Оксиды. Основания. Кислоты. Соли.
ОКСИДЫ
ОКСИДЫ
– это сложные вещества, которые состоят из двух элементов, одним из которых
является кислород.
КЛАССИФИКАЦИЯ: оксиды бывают несолеобразующие (N2O, No, CO)
Оксиды
бывают солеобразующие, которые делятся на:
|
1 |
Основные |
СrO, L2O, Na2O,
K2O, R2O, Cs2O, MgO, CaO, SrO, BaO, HgO,
CuO, In2O3, FeO, Ag2O |
|
2 |
Амфотерные |
Cr2O3, ZnO,
Al2O3,
Ga2O3, BeO, Fe2O3, MnO2, SnO2, PbO2 |
|
3 |
Кислотные |
CrO3, B2O3,
CO2,SiO2, N2O5, P2O5,
As2O5, SO2,
SO3, SeO3, Cl2O7, Mn2O7,
V2O5 |
Основными называются оксиды, которым соответствуют
основания
Это оксиды, из которых прямо (при
взаимодействии с водой) или косвенно могут быть получены основания. Например:
Na2O + H2O = 2NaOH CuO + H2O ≠ , поэтому CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + 2NaCl
Кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислоты
Те
кислотные оксиды, которые не реагируют с водой, соответствующая кислота можно
получить косвенным путём:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3¯ + 2NaCl
Амфотерными называются оксиды, которым соответствуют и основания,
и кислоты («амфотерос» - двойственность)
Zn(OH)2 ZnO H2ZnO2
основание амфотер. оксид кислота
А. При горении простых и сложных веществ:
C+O2 = CO2; CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O; 4P + 5O2 = 2P2O5 ; Si H4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O; S + O2 = SO2 ; 4NH3 + 3O2 = 6H2O +2N2
Примечание: при горении азотсодержащих веществ, в обычных условиях оксиды азота не
образуются. SO3 образуется только при каталитическом окислении.
Б. Если
сжигаемое вещество содержит металл, то при горении обычно образуются высшие
оксиды этих металлов, а щёлочные металлы (кроме лития) образуют пероксиды.
2Mg + O2 = 2MgO 4Li + O2 = 2Li2O 2Cu + O2 = 2CuO 2Na + O2 = Na2O2 4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3 – обжиг
В. Прокаливанием
нерастворимых оснований, солей (некоторых)
Cu(OH)2 = CuO + H2O 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O 2Mg(NO3)2 = 2MgO + 4NO2 +O2 CaCO3 = CaO + CO2
Из основных только оксиды щёлочных и щёлочноземельных
металлов
K2O + H2O = 2KOH; CaO + H2O = Ca(OH)2; CuO + H2O не реагирует
Амфотерные оксиды с водой не реагируют.
Кислотные оксиды (большинство) реагируют с водой:
SO3 + H2O = H2SO4; N2O3 + H2O = 2HNO3; SiO2 + H2O не реагирует
Б. Отношение к кислотам:С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды с образованием соли и воды, а при избытке кислоты –кислой соли.
Na2O + H2S = Na2S + H2O Na2O + 2H2S = 2NaHS + H2O ZnO + 2NO3 = Zn(NO3)2
Двойные оксиды образуют две соли: FeO·Fe2O3 + 8HCl = FCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
В. Отношение к основаниям: Кислотные оксиды реагируют с растворимыми основаниями при обычных условиях, с нерастворимыми – при плавлении, с образованием соли и воды:
CO2 + NaOH = Na2CO3 + H2O SiO2 + Mg(OH)2 = MgSiO3 + H2O (при сплавлении)
Основные оксиды с основаниями не реагируют.
Амфотерные оксиды реагируют только со щёлочами:
ZnO + 2NaOH
+ H2O = Na2[Zn(OH)4] в растворе образуется комплексная соль
Al2O3 +
2NaOHтв. = 2NaAlO2 +
H2O при
сплавлении
Г. Отношение друг к другу:
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами,
образуя соль:
CaO + SO2
= CaSO3; N2O5
+ Na2O = 2NaNO3
Амфотерные оксиды реагируют и кислотными, и основными
оксидами:
ZnO + SiO2 = ZnSiO3 (при сплавлении); ZnO + K2O = K2ZnO2 (сплавление)
Д. Отношение к металлам:
Активные металлы вытесняют менее активные из их оксидов – металлотермия: 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3
Е. Отношение к солям:
Оксиды с солями реагируют редко и только при
сплавлении
3SiO2 + Ca3(PO4)2 t= 3CaSiO3 + P2O5 SiO2 + CaCO3 t= CaSiO3 + CO2 Na2CO3 + CaCO3 + 6SiO2 t= Na2O∙CaO∙6SiO2 + CO2
Al2O3 + K2CO3 t= 2KAlO2 + CO2 Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2
ОСНОВАНИЯ.
