Заряд простых и сложных ионов. 2 страница

II. Основания.

1. Классификация и номенклатура оснований.

Основания - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только один вид анионов - гидроксиды-ионы ОН^-:

МеОН Ме⁺ + ОН^-

(Ме⁺ - катион металла)

а) по кислотности:

— Однокислотные (NaOH, КОН, NH₄OH и др.);

— Двухкислотные (Са(ОН)₂, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂ и др.);

— Трехкислотные (Ni(OH)₃, Со(ОН)₃, Мn(ОН)₃ и др.).

б) по растворимости в воде и степени ионизации:

— Растворимые в воде сильные основания (щелочи) - гидроксиды щелочных и
щелочноземельных металлов:

LiOH - гидроксид лития

NaOH - гидроксид натрия (едкий натр) КОН - гидроксид калия (едкий калий) RbOH - гидроксид рубидия

CsOH - гидроксид цезия

Са(ОН)₂ - гидроксид кальция

Sr(OH)₂ - гидроксид стронция

Ва(ОН)₂ - гидроксид бария;

— Нерастворимые в воде слабые основания, например:
Сu(ОН)₂ - гидроксид меди (II)

Fe(OH)₂- гидроксид железа (II) Ni(OH)₃ - гидроксид никеля (III)

2. Физические свойства.

Все основания (гидроксиды металлов) - твердые вещества. Растворимость в воде -см. выше. Гидроксиды s-металлов бесцветны, гидроксиды d-металлов окрашены.

3. Химические свойства.

а) реакции нейтрализации (общим свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей) Если в реакциях нейтрализации участвуют многокислотные основания или многоосновные кислоты, то в зависимости от молярного соотношения основания и кислоты могут образовываться либо нормальные, либо кислые, либо основные соли. Например:

NaOH + НС1 = NaCl + Н₂O

OH^- + H⁺= Н₂О

Сu(ОН)₂ + 2НNO₃ Cu(NO₃)₂ + 2Н₂O

Сu(ОН)₂ + 2H Сu²⁺+2Н₂O

2КОН + Н₃РO₄K₂HPO₄+2H₂O

2OН^- + Н₃РO₄НРO₄^2- + 2Н₂O

Ni(OH)₃ + H₂SO₄ NiOHSO₄+2H₂O

N(ОН)₃ + 2Н⁺ NiOH⁺+2H₂O

б) свойства нерастворимых оснований (в отличие от растворимых оснований, т.е.

щелочей)

1. Нерастворимые основания подвергаются термической дегидрации; например:

Сu(ОН)₂ = СuО + Н₂O

2СO(ОН)₃ = СO₂O₃ + ЗН₂O

Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре, т.е. являются неустойчивыми, например:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

2. Гидроксиды, в которых d-металлы имеют низкие с.о., способны окисляться кислородом воздуха; например:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Fe(OH)₃

2Мn(ОН)₂ + O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄

4. Гидроксиды d-металлов вступают в реакции комплексообразования; например:

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄] (OH)₂

Cu(OH)₂ + 2NaOH (конц.) = Na₂[Cu(OH)₄]

(Последняя реакция свидетельствует о проявлении гидроксидом меди (II) признаков амфотерности).

в) свойства растворимых оснований (в отличие от нерастворимых оснований)

1. Растворы щелочей взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами:

2NaOH + СO₂ = Na₂CO₃ + Н₂O

2КОН + А1₂O₃ + ЗН₂O = 2К[Аl(ОН)₄]

2КОН + Zn(OH)₂ = K₂[Zn(OH)₄]

2. Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей, если в
результате образуется слабое основание или нерастворимая соль:

2NaOH + FeCl₂ = Fe(OH)₂+ 2NaCl 2OH + Fe²⁺ = Fe(OH)₂

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaOH

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

NaOH + NH₄Cl = NaCl + NH₃↑ + H₂O

NH₄OH

OH^- + NH⁺₄ = NH₃ + H₂O

3. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные
оксиды и гидроксиды (Zn, A1, и др.); например:

₀_{+1 +2 0}

Zn + 2NaOH + 2Н₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + Н₂

^{0 +1 +3 0}

2А1 + 2КОН + 6Н₂0 = 2К[А1(ОН)₄] + 3Н₂

4. В растворах щелочей некоторые металлы диспропорционируют; например:

_{о -1 +1}

С1₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂O

_{0 t -2 +4}

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

_{0 -3 +1}

4P + 3KOH + 3H₂O = PH₃+ 3KH₂PO₂

5. Растворимые основания широко используются в реакциях щелочного гидролиза
различных органических соединений (галогенпроизводных углеводородов,
сложных эфиров, жиров и др.); например:

