Когда образуются основные соли. Основания
Видеоурок 1: Классификация неорганических солей и их номенклатура
Видеоурок 2:
Способы получения неорганических солей. Химические свойства солей
Лекция: Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)
Характеристика солей
Соли – это такие химические соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и кислотных остатков.
Соли так же следует рассматривать в виде продукта взаимодействия кислоты и основания. В итоге данного взаимодействия, могут образовываться:
основные соли.
нормальные (средние),
Нормальные соли образуются при достаточном для полного взаимодействия количестве кислоты и основания. К примеру:
Н 3 РО 4 + 3КОН → К 3 РО 4 + 3Н 2 О.
Названия нормальных солей состоят из двух частей. В начале называется анион (кислотный остаток), затем катион. Например: хлорид натрия - NaCl, сульфат железа(III) - Fe 2 (SО 4) 3 , карбонат калия - K 2 CO 3 , фосфат калия - K 3 PO 4 и др.
Кислые соли образуются при избытке кислоты и недостаточном количестве щелочи, потому как при этом катионов металла становится недостаточно для замещения всех катионов водорода, имеющихся в молекуле кислоты. К примеру:
Н 3 РО 4 + 2КОН = К 2 НРО 4 + 2Н 2 О;
Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О.
В составе кислотных остатков данного вида солей вы всегда увидите водород. Кислые соли всегда возможны для многоосновных кислот, а для одноосновных нет.
В названиях кислых солей ставится приставка гидро- к аниону. Например: гидросульфат железа(III)- Fe(HSO 4) 3 , гидрокарбонат калия - KHCO 3 , гидрофосфат калия - K 2 HPO 4 и др.
Основные соли образуются при избытке основания и недостаточном количестве кислоты, потому как в данном случае анионов кислотных остатков недостаточно для полного замещения гидроксогрупп, имеющихся в основании. К примеру:
Cr(OH) 3 + HNO 3 → Cr(OH) 2 NO 3 + H 2 O;
Cr(OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH(NO 3) 2 + 2H 2 O.
Таким образом основные соли в составе катионов содержат гидроксогруппы. Основные соли возможны для многокислотных оснований, а для однокислотных нет. Некоторые основные соли способны самостоятельно разлагаться, при этом выделяя воду, образуя оксосоли, обладающие свойствами основных солей. К примеру:
Sb(OH) 2 Cl → SbOCl + H 2 O;
Bi(OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.
Название основных солей строится следующим образом: к аниону добавляется приставка гидроксо- . Например: гидроксосульфат железа(III) - FeOHSO 4 , гидроксосульфат алюминия - AlOHSO 4 , дигидроксохлорид железа (III) - Fe(OH) 2 Cl и др.
Многие соли, находясь в твердом агрегатном состоянии, являются кристаллогидратами: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O и т.д.
Химические свойства солей
Соли – это достаточно твердые кристаллические вещества, имеющие ионную связь между катионами и анионами. Свойства солей обусловлены их взаимодействием с металлами, кислотами, основаниями и солями.
Типичные реакции нормальных солей
С металлами реагируют хорошо. При этом, более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей. К примеру:
Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;
Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.
С кислотами, щелочами и другими солями реакции проходят до конца, при условии образования осадка, газа или малодиссоциируемых соединений. Например, в реакциях солей с кислотами образуются такие вещества, как сероводород H 2 S – газ; сульфат бария BaSO 4 – осадок; уксусная кислота CH 3 COOH – слабый электролит, малодиссоциируемое соединение. Вот уравнения данных реакций:
K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl;
CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.
В реакциях солей со щелочами образуются такие вещества, как гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 – осадок; аммиак NH 3 – газ; вода H 2 О – слабый электролит, малодиссоциируемое соединение:
NiCl 2 + 2KOH → Ni(OH) 2 + 2KCl;
NH 4 Cl + NaOH → NH 3 +H 2 O +NaCl.
Соли реагируют между собой, если образуется осадок:
Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3 .
Или в случае образования более устойчивого соединения:
Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4 .
В этой реакции из кирпично-красного хромата серебра образуется черный сульфид серебра, ввиду того, что он является более нерастворимым осадком, чем хромат.
Многие нормальные соли разлагаются при нагревании с образованием двух оксидов – кислотного и основного:
CaCO 3 → СаО + СО 2 .
Нитраты разлагаются другим, отличным от остальных нормальных солей образом. При нагревании нитраты щелочных и щелочноземельных металлов выделяют кислород и превращаются в нитриты:
2NaNО 3 → 2NaNО 2 + О 2 .
Нитраты почти всех других металлов разлагаются до оксидов:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .
Нитраты некоторых тяжелых металлов (серебра, ртути и др) разлагаются при нагревании до металлов:
2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + О 2 .
Особое положение занимает нитрат аммония, который до температуры плавления (170 о С) частично разлагается по уравнению:
NH 4 NO 3 → NH 3 + HNO 3 .
При температурах 170 - 230 о С, по уравнению:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.
При температурах выше 230 о С - со взрывом, по уравнению:
2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.
Хлорид аммония NH 4 Cl разлагается с образованием аммиака и хлороводорода:
NH 4 Cl → NH 3 + НCl.
Типичные реакции кислых солей
Они вступают во все те реакции, в которые вступают кислоты. Со щелочами реагируют следующим образом, если в составе кислой соли и щелочи имеется один и тот же металл, то в результате образуется нормальная соль. К примеру:
NаHCO 3 + NаOH → Nа 2 CO 3 + H 2 O .
NаHCO 3 + LiOH → Li NаCO 3 + H 2 O .
Типичные реакции основных солей
Данные соли вступают в те же реакции, что и основания. С кислотами реагируют следующим образом, если в составе основной соли и кислоты имеется один и тот же кислотный остаток, то в результате образуется нормальная соль. К примеру:
Cu(OH )Cl + HCl → CuCl 2 + H 2 O .
Cu(OH )Cl + HBr → CuBr Cl + H 2 O .
Комплексные соли
Комплексное соединение - соединение, в узлах кристаллической решетки которого содержатся комплексные ионы.
Рассмотрим комплексные соединения алюминия - тетрагидроксоалюминаты и цинка - тетрагидроксоцинкаты. В квадратных скобках формул данных веществ указываются комплексные ионы.
Химические свойства тетрагидроксоалюмината натрия Na и тетрагидроксоцинката натрия Na 2 :
1. Как и все комплексные соединения выше названные вещества диссоциируются:
- Na → Na + + - ;
- Na 2 → 2Na + + - .
Имейте ввиду, что дальнейшая диссоциация комплексных ионов невозможна.
2. В реакциях с избытком сильных кислот образуют две соли. Рассмотрим реакцию тетрагидроксоалюмината натрия с разбавленным раствором хлороводорода:
- Na + 4HCl → AlCl 3 + NaCl + H 2 O .
Мы видим образование двух солей: хлорида алюминия, хлорида натрия и воды. Подобная реакция произойдет и в случае с тетрагидроксоцинкатом натрия.
3. Если же сильной кислоты будет недостаточно, допустим вместо 4 HCl мы взяли 2 HCl, то соль образует наиболее активный металл, в данном случае натрий активнее, значит образуется хлорид натрия, а образовавшиеся гидроксиды алюминия и цинка выпадут в осадок. Этот случай рассмотрим на уравнении реакции с тетрагидроксоцинкатом натрия:
Na 2 + 2HCl → 2NaCl + Zn (OH) 2 ↓ +2H 2 O .
Солями называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием обязательно катиона металла и аниона кислотного остатка
Классификация солей приведена в табл. 9.
При написании формул любых солей необходимо руководствоваться одним правилом: суммарные заряды катионов и анионов должны быть равны по абсолютной величине. Исходя из этого, должны расставляться индексы. На пример, при написании формулы нитрата алюминия мы учитываем,что заряд катиона алюминия +3, а питрат-иона - 1: AlNO 3 (+3), и с помощью индексов уравниваем заряды (наименьшее общее кратное для 3 и 1 равно 3. Делим 3 на абсолютную величину заряда катиона алюминия - получается индекс. Делим 3 на абсолютную величину заряда аниона NO 3 — получается индекс 3). Формула: Al(NO 3) 3
Средние, или нормальные, соли имеют в своем составе только катионы металла и анионы кислотного остатка. Их названия образованы от латинского названия элемента, образующего кислотный остаток, путем добавления соответствующего окончания в зависимости от степени окисления этого атома. Например, соль серной кислоты Na 2 SО 4 носит название (степень окисления серы +6), соль Na 2 S - (степень окисления серы -2) и т. п. В табл. 10 приведены названия солей, образованных наиболее широко применяемыми кислотами.
Названия средних солей лежат в основе всех других групп солей.
■ 106 Напишите формулы следующих средних солей: а) сульфат кальция; б) нитрат магния; в) хлорид алюминия; г) сульфид цинка; д) ; е) карбонат калия; ж) силикат кальция; з) фосфат железа (III).
