פרק 6. המחלקות החשובות של תרכובות אי-אורגניות

6.1. תחמוצות

סיווג חומרים מקל על לימודם: כאשר מכירים את המאפיינים של מחלקה מסוימת, ניתן לנבא את תכונותיהם של נציגיה הבודדים. המחלקות החשובות של תרכובות אי-אורגניות הן תחמוצות, חומצות, בסיסים ומלחים.

תחמוצות (אוכסידים) הן תרכובות המורכבות משני יסודות, שאחד מהם הוא חמצן.

כמעט כל היסודות הכימיים יוצרים תחמוצות. עד היום לא הצליחו לקבל תחמוצות של שלושה יסודות בלבד — הגזים האצילים הליום, ניאון וארגון.

שמות התחמוצות. על פי הנומנקלטורה הבינלאומית (IUPAC), שם התחמוצת מורכב משם היסוד בעל האלקטרושליליות היחסית הגבוהה יותר עם הסיומת -יד (מהשורש הלטיני), ושם היסוד בעל האלקטרושליליות הנמוכה יותר (ראו 2.2). אם יסוד יוצר כמה תחמוצות, מציינים את מספר החמצון שלו בספרה רומית בסוגריים מיד אחרי שמו. לדוגמה: $H_{2} O$ — אוכסיד מימן (מים); $FeO$ — אוכסיד ברזל(II); $F e_{2} O_{3}$ — אוכסיד ברזל(III); $P_{2} O_{3}$ — אוכסיד זרחן(III); $P_{2} O_{5}$ — אוכסיד זרחן(V); $P_{4} O_{6}$ — הכסה-אוכסיד טטרה-זרחן; $P_{4} O_{10}$ — דקה-אוכסיד טטרה-זרחן; $C u_{2} O$ — אוכסיד נחושת(I), או אוכסיד די-נחושת.

קבוצה מיוחדת של תרכובות חמצן היא פרוכסידים. בדרך כלל רואים בהם מלחים של מי חמצן $H_{2} O_{2}$ , שמפגינים תכונות חומצה חלשה. בפרוכסידים קשורים אטומי החמצן לא רק לאטומים של יסודות אחרים, אלא גם זה לזה — הם יוצרים את קבוצת הפרוכסו —O—O—. לדוגמה, פרוכסיד נתרן $N a_{2} O_{2}$ . בפרוכסיד בריום $Ba O_{2}$ , מספר החמצון של הבריום הוא $+ 2$ , ושל החמצן — $- 1$ .

לפי תכונותיהם הכימיות, מחלקים את התחמוצות לשלוש קבוצות: בסיסיות, חומציות ואמפוטריות.

תחמוצות בסיסיות הן תחמוצות שמתאימים להן בסיסים. לדוגמה, $N a_{2} O$ , $CaO$ , $FeO$ , $NiO$ הן תחמוצות בסיסיות, שכן מתאימים להן הבסיסים $NaOH$ , $Ca (OH)_{2}$ , $Fe (OH)_{2}$ , $Ni (OH)_{2}$ . חלק מהתחמוצות הבסיסיות יוצרות בסיסים בתגובה עם מים:

$N a_{2} O + H_{2} O \to 2 NaOH; CaO + H_{2} O \to Ca (OH)_{2}$

תחמוצות בסיסיות אחרות אינן מגיבות ישירות עם מים, והבסיסים המתאימים להן מתקבלים ממלחים:

$NiS O_{4} + 2 NaOH \to Ni (OH)_{2} ↓ + N a_{2} S O_{4}$

תחמוצות בסיסיות נוצרות על ידי מתכות בלבד.

תחמוצות חומציות הן תחמוצות שמתאימות להן חומצות. לדוגמה, $C O_{2}$ , $P_{2} O_{5}$ , $S O_{3}$ , $S O_{2}$ הן תחמוצות חומציות, שכן מתאימות להן החומצות $H_{2} C O_{3}$ , $H_{3} P O_{4}$ , $H_{2} S O_{4}$ , $H_{2} S O_{3}$ . רוב התחמוצות החומציות יוצרות חומצות בתגובה עם מים:

$C O_{2} + H_{2} O \to H_{2} C O_{3}; S O_{3} + H_{2} O \to H_{2} S O_{4}$

חלק מהתחמוצות החומציות אינן מגיבות עם מים, אולם ניתן לקבלן מהחומצה המתאימה:

$H_{2} Si O_{3} \to Si O_{2} + H_{2} O$

תחמוצות חומציות נוצרות על ידי אל-מתכות ועל ידי חלק מהמתכות המפגינות מספרי חמצון גבוהים (לדוגמה, לתחמוצת $M n_{2} O_{7}$ מתאימה חומצת המנגן $HMn O_{4}$ ).

תחמוצות אמפוטריות הן תחמוצות המפגינות, בהתאם לתנאים, תכונות בסיסיות או חומציות — כלומר בעלות אופי כפול. בין אלה נמנות תחמוצות של מתכות מסוימות: $ZnO$ , $A l_{2} O_{3}$ , $C r_{2} O_{3}$ ועוד. תחמוצות אמפוטריות אינן מגיבות ישירות עם מים, אך מגיבות הן עם חומצות והן עם בסיסים:

$ZnO + 2 HCl \to ZnC l_{2} + H_{2} O$ $ZnO + 2 NaOH + H_{2} O \to N a_{2} [Zn (OH)_{4}]$

בהיתוך $A l_{2} O_{3}$ עם אלקאלי או עם קרבונטים של מתכות אלקאליות נוצרים מטא-אלומינטים (אלומינטים אנהידרים):

$A l_{2} O_{3} + 2 NaOH \to 2 NaAl O_{2} + H_{2} O$ $A l_{2} O_{3} + N a_{2} C O_{3} \to 2 NaAl O_{2} + C O_{2}$

את תכונות התחמוצות נוח לבחון באמצעות הטבלה המחזורית. כך, תכונות תחמוצות יסודות המחזור השלישי — $N a_{2} O$ , $MgO$ , $A l_{2} O_{3}$ , $Si O_{2}$ , $P_{2} O_{5}$ , $S O_{3}$ , $C l_{2} O_{7}$ — משתנות בהתאם למבנה האטומים שלהם (ראו 2.6): מבסיסיות ( $N a_{2} O$ , $MgO$ ) דרך אמפוטריות ( $A l_{2} O_{3}$ ) ועד חומציות ( $Si O_{2}$ , $P_{2} O_{5}$ , $S O_{3}$ , $C l_{2} O_{7}$ ). מגמה זו תקפה עבור תחמוצות יסודות כל המחזורים, פרט לראשון ולשביעי.

