Tlenki otrzymywanie i reakcje

Transkrypt

1 Tlenki otrzymywanie i reakcje 1. Spalanie (utlenianie) pierwiastków: pierwiastek + O 2 tlenek W zaleŝności od ilości zuŝytego podczas reakcji tlenu moŝe powstać tlenek z pierwiastkiem na róŝnych stopniach utlenienia (niŝsze, wyŝsze tlenki): 4 Cu + O 2 2 Cu 2 O 2 Cu + O 2 2 CuO P O 2 P 4 O 6 P O 2 P 4 O 10 Spalanie to reakcja gwałtowna, szybka, towarzyszy jej płomień lub wybuch. Po lewej: spalanie magnezu Obserwacje: magnez spala się z wydzieleniem bardzo jasnego światła. Na łyŝce do spalań pozostaje biała substancja stała. Po prawej: spalanie siarki Obserwacje: siarka spala się nikłym, niebieskawym płomieniem Utlenianie to reakcja przebiegająca bez efektów specjalnych, np. pokrywanie się osadem błyszczącej, metalicznej powierzchni sodu. Litowce są bardzo aktywnymi chemicznie metalami, łatwo reagują z tlenem zawartym w powietrzu, dlatego naleŝy je przechowywać pod naftą. W reakcji oprócz tlenków, mogą powstawać nadtlenki, a nawet ponadtlenki. Nadtlenki to związki roŝnych pierwiastków z tlenem jednowartościowym (stopień utlenienia tlenu wynosi I) H 2 O 2 nadtlenek wodoru (składnik wody utlenionej (3% roztwór) i perhydrolu ok. 30% roztwór) K 2 O 2 nadtlenek potasu, BaO 2 nadtlenek baru (stosowany w pirotechnice) Ponadtlenki to związki litowców o charakterze soli, zawierające jony metali i jon ponadtlenkowy ponadtlenek potasu KO 2 (stopień utlenienia tlenu wynosi 1 1 ). 2 2 O 2, np.

2 2. Utlenianie i redukcja tlenków. NiŜsze tlenki, moŝna utleniać (wprowadzać dodatkowa ilość tlenu do tlenku, powodując wzrost stopnia utlenienia pierwiastka) do tlenków wyŝszych: 2 SO 2 + O 2 katalizator 2 SO 3 4 FeO + O 2 2 Fe 2 O 3 1) 2 Fe + O 2 2 FeO 2) 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3 3) 4 FeO + O 2 2 Fe 2 O 3 Redukcja tlenków to ich reakcja z reduktorem substancją zdolną zabierać tlen od tlenków, np. C, H 2 i metale aktywne litowce i berylowce, cynk, glin 4) Fe 2 O 3 + H 2 2 FeO + H 2 O 5) Fe 2 O H 2 2 Fe + 3 H 2 O 6) FeO + C Fe + CO 3. Rozkład niektórych soli i wodorotlenków: CaCO 3 temp. CaO + CO 2 Cu(OH) 2 T CuO + H 2 O niebieski osad czarny osad 4. Charakter chemiczny tlenków: Charakter chemiczny danego tlenku moŝna odczytać z tablicy Mendelejewa: 2

3 Tlenki zasadowe: reagują z kwasami dając sole: 3 CaO + 2 H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) H 2 O nie reagują z zasadami niektóre z nich (bezwodniki zasadowe) reagują z wodą dając zasadę z wodą reagują tylko te tlenki zasadowe, w których procentowy udział wiązania jonowego jest duŝy (duŝa róŝnica elektroujemności pomiędzy metalem a tlenem) Na 2 O + H 2 O 2 NaOH Charakter chemiczny tlenku zaleŝy równieŝ od stopnia utlenienia pierwiastka im wyŝszy jest stopień utlenienia pierwiastka w tlenku, tym bardziej kwasowy jest charakter tlenku 3

