С чем реагируют кислые соли: «С какими веществами вступают в реакцию кислые соли?» — Яндекс.Кью

Содержание

Способы получения кислых, основных и комплексных солей — урок. Химия, 8–9 класс.

Способы получения кислых солей

1. Кислые соли образуются при взаимодействии средних солей с кислотами.

  

Например, если к раствору сульфата натрия добавить раствор серной кислоты, из полученного раствора можно выкристаллизовать гидросульфат натрия:

Na2SO4+h3SO4→2NaHSO4.

 

Нерастворимые в воде природные карбонаты (известняк и другие) в присутствии воды и углекислого газа (угольной кислоты) превращаются в растворимые гидрокарбонаты.

 

Например, карбонат кальция превращается в гидрокарбонат:

CaCO3+h3O+CO2⏟h3CO3→CaHCO32.

 

В результате этой химической реакции возрастает жёсткость природной воды, обусловленная присутствием растворимых солей кальция и магния, образуются карстовые пещеры, а также происходит разрушение коралловых рифов.

 

Видеофрагмент:

Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов

Получение комплексных солей

1. Комплексные соли образуются при действии растворов щелочей на амфотерные гидроксиды.
 
Например, при действии раствора гидроксида калия на гидроксид цинка образуется тетрагидроксоцинкат калия:
2KOH+ZnOh3→K2ZnOh5.

При действии разбавленного раствора гидроксида натрия на гидроксид алюминия образуется тетрагидроксоалюминат натрия:

NaOH+AlOh4→NaAlOh5.


2. Ещё один способ получения комплексных солей — действие растворов щелочей на амфотерные оксиды.

Например, при действии раствора гидроксида натрия на оксид цинка образуется тетрагидроксоцинкат натрия:

2NaOH+ZnO+h3O→Na2ZnOh5.


Комплексные соли образуются также при растворении в щёлочи цинка или алюминия.

 

Одним из продуктов реакции в этом случае является водород:

2NaOH+Zn+2h3O→Na2ZnOh5+h3↑,

2NaOH+2Al+6h3O→2NaAlOh5+3h3↑.

виды, свойства и применение. Определение и химический состав

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.

Соли следует рассматривать в виде продукта взаимодействия кислоты и основания. В итоге могут образовываться:

  1. нормальные (средние) — образуются при достаточном для полного взаимодействия количестве кислоты и основания. Названия нормальных соле й состоят из двух частей. В начале называется анион (кислотный остаток), затем катион.
  2. кислые — 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. В составе кислотных остатков данного вида солей вы всегда увидите водород. Кислые соли образуются только многоосновными кислотами и проявляют свойства как солей, так и кислот.
    В названиях кислых солей
    ставится приставка гидро- к аниону.
  3. 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. 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. Название основных солей строится следующим образом: к аниону добавляется приставка гидроксо- .
Типичные реакции нормальных солей
  • С металлами реагируют хорошо. При этом, более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.
  • С кислотами, щелочами и другими солями реакции проходят до конца, при условии образования осадка, газа или малодиссоциируемых соединений.
  • 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:
  • Соли реагируют между собой, если образуется осадок или в случае образования более устойчивого соединения.
  • Многие нормальные соли разлагаются при нагревании с образованием двух оксидов – кислотного и основного
  • Нитраты разлагаются другим, отличным от остальных нормальных солей образом. При нагревании нитраты щелочных и щелочноземельных металлов выделяют кислород и превращаются в нитриты:
  • Нитраты почти всех других металлов разлагаются до оксидов:
  • Нитраты некоторых тяжелых металлов (серебра, ртути и др) разлагаются при нагревании до металлов:
Типичные реакции кислых солей
  • Они вступают во все те реакции, в которые вступают кислоты. Со щелочами реагируют, если в составе кислой соли и щелочи имеется один и тот же металл, то в результате образуется нормальная соль.
  • Если же щелочь содержит другой металл, то образуются двойные соли.
Типичные реакции основных солей
  • Данные соли вступают в те же реакции, что и основания. С кислотами реагируют, если в составе основной соли и кислоты имеется один и тот же кислотный остаток, то в результате образуется нормальная соль.
  • Если же кислота содержит другой кислотный остаток, то образуются двойные соли.

Комплексные соли — соединение, в узлах кристаллической решетки которого содержатся комплексные ионы.

Что такое соли?

Соли – это такие сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. В некоторых случаях соли в своем составе могут содержать водород.

Если мы внимательно подойдем к рассмотрению этого определения, то заметим, что по своему составу соли чем-то похожи на кислоты, только с той разницей, что кислоты состоят из атомов водорода, а соли содержат ионы металла. Из этого следует, что соли являются продуктами замещения атомов водорода в кислоте на ионы металла. Так, к примеру, если взять известную каждому поваренную соль NaCl, то ее можно рассматривать как продукт замещения водорода в соляной кислоте НС1 на ион натрия.

Но бывают и исключения. Взять, например, соли аммония, в них кислотные остатки с частицей Nh5+, а не с атомами металла.

Типы солей



А теперь давайте более подробно рассмотрим классификацию солей.

Классификация:

К кислым солям относятся такие, в которых атомы водорода в кислоте частично заменены атомами металла. Их можно получить с помощью нейтрализации основания избытком кислоты.
К средним солям или как их еще нормальным, относятся такие соли, у которых в молекулах кислоты все атомы водорода замещены на атомы металла, например, таких, как Na2CO3, KNO3 и т.д.
К основным солям относятся те, где у которых происходить неполное или частичное замещение гидроксильных групп оснований кислотными остатками, такими, как: Аl(OH)SO4 , Zn(OH)Cl и т.д.
В составе двойных солей находится два различных катиона, которые получаются с помощью кристаллизации из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами.
Но, а к смешанным солям относятся такие, в составе которых находятся два различных аниона. Также существуют комплексные соли, в состав которых входит комплексный катион или комплексный анион.


Физические свойства солей



Мы уже с вами знаем, что соли являются твердыми веществами, но следует знать, им свойственна различная растворимость в воде.

Если рассматривать соли с точки зрения растворимости в воде, то их можно поделить на такие группы, как:

Растворимые (Р),
— нерастворимые (Н)
— малорастворимые (М).

Номенклатура солей

Чтобы определить степень растворимости солей, можно обратиться к таблице растворимости кислот, оснований и солей в воде.



Как правило, все названия солее состоят из названий аниона, который представлен в именительном падеже и катиона, который стоит в родительном падеже.

Например: Na2SO4 — сульфат (И.п.) натрия (Р.п.).

Кроме того, для металлов в скобках указывают переменную степень окисления.

Возьмем для примера:

FeSO4 — сульфат железа (II).

Также следует знать, что существует международная номенклатура названия солей каждой кислоты, зависящая от латинского названия элемента. Так, например, соли серной кислоты, называются сульфатами. К примеру, СаSO4 – носит название сульфата кальция. А вот хлоридами называют соли соляной кислоты. Например, всем нам знакомая, NaCl называется хлоридом натрия.

Если же соли двухосновных кислот, то к их названию прибавляют частицу «би» или «гидро».

Например: Mg(HCl3)2 – будет звучать, как бикарбонат или гидрокарбонат магния.

Если в трехосновной кислоте один из атомов водорода заменить на металл, то следует еще добавить приставку «дигидро» и мы получим:

Nah3PO4 – дигидрофосфат натрия.

Химические свойства солей

А сейчас перейдем к рассмотрению химических свойств солей. Дело в том, что они определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.





Значение соли для человеческого организма

В обществе давно идут дискуссии о вреде и пользе соли, которую она оказывает на организм человека. Но какой бы точки зрения не придерживались оппоненты, следует знать, что поваренная соль это минеральное природное вещество, которое жизненно необходимо для нашего организма.

Также следует знать, что при хронической нехватке в организме хлорида натрия, можно получить летальный исход. Ведь, если вспомнить уроки биологии, то нам известно, что тело человека на семьдесят процентов состоит из воды. А благодаря соли происходят процессы регулирования и поддержки водного баланса в нашем организме. Поэтому исключать употребление соли ни в коем случае нельзя. Конечно же, безмерное употребление соли так же ни к чему хорошему не приведет. И тут напрашивается вывод, что все должно быть в меру, так как ее недостаток, также как и избыток могут привести к нарушению баланса в нашем рационе.



Применение солей

Соли нашли свое применение, как в производственных целях, так и в нашей повседневной жизни. А сейчас давайте рассмотрим более детально и узнаем, где и какие соли чаще всего применяются.

Соли соляной кислоты

Из этого вида солей чаще всего используют хлорид натрия и хлорид калия. Поваренную соль, которую мы с вами употребляем в пищу добывают из морской, озерной воды, а также на соляных шахтах. И если хлорид натрия мы употребляем в пищу, то в промышленности его используют для получения хлора и соды. А вот хлорид калия незаменим в сельском хозяйстве. Его применяют, как калийное удобрение.

Соли серной кислоты

Что же касается солей серной кислоты, то они нашли широкое применение в медицине и строительстве. С ее помощью изготавливают гипс.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты, или как их еще называют нитраты, применяются в сельском хозяйстве в качестве удобрений. Самыми значимыми среди этих солей является нитрат натрия, нитрат калия, нитрат кальция и нитрат аммония. Их еще называют селитрами.

Ортофосфаты

Среди ортофосфатов, одним из наиболее важных, является ортофосфат кальция. Эта соль входит в основу таких минералов, как фосфориты и апатиты, которые необходимы при изготовлении фосфорных удобрений.

Соли угольной кислоты

Соли угольной кислоты или карбонат кальция можно встретит в природе, в виде мела, известняка и мрамора. Его используют для изготовления извести. А вот карбонат калия применяется, как составляющая сырья при производстве стекла и мыла.

Конечно, о соли вы знаете много интересного, но есть и такие факты, о которых вы вряд ли догадывались.

Вам, наверное, известен тот факт, что на Руси гостей было принято встречать с хлебом и солью, но злили вы, что за соль даже платили налог.

Известно ли вам, что были такие времена, когда соль ценилась больше золота. В древние времена римским воинам даже жалование платили солью. А самым дорогим и важным гостям в знак уважения преподносили горсть соли.

А знаете ли вы, что такое понятие, как «заработная плата» произошло от английского слова salary.

Оказывается, что поваренную соль можно применять в медицинских целях, так как она является отличным антисептиком и обладает ранозаживляющим и бактерицидным свойством. Ведь, наверное, каждый из вас наблюдал, будучи на море, что ранки на коже и мозоли в соленой морской воде заживают намного быстрее.

А знаете, почему зимой в гололед принято посыпать дорожки солью. Оказывается, если на лед насыпать соли, то лед превращается в воду, так как температура ее кристаллизации снизится на 1-3 градуса.

А известно ли вам, сколько соли человек употребляет в течение года. Оказывается, что за год мы с вами съедаем около восьми килограммов соли.

Оказывается, что людям, живущим в жарких странах, нужно употреблять соли в четыре раза больше, чем тем, кто живет в холодных климатических зонах, потому что во время жары выделяется большое количество пота, а с ним и выводятся соли с организма.

5.Нитриты, соли азотистой кислоты НNО 2 . Используют прежде всего нитриты щелочных металлов и аммония, меньше — щелочно-земельных и Зd-металлов, Рb и Ag. О ннитритах остальных металлов имеются только отрывочные сведения.

Нитриты металлов в степени окисления +2 образуют кристалогидраты с одной, двумя или четырьмя молекулами воды. Нитриты образуют двойные и тройные соли, напр. CsNO 2 . AgNO 2 или Ba(NO 2) 2 . Ni(NO 2) 2 . 2KNO 2 , а также комплексные соединения, например Na 3 .

Кристаллические структуры известны лишь для нескольких безводных нитритов. Анион NO2 имеет нелинейную конфигурацию; угол ONO 115°, длина связи Н—О 0,115 нм; тип связи М—NO 2 ионно-ковалентный.

Хорошо растворимы в воде нитриты К, Na, Ba, плохо — нитриты Ag, Hg, Сu. С повышением температуры растворимость нитритов увеличивается. Почти все нитриты плохо растворимы в спиртах, эфирах и малополярных растворителях.

Нитриты термически малоустойчивы; плавятся без разложения только нитриты щелочных металлов, нитриты остальных металлов разлагаются при 25-300 °С. Механизм разложение нитритов сложен и включает ряд параллельно-последовательных реакций. Основные газообразные продукты разложения — NO, NO 2 , N 2 и О 2 , твёрдые — оксид металла или элементный металл. Выделение большого количества газов обусловливает взрывное разложение некоторых нитритов, например NH 4 NO 2 , который разлагается на N 2 и Н 2 О.

Характерные особенности нитритов связаны с их термической нестойкостью и способностью нитрит-иона быть как окислителем, так и восстановителем, в зависимости от среды и природы реагентов. В нейтральной среде нитриты обычно восстанавливаются до NO, в кислой окисляются до нитратов. Кислород и СО 2 не взаимодействуют с твердыми нитритами и их водными растворами. Нитриты способствуют разложению азотсодержащих органических веществ, в частности аминов, амидов и др. С органическими галогенидами RXН. реагируют с образованием как нитритов RONO, так и нитросоединений RNO 2 .

Промышленное получение нитритов основано на абсорбции нитрозного газа (смеси NO + NO 2) растворами Na 2 CO 3 или NaOH с последовательной кристализацией NaNO 2 ; нитриты остальных металлоов в промышленности и лабораториях получают обменной реакцией солей металлов с NaNO 2 или восстановлением нитратов этих металлов.

Нитриты применяют для синтеза азокрасителей, в производстве капролактама, в качестве окислителей и восстановителей в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности, как консерванты пищевых продуктов. Нитриты например NaNО 2 и KNO 2 , токсичны, вызывают головную боль, рвоту, угнетают дыхание и т.д. При отравлении NaNO 2 в крови образуется метгемоглобин, повреждаются мембраны эритроцитов. Возможно образование нитрозаминов из NaNO 2 и аминов непосредственно в желудочно-кишечном тракте.