Кислые соли отличаются от средних тем, что в их состав, помимо катиона металла, входит катион водорода, например NaHCO3 или Ca(H2PO4)2. Кислую соль можно представить как продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте металлом. Следовательно, кислые соли могут быть образованы только двух- и более основными кислотами.
В состав молекулы кислой соли обычно входит «кислый» ион, зарядность которого зависит от ступени диссоциации кислоты. Например, диссоциация фосфорной кис лоты идет по трем ступеням:
На первой ступени диссоциации образуется однозарядный анион Н 2 РО 4 . Следовательно, в зависимости от заряда катиона металла, формулы солей будут выглядеть как NaH 2 PО 4 , Са(Н 2 РО 4) 2 , Ва(Н 2 РО 4) 2 и т. д. На второй ступени диссоциации образуется уже двухзарядный анион HPO 2 4 — . Формулы солей будут иметь такой вид: Na 2 HPО 4 , СаНРО 4 и т. д. Третья ступень диссоциации кислых солей не дает.
Названия кислых солей образованы от названий средних с добавлением приставки гидро-(от слова «гидроге-ниум» - ):
NaHCО 3 - гидрокарбонат натрия KHSО 4 - гидросульфат калия СаНРО 4 - гидрофосфат кальция
Если в состав кислого иона входят два атома водорода, например Н 2 РО 4 — , к названию соли добавляется еще приставка ди- (два): NaH 2 PО 4 - дигидрофосфат натрия, Са(Н 2 РО 4) 2 - дигидрофосфат кальция и т. д.
■
107. Напишите формулы следующих кислых солей: а) гидросульфат кальция; б) дигидрофосфат магния; в) гидрофосфат алюминия; г) гидрокарбонат бария; д) гидросульфит натрия; е) гидросульфит магния.
108. Можно ли получить кислые соли соляной и азотной кислоты. Обоснуйте свой ответ.
Основные соли отличаются от остальных тем, что, помимо катиона металла и аниона кислотного остатка, в их состав входят анионы гидроксила, например Al(OH)(NО3) 2 . Здесь заряд катиона алюминия +3, а заряды гидроксил-иона-1 и двух нитрат-ионов - 2, всего - 3.
Названия основных солей образованы от названий средних с добавлением слова основной, например: Сu 2 (ОН) 2 СO 3 - основной карбонат меди, Al(OH) 2 NO 3 - основной нитрат алюминия.
■ 109. Напишите формулы следующих основных солей: а) основной хлорид железа (II); б) основной сульфат железа (III); в) основной нитрат меди (II); г) основной хлорид кальция;д) основной хлорид магния; е) основной сульфат железа (III) ж) основной хлорид алюминия.
Формулы двойных солей, например KAl(SO4)3, строят, исходя из суммарных зарядов обоих катионов металлов и суммарного заряда анион
Суммарный заряд катионов + 4 , суммарный заряд анионов -4.
Названия двойных солей образуют так же, как и средних, только указывают названия обоих металлов: KAl(SO4)2 - сульфат калия-алюминия.
■ 110. Напишите формулы следующих солей:
а) фосфат магния; б) гидрофосфат магния; в) сульфат свинца; г) гидросульфат бария; д) гидросульфит бария; е) силикат калия; ж) нитрат алюминия; з) хлорид меди (II); и) карбонат железа (III); к) нитрат кальция; л) карбонат калия.
Химические свойства солей
1. Все средние соли являются сильными электролитами и легко диссоциируют:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Средние соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими ряду напряжений левее металла, входящего в состав соли:
Fe + CuSO 4 = Сu + FeSO 4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Сu + Fe 2+
2. Соли реагируют со щелочами и кислотами по правилам, описанным в разделах «Основания» и «Кислоты»:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3ОН — = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl —
Fe 3+ + 3OH — =Fe(OH) 3
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3
2Na + + SO 2 3 — + 2H + + 2Cl — = 2Na + + 2Cl — + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 — = SO 2 + H 2 O
3. Соли могут взаимодействовать между собой, в результате чего образуются новые соли:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl
Ag + + NO 3 — + Na + + Cl — = Na + + NO 3 — + AgCl
Ag + + Cl — = AgCl
Поскольку эти обменные реакции осуществляются в основном в водных растворах, они протекают лишь тогда, когда одна из образующихся солей выпадает в осадок.
Все реакции обмена идут в соответствии с условиями протекания реакций до конца, перечисленными в § 23, стр. 89.
■ 111. Составьте уравнения следующих реакций и, пользуясь таблицей растворимости, определите, пройдут ли они до конца:
а) хлорид бария + ;
б) хлорид алюминия + ;
в) фосфат натрия + нитрат кальция;
г) хлорид магния + сульфат калия;
д) + нитрат свинца;
е) карбонат калия + сульфат марганца;
ж) + сульфат калия.
