Декор 

Типичные реакции кислот, оснований, оксидов, солей (условия их проведения). Получение и свойства оснований Типичные реакции нормальных солей примеры

НЕКОТОРЫЕ СПРАВОЧНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ПО ХИМИИ

Основные характеристики элементарных частиц

Частица и ее обозначение

Масса

Заряд

Примечание

Протон - р+

Число протонов равно порядковому номеру элемента

Нейтрон - п 0

Число нейтронов находят по формуле: N=A-Z

Электрон - е

1:1837

Число электонов равно порядковому номеру элемента.

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня.

Простые вещества

Металлы

Неметаллы

1.Твердые вещества (кроме ртути - Hg)

1. Твердые (сера - S, фосфор красный и фосфор белый - P4, иод - I2, алмаз и графит - С), газообразные вещества (Кислород - О2, озон - О3, азот - N2, водород - Н2, хлор - Сl2, фтор - F2, благородные газы) и жидкость (бром - Br2)

2. Имеют металлический блеск.

2. Не имеют металлического блеска (исключение составляют иод- I2, графит-С).

3. Электро- и теплопроводны

3. Большинство не проводят электрический ток (проводниками являются, например, кремний, графит)

4. Ковкие, пластичные, тягучие

4. В твердом состоянии - хрупкие

Изменение окраски индикаторов в зависимости от среды

Наименование индикатора

Окраска индикатора

в нейтральной среде

в щелочной среде

в кислой среде

Лакмус

Фиолетовая

Синяя

Красная

Метиловый оранжевый

Оранжевая

Желтая

Красно-розовая

Фенолфталеин

Бесцветная

Малиновая

Бесцветная

При растворении серной кислоты нужно вливать ее тонкой струей в воду и перемешивать.

Номенклатура солей

Название кислоты (формула)

Название солей

Азотистая (HNO2)

Нитриты

Азотная (HNO3)

Нитраты

Хлороводородная (соляная) HCl

Хлориды

Сернистая (H2SO3)

Сульфиты

Серная (H2SO4)

Сульфаты

Сероводородная (H2S)

Сульфиды

Фосфорная (H3PO4)

Фосфаты

Угольная (H2CO3)

Карбонаты

Кремниевая (H2SiO3)

Силикаты

Карбонат кальция CaCO3- нерастворимая в воде соль, из которой морские животные (моллюски, раки, простейшие) строят покровы своего тела- раковины; фосфат кальция Ca3(PO4)2 - нерастворимая в воде соль, основа минералов фосфоритов и апатитов.

Вещества с атомной кристаллической решеткой : кристаллический вор, кремний и германий, а также сложные вещества, например такие, в состав которых входит оксид кремния (IV) - SiO2: кремнезем, кварц, песок, горный хрусталь.

Молекулярная кристаллическая решетка : HCl, H2O -полярные связи; N2, O3 - неполярные связи; твердая вода-лед, твердый оксид углерода (IV) - «сухой лед», твердые хлороводород и сероводород, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (H2,O2, Cl2,I2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьмиатомными (S8) молекулами.

Химический анализ - определение состава смесей.

Особо чистые вещества - вещества, в которых содержание примесей, влияющих на их специфические свойства, не превышает одной стотысячной и даже одной миллионной процента.

Соотношение некоторых физико-химических величин и их единиц

Единица измерения

Масса (m)

Количество вещества (n)

Молярная масса (M)

Объем (V)

Молярный объем (V)

Число частиц (N)

Наиболее часто применяемая при изучении химии

моль

г/моль

л/моль

Число Авогадро

N= 6х10 23

В 1000 раз большая

кг

кмоль

кг/кмоль

м 3

м 3 /кмоль

6х10 26

В 1000 раз меньшая

мг

ммоль

мг/ммоль

мл

мл/ммоль

6х10 20

Классификация кислот

Признаки классификации

Группы кислот

Наличие кислорода в кислотном остатке

А)кислородные: фосфорная, азотная

Б)бескислородные: сероводородная, хлорная, бромоводородная

Основность

А)одноосновные: хлорная, азотная

Б)двухосновные: серная, угольная,сероводородная

В) трехосновные: фосфорная

Растворимость в воде

А) растворимые: серная, азотная,сероводородная

Б) нерастворимые: кремниевая

Летучесть

А) летучие: хлорная, азотная, сероводородная

Б) нелетучие: серная, кремниевая, фосфорная

Степень электролитической диссоциации

А) сильные: серная, хлорная, азотная

Б) слабые: сероводородная, сернистая, угольная

Стабильность

А) стабильные: серная, фосфорная, хлорная

Б) нестабильные: сернистая, угольная, кремниевая

Типичные реакции кислот

1. Кислота + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислота + оксид металла = соль + вода (реакция обмена)

3. Кислота + металл = соль + водород (реакция замещения)

4. Кислота + соль = новая кислота + новая соль (реакция обмена)

Классификация оснований

Признаки классификации

Группы оснований

Растворимость в воде

А) растворимые (щелочи): гидроксид натрия, гидроксид калия, гидроксид кальция, гидроксид бария

Б) нерастворимые основания: гидроксид меди (II), гидроксид железа(II), гидроксид железа(III)

Кислотность (число гидроксогрупп)

А) однокислотные: гидроксид натрия (едкий натр), гидрокид калия (едкое кали)

Б) двухкислотные: гидроксид железа(II), гидроксид меди (II)

Типичные реакции оснований

1. Основание + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основание + оксид неметалла = соль + вода (реакция обмена)

3. Щелочь + соль = новое основание + новая соль (реакция обмена)

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например: Fe(OH)2 = FeO + вода

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основный оксид + кислотный оксид = соль (реакция соединения)

3. Основный оксид + вода = щелочь (реакция соединения). Эта реакция протекает, если образуется растворимое основание - щелочь. Например, CuO + вода - реакция не протекает, т.к. гидроксид меди (II)- нерастворимое основание.

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислотный оксид + основный оксид = соль (реакция соединения)

3. Кислотный оксид + вода = кислота (реакция соединения). Эта реакция возможна, если кислотный оксид растворим в воде. Например: оксид кремния (IV) практически не взаимодействует с водой.

Типичные реакции солей

1. Соль + кислота = другая соль + другая кислота (реакция обмена)

2. Соль + щелочь = другая соль + другое основание (реакция обмена)

3. Соль1 + соль2 = соль3 + соль 4 (реакция обмена: в реакцию вступают две соли, в результате ее получаются две другие соли)

4. Соль + металл = другая соль + другой металл (реакция замещения), нужно см. положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Правила ряда напряжений металлов

1.С растворами кислот взаимодействуют металлы, которые расположены левее водорода. Это распространяется на способность металлов вытеснять из растворов солей другие металлы. Например, медь из растворов ее солей можно вытеснять такими металлами, как магний, алюминий, цинк и др. металлами. А вот ртутью, серебром, золотом медь не вытесняется, т.к. эти металлы в ряду напряжений расположены правее, чем медь. Зато медь вытесняет их из растворов солей.

Первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации: эти кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до оксида серы (IV), NO и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода.

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении условий:

Обе соли (до и после реакции - реагирующая и образующаяся) должны быть растворимыми;

Металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с кальция) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Окислительно-восстановительные реакции

Восстановитель - атомы, ионы, молекулы, отдающие электроны.

Важнейшие восстановители : металлы; водород; уголь; оксид углерода (II) CO; сероводород; аммиак; соляная кислота и т.д.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами - окисление.

Окислитель - атомы, ионы, молекулы, принимающие электроны.

Важнейшие окислители : галогены; азотная и серная кислоты; перманганат калия и др.

Процесс присоединения электронов атомами, ионами и молекулами - восстановление.

«Определение солей аммония» - Получение аммония. Свойства солей аммония. Соли аммония. Отношение к нагреванию. Способность разлагаться. Аммоний. Химические свойства солей аммония. Физические свойства солей аммония. Применение солей аммония. Применение солей аммония в сельском хозяйстве. Получение солей аммония.

«Химические свойства солей» - Соль слабого основания и сильной кислоты. Неметалл. Na2CO3 + 2HCl. Соль сильного основания и сильной кислоты. Электролиты. Определение солей. Ряд металла. Генетическая связь между классами неорганических соединений. Химические свойства солей. Универсальный индикатор. Сложные вещества. Классификация солей.

«Соли» - Соли. Кальцит. Химическая формула - CaCO3. Карбонат кальция (углекислый кальций) -соль угольной кислоты и кальция. формула азотной кислоты HNO3 кислотный остаток NO3- - нитрат Составим формулы солей: NaNO3 - По таблице растворимости определим заряды ионов. - NaCI. Карбонат кальция CaCO3. Мрамор. Поэтому бертолетова соль используется в пиротехнике при производстве фейерверков, бенгальских свечей, спичек.

«Соль азотной кислоты» - Химические свойства нитратов. К каким выводам пришел юный химик? Занимательная история. Укажите окислитель, восстановитель. Знать и уметь. Какие вещества называют солями? Раствор азотной кислоты реагирует с каждым из веществ. Даны пары веществ, составьте возможные уравнения реакций. Разложение нитрата меди (II).

«Соли, кислоты и основания» - 8. Щелочь+соль. Получение солей. CuO+H2SO4 ?CuSO4+H2O. Fe?FeO?FeSO4?Fe(OH)2? Fe(OH)Cl?FeCl2 2Fe+O2?2FeO; 2) FeO+H2SO4?FeSO4+H2O; Получение основных солей. 3) Нерастворимые. 2. Средняя соль1+щелочь?основная соль+средняя соль2. CaCO3+CO2+H2O ?Ca(HCO3)2 Na2SO4+H2SO4 ?2NaHSO4. 2NaOH+Mg(NO3)2 ? 2NaNO3+Mg(OH)2?.

«Вещество соль» - План составления гидролиза: Например: NaHS- гидросульфид натрия. Первый тип гидролиза. Простые. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс - ид. Г) ni. Гидратные. Рассмотрим пример ионной кристаллической решетки: Неорганические. Физические свойства солей. Четвертый тип гидролиза.

Всего в теме 22 презентации

Соли - это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп N Н 4 + , гидроксилированных групп Ме(ОН) n m + ) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме n А m , где А - кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония N Н 4 +) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные ), кислые (гидросоли ), основные (гидроксосоли ) , двойные , смешанные и комплексные (см. таблицу ).

Таблица - Классификация солей по составу

СОЛИ

Средние

(нормальные) - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

AlCl 3

Кислые (гидросоли ) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл

КHSO 4

Основные (гидроксосоли ) - продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток

FeOHCl

Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток

КNaSO 4

Смешанные - содержат один металл и несколько кислотных остатков

CaClBr

Комплексные

SO 4

Физические свойства. Соли - это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

Химические свойства

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

NaCl Na + + Cl – .

КNaSO 4 К + + Na + + SO 4 2– .

CaClBr Ca 2+ + Cl – + Br – .

КHSO 4 К + + НSO 4 – HSO 4 – H + + SO 4 2– .

FeOHCl FeOH + + Cl – FeOH + Fe 2+ + OH – .

SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3 .

2) Взаимодействие с индикаторами . В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н + (кислая среда) или ионы ОН – (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

индикатор + Н + (ОН –)окрашенное соединение.

AlCl 3 + H 2 O AlOHCl 2 + HCl Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

3) Разложение при нагревании . При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:

СаСO 3 СаO + СО 2 ­ .

с оли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

2AgCl Ag + Cl 2 ­.

Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:

2К NO 3 2К NO 2 + O 2 ­ .

4) Взаимодействие с кислотами : Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок .

2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 ­ + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 ­ + H 2 O .

Сa Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Сa 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

FeOHCl + HCl ® FeCl 2 + H 2 O.

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4 .

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания .

CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .

6) Взаимодействие друг с другом . Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl – ® AgCl ¯ .

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:

Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+ .

Li , Rb , K , Ba , Sr , Ca , Na , Mg , Al , Mn , Zn , Cr , Fe , Cd , Co , Ni , Sn , Pb , H , Sb , Bi , Cu , Hg , Ag , Pd , Pt , Au

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока) . Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

2NaCl + 2H 2 O H 2 ­ + 2NaOH + Cl 2 ­.

2NaCl расплав 2Na + Cl 2 ­.

9) Взаимодействие с кислотными оксидами .

СО 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2

Na 2 CO 3 + SiO 2 СО 2 ­ + Na 2 SiO 3

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами :

2Na + Cl 2 ® 2NaCl .

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами :

CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4 .

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами :

Na 2 O + ZnO Na 2 ZnO 2 .

4) Взаимодействием металлов с кислотами :

2HCl + Fe ® FeCl 2 + H 2 ­ .

5 ) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами :

Na 2 O + 2HNO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O.

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами :

В растворе: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 О ® 2– .

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O .

В растворе: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами :

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + 2H 2 O.

8) Взаимодействием кислот с солями :

2HCl + Na 2 S ® 2NaCl + Н 2 S ­ .

9) Взаимодействием солей со щелочами:

Zn S О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ .

10) Взаимодействием солей друг с другом :

AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .

Л.А. Яковишин

Это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых - кислород со степенью окисления (-2). Общая формула оксидов: Э m О n , где m - чис­ло атомов элемента Э , а n - число атомов кис­лорода. Оксиды могут быть твердыми (песок SiO 2 , разно­видности кварца), жидкими (оксид водорода H 2 O), газо­образными (оксиды углерода: углекислый CO 2 и угарный СО газы).

Номенклатура химических соединений развивалась по мере накопления фактического материала. Сначала, пока число известных соединений было невелико, широко использовались тривиальные названия, не отражающие состава, строения и свойства вещества, - сурик РЬ 3 О 4 , глет РЬО, жженая магнезия MgO, железная окалина Fe 3 О 4 , веселящий газ N 2 О, белый мышьяк As 2 О 3 На смену тривиальной номенклатуре при шла полусистематическая номенклатура - в название были включены указания числа атомов кислорода в соединении: закись - для более низких, окись - для более высоких степеней окисления; ангидрид - для оксидов кислотного характера.

В настоящее время почти завершен переход к современной номенклатуре. Согласно международной номенклатуре, в названии оксида следует указывать валентность элемента; например, SО 2 - оксид cepы(IV), SО 3 - оксид cepы(VI), CrO - оксид хрома(II), Cr 2 О 3 - оксид хрома(III), CrO 3 - оксид хрома(VI).


По химическим свойствам оксиды подразде­ляются на солеобразующие и несолеобразующие .


Типы оксидов

Несолеобразующими называются такие окси­ды, которые не взаимодействуют ни со щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Их немного, в состав входят неметаллы.

Солеобразующими называются такие оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или основа­ниями и образуют при этом соль и воду.

Среди солеобразующих оксидов различают ок­сиды основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды - это такие оксиды, кото­рым соответствуют основания. Например: CuO со­ответствует основание Cu(OH) 2 , Na 2 O - основание NaOH, Cu 2 O - CuOH и т. д.


Оксиды в таблице Менделеева

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид + кислота = соль + вода (реак­ция обмена):

2. Основный оксид + кислотный оксид = соль (реакция соединения):

3. Основный оксид + вода = щелочь (реакция со­единения):

Кислотные оксиды - это такие оксиды, кото­рым соответствуют кислоты. Это оксиды неметал­лов: N 2 O 5 соответствует HNO 3 , SO 3 - H 2 SO 4 , CO 2 - H 2 CO 3 , P 2 O 5 - H 4 PO 4 а также оксиды металлов с большим значением степеней окисления: Cr 2 +6 O 3 соответствует H 2 CrO 4 , Mn 2 +7 O 7 - HMnO 4 .

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид + основание = соль + вода (реакция обмена):

2. Кислотный оксид + основный оксид соль (реакция соединения):

3. Кислотный оксид + вода = кислота (реакция соединения):

Такая реакция возможна, только если кислот­ный оксид растворим в воде.

Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Это ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , V 2 O 5 .

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.

Типичные реакции амфотерных оксидов

1. Амфотерный оксид + кислота = соль + вода (ре­акция обмена):

2. Амфотерный оксид + основание = соль + вода или комплексное соединение:

Основные оксиды. К основным относят оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение основных оксидов

Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода.

2Mg + O 2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

Метод неприменим для получения оксидов щелочных металлов. В реакции с кислородом щелочные металлы обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2 O, К 2 O труднодоступны.

Обжиг сульфидов

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2

4FeS 2 + 110 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляю­щихся до сульфатов.

Разложение гидроксидов

Cu(OH) 2 = СuО + Н 2 О

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

Разложение солей кислородсодержащих кислот.

ВаСO 3 = ВаО + СO 2

2Pb(NO 3) 2 = 2РЬО + 4N0 2 + O 2

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

Разложение легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей.

2 CO 3 = 2ZnO + СO 2 + Н 2 O

Получение кислотных оксидов

Кислотные оксиды представлены оксидами неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окис­ления. Они могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

  1. 4Р + 5O 2 = 2Р 2 O 5
  2. 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
  3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O
  4. Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH) x .

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

  • в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
  • исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

  • 1) PbS + KOH
  • 2) FeCl 3 + NaOH

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H 2 S, H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HF, HNO 2 , H 2 SiO 3 и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H 2 S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

  • исходные соли растворимы;
  • в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH 4 + и анионы NO 2 — , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония:

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N 2 или оксид азота (I):

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 о С. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.
Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы — и 2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат.