Хим свойства солей примеры. Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания
Кислые соли
Задания на применение знаний о кислых
солях встречаются в вариантах работ ЕГЭ
на разных уровнях сложности (А, В и С). Поэтому при
подготовке учащихся к сдаче ЕГЭ
нужно рассмотреть следующие вопросы.
1. Определение и номенклатура.
Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот на металл. Номенклатура кислых солей отличается от средних только добавлением приставки «гидро…» или «дигидро…» к названию соли, например: NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия, Са(Н 2 РО 4) 2 – дигидрофосфат кальция.
2. Получение.
Кислые соли получаются при взаимодействии кислот с металлами, оксидами металлов, гидроксидами металлов, солями, аммиаком, если кислота в избытке.
Например:
Zn + 2H 2 SO 4 = H 2 + Zn(HSO 4) 2 ,
CaO + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + H 2 O,
NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + NaHSO 4 ,
Na 2 S + HCl = NaHS + NaCl,
NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 ,
2NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 2 HPO 4 .
Также кислые соли получаются при взаимодействии кислотных оксидов со щелочами, если оксид в избытке. Например:
CO 2 + NaOH = NaHCO 3 ,
2SO 2 + Ca(OH) 2 = Ca(HSO 3) 2 .
3. Взаимопревращения.
Средняя соль кислая соль; например:
K 2 СО 3 KНСО 3 .
Чтобы из средней соли получить кислую, нужно добавить избыток кислоты или соответствующего оксида и воды:
K 2 СО 3 + Н 2 О + СО 2 = 2KНСО 3 .
Чтобы из кислой соли получить среднюю, нужно добавить избыток щелочи:
KНСО 3 + KОН = K 2 СО 3 + Н 2 О.
Гидрокарбонаты разлагаются с образованием карбонатов при кипячении:
2KНСО 3 K 2 СО 3 + Н 2 О + СО 2 .
4. Свойства.
Кислые соли проявляют свойства кислот, взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, гидроксидами металлов, солями.
Например:
2KНSO 4 + Mg = H 2 + MgSO 4 + K 2 SO 4 ,
2KHSO 4 + MgO = H 2 O + MgSO 4 + K 2 SO 4 ,
2KHSO 4 + 2NaOH = 2H 2 O + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 ,
2KHSO 4 + Cu(OH) 2 = 2H 2 O + K 2 SO 4 + CuSO 4 ,
2KHSO 4 + MgCO 3 = H 2 O + CO 2 + K 2 SO 4 + MgSO 4 ,
2KHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + K 2 SO 4 + 2HCl.
5. Задачи на кислые соли. Образование одной соли.
При решении задач на избыток и недостаток нужно помнить о возможности образования кислых солей, поэтому сначала составляют уравнения всех возможных реакций. После нахождения количеств реагирующих веществ делают вывод о том, какая соль получится, и решают задачу по соответствующему уравнению.
З а д а ч а 1. Через раствор, содержащий 60 г NaOH, пропустили 44,8 л СО 2 . Найти массу образовавшейся соли.
Р е ш е н и е
(NaOH) = m /M = 60 (г)/40 (г/моль) = 1,5 моль;
(СО 2) = V /V m = 44,8 (л)/22,4 (л/моль) = 2 моль.
Поскольку (NaOH) : (CO 2) = 1,5: 2 = 0,75: 1, то делаем вывод, что СО 2 в избытке, следовательно, получится кислая соль:
NaOH + CO 2 = NaHCO 3 .
Количество вещества образовавшейся соли равно количеству вещества прореагировавшего гидроксида натрия:
(NaHCO 3) = 1,5 моль.
m (NaHCO 3) = M = 84 (г/моль) 1,5 (моль) = 126 г.
Ответ: m (NaHCO 3) = 126 г.
З а д а ч а 2. Оксид фосфора(V) массой 2,84 г растворили в 120 г 9%-й ортофосфорной кислоты. Полученный раствор прокипятили, затем к нему добавили 6 г гидроксида натрия. Найти массу полученной соли.