Уравнения записывайте в молекулярной и ионных формах.
■ 112. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать хлорид железа (II): а) ; б) карбонат -кальция; в) гидроокись натрия; г) кремниевый ангидрид; д) ; е) гидроокись меди (II); ж) ?
113. Опишите свойства карбоната кальция как средней соли. Все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах.
114. Как осуществить ряд превращений:
Все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах.
115. Какое количество соли получится при реакции 8 г серы и 18 г цинка?
116. Какой объем водорода выделится при взаимодействии 7 г железа с 20 г серной кислоты?
117. Сколько молей поваренной соли получится при реакции 120 г едкого натра и 120 г соляной кислоты?
118. Сколько нитрата калия получится при реакции 2 молей едкого кали и 130 г азотной кислоты?
Гидролиз солей
Специфическим свойством солей является их способность гидролизоваться - подвергаться гидролизу (от греч. «гидро»-вода, «лизис» - разложение), т. е. разложению под действием воды. Считать гидролиз разложением в том смысле, в каком мы обычно это понимаем, нельзя, но несомненно одно - в реакции гидролиза всегда участвует .
- очень слабый электролит, диссоциирует плохо
Н 2 О ⇄ Н + + ОН —
и не меняет окраску индикатора. Щелочи и кислоты меняют окраску индикаторов, так как при их диссоциации в растворе образуется избыток ионов ОН — (в случае щелочей) и ионов Н + в случае кислот. В таких солях, как NaCl, K 2 SО 4 , которые образованы сильной кислотой (НСl, H 2 SO 4) и сильным основанием (NaOH, КОН), индикаторы окраски не меняют, так как в растворе этих
солей гидролиз практически не идет.
При гидролизе солей возможны четыре случая в зависимости от того, сильными или слабыми кислотой и основанием образована соль.
1. Если мы возьмем соль сильного основания и слабой кислоты, например K 2 S, произойдет следующее. Сульфид калия диссоциирует на ионы как сильный электролит:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Наряду с этим слабо диссоциирует :
H 2 O ⇄ H + + OH —
Анион серы S 2- является анионом слабой сероводородной кислоты, которая диссоциирует плохо. Это приводит к тому, что анион S 2- начинает присоединять к себе из воды катионы водорода, постепенно образуя малодиссоциируюшие группировки:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS — + H + + OH — = H 2 S + OH —
Поскольку катионы Н + из воды связываются, а анионы ОН — остаются, реакция среды становится щелочной. Таким образом, при гидролизе солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, реакция среды всегда бывает щелочная.
■ 119.Объясните при помощи ионных уравнений процесс гидролиза карбоната натрия.
2. Если берется соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, например Fe(NО 3) 3 , то при ее диссоциации образуются ионы:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NО 3 —
Катион Fe3+ является катионом слабого основания - железа, которая диссоциирует очень плохо. Это приводит к тому, что катион Fe 3+ начинает присоединять к себе из воды анионы ОН — , образуя при этом мало-диссоциирующие группировки:
Fe 3+ + Н + + ОН — = Fe(OH) 2+ + + Н +
и далее
Fe(ОH) 2+ + Н + + ОН — = Fe(OH) 2 + + Н +
Наконец, процесс может дойти и до последней своей ступени:
Fe(OH) 2 + + Н + + ОН — = Fe(OH) 3 + H +
Следовательно, в растворе окажется избыток катионов водорода.
Таким образом, при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, реакция среды всегда кислая.
■ 120. Объясните при помощи ионных уравнений ход гидролиза хлорида алюминия.
3. Если соль образована сильным ос-нованием и сильной кислотой, то тогда ни катион, ни анион не связывает ионов воды и реакция остается нейтральной. Гидролиз практически не происходит.
4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то реакция среды зависит от их степени диссоциации. Если основание и кислота имеют практически одинаковую , то реакция среды будет нейтральной.
■ 121. Нередко приходится видеть, как при реакции обмена вместо ожидаемого осадка соли выпадает осадок металла, например при реакции между хлоридом железа (III) FeCl 3 и карбонатом натрия Na 2 CО 3 образуется не Fe 2 (CО 3) 3 , a Fe(OH) 3 . Объясните это явление.
122. Среди перечисленных ниже солей укажите те, которые в растворе подвергаются гидролизу: KNO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , Аl 2 (СO 3) 3 , CaCl 2 , K 2 SiO 3 , Al 2 (SО 3) 3 .