תחמוצות בסיסיות, חומציות ואמפוטריות הן יוצרות מלח, כלומר מסוגלות ליצור מלחים. קיימת גם קבוצה קטנה של תחמוצות אדישות, שאינן מפגינות תכונות בסיסיות או חומציות ואינן יוצרות מלחים: אוכסיד פחמן(II) $CO$ , אוכסיד חנקן(I) $N_{2} O$ , אוכסיד חנקן(II) $NO$ ואוכסיד צורן(II) $SiO$ .

הכנת תחמוצות. קיימות שלוש דרכים עיקריות.

חיבור ישיר של חומר יסוד עם חמצן:

$C + O_{2} \to C O_{2}; 4 Li + O_{2} \to 2 L i_{2} O$

בעירת תרכובות מורכבות:

$C H_{4} + 2 O_{2} \to C O_{2} + 2 H_{2} O$

פירוק בחימום של תרכובות חמצן — קרבונטים, ניטרטים והידרוקסידים:

$CaC O_{3} \to CaO + C O_{2}$ $2 Cu (N O_{3})_{2} \to 2 CuO + 4 N O_{2} + O_{2}$ $2 Fe (OH)_{3} \to F e_{2} O_{3} + 3 H_{2} O$

התכונות הפיזיקליות של תחמוצות מגוונות: חלקן גזים ( $C O_{2}$ , $S O_{2}$ , $NO$ ועוד), חלקן נוזלים ( $N_{2} O_{3}$ , $N_{2} O_{4}$ , $C l_{2} O_{7}$ ועוד), וחלקן מוצקים (כל התחמוצות הבסיסיות והאמפוטריות, וחלק מהחומציות — $P_{2} O_{5}$ , $Si O_{2}$ ועוד).

תכונות כימיות. התכונות הכימיות החשובות ביותר של תחמוצות נובעות מיחסן לחומצות ולבסיסים.

תחמוצות בסיסיות מגיבות עם חומצות ויוצרות מלח ומים:

$FeO + H_{2} S O_{4} \to FeS O_{4} + H_{2} O$

תחמוצות חומציות מגיבות עם בסיסים ויוצרות מלח ומים:

$S O_{3} + 2 NaOH \to N a_{2} S O_{4} + H_{2} O$

תגובה בין תחמוצת בסיסית לתחמוצת חומצית מניבה מלח:

$CaO + C O_{2} \to CaC O_{3}$

6.2. חומצות

הגדרת מחלקת החומצות מנקודת המבט של תורת הפירוק האלקטרוליטי — ראו 5.8. חומצות מתפרקות במים ליוני מימן ולשאריות חומצה (אניונים). מלבד יוני מימן, חומצות אינן יוצרות קטיונים אחרים. ביתר דיוק, תוך התחשבות בהידרציה של היונים:

$HCl (g) ⇌ H^{+} (aq) + C l^{-} (aq)$ $C H_{3} COOH (aq) ⇌ H^{+} (aq) + C H_{3} CO O^{-} (aq)$

מספר יוני המימן שמולקולת החומצה משחררת בפירוק קובע את המטען של שארית החומצה. חומצת מלח וחומצת חנקן יוצרות שאריות חד-מטעניות בלבד ( $C l^{-}$ , $N O_{3}^{-}$ ); מולקולת חומצת הגופרית ( $H_{2} S O_{4}$ ) יכולה ליצור שתי שאריות — חד-מטענית ( $HS O_{4}^{-}$ ) ודו-מטענית ( $S O_{4}^{2 -}$ ); מולקולת חומצת הזרחן — שלוש שאריות: $H_{2} P O_{4}^{-}$ , $HP O_{4}^{2 -}$ ו- $P O_{4}^{3 -}$ .

מבחינים בין חומצות חמצניות לחומצות חסרות חמצן. הראשונות מכילות חמצן (לדוגמה $H_{2} S O_{4}$ , $HN O_{3}$ , $H_{3} P O_{4}$ ), השניות אינן מכילות אותו (לדוגמה $HCl$ , $HBr$ , $HI$ , $H_{2} S$ ).

שמות החומצות. שמות החומצות החמצניות נגזרים משם האל-מתכת. אם מספר החמצון שלה מתאים למספר הקבוצה בטבלה המחזורית, מוסיפים את הסיומת - ָתית. עם ירידת מספר החמצון משתנות הסיומות ב-יתית. אם שתי הסיומות אינו מכסות את כל האפשרויות, ניתן להוסיף גם תחיליות: פֶּר- או על- ״מספר החמצון הגבוה ביותר, היפו- ״מספר החמצון הנמוך ביותר״. למשל:

חומצה על-כלורתית (פר-כלורתית) $HCl O_{4}$ , חומצה כלורתית $HCl O_{3}$ , חומצה כלוריתית $HCl O_{2}$ , חומצה היפו-כלוריתית $HClO$ . חומצה גופרתית $H_{2} S O_{4}$ , חומצה גופריתית $H_{2} S O_{3}$ . חומצה חנקתית $HN O_{3}$ , חומצה חנקיתית $HN O_{2}$ אם יסוד באותה דרגת חמצון יוצר כמה חומצות חמצניות, לחומצה עם פחות אטומי חמצן מוסיפים את הקידומת מטא-, ולחומצה עם יותר אטומי חמצן — אורתו-: $H_{3} P O_{4}$ חומצה אורתו-זרחתית, $H P O_{3}$ חומצה מטא-זרחתית.

שמות החומצות חסרות החמצן נוצרים על ידי הוספת המילה הידרו- לפני שם האל-מתכת: $HF$ — חומצה הידרו-פלואורית; $HCl$ — חומצת הידרו-כלורית (או חומצת מלח); $HBr$ — הידרו-ברומית; $HI$ — הידרו-יודית; $H_{2} S$ — הידרו-גופריתית.

הכנה. רוב החומצות החמצניות מתקבלות בתגובה של תחמוצות אל-מתכות (במספר חמצון גבוה) עם מים:

$S O_{3} + H_{2} O \to H_{2} S O_{4}; N_{2} O_{5} + H_{2} O \to 2 HN O_{3}$

אם תחמוצות כאלה אינן מסיסות במים, מקבלים את החומצות המתאימות בדרך עקיפה — על ידי פעולת חומצה אחרת (לרוב גופרית) על המלח המתאים:

$N a_{2} Si O_{3} + H_{2} S O_{4} \to N a_{2} S O_{4} + H_{2} Si O_{3} ↓$

חומצות חסרות חמצן מתקבלות על ידי חיבור מימן עם אל-מתכת ולאחר מכן המסת התרכובת המימנית במים ( $HF$ , $HCl$ , $HBr$ , $HI$ , $H_{2} S$ ).

תכונות. חומצות הן נוזלים ( $H_{2} S O_{4}$ , $HN O_{3}$ ועוד) או מוצקים ( $H_{3} P O_{4}$ ועוד). רבות מהחומצות מסיסות היטב במים. לתמיסותיהן טעם חמוץ, הן שוחקות רקמות צמחיות ובעלי-חיים, ומשנות את הלקמוס הכחול לאדום.

התכונות הכימיות החשובות של חומצות:

תגובה עם מתכות (תוך יצירת מלח ושחרור מימן). בתגובה זו אטומי המתכת מתמובבים בחומצה, ומשתחרר מימן:

$2 HCl + Fe \to FeC l_{2} + H_{2} ↑$

מתכות הנמצאות בסדרת האלקטרוכימית מימין למימן אינן מחליפות אותו. גם בתגובה עם חומצת חנקן מרוכזת ( $N + 5$ ) וחומצת גופרית מרוכזת ( $S + 6$ ) לא משתחרר מימן — במקרה זה מתחזרים החנקן והגופרית.

תגובה עם תחמוצות בסיסיות, בסיסים ומלחים:

$H_{2} S O_{4} + CuO \to CuS O_{4} + H_{2} O$ $H_{2} S O_{4} + 2 KOH \to K_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O$ $H_{2} S O_{4} + K_{2} Si O_{3} \to H_{2} Si O_{3} ↓ + K_{2} S O_{4}$

מבחינת תורת הפירוק האלקטרוליטי, כל התכונות האופייניות המשותפות לחומצות — טעם חמוץ, שינוי צבע האינדיקטור, תגובה עם בסיסים, תחמוצות בסיסיות ומלחים — נובעות מיוני המימן $H^{+}$ , ובמדויק יותר — מיוני ההידרוניום $H_{3} O^{+}$ .

6.3. בסיסים

הגדרת מחלקת הבסיסים — ראו 5.8. בסיסים מתפרקים במים ליוני מתכת (או יוני אמוניום במקרה של הידרט האמוניה) וליוני הידרוקסיד. מלבד יוני הידרוקסיד, בסיסים אינם יוצרים אניונים אחרים. ביתר דיוק, תוך התחשבות בהידרציה של היונים:

$KOH (aq) ⇌ K^{+} (aq) + O H^{-} (aq)$ $N H_{3} \cdot H_{2} O ⇌ N H_{4}^{+} (aq) + O H^{-} (aq)$

(תרכובת זו נכתבת לעתים כ- $N H_{4} OH$ ונקראת הידרוקסיד אמוניום.)

שמות הבסיסים. על פי הנומנקלטורה הבינלאומית, שמות הבסיסים מורכבים מהמילה הידרוקסיד ושם המתכת: $NaOH$ — הידרוקסיד נתרן; $KOH$ — הידרוקסיד אשלגן; $Ca (OH)_{2}$ — הידרוקסיד סידן. אם יסוד יוצר כמה בסיסים, מציינים את מספר החמצון בסוגריים: $Fe (OH)_{2}$ — הידרוקסיד ברזל(II); $Fe (OH)_{3}$ — הידרוקסיד ברזל(III).

הכנה. בסיסים מסיסים במים (אלקאלי) מתקבלים בתגובה של מתכות או תחמוצותיהן עם מים:

$2 Na + 2 H_{2} O \to 2 NaOH + H_{2} ↑$ $N a_{2} O + H_{2} O \to 2 NaOH$

בסיסים מעט מסיסים במים מתקבלים בדרך עקיפה — על ידי פעולת אלקאלי על תמיסות המלחים המתאימות:

$FeS O_{4} + 2 NaOH \to Fe (OH)_{2} ↓ + N a_{2} S O_{4}$ $AlC l_{3} + 3 NaOH \to Al (OH)_{3} ↓ + 3 NaCl$

תכונות. תמיסות של אלקאלי מחליקות למגע. הן משנות את צבע האינדיקטורים: לקמוס אדום — לכחול, פנולפתלאין חסר-צבע — לאדום-סגול.

האלקאלי $NaOH$ ו- $KOH$ יציבים מאוד בחימום (למשל, $NaOH$ רותח בטמפרטורה של $1400^{\circ} C$ ללא פירוק). אולם רוב הבסיסים מתפרקים בחימום:

$Cu (OH)_{2} \to CuO + H_{2} O$ $2 Fe (OH)_{3} \to F e_{2} O_{3} + 3 H_{2} O$

התכונות הכימיות החשובות של בסיסים:

תגובת סתירה — תגובה של בסיסים עם חומצות בכמויות שקולות, תוך יצירת מלח ומים:

$KOH + HCl \to KCl + H_{2} O$ $2 NaOH + H_{2} S O_{4} \to N a_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O$

כל תגובת סתירה מסתכמת בתגובה בין יוני $O H^{-}$ ו- $H^{+}$ ויצירת אלקטרוליט חלש מסיסות מועטה — מים.

אלקאלי מגיבים עם תחמוצות חומציות:

$Ca (OH)_{2} + C O_{2} \to CaC O_{3} ↓ + H_{2} O$ $2 NaOH + Si O_{2} Δ N a_{2} Si O_{3} + H_{2} O$ כאן ובהמשך, הדלתא $Δ$ מעל החץ מסמלת חימום.

אלקאלי מגיבים עם תמיסות מלחים שונות:

$2 KOH + CuS O_{4} \to Cu (OH)_{2} ↓ + K_{2} S O_{4}$

מבחינת תורת הפירוק האלקטרוליטי, כל התכונות האלקליות המשותפות של תמיסות נובעות מיוני ההידרוקסיד $O H^{-}$ .

