Соли - это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп N Н 4 + , гидроксилированных групп Ме(ОН) n m + ) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме n А m , где А - кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония N Н 4 +) и анионы кислотного остатка.
Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные ), кислые (гидросоли ), основные (гидроксосоли ) , двойные , смешанные и комплексные (см. таблицу ).
Таблица - Классификация солей по составу
| СОЛИ | |||||
|
Средние (нормальные) - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл AlCl 3 |
Кислые (гидросоли ) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл КHSO 4 |
Основные (гидроксосоли ) - продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток FeOHCl |
Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток КNaSO 4 |
Смешанные - содержат один металл и несколько кислотных остатков CaClBr |
Комплексные SO 4 |
Физические свойства. Соли - это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.
Химические свойства
1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.
NaCl Na + + Cl – .
КNaSO 4 К + + Na + + SO 4 2– .
CaClBr Ca 2+ + Cl – + Br – .
КHSO 4 К + + НSO 4 – HSO 4 – H + + SO 4 2– .
FeOHCl FeOH + + Cl – FeOH + Fe 2+ + OH – .
SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3 .
2) Взаимодействие с индикаторами . В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н + (кислая среда) или ионы ОН – (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:
индикатор + Н + (ОН –)окрашенное соединение.
AlCl 3 + H 2 O AlOHCl 2 + HCl Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +
3) Разложение при нагревании . При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:
СаСO 3 СаO + СО 2 .
с оли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:
2AgCl Ag + Cl 2 .
Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:
2К NO 3 2К NO 2 + O 2 .
4) Взаимодействие с кислотами : Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок .
2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H 2 O .
Сa Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Сa 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.
Основные соли при действии кислот переходят в средние:
FeOHCl + HCl ® FeCl 2 + H 2 O.
Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:
Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4 .
5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания .
CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
6) Взаимодействие друг с другом . Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.
AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl – ® AgCl ¯ .
7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:
Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+ .
Li , Rb , K , Ba , Sr , Ca , Na , Mg , Al , Mn , Zn , Cr , Fe , Cd , Co , Ni , Sn , Pb , H , Sb , Bi , Cu , Hg , Ag , Pd , Pt , Au
8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока) . Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:
2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 .
2NaCl расплав 2Na + Cl 2 .
9) Взаимодействие с кислотными оксидами .
СО 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2
Na 2 CO 3 + SiO 2 СО 2 + Na 2 SiO 3
Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами :
2Na + Cl 2 ® 2NaCl .
2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами :
CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4 .
3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами :
Na 2 O + ZnO Na 2 ZnO 2 .
4) Взаимодействием металлов с кислотами :
2HCl + Fe ® FeCl 2 + H 2 .
5 ) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами :
Na 2 O + 2HNO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O.
6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами :
В растворе: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 О ® 2– .
При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O .
В растворе: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .
7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами :
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + 2H 2 O.
8) Взаимодействием кислот с солями :
2HCl + Na 2 S ® 2NaCl + Н 2 S .
9) Взаимодействием солей со щелочами:
Zn S О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ .
10) Взаимодействием солей друг с другом :
AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .
Л.А. Яковишин
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.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.6 . Всего получено оценок: 185.
Соли - это продукты замещения водорода кислоты металлом или гидроксогрупп оснований кислотными остатками.
Например,
H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + Н 2
кислота соль
NaOH + НС1 = NaCl + H 2 O
основание кислота соль
С позиций теории электролитической диссоциации, соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы,отличные от катионов водорода, и анионы, отличные от анионов ОН - .
Классификация. Соли бывают средние, кислые, основные, двойные, комплексные.
Средняя соль - это продукт полного замещения водорода кислоты металлом или гидроксогруппы основания кислотным остатком. Например, Na 2 SO 4 , Ca(NO 3) 2 - средние соли.
Кислая соль - продукт неполного замещения водорода многоосновной кислоты металлом. Например, NaHSO 4 , Са(НСО 3) 2 - кислые соли.
Основная соль - продукт неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания кислотными остатками. Например, Mg(OН)С1, Bi(OH)Cl 2 - основные соли
Если атомы водорода в кислоте замещаются атомами разных металлов или гидроксогруппы оснований замещаются различными кислотными остатками, то образуются двойные соли. Например, KAl(SO 4) 2 , Са(ОС1)С1. Двойные соли существуют только в твердом состоянии.
Комплексные соли - это соли, в состав которых входят комплексные ионы. Например, соль K 4 - комплексная, так как в ее состав входит комплексный ион 4- .
Составление формул солей. Можно сказать, что соли состоят из остатков оснований и остатков кислот. При составлении формул солей нужно помнить правило: абсолютная величина произведения заряда остатка основания на число остатков основания равна абсолютной величине произведения заряда кислотного остатка на число кислотных остатков. Для тх = пу, где K - остаток основания, A - кислотный остаток, т - заряд остатка основания, n - заряд кислотного остатка, х - число остатков основания, у - число кислотных остатков. Например,
Номенклатура солей . Названия солей составляют из
названия аниона (кислотного остатка (табл.. 15)) в именительном падеже и названия катиона (остатка основания (табл. 17)) в родительном падеже (без слова «ион»).
Для названия катиона используют русское название соответствующего металла или группы атомов (в скобках римскими цифрами указывают степень окисления металла, если это необходимо).