1. Основания – это сложные вещества,
которые состоят из атомов металлов и одной или нескольких гидроксогрупп – OH.
2. Общая формула оснований Me(OH)n, где n –
валентность металла.
3. Классификация оснований:
Растворимые в воде основания называются щёлочами.
LiOH,
NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2,
Ra(OH)2, Хотя, Ca(OH)2 малорастворим, но его раствор – щёлочь. Основания, которые проявляют и кислотные, и основные свойства называются амфотерными. Их формулы можно написать: Zn(OH)2 ↔H2ZnO2; Cr(OH)3 ↔H3CrO3 4. Сила оснований убывает в ряду: CsOH→RbOH→KOH→NaOH→LiOH→Ba(OH)2→Sr(OH)2→Ca(OH)2→Mg(OH)2 →Fe(OH)2 →NH4OH→Zn(OH)2→Al(OH)3→Fe(OH)3. Получение оснований: А) В промышленности: а) KOH и NaOH получают: Электролизом растворов солей KCl и NaCl 2KCl + 2H2O электролиз→ 2KOH + Cl2 ↑+ H2↑ Известковым способом:Ca(OH)2 +Na2CO3 → 2NaOH + CaCO3 LiOH, RbOH, CsOH – получают обменной реакцией: Ba(OH)2 + Rb2SO4 → 2RbOH + BaSO4↓ Ca(OH)2 + Li2CO3 →2LiOH+CaCO3↓ б) Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 – получают растворением оксидов этих металлов в воде: BaO + H2O = Ba(OH)2 CaO + H2O = Ca(OH)2 Б) В лаборатории: K2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2KOH , Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2NaOH 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 В) Другие основания и в промышленности, и в лаборатории получают действием щёлочей на растворы солей: MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2↓ + 2KCl FeCl2 + Ba(OH)2 = Fe(OH)2↓ + BaCl2 2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 2Fe(OH)3↓ + 3 BaCl2 Химические свойства оснований. А. Растворы щёлочей изменяют цвет индикаторов: Лакмуса в синий цвет. Фенолфталеина в малиновый цвет. Метилоранжа в жёлтый цвет. Б. Отношение к оксидам: Растворимые основания (щёлочи) реагируют с кислотными оксидами при обычных условиях CO2 + NaOH = Na2CO3 + H2O Нерастворимые основания с кислотными оксидами реагируют при нагре-вании SiO2 + Mg(OH)2 = MgSiO3 + H2O В. Отношение к кислотам: Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации). При этом могут быть получены: а) средние соли H2SO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + 2H2O 2HCl + Cu(OH)2↓ = CuCl2 + 2H2O б) кислые соли образуются только при избытке многоосновной кислоты H2S(изб.) +NaOH = NaHS + H2O H3PO4(изб.) + Ca(OH)2 = CaHPO4↓ + 2H2O в) основные соли образуются при избытке многокислотного основания Fe(OH)3(изб.) + HCl = Fe(OH)2Cl + H2O Fe(OH)3(изб.) + 2HCl = FeOHCl2 + 2H2O Г. Отношение друг к другу: Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями щёлочных и щёлочно-земельных металлов, причём: а) в растворе образуется комплексная соль Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4] б) если реакция протекает в расплаве, то образуется средняя соль и вода |
Zn(OH)2 + 2KOH(ТВ) = K2ZnO2 + 2H2O↑ Al(OH)3 + NaOH(ТВ) = NaAlO2 + 2H2O↑
Fe(OH)3 и Cr(OH)3 обладают слабовыраженными амфотерными свойствами, поэтому они взаимодействуют только с расплавами щёлочей или их концентрированными растворами при нагревании. Fe(OH)3 + KOH(тв) = KFeO2 + 2H2O↑ Cr(OH)3 + NaOH(тв) = NaCrO2 + 2H2O Fe(OH)3 + 3NaOH(конц) = Na3[Fe(OH)6] Cr(OH)3 + 3KOH(конц) = K3[Cr(OH)6]
Д. Отношение к солям:
-Реакции между солями и основаниями являются
реакциями обмена. Поэтому при обычных условиях они протекают
Только в растворах (соль и
основание должны быть растворимы)
И только при условии, что
в результате обмена образуется осадок (нерастворимая соль или основание) или
слабый электролит (H2O, NH4OH)
Na2SO4+Ba(OH)2=BaSO4+ 2NaO NH4Cl + KOH = NH4OH + KCl CuCl2 + 2NH4OH = Cu(OH)2↓ + 2NH4Cl K2CO3 + Sr(OH)2 = 2KOH + SrCO3↓
При действии щёлочей на соли серебра и ртути (‖) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO. 2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O Hg(NO3)2 + 2KOH = HgO↓ +H2O
Кислые соли при действии оснований в средние.
Причём, если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две
средние соли (в случае кислых солей аммония избыток щёлочи приводит к
образованию гидроксида аммония).