הידרוקסידים אמפוטריים הם הידרוקסידים המשחררים בפירוק גם יוני מימן $H^{+}$ וגם יוני הידרוקסיד $O H^{-}$ . בין אלה: $Al (OH)_{3}$ , $Zn (OH)_{2}$ , $Cr (OH)_{3}$ , $Be (OH)_{2}$ , $Ge (OH)_{2}$ , $Sn (OH)_{2}$ , $Pb (OH)_{2}$ ועוד.

הידרוקסידים אמפוטריים מגיבים הן עם תמיסות חומצות והן עם תמיסות אלקאלי:

$Al (OH)_{3} + 3 HCl \to AlC l_{3} + 3 H_{2} O$ $Al (OH)_{3} + NaOH + 2 H_{2} O \to Na [Al (OH)_{4} (H_{2} O)_{2}]$

כיום מתפרשת המסת הידרוקסידים אמפוטריים בתמיסות אלקליות כתהליך יצירת הידרוקסו-קומפלקסים. הוכחה ניסויית קיימת לקיומם של הידרוקסו-קומפלקסים של מתכות רבות: $[Zn (OH)_{4}]^{2 -}$ , $[Al (OH)_{4} (H_{2} O)_{2}]^{-}$ וכדומה. היציב ביותר מבין הידרוקסו-קומפלקסים של אלומיניום הוא $[Al (OH)_{4} (H_{2} O)_{2}]^{-}$ .

בסביבה חומצית ההיווצרות נוטה לכיוון מלחי אלומיניום, בסביבה בסיסית — לכיוון הידרוקסו-קומפלקסים. בתמיסה מימית קיים שיווי משקל:

$A l^{3 +} + 3 O H^{-} ⇌ Al (OH)_{3} ⇌ [Al (OH)_{4} (H_{2} O)_{2}]^{-} + H^{+}$

6.4. מלחים

הגדרת מחלקת המלחים — ראו 5.8. משוואות פירוק של מלחים, תוך התחשבות בהידרציה של היונים:

$NaCl (s) \to N a^{+} (aq) + C l^{-} (aq)$ $K_{3} P O_{4} (s) \to 3 K^{+} (aq) + P O_{4}^{3 -} (aq)$

לפי הרכבם, מבחינים בסוגי מלחים הבאים: בינוניים, חומציים, בסיסיים, כפולים וקומפלקסיים.

כל מלח ניתן לראות כתוצר של תגובת סתירה בין בסיס לחומצה:

$2 NaOH + H_{2} S O_{4} \to N a_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O$

אם כמות הבסיס קטנה מהדרוש לסתירה מלאה, יתגבשו בעת אידוי התמיסה מלחים חומציים:

$NaOH + H_{2} S O_{4} \to NaHS O_{4} + H_{2} O$

פירוק של מלח חומצי:

$KHS O_{4} ⇌ K^{+} + HS O_{4}^{-}$

האניון של המלח החומצי עובר פירוק משנית כאלקטרוליט חלש:

$HS O_{4}^{-} ⇌ H^{+} + S O_{4}^{2 -}$

מלחים חומציים נוצרים על ידי חומצות רב-פרוטיות. חומצות חד-פרוטיות אינן יוצרות מלחים חומציים.

מלחים בסיסיים ניתן לראות כתוצר של החלפה חלקית של קבוצות הידרוקסיד של הבסיס בשאריות חומצה:

$Mg (OH)_{2} + HCl \to Mg (OH) Cl + H_{2} O$

פירוק של מלח בסיסי:

$Mg (OH) Cl ⇌ Mg (OH)^{+} + C l^{-}$

הקטיון של המלח הבסיסי עובר פירוק נוספת במידה מועטה:

$Mg (OH)^{+} ⇌ M g^{2 +} + O H^{-}$

מלחים בסיסיים נוצרים על ידי בסיסים רב-חומציים (דו-חומציים ומעלה). בסיסים חד-חומציים אינם יוצרים מלחים בסיסיים.

מלחים כפולים מורכבים מיוני שתי מתכות שונות ושארית חומצה:

$KAl (S O_{4})_{2} ⇌ K^{+} + A l^{3 +} + 2 S O_{4}^{2 -}$ $(N H_{4})_{2} Fe (S O_{4})_{2} ⇌ 2 N H_{4}^{+} + F e^{2 +} + 2 S O_{4}^{2 -}$

מלחים קומפלקסיים מכילים יונים מרוכבים (קומפלקסיים), המופיעים בנוסחה בסוגריים מרובעים, והם הנפרדים בפירוק:

$K_{4} [Fe (CN)_{6}] ⇌ 4 K^{+} + [Fe (CN)_{6}]^{4 -}$ $[Ag (N H_{3})_{2}] Cl ⇌ [Ag (N H_{3})_{2}]^{+} + C l^{-}$

היונים הקומפלקסיים עוברים פירוק נוסף במידה מועטה מאוד:

$[Fe (CN)_{6}]^{4 -} ⇌ F e^{2 +} + 6 C N^{-}; [Ag (N H_{3})_{2}]^{+} ⇌ A g^{+} + 2 N H_{3}$

כך, מלחים קומפלקסיים מתפרקים בפירוק תחילה ליונים קומפלקסיים, העוברים לאחר מכן פירוק משני כאלקטרוליטים חלשים.

שמות המלחים מורכבים משתי מילים — שם הקטיון הבינלאומי או העברי ושם האניון הבינלאומי. מספר האניונים והקטיונים בדרך כלל אינו מצוין במפורש. אם מתכת אחת מפגינה מספרי חמצון שונים, מציינים אותו בסוגריים. לדוגמה: $KN O_{3}$ — אשלגן ניטרט; $FeS O_{4}$ — ברזל(II); $F e_{2} (S O_{4})_{3}$ — ברזל(III) סולפט; $NaCl$ — נתרן כלוריד.

שמות המלחים החומציים נוצרים על ידי הוספת הקידומת הידרו- לשם האניון (ובמידת הצורך — גם מספרים): $NaHS O_{4}$ — נתרן הידרוסולפט; $K H_{2} P O_{4}$ — אשלגן דיהידרופוספט.

שמות המלחים הבסיסיים נוצרים על ידי הוספת הקידומת הידרוקסו- לשם האניון של המלח הבינוני: $Al (OH) S O_{4}$ — אלומיניום הידרוקסוסולפט; $Al (OH)_{2} Cl$ — אלומיניום דיהידרוקסוכלוריד.