Дано: | Найти: m (соли). |
m (P 2 O 5) = 2,84 г, | |
m(р-ра)(H 3 PO 4) = 120 г, | |
(H 3 PO 4) = 9 %, | |
m (NaOH) = 6 г. |
Р е ш е н и е
(P 2 O 5) = m /M = 2,84 (г)/142 (г/моль) = 0,02 моль,
следовательно, 1 (H 3 PO 4 получ.) = 0,04 моль.
m (H 3 PO 4) = m (р-ра) = 120 (г) 0,09 = 10,8 г.
2 (H 3 PO 4) = m /M = 10,8 (г)/98 (г/моль) = 0,11 моль,
(H 3 PO 4) = 1 + 2 = 0,11 + 0,04 = 0,15 моль.
(NaOH) = m /M = 6 (г)/40 (г/моль) = 0,15 моль.
Поскольку
(H 3 PO 4) : (NaOH) = 0,15: 0,15 = 1: 1,
то получится дигидрофосфат натрия:
(NaH 2 PO 4) = 0,15 моль,
m (NaH 2 PO 4) = M = 120 (г/моль) 0,15 (моль) = 18 г.
Ответ: m (NaH 2 PO 4) = 18 г.
З а д а ч а 3. Сероводород объемом 8,96 л пропустили через 340 г 2%-го раствора аммиака. Назовите соль, получившуюся в результате реакции, и определите ее массу.
Ответ:
гидросульфид аммония,
m
(NH 4 HS) = 20,4 г.
З а д а ч а 4. Газ, полученный при сжигании 3,36 л пропана, прореагировал с 400 мл 6%-го раствора гидроксида калия ( = 1,05 г/мл). Найти состав полученного раствора и массовую долю соли в полученном растворе.
Ответ: (KНСО 3) = 10,23 %.
З а д а ч а 5. Весь углекислый газ, полученный при сжигании 9,6 кг угля, пропустили через раствор, содержащий 29,6 кг гидроксида кальция. Найти массу полученной соли.
Ответ: m (Ca(HCO 3) 2) = 64,8 кг.
З а д а ч а 6. В 9,8 кг 20%-го раствора серной кислоты растворили 1,3 кг цинка. Найти массу полученной соли.
Ответ: m (ZnSO 4) = 3,22 кг.
6. Задачи на кислые соли. Образование смеси двух солей.
Это более сложный вариант задач на кислые соли. В зависимости от количества реагирующих веществ возможно образование смеси двух солей.
Например, при нейтрализации оксида фосфора(V) щелочью в зависимости от молярного соотношения реагентов могут образоваться следующие продукты:
P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,
(P 2 O 5):(NaOH) = 1:6;
P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O,
(P 2 O 5):(NaOH) = 1:4;
P 2 O 5 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 4 ,
(P 2 O 5):(NaOH) = 1:2.
Следует помнить, что при неполной нейтрализации возможно образование смеси двух соединений. При взаимодействии 0,2 моль Р 2 О 5 с раствором щелочи, содержащим 0,9 моль NaOH, молярное соотношение находится между 1:4 и 1:6. В этом случае образуется смесь двух солей: фосфата натрия и гидрофосфата натрия.
Если раствор щелочи будет содержать 0,6 моль NaOH, то молярное соотношение будет другим: 0,2:0,6 = 1:3, оно находится между 1:2 и 1:4, поэтому получится смесь двух других солей: дигидрофосфата и гидрофосфата натрия.
Эти задачи можно решать разными способами. Мы будем исходить из предположения, что одновременно происходят две реакции.
А л г о р и т м р е ш е н и я
1. Составить уравнения всех возможных реакций.
2. Найти количества реагирующих веществ и по их соотношению определить уравнения двух реакций, которые происходят одновременно.
3. Обозначить количество одного из реагирующих веществ в первом уравнении как х моль, во втором – у моль.
4. Выразить через х и у количества другого реагирующего вещества согласно молярным соотношениям по уравнениям.
5. Составить систему уравнений с двумя неизвестными.
З а д а ч а 1. Оксид фосфора(V), полученный при сжигании 6,2 г фосфора, пропустили через 200 г 8,4%-го раствора гидроксида калия. Какие вещества и в каких количествах получаются?