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O NH4HS + NH4OH = (NH4)2S + H2 2NaHCO3+ 2KOH = Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NH4HS + 2NaOH = Na2S + (NH2)2S + 2H2O NH4HS +2NaOH(изб) = Na2S + NH4OH + H2O
Е. Отношение к металлам:
Реакции между металлами и
основаниями немногочисленны.
Только металлы, образующие амфотерные оксиды
и гидроксиды, взаимодействуют со щёлочами. При этом выделяется H2 и образуется соль (в
растворах комплексная соль, в расплавах - средняя).
Zn + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑ 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2↑ Pb + 2NaOH + 2H2O = Na2[Pb(OH)4] + H2↑ Zn + 2NaOH(ТВ) t= Na2ZnO2 + H2↑ 2Al + 2NaOH(ТВ) + 2H2O t= 2NaAlO2 + 3H2↑ Be +2 NaOH(тв)t = Na2BeO2 + H2 Pb + 2KOHТВt = K2PbO2 + H2↑
Исключение составляют Fe и Cr, которые, в отличие от их амфотерных оксидов Fe2O3 и Cr2O3 и гидроксидов Fe(OH)3 и Cr(OH)3 , со щёлочами не взаимодействуют: Cr + NaOH ≠ Fe + NaOH ≠
Ж. Отношение к неметаллам: Неметаллы в реакции с основаниями вступают редко.
Только щёлочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами: Si, S, P, F2, Cl2, Br2,I2. При этом часто в результате диспропорционирования, образуются две соли. Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 +2H2↑ 3S + 6KOH = 2K2S +K2SO3 + 3H2O Cl2 + 2KOH холл. р-р= KCl + KClO + H2OЗ. Отношение к нагреванию: термостойкий только основания щёлочных металлов (за исключением LiOH). NaOHt≠ , KOH t≠
Основания остальных металлов при прокаливании разлагаются на оксид и воду. Ba(OH)2t= BaO + H2O↑, 2LiOHt= Li2O + H2O↑
Кислоты. Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка. Классификация кислот.
|
1. |
По
составу |
а)Кислородсодержащие
или
оксокислоты |
HNO3, H2SO4,
HClO4, H2SiO3, CH3COOH, H2SO3,
H3PO4, HNO2. |
|
б)
Бескислородные |
HBr, HCl, HCN, H2S, HI |
||
|
2. |
По
числу атомов водорода |
а)
Одноосновные |
HBr, HNO3, HNO2,
CH3COOH |
|
б)
Многоосновные |
H2S, H2SO4,
H3PO4, H4P2O7 |
||
|
3. |
По
значению α в 0,1М водных растворах |
а)
Сильные α > 30% |
HI, HClO4, HBr, HCl,
H2SO4, HMnO4, HNO3, HClO3,
CCl3COOH |
|
б)
Сред. силы 3%
<α <30% |
H2CrO4, H2MnO4,
H2SO3, HClO2, HF, H3PO4,
HNO2, HCOOH |
||
|
в)
Слабые α< 30% |
C6H5COOH, CH3COOH,
C2H5COOH H2CO3, H2S,
HClO, HCN, H2SiO3 |
3. Название кислот. При составлении названия бескислородных кислоты к названию кислотообразующего элемента добавляют соединительную гласную «о» и слово «водородная». Например: HF – фтороводородная кислота HCl – хлороводородная кислота
При составлении названия оксокислоты (кислородсодержащих) к названию кислотообразующего элемента добавляют окончания -ная; -(е)ваяя; -(о)ваяя; -новатая; новатистая , зависящие от степени окисления элемента. Окончания -ная, -вая указывают, что элемент, образующий кислоту, имеет высшую положительную степень окисления. Например:
HClO4 HClO3 HClO2 HClO Хлорная Хлорноватая Хлористая Хлорноватистая Марганцовая HMnO4
Если
элемент, находясь в одной степени окисления, образует несколько кислот, то,
кислота, в которой на один атом кислотообразующего элемента, приходится
наибольшее число атомов кислорода получает приставку орто, а кислота с наименьшим числом атомов кислорода на один атом
элемента – приставку мета:
Орто-кислоты
можно рассматривать как кислоты, в которых на одну молекулу ангидрида
приходится наибольшее число молекул воды, а
мета-кислоты, в которых на одну молекулу ангидрида приходится наименьшее
число молекул воды. Например:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 - ортофосфорная кислота P2O5 + 2H2O = H4P2O7 - дифосфорная кислота P2O5 + H2O = 2HPO3 – метафосфорная кислота
4. Физические свойства кислот.
Кислоты существуют как в виде индивидуальных
веществ, так и в виде растворов, некоторые – только в виде растворов.