6.Сульфаты, соли серной кислоты. Известны средние сульфаты с анионом SO 4 2- кислые, или гидросульфаты, с анионом HSO 4 -, основные, содержащие наряду с анионом SO 4 2- — группы ОН, например Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Существуют также двойные сульфаты, включающие два различных катиона. К ним относят две большие группы сульфатов — квасцы, а также шениты M 2 Э(SO 4) 2 . 6H 2 O, где М-однозарядный катион, Э — Mg, Zn и другие двухзарядные катионы. Известен тройной сульфат K 2 SO 4 . MgSO 4 . 2CaSO 4 . 2H 2 O (минерал полигалит), двойные основные сульфаты, например минералы групп алунита и ярозита M 2 SO 4 . Al 2 (SO 4) 3 . 4Al(OH 3 и M 2 SO 4 . Fe 2 (SO 4) 3 . 4Fe(OH) 3 , где М — однозарядный катион. Сульфаты могут входить в состав смешанных солей, напр. 2Na 2 SO 4 . Na 2 CO 3 (минерал беркеит), MgSO 4 . KCl . 3H 2 O (каинит).

Сульфаты — кристаллические вещества, средние и кислые в большенстве случаев хорошо растворимы в воде. Малорастворимы сульфаты кальции, стронция, свинца и некоторые др., практически нерастворимы BaSO 4 , RaSO 4 . Основные сульфаты, как правило, малорастворимы или практически нерастворимы, или гидролизуются водой. Из водных растворов сульфаты могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов. Кристаллогидраты некоторых тяжелых металлов называются купоросами; медный купорос СuSO 4 . 5H 2 O, железный купорос FeSO 4 . 7Н 2 О.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы, в то время как кислые сульфаты при нагревании разлагаются, превращаясь в пиросульфаты: 2KHSO 4 = Н 2 О + K 2 S 2 O 7 . Средние сульфаты др. металлов, а также основные сульфаты при нагревании до достаточно высоких температур, как правило, разлагаются с образованием оксидов металлов и выделением SO 3 .

Сульфаты широко распространены в природе. Они встречаются в виде минералов, например гипс CaSO 4 . H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 . 10Н 2 О, а также входят в состав морской и речной воды.

Многие сульфаты могут быть получены при взаимодействии H 2 SO 4 с металлами, их оксидами и гидроксидами, а также разложением солей летучих кислот серной кислотой.

Неорганические сульфаты находят широкое применение. Например, аммония сульфат -азотное удобрение, натрия сульфат используют в стекольной, бумажной промышленности, производстве вискозы и др. Природные сульфатные минералы — сырье дм промышленного получения соединений различных металлов, строит, материалов и др.

7.Сульфиты, соли сернистой кислоты H 2 SO 3 . Различают средние сульфиты с анионом SO 3 2- и кислые (гидросульфиты) с анионом HSO 3 -. Средние сульфиты — кристаллические вещества. Сульфиты аммония и щелочных металлов хорошо растворимы в воде; растворимость (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °С), К 2 SО 3 106,7 (20 °С). В водных растворах образуют гидросульфиты. Сульфиты щелочно-земельных и некоторых др. металлов практически не растворимы в воде; растворимость MgSO 3 1 г в 100 г (40°С). Известны кристаллогидраты (NH 4) 2 SO 3 . Н 2 O, Na 2 SO 3 . 7H 2 O, К 2 SO 3 . 2Н 2 O, MgSO 3 . 6H 2 O и др.

Безводные сульфиты при нагревании без доступа воздуха в запаянных сосудах диспропорционируют на сульфиды и сульфаты, при нагревании в токе N 2 теряют SO 2 , а при нагревании на воздухе легко окисляются до сульфатов. С SO 2 в водной среде средние сульфиты образуют гидросульфиты. Сульфиты — относительно сильные восстановители, окисляются в растворах хлором, бромом, Н 2 О 2 и др. до сульфатов. Разлагаются сильными кислотами (например, НС1) с выделением SO 2 .

Кристаллические гидросульфиты известны для К, Rb, Cs, NH 4 +, они малоустойчивы. Остальные гидросульфиты существуют только в водных растворах. Плотность NH 4 HSO 3 2,03 г/см3; растворимость в воде (г в 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0°С), КНSO 3 49 (20 °С).

При нагревании кристаллических гидросульфитов Na или К либо при насыщении SO 2 кишящего раствора пульпы M 2 SO 3 , образуются пиросульфиты (устаревшее -метабисульфиты) М 2 S 2 O 5 — соли неизвестной в свободном состоянии пиросернистой кислоты H 2 S 2 O 5 ; кристаллы, малоустойчивы; плотность (г/см3): Na 2 S 2 O 5 1,48, К 2 S 2 O 5 2,34; выше ~ 160 °С разлагаются с выделением SO 2 ; растворяются в воде (с разложением до HSO 3 -), растворимость (г в 100 г): Na 2 S2O 5 64,4, К 2 S 2 O 5 44,7; образуют гидраты Na 2 S 2 O 5 . 7H 2 O и ЗК 2 S 2 O 5 . 2Н 2 О; восстановители.

Средние сульфиты щелочных металлов получают взаимодействием водного раствора М 2 СО 3 (или МОН) с SO 2 , a MSO 3 — пропусканием SO 2 через водную суспензию MCO 3 ; используют в основном SO 2 из отходящих газов контактных сернокислотных производств. Сульфиты применяют при отбеливании, крашении и печатании тканей, волокон, кож для консервирования зерна, зеленых кормов, кормовых промышленных отходов (NaHSO 3 , Na 2 S 2 О 5). CaSO 3 и Са(НSO 3) 2 — дезинфицирующие средства в виноделии и сахарной промышленности. NaНSO 3 , MgSO 3 , NН 4 НSO 3 — компоненты сульфитного щелока при варке целлюлозы; (NH 4) 2SO 3 — поглотитель SO 2 ; NaHSO 3 — поглотитель H 2 S из отходящих газов производств, восстановитель в производстве сернистых красителей. K 2 S 2 O 5 — компонент кислых фиксажей в фотографии, антиоксидант, антисептик.

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 + h3O.

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 + h3O → 2NaOH.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + h3SO4 → CuSO4 + h3O.

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 + h3O → h3SO4.

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 + h3O.

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 h3ZnO2). 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 + h3O

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 + h3O.

2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль — цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + h3O.

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

ZnO + 2 NaOH + h3O => 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 + h3O

в) кислот

h3CO3 = h3O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

А также взаимодействие кислот — окислителей с металлами и неметаллами:

Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2h3O

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? + h3O

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 + h3O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + h3O

Гидроксид меди (II) растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида меди (II) и воды:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2h3O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2h3O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2h3О.

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 + h3 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3h3O

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 (h3SO4 серная кислота, h3SO3 сернистая кислота, HNO3 азотная кислота, h4PO4 фосфорная кислота, h3CO3 угольная кислота, h3SiO3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, h3S 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:

h3SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

h3SO4 — h3O → SO3. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: h3SO4 — серная; h3SO3 — угольная; h3SiO3 — 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:

h3 + Cl2 → 2 HCl;

Растворы полученных газообразных веществ HCl и h3S 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):

h3SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 h3O.

3. Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

h4PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 h3O.

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 + h3;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 h3O.

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+ h3SO4 = CuSO4+ h3O

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 + h3SO4 =/ PbSO4 + h3

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, Nah3PO4 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»: Nah3PO4 — 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 + h3 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.

Растворимость в солей органических кисло

    С. Поскольку Ж. с. не истинный, а коллоидный раствор, при длительном стоянии он стареет и разлагается с выделением аморфного кремнезема (тем быстрее, чем выше его силикатный модуль). Под действием минеральных к-т происходит его разложение с образованием раствора солей натрия или калия соответствующих к-т и выделением коллоидного гидрата окиси кремния (силикагеля) в виде студнеобразной массы или аморфного осадка. Разложению способствует наличие в воздухе углекислого газа (карбонизация). Ж. с, реагирует с растворимыми солями, особенно кислыми, с основаниями, с минер, и органическими веществами, образуя нерастворимые силикаты или разлагаясь на соли щелочных металлов с выделением кремнегелей. Клеющая способность Ж. с. в три—пять раз выше, чем у силикатных цементов и др. вяжущих материалов. Ж. С. используют для склеивания картона, бумаги, деревянных и силикатных изделий, стекла с металлом, для изготовления литейных форм, для нане- [c.446]
    Барбитураты — мелкокристаллические белые порошки. Кислые формы барбитуратов (барбитал, фенобарбитал) мало растворимы в воде, но растворимы в органических растворителях, растворах щелочей и карбонатов. Барбитураты-соли хорошо растворимы в воде. [c.214]

    Фенолы — довольно кислые соединения и в этом отношении они заметно отличаются от спиртов, которые представляют собой даже более слабые кислоты, чем вода. Действием водных растворов щелочей фенолы превращаются в соли водные минеральные кислоты превращают соли обратно в свободные фенолы. Как и следовало ожидать, фенолы и их соли противоположны по своей растворимости соли растворимы в воде и нерастворимы в органических растворителях.[c.753]

    Отработанные масла промывают водой для удаления из них кислых продуктов — водорастворимых низкомолекулярных кислот, а также мыл — солей органических кислот, растворимых в воде. Промывка водой не обеспечивает полного восстановления масел при глубоком их старении. Этим методом часто пользуются при эксплуатации турбинных масел, для удаления из них растворимых в воде низкомолекулярных кислот. Вода с растворенными в ней кислотами может быть отделена от масла сепарацией при подогреве до температуры около 60° С. [c.73]

    Образование солей при взаимодействии кислот и аминов — наиболее характерная реакция последних. Поскольку амины, как правило, растворимы в органических растворителях, их очень удобно использовать в качестве мягко действующих оснований в тех случаях, когда при реакции требуется основной катализ или необходимо связать продукт реакции, имеющий кислый характер. Пиридин в этом отношении обладает отличными свойствами это третичный амин. Ка которого составляет примерно 10 , достаточно летучий (т. кип. 115°С) и растворимый как в воде, так и в углеводородах. В тех случаях, когда требуется участие более сильного основания, обычно используют триметиламин. Основные свойства различных аминов были рассмотрены в разд. 19-4. [c.61]

    Отработанный хромовый раствор имеет большей частью слабо кислую реакцию, содержит значительное количество органических веществ и богат растворимыми солями. Характерным для него является наличие солей окиси хрома (приблизительно 5— 6 г л) [4]. Регенерация этих солей возможна и она часто производится на заводах, вырабатывающих кожи хромового дубления. [c.546]

    Соли органических кислот. Примечательной особенностью органических производных рубидия и цезия является значительная растворимость их средних солей ряда органических кислот, в то время как растворимости соответствующих им кислых солей малые. Поэтому в форме кислых солей органических кислот рубидий и цезий могут быть сконцентрированы и выделены из растворов различного происхождения. Большое достоинство подобных соединений — возможность получения [c.97]


    Для удержания в водном кислом растворе антипирина, который не образует прочных солей, рекомендуется добавлять желтую кровяную соль, образующую с антипирином трудно растворимый в воде комплекс, также не растворимый в органических растворителях. [c.265]

    Электровосстановление рассматриваемого класса соединений целесообразно проводить в кислых растворах. Это связано с двумя обстоятельствами. Во-первых, в кислых растворах в значительно меньшей степени протекают побочные химические реакции, приводящие к образованию смолообразных продуктов. Во-вторых, азотсодержащие соединения в кислых растворах образуют хорошо растворимые соли, что обеспечивает высокую концентрацию органического вещества в растворе без использования дополнительных растворителей. [c.100]

    Более удобный и быстрый мокрый способ сжигания органических веществ заключается в нагревании их с разбавленной серной кислотой и персульфатом калия или аммония в присутствии растворимых солей серебра. При реакции разложения персульфата, катализируемой ионами серебра, выделяется атомарный кисло- [c.19]

    К одному из реагентов, обладающих большой универсальностью действия, относится диантипирилметан [1—3]. В кислых средах он выступает в роли замещенного иона аммония и образует хорошо растворимые в органических растворителях соли с большой группой комплексных анионов. В присутствии роданид-ионов диантипирилметаном легко извлекаются в органические растворители тина хлороформа и дихлорэтана более 40 элементов периодической системы, в том числе Ее, Со, Си, Zn, 5с, Ъх, Н1, ТЬ, Са, 1н, Мо, У, V, II, Се, Т . Эта способность к экстракции и может быть использована для одновременного группового выделения всех перечисленных элементов из веществ, основу которых составляют элементы, не взаимодействующие с реагентом. [c.304]

    Для уксусной кислоты такие кислые соли образуются часто. То же наблюдается и для многих других одноосновных кислот. Кислые щелочные соли низших кислот в воде растворимы, высших — нерастворимы. Средние соли большинства одноосновных кислот растворимы в воде и в спирте. На этом и основано их отделение от углекислых щелочей, которые применяются для получения этих солей. Смесь щелочных солей угольной кислоты и органических кислот выпаривается досуха и обрабатывается спиртом соли органических кислот растворяются, одна только углекислая щелочь остается нерастворенной. [c.321]

    Процесс мытья заключается в том, что щелочные соли высших кислот, мыла, сперва растворяются в небольшом количестве воды, затем при действии избытка воды эти соли слабых кислот и сильных оснований гидролитически расщепляются на свободную щелочь, растворимую в воде, и свободные органические кислоты, в воде нераство- римые. Последние с избытком средней соли дают кислые соли. [c.322]

    Растворимость многих биорегуляторов в воде (в частности, тех, которые являются кислотами или основаниями) сильно зависит от pH (от кислотности) — как правило, органические кислоты легко растворяются в водных растворах, имеющих слабощелочную реакцию, так как они образуют растворимые соли напротив, они не растворяются при кислом значении pH. Их растворимость в органических растворителях противоположна. Это и позволяет провести значительную очистку таких веществ, экстрагируя, например, подкисленный водный раствор органическим растворителем, а затем отделенный от [c.20]

