Меню

Таблица оксиды сульфиды сульфиты

Таблица оксиды сульфиды сульфиты

Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов — элементов VIa группы.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Сера

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Природные соединения
  • FeS2 — пирит, колчедан
  • ZnS — цинковая обманка
  • PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 — сурьмяный блеск, Bi2S3 — висмутовый блеск
  • HgS — киноварь
  • CuFeS2 — халькопирит
  • Cu2S — халькозин
  • CuS — ковеллин
  • BaSO4 — барит, тяжелый шпат
  • CaSO4 — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

Природные соединения серы

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S, SO2.

Серу можно получить разложением пирита

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

    Реакции с неметаллами

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания — только со фтором.

Горение серы в кислороде

При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

Реакции с кислотами

При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

Реакции с щелочами

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

Реакции с солями

Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Реакция серы и щелочи

Сероводород — H2S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

Сероводород

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Сульфид железа и соляная кислота

Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).

KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S 2- ). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

Горение сероводорода

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

Оксид серы — SO2

Сернистый газ — SO2 — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

Сернистый газ

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.

Сульфит натрия

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.

H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота — основание, 1:1)

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

Получение бромоводорода

Оксид серы VI — SO3

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V2O5).

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.

Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке — средняя соль)

SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)

Сульфат кальция

SO3 — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.

Выделение йода

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник



Химия

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве положительно заряженных ионов образуются только катионы водорода H + (точнее — ионы гидроксония H 3 O + ).

Другое определение: кислоты — это сложные вещества, состоящие из атома водорода и кислотных остатков (табл. 7.1).

Формула кислоты Название кислоты Кислотный остаток (анион) Название солей (средних)
HF Фтористоводородная (плавиковая) F − Фториды
HCl Хлористоводородная (соляная) Cl − Хлориды
HBr Бромистоводородная Br − Бромиды
HI Иодистоводородная I − Иодиды
H 2 S Сероводородная S 2− Сульфиды
H 2 SO 3 Сернистая SO 3 2 − Сульфиты
H 2 SO 4 Серная SO 4 2 − Сульфаты
HNO 2 Азотистая NO 2 − Нитриты
HNO 3 Азотная NO 3 − Нитраты
H 2 SiO 3 Кремниевая SiO 3 2 − Силикаты
HPO 3 Метафосфорная PO 3 − Метафосфаты
H 3 PO 4 Ортофосфорная PO 4 3 − Ортофосфаты (фосфаты)
H 4 P 2 O 7 Пирофосфорная (двуфосфорная) P 2 O 7 4 − Пирофосфаты (дифосфаты)
HMnO 4 Марганцевая MnO 4 − Перманганаты
H 2 CrO 4 Хромовая CrO 4 2 − Хроматы
H 2 Cr 2 O 7 Дихромовая Cr 2 O 7 2 − Дихроматы (бихроматы)
H 2 SeO 4 Селеновая SeO 4 2 − Селенаты
H 3 BO 3 Борная BO 3 3 − Ортобораты
HClO Хлорноватистая ClO – Гипохлориты
HClO 2 Хлористая ClO 2 − Хлориты
HClO 3 Хлорноватая ClO 3 − Хлораты
HClO 4 Хлорная ClO 4 − Перхлораты
H 2 CO 3 Угольная CO 3 3 − Карбонаты
CH 3 COOH Уксусная CH 3 COO − Ацетаты
HCOOH Муравьиная HCOO − Формиаты

При обычных условиях кислоты могут быть твердыми веществами (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 SiO 3 ) и жидкостями (HNO 3 , H 2 SO 4 , CH 3 COOH). Эти кислоты могут существовать как в индивидуальном (100%-ном виде), так и в виде разбавленных и концентрированных растворов. Например, как в индивидуальном виде, так и в растворах известны H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 , CH 3 COOH.

Ряд кислот известны только в растворах. Это все галогеноводородные (HCl, HBr, HI), сероводородная H 2 S, циановодородная (синильная HCN), угольная H 2 CO 3 , сернистая H 2 SO 3 кислота, которые представляют собой растворы газов в воде. Например, соляная кислота — это смесь HCl и H 2 O, угольная — смесь CO 2 и H 2 O. Понятно, что употреблять выражение «раствор соляной кислоты» неправильно.

