Tlenki  otrzymywanie i reakcje
1. Spalanie (utlenianie) pierwiastków: pierwiastek + O2 tlenek
W zale\
ności od ilości zu\
ytego podczas reakcji tlenu mo\
e powstać tlenek z pierwiastkiem na ró\
nych
stopniach utlenienia (ni\
sze, wy\
sze tlenki):
4 Cu + O2 2 Cu2O 2 Cu + O2 2 CuO
P4 + 3 O2 P4O6 P4 + 5 O2 P4O10
Spalanie to reakcja gwałtowna, szybka, towarzyszy jej płomień lub wybuch.
Po lewej: spalanie magnezu
Obserwacje: magnez spala się z wydzieleniem bardzo
jasnego światła. Na ły\
ce 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 nale\
y je
przechowywać pod naftą.
W reakcji oprócz tlenków, mogą
powstawać nadtlenki, a nawet
ponadtlenki.
Nadtlenki to związki ro\
nych pierwiastków z tlenem jednowartościowym (stopień
utlenienia tlenu wynosi  I)
H2O2  nadtlenek wodoru (składnik wody utlenionej (3% roztwór) i perhydrolu  ok. 30% roztwór)
K2O2  nadtlenek potasu,
BaO2  nadtlenek baru (stosowany w pirotechnice)
Ponadtlenki to związki litowców o charakterze soli, zawierające jony metali i jon ponadtlenkowy O2- , np.
2
1
ponadtlenek potasu KO2 (stopień utlenienia tlenu wynosi - ).
2
1
2. Utlenianie i redukcja tlenków.
Ni\
sze tlenki, mo\
na utleniać (wprowadzać dodatkowa ilość tlenu do tlenku, powodując wzrost stopnia
utlenienia pierwiastka) do tlenków wy\
szych:
2 SO2 + O2 �łkatalizator 2 SO3 4 FeO + O2 2 Fe2O3
�ł�ł
�ł
1) 2 Fe + O2 2 FeO
2) 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3
3) 4 FeO + O2 2 Fe2O3
Redukcja tlenków to ich reakcja z reduktorem  substancją
zdolną zabierać tlen od tlenków, np. C, H2 i metale
aktywne  litowce i berylowce, cynk, glin
4) Fe2O3 + H2 2 FeO + H2O
5) Fe2O3 + 3 H2 2 Fe + 3 H2O
6) FeO + C Fe + CO
3. Rozkład niektórych soli i wodorotlenków:
CaCO3 �łtemp. CaO + CO2
�ł
�ł
Cu(OH)2 �łT CuO + H2O
�ł
niebieski osad czarny osad
4. Charakter chemiczny tlenków:
Charakter chemiczny danego tlenku mo\
na odczytać z tablicy Mendelejewa:
2
Tlenki zasadowe:
reagują z kwasami dając sole: 3 CaO + 2 H3PO4 Ca3(PO4)2 + 3 H2O
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 du\
y (du\
a ró\
nica elektroujemności
pomiędzy metalem a tlenem) Na2O + H2O 2 NaOH
Charakter chemiczny tlenku zale\
y równie\
od stopnia utlenienia pierwiastka  im wy\
szy jest stopień
utlenienia pierwiastka w tlenku, tym bardziej kwasowy jest charakter tlenku
3
Tlenki kwasowe:
VI
VI
reagują z zasadami dając sól: SO3 + 2 NaOH Na2SO4 + H2O
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:
N2O5 + H2O 2 HNO3 CO2 + H2O H2CO3
P4O10 + 6 H2O 3 H3PO4 SO3 + H2O H2SO4
SiO2 + H2O reakcja nie zachodzi  krzemionka, główny składnik piasku nie reaguje z wodą
2 NO2 + H2O HNO3 + HNO2 - reakcja dysproporcjonowania (azot w NO2 ulega
jednocześnie utlenieniu do stopnia utl. V i redukcji do III)