    Этот класс соединений, представляющих собой почти исключительно органические основания, может быть, как и другие группы поверхностноактивных веществ, подразделен в соответствии с природой функциональных групп. Среди катионактивных веществ наиболее широко представлены амины и четвертичные соли аммония. Так как амины легко превращаются посредством простых синтезов в производные четырехзамещенного аммония, то обе эти группы будут рассмотрены совместно. Следует отметить, что эти соединения отличаются друг от друга одним важным в практическом отношении свойством, а именно — растворимостью. Первичные, вторичные и третичные амины, содержащие гидрофобные радикалы достаточно большой величины, чтобы быть поверхностноактивными, обычно нерастворимы в воде или в водных щелочных растворах. Они растворимы в кислых растворах, когда pH достаточно мало, чтобы могло происходить превращение основания в соответствующий растворимый катион. Соединения четырехзамещенного аммония, наоборот, растворимы как в кислых, так и в щелочных водных растворах, что обусловлено сильной основностью гидроокисей четвертичного аммония. К этому же классу веществ относятся группа азотистых оснований, включающая гуанидины, гидразины, окиси аминов, гетероциклические соединения, содержащие азот основного характера, и др. Наконец имеется группа оснований, не содержащих азота, из которых наибольшего внимания заслуживают соединения сульфония, [c.153]


    Как известно, связи металлов с атомом серы часто характеризуются высокой прочностью (ср. сульфиды металлов). Соответственно этому и соединения, где металл связан с двумя атомами серы реактива, весьма устойчивы, часто количественно образуются даже в кислой среде. Соединения мало растворимы в воде и хорошо растворимы в органических жидкостях. Поэтому на образовании таких соединений основано много экстракционных методов разделения металлов или получения аналитических концентратов. Реактив, как и большая часть его соединений с металлами, бесцветны интенсивно окрашена соль меди. [c.122]

    Растворимые в воде органические кислоты могут быть обнаруж ены по кислой реакции на лакмус, а также по их способности образовывать соли. Нерастворимые в воде кислоты могут быть превращены в растворимые в воде соли при действии растворов гидроокисей и карбонатов щелочных металлов и аммиака. Особенно целесообразно пользоваться растворами аммиака, так как аммонийные соли легко могут быть получены в чистом виде при простом выпаривании на водяной бане раствора кислоты в водном аммиаке. Однако такой прием получения аммонийных солей пригоден только для достаточно сильных кислот. В противном случае при нагревании водного раствора вследствие гидролиза аммонийной соли теряется часть аммиака. Аммонийная соль органической кислоты может быть превраш,ена в нерастворимую или малорастворимую кристаллическую соль тяжелого металла при действии растворов солей соответствующих металлов.[c.212]

    По растворимости все фосфорные удобрения могут быть разделены на три группы 1) растворимые в воде (легкоусвояемые всеми культурами), 2) нерастворимые в воде, но растворяющиеся в слабых (в том числе в органических) кислотах и потому также доступные растениям и 3) нерастворимые в воде и плохо растворяющиеся в слабых кислотах, фосфаты которых неусвояемы для подавляющего большинства культур, если эти соединения не разлагаются кислыми почвами с появлением более легко растворимых солей. [c.114]

    Основные механизмы выведения тяжелых металлов из атмосферы -вымывание с атмосферньпэлементы присутствуют в растворимой (соли, комплексные ионы) и малорастворимой формах. Соединения ртуги в атмосферных осадках классифицируются на две фуппы Первая группа п]эедставлена ее элементной формой и органическими соединениями (например, Hg( Hз)2), а вторая — неорганическими производными (например, Hg2 l2). Основное количество ртути в осадках содержится в виде металлорганических соединений. Следует заметить, что в атмосферных осадках, как правило, преобладают водорастворимые формы тяжелых металлов, что, вероятно, обусловлено наличием в атмосфере кислых оксидов серы и азота, способствующих образованию растворимых соединений. По степени обогащения атмосферных осадков металлы располагаются в следующем порядке 7п > РЬ > Сё > N1 В работе [197] показано, что средние уровни свинца в осадках составляют 12 мкг/л, адя сельских районов (не подверженных урбанизации) 0,09 мкг/л для полярных областей и акваторий океанов 44 мкг/л для урбанизированных районов. [c.105]

    Вопрос о состеве буферных растворов в последние годы приковывает к себе большое внимание. Оказалось, что наиболее надежными и воспроизводимыми буферными растворами являются растворы кислых, малорастворимых молей двухосновных кислот. Эти соли плохо растворимы, благодаря чему легко получается их насыщенный раствор с определенным соотношением концентрации кислоты и соли. В настояшее время для всей шкалы pH удается подобрать такие стандартные буферные растворы, представляющие чаще всего насыщенные растворы кислых двухосновных солей органических кислот.[c.407]

    Силикагель-обезвоженный гель кремниевой кислоты (ЗЮд иНзО)-используют для адсорбции полярных соединений. Его применяют в процессах осушки газов и жидкостей, при разделении органических веществ в газовой фазе и в хроматографии. Силикагель получают обработкой раствора силиката натрия (растворимое стекло) серной кислотой (иногда хлороводородной) или растворами солей, имеющих кислую реакцию. Образовавшийся гель промывают водой и сушат до конечной влажности 5-7%, так как при такой влажности силикагель обладает наибольшей адсорбционной способностью. Удельная поверхность силикагеля составляет 4- Ю -7,7-10 м кг, насыпная плотность-400-800 кг/м . Размер частиц неправильной формы изменяется в довольно широком интервале-от 0,2 до 7 мм, а гранулированных (сферической или овальной формы)-от 2 до 7 мм. [c.191]

    Олеиновая кислота и ее мыла (в щелочной среде), алкилсульфаты после активации в кислой среде), хлористый додециламмоний Ненасыщенные жирные кислоты с С20 — С24 и их мыла, продукты конден сации жирных кислот с органическими аминосодержащими кислотами, таурином и др. (для руд, содержащих растворимые соли) [c.85]

    Другим методом экстракции урана органическим растворителем является метод, который иногда называют ионный обмен в жидкости. Некоторые органические кислоты и основания, которые растворимы в органических жидкостях более, чем в воде, способны экстрагировать уран из водного раствора в виде растворимых в органических растворителях комплексов или солей. Подобно нейтральным фосфорорганическпм соединениям, кислые фосфорорганические соединения имеют сильное сродство к соединениям урана [10]. Например, диалкилфосфор-ная кислота в органической фазе соединяется с уранил-ионом из водной фазы по реакции [c.145]

    Кислые экстрагенты, главным образом ал-килфосфорные кислоты, для РЗЭ ограниченно применяются в связи с тем, что соли этих кислот с РЗЭ имеют невысокую растворимость в органической фазе. Поэтому указанные экстрагенты применяются лишь для разделения микроколичеств РЗЭ. [c.333]

    После разрушения клеток чаще всего проводят экстракцию фермента. Из животных и растительных тканей экстрагировать ферменты гораздо легче, чем из микроорганизмов. Их извлекают водой, буферными растворами, растворами нейтральных солей, органическими растворителями (ацетон, алифатические спирты и др.) в смеси с водой в различных соотношениях или безводными (диметилформалгид), иногда разбавленными щелочами, кислыми белковыми осадителями, например трихлоруксусной или пикриновой кислотами. Чаще всего применяют 2—10 объемов растворителя, выбирая pH в соответствии с зоной рН-устойчи-вости и с областью лучшей растворимости, которые являются характерными для каждого белка или даже для определенных групп белков. Проводят экстракцию чаще при охлаждении (2— 5°С), но более длительное время, или 2—3 ч при более высоких температурах (30—45°С). [c.141]

    Линейный пептид, способный к циклизации, можно получить двумя путями активированием карбоксильной группы свободного пептида или отщеплением N-защитной группы после того, как карбоксильная группа уже активирована. Естественно, в любом случае оказывается необходимым высокое разбавление. На практике чаще применяют второй путь. Большинство синтетических циклопептидов получено методом активированных эфиров, т. е. путем отщепления N-защитной группы у активированного эфира N-защищенного пептида. При снятии аминозащитной группировки образуется соль по аминогруппе, которая временно предохраняет последнюю от немедленной реакции с активированной карбоксильной группой. Чаще всего применяли следующие комбинации цианметиловый эфир и тритильная группа [1341, 2018, 2030, 2031, 2517], п-нитрофениловый эфир и тритильная группа [2026, 2028, 2029], /г-нитрофениловый эфир и г/ ег-бутилоксикарбонильная группа [377, 2033] и п-нитрофениловый эфир и бензилоксикарбонильная группа [1341, 1871, 2010, 2031, 2106]. Выделение свободного эфира пептида из его соли осуществляли добавлением к реакционной смеси основания, обычно пиридина [377, 1341, 2010, 2018, 2031, 2106, 2517, 2533] или суспензии карбоната магния [1214, 1215]. Для циклизации использовали и азидный метод в этом случае исходным соединением служил азид карбобензоксипептида, причем карбобензоксигруппу после разбавления отщепляли каталитическим гидрогенолизом [2568]. Поскольку гидразиды реагируют с азотистой кислотой быстрее, чем амины, можно также непосредственно получить азид свободного пептида из соответствующего гидразида. В ходе этого превращения аминогруппу необходимо защищать солеобразованием, т. е. реакционная смесь должна быть в достаточной степени кислой. Свободный аминоазид выделяют добавлением водного раствора бикарбоната натрия [2003, 2072, 2615, 2623, 2624, 2634]. Получаемые из свободных пептидов хлор-гидраты хлорангидридов пептидов также пригодны для циклизации. В этом случае циклизацию обычно проводят, добавляя триэтиламин к раствору хлоргидрата хлорангидрида пептида в диметилформамиде [1870]. Хлорангидридный метод оказался очень полезным при синтезе циклических пептолидов. Худшие, результаты получаются при циклизации методом смешанных ангидридов [302], так как промежуточные соединения, как правило, плохо растворимы в органических растворителях. Напротив, [c.347]

    Если ожидается, что исследуемая смесь содержала полиол, углевод, соль карбоновой кислоты и какого-либо металла или соль органического основания, то образец смеси обрабатывают 2 н. НС1. Выпавший осадок, который тщательно отсасывают, промывают на фильтре водой и высушивают, может быть кислотой ароматического ряда выпадение масла может явиться свидетельством того, что в смеси присутствовала алифатическая кислота. Водный слой (фильтрат) молвыпадения твердого осадка или масла не наблюдается, раствор несколько раз экстрагируют эфиром и упаривают растворитель на водяной бане. Остаток может быть низшей жирной кислотой. Если в эфирной вытяжке из кислого раствора ничего не содержалось, к раствору добавляют 2 н. NaOH при этом соль органического основания, если она присутствовала, перейдет 1з свободное основание, которое может быть извлечено эфиром и выделено обычным образом. Оставшийся после экстрагирования эфиром водный слой может содержать как полилол, так и сахар наряду с хлоридом или сульфатом натрия. Удаление неорганических ионов можно осуществить с помощью ионообменных смол. [c.130]

    Если раствор дитизона в органическом растворителе, не смешивающимся с водой, взбалтывать с водным раствором тяжелого металла, реагирующего с дитизоном, то образуется внутриком-плексная соль (дитизрнат), обычно растворимая в органическом растворителе, которому она придает фиолетовую, красную, оранжевую или желтую окраску, в зависимости от взятого металла. Дитизон и дитизонаты нерастворимы в нейтральных и кислых водных растворах (но растворы некоторых дитизонатов в четыреххлористом углероде или хлороформе разлагаются при взбалтывании с разбавленной кислотой) з. В растворе щелочи дитизон-растворяется с желтым окрашиванием, образуя дитизонат щелочного металла. [c.92]

    Растворимость фосфитов также во многом определяется значением pH. В растворе без комплексообразующей добавки, при равных значениях pH растворимость фосфита меньше, чем при наличии добавок. Значение pH в точке перегиба кривых считается предельным, выше которого вести процесс нецелесообразно (рис. 7). В кислых растворах рекомендуется поддерживать следующие значения pH без добавки солей органических кислот — 3,5 с лимоннокислым натрием — 4,2 с гликолевокислым натрием в концентрациях 39 и 78 г/л (в пересчете на кислоту) — соответственно 5 и 5,7. Своевременное удаление фосфитов [c.16]

    Существенного расширения применения экстракции удалось достигнуть при использовании металлоорганических комплексов. Этот метод основан на образовании элементоорганических соединений, которые обладают большей растворимостью в органических растворителях, чем в водной фазе. Применением различных органических реагентов, варьированием pH раствора и другими приемами удается избирательно переводить в органическую или водную фазу исследуемые элементы. Могут быть использованы различные органические реагенты. Так, например, 8-орто-оксихинолин (оксин) образует стабильные, растворимые в хлороформе соединения с большим числом катионов (А1, Ве, Оа, 1п, В1, N1). Дитизон образует растворимые в хлороформе комплексные соединения с Со, N1, Р(1, Zn, РЬ и 1п. Подбором pH можно как в том, так и в другом случае увеличить специфичность реагента, если это необходимо. Купферон образует с Ге, Т1, V, 2г, 8п, В1, Nb, Се и в очень кислых растворах труднорастворимые соли, которые хорошо растворимы в эфире. Из водных растворов куиферонатов могут экстрагироваться щелочные и щелочноземельные металлы, А1, N1, Со, Zn, Сг и некоторые другие.[c.226]

    Выше было уже упомянуто об образовании слабо растворимых солей (например, хлоридов и сульфатов) белковых катионов з кислой по отношению к изоэлектрической точке области [195, 202] и об использовании этого явления, например, для выделёнйя кристаллического сульфата альбумина плазмы [106]. Было получено также несколько кристаллических солей лизоцима [204]. Белковые соли, содержащие тяжелые комплексные анионы, например воль-фрамат-, фосфовольфрамат-, трихлорацетат- или метафосфатионы, а также соли, содержащие катионы тяжелых металлов — цинка, меди или ртути, — известны уже давно и применялись для освобождения раствора от белков перед некоторыми анализами [10, 78]. Предполагалось, что эти реагенты при их применений действуют на белки сильно денатурирующим образом. Вслед з-а кристаллизацией цинковой соли инсулина [205, 206] и метафос-фата яичного альбумина [207] недавно последовало приготовление серии кристаллических производных инсулина [208] и сывороточных альбуминов человека [209, 210]. Последние были получены в присутствии ионов, концентрация которых была недостаточна для высаливания (если не добавлять в количестве 5—30% органического растворителя и во избежание денатурации не вести процесс при низких температурах). В этих условиях многие из указанных солей менее растворимы, чем свободный белок или соли с такими катионами, как натрий или калий, и, следовательно, могут найти применение при выделении белков [51] (4). Были получены также кристаллические додецилсульфатпроизводные Р-лактоглобулина [211]. [c.51]

    Соли алюминия с неорганическими кислородными кислотами легко растворимы в воде (за исключением фосфата). Водные растворы солей являются кислыми вследствие гидролиза и имеют вяжущий вкус. Сульфат алюминия AbiSO/Js-I8h3O в больших количествах используется в бумажном производстве для склеивания целлюлозных волокон, так как он образует коллоидную соль алюминия с органическими кислотами, содержащимися в добавляемой в виде пасты канифоли. С этой же целью используются квасцы (стр. 387). [c.571]

    При смешен.ии вискозных стоков с кислыми большая часть органического вещества выделяется в виде хлопьев целлюлозы, которые осаждаются в отстойниках. Сернистые вещества пере-.ходят частично в форму летучих соединений, частично в растворимые соли, не потребляющие кислород. Благодаря этим процессам значительно снижается ХПК сточных вод. Соответствующие опыты показали, что в результате смешения и последующего осаждения целлюлозного осадка в течение 1 часа достига-егся снижение ХПК в, средне1М на 80%- [c.129]


Урок «Соли, их классификация и свойства»

Материал опубликовала
Олифирова Ольга Владимировна2063

В школе работаю девятнадцатый год. Преподаю химию и биологию. Увлекаюсь комнатными растениями. Нравится осваивать различные творческие технологии и обучать данными технологиями детей. Сейчас осваиваем модульное оригами.