Дано: | Найти: 1 ; 2 . |
m (P) = 6,2 г, | |
m (р-ра KОН) = 200 г, | |
(KОН) = 8,4 %. |
Р е ш е н и е
(P) = m /M = 6,2 (г)/31 (г/моль) = 0,2 моль,
Ответ.
((NH 4) 2 HPO 4) = 43,8 %,
(NH 4 H 2 PO 4)
= 12,8 %.
З а д а ч а 4. К 50 г раствора ортофосфорной кислоты с массовой долей 11,76 % прибавили 150 г раствора гидроксида калия с массовой долей 5,6 %. Найти состав остатка, полученного при выпаривании раствора.
Ответ: m
(K 3 PO 4) = 6,36 г,
m
(K 2 HPO 4) = 5,22 г.
З а д а ч а 5. Сожгли 5,6 л бутана (н.у.) и образовавшийся углекислый газ пропустили через раствор, содержащий 102,6 г гидроксида бария. Найти массы полученных солей.
Ответ: m
(BaCO 3) = 39,4 г,
m
(Ba(HCO 3) 2) = 103,6 г.
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.
Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO 4 – 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
Ca 2+ SO 4 2– – 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: Na 2 CO 3 , KNO 3 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: NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 ит. д.
3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO 3 , KAl(SO 4) 2 и т.д.
4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl и т.д.
По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO 4 – сульфат кальция, Mg SO 4 – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI 2 – хлорид цинка и т.д.
В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl 3) 2 – бикарбонат или гидрокарбонат магния.
При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия.
Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.
Химические свойства солей
Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.
1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:
CaCO 3 = CaO + CO 2
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 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.
3. Взаимодействуют с основаниями , образуя новую соль и новое основание:
Ba(OH) 2 + Mg SO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2 .
4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:
NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .
5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.
Остались вопросы? Хотите знать больше о солях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Известно большое число реакций, приводящих к образованию солей. Приведем наиболее важные из них.
1. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):
N аОН + Н NO 3 = N а NO 3 + Н 2 О
Al (OH ) 3 + 3НС1 = AlCl 3 + 3Н 2 О
2. Взаимодействие металлов с кислотами:
F е + 2 HCl = FeCl 2 + Н 2
Zn + Н 2 S О 4 разб. = ZnSO 4 + Н 2
3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:
С uO + Н 2 SO 4 = С uSO 4 + Н 2 О
ZnO + 2 HCl = Zn С l 2 + Н 2 О
4. Взаимодействие кислот с солями:
FeCl 2 + H 2 S = FeS + 2 HCl
AgNO 3 + HCI = AgCl + HNO 3
Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HNO 3
5. Взаимодействие растворов двух различных солей:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = Ва SO 4 + 2N аС l
Pb(NO 3 ) 2 + 2NaCl = Р b С 1 2 + 2NaNO 3
6. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами (щелочей с амфотерными оксидами):
Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О,
2 N аОН (тв.) + ZnO Na 2 ZnO 2 + Н 2 О
7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:
Са
O
+ SiO
2
Са
SiO
3
Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4
8. Взаимодействие металлов с неметаллами:
2К + С1 2 = 2КС1
F
е
+
S
F
е
S
9. Взаимодействие металлов с солями.
Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Hg + Cu(NO 3 ) 2
Pb(NO 3 ) 2 + Zn = Р b + Zn(NO 3 ) 2
10. Взаимодействие растворов щелочей с растворами солей
CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
Применение солей.
Ряд солей являются соединениями необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов (соли натрия, калия, кальция, а также соли, содержащие элементы азот и фосфор). Ниже, на примерах отдельных солей, показаны области применения представителей данного класса неорганических соединений, в том числе, в нефтяной промышленности.
N аС1 - хлорид натрия (соль пищевая, поваренная соль). О широте использования этой соли говорит тот факт, что мировая добыча этого вещества составляет более 200 млн. т.
Эта соль находит широкое применение в пищевой промышленности, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия, кальцинированной соды (Na 2 CO 3 ). Хлорид натрия находит разнообразное применение в нефтяной промышленности, например, как добавка в буровые растворы для повышения плотности, предупреждения образования каверн при бурении скважин, как регулятор сроков схватывания цементных тампонажных составов, для понижения температуры замерзания (антифриз) буровых и цементных растворов.