Большинство кислот растворимы в воде, нерастворима кремниевая кислота H 2 SiO 3 . Подавляющее число кислот имеют молекулярное строение. Примеры структурных формул кислот:

В большинстве молекул кислородсодержащих кислот все атомы водорода связаны с кислородом. Но есть и исключения:

Кислоты классифицируют по ряду признаков (табл. 7.2).

Признак классификации Тип кислоты Примеры
Число ионов водорода, образующихся при полной диссоциации молекулы кислоты Одноосновные HCl, HNO 3 , CH 3 COOH
Двухосновные H 2 SO 4 , H 2 S, H 2 CO 3
Трехосновные H 3 PO 4 , H 3 AsO 4
Наличие или отсутствие в молекуле атома кислорода Кислородсодержащие (кислотные гидроксиды, оксокислоты) HNO 2 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 4
Бескислородные HF, H 2 S, HCN
Степень диссоциации (сила) Сильные (полностью диссоциируют, сильные электролиты) HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (разб), HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7
Слабые (диссоциируют частично, слабые электролиты) HF, HNO 2 , H 2 SO 3 , HCOOH, CH 3 COOH, H 2 SiO 3 , H 2 S, HCN, H 3 PO 4 , H 3 PO 3 , HClO, HClO 2 , H 2 CO 3 , H 3 BO 3 , H 2 SO 4 (конц)
Окислительные свойства Окислители за счет ионов Н + (условно кислоты-неокислители) HCl, HBr, HI, HF, H 2 SO 4 (разб), H 3 PO 4 , CH 3 COOH
Окислители за счет аниона (кислоты-окислители) HNO 3 , HMnO 4 , H 2 SO 4 (конц), H 2 Cr 2 O 7
Восстановители за счет аниона HCl, HBr, HI, H 2 S (но не HF)
Термическая устойчивость Существуют только в растворах H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HClO, HClO 2
Легко разлагаются при нагревании H 2 SO 3 , HNO 3 , H 2 SiO 3
Термически устойчивы H 2 SO 4 (конц), H 3 PO 4
Читайте также:  Таблица зачатия кто родиться мальчик или девочка

Все общие химические свойства кислот обусловлены наличием в их водных растворах избытка катионов водорода H + (H 3 O + ).

1. Вследствие избытка ионов H + водные растворы кислот изменяют окраску лакмуса фиолетового и метилоранжа на красную, (фенолфталеин окраску не изменяет, остается бесцветным). В водном растворе слабой угольной кислоты лакмус не красный, а розовый, раствор над осадком очень слабой кремниевой кислоты вообще не изменяет окраску индикаторов.

2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, гидратом аммиака (см. гл. 6).

Пример 7.1. Для осуществления превращения BaO → BaSO 4 можно использовать: а) SO 2 ; б) H 2 SO 4 ; в) Na 2 SO 4 ; г) SO 3 .

Решение. Превращение можно осуществить, используя H 2 SO 4 :

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

BaO + SO 3 = BaSO 4

Na 2 SO 4 с BaO не реагирует, а в реакции BaO с SO 2 образуется сульфит бария:

BaO + SO 2 = BaSO 3

3. Кислоты реагируют с аммиаком и его водными растворами с образованием солей аммония:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl — хлорид аммония;

H 2 SO 4 + 2NH 3 = (NH 4 ) 2 SO 4 — сульфат аммония.

4. Кислоты-неокислители с образованием соли и выделением водорода реагируют с металлами, расположенными в ряду активности до водорода:

H 2 SO 4 (разб) + Fe = FeSO 4 + H 2 ↑

2HCl + Zn = ZnCl 2 = H 2 ↑

Взаимодействие кислот-окислителей (HNO 3 , H 2 SO 4 (конц)) с металлами очень специфично и рассматривается при изучении химии элементов и их соединений.