Россия, Забайкальский край, Чита

Укажите «лишний» оксид в каждой группе Na2O, CO, SO3 CO2, CaO, K2O MgO, N2O5, SO3

Установите соответствие между формулой оксида и соответствующей ему формулой гидроксида Формула оксида 1) SO2 2) MgO 3) P2O5 4) Fe2O3 5) Li2O 6) SO3 7) N2O5 Формула гидроксида А) h4PO4 Б) Fe(OH)3 В) HNO3 Г) h3SO3 Д) h3SO4 Е) LiOH Ж) Mg(OH)2

С водой взаимодействуют: 1) оксид меди (II) 2) оксид бария 3) оксид железа (III) 4) оксид углерода (IV) 5) оксид фосфора (V) 6) оксид кремния (IV)  

СОЛИ, ИХ КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и ионов кислотного остатка

Из предложенных веществ выберите только формулы солей. Дайте им названия. Из предложенных веществ выберите только формулы солей. Дайте им названия. CaСO3, NaCl, KOH, SO2, h3SO4, Fe2 (SO4)3, CuS, Mg(OH)2, HCl, Cu(OH)2, Zn(NO3)2, NaOH, Ba(OH)2, HNO3, Al2O3, Ca3(PO4)2, CO2, Cr(OH)3.

Й. Берцелиус Соли – продукты реакций кислот с основаниями Соли – продукты замещения атомов водорода в кислотах на металл Соли: Средние Кислые Основные

Na2CO3 – карбонат натрия Al2(SO4)3 – сульфат алюминия Ba(NO3)2 – нитрат бария Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл NaHSO4 KHCO3 CaHPO4 Название средних солей + слово «гидро» NaHSO4 – гидросульфат натрия KHCO3 – гидрокарбонат калия CaHPO4 – гидрофосфат кальция NaHSO4 = Na+ + HSO4- HSO4- ↔ H+ + SO42-

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток (CuOH)2CO3 Малахит CuOH+ СО32- Название средних солей + слово «гидроксо» (CuOH)2CO3 Mg(OH)Cl – гидроксокарбонат меди (II) – гидроксохлорид магния Mg(OH)Cl = MgOH+ + Cl- MgOH+ ↔ Mg2+ + OH-

Химические свойства солей Взаимодействуют с металлами С кислотами С растворимыми основаниями С солями.

Химическое свойство Условия взаимодействия Соль + щёлочь Соль + кислота Соль1 + соль2 Соль + металл

Химическое свойство Условия взаимодействия Соль + щёлочь Соль + щёлочь = новая соль + новое основание Соли реагируют с основаниями в том случае, если образуется газ или осадок Соль + кислота Соль1 + соль2 Соль + металл

Химическое свойство Условия взаимодействия Соль + щёлочь Соль + щёлочь = новая соль + новое основание Соли реагируют с основаниями в том случае, если образуется газ или осадок Соль + кислота Соль + кислота = новая соль + новая кислота Соли реагируют с кислотами в том случае, если образуется газ или осадок Соль1 + соль2 Соль + металл

Химическое свойство Условия взаимодействия Соль + щёлочь Соль + щёлочь = новая соль + новое основание Соли реагируют с основаниями в том случае, если образуется газ или осадок Соль + кислота Соль + кислота = новая соль + новая кислота Соли реагируют с кислотами в том случае, если образуется газ или осадок Соль1 + соль2 Соль1 + соль2 = соль3 + соль4 Соли реагируют с солями в том случае, если образуется осадок Соль + металл

Химическое свойство Условия взаимодействия Соль + щёлочь Соль + щёлочь = новая соль + новое основание Соли реагируют с основаниями в том случае, если образуется газ или осадок Соль + кислота Соль + кислота = новая соль + новая кислота Соли реагируют с кислотами в том случае, если образуется газ или осадок Соль1 + соль2 Соль1 + соль2 = соль3 + соль4 Соли реагируют с солями в том случае, если образуется осадок Соль + металл Соль + металл = другая соль + другой металл Обе соли должны быть растворимы в воде Металлы не должны реагировать с водой

Установите соответствие между названием соли и ее типом Формула Название Тип соли кислая средняя основная KHCO3 (CuOH)2CO3 BaSO4 AlOHCl2 Ca(HCO3)2 Ba(HSO4)2 Na3PO4

С чем реагируют комплексные соли.

Соли

Что такое соли?

Соли – это такие сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. В некоторых случаях соли в своем составе могут содержать водород.

Если мы внимательно подойдем к рассмотрению этого определения, то заметим, что по своему составу соли чем-то похожи на кислоты, только с той разницей, что кислоты состоят из атомов водорода, а соли содержат ионы металла. Из этого следует, что соли являются продуктами замещения атомов водорода в кислоте на ионы металла. Так, к примеру, если взять известную каждому поваренную соль NaCl, то ее можно рассматривать как продукт замещения водорода в соляной кислоте НС1 на ион натрия.

Но бывают и исключения. Взять, например, соли аммония, в них кислотные остатки с частицей Nh5+, а не с атомами металла.

Типы солей



А теперь давайте более подробно рассмотрим классификацию солей.

Классификация:

К кислым солям относятся такие, в которых атомы водорода в кислоте частично заменены атомами металла. Их можно получить с помощью нейтрализации основания избытком кислоты.
К средним солям или как их еще нормальным, относятся такие соли, у которых в молекулах кислоты все атомы водорода замещены на атомы металла, например, таких, как Na2CO3, KNO3 и т.д.
К основным солям относятся те, где у которых происходить неполное или частичное замещение гидроксильных групп оснований кислотными остатками, такими, как: Аl(OH)SO4 , Zn(OH)Cl и т.д.
В составе двойных солей находится два различных катиона, которые получаются с помощью кристаллизации из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами.
Но, а к смешанным солям относятся такие, в составе которых находятся два различных аниона. Также существуют комплексные соли, в состав которых входит комплексный катион или комплексный анион.

Физические свойства солей



Мы уже с вами знаем, что соли являются твердыми веществами, но следует знать, им свойственна различная растворимость в воде.

Если рассматривать соли с точки зрения растворимости в воде, то их можно поделить на такие группы, как:

Растворимые (Р),
— нерастворимые (Н)
— малорастворимые (М).

Номенклатура солей

Чтобы определить степень растворимости солей, можно обратиться к таблице растворимости кислот, оснований и солей в воде.



Как правило, все названия солее состоят из названий аниона, который представлен в именительном падеже и катиона, который стоит в родительном падеже.

Например: Na2SO4 — сульфат (И.п.) натрия (Р.п.).

Кроме того, для металлов в скобках указывают переменную степень окисления.

Возьмем для примера:

FeSO4 — сульфат железа (II).

Также следует знать, что существует международная номенклатура названия солей каждой кислоты, зависящая от латинского названия элемента. Так, например, соли серной кислоты, называются сульфатами. К примеру, СаSO4 – носит название сульфата кальция. А вот хлоридами называют соли соляной кислоты. Например, всем нам знакомая, NaCl называется хлоридом натрия.

Если же соли двухосновных кислот, то к их названию прибавляют частицу «би» или «гидро».

Например: Mg(HCl3)2 – будет звучать, как бикарбонат или гидрокарбонат магния.

Если в трехосновной кислоте один из атомов водорода заменить на металл, то следует еще добавить приставку «дигидро» и мы получим:

Nah3PO4 – дигидрофосфат натрия.

Химические свойства солей

А сейчас перейдем к рассмотрению химических свойств солей. Дело в том, что они определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.





Значение соли для человеческого организма

В обществе давно идут дискуссии о вреде и пользе соли, которую она оказывает на организм человека. Но какой бы точки зрения не придерживались оппоненты, следует знать, что поваренная соль это минеральное природное вещество, которое жизненно необходимо для нашего организма.

Также следует знать, что при хронической нехватке в организме хлорида натрия, можно получить летальный исход. Ведь, если вспомнить уроки биологии, то нам известно, что тело человека на семьдесят процентов состоит из воды. А благодаря соли происходят процессы регулирования и поддержки водного баланса в нашем организме. Поэтому исключать употребление соли ни в коем случае нельзя. Конечно же, безмерное употребление соли так же ни к чему хорошему не приведет. И тут напрашивается вывод, что все должно быть в меру, так как ее недостаток, также как и избыток могут привести к нарушению баланса в нашем рационе.



Применение солей

Соли нашли свое применение, как в производственных целях, так и в нашей повседневной жизни. А сейчас давайте рассмотрим более детально и узнаем, где и какие соли чаще всего применяются.

Соли соляной кислоты

Из этого вида солей чаще всего используют хлорид натрия и хлорид калия. Поваренную соль, которую мы с вами употребляем в пищу добывают из морской, озерной воды, а также на соляных шахтах. И если хлорид натрия мы употребляем в пищу, то в промышленности его используют для получения хлора и соды. А вот хлорид калия незаменим в сельском хозяйстве. Его применяют, как калийное удобрение.

Соли серной кислоты

Что же касается солей серной кислоты, то они нашли широкое применение в медицине и строительстве. С ее помощью изготавливают гипс.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты, или как их еще называют нитраты, применяются в сельском хозяйстве в качестве удобрений. Самыми значимыми среди этих солей является нитрат натрия, нитрат калия, нитрат кальция и нитрат аммония. Их еще называют селитрами.

Ортофосфаты

Среди ортофосфатов, одним из наиболее важных, является ортофосфат кальция. Эта соль входит в основу таких минералов, как фосфориты и апатиты, которые необходимы при изготовлении фосфорных удобрений.

Соли угольной кислоты

Соли угольной кислоты или карбонат кальция можно встретит в природе, в виде мела, известняка и мрамора. Его используют для изготовления извести. А вот карбонат калия применяется, как составляющая сырья при производстве стекла и мыла.

Конечно, о соли вы знаете много интересного, но есть и такие факты, о которых вы вряд ли догадывались.

Вам, наверное, известен тот факт, что на Руси гостей было принято встречать с хлебом и солью, но злили вы, что за соль даже платили налог.

Известно ли вам, что были такие времена, когда соль ценилась больше золота. В древние времена римским воинам даже жалование платили солью. А самым дорогим и важным гостям в знак уважения преподносили горсть соли.

А знаете ли вы, что такое понятие, как «заработная плата» произошло от английского слова salary.

Оказывается, что поваренную соль можно применять в медицинских целях, так как она является отличным антисептиком и обладает ранозаживляющим и бактерицидным свойством. Ведь, наверное, каждый из вас наблюдал, будучи на море, что ранки на коже и мозоли в соленой морской воде заживают намного быстрее.

А знаете, почему зимой в гололед принято посыпать дорожки солью. Оказывается, если на лед насыпать соли, то лед превращается в воду, так как температура ее кристаллизации снизится на 1-3 градуса.

А известно ли вам, сколько соли человек употребляет в течение года. Оказывается, что за год мы с вами съедаем около восьми килограммов соли.

Оказывается, что людям, живущим в жарких странах, нужно употреблять соли в четыре раза больше, чем тем, кто живет в холодных климатических зонах, потому что во время жары выделяется большое количество пота, а с ним и выводятся соли с организма.

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 + h3O.

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 + h3O → 2NaOH.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + h3SO4 → CuSO4 + h3O.

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 + h3O → h3SO4.

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 + h3O.

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 h3ZnO2). 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 + h3O

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 + h3O.

2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль — цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + h3O.

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

ZnO + 2 NaOH + h3O => 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 + h3O

в) кислот

h3CO3 = h3O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

А также взаимодействие кислот — окислителей с металлами и неметаллами:

Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2h3O

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? + h3O

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 + h3O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + h3O

Гидроксид меди (II) растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида меди (II) и воды:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2h3O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2h3O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2h3О.

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 + h3 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3h3O

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 (h3SO4 серная кислота, h3SO3 сернистая кислота, HNO3 азотная кислота, h4PO4 фосфорная кислота, h3CO3 угольная кислота, h3SiO3 кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, h3S 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:

h3SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

h3SO4 — h3O → SO3. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: h3SO4 — серная; h3SO3 — угольная; h3SiO3 — 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:

h3 + Cl2 → 2 HCl;

Растворы полученных газообразных веществ HCl и h3S 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):

h3SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 h3O.

3. Взаимодействуют с основанными оксидами с образованием воды и соли. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации:

h4PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 h3O.

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 + h3;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 h3O.