4 Tlenki kwasowe: VI reagują z zasadami dając sól: SO NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O Tlenek kwasowy w reakcji z zasadą zachowuje się jak kwas oddaje do soli resztę kwasową. Powstaje sól, w której niemetal ma taką samą wartościowość jak w tlenku nie reagują z kwasami niektóre reagują z wodą dając kwas, w którym niemetal ma taki sam stopień utlenienia, jak w tlenku: N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 P 4 O H 2 O 3 H 3 PO 4 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 SiO 2 + H 2 O reakcja nie zachodzi krzemionka, główny składnik piasku nie reaguje z wodą 2 NO 2 + H 2 O HNO 3 + HNO 2 - reakcja dysproporcjonowania (azot w NO 2 ulega jednocześnie utlenieniu do stopnia utl. V i redukcji do III) VI Tlenki amfoteryczne: reagują z kwasami dając sól Al 2 O H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) H 2 O reagują z zasadami dając sól Al 2 O NaOH 2 NaAlO 2 + H 2 O glinian sodu Al 2 O NaOH + 3 H 2 O 2 Na[Al(OH) 4 ] tetrahydroksoglinian sodu nie reagują z wodą (ani się w niej nie rozpuszczają) Tlenki obojętne nie reagują ani z wodą, ani z kwasami, ani z zasadami. Podsumowując: 5. Reakcja tlenku zasadowego z tlenkiem kwasowym: N 2 O 5 + CaO Ca(NO 3 ) 2 6. Niektóre tlenki rozkładają się pod wpływem temperatury 2 HgO 2 Hg + O 2 2 Ag 2 O 4 Ag + O 2 4 CrO 3 2 Cr 2 O 3 + O 2 4 Czerwony HgO rozkłada się juŝ po lekkim ogrzaniu, czego dowodem są kropelki rtęci na chłodnych ściankach probówki

5 Wodorotlenki otrzymywanie i reakcje Wodorotlenki otrzymuje się głównie na trzy sposoby: 1. metal aktywny + woda wodorotlenek + wodór (H 2 ) litowiec lub berylowiec z wyj. berylu fenoloftaleina dolana do wody, po wrzuceniu kawałka reakcja sodu z wodą reakcja potasu z wodą 2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 sodu lub potasu zabarwia się na malinowo, co wskazuje, Ŝe wydziela się zasada. W reakcji powstaje wodór, który reaguje z tlenem wybuchowo. Reakcja potasu z woda przebiega gwałtowniej. Obserwacje zapisano kolorem niebieskim, wnioski pomarańczowym. reakcja magnezu z wodą: 1-początek, 2-po pewnym czasie 3, 4 reakcja wapnia z wodą Magnez i wapń (berylowce) równieŝ reagują z wodą, ale zdecydowanie mniej gwałtownie niŝ litowce. Berylowce są mniej aktywne chemicznie od litowców Mg + 2 H 2 O Mg(OH) 2 + H 2 Ca + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 2. reakcja tlenku zasadowego z wodą : tlenek zasadowy + woda wodorotlenek CaO + H 2 O Ca(OH) 2 Na 2 O + H 2 O 2 NaOH Pamiętamy oczywiście, Ŝe nie wszystkie tlenki zasadowe reagują z wodą (tylko te o najmocniejszym charakterze zasadowym te z wiązaniami najbardziej jonowymi; róŝnica elektroujemności ponad 2) 3. Strącanie osadów wodorotlenków trudno rozpuszczalnych w wodzie: Sól metalu, którego wodorotlenek strącamy + zasada osad wodorotlenku + inna sól FeCl NaOH Fe(OH) NaCl CuSO KOH Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 CdBr (NH3 H 2O) Cd(OH) NH 4 Br 5