5. Кислоты взаимодействуют с солями. Реакция имеет ряд особенностей:

а) в большинстве случаев при взаимодействии более сильной кислоты с солью более слабой кислоты образуется соль слабой кислоты и слабая кислота или, как говорят, более сильная кислота вытесняет более слабую. Ряд убывания силы кислот выглядит так:

Примеры протекающих реакций:

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑

H 2 CO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 ↓

2CH 3 COOH + K 2 CO 3 = 2CH 3 COOK + H 2 O + CO 2 ↑

3H 2 SO 4 + 2K 3 PO 4 = 3K 2 SO 4 + 2H 3 PO 4

Не взаимодействуют между собой, например, KCl и H 2 SO 4 (разб), NaNO 3 и H 2 SO 4 (разб), K 2 SO 4 и HCl (HNO 3 , HBr, HI), K 3 PO 4 и H 2 CO 3 , CH 3 COOK и H 2 CO 3 ;

б) в некоторых случаях более слабая кислота вытесняет из соли более сильную:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

3AgNO 3 (разб) + H 3 PO 4 = Ag 3 PO 4 ↓ + 3HNO 3 .

Такие реакции возможны тогда, когда осадки полученных солей не растворяются в образующихся разбавленных сильных кислотах (H 2 SO 4 и HNO 3 );

в) в случае образования осадков, нерастворимых в сильных кислотах, возможно протекание реакции между сильной кислотой и солью, образованной другой сильной кислотой:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

Пример 7.2. Укажите ряд, в котором приведены формулы веществ, которые реагируют с H 2 SO 4 (разб).

1) Zn, Al 2 O 3 , KCl (p-p); 3) NaNO 3 (p-p), Na 2 S, NaF;2) Cu(OH) 2 , K 2 CO 3 , Ag; 4) Na 2 SO 3 , Mg, Zn(OH) 2 .

Решение. С H 2 SO 4 (разб) взаимодействуют все вещества ряда 4):

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 ↑

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ↑

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + 2H 2 O

В ряду 1) неосуществима реакция с KCl (p-p), в ряду 2) — с Ag, в ряду 3) — с NaNO 3 (p-p).

6. Очень специфически в реакциях с солями ведет себя концентрированная серная кислота. Это нелетучая и термически устойчивая кислота, поэтому из твердых (!) солей вытесняет все сильные кислоты, так как они более летучие, чем H 2 SO 4 (конц):

KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HCl↑

2KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) K 2 SO 4 + 2HCl↑

NaNO 3 (тв) + H 2 SO 4 (конц) NaHSO 4 + HNO 3 ↑

Соли, образованные сильными кислотами (HBr, HI, HCl, HNO 3 , HClO 4 ), реагируют только с концентрированной серной кислотой и только находясь в твердом состоянии

Пример 7.3. Концентрированная серная кислота, в отличие от разбавленной, реагирует:

Решение. С KF, Na 2 CO 3 и Na 3 PO 4 реагируют обе кислоты, а с KNO 3 (тв) — только H 2 SO 4 (конц).

Способы получения кислот весьма разнообразны.

Бескислородные кислоты получают:

  • растворением в воде соответствующих газов:

HCl (г) + H 2 O (ж) → HCl (p-p)

H 2 S (г) + H 2 O (ж) → H 2 S (р-р)

  • из солей вытеснением более сильными или менее летучими кислотами:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

KCl (тв) + H 2 SO 4 (конц) = KHSO 4 + HCl↑

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + H 2 SO 3

Кислородсодержащие кислоты получают:

  • растворением соответствующих кислотных оксидов в воде, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте остается одинаковой (исключение — NO 2 ):

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

P 2 O 5 + 3H 2 O 2H 3 PO 4

  • окислением неметаллов кислотами-окислителями:

S + 6HNO 3 (конц) = H 2 SO 4 + 6NO 2 ↑ + 2H 2 O

  • вытеснением сильной кислоты из соли другой сильной кислоты (если выпадает нерастворимый в образующихся кислотах осадок):

Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 (разб) = BaSO 4 ↓ + 2HNO 3

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

  • вытеснением летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой.