_t⁰

С₂Н₅С1 (хлорэтан) + NaOH С₂Н₅ОН (этанол) + NaCl

СН₃С + КОН СН₃СООК + С₂Н₅ОН

O - С₂Н₅ ацетат калия этанол

Этилацетат

6. Спиртовые растворы щелочей участвуют в реакциях дегидрогалогенирования
органических соединений; например:

СН₃СН₂СН₂С1+КОН СН₃СН=СН₂ + КС1 + Н₂O

1-хлорпропан (спирт.) пропен

СН₃-СН-СН₂ + 2КОН СН₃-С=СН + 2КВг + 2Н₂O

(спирт.) пропин

Вr Вr

1, 2-дибромпропан

4. Способы получения.

Способы получения щелочей и нерастворимых оснований различны.

а) способы получения щелочей:

1. Растворение соответствующих оксидов в воде:

Na₂O + Н₂O = 2NaOH

ВаО + Н₂O =Ва(ОН)₂

2. Растворение соответствующих щелочных или щелочноземельных металлов в
воде:

2К + 2Н₂O = 2КОН + Н₂

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂

3. Электролиз водных растворов солей и щелочных и щелочноземельных металлов:

_эл.ток

СаС1₂ + 2Н₂O Са(ОН)₂ + Н₂ + С1₂

4. Взаимодействие гидроксидов кальция и бария с растворами солей щелочных
металлов (соответственно, карбонатами и сульфатами):

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = 2NaOH + CaCO₃

K₂SO₄ + Ba(OH)₂ = 2KOH + BaSO₄

б) способы получения нерастворимых оснований:

Осаждение из растворов соответствующих солей щелочами:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃+ 3KC1

Для некоторых нерастворимы оснований существуют специфические способы получения (окислительно-восстановительные реакции, необратимый гидролиз солей).

III. Кислоты.

1. Классификация и номенклатура кислот.

Кислоты - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только один вид катионов - ионы водорода H⁺:

НАс Н⁺ + Ас^- (Ас - кислотный остаток)

1. По основности:

— Одноосновные (НС1, HCN, HNO₃, HClO₄ и др.);

— Многоосновные:

Двухосновные (H₂S, H₂SO₄, Н₂СrO₄);

Трехосновные (H₃PO₄, H₃AsO₄ и др.);

Четырехосновные (Н₄Р₂O₇ и др.).

2. По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот:

Бескислородные

________ Кислородосодержащие_____

HF - фтороводородная (плавиковая) НС1 - хлороводородная (соляная) НВг - бромоводородная HI - иодоводородная H₂S - сероводородная HCN - циановодородная (синильная) HNCS - тиоциановая (роданистоводородная)

Н₃ВО - ортоборная Н₂СО₃ - угольная Н₂SiO₃ - кремниевая НNОз - азотная HNO₂ - азотистая Н₃РО₄ - ортофосфорная Н₂НРО₃ - фосфористая (двухосновная к-та) H₂SO₄ - серная H₂SO₃ - сернистая НСlO₄ - хлорная НСlOз - хлорноватая HCIO₂ - хлористая НСlO - хлорноватистая Н2СlO₄ - дихроматовая Н2Сr₂О₇ - дихромовая НМnО₄ - марганцовая

3. По степени диссоциации в водных растворах:

— Сильные кислоты (НС1, HBr, H1, HNO₃, H₂SO₄, НСlO₄, Н₂СlO₃, Н₂CrO₄, Н₂Сг₂O₇, НМnO₄);

— Слабые кислоты (HF, H₂S, HCN, H₃BO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, HNO₂, H₃PO₄, H₂HPO₃, H₂SO₃, НСlO₂, НСlO).

2. Физические свойства.

Агрегатное состояние
Растворы газов в воде	Жидкие	Твердые
HF, НС1, НВr, Hl, H₂S HCN, H₂CO₃, H₂SO₃	HNO₃, H₂SO₄, НСlO₄, НС1O₃	H₃BO₃, H₂SiO₃, Н₃РO₄ Н₃РO₃

Все жидкие и твердые кислоты (кроме H₂SiO₃) растворимы в воде.

3. Химические свойства

а) общие свойства.

Общие свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка ионов водорода Н⁺. К этим свойствам относятся:

— Взаимодействие с основаниями (реакции нейтрализации).

— Взаимодействие с основными оксидами

2НС1 + MgO = MgCl₂ + Н₂O

2Н⁺ + MgO = Mg²⁺ + Н₂O

H₂SO + FeO = FeSO₄ + Н₂O

2H+FeO = Fe²⁺ + H₂O

— Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

6HNO₃ + А1₂O₃ = 2A1(NO₃)₃ + ЗН₂O

6Н⁺ + А1₂O₃ = 2А1³⁺ + ЗН₂O

2НВг + Zn(OH)₂ = ZnBr₂ + 2Н₂O

2H⁺+ Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2H₂O

— Взаимодействие с металлами, расположенными в ряду напряжений до
водорода

2НС1 + Zn = ZnCl₂ +Н₂↑ (2Н⁺ + Zn° = Zn²⁺ + Н°₂)

Н₂SO₄(разб.)+Fe =Fe₄ + H₂(2H⁺ +Fe° = Fe²⁺ H°₂)

(Реакции концентрированной серной, разбавленной и концентрированной азотной кислотой с металлами протекают без участия ионов Н⁺ и относятся к специфическим свойствам этих кислот).

— Взаимодействие с солями более слабых или более летучих кислот

2НС1 + Na₂CO₃ = 2NaCl + СO₂ + Н₂O

2Н⁺ + СO^2-₃ = СO₂ + Н₂O

H₂SO₄(paзб.) + FeS = FeSO₄ + H₂S↑

2H⁺ + FeS = Fe²⁺ + H₂S

б) специфические свойства

Специфические свойства кислот обусловлены химическим характером входящих в их состав анионов. К этим свойствам относятся:

1. Качественные реакции на анионы некоторых кислот; например:

НС1 + AgNO₃ = AgCl(6eлый)↓ + HNO₃

Сl^- + Ag⁺ = AgCl

H₂SO₄ + BaCl₂ = ВаSO₄(белый)↓ + 2НС1

SO₄²⁺ + Ba²⁺ = BaSO₄

2. Реакции, в которых анионы кислот играют роль окислителей; например:

₊₅_{0 +2 +4}

4НNO₃(конц.) + Сu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

₊₅_{0 +5 +2}

5НNO₃(разб.) + 3 Р + 2Н₂O = 3Н₃РO₄ + 5NO

3. Реакции, в которых анионы кислот играют роль восстановителей; например:

_-1_{+7 0}

16НС1 + 2КМnO₄ = 2МnС1₂ + 5С1₂+ 2КС1 + 8Н₂O

_{-1 0}_hv_{0 -2}

4HI +O₂ = 2I₂ + 2Н₂O

4. Реакции нитрования (с участием HNO₃) и сульфирования (с участием H₂SO₄)
органических соединений, а также реакции этерификации с участием
неорганических кислот.

4. Способы получения.

Бескислородные кислоты получают растворением в воде соответствующих летучих водородных соединений неметаллов, которые синтезируют из простых веществ:

_hv

Н₂ + С1₂ = 2НС1

Н₂ + S ⁼ H₂S

или выделяют из соответствующих солей:

2NaCl (тв.) + H₂SO₄(конц.) = 2НС1↑ + Na₂SO₄

FeS (тв.) + H₂SO₄ (разб.) = H₂S + FeSO₄

Кислородсодержащие кислоты получают различными способами. Конечнойстадией многих способов является растворение кислотных оксидов в воде:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Р₂O₅ + ЗН₃O= 2Н₃РO₄

4NO₂ + O₂ + 2Н₂O = 4HNO₃

Слабые кислородсодержащие кислоты выделяются из их солей при действии более сильных кислот:

Na₂SiO₃ + 2HC1 = H₂SiO₃↓ + 2NaCl

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РO₄ + 3CaSO₄

Некоторые кислотосодержащие кислоты получают окислением простых веществ-неметаллов:

_{О +5}

3Р + 5HNO₃ (разб.) + 2Н₂O = 3Н₃РO₄ + 5NO↑

_{о +6}

S + 2HNO₃ (разб.) = H₂SO₄ + 2NO↑

Вопросы для самоподготовки:

1. Несолеобразующие оксиды. Приведите примеры.

2. Солеобразующие оксиды. Приведите примеры.

3. С помощью уровнений реакций охарактеризуйте химические свойства оксида меди (II), оксида серы (IV), оксида цинка.

4. На какие группы делятся основания по растворимости в воде? Приведите примеры.

5. Напишите уравнения реакции нейтрализации в молекулярной и ионной форме.

6. Номенклатура и классификация кислот.

7. Охарактеризовать химические свойства кислот.

8. Написать уравнения диссоциации многоосновной кислоты (H₃PO₄).