6 4. Istnieje oczywiście więcej metod otrzymywania wodorotlenków, np. reakcja wodorku metalu aktywnego z woda: CaH H 2 O Ca(OH) H 2 Właściwości wodorotlenków Wodne roztwory wodorotlenków to zasady. Wszystkie zasady: powodują zmianę zabarwienia indykatorów (wskaźników); np. papierek uniwersalny niebieski, fenoloftaleina malinowa, oranŝ metylowy Ŝółty. neutralizują (zobojętniają) odczyn kwaśny (reagują z kwasami) pochłaniają dwutlenek węgla z powietrza wykazują tzw. śliskość roztworu (ich roztwory w dotyku przypominają rozwór mydła) ta cecha występuje tylko w roztworach silnie zasadowych 1. dysocjacja elektrolityczna (jonowa): Wodorotlenek tworzy roztwór zasadowy tylko wtedy, gdy ma dostatecznie duŝą rozpuszczalność w wodzie i ulega w niej dysocjacji: NaOH Na + + OH Właściwości takie są charakterystyczne wyłącznie dla wodorotlenków: litowców i niektórych berylowców (Ba, Sr, Ca). Zasadowy charakter (choć słaby) cechuje równieŝ wodny roztwór amoniaku NH 3. W jego roztworze zachodzi dysocjacja: NH 3 + H 2 O + NH 4 + OH Zasady, będące roztworami wodorotlenków z wieloma grupami OH i słabymi zasadami dysocjują stopniowo: Cu(OH) 2 [Cu(OH)] + + OH [Cu(OH)] + Cu 2+ + OH W kaŝdym kolejnym etapie dysocjacji, stopień dysocjacji jest mniejszy, dlatego w roztworze największe stęŝenie maja jony OH, średnie jony Cu(OH) +, a najmniejsze jony Cu 2+. Wodorotlenki i ich wodne roztwory (zasady) są substancjami bardzo aktywnymi chemicznie. Biorą udział w reakcjach: zobojętniania: NaOH + HCl NaCl + H 2 O 2 Al(OH) H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) H 2 O Reakcje zobojętniania zachodzą równieŝ z udziałem tlenków kwasowych: Ca(OH) 2 + SO 3 CaSO 4 + H 2 O jonowych głównie z solami (mocna zasada wypiera z soli zasadę słabszą): CuSO NaOH Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ZnCl 2 + Ca(OH) 2 Zn(OH) 2 + CaCl 2 rozkładu termicznego: Hg(OH) 2 HgO + H 2 O 2 AgOH Ag 2 O + H 2 O 6

7 2. Charakter chemiczny wodorotlenków: Wodorotlenki zasadowe reagują wyłącznie z kwasami lub tlenkami kwasowymi (reakcja zobojętniania) Wodorotlenki amfoteryczne reagują zarówno z mocnymi kwasami, jak i mocnymi zasadami 1. osad wodorotlenku glinu rozpuszcza się w kwasie solnym 2. osad wodorotlenku glinu rozpuszcza się w zasadzie sodowej Al(OH) HCl AlCl H 2 O Al(OH) 3 + NaOH Na [Al(OH) 4 ] tetrahydroksyglinian sodu Zn(OH) KOH K 2 [Zn(OH) 4 ] tetrahydroksycynkan potasu Powstałe sole (gliniany, cynkany) są trwałe tylko w roztworze wodnym, podczas odparowywania wody ulegają odwodnieniu: Na [Al(OH) 4 ] NaAlO H 2 O Kwasy otrzymywanie i własności 1. Kwasy tlenowe otrzymuje się w reakcji tlenku kwasowego z wodą: SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 N 2 O 3 + H 2 O 2 HNO 2 CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 PowyŜsze kwasy są nietrwałe i natychmiast po otrzymaniu rozkładają się do tlenków, z których powstały. Gazowaną wodę mineralną moŝna traktować jako roztwór kwasu węglowego. Są teŝ tego typu reakcje nieodwracalne powstały kwas jest trwały i się nie rozkłada: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 P 4 O H 2 O 4 H 3 PO 4 2. Kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie odpowiednich gazowych wodorków o charakterze kwasowym, które uzyskuje się na drodze bezpośredniej syntezy wodoru z pierwiastkiem: 7 H 2 + Cl 2 2 HCl Obserwacje: Pomarańczowy roztwór wodny oranŝu metylowego, zostaje zassany (czerwona fontanna) do kolby wypełnionej chlorowodorem i w kontakcie z tym gazem zmienia barwę na intensywnie czerwoną. Wniosek: wodny roztwór chlorowodoru jest mocnym kwasem.