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+ h3SO4 = CuSO4+ h3O

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 + h3SO4 =/ PbSO4 + h3

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, Nah3PO4 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»: Nah3PO4 — 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 + h3 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.

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 (Nh5 +) и фосфония (Ph5 +).

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.

Соли-продукт замещения атомов водорода в кислоте на металл. Растворимые соли в соде диссоцируют на катион металла и анион кислотного остатка. Соли делят на:

· Средние

· Основные

· Комплексные

· Двойные

· Смешанные

Средние соли. Это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла, или на группу атомов (NH 4 +): MgSO 4 ,Na 2 SO 4 ,NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 .

Названия средних солей происходят от названия металлов и кислот:CuSO 4 -сульфат меди,Na 3 PO 4 -фосфат натрия,NaNO 2 -нитрит натрия,NaClO-гипохлорит натрия,NaClO 2 -хлорит натрия,NaClO 3 -хлорат натрия,NaClO 4 -перхлорат натрия,CuI- йодид меди(I), CaF 2 -фторид кальция. Так же надо запомнить несколько тривиальных названий: NaCl-поваренная соль, KNO3-калийная селитра, K2CO3-поташ, Na2CO3-сода кальцинированная,Na2CO3∙10h3O-сода кристаллическая, CuSO4- медный купорос,Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O- бура,Na 2 SO 4 . 10H 2 O-глауберова соль.Двойные соли. Это соли, содержащие два типа катионов (атомы водорода многоосновной кислоты замещены двумя различными катионами): MgNH 4 PO 4 , KAl (SO 4 ) 2 , NaKSO 4 .Двойные соли как индивидуальные соединения существуют только в кристаллическом виде. При растворении в воде они полностью диссоциируютна ионы металлов и кислотные остатки (если соли растворимые), например:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Примечательно, что диссоциация двойных солей в водных растворах проходит в 1 ступень. Для названия солей данного типа нужно знать названия аниона и двух катионов: MgNH 4 PO 4 — фосфат магния-аммония.

Комплексные соли. Это частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону(или атому), называемомукомплексообразователем , нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами . Комплексные соли делятся на:

1) Катионные комплексы

Cl 2 — дихлоридтетраамминцинка(II)
Cl 2 — ди хлоридгексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы

K 2 — тетрафторобериллат(II) калия
Li — тетрагидридоалюминат(III) лития
K 3 — гексацианоферрат(III) калия

Теорию строения комплексных соединений разработал швейцарский химик А. Вернер.

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в многоосновных кислотах на катионы металла.

Например: NaHCO 3

Химические свойства:
Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода .
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Заметим, что для таких реакций опасно брать щелочные металлы, ибо они вначале прореагируют с водой с большим выделением энергии, и произойдёт взрыв, так как все реакции происходят в растворах.

2NaHCO 3 +Fe→H 2 +Na 2 CO 3 +Fe 2 (CO 3) 3 ↓

Кислые соли реагируют с растворами щелочей и образуют среднюю(ие) соль(ли) и воду:

NaHCO 3 +NaOH→Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4

Кислые соли реагируют с растворами средних солей в том случае, если выделяется газ, выпадает осадок, или выделяется вода:

2KHSO 4 +MgCO 3 →MgSO 4 +K 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl

Кислые соли реагируют с кислотами, если кислота-продукт реакции будет более слабая или летучая, чем добавленная.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Кислые соли реагируют с основными оксидами с выделением воды и средних солей:

2NaHCO 3 +MgO→MgCO 3 ↓+Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Кислые соли (в частности гидрокарбонаты) разлагаются под действием температуры:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Получение:

Кислые соли образуются при воздействии на щёлочь избытком раствора многоосновной кислоты (реакция нейтрализации):

NaOH+H 2 SO 4 →NaHSO 4 +H 2 O

Mg(OH) 2 +2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +2H 2 O

Кислые соли образуются при растворении основных оксидов в многоосновных кислотах:
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Кислые соли образуются при растворении металлов в избытке раствора многоосновной кислоты:
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Кислые соли образуются в результате взаимодействия средней соли и кислоты, которой образован анион средней соли:
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Основные соли:

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксогруппы в молекулах многокислотных оснований на кислотные остатки .

Пример: MgOHNO 3 ,FeOHCl.

Химические свойства:
Основные соли реагируют с избытком кислоты, образуя среднюю соль и воду.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Основные соли разлагаются температурой:

2 CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

Получение основных солей:
Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой:

ZnCl 2 +H 2 O→Cl+HCl

Большинство основных солей являются малорастворимыми. Многие из них являются минералами, напримермалахит Cu 2 CO 3 (OH) 2 и гидроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Свойства смешанных солей не рассматриваются в школьном курсе химии, но определение важно знать.
Смешанные соли – это соли, в составе которых к одному катиону металла присоединены кислотные остатки двух разных кислот.

Наглядный пример -Ca(OCl)Cl белильная известь (хлорка).

Номенклатура:

1. Соль содержит комплексный катион

Сначала называют катион, затем входящие в внутреннюю сферу лиганды- анионы, с окончанием на «о» ( Cl — — хлоро, OH — -гидроксо), затем лиганды, представляющие собой нейтральные молекулы ( NH 3 -амин, H 2 O -акво).Если одинаковых лигандов больше 1, о их количество обозначают греческими числительными: 1 — моно, 2 — ди,3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса, 7 — гепта, 8 — окта, 9 — нона, 10 — дека. Последним называют ион-комплексообразователь, в скобках указывая его валентность, если она переменная.

[ Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-гидроксид диамин серебра ( I )

[ Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -хлорид дихлор o тетраамин кобальта ( III )

2. Соль содержит комплексный анион.

Сначала называют лиганды -анионы, затем входящие в внутреннюю сферу нейтральные молекулы с окончанием на «о», указывая их количество греческими числительными. Последним называют ион-комплексообразователь на латинском, с суффиксом «ат», указывая в скобочках валентность. Далее пишется название катиона, находящегося в внешней сфере, число катионов не указывается.

K 4 -гексацианоферрат (II) калия(реактив на ионы Fe 3+)

K 3 — гексацианоферрат (III) калия(реактив на ионы Fe 2+)

Na 2 -тетрагидроксоцинкат натрия

Большинство ионов комплексообразователей- металлы. Наибольшую склонность к комплексообрзованию проявляют d элементы. Вокруг центрального иона-комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы- лиганды или адденды.

Ион-комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса (в квадратных скобочках), число лигандов, координирующихся вокруг центрального иона называют координационным числом.

Ионы, не вошедшие в внутреннюю сферу, образуют внешнюю сферу. Если комплексный ион- катион, то во внешней сфере анионы и наоборот, если комплексный ион-анион, то во внешней сфере- катионы. Катионами обычно являются ионы щелочных и щёлочноземельных металлов, катион аммония. При диссоциации комплексные соединения дают сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в растворах:

K 3 ↔3K + + 3-

Если речь идёт о кислых солях, то при чтении формулы произносится приставка гидро-, например:
Гидросульфид натрия NaHS

Гидрокарбонат натрия NaHCO 3

С основными солями же используется приставка гидроксо- или дигидроксо-

(зависит от степени окисления металла в соли), например:
гидроксохлорид магнияMg(OH)Cl, дигидроксохлорид алюминия Al(OH) 2 Cl

Способы получения солей:

1. Прямое взаимодействие металла с неметаллом . Этим способом можно получают соли бескислородных кислот.

Zn+Cl 2 →ZnCl 2

2. Взаимодействие кислоты и основания (реакция нейтрализации). Реакции этого типа имеют большое практическое значение (качественные реакции на большинство катионов), они всегда сопровождаются выделением воды:

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Взаимодействие основного оксида с кислотным :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Взаимодействие кислотного оксида и основания :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Взаимодействие основного оксида и кислота :

Na 2 O+2HCl→2NaCl+H 2 O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H 2 O

6. Прямое взаимодействие металла с кислотой. Эта реакция может сопровождаться выделением водорода. Будет ли выделяться водорода или нет зависит от активности металла, химических свойств кислоты и ее концентрации (см. Свойства концентрированной серной и азотной кислот).

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2

7. Взаимодействие соли с кислотой . Эта реакция будет происходить при условии, что кислота, образующая соль слабее или более летуча, чем кислота, вступившая в реакцию:

Na 2 CO 3 +2HNO 3 =2NaNO 3 +CO 2 +H 2 O

8. Взаимодействие соли с кислотным оксидом. Реакции идут только при нагревании, поэтому, вступающий в реакцию оксид должен быть менее летучим, чем образующийся после реакции:

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Взаимодействие неметалла с щелочью . Галогены, сера и некоторые другие элементы, взаимодействуя с щелочами дают бескислородную и кислородосодержащую соли:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O(реакция идёт без нагревания)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакция идёт с нагреванием)

3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

10. Взаимодействие между двумя солями. Это наиболее распространённыйспособ получения солей. Для этого обе соли, вступившие в реакцию должны бать хорошо растворимы, а так как это реакция ионного обмена, то, для того, чтобы она прошла до конца, нужно чтобы 1 из продуктов реакции был нерастворим:

Na 2 CO 3 +CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 =2NaCl+BaSO 4 ↓

11. Взаимодействие между солью и металлом . Реакция протекает в том случае, если металл стоит в ряду напряжения металлов левее того, который содержится в соли:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Термическое разложение солей . При нагревании некоторых кислородосодержащих солей образуются новые, с меньшим содержанием кислорода, или вообще его не содержащие:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Взаимодействие неметалла с солью. Некоторые неметаллы способны соединяться с солями, с образованием новых солей:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Взаимодействие основания с солью . Так как это реакцияионного обмена, то, для того, чтобы она прошла до конца, нужно чтобы 1 из продуктов реакции был нерастворим (это реакция так же пользуются для перевода кислых солей в средние):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K 2 SO 4 +H 2 O

Так же таким способом можно получать и двойные соли:

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Взаимодействие металла с щелочью. Металлы, которые являются амфотерными реагируют с щелочами, образуя комплексы:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

16. Взаимодействие солей(оксидов, гидроксидов, металлов) с лигандами:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

AgCl+3NH 4 OH=OH+NH 4 Cl+2H 2 O

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 3 3 +12KCl

AgCl+2NH 4 OH=Cl+2H 2 O

Редактор: Харламова Галина Николаевна

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

      1. 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.

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. -}}(водн.)\]

Целью этой статьи является рассмотрение вопроса: «Будут ли компоненты соль (катион и/или анион) реагируют с водой, чтобы изменить рН раствора?»

Кислая соль


Рассмотрим реакцию сопряженной кислоты B + с водой.+}(водн.) + \textcolor{зеленый}{\mathrm{B}}(водн.)\]

Протон теперь явно показан, чтобы проиллюстрировать, как протон отдается воде. B + и HB + одинаковы (представьте, что это катион NH 4 + ). Положительный заряд на B обусловлен дополнительным протоном, который связан с ним.

Если сопряженная кислота HB + достаточно сильна, чтобы реагировать с водой, она будет давать H 3 O + , тем самым снижая pH раствора.-} + \textcolor{Красный}{\mathrm{HA}}\]

Если сопряженное основание, A , достаточно сильное, чтобы реагировать с водой, оно будет производить OH , тем самым повышая pH раствора.

Соль, которая при добавлении в воду повышает pH раствора, известна как основная соль .

Сильная кислота + сильное основание


Реакция между сильной кислотой и сильным основанием дает нейтральный раствор.

\[\ mathrm{H\textcolor{TealBlue}{Cl}}(водн.) + \mathrm{\textcolor{Персик}{Na}OH}(водн.) \rightleftharpoons \mathrm{H_2O}(l) + \mathrm{ \textcolor{Peach}{Na}\textcolor{TealBlue}{Cl}}(водн.)\]

Металлы групп 1А и 2А не реагируют с водой с образованием гидроксида.+}}(водн.) + \mathrm{H_2O}(l) \longrightarrow \mathrm{нет~реакции}\]

Анион Cl не подвергается основной ионизации, так как он слишком слаб для реагируют с водой (ее K b << 1). Хлорид-анион представляет собой сопряженное основание с сильной кислотой и, следовательно, никогда не станет HCl (сильные кислоты полностью диссоциируют). Чтобы проиллюстрировать реакцию, которой не будет, напишем следующее

\[\ mathrm{\textcolor{TealBlue}{Cl^-}}(водн. ) + \mathrm{H_2O}(l) \longrightarrow\mathrm{нет~реакции}\]

Поскольку ни один из компонентов соли, NaCl, не реагирует с водой, NaCl является нейтральной солью .

Сводка

  • Металлы групп 1А и 2А не реагируют с водой с изменением рН (нейтральные катионы)
  • Сопряженные основания сильных кислот не реагируют с водой с изменением pH (нейтральные анионы)
  • Нейтральные соли не влияют на рН раствора

Сильная кислота + слабое основание


Реакция между сильной кислотой и слабым основанием дает слабокислый раствор.

\[\ mathrm{H\textcolor{TealBlue}{Cl}}(водн.) + \mathrm{NH_3}(водн.) \rightleftharpoons \mathrm{\textcolor{Peach}{NH_4}\textcolor{TealBlue}{Cl}} (водн.)\]

Вышеупомянутая реакция может быть записана в два шага, чтобы проиллюстрировать явное производство воды и соли в результате этой реакции нейтрализации.

\[\начать {выравнивание} \ mathrm {NH_3} (водный раствор) + \ mathrm {H_2O} (l) \ rightleftharpoons \ mathrm {\ textcolor {Peach} {NH_4} OH} (водный раствор) \конец{выравнивание}\] \[\начать{выравнивать} \ mathrm {HCl} (водн. ) + \ mathrm {\ textcolor {Персик} {NH_4} OH} (водн.) \ rightleftharpoons \ mathrm {H_2O} (л) + \ mathrm {\ textcolor {Персик} {NH_4} \ textcolor { TealBlue}{Cl}}(водн.) \конец{выравнивание}\]

Мы уже обсуждали, что Cl не будут реагировать с водой.
Однако NH 4 + будет, так как это кислота, сопряженная со слабым основанием.+} (водный раствор) + \ mathrm {\ textcolor {зеленый} {NH_3}} (водный раствор) \]

NH 4 + приведет к снижению pH раствора, что приведет к слабокислому раствору.