הכנה. להלן הדרכים החשובות לקבלת מלחים:

תגובת סתירה: $KOH + HN O_{3} \to KN O_{3} + H_{2} O$
תגובת חומצה עם תחמוצת בסיסית: $H_{2} S O_{4} + CuO \to CuS O_{4} + H_{2} O$
תגובת חומצה עם מלח: $H_{2} S + CuC l_{2} \to CuS ↓ + 2 HCl$
תגובה בין שני מלחים שונים: $N a_{2} S O_{4} + BaC l_{2} \to BaS O_{4} ↓ + 2 NaCl$
תגובת בסיס עם תחמוצת חומצית: $Ca (OH)_{2} + C O_{2} \to CaC O_{3} ↓ + H_{2} O$
תגובת אלקאלי עם מלח: $3 KOH + FeC l_{3} \to 3 KCl + Fe (OH)_{3} ↓$
תגובה בין תחמוצת בסיסית לתחמוצת חומצית: $CaO + Si O_{2} \to CaSi O_{3}$
תגובת מתכת עם אל-מתכת: $2 K + C l_{2} \to 2 KCl$
תגובת מתכת עם חומצה: $2 Al + 6 HCl \to 2 AlC l_{3} + 3 H_{2} ↑$
תגובת מתכת עם מלח: $Fe + CuS O_{4} \to FeS O_{4} + Cu$

תכונות. מלחים הם, למעט יוצאים מן הכלל, מוצקים גבישיים. לפי מסיסותם במים מחלקים אותם למסיסים, מעט מסיסים ובלתי מסיסים למעשה. כל מלחי חומצה החנקתית וחומצת החומץ (החומצה האצטיט) מסיסים במים. מסיסים גם מלחי חומצת מלח, פרט ל- $AgCl$ ו- $H g_{2} C l_{2}$ .

התכונות הכימיות של מלחים נובעות מיחסם למתכות, לחומצות ולמלחים אחרים:

בסדרת האלקרוכימית, כל מתכת קודמת מחליפה את המאוחרות ממנה מתמיסות מלחיהן: $Zn + Hg (N O_{3})_{2} \to Zn (N O_{3})_{2} + Hg$
מלחים מגיבים עם אלקאלי: $CuS O_{4} + 2 NaOH \to Cu (OH)_{2} ↓ + N a_{2} S O_{4}$
מלחים מגיבים עם חומצות: $CuS O_{4} + H_{2} S \to CuS ↓ + H_{2} S O_{4}$
מלחים רבים מגיבים זה עם זה: $CaC l_{2} + N a_{2} C O_{3} \to CaC O_{3} ↓ + 2 NaCl$

תגובות 1–4 מתבצעות בדרך כלל בתמיסה. הן מגיעות לסיום רק אם אחד מתוצרי התגובה עוזב את מערכת התגובה — משקע, גז, או תרכובת בעלת מסיסות מועטה.

6.5. הידרוליזה של מלחים

הגדרה. הניסוי מראה כי לתמיסות של מלחים בינוניים יש לעתים pH בסיסי או חומצי — למרות שהן אינן מכילות יוני מימן או הידרוקסיד. את ההסבר לכך יש לחפש בתגובת המלחים עם המים.

נבחן תמיסה של נתרן אצטט $C H_{3} COONa$ , שיש לה pH בסיסי. נתרן אצטט כאלקטרוליט חזק מתפרק לחלוטין ליוני $N a^{+}$ ו- $C H_{3} CO O^{-}$ . יוני $N a^{+}$ אינם יכולים לקשור יוני $O H^{-}$ למולקולות, מאחר ש- $NaOH$ הוא אלקטרוליט חזק. לעומת זאת, יוני האצטט קושרים יוני $H^{+}$ ויוצרים מולקולות של אלקטרוליט חלש — חומצת חומץ — ובעקבות כך מתפרקות מולקולות $H_{2} O$ חדשות. המשוואה הכוללת:

$C H_{3} CO O^{-} + H_{2} O ⇌ C H_{3} COOH + O H^{-}$

כתוצאה מיצירת האלקטרוליט החלש נוצר עודף של יוני $O H^{-}$ והתמיסה רוכשת pH בסיסי.

תגובת יוני המלח עם מים, המובילה ליצירת אלקטרוליט חלש, נקראת הידרוליזה של מלח.

מקרי הידרוליזה של מלחים. כל מלח ניתן לראות כתוצר של תגובה בין חומצה לבסיס:

1. מלחים שנוצרו מחומצה חלשה ובסיס חזק עוברים הידרוליזה. הם מקנים לתמיסה pH בסיסי (pH > 7).

2. מלחים שנוצרו מחומצה חזקה ובסיס חלש גם הם עוברים הידרוליזה. הם מקנים לתמיסה pH חומצי. לדוגמה, בתמיסת כלוריד האמוניום $N H_{4} Cl$ נוצר אלקטרוליט חלש $N H_{4} OH$ ; חלק מיוני $O H^{-}$ נקשרים על ידי יוני $N H_{4}^{+}$ , יוני $H^{+}$ נותרים בעודף — התמיסה רוכשת pH חומצי (pH < 7). משוואת ההידרוליזה:

$N H_{4}^{+} + H_{2} O ⇌ N H_{3} \cdot H_{2} O + H^{+}$

3. מלחים שנוצרו מחומצה חלשה ובסיס חלש עוברים הידרוליזה בקלות רבה עוד יותר. לדוגמה, $C H_{3} COON H_{4}$ : יוני המלח קושרים בו-זמנית יוני $H^{+}$ ויוני $O H^{-}$ :

$C H_{3} CO O^{-} + N H_{4}^{+} + H_{2} O ⇌ C H_{3} COOH + N H_{3} \cdot H_{2} O$

הpH התמיסה תלוי במידת הפירוק של תוצרי ההידרוליזה: אם יוני $O H^{-}$ גוברים — הpH בסיסי, אם $H^{+}$ — חומצי, אם שווים — ניטרלי. מאחר שדרגות הפירוק של $C H_{3} COOH$ ו- $N H_{4} OH$ בערך שוות, תגובת התמיסה תהיה ניטרלית.