8 3. Kwasy, których tlenki nie reagują z wodą (np. SiO 2 ) uzyskuje się z ich soli: K 2 SiO HCl 2 KCl + H 2 SiO 3 Reakcja wypierania kwasu z soli zachodzi wtedy, gdy: wypierany jest kwas lotny lub inny gaz: CaS + 2 HBr CaBr 2 + H 2 S Na 2 CO HCl 2 NaCl + H 2 O + CO 2 kwas mocniejszy wypiera kwas słabszy z soli: powstaje nierozpuszczalna sól: 2 NaF + H 2 SO 4 Na 2SO HF H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 PbS + 2 HNO 3 4. kwasy mogą równieŝ powstawać w reakcji niektórych niemetali (aktywnych) z wodą: Cl 2 + H 2 O HCl + HClO (woda chlorowa) Jedynie kilka kwasów tlenowych moŝna otrzymać w stanie czystym (np. siarkowy (VI) czy fosforowy (V)). 1. Dysocjacja elektrolityczna: Właściwości kwasów Wśród kwasów, podobnie, jak wśród zasad, wyróŝniamy kwasy mocne i słabe. Kwasy mocne dysocjują praktycznie w 100%. NaleŜą do nich HNO 3, H 2 SO 4, HCl, HBr, HI: HNO 3 H + + NO 3 Do kwasów słabych zalicza się: HNO 2, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 S. Są to kwasy, które ulegają dysocjacji w niewielkim stopniu, wolno dysocjują stopniowo: H 2 S H + + HS HS H + + S 2 W kwasach mocnych, barwa wskaźników jest intensywna, w kwasach słabych wskaźniki mają bladą barwę. 2. Reakcja metalu z kwasem Metal + kwas sól + wodór Fe + H 2 SO 4 FeSO 4 + H 2 Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 Metale szlachetne nie reagują z kwasami w ten sposób. Probówka 1 Zn z HCl Probówka 2 Cu + HCl reakcja Ŝelaza z kwasami: solnym i siarkowym(vi) 8

9 Kwasy utleniające: H 2 SO 4(stęŜony), HNO 3, HClO 4 reagują z metalami szlachetnymi, ale w reakcji nie wydziela się wodór. StęŜony kwas siarkowy (VI) ma silne właściwości utleniające, reaguje z większością metali oraz niektórymi niemetalami (dopiero na gorąco) np. siarką i węglem: Cu + 2 H 2 SO 4(stęŜony) CuSO 4 + SO H 2 O Mg + 2 H 2 SO 4(stęŜony) MgSO 4 + SO H 2 O C + 2 H 2 SO 4(stęŜony) CO SO H 2 O S + 2 H 2 SO 4 3 SO H 2 O 1, 2 reakcja H 2 SO 4 z miedzią (obs.: roztwór zabarwia się na zielono, wydzielają się białe dymy 3, 4 reakcja H 2 SO 4 z węglem (obs.: wydzielaja się białe dymy) Biały draŝniący gaz, który wydziela się w tych reakcjach, to dwutlenek siarki SO 2. StęŜony H 2 SO 4 ma jednak zbyt małe własności utleniające i nie reaguje z metalami bardziej szlachetnymi od miedzi, jak Hg, Ag, Au Cukier zwilŝony stęŝonym kwasem siarkowym (VI) najpierw Ŝółknie, brunatnieje, a później czernieje, nad zlewką unosi się para wodna. Mieszanina pęcznieje.{obserwacje} C 12 H 22 O 11 H 2 SO 4 (stęst 12 C + 11 H 2 O Rozcieńczony kwas siarkowy (VI) nie wykazuje tak silnych właściwości utleniających, jak kwas stęŝony. Reagując z metalami wydziela wodór, co oznacza, Ŝe reakcja przebiega tak, jak z kwasami nie posiadającymi silnych właściwości utleniających. Rozcieńczony kwas siarkowy (VI) nie reaguje z metalami szlachetnymi, ani półszlachetnymi (np. Cu). Kwas azotowy (V) ma jeszcze silniejsze właściwości utleniające. W kontakcie ze stęŝonym HNO 3 materiały organiczne, jak wata lub trociny, zapalają się. Łatwo reaguje z niemetalami (utlenia je): S + 2 HNO 3 H 2 SO NO 3 C + 4 HNO 3 3 CO NO + 2 H 2 O Z tak silnie utleniającym kwasem reagują nawet metale szlachetne, jak srebro, rtęć i miedź. Wydziela się czerwonobrunatny gaz o nieprzyjemnym, duszącym zapachu NO 2. Cu + 4 HNO 3(stęŜ.) Cu(NO 3 ) NO H 2 O Ag + 2 HNO 3(stęŜ.) AgNO 3 + NO 2 + H 2 O Złoto, które naleŝy równieŝ do grupy miedziowców, nie reaguje z Ŝadnym z tych kwasów. Metal królów poddaje się jedynie działaniu tzw. wody królewskiej mieszaniny 3 objętości stęŝonego HCl i jednej objętości 9