Жидкие кислоты: H2SO4, HNO3, HClO4, HCOOH, CH3COOH Твёрдые кислоты: H3PO4, HPO3, H3PO3, H4P2O7, H2SiO3
Плавиковая, соляная, бромоводородная,
иодоводородная, сероводородная, угольная, сернистая и азотистая кислоты
представляют собой растворы соответствующих газов ( HГ, H2S,
CO2, SO2, N2O3) в воде. Г –
галоген.
Т.к. растворимость газов в воде никогда не
бывает 100%-й, то и концентрация этих кислот не бывает 100%.
предельная концентрация соляной кислоты – 40% предельная конц-ия H2CO3, H2S, HNO2 не превышает 1%. Только в виде растворов существуют: H2MnO4, HMnO4, H2Cr2O7, H2CrO4, HClO, HClO2, HClO3.
Отношение к воде: с водой кислоты не реагируют, но, как правило, хорошо в ней растворяются. Исключение – H2SiO3↓. Растворы кислот изменяют окраску индикаторов: Лакмус в кислотах – красный Фенолфталеин – бесцветный Метилоранж – розовый. Метакислоты при оводнении переходят в ортокислоты: HPO3 + H2O t= H3PO4 ; HBO2 + H2O = H3BO3 Отношение друг к другу: Возможны только реакции между кислотами, обладающими сильными окислительными свойствами (HNO3, H2SO4(КОНЦ)) и кислотами, обладающими сильными восстановительными свойствами (H2S, Hi, HBr, HCl), или окислительно-восстановительной двойственностью (H2SO3, HNO2, HClO3). Продукты реакции различны: H2SO4(конц) + 2HBr = Br2↓ + SO2↑ + 2H2O ; H2SO4 (конц) +8HI = 4I2↓ + H2S↑ + 4H2O H2SO4(конц) + HCl ≠ H2SO4(конц) + HF ≠ H2SO4(конц) + H2S = S↓ + SO2↑ + H2O; 3H2SO4(конц) + H2S t= SO2↑ + 4H2O; H2SO3(конц) + 2H2S = 3S + 3H2O; 8HNO3(конц) + H2S = H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O
Отношение к основаниям: Все
основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации). При этом могут быть
получены: а) средние
соли H2SO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + 2H2O 2HCl + Cu(OH)2↓ = CuCl2 + 2H2O б) кислые соли
образуются только при избытке многоосновной кислоты: H2S(изб.) +NaOH = NaHS + H2O H3PO4(изб.) + Ca(OH)2
= CaHPO4↓
+ 2H2O в) основные соли
образуются при избытке многокислотного основания: Fe(OH)3(изб.) + HCl = Fe(OH)2Cl + H2O; Fe(OH)3(изб.) + 2HCl
= FeOHCl2 + 2H2O Отношение к солям:Кислоты реагируют с растворами солей,
образованных более слабыми или более летучими кислотами. При этом
происходит вытеснение более слабой или более летучей кислоты (сила кис-лот
убывает в ряду: HI, HClO4, HBr, HCl, H2SO4, HNO3, HMnO4, H2SO3,
H3PO4, HF, HNO2,
H2CO3,
H2S, H2SiO3
). Вытеснение
происходит из любых солей – средних, кислых, основных и, как правило, в
результате реакции помимо более слабой или более летучей кислоты образуется
средняя соль. Причём НЕЛЕТУЧЕСТЬ кислоты во многих случаях имеет большее
значение, чем сила кислот. По этой причине нелетучая, хотя и не самая сильная H2SO4 вытесняет все кислоты из их солей, а её не
может вытеснить ни одна другая кислота (исключение – H2S, которая вытесняет H2SO4 из сульфатов некоторых
металлов). Например: CuSO4 + H2S
= CuS↓
+ H2SO4 Примеры реакций
кислот с солями: Na2CO3 +2HNO3 = 2NaNO3 + CO2↑+
H2O; Na2S
+ 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2S↑
Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет сильные кислоты, в т.ч. и серную, из растворов солей меди, ртути, свинца и никеля. Это объясняется тем, что сульфиды CuS, PbS, HgS и NiS не растворяются в воде, но и в выделяющейся сильной кислоте. Поэтому сильные кислоты не могут вытеснять слабую H2S из указанных выше сульфидов: CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 CuCl2 + H2S = CuS↓ + 2HCl↓ Hg(NO3)2 + H2S = HgS↓ + 2HNO3 NiBr2 +H2S = NiS↓ + 2HBr Pb(NO3)2 + H2S = PbS↓ + 2HNO3 Отношение к оксидам: С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды с образованием соли и воды, а при избытке кислоты – кислой соли. Na2O + H2S = Na2S + H2O Na2O + 2H2S = 2NaHS + H2O ZnO + 2NO3 = Zn(NO3)2 Отношение к нагреванию: Устойчивы к нагреванию только H2SO4 и H3PO4. Причём H3PO4 при длительном кипячении переходит сначала в дифосфорную, а затем – в метафосфорную кислоту. 2H3PO4 t= H4P2O7 + H2O H4P2O7 t= 2HPO3 + H2O Другие кислоты при нагревании разлагаются: H2CO3 ↔ CO2 + H2O H2SiO3 t= SiO2 + H2O 4HNO3 t= 4NO2 + O2 + H2O Кислоты, которые разлагаются при нагревании, называются летучими и, чем легче это происходит, тем более летучей считается кислота. Таким образом, самой летучей является у г о л ь н а я кислота, а самой нелетучей – с е р н а я. При нагревании галогеноводородных и сероводородной кислот, разрушение кислоты происходит вследствие понижения растворимости газа при повышении температуры. При кипячении газы НГ и H2S улетучиваются, и остаётся чистая вода.