КС1 - хлорид калия. Входит в состав буровых растворов, способствующих сохранению устойчивости стенок скважин в глинистых породах. В значительных количествах хлорид калия используется в сельском хозяйстве в качестве макроудобрения.
Na 2 CO 3 - карбонат натрия (сода). Входит в состав смесей для производства стекла, моющих средств. Реагент для увеличения щелочности среды, улучшения качества глин для глинистых буровых растворов. Используется для устранения жесткости воды при ее подготовке к использованию (например, в котлах), широко используется для очистки природного газа от сероводорода и для производства реагентов для буровых и тампонажных растворов.
Al 2 (SO 4 ) 3 - сульфат алюминия. Компонент буровых растворов, коагулянт для очистки воды от тонкодисперсных взвешенных частиц, компонент вязкоупругих смесей для изоляции зон поглощения в нефтяных и газовых скважинах.
N а 2 В 4 О 7 - тетраборат натрия (бура). Является эффективным реагентом - замедлителем схватывания цементных растворов, ингибитором термоокислительной деструкции защитных реагентов на основе эфиров целлюлозы.
B а S О 4 - сульфат бария (барит, тяжелый шпат). Используется в качестве утяжелителя ( 4,5 г/см 3) буровых и тампонажных растворов.
Fе 2 SO 4 - сульфат железа (П) (железный купорос). Используется для приготовления феррохромлигносульфоната - реагента-стабилизатора буровых растворов, компонент высокоэффективных эмульсионных буровых растворов на углеводородной основе.
F еС1 3 - хлорид железа (Ш). В сочетании со щелочью используется для очистки воды от сероводорода при бурении скважин водой, для закачки в сероводородсодержащие пласты с целью снижения их проницаемости, как добавка к цементам с целью повышения их стойкости к действию сероводорода, для очистки воды от взвешенных частиц.
CaCO 3 - карбонат кальция в виде мела, известняка. Является сырьем для производства негашеной извести СаО и гашеной извести Ca(OH) 2 . Используется в металлургии в качестве флюса. Применяется при бурении нефтяных и газовых скважин в качестве утяжелителя и наполнителя буровых растворов. Карбонат кальция в виде мрамора с определенным размером частиц применяется в качестве расклинивающего агента при гидравлическом разрыве продуктивных пластов с целью повышения нефтеотдачи.
CaSO 4 - сульфат кальция. В виде алебастра (2СаSО 4 · Н 2 О) широко используется в строительстве, входит в состав быстротвердеющих вяжущих смесей для изоляции зон поглощений. При добавке к буровым растворам в виде ангидрита (СаSО 4) или гипса (СаSО 4 · 2Н 2 О) придает устойчивость разбуриваемым глинистым породам.
CaCl 2 - хлорид кальция. Используется для приготовления буровых и тампонажных растворов для разбуривания неустойчивых пород, сильно снижает температуру замерзания растворов (антифриз). Применяется для создания растворов высокой плотности, не содержащих твердой фазы, эффективных для вскрытия продуктивных пластов.
N а 2 Si О 3 - силикат натрия (растворимое стекло). Используется для закрепления неустойчивых грунтов, для приготовления быстросхватывающихся смесей для изоляции зон поглощений. Применяется в качестве ингибитора коррозии металлов, компонента некоторых буровых тампонажных и буферных растворов.
AgNO 3 - нитрат серебра. Используется для химического анализа, в том числе пластовых вод и фильтратов буровых растворов на содержание ионов хлора.
Na 2 SO 3 - сульфит натрия. Используется для химического удаления кислорода (деаэрация) из воды в целях борьбы с коррозией при закачке сточных вод. Для ингибирования термоокислительной деструкции защитных реагентов.
Na 2 Cr 2 О 7 - бихромат натрия. Используется в нефтяной промышленности в качестве высокотемпературного понизителя вязкости буровых растворов, ингибитора коррозии алюминия, для приготовления ряда реагентов.
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 |
![mob_info](https://lagopus.ru/wp-content/themes/kuzov/pic/mob_info.png)