אולם תגובת תמיסה מימית של אמוניום קרבונט $(N H_{4})_{2} C O_{3}$ — גם הוא מלח של חומצה חלשה ובסיס חלש — היא בסיסית קלות, מאחר שדרגת הפירוק של $N H_{4} OH$ גדולה מזו של יון $HC O_{3}^{-}$ :

$N H_{4}^{+} + C O_{3}^{2 -} + H_{2} O ⇌ N H_{3} \cdot H_{2} O + HC O_{3}^{-}$

4. מלחים שנוצרו מבסיס חזק וחומצה חזקה אינם עוברים הידרוליזה. יוני מלחים כאלה אינם יכולים ליצור עם המים אלקטרוליטים חלשים; שיווי המשקל של פירוק המים אינו מופר, והתמיסה בעלת pH ניטרלי (pH = 7). (בטמפרטורה גבוהה עשויים לעבור הידרוליזה גם מלחים מסוג זה; לדוגמה, בחימום עם אידוי כלורומימן: $NaCl + H_{2} O \to NaOH + HCl ↑$ , ומדד המימן של התמיסה עולה.)

הידרוליזה של מלחים מתרחשת תמיד כאשר יוניהם, הנוצרים בפירוק אלקטרוליטי, מסוגלים ליצור עם המים אלקטרוליטים חלשים (בעלי מסיסות מועטה).

עבור רוב המלחים, ההידרוליזה היא תהליך הפיך. כאשר תוצרי ההידרוליזה עוזבים את מערכת התגובה, ההידרוליזה מתרחשת באופן בלתי-הפיך (במשוואות מופיע אז סימן שווה):

$A l_{2} S_{3} + 6 H_{2} O \to 2 Al (OH)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑$

תורת הפרוטוליטים מפרשת את ההידרוליזה כתגובת מעבר פרוטון מחומצה לבסיס, שכן המים יכולים למלא תפקיד של חומצה וגם של בסיס. כך, יון האצטט כמקבל פרוטון מגיב עם המים כחומצה:

$base_{1} C H_{3} CO O^{-} + acid_{2} H_{2} O ⇌ acid_{1} C H_{3} COOH + base_{2} O H^{-}$

קטיון האמוניום כתורם פרוטון מגיב עם המים כבסיס:

$חומצה_{1} N H_{4}^{+} + בסיס_{2} H_{2} O ⇌ בסיס_{1} N H_{3} + חומצה_{2} H_{3} O^{+}$

כתיבת משוואות הידרוליזה של מלחים. הידרוליזה של מלחים שנוצרו מחומצות חלשות רב-פרוטיות ובסיסים חזקים מתרחשת בשלבים (בהתאמה לתהליך ההפוך — פירוק בשלבים), ונוצרים אניוני מלחים חומציים. נבחן את הידרוליזת $N a_{2} C O_{3}$ (מלח של בסיס חזק וחומצה חלשה; יון $C O_{3}^{2 -}$ יקשור יוני מימן של המים):

שלב ראשון:

א) $C O_{3}^{2 -} + H_{2} O ⇌ HC O_{3}^{-} + O H^{-}$

ב) $2 N a^{+} + C O_{3}^{2 -} + H_{2} O ⇌ N a^{+} + HC O_{3}^{-} + N a^{+} + O H^{-}$

ג) $N a_{2} C O_{3} + H_{2} O ⇌ NaHC O_{3} + NaOH$

שלב שני:

א) $HC O_{3}^{-} + H_{2} O ⇌ H_{2} C O_{3} + O H^{-}$

ב) $N a^{+} + HC O_{3}^{-} + H_{2} O ⇌ H_{2} C O_{3} + N a^{+} + O H^{-}$

ג) $NaHC O_{3} + H_{2} O ⇌ H_{2} C O_{3} + NaOH$

בתנאים רגילים ההידרוליזה מוגבלת למעשה לשלב הראשון: יוני $C O_{3}^{2 -}$ קושרים יוני $H^{+}$ של המים ויוצרים יוני $HC O_{3}^{-}$ ולא מולקולות $H_{2} C O_{3}$ — מאחר שיוני $HC O_{3}^{-}$ מתפרקים בקושי רב יותר ממולקולות $H_{2} C O_{3}$ .

באופן דומה, בהידרוליזה של מלחים שנוצרו מבסיסים חלשים רב-חומציים וחומצות חזקות נוצרים קטיוני מלחים בסיסיים. נבחן את המלח $AlC l_{3}$ (נוצר מבסיס חלש וחומצה חזקה; יון $A l^{3 +}$ יקשור יוני הידרוקסיד של המים):

שלב ראשון:

א) $A l^{3 +} + H_{2} O ⇌ Al (OH)^{2 +} + H^{+}$

ב) $A l^{3 +} + 3 C l^{-} + H_{2} O ⇌ Al (OH)^{2 +} + 2 C l^{-} + H^{+} + C l^{-}$

ג) $AlC l_{3} + H_{2} O ⇌ AlOHC l_{2} + HCl$

שלב שני:

א) $Al (OH)^{2 +} + H_{2} O ⇌ Al (OH)_{2}^{+} + H^{+}$

ב) $Al (OH)^{2 +} + 2 C l^{-} + H_{2} O ⇌ Al (OH)_{2}^{+} + C l^{-} + H^{+} + C l^{-}$

ג) $AlOHC l_{2} + H_{2} O ⇌ Al (OH)_{2} Cl + HCl$

השלב השלישי בתנאים רגילים כמעט אינו מתרחש — הצטברות יוני המימן מזיזה את התהליך לכיוון החומרים ההתחלתיים. דילול התמיסה והעלאת הטמפרטורה מגבירים את ההידרוליזה.

הידרוליזה בכלל. הידרוליזת מלחים היא אחד הדוגמאות החשובות לתגובות הידרוליזה. במובן הרחב, הידרוליזה היא תגובת פירוק של חומרים שונים למים. הגדרה זו כוללת גם הידרוליזה של תרכובות אורגניות (אסטרים, שומנים, פחמימות, חלבונים) וגם הידרוליזה של חומרים אי-אורגניים (הלוגנים, הלידים, אל-מתכות וכדומה):

$C H_{3} COO C_{2} H_{5} + H_{2} O ⇌ C H_{3} COOH + C_{2} H_{5} OH$ $Ca C_{2} + 2 H_{2} O \to Ca (OH)_{2} + C_{2} H_{2} ↑$ $C l_{2} + H_{2} O ⇌ HCl + HClO$ $PC l_{3} + 3 H_{2} O \to H_{3} P O_{3} + 3 HCl$

כתוצאה מהידרוליזה של מינרלים (אלומינוסיליקטים) מתרחש פירוק של סלעים. הידרוליזה של מלחים ( $N a_{2} C O_{3}$ , $N a_{3} P O_{4}$ ) משמשת לטיהור מים והפחתת קשיותם. בקנה מידה תעשייתי רחב מתבצעת הידרוליזה של עץ; תעשיית ההידרוליזה מייצרת מחומרי גלם לא-מזוניים (עץ, קליפות כותנה, קליפות חמניות, קש, קלחי תירס) אתנול, שמרי חלבון, גלוקוז, פורפורל, מתנול, ליגנין ומוצרים יקרי-ערך נוספים. באורגניזמים חיים מתרחשת הידרוליזה של פוליסכרידים, חלבונים ותרכובות אורגניות אחרות.

6.6. הקשר בין מחלקות התרכובות האי-אורגניות

בין חומרי יסוד, תחמוצות, חומצות, בסיסים ומלחים קיים קשר הדדי — האפשרות לעבור מאחד לשני. כך, חומר יסוד — מתכת סידן — בחיבורה עם חמצן הופכת לתחמוצת סידן; תחמוצת סידן בתגובה עם מים יוצרת הידרוקסיד סידן; האחרון בתגובה עם חומצה הופך למלח:

$Ca \to CaO \to Ca (OH)_{2} \to CaS O_{4}$

לאותו תוצר ניתן להגיע גם מאל-מתכת, לדוגמה גופרית:

$S \to S O_{3} \to H_{2} S O_{4} \to CaS O_{4}$

אפשרי גם המעבר ההפוך — ממלח למחלקות אחרות של תרכובות אי-אורגניות ולחומרי יסוד:

$CuS O_{4} \to Cu (OH)_{2} \to CuO \to Cu$

קשר כזה בין מחלקות התרכובות האי-אורגניות, המבסס על קבלת חומרים של מחלקה אחת מחומרים של מחלקה אחרת, נקרא קשר גנטי. יש לזכור כי לעתים קרובות הכנת החומרים מתבצעת לא בדרך ישירה אלא בעקיפין. לדוגמה, הידרוקסיד נחושת(II) לא ניתן לקבל בתגובה ישירה של תחמוצת נחושת(II) עם מים; נוקטים בדרך עקיפה: מגיבים על תחמוצת נחושת(II) בחומצה, מקבלים מלח, ומהמלח בפעולת אלקאלי מקבלים את הידרוקסיד נחושת(II).

את הקשר בין מחלקות התרכובות האי-אורגניות ניתן לבטא בסכמה:

$M e \to M e o x i d e \to M e h y d ro x i d e \to s a lt \leftarrow a c i d (= nonMe h y d ro x i d e) \leftarrow n o n M e o x i d e \leftarrow n o n M e$

6.7. פתרון תרגילים טיפוסיים

תחמוצות, חומצות, בסיסים, מלחים

תרגיל 1. כתבו את משוואות התגובות שבאמצעותן ניתן לבצע את ההמרות הבאות:

$CuS O_{4} \to Cu \to CuO \to CuC l_{2} \to Cu (OH)_{2} \to Cu (OH) N O_{3} \to Cu (N O_{3})_{2}$

פתרון.

נחושת ממלח נחושת(II) בתגובת המרה: $CuS O_{4} + Fe \to FeS O_{4} + Cu$
תחמוצת נחושת(II) — בשריפת נחושת בחמצן: $2 Cu + O_{2} \to 2 CuO$
כלוריד נחושת(II) — בהמסת התחמוצת בחומצת מלח: $CuO + 2 HCl \to CuC l_{2} + H_{2} O$
הידרוקסיד נחושת(II) — בהוספת תמיסת אלקאלי לתמיסת כלוריד נחושת(II): $CuC l_{2} + 2 KOH \to Cu (OH)_{2} ↓ + 2 KCl$
המלח הבסיסי — הידרוקסוניטרט נחושת(II) — בטיפול בהידרוקסיד נחושת(II) בחומצת חנקן בכמות המספיקה להחלפת קבוצת הידרוקסיד אחת (1 מול $HN O_{3}$ לכל מול $Cu (OH)_{2}$ ): $Cu (OH)_{2} + HN O_{3} \to Cu (OH) N O_{3} + H_{2} O$
ניטרט נחושת(II) — בפעולת עודף חומצת חנקן על הידרוקסוניטרט נחושת(II): $Cu (OH) N O_{3} + HN O_{3} \to Cu (N O_{3})_{2} + H_{2} O$

תרגיל 2. כתבו את משוואות התגובות שבאמצעותן, מתוך נתרן, גופרית, חמצן ומימן, ניתן לקבל שלושה מלחים בינוניים, שלושה מלחים חומציים ושלוש חומצות.

פתרון. מחמצן ומימן נקבל מים: $2 H_{2} + O_{2} \to 2 H_{2} O$ .

מגופרית וחמצן — תחמוצת גופרית(IV), ממנה — תחמוצת גופרית(VI): $S + O_{2} \to S O_{2}; 2 S O_{2} + O_{2} \to 2 S O_{3}$

נתרן בתגובה עם חמצן יוצר תחמוצת: $4 Na + O_{2} \to 2 N a_{2} O$

תחמוצת נתרן עם תחמוצות חומציות של גופרית יוצרת שני מלחים בינוניים: $N a_{2} O + S O_{2} \to N a_{2} S O_{3}; N a_{2} O + S O_{3} \to N a_{2} S O_{4}$

המלח הבינוני השלישי — סולפיד נתרן — בתגובה ישירה של נתרן וגופרית: $2 Na + S \to N a_{2} S$

מימן עם גופרית נותן גופרן-מימן, ותמיסתו במים היא חומצת גופרן-מימן: $H_{2} + S \to H_{2} S ↑$

תחמוצת גופרית(IV) ותחמוצת גופרית(VI) עם מים יוצרות חומצה גופרנית וחומצה גופרית: $S O_{2} + H_{2} O \to H_{2} S O_{3}; S O_{3} + H_{2} O \to H_{2} S O_{4}$

שלושה מלחים חומציים — בתגובת תחמוצת נתרן עם שלוש החומצות שהתקבלו, בעודף: $N a_{2} O + 2 H_{2} S \to 2 NaHS + H_{2} O$ $N a_{2} O + 2 H_{2} S O_{3} \to 2 NaHS O_{3} + H_{2} O$ $N a_{2} O + 2 H_{2} S O_{4} \to 2 NaHS O_{4} + H_{2} O$

תרגיל 3. כתבו את משוואות כל התגובות האפשריות בין החומרים הבאים, הנלקחים בזוגות: תחמוצת סידן, תחמוצת זרחן(V), חומצת מלח, הידרוקסיד נתרן, סולפט נחושת(II), סולפיד אשלגן.