Сводка

  • Кислоты, сопряженные со слабыми основаниями, реагируют с водой, снижая pH раствора
  • Соли, снижающие pH раствора, называются кислыми солями
  • Катионы, понижающие рН раствора, являются конъюгатами со слабым основанием или малым, металлы с высоким зарядом (такие как Al 3+ , Fe 3+ , Cr 3+ и Sc 3+ ) и в совокупности называется кислотными катионами .

Слабая кислота + сильное основание


Реакция между слабым и сильным основанием дает слабоосновный раствор.

\[\ mathrm{H\textcolor{TealBlue}{F}}(aq) + \mathrm{\textcolor{Peach}{K}OH}(aq) \rightleftharpoons \mathrm{H_2O}(l) + \mathrm{ \textcolor{Peach}{K}\textcolor{TealBlue}{F}}(aq)\]

Мы уже обсуждали, что металлы группы 1А и 2А не реагируют с водой до изменить рН раствора. Следовательно, К + не влияет на рН раствора.-}(водн.)\]

Сводка

  • Основания, сопряженные со слабыми кислотами, реагируют с водой, повышая pH раствора
  • Соли, повышающие pH раствора, называются основными солями
  • Анионы, конъюгированные со слабыми кислотами (например, CN , NO 2 , CH 3 COO ), называются основными анионами

Слабая кислота + слабое основание


В этом сценарии необходимо изучить K a и K b значения база перемешивается. Рассмотрим следующую реакцию

\[\ mathrm {\ textcolor {red} {HF}} (aq) + \ mathrm {\ textcolor {green} {NH_3}} (aq) \ rightleftharpoons \ mathrm {\ textcolor {Peach} {NH_4} \ textcolor { TealBlue}{F}}(aq)\]

Оба компонента могут реагировать с водой, изменяя pH раствора.

  • F представляет собой основание, сопряженное со слабой кислотой HF. F может реагировать с водой для получения OH (повышение pH). * NH 4 + является сопряженным кислоты в слабое основание, NH 3 .NH 4 + может реагировать с водой с образованием H 3 O + (более низкий pH).

Поскольку оба компонента могут повышать/понижать pH раствора, какой из них победит? Ты нужно сравнить K a кислоты с K b основания.

  • К а (HF) = 3,5 × 10 –4 ; следовательно, К б (F ) = 2,86 × 10 –11
  • К б (NH 3 ) = 1. 76 × 10 –5 ; следовательно, К a (NH 4 + ) = 5,68 × 10 –10

Поскольку K a из NH 4 + больше, чем K b из F , кислота (NH 4 + ) будет немного больше реагировать с водой с образованием небольшого подробнее H 3 O + дает слабокислый раствор!

Сводка

  • Если K a сопряженной кислоты больше, чем K b сопряженного основания, раствор будет слегка кислым * Если K a сопряженной кислоты меньше, чем K b сопряженного основания, раствор будет слабоосновным

Практические задачи


Вопрос 1

Хлорид аммония, NH 4 Cl, растворяют в чистой воде.-}(водн.) + \mathrm{HCN}(водн.)\]

Вопрос 3

Нитрат калия, KNO 3 , растворяют в чистой воде. Является результатом раствор кислый, щелочной или нейтральный?

Решение

Кислотный

NO 3 – основной анион, являющийся сопряженным основанием с сильным кислота, HNO 3 Не реагирует с водой с образованием OH .

Вопрос 4

Каковы значения pH и pOH (с точностью до двух знаков после запятой) у 50.-}(водн.) + \mathrm{HF}(водн.)\] Сделай стол ICE. Действует правильно.

я 0,300 0 0
С х + х + х
Е 0. {-6}) \\ &= 5,68 \\[3ex] \mathrm{pH} &= \mathrm{p}K_{\mathrm{w}} — \mathrm{pOH} \\ &= 14 — 5,68\ &= 8,32 \конец{выравнивание*}\]

Оценки по времени


Кислотно-основное равновесие

ВИДЕО

Ответы
  1. рН = 8,27; рОН = 5,73; базовый
  2. рН = 8,39; рОН = 5,61; базовый
  3. рН = 4,73; рОН = 9,07; кислый

Сравнение влияния текстов на изменение понятий, реализованных до и после обучения, на понимание учащимися средней школы кислотно-щелочных понятий

Вопрос: Приведенные выше стаканы содержат раствор хлористого аммония, хлористого натрия и бикарбоната натрия соответственно.Что вы думаете о значениях рН этих растворов солей? Объясни

Заблуждения: В то время как многие студенты считают, что все солевые растворы нейтральны или имеют pH 7, некоторые считают, что они не имеют никакого значения pH или pH 0.

Как известно, соли при растворении в воде диссоциируют на составляющие их катионы и анионы. Реакции ионов солей с молекулами воды с образованием ионов H 3 O + или OH называются реакциями гидролиза солей. В реакции в качестве одного из реагентов принимает участие молекула воды. Отсюда понятно, что растворы солей могут быть кислыми, основными или нейтральными. Если бы все солевые растворы были нейтральными, pH в эквивалентной точке всех титраций был бы равен 7. Но мы знаем, что pH в эквивалентных точках может быть меньше или больше 7. Причина этого в том, что образовалась своего рода соль.

Можно ли предсказать, образуется ли в результате реакции гидролиза соли кислый раствор (содержащий ионы H 3 O + ) или щелочной раствор (содержащий ионы OH )?

Самый простой способ сделать это — исследовать кислоту и основание, из которых образована соль. Есть четыре возможности: (i) соли сильных кислот и сильных оснований: например, NaCl представляет собой соль, образованную реакцией нейтрализации между NaOH и HCl.

В растворе NaCl ионы Na + и Cl . Оба являются ионами сильной кислоты (HCl) и сильного основания (NaOH). Таким образом, ни Na, ни H 3 O + не гидролизуются. Водный раствор его нейтрален и имеет рН=7 при 25 0 С, то есть ни кислый, ни основной .

(ii) соли сильных кислот и слабых оснований: например, NH 4 Cl представляет собой соль, образованную в результате реакции нейтрализации между NH 3 и HCl.

Водный раствор этой соли слабокислый или имеет рН ниже 7, поскольку ион Nh5 + отдает ионы Н + воде. Этот процесс называется гидролизом соли .  Поскольку Cl является сопряженным основанием HCl (сильной кислоты), он не имеет сродства к ионам H + .Это просто ион-наблюдатель в этой реакции

(iii) соли слабых кислот и сильных оснований: растворы этих солей являются основными и имеют pH менее 7. Например, CH 3 COONa представляет собой соль, образованную реакцией нейтрализации между CH 3 COOH (слабая кислота) и NaOH (сильное основание).

Его водный раствор является основным, потому что ион CH 3 COO (этаноат) в растворе представляет собой основание Бренстеда-Лоури и реагирует с водой с образованием этановой кислоты (уксусной кислоты) и ионов гидроксида.Ион Na + является просто ионом-наблюдателем в реакции.

и (iv) соли слабых кислот и слабых оснований: Водные растворы этих солей могут быть нейтральными, кислыми или основными в зависимости от относительных сил кислоты и основания. При этом гидролизу подвергаются как катион, так и анион соли. Является ли солевой раствор кислым, основным или нейтральным, оценивается путем сравнения значений Ka (константа диссоциации кислоты) и Kb (константа диссоциации основания).Если K a (катион) > K b (анион), раствор соли кислый. Если К а (катион) = К b (анион), раствор соли нейтрален. Если К а (катион) < К b (анион), раствор соли является щелочным. Например, если основание NH 3 имеет K b = 1,6 x 10 -5 , а кислота HClO имеет Ka 3,4 x 10 -8 , то водный раствор HClO и Nh4 будет основной, потому что Ka HClO меньше, чем Ka NH 3 .

Таким образом, если кислота слабая, т. е. плохо ионизированная, а щелочь сильная, т. е. сильно ионизированная, то водный раствор соли будет иметь щелочную реакцию в результате гидролиза. В противном случае, если основание слабое, соль будет иметь кислую реакцию в водном растворе.

Кроме того, по молекулярным формулам солей можно определить, являются ли их водные растворы щелочными, кислыми или нейтральными. Соли состоят из катиона (кроме Н + ) и аниона (кроме ОН или оксида, О 2-).Формула соли указывает на кислоту и основание, из которых получается соль. Катион происходит от основания; анион образуется из кислоты. Например, давайте предскажем, будет ли водный раствор каждой из следующих солей кислым, основным или нейтральным:

(a) NaCO 3 представляет собой соль сильного основания NaOH и слабой кислоты H 2 CO 3 . Ион Na + не гидролизуется, а ион CO 3 -2 гидролизуется.Водный раствор NaCO 3 будет основным. (b) Na 2 SO 4 представляет собой соль сильного основания NaOH и сильной кислоты h3SO4. Ни ион Na + , ни ион SO 4 -2 не гидролизуются. Водный раствор Na 2 SO 4 будет нейтральным. (c)       NH 4 NO 3 представляет собой соль слабого основания NH 3 и сильной кислоты HNO 3 . -1 ион не будет.Водный раствор NH 4 NO 3 будет кислым.

— предскажите, будет ли водный раствор каждой из следующих солей кислым, основным или нейтральным:   

Соль…

Соль…

что это за «соль…»? Ты продолжаешь это говорить. Что вы подразумеваете под «солью» чего-либо?

Большинство из вас усвоили (в старшей школе или изучая химические реакции), что если соединить кислоту и основание, то получится соль и вода.Если вы так и не узнали этого, то вам нужно наверстать упущенное. Вот, позвольте мне написать это словами для вас…

кислота + основание → соль + вода

А вот реальный пример:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Это классическая и фундаментальная реакция. Это кислотно-щелочная нейтрализация. Идеально подобранные количества (стехиометрия 1:1) сильной кислоты (HCl) и сильного основания (NaOH) реагируют на 100% и образуют соль (NaCl) и воду. Вы ДОЛЖНЫ это знать, прежде чем поймете термин «соль».Изучите химию, а затем произнесите слова:

.

«Хлорид натрия — это соль соляной кислоты и гидроксида натрия».

Понял? Две части соли, катион и анион, каждая из которых состоит из части кислоты и основания. Так что же делает соль? Обычно катион образуется из основания, а анион – из кислоты.

Сильная кислота + сильное основание = нейтральная соль Почему? Потому что конъюгаты любой сильной кислоты или сильного основания имеют нулевую силу в качестве конъюгата.Это случай двух действительно противоположных концов спектра ионизации… 100% ионизация (сильная) и ее противоположность, 0% ионизация. Так что смешайте и сопоставьте все те 7 сильных кислот и 8 сильных оснований, которые вы запомнили. Вы можете написать 56 формул для 56 нейтральных солей.

Слабая кислота + сильное основание = слабоосновная соль Почему? Потому что катион сильного основания имеет нулевую силу как кислота, а анион кислоты (сопряженное основание) на самом деле имеет небольшую основность — он слабоосновный.Чаще всего в учебниках используется ацетат натрия (NaCH 3 COO). Как насчет более неясного примера… Хорошо, давайте соединим гидроксид цезия (CsOH, сильное основание) с азотистой кислотой (HNO 2 , слабая кислота), и мы получим нитрит цезия, CsNO 2 . Еще раз, позвольте мне расшифровать это для вас в реакции:

HNO 2 + CsOH → CsNO 2 + H 2 O

Итак, вернемся к нашей первоначальной теме… Мы ГОВОРИМ… нитрит цезия — это соль слабой кислоты , которая является общим термином для сотен солей этого типа.Очень специфический способ сказать, что это… нитрит цезия — это соль азотистой кислоты . Так он кислотный или основной? Ну, это уже точно НЕ азотная кислота. ВСЕ протоны были удалены из кислоты, чтобы сделать соль. Таким образом, эта соль НИКАК не может быть кислой. Так что да, он базовый, хотя и СЛАБО базовый. Как мне узнать относительную силу этой слабоосновной соли?

Ну… это тема для очередного обсуждения «Противоположностей».

Гидролиз соли, разные виды соли, понятие гидролиза

В этой статье мы изучим концепцию гидролиза.Прежде чем изучать концепцию, мы должны понять различные типы солей.

Типы солей :

Соли классифицируются на основе природы кислот и оснований, из которых они получены. Существует четыре типа солей.

Соли сильных кислот и сильных оснований:

Формула сильной кислотой сильным основанием
NaCl HCl NaOH
KCl HCl КОН
NaNO 3 HNO 3 NaOH
KNO 3 HNO 3 КОН
Na 2 SO 4 Н 2 SO 4 NaOH
К 2 SO 4 H 2 SO 4 KOH

Соли сильных кислот и слабых оснований:

6:

6
Формула Сильная кислота слабого основания
NH 4 Cl HCl NH 4 ОН
FeCl 3 HCl Fe (OH) 3
PbNO 3 HNO 3 PbOH
CuSO 4 Н 2 SO 4 Cu (OH) 2

Соли слабых кислот и сильных оснований:

9
Формула Слабая кислота сильным основанием
СН 3 COONa СН 3 СООН NaOH
СН 3 КУК СН 3 СООН КОН
HCOONa НСООН NaOH
HCOOK НСООН КОН
Na 2 СО 3 Н 2 СО 3 NaOH
K

0 K 2 CO 3 3 2 CO 2 CO 3
KOH

Соли слабых кислот и слабых баз:

Формула Слабая кислота слабого основания
СН 3 COONH 4 СН 3 СООН NH 4 ОН
HCOONH 4 НСООН NH 4 ОН
(NH 4 ) 2 СО 3 Н 2 СО 3 NH 4 ОН

Гидролиз соли :

Процесс, при котором катион, анион или оба иона соли реагируют с водой, придавая раствору кислотность или щелочность, называется гидролизом.

Объяснение :

Гидролиз обратный нейтрализации. Когда соль добавляется в воду, катион, анион или оба иона соли реагируют с водой, и если раствор становится либо кислым, либо основным, то это процесс гидролиза.

Когда катион соли реагирует с водой, образуется раствор слабого основания и кислоты.

BA  +   H 2 O  ⇌    BOH (водн.)    +     H + (водн.)