9. Осущесвите цепочку превращений:

Кислота + нормальная соль → новая нормальная соль + новая кислота

Кислота + нормальная соль → кислая соль

Кислота + основная соль → нормальная соль + вода

Кислота + металл → соль + разные продукты реакции

Лекция № 7.

Тема: Классификация, состав, номенклатура солей. Способы получения и их

химические свойства.

План

1. Классификация солей.

2. Электролитическая диссоциация. Номенклатура.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства:

а) реакции ионного обмена;

б) окислительно-восстановительные реакции;

в) реакции разложения солей, происходящие без переноса электронов.

5. Способы получения.

Кислые КНСОз, Са(Н₂РO₄)₂, NH₄HS

1. Классификация солей.

Нормальные (средние) NaCl, A1₂(SO₄)₃, NH₄NO₃

Соли

Двойные KCl·NaCl, K₂SO₄·Al2(SO₄)3 или KAI(SO₄)₂

Основные. CuOHBr, Fe(OH)₂NO₃, (NiOH)₂SO₄

Комплексные [Ag(NH₃)₂]Cl, K₃[Fe(CN)₆]

2. Электролитическая диссоциация. Номенклатура. Нормальные (средние) соли.

Практически все соли являются сильными электролитами, т.е. в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Характер диссоциации зависит от типа соли.

NaCl Na⁺ + С l ^-хлорид натрия

A1₂(SO₄)₃ 2А1 + 3SO₄ ^2- сульфат алюминия

NH₄NO₃ NH⁴⁺ + NO₃ ^-нитрат аммония

Кислые соли:

КНСО₃К⁺ + НСО₃^- гидрокарбонат калия

Са(Н₂РO₄)₂ Са²⁺ + 2Н₂РO₄ ^- дигидрофосфат кальция

NH₄HS NH₄⁺ + HS^- гидросульфид аммония

Основные соли:

CuOHBr CuOH⁺ +Br ^- гидроксобромид меди (II) (бромид гидроксомеди (II))

Fe(OH)₂N0₃ Fe(OH)₂⁺ +NO₃^-дигидроксонитрат железа (III)

(NiOH)₂S0₄ 2NiОН⁺ + S0₄²^- гидроксосульфат никеля (II)

Двойные соли:

K₂SO₄^. A1₂(SO₄)₃ 2К⁺ + 2А1³⁺ + 4SO₄² ^- сульфат

или

калия-

KA1(SO₄)₂ К⁺ + А1³+ + 2SO₄^2- алюминия

Комплексные соли:

[Ag(NH₃)₂] Сl^- хлорид диаминсеребра (I)

K₃[Fe(CN)₆] ЗК⁺ + [Fe(CN)₆]³^- гексацианоферрат (III) калия

3. Физические свойства.

Большинство солей являются твердыми веществами с ионной кристаллической решеткой. Соли s- и р-металлов, как правило, бесцветны. Многие соли d-элементов окрашены.

Растворимость солей в воде варьируется в широких пределах. Хорошо растворимыми являются практически все соли натрия, калия, аммония; соли азотной кислоты (нитраты), соляной кислоты (хлориды), уксусной кислоты (ацетаты).

Плохо растворимы в воде многие фосфаты (соли Н₃РO₄), карбонаты (соли Н₂СО₃), сульфиды (соли H₂S).

4. Химические свойства.

Характерными для солей являются следующие типы реакций:

1) реакции ионного обмена, в ходе которых катионы или анионы солей образуют малодиссоциирующие или малорастворимые вещества при связывании с ионами реагентов;

2) окислительно-восстановительные реакции, в ходе которых катионы или анионы солей выступают либо в роли окислителей, либо в роли восстановителей;

3) реакции разложения солей, происходящие без переноса электронов.

а) Реакция ионного обмена (реакции данного типа возможны, если хотя бы один из продуктов реакции представляет собой: а) слабый электролит; б) осадок; в) газообразное вещество).

Взаимодействие с растворами щелочей (возможны для растворимых солей)

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂â + Na₂SO₄

Cu ²⁺ + 2OH ^-= Cu(OH)₂

NH₄NO₃ + KOH = KNO₃ + NH₃á + H₂O

NH₄⁺+ OH^-= NH₃ á + H₂O

Na₂CO₃ + Ba(OH)₂ = 2NaOH + BaCO₃

CO₃^2- + Ba²⁺ = BaCO₃

КНСО₃ + КОН = K₂CO₃ + Н₂O

(кислая соль) (нормальная соль)

НСO₃^-+ ОН^- =СО₃²⁺ + Н

⇐ Назад

Далее ⇒