Особенности свойств кислых солей
Несколько иные свойства у кислых солей. Они могут вступать в реакции с сохранением и с разрушением кислого иона. Например, реакция кислой соли с щелочью приводит к нейтрализации кислой соли и разрушению кислого иона, например:
NaHSO4 + КОН = KNaSO4 + Н2O
двойная соль
Na + + HSO 4 — + К + + ОН — = К + + Na + + SO 2 4 — + Н2O
HSO 4 — + OH — = SO 2 4 — + Н2О
Разрушение кислого иона можно представить следующим образом:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 — + OH — = SO 2 4 — + H2O
Разрушается кислый ион и при реакции с кислотами:
Mg(HCO3)2 + 2НСl = MgCl2 + 2Н2Сo3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2НСО 3 — + 2Н + = 2Н2O + 2СO2
HCO 3 — + Н + = Н2O + СО2
Нейтрализацию можно проводить той же щелочью, которой образована соль:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2O
Na + + HSO 4 — + Na + + ОН — = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 — + OH — = SO 4 2- + Н2O
Реакции с солями протекают без разрушения кислого иона:
Са(НСO3)2 + Na2CO3 = СаСО3 + 2NaHCO3
Са 2+ + 2НСO 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСO 3 —
Ca 2+ + CO 2 3 — = CaCO3
■ 123. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения следующих реакций:
а) гидросульфид калия + ;
б) гидрофосфат натрия + едкое кали;
в) дигидрофосфат кальция + карбонат натрия;
г) гидрокарбонат бария + сульфат калия;
д) гидросульфит кальция + .
Получение солей
На основании изученных свойств основных классов неорганических веществ можно вывести 10 способов получения солей.
1. Взаимодействием металла с неметаллом:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Таким способом могут быть получены только соли бескислородных кислот. Это не ионная реакция.
2. Взаимодействием металла с кислотой:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 — =Fe 2+ + SO 2 4 — + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Взаимодействием металла с солью:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 — = Cu 2+ 2NO 3 — + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Взаимодействием основного окисла с кислотой:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 — = Cu 2+ + SO 2 4 — + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Взаимодействием основного окисла с ангидридом кислоты:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Реакция не ионного характера.
6. Взаимодействием кислотного окисла с основанием:
СО2 + Сa(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH — = CaCO3 + H2O
7, Взаимодействие кислот с основанием (нейтрализация):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH — = H2O
Основания могут взаимодействовать:
- с неметаллами -
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
- с кислотными оксидами -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
- с солями (выпадение осадка, высвобождение газа) -
2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.
Существую также другие способы получения:
- взаимодействие двух солей -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;
- реакция металлов и неметаллов -
- соединение кислотных и основных оксидов -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4 ;
- взаимодействие солей с металлами -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Химические свойства
Растворимые соли являются электролитами и подвержены реакции диссоциации. При взаимодействии с водой они распадаются, т.е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы соответственно. Катионами являются ионы металлов, анионами - кислотные остатки. Примеры ионных уравнений:
- NaCl → Na + + Cl − ;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .
Помимо катионов металлов в солях могут присутствовать катионы аммония (NH4 +) и фосфония (PH4 +).
Другие реакции описаны в таблице химических свойств солей.
Рис. 3. Выделение осадка при взаимодействии с основаниями.
Некоторые соли в зависимости от вида разлагаются при нагревании на оксид металла и кислотный остаток или на простые вещества. Например, СаСO 3 → СаO + СО 2 , 2AgCl → Ag + Cl 2 .
Что мы узнали?
Из урока 8 класса химии узнали об особенностях и видах солей. Сложные неорганические соединения состоят из металлов и кислотных остатков. Могут включать водород (кислые соли), два металла или два кислотных остатка. Это твёрдые кристаллические вещества, которые образуются в результате реакций кислот или щелочей с металлами. Реагируют с основаниями, кислотами, металлами, другими солями.
Химические уравнения
Химическое уравнение - это выражение реакции при помощи химических формул. Химические уравнения показывают, какие вещества вступают в химическую реакцию и какие вещества образуются в результате этой реакции. Уравнение составляется на основе закона сохранения массы и показывает количественные соотношения веществ, участвующих в химической реакции.
В качестве примера рассмотрим взаимодействие гидроксида калия с фосфорной кислотой :
Н 3 РО 4 + 3 КОН = К 3 РО 4 + 3 Н 2 О.
Из уравнения видно, что 1 моль ортофосфорной кислоты (98 г) реагирует с 3 молями гидроксида калия (3·56 г). В результате реакции образуется 1 моль фосфата калия (212 г) и 3 моля воды (3·18 г).