Tlenki amfoteryczne:
reagują z kwasami dając sól Al2O3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3 H2O
reagują z zasadami dając sól Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O
glinian sodu
Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O 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: N2O5 + CaO Ca(NO3)2
6. Niektóre tlenki rozkładają się pod wpływem temperatury
Czerwony HgO
rozkłada się ju\
po
2 HgO 2 Hg + O2
lekkim ogrzaniu,
czego dowodem są
2 Ag2O 4 Ag + O2
kropelki rtęci na
4 CrO3 2 Cr2O3 + O2
chłodnych
ściankach
probówki
4
Wodorotlenki  otrzymywanie i reakcje
Wodorotlenki otrzymuje się głównie na trzy sposoby:
1. metal aktywny + woda wodorotlenek + wodór (H2)
litowiec lub
berylowiec z wyj. berylu
fenoloftaleina dolana do wody, po wrzuceniu kawałka
sodu lub potasu zabarwia się na malinowo, co
wskazuje, \
e 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 sodu z wodą reakcja potasu z wodą
2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
reakcja magnezu z wodą: 1-początek, 2-po pewnym czasie
3, 4  reakcja wapnia z wodą
Magnez i wapń (berylowce) równie\
reagują z wodą, ale
zdecydowanie mniej gwałtownie ni\
litowce.
Berylowce są mniej aktywne chemicznie od litowców
Mg + 2 H2O Mg(OH)2 + H2
Ca + 2 H2O Ca(OH)2 + H2
2. reakcja tlenku zasadowego z wodą :
tlenek zasadowy + woda wodorotlenek
CaO + H2O Ca(OH)2 Na2O + H2O 2 NaOH
Pamiętamy oczywiście, \
e nie wszystkie tlenki zasadowe reagują z wodą (tylko te o najmocniejszym
charakterze zasadowym  te z wiązaniami najbardziej jonowymi; ró\
nica elektroujemności ponad 2)
3. Strącanie osadów wodorotlenków trudno rozpuszczalnych w wodzie:
Sól metalu, którego wodorotlenek strącamy + zasada osad wodorotlenku + inna sól
FeCl3 + 3 NaOH Fe(OH)3 + 3 NaCl
CuSO4 + 2 KOH Cu(OH)2 + K2SO4
CdBr2 + 2 (NH3 �" H2O) Cd(OH)2 + 2 NH4Br
5
4. Istnieje oczywiście więcej metod otrzymywania wodorotlenków, np.
reakcja wodorku metalu aktywnego z woda: CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 + 2 H2
Właściwości wodorotlenków
Wodne roztwory wodorotlenków to zasady. Wszystkie zasady:
powodują zmianę zabarwienia indykatorów (wskaz
ników); np. papierek uniwersalny  niebieski,
fenoloftaleina  malinowa, oran\
metylowy  \
ółty.
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 du\
ą 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 równie\
wodny roztwór amoniaku  NH3. W jego roztworze
zachodzi dysocjacja: NH3 + H2O "! NH+ + OH 
4
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 ka\
dym kolejnym etapie dysocjacji, stopień dysocjacji jest mniejszy, dlatego w roztworze największe
stę\
enie maja jony OH  , średnie  jony Cu(OH)+, a najmniejsze jony Cu2+.