פתרון. נקבע את המחלקות: $CaO$ — תחמוצת בסיסית; $P_{2} O_{5}$ — תחמוצת חומצית; $HCl$ (תמיסה) — חומצה; $NaOH$ — בסיס (אלקאלי); $CuS O_{4}$ ו- $K_{2} S$ — מלחים בינוניים.

תחמוצת בסיסית $CaO$ מגיבה עם תחמוצת חומצית ועם חומצה: $3 CaO + P_{2} O_{5} \to C a_{3} (P O_{4})_{2}$ $CaO + 2 HCl \to CaC l_{2} + H_{2} O$

תחמוצת חומצית $P_{2} O_{5}$ מגיבה עם האלקאלי: $P_{2} O_{5} + 6 NaOH \to 2 N a_{3} P O_{4} + 3 H_{2} O$

חומצת מלח מגיבה עם הידרוקסיד נתרן ועם סולפיד אשלגן: $HCl + NaOH \to NaCl + H_{2} O$ $2 HCl + K_{2} S \to H_{2} S ↑ + 2 KCl$

הידרוקסיד נתרן מגיב בתגובת חילופין עם סולפט נחושת(II): $2 NaOH + CuS O_{4} \to Cu (OH)_{2} ↓ + N a_{2} S O_{4}$

סולפט נחושת(II) מגיב עם סולפיד אשלגן: $CuS O_{4} + K_{2} S \to CuS ↓ + K_{2} S O_{4}$

הידרוליזה של מלחים

תרגיל 1. כתבו את משוואות תגובות ההידרוליזה של המלחים $N a_{3} P O_{4}$ , $Cu (N O_{3})_{2}$ , $KCl$ . כיצד ישתנה מדד המימן בהמסת מלחים אלה במים?

פתרון.

1) הידרוליזה של $N a_{3} P O_{4}$ (מלח של חומצה חלשה ובסיס חזק) — מתרחשת בשלבים, בעיקר בשלב הראשון.

שלב ראשון:

א) $P O_{4}^{3 -} + H_{2} O ⇌ HP O_{4}^{2 -} + O H^{-}$

ב) $3 N a^{+} + P O_{4}^{3 -} + H_{2} O ⇌ 2 N a^{+} + HP O_{4}^{2 -} + N a^{+} + O H^{-}$

ג) $N a_{3} P O_{4} + H_{2} O ⇌ N a_{2} HP O_{4} + NaOH$

שלב שני:

א) $HP O_{4}^{2 -} + H_{2} O ⇌ H_{2} P O_{4}^{-} + O H^{-}$

ב) $2 N a^{+} + HP O_{4}^{2 -} + H_{2} O ⇌ N a^{+} + H_{2} P O_{4}^{-} + N a^{+} + O H^{-}$

ג) $N a_{2} HP O_{4} + H_{2} O ⇌ Na H_{2} P O_{4} + NaOH$

שלב שלישי:

א) $H_{2} P O_{4}^{-} + H_{2} O ⇌ H_{3} P O_{4} + O H^{-}$

ב) $N a^{+} + H_{2} P O_{4}^{-} + H_{2} O ⇌ H_{3} P O_{4} + N a^{+} + O H^{-}$

ג) $Na H_{2} P O_{4} + H_{2} O ⇌ H_{3} P O_{4} + NaOH$

כתוצאה מההידרוליזה ריכוז יוני ההידרוקסיד בתמיסה עולה על ריכוז יוני המימן — pH > 7.

2) הידרוליזה של $Cu (N O_{3})_{2}$ (מלח של חומצה חזקה ובסיס חלש) — מתרחשת בשלבים, בעיקר בשלב הראשון, ונוצר מלח בסיסי.

שלב ראשון:

א) $C u^{2 +} + H_{2} O ⇌ Cu (OH)^{+} + H^{+}$

ב) $C u^{2 +} + 2 N O_{3}^{-} + H_{2} O ⇌ Cu (OH)^{+} + N O_{3}^{-} + H^{+} + N O_{3}^{-}$

ג) $Cu (N O_{3})_{2} + H_{2} O ⇌ Cu (OH) N O_{3} + HN O_{3}$

שלב שני:

א) $Cu (OH)^{+} + H_{2} O ⇌ Cu (OH)_{2} + H^{+}$

ב) $Cu (OH)^{+} + N O_{3}^{-} + H_{2} O ⇌ Cu (OH)_{2} + H^{+} + N O_{3}^{-}$

ג) $Cu (OH) N O_{3} + H_{2} O ⇌ Cu (OH)_{2} + HN O_{3}$

כתוצאה מההידרוליזה ריכוז יוני המימן בתמיסה עולה על ריכוז יוני ההידרוקסיד — pH < 7.

3) המלח $KCl$ נוצר מבסיס חזק וחומצה חזקה — אינו עובר הידרוליזה, pH = 7.

תרגיל 2. מבחנה עם תמיסת כלוריד אבץ חוממה והוכנס לתוכה חתיכת אבץ מלוטשת. איזה גז משתחרר? כתבו את משוואות התגובות.

פתרון. החימום גורם להזזת שיווי המשקל לכיוון תוצרי ההידרוליזה:

$ZnC l_{2} + H_{2} O ⇌ Zn (OH) Cl + HCl$ $Z n^{2 +} + H_{2} O ⇌ Zn (OH)^{+} + H^{+}$

יוני המימן הנוצרים מגיבים עם אבץ מתכתי:

$Zn + 2 HCl \to ZnC l_{2} + H_{2} ↑$ $Zn + 2 H^{+} \to Z n^{2 +} + H_{2} ↑$

משתחרר מימן. עלייה בריכוז יוני האבץ מזיזה את שיווי המשקל של תגובת ההידרוליזה לכיוון התוצרים, ומגבירה את התהליך.

Quartz 4

Explorer