Анионы бескислородных кислот называют, используя окончание –ид (NH 4 F – фторид аммония, SnS – сульфид олова (II), NaCN – цианид натрия). Окончания названий анионов кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента:
Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро- , указывающей на наличие незамещенных атомов водорода (число атомов водорода указывают греческими числительными приставками). Катион основной соли получает приставку гидроксо- , указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп.
Например,
MgС1 2 – хлорид магния
Ba 3 (РО 4) 2 – ортофосфат бария
Na 2 S – сульфид натрия
CaHPO 4 – гидрофосфат кальция
K 2 SO 3 – сульфит калия
Ca(H 2 PO 4) 2 – дигидрофосфат кальция
А1 2 (SO 4) 3 – сульфат алюминия
Mg(OH)Cl – хлорид гидроксомагния
КА1(SO 4) 2 – сульфат калия-алюминия
(MgOH) 2 SO 4 – сульфат гидроксомагния
KNaHPO 4 – гидрофосфат калия-натрия
MnCl 2 – хлорид марганца (II)
Са(OCI)C1 – хлорид-гипохлорит кальция
MnSO 4 – сульфат марганца (II)
К 2 S – cульфид калия
NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия
К 2 SO 4 – сульфат калия
>> Химия: Соли, их классификация и свойства
Из всех химических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде.
Соли - это класс химических соединений, состоящих из ионов металла и ионов кислотного остатка.
В начале XIX в. шведский химик И. Верцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями, или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом . По этому признаку различают соли средние, кислые и основные.
Средние, или нормальные,
- это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.
Именно с этими солями вы уже знакомы и знаете их номенклатуру. Например:
Na2С03 - карбонат натрия, СuSO4 - сульфат меди (II) и т. д.
Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:
Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.
К кислым солям относят, например, питьевую соду, которая состоит из катиона металла и кислотного однозарядного остатка НСО3. Для кислой кальциевой соли формула записывается так: Са(НСО3)2.
Названия этих солей складываются из названий солей с прибавлением слова гидро, например:
Основные соли - это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.
Например, к таким солям относится знаменитый малахит (СиОН)2 С03, о котором вы читали в сказах И. Бажова. Он состоит нз двух основных катионов СиОН и двухзарядного аниона кислотного остатка СО 2- 3.
Катион СuОН+ имеет заряд +1, поэтому в молекуле два таких катиона и один двухзарядный анион СО объединены в электронейтральную соль.
Названия таких солей будут такими же, как и у нормальных солей, но с прибавлением слова гидроксо-, например (СuОН)2 СО3 - гидроксокарбонат меди (II) или АlOНСl2 - гидроксохлорид алюминия. Подавляющее большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы. Последние диссоциируют так:
Типичные реакции солей
4. Coль + металл -> другая соль + другой металл.
Первые две реакции обмена уже были подробно рассмотрены ранее.
Третья реакция также является реакцией обмена. Она протекает между растворами солей и сопровождается образованием оселка, например:
Четвертая реакция солей связана с именем крупнейшего русского химика Н.Н.Бекетова, который в 1865 г. изучал способность металлов вытеснять из растворов солей другие металлы. Например, медь tu растворов ее солей можно вытеснять такими металлами, как магний, алюминий Al, цинк и другими металлами. А вот ртутью, серебром Аg, золотом Аu медь не вытесняется, так как атм металлы в ряду напряжений расположены правее, чем медь. Зато медь вытесняет их из растворов солей:
H. Бекетов, действуя газообразным водородом под давлением на растворы солей ртути и серебра, установил, что при атом водород, так же как и некоторые другие металлы, вытесняет ртуть и серебро из их солей.
Располагая металлы, я также водород по их способности вытеснять друг друга ял растворов солей. Бекетов составил ряд. который он назвал вытеенительным рядом металлов. Позднее (1802 г. В. Нерист) было доказано, что вытесни тельный ряд Векетовп практически совпадает с рядом, в котором металлы и водород расположены (направо) в порядке уменьшения их восствнояятеяьяой способности и молярной концентрации ионов металла, равна 1 моль/л. Этот ряд называют алектрохимычесиим рядам напряжений металлов. Вы уже знакомились с этим рядом, когда рассматривали взаимодействие кислот с металлами и выяснили, что с растворами кислот взаимодействуют металлы, которые расположены левее водорода. Это первое при вило ряда напряжений Оно выполняется с соблюдением ряда условий, о которых мы говорили ранее.
Второе правило ряда напряжений заключается в следующем: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило также соблюдается при выполнении условий:
а) обе соли (и реагирующая, и образующяяся в результате реакции) должны быть растворимыми;
б) металлы ие должны аза имодействовать с водой , поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с Са) ие вытесняют другие металлы на растворов солей.
1. Соли средние (нормальные), кислые и основные.
2. Диссоциация различных груп солей.
3. Типичные свойства нормальных солей: взаимодействие их с кислотами, щелочами, другими солями и металлами.
4. Два правила ряда напряжений металлов.
5. Условия протекания реакций солей с металлами.
Закончите молекулярные уравнения возможных реакций, протекающих в растворах, и запишите соответствующие им ионные уравнения:
Если реакция не может быть осуществлена, объясните почему.
К 980 г 5% -го раствора сорной кислоты прилили избыток раствора нитрата бария. Найдите массу выпавшего осадка.
Запишите уравнения реакций всех возможных способов получения сульфата железа (II).
Дайте названия солей.
Притчи к уроку химии , картинки к уроку химии 8 класса , рефераты для школьников
Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные урокиХимические 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.