При взаимодействии аниона соли с водой образуются слабая кислота и щелочной раствор.

BA  +   H 2 O  ⇌ HA  (водн.)   +   OH (водн.)

Когда оба иона соли реагируют с водой, образуются слабое основание и слабое основание. Природа раствора зависит от относительных сил кислоты и основания.

BA (водн.)   +   H 2 O ⇌  BOH (водн.) + HA (водн.)

Степень гидролиза (ч):

Доля общего количества молей соли, которая гидролизуется при равновесии, называется степенью гидролиза. Обозначается буквой «h»

Константа гидролиза:

Рассмотрим следующую реакцию гидролиза.

Соль + Вода ⇌ Кислота + Основание

Применяя закон действующих масс имеем

В гидролизе вода является реагентом, а также средой для реакции, поэтому вода находится в большом избытке. Поэтому [Вода] = константа.

Где K h — константа, называемая константой гидролиза.

Константа гидролиза — это модифицированная константа равновесия, полученная путем применения закона действующих масс к реакции гидролиза при равновесии.

Характеристики гидролиза:

  • Определяется как реакция, в которой катион, анион или оба иона соли реагируют с водой с образованием кислотности или щелочности раствора,
  • Соль + вода Кислота + основание
  • Протекает в очень незначительной степени .
  • Это обратимая реакция.
  • Невозможно для соли сильной кислоты и сильного основания.
  • Разбавление увеличивает степень гидролиза, за исключением случая соли слабой кислоты и слабого основания.

Пример:

CH 3 COONa + HOH ⇌ CH 3 COONa + NaOH

Применяя ионную теорию и исключая общий ион, имеем

CH 3 COO + HOH ⇌ CH 3 COONa + OH

Таким образом, раствор является основным по своей природе.

Характеристики нейтрализации:

  • Это реакция между ионами H+ кислоты и ионами OH- основания с образованием практически недиссоциированной воды.
  • Кислота + Основание → Соль + Вода
  • Почти готово.
  • Это необратимая реакция.
  • Можно с любым типом кислоты и основания.
  • Разбавление не влияет на реакцию нейтрализации.

Пример:

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O

Применяя ионную теорию и исключая обычный ион, мы имеем

H + +    OH –  →   H 2 O

Полученный раствор нейтрален

Соль сильной кислоты и сильного основания гидролизу не подвергается.

соли сильной кислоты и сильного основания образуют сильную кислоту и сильное основание при обработке водой, но раствор не является ни кислым, ни основным, поэтому эти соли не подвергаются гидролизу.

Объяснение:

Рассмотрим соль NaCl. Он дает сильную кислоту (HCl) и сильное основание (NaOH). В водном растворе равновесие существует как

NaCl + H 2 O ⇌ NaOH + HCl

NaOH — сильное основание, а HCl — сильная кислота

По ионной теории,

Na + + Cl + H 2 O ⇌ Na + + OH + H + + Cl

Об отмене общих ионов обеих сторон

H 2 O   ⇌  H + +   OH

В этом случае [H + ] = [OH ].Раствор не является ни кислым, ни щелочным, т. е. нейтрален к лакмусу. Ни катион, ни анион не реагируют с водой. Следовательно, соли сильных кислот и сильных оснований не подвергаются гидролизу.

14.4 Гидролиз растворов солей – Химия 112- Главы 12-17 OpenStax General Chemistry

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

  • Предсказать, будет ли раствор соли кислым, щелочным или нейтральным
  • Расчет концентрации различных видов в солевом растворе
  • Опишите процесс, в результате которого растворы некоторых ионов металлов становятся кислыми

Как мы видели в разделе о химических реакциях, когда кислота и основание смешиваются, они подвергаются реакции нейтрализации.Слово «нейтрализация», по-видимому, подразумевает, что стехиометрически эквивалентный раствор кислоты и основания будет нейтральным. Иногда это так, но соли, которые образуются в этих реакциях, могут иметь собственные кислотные или основные свойства, как мы сейчас увидим.

Кислотно-щелочная нейтрализация

Раствор является нейтральным, если он содержит равные концентрации ионов гидроксония и гидроксида. Когда мы смешиваем растворы кислоты и основания, происходит кислотно-щелочная реакция нейтрализации. Однако, даже если мы смешаем стехиометрически эквивалентные количества, мы можем обнаружить, что полученный раствор не является нейтральным. Он может содержать либо избыток ионов гидроксония, либо избыток ионов гидроксида, потому что природа образующейся соли определяет, будет ли раствор кислым, нейтральным или основным. Следующие четыре ситуации иллюстрируют, как растворы с различными значениями pH могут образовываться после реакции нейтрализации с использованием стехиометрически эквивалентных количеств:

  1. Сильная кислота и сильное основание, такие как HCl ( водный раствор ) и NaOH ( водный раствор ), будут реагировать с образованием нейтрального раствора, поскольку образующиеся конъюгаты имеют незначительную силу (см. главу 14.3 Относительная сила кислот и оснований):

    [латекс]\text{HCl}(водн.)\;+\;\text{NaOH}(водн.)\;{\rightleftharpoons}\;\text{NaCl}(водн.)\;+\;\text{H }_2\текст{О}(л)[/латекс]

  2. Сильная кислота и слабое основание дают слабокислый раствор не из-за присутствия сильной кислоты, а из-за сопряженной кислоты слабого основания.
  3. Слабая кислота и сильное основание дают слабоосновный раствор. Раствор слабой кислоты реагирует с раствором сильного основания с образованием сопряженного основания слабой кислоты и сопряженной кислоты сильного основания.Сопряженная кислота сильного основания является более слабой кислотой, чем вода, и не влияет на кислотность полученного раствора. Однако сопряженное основание слабой кислоты является слабым основанием и слегка ионизируется в воде. Это увеличивает количество гидроксид-иона в растворе, образующемся в результате реакции, и делает его слегка щелочным.
  4. Слабая кислота плюс слабое основание могут дать кислый, основной или нейтральный раствор. Это самый сложный из четырех типов реакций. Когда конъюгированная кислота и сопряженное основание имеют неравную силу, раствор может быть либо кислым, либо основным, в зависимости от относительной силы двух конъюгатов.Иногда слабая кислота и слабое основание будут иметь одинаковую силу и , поэтому их соответствующее сопряженное основание и кислота будут иметь одинаковую силу, и раствор будет нейтральным. Чтобы предсказать, будет ли конкретная комбинация кислотной, основной или нейтральной, необходимо сравнить табличные значения K конъюгатов.

Желудочные антациды

Наш желудок содержит раствор примерно 0,03 M HCl, который помогает нам переваривать пищу, которую мы едим.Ощущение жжения, связанное с изжогой, является результатом утечки желудочной кислоты через мышечный клапан в верхней части желудка в нижние отделы пищевода. Слизистая оболочка пищевода не защищена от разъедающего воздействия желудочной кислоты, как слизистая оболочка желудка, и результаты могут быть очень болезненными. Когда у нас изжога, мы чувствуем себя лучше, если мы уменьшаем избыток кислоты в пищеводе, принимая антациды. Как вы уже догадались, антациды являются основаниями.Одним из наиболее распространенных антацидов является карбонат кальция CaCO 3 . Реакция,

[латекс]\текст{CaCO}_3(s)\;+\;2\text{HCl}(водн.)\;{\rightleftharpoons}\;\text{CaCl}_2(водн. )\;+\;\ text{H}_2\text{O}(l)\;+\;\text{CO}_2(g)[/latex]

не только нейтрализует желудочную кислоту, но и производит CO 2 ( г ), что может привести к удовлетворительной отрыжке.

Молоко магнезии представляет собой суспензию труднорастворимого основного гидроксида магния, Mg(OH) 2 .{-}\;{\rightleftharpoons}\;2\text{H}_2\text{O}(l)[/latex]

В результате этой реакции не образуется углекислый газ, но магнийсодержащие антациды могут оказывать слабительное действие.

Некоторые антациды содержат гидроксид алюминия Al(OH) 3 в качестве активного ингредиента. Гидроксид алюминия имеет тенденцию вызывать запор, а в некоторых антацидах гидроксид алюминия используется вместе с гидроксидом магния, чтобы сбалансировать побочные эффекты двух веществ.

Кулинарные аспекты химии

Кулинария — это, по сути, синтетическая химия, которую можно безопасно есть.В кулинарном мире существует множество примеров кислотно-щелочной химии. Одним из примеров является использование пищевой соды или бикарбоната натрия в выпечке. NaHCO 3 является основанием. Когда он вступает в реакцию с кислотой, такой как лимонный сок, пахта или сметана, в жидком тесте образуются пузырьки углекислого газа в результате разложения образующейся угольной кислоты, и жидкое тесто «поднимается». Разрыхлитель представляет собой комбинацию бикарбоната натрия и одной или нескольких кислых солей, которые реагируют, когда два химических вещества вступают в контакт с водой в жидком тесте.

Многие люди любят смазывать приготовленную рыбу лимонным соком или уксусом, оба из которых являются кислотами (рис. 1). Оказывается, в организме рыб есть летучие амины (основания), которые нейтрализуются кислотами с образованием нелетучих солей аммония. Это уменьшает запах рыбы, а также добавляет «кисловатый» вкус, который нам, кажется, нравится.

Рисунок 1. Реакция нейтрализации происходит между лимонной кислотой в лимонах или уксусной кислотой в уксусе и основаниями в мясе рыбы.

Маринование — это метод сохранения овощей в естественной кислой среде. Овощ, например огурец, помещают в герметичную банку, погруженную в рассол. Солевой раствор способствует росту полезных бактерий и подавляет рост вредных бактерий. Полезные бактерии питаются крахмалом в огурце и производят молочную кислоту в качестве побочного продукта в процессе, называемом ферментацией. Молочная кислота в конечном итоге повышает кислотность рассола до уровня, который убивает любые вредные бактерии, которым требуется щелочная среда.Без вредных бактерий, поедающих огурцы, они могут храниться намного дольше, чем если бы они были незащищенными. Побочный продукт процесса маринования изменяет вкус овощей, а кислота делает их кислыми.

Соли слабых оснований и сильных кислот

Когда мы нейтрализуем слабое основание сильной кислотой, продукт представляет собой соль, содержащую сопряженную кислоту слабого основания. Эта сопряженная кислота является слабой кислотой. Например, хлорид аммония, NH 4 Cl, представляет собой соль, образующуюся в результате реакции слабого основания аммиака с сильной кислотой HCl:

.

[латекс]\text{NH}_3(водн.)\;+\;\text{HCl}(водн.)\;{\longrightarrow}\;\text{NH}_4\text{Cl}(водн.)[/ латекс]

Раствор этой соли содержит ионы аммония и ионы хлора.{\;\;+}[/latex] из значения константы ионизации воды, K w , и K b , константы ионизации ее сопряженного основания, NH 3 , используя следующие отношения:

[латекс] K _ {\ text {w}} = K _ {\ text {a}} \; \ times \; K _ {\ text {b}} [/latex]

Это соотношение верно для любого основания и сопряженной с ним кислоты или для любой кислоты и сопряженного с ней основания.

Пример 1

рН раствора соли слабого основания и сильной кислоты
Анилин — это амин, который используется для производства красителей.{-5}[/латекс]

Теперь у нас есть константа ионизации и начальная концентрация слабой кислоты, информация, необходимая для определения равновесной концентрации H 3 O + и рН:

С помощью этих шагов мы находим [H 3 O + ] = 2,3 × 10 −3 M и pH = 2,64

Соли слабых кислот и сильных оснований

Когда мы нейтрализуем слабую кислоту сильным основанием, мы получаем соль, содержащую сопряженное основание слабой кислоты. Это сопряженное основание обычно является слабым основанием. Например, ацетат натрия, NaCH 3 CO 2 , представляет собой соль, образованную реакцией слабокислой уксусной кислоты с сильным основанием гидроксида натрия:

[латекс]\text{CH}_3\text{CO}_2\text{H}(водн.)\;+\;\text{NaOH}(водн.)\;{\longrightarrow}\;\text{NaCH} _3\text{CO}_2(водн.)\;+\;\text{H}_2\text{O}(водн.)[/латекс]

Раствор этой соли содержит ионы натрия и ионы ацетата. Ион натрия, как кислота, сопряженная с сильным основанием, не влияет на кислотность раствора.{-10}[/латекс]

В некоторых справочниках не указаны значения K b . Они сообщают только константы ионизации для кислот. Если мы хотим определить значение K b с помощью одного из этих справочников, мы должны найти значение K a для сопряженной кислоты и преобразовать его в значение K b .

Пример 2

Равновесие в растворе соли слабой кислоты и сильного основания
Определите концентрацию уксусной кислоты в растворе с [латексом][\text{CH}_3\text{CO}_2^{\;\; -}] = 0. {-10}[/латекс]

Решая это уравнение, получаем [CH 3 CO 2 H] = 1,1 × 10 −5 M .

Равновесие в растворе соли слабой кислоты и слабого основания

В растворе соли, образованной реакцией слабой кислоты и слабого основания, для предсказания pH мы должны знать как K a слабой кислоты, так и K b слабая база. Если К а > К b , то раствор кислый, а если К b > К а , то раствор щелочной.

Пример 3

Определение кислотной или основной природы солей
Определите, являются ли водные растворы следующих солей кислыми, основными или нейтральными:

(а) KBr

(б) NaHCO 3

(с) NH 4 Класс

(г) Na 2 HPO 4

(д) NH 4 F

Раствор
Рассмотрим каждый из ионов отдельно с точки зрения его влияния на рН раствора, как показано здесь:

(a) Катион K + и анион Br оба являются спектаторами, поскольку они являются катионом сильного основания (KOH) и анионом сильной кислоты (HBr) соответственно. {\;\;3+}[/latex ], растворенный в объемной воде.{\;\;-}(водный)[/латекс]

Мы часто видим формулу этого иона просто как «Al 3+ ( aq )», не отмечая явным образом шесть молекул воды, наиболее близких к иону алюминия, и просто описывая ион как сольватированный в воде. (гидратированный). Это похоже на упрощение формулы иона гидроксония, H 3 O + до H + . Однако в этом случае гидратированный ион алюминия является слабой кислотой (рис. 2) и отдает протон молекуле воды.{+}(водн.)\;+\;\text{Al(H}_2\text{O})_3(\text{OH})_3(водн.) \end{массив}[/latex]

Обратите внимание, что некоторые из этих соединений алюминия проявляют амфипротное поведение, поскольку они действуют как кислоты, когда они появляются в левой части выражений равновесия, и как основания, когда они появляются в правой части.