98 + 168 = 266 г; 212 + 54 = 266 г видим, что масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции. Уравнения химической реакции позволяет производить различные расчёты, связанные с данной реакцией.
Сложные вещества делятся на четыре класса: оксиды, основания, кислоты и соли.
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород, т.е. оксид - это соединение элемента с кислородом.
Название оксидов образуется от названия элемента, входящего в состав оксида. Например, BaO - оксид бария. Если оксид элемент имеет переменную валентность, то после названия элемента в скобках указывается его валентность римской цифрой. Например, FeO - оксид железа (I), Fe2О3 - оксид железа (III).
Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Солеобразующие оксиды - это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями - соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
В результате химических реакций можно получать и другие соли:
CuO + SO3 → CuSO4.
Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.
Основные оксиды - это оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na2O, K2O, MgO, CaO и т.д.
Химические свойства основных оксидов
1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Реагируют с амфотерными оксидами:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соли:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно проявляют от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 и т.д. Кислотные оксиды растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:
SO3 + H2O → H2SO4.
Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO2 и др.).
2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH)2 и H2ZnO2). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно?вные, либо кислотные свойства, например - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. К примеру, амфотерный характер оксида цинка проявляется при взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом натрия:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Так как далеко не все амфотерные оксиды расворимы в воде, то доказать амфотерность таких оксидов заметно сложнее. Например, оксид алюминия (III) в реакции сплавления его с дисульфатом калия проявляет основные свойства а при сплавлении с гидроксидами кислотные:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
У различных амфотерных оксидов двойственность свойств может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, а оксид железа (III) - Fe2O3 - обладает преимущественно основными свойствами.
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль - цинкат натрия и воду:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Координационное число - характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле. Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn - это 4; Для и Al - это 4 или 6; Для и Cr - это 6 или (очень редко) 4;
Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.
Способы получения оксидов из простых веществ - это либо прямая реакция элемента с кислородом:
либо разложение сложных веществ:
а) оксидов
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
б) гидроксидов
Ca(OH)2 = CaO + H2O
в) кислот
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO +CO2
А также взаимодействие кислот - окислителей с металлами и неметаллами:
Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Оксиды могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ - это оксиды.
Основания - это сложные вещества, в молекулах которых атомы металла соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.
Основания - это электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Существует несколько признаков классификации оснований:
В зависимости от растворимости в воде основания делят на щёлочи и нерастворимые. Щелочами являются гидроксиды щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba). Все остальные основания являются нерастворимыми.
В зависимости от степени диссоциации основания делятся на сильные электролиты (все щёлочи) и слабые электролиты (нерастворимые основания).
В зависимости от числа гидроксильных групп в молекуле основания делятся на однокислотные (1 группа ОН), например, гидроксид натрия, гидроксид калия, двухкислотные (2 группы ОН), например, гидроксид кальция, гидроксид меди(2), и многокислотные.
Химические свойства.
Ионы ОН - в растворе определяют щелочную среду.
Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов:
Фенолфталеин: бесцветный ® малиновый,
Лакмус: фиолетовый ® синий,
Метилоранж: оранжевый ® жёлтый.
Растворы щелочей взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей тех кислот, которые соответствуют реагирующим кислотным оксидам. В зависимости от количества щёлочи образуются средние или кислые соли. Например, при взаимодействии гидроксида кальция с оксидом углерода(IV) образуются карбонат кальция и вода:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O
А при взаимодействии гидроксида кальция с избытком оксида углерода (IV) образуется гидрокарбонат кальция:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Все основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды, например: при взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид натрия и вода:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Гидроксид меди (II) растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида меди (II) и воды:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.
Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.
Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на воду и соответствующий основанию оксид металла, например:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Щёлочи вступают во взаимодействие с растворами солей, если выполняется одно из условий протекания реакции ионного обмена до конца (выпадает осадок),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Реакция протекает за счёт связывания катионов меди с гидроксид-ионами.
При взаимодействии гидроксида бария с раствором сульфата натрия образуется осадок сульфата бария.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Реакция протекает за счёт связывания катионов бария и и сульфат-анионов.
Кислоты - это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток.
По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H2SO4 серная кислота, H2SO3 сернистая кислота, HNO3 азотная кислота, H3PO4 фосфорная кислота, H2CO3 угольная кислота, H2SiO3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H2S сероводородная кислота).
В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н).
К И С Л О Т Ы
Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) - это простые кислотные остатки, а могут - из группы атомов (-SO3, -PO4, -SiO3) - это сложные остатки.