Соли.
1. СОЛИ
– это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.
2. КЛАССИФИКАЦИЯ солей:
|
Средние |
Кислые |
Основные |
Двойные |
Комплексные |
|
NaCl, K2CO3, Al2(SO4)3, ZnS |
NaHSO4, Ca(HCO3)2 |
MgOHCl Al(OH)2NO3 |
KAl(SO4)2, K2NaPO4 |
Na2[Zn(OH)4] [Ag(NH3)2]Cl |
А. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислотах на атомы металла или гидроксильных групп в основаниях на кислотные остатки. Если замещение полное, то образуется нормальная (средняя) соль: H2SO3 + 2NaOH = Na2SO3 + 2H2O Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O Если замещение частичное, то образуется либо кислая: H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O Либо ОСНОВНАЯ соль: Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O Б. Соли можно рассматривать и как продукты взаимодействия кислоты и основания, т.е. как продукты реакции нейтрализации, причём Если кислота и основание взяты в эквивалентных для полного обмена количествах, то образуется средняя соль; Если кислота взята в избытке (или основание в недостатке), то может образоваться кислая соль, содержащая неполностью замещённые атомы H; Если кислота взята в недостатке (или основание в избытке), то может образоваться основная соль. Следует помнить, что Кислые соли могут образовать только многоосновные кислоты: H2SO4, H2SO3, H2S, H3PO4 и т.д. Основные соли могут образовывать только многокислотные основания: Al(OH)3, Fe(OH)3, Fe(OH)2, Cu(OH)2 и т. д. В. При действии на многоосновную кислоту двух различных оснований образуется двойная соль, содержащая катионы двух металлов и анионы одной кислоты: H3PO4 + 2KOH + NaOH = K2NaPO4 + 3H2O 2H2SO4 + KOH + Al(OH)3 = KAl(SO4)2 + 4H2O Г. При действии на многокислотное основание двух различных кислот образуется смешаннаяя соль, содержащая катионы одного металла и анионы двух кислот. Ca(OH)2 + HCl + HClO = CaClOCl или CaOCl2
Д. Комплексные соли состоят из катионов металла и комплексного (сложного) аниона, или же из кислотных остатков и комплексного катиона:
Na2[Zn(OH)4] = 2Na+ + [Zn(OH)4]2- комплексный анион [Ag(NH3)2]Cl = Cl- + [Ag(NH3)2]+ комплексный катион Физические свойства солей: Соли – твёрдые вещества с ионной кристаллической решёткой. Обладают высокими температурами плавления. Однако, не достигнув темп. плавления. Многие соли разлагаются. В таких случаях говорят о температуре разложения соли. Сухие соли ток не проводят, а растворы – проводят. Соли имеют различную окраску: AgCl, BaSO4, CaSO4, AgNO3, CaCO3, CuSO4 – белые AgBr – светло-жёлтый Ag3PO4 - жёлтые CuSO4·5H2O – голубой FeSO4·7H2O – зелёный CuS, HgS, FeS, Ag2S, PbS – чёрные K2Cr2O7 – оранжево-красный.
Получение солей:
|
№ |
Способ
получения |
Уравнения
реакции |
|
1. |
Кислота +
основание Кислота +
основной оксид Кислота +
амфотерный оксид Кислота +
соль Кислота +
металл |
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H2SO4+ CaO = CaSO4
+ H2O
2HCl +ZnO = ZnCl2 + H2O
2HNO3разб.+CaCO3
= Ca(NO3)2 +H2O+CO2↑ 3H2SO4разб+2Al=Al2(SO4)3+ 3H2↑ |
|
2. |
Кислотный
оксид + основ. оксид Кислотный
оксид + амфот. оксид Кислотный оксид + основание |
P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2
SO3 + PbO = PbSO4
N2O3 + 2KOH = KNO2
+H2O |
|
3. |
Металл + неметалл Металл +
соль |
Cu + Br2 = CuBr2
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu |
|
4. |
Соль +
щёлочь Соль +
соль Соль +
неметалл |
NaHSO4 +NaOH = Na2SO4
+ H2O CaCl2 + 2NaF = CaF2↓ + 2NaCl 2FeCl + Cl2 = 2FeCl3 |
|
|
Щёлочь +
неметалл Щёлочь +
амфотерн. металл |
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO + H2O
Be+2KOH+2H2O= |
5. Х и м и ч е с к и е
с в о й с т в а.