Рисунок 2. Когда ион алюминия реагирует с водой, гидратированный ион алюминия становится слабой кислотой.

Однако ионизация катиона, несущего более одного заряда, обычно не идет дальше первой стадии. {+}] = 2,92\;(\text{кислотный\;раствор})[/latex]

  • Проверить работу . Арифметические проверки; когда 1,2 × 10 −3 M заменить на x , результат = K a .
  • Константы различных стадий ионизации для многих ионов металлов неизвестны, поэтому мы не можем рассчитать степень их ионизации. Однако практически все гидратированные ионы металлов, кроме ионов щелочных металлов, ионизируются с образованием кислых растворов.Ионизация увеличивается по мере увеличения заряда иона металла или уменьшения размера иона металла.

    Ключевые понятия и резюме

    Характерные свойства водных растворов кислот Бренстеда-Лоури обусловлены присутствием ионов гидроксония; водные растворы оснований Бренстеда-Лоури обусловлены присутствием гидроксид-ионов. Нейтрализация, происходящая при соединении водных растворов кислот и оснований, является результатом реакции ионов гидроксония и гидроксида с образованием воды. Некоторые соли, образующиеся в реакциях нейтрализации, могут сделать растворы продуктов слегка кислыми или слегка щелочными.

    Растворы, содержащие соли или гидратированные ионы металлов, имеют рН, определяемый степенью гидролиза ионов в растворе. pH растворов может быть рассчитан с использованием известных методов равновесия или может быть качественно определен как кислый, основной или нейтральный в зависимости от относительного соотношения вовлеченных ионов.

    Химия Упражнения в конце главы

    1. Определите, являются ли водные растворы следующих солей кислыми, основными или нейтральными:

      (а) Al(NO 3 ) 3

      (б) RbI

      (в) КНСО 2

      (г) CH 3 NH 3 Br

    2. Определите, являются ли водные растворы следующих солей кислыми, основными или нейтральными:

      (а) FeCl 3

      (б) К 2 СО 3

      (с) NH 4 Br

      (г) KClO 4

    3. Новокаин, C 13 H 21 O 2 N 2 Cl, представляет собой соль основного прокаина и соляной кислоты. Константа ионизации прокаина составляет 7 × 10 -6 . Раствор новокаина кислый или основной? Чему равны [H 3 O + ], [OH ] и pH 2,0% раствора новокаина по массе, принимая плотность раствора 1,0 г/мл.

    Решения

    Ответы на вопросы по химии. Упражнения в конце главы
    2. (a) кислая; (б) основной; (в) кислый; (г) нейтральный

    Определение рН растворов солей | Химия

    15.11: Определение рН растворов солей

    pH солевого раствора определяется составляющими его анионами и катионами. Соли, содержащие анионы с нейтральным pH, и катионы, образующие ионы гидроксония, образуют раствор с pH менее 7. Например, в растворе нитрата аммония (NH 4 NO 3 ) ионы NO 3 не реагируют с водой, тогда как ионы NH 4 + образуют ионы гидроксония, образуя кислый раствор.Напротив, соли, которые содержат катионы с нейтральным pH и анионы, образующие гидроксид-ион, образуют раствор с pH выше 7. Например, в растворе фторида натрия (NaF) Na + является pH-нейтральным, но F производит ионы гидроксида и образует основной раствор. Противоионы сильной кислоты или основания pH-нейтральны, и соли, образованные такими противоионами, образуют нейтральный раствор с pH, равным 7. Например, в KBr катион K + инертен и не будет влиять на pH.Ион брома является сопряженным основанием сильной кислоты, поэтому он имеет незначительную силу основания (отсутствие заметной ионизации основания). Раствор нейтрален.

    Некоторые соли содержат как кислотный катион, так и основной анион. Общая кислотность или основность раствора определяется относительной силой катиона и аниона, которую можно сравнить, используя K a и K b . Например, в NH 4 F ион NH 4 + является кислотным, а ион F является основным (сопряженное основание слабокислого HF).Сравнивая две константы ионизации: K A NH 4 + — 5,6 × 10 -10 и K B из F — 1,6 × 10 -11 , поэтому раствор кислый, так как K a > K b .

    Расчет рН кислого солевого раствора

    Анилин — это амин, который используется для производства красителей. Его выделяют в виде хлорида анилина, [C 6 H 5 NH 3 + ]Cl, соли, полученной реакцией слабого основания анилина и соляной кислоты.Чему равно значение рН 0,233 М раствора хлорида анилиния?

    K a для иона анилина происходит от K b для его сопряженного основания, анилин:

    С использованием предоставленной информации подготовлена ​​таблица ICE для этой системы:

    C 6 H 5 NH 3 + ( aq ) H 3 O + ( водный ) C 6 H 5 NH 2 ( водный )
    Начальная концентрация (M) 0. 233 ~0 0
    Смена (М) х + х + х
    Равновесная концентрация (M) 0,233 − х х х

    Подстановка этих условий равновесной концентрации в выражение K a дает

    Предположим, что x << 0.233, уравнение упрощается и решается относительно x:

    .

    Таблица ICE определяет x как молярность иона гидроксония, поэтому pH вычисляется как

    .

    Гидролиз [Al(H 2 O) 6 ] 3+

    Рассчитайте pH 0,10 М раствора хлорида алюминия, который полностью растворяется с образованием гидратированного иона алюминия [Al(H 2 O) 6 ] 3+ в растворе.

    Уравнение реакции и K a :

    Таблица ICE с предоставленной информацией:

    Al(H 2 O) 6 3+ (водный) H 3 O + (водный) Al(H 2 O) 5 (OH) 2+ ( водный )
    Начальная концентрация (M) 0. 10 ~0 0
    Смена (М) −x
    Равновесная концентрация (M) 0,10 − х х х

    Подставляя выражения для равновесных концентраций в уравнение для константы ионизации, получаем:

    Предположим, что x << 0.10 и решение упрощенного уравнения дает:

    Таблица ICE определила x как эквивалентную концентрации ионов гидроксония, поэтому расчетное значение pH равно 2,92, а раствор является кислым.

    Этот текст адаптирован из Openstax, Химия 2e, Раздел 14.4: Гидролиз солей .

    Глава 16, Раздел 9

    Глава 16, Раздел 9

    Еще до того, как вы начали читать эту главу, вы, несомненно, знали о многих кислотных веществах, таких как HNO 3 , HCl и H 2 SO 4 , а также о других щелочных веществах, таких как NaOH и NH 3 . .Однако наши недавние обсуждения показали, что ионы также могут проявлять кислотные или основные свойства. Например, мы вычислили K a для NH 4 + и K b для F в примере упражнения 16.16. Такое поведение подразумевает, что растворы солей могут быть кислыми или основными. Прежде чем приступить к дальнейшему обсуждению кислот и оснований, давайте подытожим некоторые особенности солей, которые должны обратить более пристальное внимание на их свойства кислот и оснований.

    Можно предположить, что соли при растворении в воде полностью ионизируются; почти все соли являются сильными электролитами. Следовательно, кислотно-основные свойства растворов солей обусловлены поведением их катионов и анионов. Многие ионы способны реагировать с водой с образованием H + ( aq ) или OH ( aq ). Этот тип реакции часто называют гидролизом .

    Анионы A , полученные из слабых кислот HA, реагируют с водой с образованием ионов OH и, таким образом, являются основными:

    A ( водный раствор ) + H 2 O ( l ) HA ( водный раствор ) + OH ( водный раствор ) [

    ]39]

    Напротив, анионы сильных кислот, такие как ион NO 3 , не являются основными и, следовательно, не влияют на рН.

    Анионы, которые все еще имеют ионизируемые протоны, такие как HSO 3 , являются амфотерными: они способны действовать как кислоты или основания (пример упражнения 16.6). Их поведение по отношению к воде будет определяться относительными величинами K a и K b для иона, как показано в примере упражнения 16.17.

    Пример упражнения 16.17

    Предскажите, будет ли соль Na 2 HPO 4 образовывать кислый или основной раствор при растворении в воде.

    РЕШЕНИЕ Две возможные реакции, в которые может вступать HPO 4 2- при добавлении к воде:

    HPO 4 2- ( водный раствор ) H + ( водный раствор ) + PO 4 3- ( водный раствор ) 6 [ , 4 ]

    HPO 4 2 2- ( AQ ) + H 2 O H 2 PO 4 ( AQ ) + ОН ( AQ )

    [16. 41]

    В зависимости от того, какая из них имеет большую константу равновесия, ион сделает раствор кислым или щелочным. Значение K a для уравнения 16.40, как показано в таблице 16.3, равно 4,2 × 10 -13 . Мы должны вычислить значение K b для уравнения 16.41 из значения K a для его сопряженной кислоты, H 2 PO 4 . Мы используем соотношение, показанное в уравнении 16.37.

    К а × К б = К ш

    Мы хотим узнать K B для базы HPO 4 2- 9003, зная стоимость K A для конъюгата кислоты H 2 PO 4

    K B (HPO 4 2-) × K A (H 2 PO 4 ) = K W = 1.0 × 10 -14

    Потому что K A для H PO 2 PO 4 — 6,2 × 10 -8 (Таблица 16. 3), мы рассчитаем K B для HPO 4 2- быть 1,6 × 10 -7 . Это более чем в 10 5 раз больше, чем K a для HPO 4 2-; таким образом, реакция, показанная в уравнении 16.41, преобладает над реакцией в уравнении 16.40, и раствор является щелочным.

    Практическое упражнение

    Предскажите, будет ли дикалиевая соль лимонной кислоты K 2 HC 6 H 5 O 7 образовывать кислый или щелочной раствор в воде (данные см. в табл. 16.3). Ответ: кислая

    Все катионы, кроме катионов щелочных металлов и более тяжелых щелочноземельных металлов (Ca 2+ , Sr 2+ и Ba 2+ ), в водном растворе действуют как слабые кислоты. Поскольку катионы щелочных металлов и щелочноземельных металлов не гидролизуются в воде, присутствие любого из этих ионов в растворе не влияет на рН. Вас может удивить, что ионы металлов, таких как Al 3+ , и ионы переходных металлов образуют слабокислые растворы. Мы можем пока принять это наблюдение как факт. Причины такого поведения обсуждаются в разделе 16.11.

    Среди катионов, образующих кислый раствор, есть, конечно, NH 4 + , который представляет собой кислоту, сопряженную с основанием NH 3 . Ион NH 4 + диссоциирует в воде следующим образом:

    NH 4 + ( водн. ) H + ( водн. ) + NH 3 ( водн.42]

    pH раствора соли можно качественно предсказать, учитывая катион и анион, из которых состоит соль. Удобный способ сделать это — рассмотреть относительную силу кислот и оснований, из которых получена соль. (Эти правила применимы к так называемым нормальным солям . Эти соли не содержат ионизируемых протонов на анионе. pH кислой соли (такой как NaHCO 3 или NaH 2 PO 4 ) составляет зависит не только от гидролиза аниона, но и от его кислотной диссоциации, как показано в примере упражнения 16. 17.)

    1. Соли, полученные из сильного основания и сильной кислоты: Примеры: NaCl и Ca(NO 3 ) 2 , которые получены из NaOH и HCl и из Ca(OH) 2 и HNO 3 соответственно. Ни катион, ни анион не гидролизуются. Раствор имеет рН 7.

    2. Соли, полученные из сильного основания и слабой кислоты: В этом случае анион представляет собой относительно сильное сопряженное основание. Примерами являются NaClO и Ba(C 2 H 3 O 2 ) 2 .Анион гидролизуется с образованием ионов OH ( aq ). Катион не гидролизуется. Раствор имеет рН выше 7.

    3. Соли, полученные из слабого основания и сильной кислоты: В этом случае катион представляет собой относительно сильную сопряженную кислоту. Примерами являются NH 4 Cl и Al(NO 3 ) 3 . Катион гидролизуется с образованием ионов H + ( aq ). Анион не гидролизуется. Раствор имеет pH ниже 7.

    4. Соли, полученные из слабой основы и слабой кислоты: Примеры NH 4 C 2 H 3 O 2 , NH 4 CN и FECO 3 . И катион, и анион гидролизуются. рН раствора зависит от степени гидролиза каждого иона. pH раствора NH 4 CN больше 7, потому что CN ( K b = 2,0 × 10 -5 ) является более основным, чем NH 4 K +

    а = 5.6 × 10 -10 ) является кислой. Следовательно, CN гидролизуется в большей степени, чем NH 4 + .

    На рис. 16.11 показано влияние нескольких солей на рН.

    Пример упражнения 16.18

    Перечислите следующие растворы в порядке увеличения pH: (i) 0,1 M Co(ClO 4 ) 2 ; (ii) 0,1 M RbCN; (iii) 0,1 M Sr(NO 3 ) 2 ; (iv) 0. 1 М КС 2 Н 3 О 2 .

    РАСТВОР Наиболее кислым будет раствор (i) , который содержит ион металла, подвергающийся гидролизу, и анион, полученный из сильной кислоты. Раствор (iii) должен иметь рН около 7, поскольку он получен из катиона щелочноземельного металла и аниона сильной кислоты. Ни один из этих ионов не подвергается сколько-нибудь заметному гидролизу. Растворы (ii) и (iv) получены из иона щелочного металла, который не подвергается гидролизу, и аниона слабой кислоты.Гидролиз анионов должен привести к щелочному раствору в обоих случаях, но раствор (ii) будет более сильноосновным, поскольку CN является более сильным основанием, чем C 2 H 3 O 2 . Мы видим, что порядок PH 0.1 M CO (CLO 4 ) 2 <0.1 м SR (NO 3 ) 2 <0.1 м кк 2 ч 3 O 2 < 0,1 M RbCN.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.

    2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
    тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск