Меню

Основания кислоты соли анионы таблица

Гидролиз солей

Гидролиз солей

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.

I. Механизм гидролиза

Гид­ро­лиз – это об­мен­ная ре­ак­ция ве­ще­ства с водой, при­во­дя­щая к его раз­ло­же­нию.

По­про­бу­ем разо­брать­ся в при­чине дан­но­го яв­ле­ния.

Элек­тро­ли­ты де­лят­ся на силь­ные элек­тро­ли­ты и сла­бые. См. Табл. 1.

Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л близ­ка к 100%. Дис­со­ци­и­ру­ют прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо.

Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л зна­чи­тель­но мень­ше 100%. Дис­со­ци­и­а­ция необ­ра­ти­ма.

Ще­ло­чи Соли Неко­то­рые неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (НNO3, HClO4,HI, HCl, HBr, H2SO4) Гид­рок­си­ды ме­тал­лов, кроме IA и IIA групп, рас­твор ам­ми­а­ка Мно­гие неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (H2S, HCN, HClO, HNO2) Ор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (HCOOH, CH3COOH) Вода

Вода от­но­сит­ся к сла­бым элек­тро­ли­там и по­это­му дис­со­ци­и­ру­ет на ионы лишь в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни

Ионы ве­ществ, по­па­да­ю­щие в рас­твор, гид­ра­ти­ру­ют­ся мо­ле­ку­ла­ми воды. Но при этом может про­ис­хо­дить и дру­гой про­цесс. На­при­мер, ани­о­ны соли, ко­то­рые об­ра­зу­ют­ся при её дис­со­ци­а­ции, могут вза­и­мо­дей­ство­вать с ка­ти­о­на­ми во­до­ро­да, ко­то­рые, пусть и в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни, но все-та­ки об­ра­зу­ют­ся при дис­со­ци­а­ции воды. При этом может про­ис­хо­дить сме­ще­ние рав­но­ве­сия дис­со­ци­а­ции воды. Обо­зна­чим анион кис­ло­ты Х-.

Пред­по­ло­жим, что кис­ло­та силь­ная. Тогда она по опре­де­ле­нию прак­ти­че­ски пол­но­стью рас­па­да­ет­ся на ионы. Если кис­ло­та сла­бая, то она дис­со­ци­и­ру­ет непол­но­стью. Она будет об­ра­зо­вы­вать­ся при при­бав­ле­нии в воду из ани­о­нов соли и ионов во­до­ро­да, по­лу­ча­ю­щих­ся при дис­со­ци­а­ции воды. За счет её об­ра­зо­ва­ния, в рас­тво­ре будут свя­зы­вать­ся ионы во­до­ро­да, и их кон­цен­тра­ция будет умень­шать­ся. Н++ Х-↔ НХ

Но, по пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ионов во­до­ро­да рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся в пер­вой ре­ак­ции в сто­ро­ну их об­ра­зо­ва­ния, т. е. впра­во. Ионы во­до­ро­да будут свя­зы­вать­ся с иона­ми во­до­ро­да воды, а гид­рок­сид ионы – нет, и их ста­нет боль­ше, чем было в воде до при­бав­ле­ния соли. Зна­чит, среда рас­тво­ра будет ще­лоч­ная. Ин­ди­ка­тор фе­нол­фта­ле­ин ста­нет ма­ли­но­вым. См. рис. 1.

Ана­ло­гич­но можно рас­смот­реть вза­и­мо­дей­ствие ка­ти­о­нов с водой. Не по­вто­ряя всю це­поч­ку рас­суж­де­ний, поды­то­жи­ва­ем, что если ос­но­ва­ние сла­бое, то в рас­тво­ре будут на­кап­ли­вать­ся ионы во­до­ро­да, и среда будет кис­лая.

II. Классификация катионов и анионов

Ка­ти­о­ны и ани­о­ны солей можно раз­де­лить на два типа. Рис. 2.

Рис. 2. Клас­си­фи­ка­ция ка­ти­о­нов и ани­о­нов по силе элек­тро­ли­тов

К сильным кислотам относятся:

H2SO4 (серная кислота), HClO4 (хлорная кислота), HClO3 (хлорноватая кислота), HNO3 (азотная кислота), HCl (соляная кислота), HBr (бромоводородная кислота), HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

H2SO3 (сернистая кислота), H2CO3 (угольная кислота), H2SiO3 (кремниевая кислота), H3PO3 (фосфористая кислота), H3PO4 (ортофосфорная кислота), HClO2 (хлористая кислота), HClO (хлорноватистая кислота), HNO2 (азотистая кислота), HF (фтороводородная кислота), H2S (сероводородная кислота), большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).

​Слабые основания — это:

все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.), NH4OH (гидроксид аммония).

III. Отношение к гидролизу солей разных типов

По­сколь­ку и ка­ти­о­ны и ани­о­ны, со­глас­но дан­ной клас­си­фи­ка­ции, бы­ва­ют двух типов, то всего су­ще­ству­ет 4 раз­но­об­раз­ных ком­би­на­ции при об­ра­зо­ва­нии их солей. Рас­смот­рим, как от­но­сит­ся к гид­ро­ли­зу каж­дый из клас­сов этих солей.

1. Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион:

FeCl2 + HOH Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- FeOH+ + 2Cl- + Н+

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН KHSiO3 + KОН 2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- НSiO3- + 2K+ + ОН-

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

Гидролиз — процесс обратимый.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль.

Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой.

Слабые -CH3COOH, H2CO3, H2S, HClO, HClO2

Средней силы – H3PO4

Сильные — НСl, HBr, HI, НNО3, НСlO4, Н2SO4

Слабые – все нерастворимые в воде основания и NH4OH

Сильные – щёлочи (искл. NH4OH)

Na2CO3 – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3)

2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли

Это гидролиз по аниону

От слабого электролита в соли присутствует анион CO32- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону.

3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды

2Na+ + CO32- + H+OH- ↔ (HCO3)- + 2Na+ + OH-

В продуктах реакции присутствуют ионы ОН-, следовательно, среда щелочная pH>7

4. Записываем молекулярное гидролиза

Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH

V. Практическое применение гидролиза

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

Читайте также:  Чемпионат англии премьер лига srl таблица турнирная

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:Na2SiO3 , AlCl3, K2S.

Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:сульфид калия — K2S, бромид алюминия — AlBr3, хлорид лития – LiCl, фосфат натрия — Na3PO4, сульфат калия — K2SO4, хлорид цинка — ZnCl2, сульфит натрия — Na2SO3, сульфат аммония — (NH4)2SO4, бромид бария — BaBr2

Источник



Классификация оксидов, оснований, кислот и солей

Классификация оксидов

Солеобразующие оксиды:

1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO — оксид цинка и BeO – оксид берилия):оксид лития Li 2O; оксид натрия Na 2O; оксид калия K 2O; оксид меди CuO; оксид серебра Ag2O; оксид магния MgO; оксид кальция CaO; оксид стронция SrO; оксид цезия Cs 2O; оксид ртути (2) HgO; оксид рубидия Rb 2O; оксид железа (2) FeO; оксид хрома CrO; оксид никеля NiO.

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII:
оксид углерода(IV) CO 2; оксид серы(IV) SO 2; оксид серы(VI) SO 3; оксид кремния(IV) SiO 2; оксид фосфора(V) P 2O 5; ксид хрома(VI) CrO 3; ксид марганца(VII) Mn 2O 7; оксид азота NO 2; ксиды хлора Cl 2O 5 и Cl 2O 3.

3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от +3 до +4, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO: оксид цинка ZnO; оксид хрома(III) Cr 2O 3; оксид алюминия Al 2O 3; оксид олова(II) SnO; оксид олова(IV) SnO 2; оксид свинца(II) PbO; оксид свинца(IV) PbO 2; оксид титана(IV) TiO 2; оксид марганца(IV) MnO 2; оксид железа(III) Fe 2O 3; оксид бериллия BeO.

Несолеобразующие оксиды

1). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II:
оксид углерода(II) CO; оксид азота(II) NO; оксид азота(I) N 2O; оксид кремния(II) SiO, оксид серы(I) S 2O; оксид водорода H 2O.

Основания. Классификация оснований

Основаниями называют гидроксиды, которые диссоциируют (распадаются) на гидроксильную группу и положительно заряженный катион. Общая формула оснований — Э(OН)m, где m – степень окисления металла.

Классификация оснований по силе:

1). Сильные основания.
Растворимые в воде основания называются щелочами:
NaOH — гидроксид натрия (едкий натр); KOH — гидроксид калия (едкое кали); LiOH — гидроксид лития; Ba(OH) 2 — гидроксид бария; Ca(OH) 2 — гидроксид кальция (гашеная известь).