Wodorotlenki i ich wodne roztwory (zasady) są substancjami bardzo aktywnymi chemicznie. Biorą udział
w reakcjach:
zobojętniania: NaOH + HCl NaCl + H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 6 H2O
Reakcje zobojętniania zachodzą równie\
z udziałem tlenków kwasowych:
Ca(OH)2 + SO3 CaSO4 + H2O
jonowych  głównie z solami (mocna zasada wypiera z soli zasadę słabszą):
CuSO4 + 2 NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
ZnCl2 + Ca(OH)2 Zn(OH)2 + CaCl2
rozkładu termicznego:
Hg(OH)2 �łtemperatura HgO + H2O
�ł�ł�ł
2 AgOH �łtemperatura Ag2O + H2O
�ł�ł�ł
6
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)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O
Al(OH)3 + NaOH Na [Al(OH)4]
tetrahydroksyglinian sodu
Zn(OH)2 + 2 KOH K2 [Zn(OH)4]
tetrahydroksycynkan potasu
Powstałe sole (gliniany, cynkany) są trwałe tylko w roztworze wodnym, podczas odparowywania wody ulegają
odwodnieniu:
Na [Al(OH)4] NaAlO2 + 2 H2O
Kwasy  otrzymywanie i własności
1. Kwasy tlenowe otrzymuje się w reakcji tlenku kwasowego z wodą:
SO2 + H2O "! H2SO3
N2O3 + H2O "! 2 HNO2
CO2 + H2O "! H2CO3
Powy\
sze kwasy są nietrwałe i natychmiast po otrzymaniu rozkładają się do
tlenków, z których powstały.
Gazowaną wodę mineralną mo\
na traktować jako roztwór kwasu węglowego.
Są te\
tego typu reakcje nieodwracalne  powstały kwas jest trwały i się nie
rozkłada: SO3 + H2O H2SO4
P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4
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:
H2 + Cl2 2 HCl
Obserwacje: Pomarańczowy roztwór wodny oran\
u 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.
7
3. Kwasy, których tlenki nie reagują z wodą (np. SiO2) uzyskuje się z ich soli:
K2SiO3 + 2 HCl 2 KCl + H2SiO3
Reakcja wypierania kwasu z soli zachodzi wtedy, gdy:
wypierany jest kwas lotny lub inny gaz:
CaS + 2 HBr CaBr2 + H2S ę!
Na2CO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2O + CO2 ę!
kwas mocniejszy wypiera kwas słabszy z soli:
2 NaF + H2SO4 Na 2SO4 + 2 HF
powstaje nierozpuszczalna sól:
H2S + Pb(NO3)2 PbS + 2 HNO3
4. kwasy mogą równie\
powstawać w reakcji niektórych niemetali (aktywnych) z wodą:
Cl2 + H2O HCl + HClO (woda chlorowa)
Jedynie kilka kwasów tlenowych mo\
na otrzymać w stanie czystym (np. siarkowy (VI) czy fosforowy (V)).
Właściwości kwasów
1. Dysocjacja elektrolityczna:
Wśród kwasów, podobnie, jak wśród zasad, wyró\
niamy kwasy mocne i
słabe. Kwasy mocne dysocjują praktycznie w 100%. Nale\
ą do nich HNO3,
-
H2SO4, HCl, HBr, HI: HNO3 H+ + NO3
Do kwasów słabych zalicza się: HNO2, H2SO3, H2CO3, H2S. Są to kwasy,
które ulegają dysocjacji w niewielkim stopniu, wolno  dysocjują stopniowo:
H2S H+ + HS 
HS  H+ + S2
W kwasach mocnych, barwa wskaz
ników jest intensywna, w kwasach słabych wskaz
niki mają bladą barwę.
2. Reakcja metalu z kwasem
Metal + kwas
sól + wodór


Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
reakcja \
elaza z kwasami:
solnym i siarkowym(VI)
Metale szlachetne nie reagują z kwasami w ten sposób.
Probówka 1  Zn z HCl
Probówka 2  Cu + HCl
8
Kwasy utleniające: H2SO4(stę\
ony), HNO3, HClO4 reagują z metalami
szlachetnymi, ale w reakcji nie wydziela się wodór.
Stę\
ony kwas siarkowy (VI) ma silne właściwości utleniające, reaguje
z większością metali oraz niektórymi niemetalami (dopiero na gorąco) 
np. siarką i węglem:
Cu + 2 H2SO4(stę\
ony) CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Mg + 2 H2SO4(stę\
ony) MgSO4 + SO2 + 2 H2O
C + 2 H2SO4(stę\
ony) CO2 + 2 SO2 + 2 H2O
S + 2 H2SO4 3 SO2 + 2 H2O
1, 2  reakcja H2SO4 z miedzią (obs.: roztwór zabarwia się na zielono, wydzielają się białe dymy
3, 4  reakcja H2SO4 z węglem (obs.: wydzielaja się białe dymy)
Biały dra\
niący gaz, który wydziela się w tych reakcjach, to dwutlenek siarki  SO2.
Stę\
ony H2SO4 ma jednak zbyt małe własności utleniające i nie reaguje z metalami bardziej szlachetnymi od
miedzi, jak Hg, Ag, Au
Cukier zwil\
ony stę\
onym kwasem siarkowym (VI) najpierw \
ółknie, brunatnieje,
a póz
niej czernieje, nad zlewką unosi się para wodna. Mieszanina
pęcznieje.{obserwacje}
2
C12H22O11 �łH SO4 (stęst 12 C + 11 H2O
�ł�ł�ł
Rozcieńczony kwas siarkowy (VI) nie wykazuje tak silnych właściwości
utleniających, jak kwas stę\
ony. Reagując z metalami wydziela wodór, co oznacza,
\
e 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 stę\
onym HNO3 materiały
organiczne, jak wata lub trociny, zapalają się.
A
atwo reaguje z niemetalami (utlenia je):
S + 2 HNO3 H2SO4 + 2 NO
3 C + 4 HNO3 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O
Z tak silnie utleniającym kwasem reagują nawet metale
szlachetne, jak srebro, rtęć i miedz
. Wydziela się
czerwonobrunatny gaz o nieprzyjemnym, duszącym
zapachu  NO2.
Cu + 4 HNO3(stę\
.) Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Ag + 2 HNO3(stę\
.) AgNO3 + NO2 + H2O
Złoto, które nale\
y równie\
do grupy miedziowców, nie reaguje z \
adnym z tych kwasów.  Metal królów
poddaje się jedynie działaniu tzw. wody królewskiej  mieszaniny 3 objętości stę\
onego HCl i jednej objętości
9
HNO3. Podobnie zachowuje się platyna. Metale te są bierne chemicznie, poddają się działaniu tylko bardzo
silnych utleniaczy.
Au + 4 HCl + HNO3 HAuCl4 + NO + 2 H2O
Stę\
ony kwas azotowy (V) pasywuje \
elazo, glin i nikiel. Metale te nie roztwarzają się w tym kwasie, poniewa\

na ich powierzchni powstaje szczelna warstwa tlenku odpornego na działanie kwasu:
2 Fe + 6 HNO3 Fe2O3 + 6 NO2 + 3 H2O
2 Al + 6 HNO3 Al2O3 + 6 NO2 + 3 H2O
Rozcieńczony kwas azotowy (V) równie\
posiada silne własności utleniające. Reaguje z miedzią, ale azot (V)
redukuje się do bezbarwnego NO:
3 Cu + 8 HNO3(rozc.) 3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
Reakcja z Hg i Ag przebiega tak samo jak z HNO3 stę\
onym.
Metale nieszlachetne, takie jak cynk i Mg (silne reduktory), mogą redukować kwas azotowy (V) a\
do
amoniaku lub soli amonowych ( III stopień utlenienia):
4 Zn + 10 HNO3 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
3. Reakcja kwasu z tlenkiem zasadowym lub amfoterycznym (omówiona ju\
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 + Cl2 CuCl2 2 Fe + 3 Cl2 2 FeCl3
chlor utlenia miedz
, a produktem reakcji
jest chlorek miedzi (II). Po rozpuszczeniu
w wodzie wydzielającego się brunatnego
gazu otrzymujemy niebieski roztwór
chlorku miedzi (II).
chlor utlenia \
elazo, a produktem reakcji
jest chlorek \
elaza (III). Wydzielający się
brunatny dym osiada na dnie i ściankach
roz\
arzony pęczek gorące druciki \
elazne
naczynia. Rozpuszcza się w wodzie dając
drucików miedzianych
\
ółty roztwór chlorku \
elaza (II).
10
3 Br2 + 2 Al 2 AlBr3
Br2 + Cu CuBr2
Chlorowce nale\
ą do mocnych utleniaczy, dlatego reagując z
metalami silnie je utleniają. Np. w reakcji chloru z \
elazem
powstaje chlorek \
elaza (III), nie (II):
2 Fe + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2
Pierwsze trzy metody (spośród wymienionych wy\
ej) dotyczą
otrzymywania wszystkich rodzajów soli, czwarta i piąta  tylko
soli kwasów tlenowych, szósta  soli kwasów beztlenowych
Dlatego sól kwasu tlenowego mo\
na otrzymać w reakcjach 1, 2, 3, 4 i 5, a sól kwasu beztlenowego 
w reakcjach 1, 2, 3 i 6
Właściwości soli
1. Dysocjacja elektrolityczna:
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.
CaCl2 Ca 2+ + 2 Cl 
Al2(SO4)3 2 Al 3+ + 3 SO2-
4
Bez względu na rozpuszczalność, ka\
da 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 stę\
enie 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, nale\
y do grupy reakcji jonowych.
2. Hydroliza soli:
Sól mocnego kwasu i słabej zasady: ZnCl2 Zn 2+ + 2 Cl 
Zn 2+ + H2O ZnOH + + H + hydroliza kationowa
W roztworze, w wyniku hydrolizy, pojawiają się jony H + odpowiedzialne za kwaśny odczyn roztworu
2
Sól słabego kwasu i mocnej zasady: K2CO3 2 K + + CO3-
2 -
CO3- + H2O HCO3 + 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: CH3COONH4 CH3COO  + NH+
4
CH3COO  + H2O CH3COOH + OH 
NH+ + H2O NH3 �" H2O + H +
4
OH  + H + H2O
11
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: NH4NO2 N2 + 2 H2O
Otrzymany w reakcji azot jest bezbarwnym gazem, bez zapachu, trudno rozpuszczalnym w wodzie. Jest
niepalny i nie podtrzymuje palenia.
CaCO3 CaO + CO2
fotochemicznego:
2 AgCl �łświato 2 Ag + Cl2
�ł
�ł
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  miedz
wrzucona do roztworu siarczanu (VI) cynku
Cynk, jako metal o większej aktywności wypiera z soli miedz
:
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
Miedz
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(NO3)2 + 2 KI PbI2 + 2 KNO3
12
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 + H2SO4 Na 2SO4 + 2 HCl
Kwas solny wyprze kwas krzemowy z jego soli: Na2SiO3 + 2 HCl 2 NaCl + H2SiO3
A tak\
e, kwas węglowy i siarkowy (VI), które są nietrwałe i powstają w reakcji produkty ich rozpadu:
K2CO3 + HCl KCl + CO2 + H2O
CaSO3 + H2SO4 CaSO4 + SO2 + H2O
7. Reakcja soli z zasadą
Mocna zasada wyprze słabszą z soli.
Zmieszane ze sobą i ogrzewane roztwory chlorku amonowego NH4Cl i zasady sodowej NaOH dają w wyniku
reakcji gazowy amoniak  gaz o nieprzyjemnym, dra\
niącym zapachu.
NH4Cl + NaOH NH3 ę! + NaCl + H2O
Po wkropleniu zasady sodowej do wodnego roztworu
siarczanu (VI) miedzi (II) wytrąca się galaretowaty,
niebieski osad wodorotlenku miedzi (II) (rys a):
CuSO4 + 2 NaOH Na2SO4 + Cu(OH)2
Wodorotlenek ten, po ogrzaniu rozkłada się (rys. b):
Cu(OH)2 CuO + H2O
{Tekst i zdjęcia w oparciu o podręczniki do chemii dla szkół ponadgimnazjalnych wydawnictw: WSiP, Nowa Era, Operon}
13