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 + Н₃РO₄ K₂HPO₄+2H₂O

2OН^- + Н₃РO₄ НРO₄^2- + 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:

_t

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

NH₄ OH

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

O

СН₃С + КОН СН₃СООК + С₂Н₅ОН

O - С₂Н₅ ацетат калия этанол

Этилацетат

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

_t

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):

_t

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

_t

Н₂ + S ⁼ H₂S

или выделяют из соответствующих солей:

_t

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:

КНСО₃ К⁺ + 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⁺ + S0₄^2- гидроксосульфат никеля (II)

Двойные соли:

K₂SO₄ ^. A1₂(SO₄)₃ 2К⁺ + 2А1³⁺ + 4SO₄^{2 -} 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)₂ â + Na₂SO₄

Cu ²⁺ + 2OH ^- = Cu(OH)₂

NH₄NO₃ + KOH = KNO₃ + NH₃ á + 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