10 HNO 3. Podobnie zachowuje się platyna. Metale te są bierne chemicznie, poddają się działaniu tylko bardzo silnych utleniaczy. Au + 4 HCl + HNO 3 HAuCl 4 + NO + 2 H 2 O StęŜony kwas azotowy (V) pasywuje Ŝelazo, glin i nikiel. Metale te nie roztwarzają się w tym kwasie, poniewaŝ na ich powierzchni powstaje szczelna warstwa tlenku odpornego na działanie kwasu: 2 Fe + 6 HNO 3 Fe 2 O NO H 2 O 2 Al + 6 HNO 3 Al 2 O NO H 2 O Rozcieńczony kwas azotowy (V) równieŝ posiada silne własności utleniające. Reaguje z miedzią, ale azot (V) redukuje się do bezbarwnego NO: 3 Cu + 8 HNO 3(rozc.) 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O Reakcja z Hg i Ag przebiega tak samo jak z HNO 3 stęŝonym. Metale nieszlachetne, takie jak cynk i Mg (silne reduktory), mogą redukować kwas azotowy (V) aŝ do amoniaku lub soli amonowych ( III stopień utlenienia): 4 Zn + 10 HNO 3 4 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO H 2 O 3. Reakcja kwasu z tlenkiem zasadowym lub amfoterycznym (omówiona juŝ wcześniej, przy tlenkach) 4. Reakcja kwasu z wodorotlenkiem (zobojętnianie) (omówiona wcześniej) Sole otrzymywanie i własności 6 podstawowych metod otrzymywania soli: 1. Metal + kwas sól + wodór {lub odpowiedni tlenek niemetalu i woda} 2. Tlenek zasadowy lub amfoteryczny + kwas sól + woda 3. Wodorotlenek + kwas sól + woda (zobojętnianie) 4. Wodorotlenek + tlenek kwasowy sól + woda 5. Tlenek zasadowy + tlenek kwasowy sól 6. Metal + niemetal sól Cu + Cl 2 CuCl 2 2 Fe + 3 Cl 2 2 FeCl 3 rozŝarzony pęczek drucików miedzianych gorące druciki Ŝelazne 10 chlor utlenia miedź, a produktem reakcji jest chlorek miedzi (II). Po rozpuszczeniu w wodzie wydzielającego się brunatnego gazu otrzymujemy niebieski roztwór chlorku miedzi (II). chlor utlenia Ŝelazo, a produktem reakcji jest chlorek Ŝelaza (III). Wydzielający się brunatny dym osiada na dnie i ściankach naczynia. Rozpuszcza się w wodzie dając Ŝółty roztwór chlorku Ŝelaza (II).

11 3 Br Al 2 AlBr 3 Br 2 + Cu CuBr 2 Chlorowce naleŝą do mocnych utleniaczy, dlatego reagując z metalami silnie je utleniają. Np. w reakcji chloru z Ŝelazem powstaje chlorek Ŝelaza (III), nie (II): 2 Fe + 6 HCl 2 FeCl H 2 Pierwsze trzy metody (spośród wymienionych wyŝej) dotyczą otrzymywania wszystkich rodzajów soli, czwarta i piąta tylko soli kwasów tlenowych, szósta soli kwasów beztlenowych Dlatego sól kwasu tlenowego moŝna otrzymać w reakcjach 1, 2, 3, 4 i 5, a sól kwasu beztlenowego w reakcjach 1, 2, 3 i 6 1. Dysocjacja elektrolityczna: Właściwości soli Wszystkie sole rozpuszczone w wodzie dysocjują w 100% na jony jonowa sieć krystaliczna soli się rozpada i wszystkie jony z tej sieci są uwolnione do roztworu. CaCl 2 Ca Cl Al 2 (SO 4 ) 3 2 Al SO 4 Bez względu na rozpuszczalność, kaŝda ilość soli, która przechodzi do roztworu, rozpada się na jony. W roztworach soli trudno rozpuszczalnych ustala się stan równowagi pomiędzy osadem i jonami w roztworze. Im gorzej rozpuszcza się sól, tym mniejsze jest stęŝenie jonów nad osadem. Niektóre jony powstałe podczas dysocjacji soli, te, które pochodzą od słabego kwasu lub słabej zasady, mogą reagować z wodą. Jest to reakcja hydrolizy soli, naleŝy do grupy reakcji jonowych. 2. Hydroliza soli: Sól mocnego kwasu i słabej zasady: ZnCl 2 Zn Cl Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H + hydroliza kationowa W roztworze, w wyniku hydrolizy, pojawiają się jony H + odpowiedzialne za kwaśny odczyn roztworu Sól słabego kwasu i mocnej zasady: K 2 CO 3 2 K CO 3 2 CO 3 + H 2 O HCO 3 + OH hydroliza anionowa W roztworze takiej soli, w wyniku hydrolizy, powstają jony wodorotlenkowe, które są odpowiedzialne za zasadowy odczyn roztworu Sól słabego kwasu i słabej zasady: CH 3 COONH 4 CH 3 COO + CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH + NH 4 + H 2 O NH 3 H 2O + H + OH + H + H 2 O + NH 4 11

12 Zachodzi hydroliza kationowo anionowa, w wyniku której powstaje taka sama ilość kationów wodorowych i anionów wodorotlenkowych. Jony te zobojętniają się, dlatego roztwór takiej soli jest obojętny. Sól mocnego kwasu i mocnej zasady śaden z jonów powstałych w wyniku dysocjacji soli nie pochodzi od słabego elektrolitu, więc nie ulega hydrolizie. Roztwór ma odczyn obojętny. 3. Reakcje rozkładu soli: termicznego: NH 4 NO 2 N H 2 O Otrzymany w reakcji azot jest bezbarwnym gazem, bez zapachu, trudno rozpuszczalnym w wodzie. Jest niepalny i nie podtrzymuje palenia. fotochemicznego: CaCO 3 CaO + CO 2 2 AgCl świato 2 Ag + Cl 2 Na światłoczułości halogenków srebra, głównie bromku, oparta jest technika fotograficzna. 4. Reakcja soli z metalem aktywnym Metal aktywny (stojący w szeregu bardziej na lewo) wypiera z soli metal mniej aktywny: 1 i 2 cynk wrzucony do roztworu siarczanu (VI) miedzi (II) Obs.: niebieski roztwór soli miedzi (II) odbarwia się, a na powierzchni metalicznej cynku pojawia się osad. 3 i 4 miedź wrzucona do roztworu siarczanu (VI) cynku Cynk, jako metal o większej aktywności wypiera z soli miedź: Zn + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu Miedź ma zbyt małą aktywność, aby wyprzeć cynk z soli reakcja nie zachodzi. 5. Reakcja soli z inną solą (strącanie osadu soli trudno rozpuszczalnej w wodzie) Dwie sole reagują ze sobą tylko wtedy, gdy w reakcji wymiany podwójnej, powstanie trzecia sól, która jest trudno rozpuszczalna w wodzie (powstaje osad). Pb(NO 3 ) KI PbI KNO 3 12

13 6. Reakcja soli z kwasem Mocny kwas wypiera z soli kwas słabszy. Z soli kuchennej NaCl, pod wpływem kwasu siarkowego (VI), otrzymujemy gazowy chlorowodór: 2 NaCl + H 2 SO 4 Na 2SO HCl Kwas solny wyprze kwas krzemowy z jego soli: Na 2 SiO HCl 2 NaCl + H 2 SiO 3 A takŝe, kwas węglowy i siarkowy (VI), które są nietrwałe i powstają w reakcji produkty ich rozpadu: K 2 CO 3 + HCl KCl + CO 2 + H 2 O CaSO 3 + H 2 SO 4 CaSO 4 + SO 2 + H 2 O 7. Reakcja soli z zasadą Mocna zasada wyprze słabszą z soli. Zmieszane ze sobą i ogrzewane roztwory chlorku amonowego NH 4 Cl i zasady sodowej NaOH dają w wyniku reakcji gazowy amoniak gaz o nieprzyjemnym, draŝniącym zapachu. NH 4 Cl + NaOH NH 3 + NaCl + H 2 O Po wkropleniu zasady sodowej do wodnego roztworu siarczanu (VI) miedzi (II) wytrąca się galaretowaty, niebieski osad wodorotlenku miedzi (II) (rys a): CuSO NaOH Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 Wodorotlenek ten, po ogrzaniu rozkłada się (rys. b): Cu(OH) 2 CuO + H 2 O {Tekst i zdjęcia w oparciu o podręczniki do chemii dla szkół ponadgimnazjalnych wydawnictw: WSiP, Nowa Era, Operon} 13