam reaģēj ar skābi. Bāziskie sāļi var veidies apmaiņas reakcijās sarp sāļu šķīdumiem. Piemēram, šādi veidjas vara(ii), cinka un svina(ii) hidrkskarbnās CaCl + Ca(OH) Ba(NO ) + Ba(OH) CaCl + HCl Ca(OH)Cl Ba(OH)NO Ca(OH)Cl + H O Ba(OH) + HNO Ba(OH)NO + H O CuSO + Na CO + H O 4 (CuOH) CO + CO + Na SO 4 ZnCl + K CO + H O (ZnOH) CO + CO + 4KCl Nrmāl, skāb un bāzisk sāļu savsarpējās pārvērības Nrmāl un skāb sāļu savsarpējās pārvērības Nrmālais sāls 1..,. skābais sāls 1..,. CaCO Ca(HCO ) 1. Nrmālais sāls + skābe CaCO + HO + CO Ca(HCO ). Skābais sāls + bāze. Hidrgēnkarbnāi (un hidrgēnsulfīi) karsēj sadalās Ca(HCO ) + Ca(OH) CaCO + HO Ca(HCO ) CaCO + H O + CO Nrmāl un bāzisk sāļu savsarpējās pārvērības Nrmālais sāls 1.. bāziskais sāls Ca(NO ) 1. Ca(OH)NO.

32 1. Nrmālais sāls + sārms Ca(NO ) + Ca(OH) Ca(OH)NO. Bāziskais sāls + skābe Ca(OH)NO + HNO Ca(NO ) + HO