В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,
H2SO4 - H2O → SO3. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.
Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H2SO4 - серная; H2SO3 - угольная; H2SiO3 - кремниевая и т.д.
Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO3 - азотная, HNO2 - азотистая.
Кислоты можно получать растворением ангидридов в воде. В случае, если ангидриды в воде не растворимы, кислоту можно получить действием другой более сильной кислоты на соль необходимой кислоты. Этот способ характерен как для кислородных так и бескислородных кислот. Бескислородные кислоты получают так же прямым синтезом из водорода и неметалла с последующим растворением полученного соединения в воде:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Растворы полученных газообразных веществ HCl и H2S и являются кислотами.
При обычных условиях кислоты бывают как в жидком, так и в твёрдом состоянии.
Химические свойства кислот
1. Растворы кислот действуют на индикаторы. Все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворяются в воде. Специальные вещества - индикаторы позволяют определить присутствие кислоты.
Индикаторы - это вещества сложного строения. Они меняют свою окраску в зависимоти от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах — они имеют одну окраску, в растворах оснований - другую. При взаимодействии с кислотой они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в красный цвет, индикатор лакмус - тоже в красный цвет.
2. Взаимодействуют с основаниями с образованием воды и соли, в которой содержится неизменный кислотный остаток (реакция нейтрализации):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Взаимодействуют с металлами.
Для взаимодействия кислот с металлами должны выполнятся некоторые условия:
1. Металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам (в ряду активности металлов он должен располагаться до водорода). Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами;
К, Са, Na, Мn, Аl, Zn, Fе, Ni, Sn, РЬ, Н2, Сu, Нg, Аg, Аu.
А вот реакция между раствором соляной кислоты и медью невозможна, так как медь стоит в ряду напряжений после водорода.
2. Кислота должна быть достаточно сильной (то есть способной отдавать ионы водорода H+).
При протекании химических реакций кислоты с металлами образуется соль и выделяется водород (кроме взаимодействия металлов с азотной и концентрированной серной кислотами,):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Однако, какими бы разными ни были кислоты, все они образуют при диссоциации катионы водорода, которые и обусловливают ряд общих свойств: кислый вкус, изменение окраски индикаторов (лакмуса и метилового оранжевого), взаимодействие с другими веществами.
Так же реакция протекает между оксидами металлов и большинством кислот
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Опишем реакции:
2) При второй реакции должна получиться растворимая соль. Во многих случаях взаимодействие металла с кислотой практически не происходит потому, что образующаяся соль нерастворима и покрывает поверхность металла зашитной пленкой, например:
Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Нерастворимый сульфат свинца (II) прекращает доступ кислоты к металлу, и реакция прекращается, едва успев начаться. По данной причине большинство тяжелых металлов практически не взаимодействует с фосфорной, угольной и сероводородной кислотами.
3) Третья реакция характерна для растворов кислот, поэтому-нерастворимые кислоты, например кремниевая, не вступают в реакции с металлами. Концентрированный раствор серной кислоты и раствор азотной кислоты любой концентрации взаимодействуют с металлами несколько иначе, поэтому уравнения реакций между металлами и этими кислотами записываются подругой схеме. Разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует с металлами. стоящими в ряду напряжении до водорода, образуя соль и водород.
4) Четвертая реакция является типичной реакцией ионного обмена п протекает только в том случае, если образуется осадок или газ.
Соли - это сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl - хлорид натрия, СаSO4 - сульфат кальция и т. д.
Практически все соли являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла:
Na+Cl - хлорид натрия
Ca2+SO42 - сульфат кальция и т.д.
Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты.
Отсюда различают следующие виды солей:
1. Средние соли - все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na2CO3, KNO3 и т.д.
2. Кислые соли - не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO3, NaH2PO4 ит. д.
3. Двойные соли - атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO3, KAl(SO4)2 и т.д.
4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO4 , Zn(OH)Cl и т.д.
По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO4 - сульфат кальция, Mg SO4 - сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl - хлорид натрия, ZnCI2 - хлорид цинка и т.д.
В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl3)2 - бикарбонат или гидрокарбонат магния.
При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия.
Соли - это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.
Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.
1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:
2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание:
Ba(OH)2 + Mg SO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .
5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли.
1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
2. С кислотными оксидами, образуя соль и воду:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:
2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O
KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O
4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, образуя, либо слабое основание, либо осадок, либо газ:
2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl
основание
2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH
5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами, которым соответствуют амфотерные оксиды:
2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
6. Действие щелочи на индикатор:
OH - + фенолфталеин ® малиновый цвет
OH - + лакмус ® синий цвет
7. Разложение некоторых оснований при нагревании:
Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O
Амфотерные гидроксиды – химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам (см. п.3.1).
Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно представить и в виде кислоты:
Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2
основание к-та
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O
2. Взаимодействуют со щелочами и основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;
H 3 AlO 3 кислота метаалюминат натрия
(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)
2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O
Все амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами
Соли
Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония) у кислот. Типы солей: средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли – это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония) :Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl и т.д.
Химические свойства средних солей
1. Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами и другими солями, образуя, либо слабый электролит, либо осадок; либо газ:
Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH
CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2
2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH
NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4
основание
NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3
2. Соли взаимодействуют с более активными металлами. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли (прил. 3).
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Кислые соли – это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 , Na 2 HPO 4 и т.д. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.
Получение кислых солей и перевод их в средние
1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием:
H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH = NaHCO 3
2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:
2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O
3. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту:
· одноименную
Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3 ;
Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl
4. Кислые соли переводят в средние, используя щелочь:
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (ОН - ) основания кислотным остатком: MgOHCl, AlOHSO 4 и т.д. Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.
Получение основных солей и перевод их в средние
1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания с кислотой или кислотным оксидом:
Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O
гидроксо-
хлорид магния
Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O
гидроксо-
сульфат железа (III)
2. Основные соли образуются из средней соли при добавлении недостатка щелочи:
Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4
3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту (лучше ту, которая соответствует соли):
MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O
2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 +MgSO 4 + 2H 2 O
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Электролиты – это вещества, распадающиеся на ионы в растворе под влиянием полярных молекул растворителя (Н 2 О). По способности к диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь частично.
К сильным электролитам относятся:
· сильные кислоты (см. с. 20);
· сильные основания – щелочи (см. с. 22);
· практически все растворимые соли.
К слабым электролитам относятся:
· слабые кислоты (см. с. 20);
· основания – не щелочи;
Одной из основных характеристик слабого электролита является константа диссоциации – К . Например, для одноосновной кислоты,
HA Û H + + A - ,
где, – равновесная концентрация ионов H + ;
– равновесная концентрация анионов кислоты А - ;
– равновесная концентрация молекул кислоты,
Или для слабого основания,
MOH Û M + + OH - ,
,
где, – равновесная концентрация катионов M + ;
– равновесная концентрация гидроксид ионов ОН - ;
– равновесная концентрация молекул слабого основания.
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при t = 25°С)
| Вещество | К | Вещество | К |
| HCOOH | K = 1,8×10 -4 | H 3 PO 4 | K 1 = 7,5×10 -3 |
| CH 3 COOH | K = 1,8×10 -5 | K 2 = 6,3×10 -8 | |
| HCN | K = 7,9×10 -10 | K 3 = 1,3×10 -12 | |
| H 2 CO 3 | K 1 = 4,4×10 -7 | HClO | K = 2,9×10 -8 |
| K 2 = 4,8×10 -11 | H 3 BO 3 | K 1 = 5,8×10 -10 | |
| HF | K = 6,6×10 -4 | K 2 = 1,8×10 -13 | |
| HNO 2 | K = 4,0×10 -4 | K 3 = 1,6×10 -14 | |
| H 2 SO 3 | K 1 = 1,7×10 -2 | H 2 O | K = 1,8×10 -16 |
| K 2 = 6,3×10 -8 | NH 3 × H 2 O | K = 1,8×10 -5 | |
| H 2 S | K 1 = 1,1×10 -7 | Al(OH) 3 | K 3 = 1,4×10 -9 |
| K 2 = 1,0×10 -14 | Zn(OH) 2 | K 1 = 4,4×10 -5 | |
| H 2 SiO 3 | K 1 = 1,3×10 -10 | K 2 = 1,5×10 -9 | |
| K 2 = 1,6×10 -12 | Cd(OH) 2 | K 2 = 5,0×10 -3 | |
| Fe(OH) 2 | K 2 = 1,3×10 -4 | Cr(OH) 3 | K 3 = 1,0×10 -10 |
| Fe(OH) 3 | K 2 = 1,8×10 -11 | Ag(OH) | K = 1,1×10 -4 |
| K 3 = 1,3×10 -12 | Pb(OH) 2 | K 1 = 9,6×10 -4 | |
| Cu(OH) 2 | K 2 = 3,4×10 -7 | K 2 = 3,0×10 -8 | |
| Ni(OH) 2 | K 2 = 2,5×10 -5 |
Статьи по теме