* Отношение к
воде.
|
По растворимости в воде
соли бывают: |
|
|
Хорошо
растворимые (растворимость
>1г на 100гводы) |
- Все
соли уксусной кислоты, за исключением ацетата алюминия – (CH3COO)3Al3 - Все
соли азотной кислоты - Все
соли аммония -
Большинство солей щёлочных металлов (исключение фосфат и фторид лития Li3PO4, LiF) - Многие
соли галогеноводородных кислот, за исключением галогенидов серебра – AgCl, AgBr, AgI, (AgF - растворим) |
|
Малорастворимые,(растворимо-сть
0,01 – 1,0г на |
MgSO3, CaSO4, AlF3
|
|
Нерастворимые,
(растворимость< |
PbCl2, Hg2Cl2, CaF2,
SrF2, BaF2, ZnF2, MgF2, CuS, BaSO4,
PbS |
Примечание:
Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние,
а основные – хуже.
- CaCO3, BaCO3, SrCO3 – нерастворимы.
- Ca(HCO3)2,
Ba(HCO3)2,
Sr(HCO3)2
– хорошо растворимы.
- Ca3(PO4)2
– нерастворим
- CaHPO4 – малорастворим
- Ca(H2PO4)2 – хорошо растворим
- Hg(NO3)2
– хорошо растворим
- HgOHNO3 – нерастворим.
При растворении в воде солей, полученных
сплавлением амфотерных металлов, их оксидов или гидроксидов со щёлочами,
образуются комплексные соли.
Na2ZnO2
+ 2H2O = Na2[Zn(OH)4]
KAlO2 + 2H2O
= K[Al(OH)4]
Na3FeO3 + 3H2O
= Na3[Fe(OH)6]
* О т н о ш е н и е к к и
с л о т а м.
Кислоты реагируют с растворами солей, образованных более слабыми или более летучими кислотами.
При этом происходит вытеснение более слабой или более летучей кислоты (сила кис-лот убывает в ряду: HI, HClO4, HBr, HCl, H2SO4, HNO3, HMnO4, H2SO3, H3PO4, HF, HNO2, H2CO3, H2S, H2SiO3 ).
Вытеснение происходит из любых солей – средних, кислых, основных и, как правило, в результате реакции помимо более слабой или более летучей кислоты образуется средняя соль. Причём нелетучость кислоты во многих случаях имеет большее значение, чем сила кислот. По этой причине нелетучая, хотя и не самая сильная H2SO4 вытесняет все кислоты из их солей, а её не может вытеснить ни одна другая кислота (исключение – H2S, которая вытесняет H2SO4 из сульфатов некоторых металлов). Например:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
Примеры реакций кислот с солями:
Na2CO3 +2HNO3
= 2NaNO3 + CO2↑+ H2O;
Na2S + 2CH3COOH = 2CH3COONa
+ H2S↑
NaHS +
HCl = NaCl + H2S↑
K2SiO3 + 2HBr = 2KBr +H2SiO3↓;
MgOHCl + H2SO4 = MgSO4 + HCl + H2O
Нелетучая H3PO4 (кислота средней силы) вытесняет сильные кислоты, но летучие соляную(HCl) и азотную (HNO3) кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли:
3CaCl2 + 2H3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
3AgNO3 +
H3PO4 = Ag3PO4↓ + 3HNO3
Концентрированная H2SO4 вытесняет
другие сильные и слабые кислоты и из сухих солей, образуется кислая или средняя соль.
NaClТВ. + H2SO4КОНЦ. t= NaHSO4 + HCl↑
;
2NaClТВ. + H2SO4КОНЦ. = Na2SO4 + 2HCl↑
Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет сильные кислоты, в т.ч. и серную, из растворов солей меди, ртути, свинца и никеля.
Это объясняется тем, что сульфиды CuS, PbS, HgS и NiS не растворяются в воде, но и в выделяющейся сильной кислоте. Поэтому сильные кислоты не могут вытеснять слабую H2S из указанных выше сульфидов.
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
CuCl2 + H2S = CuS↓
+ 2HCl↓
Hg(NO3)2
+ H2S = HgS↓ + 2HNO3
NiBr2
+H2S = NiS↓ + 2HBr
Pb(NO3)2 + H2S
= PbS↓ + 2HNO3
* О т н о ш е н и е к о с н о в а н и я м.
- Реакции между солями и основаниями являются реакциями обмена. Поэтому при обычных условиях они протекают
Только в растворах (соль и основание должны быть растворимы)
И только при условии, что в результате обмена образуется осадок (нерастворимая соль или основание) или слабый электролит (H2O, NH4OH)
Na2SO4 + Ba(OH)2 =
BaSO4↓ + 2NaOH
NH4Cl + KOH = NH4OH
+ KCl
CuCl2 + 2NH4OH
= Cu(OH)2↓ + 2NH4Cl
K2CO3
+ Sr(OH)2 = 2KOH + SrCO3↓
При недостатке основания может образоваться основная соль
AlCl3 + NaOH(недост) = AlOHCl2 + NaCl
AlCl3 + 2NaOH(недост) = Al(OH)2Cl +2NaCl
-При действии щёлочей на соли серебра и ртути (‖) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O↓
+ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2
+ 2KOH = HgO↓ +H2O
- Кислые соли при действии оснований в средние. Причём, если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две средние соли (в случае кислых солей аммония избыток щёлочи приводит к образованию гидроксида аммония).
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3
+ H2O
NH4HS + NH4OH
= (NH4)2S + H2O
2NaHCO3+ 2KOH = Na2CO3 + K2CO3
+ 2H2O
2NH4HS + 2NaOH = Na2S + (NH2)2S
+ 2H2O
NH4HS +2NaOH(изб) = Na2S + NH4OH + H2O
* О т н о ш е н и е к о к с и д а м.
Оксиды с солями реагируют редко и только при
сплавлении
3SiO2 + Ca3(PO4)2 t=
3CaSiO3 + P2O5
SiO2 + CaCO3 t=
CaSiO3 + CO2↑
Na2CO3
+ CaCO3 + 6SiO2 t= Na2O∙CaO∙6SiO2
+ CO2↑
Al2O3
+ K2CO3 t= 2KAlO2 + CO2↑
Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2↑.
*О т н о ш е н и е
д р у г д р у г у.
|
Соли при обычных условиях реагируют друг с другом только при условии: 1. Соли взяты в виде растворов (обе соли растворимые) 2. В результате реакции образуется малорастворимая или нерастворимая соль |
NaCl +AgNO3 = AgCl↓
+ NaNO3 CaCl2 + Na2SO4
= CaSO4↓ + 2NaCl Ba(NO3)2 + K2CO3
= 2KNO3 + BaCO3↓ Na2CO3 +
Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2NaHCO3 2[Cu(NH3)2]Cl
+ K2S = Cu2S↓ + 2KCl + 4NH3
|
|
Если же одна из исходных солей нерастворима, то реакция идёт лишь тогда, когда в результате её образуется ещё более нерастворимая соль. Критерием нерастворимости служит произведение растворимости (П.Р.) |
3CaSO4 + 2Na3PO4
= Ca3(PO4)2↓ + 3Na2SO4 П.Р.=9∙10-8
П.Р.=2∙10-29 |
|
Если в результате реакции образуется соль, полностью разлагающаяся водой, то продуктами реакции являются продукты гидролиза соли. |
2FeCl3 + 3Na2CO3
≠ Fe2(CO3)3 + 6NaCl, а 2FeCl3 + 3Na2CO3
+ 3H2O = 2Fe(OH)3 + + 3CO2 + 6NaCl
|
Соли часто реагируют друг с другом с образованием комплексных солей.
4KCN + Fe(CN)2 = K4[Fe(CN)6] ;
6KCN +
FeCl3 = K3[Fe(CN)6] + 3KCl
AgI +
2KCN = K[Ag(CN)2] + KI ;
* Отношение к металлам.
|
Более
активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей. Исключение
– щёлочные и щёлочно-земельные металлы, которые в растворе реагируют прежде
всего с водой. |
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Cu + 2Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2
+ Hg 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4,
|
|
Металлы
могут вытеснять друг друга и из расплавов солей (без доступа воздуха) Однако,
следует помнить, что - при плавлении многие соли разлагаются - ряд напряжений металлов справедлив только для водных растворов. Так в растворах Al менее активный, чем щё-лочноземельные металлы, а в
расплавах – наоборот. Поэтому Al вытесняет щ/з металлы из расплавов их солей |
Na + KClраспл. t=
NaCl + K 3K +AlCl3распл.t = 3KCl + Al Ca + 2RbCl t= CaCl2 + 2Rb Mg + BeF2 t= MgF2 +
Be
2Al + 3CaClраспл. t= 2AlCl3 +3Ca |
*Отношение к нагреванию.
|
При прокаливании разлагаются: - все
соли аммония. При этом,
как правило, выделяется NH3 --------------------------------------- -иногда
вместо NH3
выделяется N2 или N2O |
NH4Г t= NH3↑ + HГ↑ (NH4)2St = 2NH3↑
+ H2S↑ (NH4)2CO3 t=
2NH3↑ + CO2↑ + H2O↑ NH4HCO3t = NH3↑
+ CO2↑ + H2O↑ (NH)2SiO3 t= 2NH3↑
+ SiO2↓ + H2O (NH)2SO4 t= NH3↑
+ NH4HSO4 (NH)3SO3 t= 2NH3↑
+ SO2↑ + H2O (NH)3PO4 t= 3NH3↑
+ H3PO4 (NH)2HPO4 t= 2NH3↑
+ H3PO4 NH4H2PO4t=NH3↑
+H3PO4 ----------------------------------- NH4NO3 250˚С= N2O↑ + H2O 2NH4NO3 500˚C= N2↑
+ 2NO↑ + 4H2O NH4NO2 t= N2↑
+ 2H2O (NH4)2Cr2O7
t= N2↑ + Cr2O3↓ + 4H2O |
|
Все соли
азотной кислоты (нитраты). - Нитраты
металлов, стоящих в ряду напряжений до Mg, разлагаются до нитритов (кроме LiNO3) Me(NO3)n t= MeNO2
+ O2↑ --------------------------------------- - Нитраты
металлов в ряду напряжений от Mg до Cu (включительно) разлагаются до оксида металла. |
2KNO3 t= 2KNO2 + O2↑ 4LiNO3 t= 2Li2O +
4NO2↑ + O2↑
--------------------------------- 2Mg(NO3)2 t= 2MgO +
4NO2↑ + O2↑ 2Cu(NO3)2 t= 2CuO +
4NO2↑+ O2↑
|
|
- Нитраты
металлов, стоящих после Cu,
разлагаются до металла Me(NO3)n t= Me + NO2↑
+ O2↑ |
2AgNO3 t= 2Ag + 2NO2↑
+ O2↑ |
|
|
|
|
Все соли
сернистой кислоты (сульфиты): При этом
в результате диспропорционирования образуется сульфид и сульфат. Гидросульфаты
разлагаются до бисульфитов. |
4NaSO3 t= Na2S +
3Na2SO4 4CaSO3 t= CaS + 3CaSO4
2NaHSO3 t= Na2S2O5 |
|
Практически
все соли угольной кисло-ты. Исключение составляют только карбонаты щёлочных
металлов (кроме Li2CO3). Гидрокарбонаты разлагаются все
– сначала до карбоната, а при более высокой температуре до оксида металла и CO2. ----------------------------------------------------------- Гидрокарбонаты
щёлочных металлов разлагаются до карбонатов. (Кроме LiHCO3) |
ZnCO3 t= ZnO + CO2↑ BaCO3 t= BaO +CO2↑ Na2CO3 ≠ а) Ca(HCO3)2 t= CaCO3 + CO2↑
+ H2O↑ б) CaCO3 t= CaO + CO2↑ Ca(HCO3)2 t= CaO +
2CO2↑ +H2O↑ -------------------------------------------------- 2NaHCO3 t=Na2CO3
+ CO2↑ + H2O↑ а) 2LiHCO3 t= Li2CO3
+ CO2↑ + H2O↑ б) Li2CO3 t= Li2O
+ CO2↑ |
|
Многие
соли серной кислоты –сульфаты Следует
помнить, что разложение сульфатов происходит
при t >
700-800 ˚C. При
этом образуется оксид металла и SO3 или SO2 + O2 ----------------------------------------------------------- Сульфаты
щёлочных и щ/земельных термостойки. --------------------------------------- Гидросульфаты
при прокаливании раз-лагаются сначала до дисульфатов, а за-тем до сульфатов. |
2FeSO4 t= Fe2O3
+ SO3↑ + SO2↑ а) Fe2(SO4)3 t=
F2O3 + 3SO3↑ б) 2Fe(SO4)3 t= 2Fe2O3
+ 6SO2↑ + 3O2↑ 2СuSO4 t=
2CuO + 2SO2↑ + O2↑ ----------------------------------------------- Na2SO4 ≠ CaSO4 ≠ -------------------------------------------------- а)2NaHSO4 t= Na2S2O7
+ H2O↑ б)Na2S2O7 t=
Na2SO4 + SO3↑
|
|
При
нагревании (кипячении) растворов разлагаются все комплексные соли, образованные
амфотерными металлами. |
Na2[Zn(OH)4] t= Na2ZnO2
+ 2H2O K[Al(OH)4] t= KAlO2
+ 2H2O
|
|
При
прокаливании разлагаются многие основные соли. |
2MgOHCl t= MgO +MgCl2 + H2O (CuOH)2CO3 t= 2CuO
+ H2O + CO2
|
|
Некоторые
соли разлагаются под действием света Фотохимическая
реакция |
2AgBr hv= 2Ag + Br2 2AgI hv = 2Ag + I2, AgCl hv≠ Hg2Cl2 hv= Hg +
HgCl2
|
|
Термостойки (плавятся
без разложения) - многие
соли фосфорной
кислоты – фосфаты сероводородной
– сульфиды кремниевой
– силикаты азотистой
– нитриты галогеноводородных
кислот – фториды, хлориды, бромиды, иодиды. -
большинство солей щёлочных металлов |
Ca3(PO4)2 t
≠
CaS t ≠
CaCl2 t ≠
NaCl t ≠ |