2). Слабые основания:
Mg(OH) 2 — гидроксид магния; Fe(OH) 2 — гидроксид железа (II); Zn(OH) 2 — гидроксид цинка; NH 4OH — гидроксид аммония; А1 (ОН) 3 — гидроксид алюминия; Fe(OH) 3 — гидроксид железа (III) и т.д. (большинство гидроксидов металлов).

Классификация оснований по растворимости

Более приемлемой является классификация оснований по растворимости их в воде.

1) Растворимые основания. Щёлочи – это основания растворимые в воде. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, CaOH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.

2). Нерастворимые основания — это так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью -как кислоты.

Классификация оснований по числу гидроксильных групп (ОН):

1). Однокислотные основания (n = 1) — это основание, в состав которых входит одна группа — (ОН): LiOH, KOH, NaOH, NH4OH.

2). Двухкислотные основания — (n = 2) — это основание, в состав которых входит две группы — (ОН): Ba(OH) 2, Mg(OH) 2, Zn(OH) 2, Fe(OH) 2.

3). Трехкислотные основания — (n = 3) — это основание, в состав которых входит три группы — (ОН): Fe(OH) 3, А1(ОН) 3 и др.

Кислоты. Классификация кислот

Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.

а) Классификация кислот по наличию или отсутствию кислорода в молекуле:

1). Кислородсодержащие кислоты: H 2SO 4 — серная кислота; H 2SO 3 — сернистая кислота; HNO 3 — азотная кислота; H 3PO 4 — фосфорная кислота; H 2CO 3 — угольная кислота; Н 2SiO 3 — кремниевая кислота; HClO 4 — хлорная кислота; HClO 3 — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота); HClO 2 — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота); HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота); H 2Cr 2O 7 — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота); H 2S 4O 6 — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота); Н 2В 4О 6 — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота); H[Sb(OH) 6] — гексагидроксостибат(V) водорода; H 3PO 3S — тиофосфорная кислота; H бSO 3S — тиосерная кислота; H 3PO 3 — фосфористая (фосфоновая) кислота.

2). Бескислородные кислоты: HF — фтороводородная кислота; HCl — хлороводородная кислота (соляная кислота); HBr — бромоводородная кислота; HI — иодоводородная кислота; H 2S — сероводородная кислота; HAuCl4 — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота); HSCN — роданистоводородная кислота; HN 3 — азидоводородная кислота.

б) Классификация кислот по числу атомов водорода:

1). Одноосновные кислоты — это кислоты, в состав которых входит один ион (Н + ): HNO 3 — азотная кислота; HF — фтороводородная кислота; HCl — хлороводородная кислота; HBr — бромоводородная кислота; HI — иодоводородная кислота; HClO 4 — хлорная кислота; HClO 3 — триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота); HClO 2 — диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота); HClO — оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота); HAuCl 4 — тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота); H[Sb(OH) 6] — гексагидроксостибат(V) водорода; HSCN — роданистоводородная кислота.

2). Двухосновные кислоты — это кислоты, в состав которых входит два иона (Н + ): H 2SO 4 — серная кислота; H 2SO 3 — сернистая кислота; H 2S — сероводородная кислота; H 2CO 3 — угольная кислота; H 2SiO 3 — кремниевая кислота; H 2Cr 2O 7 — гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота); H 2S 4O 6 — гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота); Н 2В 4О 6 — гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота); H 2SO 3S — тиосерная кислота.

3). Трехосновные кислоты — это кислоты, в состав которых входит три иона (Н + ): H 3PO 4 — фосфорная кислота; H3BO3 — борная кислота; H 3AsO 4 — мышьяковая кислота; H 3PO 3S — тиофосфорная кислота; H 3AlO 3 — ортоалюминиевая кислота; H 3PO 3 — фосфористая (фосфоновая) кислота.

4). Многоосновные (полиосновные) кислоты — это кислоты, в состав которых входит четыре и более ионов (Н + ): H 4SiO 4 — ортокремниевая кислота; H 4CO 4 — ортоугольная кислота; H 4P 2O 7 — дифосфорная (пирофосфорная) кислота; Н 6P 6O 18 — гексафосфорная кислота; H 6TeO 6 — теллуровая кислота.

Другие классификации кислот:

По силе кислот:
Сильные кислоты — диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1 . 10 -3 (HNO 3); HCl; H 2SO 4);
Слабые кислоты — константа диссоциации меньше 1 . 10 -3 (уксусная кислота Kд = 1,7 . 10 -5 ).

Читайте также:  D p perfumum таблица ароматов

По устойчивости:
Устойчивые кислоты (H 2SO 4);
Неустойчивые кислоты (H 2CO 3).

По принадлежности к классам химических соединений:
Неорганические кислоты: (HBr); (H 2SO 4);
Органические кислоты: (HCOOH,CH3COOH).

По летучести:
Летучие кислоты: (HNO 3,H 2S);
Нелетучие кислоты: (H 2SO 4).

По растворимости в воде:
Растворимые кислоты (H 2SO 4);
Нерастворимые кислоты (H 2SiO 3).

По содержанию атомов металлов:
Металлосодержащие кислоты (HMnO 4, H 2TiO 3);
Не металлосодержащие кислоты (HNO 3, HCN).

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками. Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH4+, например, (NH4)2SO4 – сульфат аммония.

Классификация солей:

1). Средние соли.
Средние соли — это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков, т.е. они являются продуктами замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na 2CO 3, K 3PO 4).

2). Кислые соли.
Кислые соли — это продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO 3, KH 2PO 4, K 2HPO 4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).

3). Основные соли.
Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH — ) кислотными остатками (CuOH) 2CO 3, CoNO 3(OH). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.

4). Комплексные соли.
Комплексные соли — соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. Комплексные ионы, соединяясь с другими ионами, образуют комплексные соли, например, K 4[Fe(CN) 6], [Ag(NH 3) 2]Cl, K 2[PtCl 6], (Na 2[Zn(OH) 4]) и др.

Классификация солей по числу присутствующих в структуре катионов и анионов

Вывыделяют следующие типы солей:

1). Простые соли.
Простые соли — это соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl).

2). Двойные соли.
Двойные соли — это соли, содержащие два различных типа катионов. примером двойных солей являются (KAl(SO 4) 2 . 12H 2O) (алюмокалиевые квасцы), KAl(SO 4) 2 (сульфат алюминия-калия), MgK 2(SO 4) 2, AgK(CN) 2. Двойные соли существуют только в твердом виде.

3). Смешанные соли.
Смешанные соли — это соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl), Fe(NH 4) 2(SO 4) 2 [сульфат диаммония-железа(II)], LiAl(SiO 3) 2 (метасиликат алюминия-лития), Ca(ClO)Cl (хлорид-гипохлорит кальция), Na 3CO 3(HCO 3) (гидрокарбонат-карбонат натрия), Na 2IO 3(NO 3) (нитрат-иодат натрия)

4). Гидратные соли (кристаллогидраты).
Гидратные соли или кристаллогидраты — это соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na 2SO 4 ·10 H 2O, CaSO 4 ·2H 2O (гиппс), MgCl 2 ·KCl ·6H 2O (карналлит), CuSO 4 ·5H 2O (медный купорос), FeSO 4 ·7H 2O (железный купорос), Na 2CO 3 ·10H 2O (кристаллическая сода).

5). Внутренние соли.
Внутренние соли — это соли, которые образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом (+) NН 3—CH 2—COO (-) (биполярный ион аминокислоты глицина), (+) NH 3—C 6H 4—SO 3 (-) (сульфаниловая кислота или таурин). Таурин — сульфокислота, образующаяся в организме из аминокислоты цистеина.

Источник

Химические свойства основных классов неорганических соединений

Кислотные оксиды


    Кислотный оксид + вода = кислота (исключение — SiO 2 )
    SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
    Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4

Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Кислотный оксид + основный оксид = соль
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3

Основные оксиды


    Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
    CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
    Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Основный оксид + кислотный оксид = соль
MgO + CO 2 = MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3

Амфотерные оксиды


    Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
    Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
    ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 [Zn(OH) 4 ])
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Правильнее: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ])

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
ZnO + CO 2 = ZnCO 3

Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2 ) 2

Кислоты


    Кислота + основный оксид = соль + вода
    2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O
    3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O

Кислота + амфотерный оксид = соль + вода
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

Кислота + основание = соль + вода
H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O

Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O

Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3

  • Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород
    2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
    H 2 SO 4 (разб.) + Fe = FeSO 4 + H 2
    Важно: кислоты-окислители (HNO 3 , конц. H 2 SO 4 ) реагируют с металлами по-другому.

  • Амфотерные гидроксиды


      Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
      2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O
      Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

    Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)
    Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
    Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O

    Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)
    Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ]
    Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Sn(OH) 4 ]
    Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Be(OH) 4 ]
    Al(OH) 3 + NaOH = Na[Al(OH) 4 ]
    Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ]

    Щелочи


      Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
      Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O
      2NaOH + CO 2 = Na 2 СO 3 + H 2 O

    Щелочь + кислота = соль + вода
    3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
    Bа(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3 ) 2 + 2H 2 O

    Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода
    2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ])

    Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)
    2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [Zn(OH) 4 ]
    NaOH + Al(OH) 3 = Na[Al(OH) 4 ]

    Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль
    Ca(OH) 2 + Cu(NO 3 ) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3 ) 2
    3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl

    Щелочь + металл (Al, Zn) + вода = соль + водород
    2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2
    2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K[Al(OH) 4 ] + 3H 2


      Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
      Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
      BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3 )

    Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
    Pb(NO 3 ) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
    СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl

    Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
    Cu(NO 3 ) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
    2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3

    Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
    Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
    Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag
    Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.

    Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии:

    Источник

    Гидролиз солей

    Гидролиз солей

    В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.

    I. Механизм гидролиза

    Гид­ро­лиз – это об­мен­ная ре­ак­ция ве­ще­ства с водой, при­во­дя­щая к его раз­ло­же­нию.

    По­про­бу­ем разо­брать­ся в при­чине дан­но­го яв­ле­ния.

    Элек­тро­ли­ты де­лят­ся на силь­ные элек­тро­ли­ты и сла­бые. См. Табл. 1.

    Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л близ­ка к 100%. Дис­со­ци­и­ру­ют прак­ти­че­ски необ­ра­ти­мо.

    Сте­пень дис­со­ци­а­ции при 180С в рас­тво­рах с кон­цен­тра­ци­ей элек­тро­ли­та 0,1 моль/л зна­чи­тель­но мень­ше 100%. Дис­со­ци­и­а­ция необ­ра­ти­ма.

    Ще­ло­чи Соли Неко­то­рые неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (НNO3, HClO4,HI, HCl, HBr, H2SO4) Гид­рок­си­ды ме­тал­лов, кроме IA и IIA групп, рас­твор ам­ми­а­ка Мно­гие неор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (H2S, HCN, HClO, HNO2) Ор­га­ни­че­ские кис­ло­ты (HCOOH, CH3COOH) Вода

    Вода от­но­сит­ся к сла­бым элек­тро­ли­там и по­это­му дис­со­ци­и­ру­ет на ионы лишь в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни

    Ионы ве­ществ, по­па­да­ю­щие в рас­твор, гид­ра­ти­ру­ют­ся мо­ле­ку­ла­ми воды. Но при этом может про­ис­хо­дить и дру­гой про­цесс. На­при­мер, ани­о­ны соли, ко­то­рые об­ра­зу­ют­ся при её дис­со­ци­а­ции, могут вза­и­мо­дей­ство­вать с ка­ти­о­на­ми во­до­ро­да, ко­то­рые, пусть и в незна­чи­тель­ной сте­пе­ни, но все-та­ки об­ра­зу­ют­ся при дис­со­ци­а­ции воды. При этом может про­ис­хо­дить сме­ще­ние рав­но­ве­сия дис­со­ци­а­ции воды. Обо­зна­чим анион кис­ло­ты Х-.

    Пред­по­ло­жим, что кис­ло­та силь­ная. Тогда она по опре­де­ле­нию прак­ти­че­ски пол­но­стью рас­па­да­ет­ся на ионы. Если кис­ло­та сла­бая, то она дис­со­ци­и­ру­ет непол­но­стью. Она будет об­ра­зо­вы­вать­ся при при­бав­ле­нии в воду из ани­о­нов соли и ионов во­до­ро­да, по­лу­ча­ю­щих­ся при дис­со­ци­а­ции воды. За счет её об­ра­зо­ва­ния, в рас­тво­ре будут свя­зы­вать­ся ионы во­до­ро­да, и их кон­цен­тра­ция будет умень­шать­ся. Н++ Х-↔ НХ

    Но, по пра­ви­лу Ле Ша­те­лье, при умень­ше­нии кон­цен­тра­ции ионов во­до­ро­да рав­но­ве­сие сме­ща­ет­ся в пер­вой ре­ак­ции в сто­ро­ну их об­ра­зо­ва­ния, т. е. впра­во. Ионы во­до­ро­да будут свя­зы­вать­ся с иона­ми во­до­ро­да воды, а гид­рок­сид ионы – нет, и их ста­нет боль­ше, чем было в воде до при­бав­ле­ния соли. Зна­чит, среда рас­тво­ра будет ще­лоч­ная. Ин­ди­ка­тор фе­нол­фта­ле­ин ста­нет ма­ли­но­вым. См. рис. 1.

    Ана­ло­гич­но можно рас­смот­реть вза­и­мо­дей­ствие ка­ти­о­нов с водой. Не по­вто­ряя всю це­поч­ку рас­суж­де­ний, поды­то­жи­ва­ем, что если ос­но­ва­ние сла­бое, то в рас­тво­ре будут на­кап­ли­вать­ся ионы во­до­ро­да, и среда будет кис­лая.

    II. Классификация катионов и анионов

    Ка­ти­о­ны и ани­о­ны солей можно раз­де­лить на два типа. Рис. 2.

    Рис. 2. Клас­си­фи­ка­ция ка­ти­о­нов и ани­о­нов по силе элек­тро­ли­тов

    К сильным кислотам относятся:

    H2SO4 (серная кислота), HClO4 (хлорная кислота), HClO3 (хлорноватая кислота), HNO3 (азотная кислота), HCl (соляная кислота), HBr (бромоводородная кислота), HI (иодоводородная кислота).

    Ниже приведен список слабых кислот:

    H2SO3 (сернистая кислота), H2CO3 (угольная кислота), H2SiO3 (кремниевая кислота), H3PO3 (фосфористая кислота), H3PO4 (ортофосфорная кислота), HClO2 (хлористая кислота), HClO (хлорноватистая кислота), HNO2 (азотистая кислота), HF (фтороводородная кислота), H2S (сероводородная кислота), большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).

    ​Слабые основания — это:

    все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.), NH4OH (гидроксид аммония).

    III. Отношение к гидролизу солей разных типов

    По­сколь­ку и ка­ти­о­ны и ани­о­ны, со­глас­но дан­ной клас­си­фи­ка­ции, бы­ва­ют двух типов, то всего су­ще­ству­ет 4 раз­но­об­раз­ных ком­би­на­ции при об­ра­зо­ва­нии их солей. Рас­смот­рим, как от­но­сит­ся к гид­ро­ли­зу каж­дый из клас­сов этих солей.

    1. Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)

    Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

    рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

    2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

    В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион:

    FeCl2 + HOH Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- FeOH+ + 2Cl- + Н+

    В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.

    1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

    2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

    3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН KHSiO3 + KОН 2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- НSiO3- + 2K+ + ОН-

    рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

    Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

    1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

    2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

    3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

    4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

    4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)

    Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

    Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:

    Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

    Гидролиз — процесс обратимый.

    Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

    IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

    1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль.

    Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой.

    Слабые -CH3COOH, H2CO3, H2S, HClO, HClO2

    Средней силы – H3PO4

    Сильные — НСl, HBr, HI, НNО3, НСlO4, Н2SO4

    Слабые – все нерастворимые в воде основания и NH4OH

    Сильные – щёлочи (искл. NH4OH)

    Na2CO3 – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3)

    2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли

    Это гидролиз по аниону

    От слабого электролита в соли присутствует анион CO32- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону.

    3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды

    2Na+ + CO32- + H+OH- ↔ (HCO3)- + 2Na+ + OH-

    В продуктах реакции присутствуют ионы ОН-, следовательно, среда щелочная pH>7

    4. Записываем молекулярное гидролиза

    Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH

    V. Практическое применение гидролиза

    На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

    В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

    Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

    На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

    VI. Задания для закрепления

    Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:Na2SiO3 , AlCl3, K2S.

    Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

    Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:сульфид калия — K2S, бромид алюминия — AlBr3, хлорид лития – LiCl, фосфат натрия — Na3PO4, сульфат калия — K2SO4, хлорид цинка — ZnCl2, сульфит натрия — Na2SO3, сульфат аммония — (NH4)2SO4, бромид бария — BaBr2

    Источник

    Adblock
    detector