С этой целью чаще всего используют нелетучую термически устойчивую концентрированную серную кислоту:

NaNO 3 (тв) + H 2 SO 4 (конц) NaHSO 4 + HNO 3 ↑

KClO 4 (тв) + H 2 SO 4 (конц) KHSO 4 + HClO 4 ↑

  • вытеснением более слабой кислоты из ее солей более сильной кислотой:

Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4

Источник

Таблица кислот
учебно-методическое пособие по химии (8 класс) на тему

Красинская Елена Валентиновна

Представленная таблица кислот может быть использована на уроках химии в 8-11 классах

Скачать:

Вложение Размер
tablitsa_kisloty.doc 53 КБ

Предварительный просмотр:

Кислотный остаток и его заряд

соляная или хлороводородная

Cl 2 O 7 оксид хлора (VII )

Cl 2 O 5 оксид хлора (V)

Cl 2 O 3 оксид хлора (III)

Cl 2 O оксид хлора (I)

Mn 2 O 7 оксид марганца (VII )

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Кислоты в таблицах.

Учащиеся часто путаются в названиях кислот. Особенно, содержащих одинаковые элементы в различной степени окисления.

Кислоты в таблицах

Формулы и названия кислот, их соли.

кислоты таблица

Приложение к уроку, заполняемое учащимися в учебное портфолио.

Данная методическая разработка открытого урока по учебной дисциплине ОУД.б.06 Химия, на тему: «Получение карбоновых кислот окислением альдегидов. Химические свойства уксусной кислоты. Прим.

Азотная кислота. Соли азотной кислоты. Получение и применение азотной кислоты

Азотная кислота. Соли азотной кислоты. Получение и применение азотной кислоты.

Таблица обобщение свойств электролитов: оснований, кислот, солей, подготовка к ГИА 9,11 классы

Таблица обобщение свойств электролитов: оснований, кислот, солей, подготовка к ГИА 9,11 классы.

Источник

Соли Классификация состав и названия солей

Соли классификация солей

Солями называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием обязательно катиона металла и аниона кислотного остатка
Классификация солей приведена в табл. 1.

При написании формул любых солей необходимо руководствоваться одним правилом: суммарные заряды катионов и анионов должны быть равны по абсолютной величине. Исходя из этого, должны расставляться индексы. На пример, при написании формулы нитрата алюминия мы учитываем ,что заряд катиона алюминия +3, а питрат-иона — 1: AlNO3(+3), и с помощью индексов уравниваем заряды (наименьшее общее кратное для 3 и 1 равно 3. Делим 3 на абсолютную величину заряда катиона алюминия — получается индекс. Делим 3 на абсолютную величину заряда аниона NO3 — получается индекс 3). Формула: Al(NO3)3

Соли это

Средние, или нормальные, соли имеют в своем составе только катионы металла и анионы кислотного остатка. Их названия образованы от латинского названия элемента, образующего кислотный остаток, путем добавления соответствующего окончания в зависимости от степени окисления этого атома. Например, соль серной кислоты Na24 носит название сульфат натрия (степень окисления серы +6), соль Na2S — сульфид натрия (степень окисления серы —2) и т. п. В табл. 2 приведены названия солей, образованных наиболее широко применяемыми кислотами.

Названия средних солей. Таблица 2
Кислота, образующая соль Название соли
HCl
HNO3
Н2SO4
Н2SO3
H2S
Н3РO4
Н2СО3
H2SiO3
Хлорид
Нитрат
Сульфат
Сульфит
Сульфид
Фосфат
Карбонат
Силикат

Названия средних солей лежат в основе всех других групп солей.

■ 106 Напишите формулы следующих средних солей: а) сульфат кальция; б) нитрат магния; в) хлорид алюминия; г) сульфид цинка; д) сульфит натрия; е) карбонат калия; ж) силикат кальция; з) фосфат железа (III). (См. Ответ)

Кислые соли отличаются от средних тем, что в их состав, помимо катиона металла, входит катион водорода, например NaHCO3 или Ca(H2PO4)2. Кислую соль можно представить как продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте металлом. Следовательно, кислые соли могут быть образованы только двух- и более основными кислотами.
В состав молекулы кислой соли обычно входит «кислый» ион, зарядность которого зависит от ступени диссоциации кислоты. Например, диссоциация фосфорной кис лоты идет по трем ступеням:

диссоциация фосфорной кис лоты

На первой ступени диссоциации образуется однозарядный анион Н2РО4. Следовательно, в зависимости от заряда катиона металла, формулы солей будут выглядеть как NaH24, Са(Н2РО4)2, Ва(Н2РО4)2 и т. д. На второй ступени диссоциации образуется уже двухзарядный анион HPO 2 4 — . Формулы солей будут иметь такой вид: Na2HPО4, СаНРО4 и т. д. Третья ступень диссоциации кислых солей не дает.
Названия кислых солей образованы от названий средних с добавлением приставки гидро-(от слова «гидрогениум» — водород):
NaHCО3 — гидрокарбонат натрия KHSО4 — гидросульфат калия СаНРО4 — гидрофосфат кальция
Если в состав кислого иона входят два атома водорода, например Н2РО4 — , то к названию соли добавляется еще приставка ди- (два): NaH24 — дигидрофосфат натрия, Са(Н2РО4)2 — дигидрофосфат кальция и т. д.

107. Напишите формулы следующих кислых солей: а) гидросульфат кальция; б) дигидрофосфат магния; в) гидрофосфат алюминия; г) гидрокарбонат бария; д) гидросульфит натрия; е) гидросульфит магния.
108. Можно ли получить кислые соли соляной и азотной кислоты. Обоснуйте свой ответ. (См. Ответ)

Все соли

Основные соли отличаются от остальных тем, что, помимо катиона металла и аниона кислотного остатка, в их состав входят анионы гидроксила, например Al(OH)(NО3)2. Здесь заряд катиона алюминия +3, а заряды гидроксил-иона—1 и двух нитрат-ионов — 2, всего — 3.
Названия основных солей образованы от названий средних с добавлением слова основной, например: Сu2(ОН)2СO3 — основной карбонат меди, Al(OH)2NO3 — основной нитрат алюминия.

109. Напишите формулы следующих основных солей: а) основной хлорид железа (II); б) основной сульфат железа (III); в) основной нитрат меди (II); г) основной хлорид кальция ;д) основной хлорид магния; е) основной сульфат железа (III) ж) основной хлорид алюминия. (См. Ответ)

Формулы двойных солей, например KAl(SO4)3, строят, исходя из суммарных зарядов обоих катионов металлов и суммарного заряда анион

формы двойных солей

Суммарный заряд катионов + 4 , суммарный заряд анионов —4.
Названия двойных солей образуют так же, как и средних, только указывают названия обоих металлов: KAl(SO4)2 — сульфат калия-алюминия.

■ 110. Напишите формулы следующих солей:
а) фосфат магния; б) гидрофосфат магния; в) сульфат свинца; г) гидросульфат бария; д) гидросульфит бария; е) силикат калия; ж) нитрат алюминия; з) хлорид меди (II); и) карбонат железа (III); к) нитрат кальция; л) карбонат калия. (См. Ответ)

Химические свойства солей

1. Все средние соли являются сильными электролитами и легко диссоциируют:
Na2SO4 ⇄ 2Na + + SO 2 4
Средние соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими ряду напряжений левее металла, входящего в состав соли:
Fe + CuSO4 = Сu + FeSO4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4
Fe + Cu 2+ = Сu + Fe 2+
2. Соли реагируют со щелочами и кислотами по правилам, описанным в разделах «Основания» и «Кислоты»:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3ОН — = Fe(OH)3 + 3Na + + 3Cl —
Fe 3+ + 3OH — =Fe(OH) 3
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3
2Na + + SO 2 3 — + 2H + + 2Cl — = 2Na + + 2Cl — + SO2 + H2O
2H + + SO 2 3 — = SO2 + H2O
3. Соли могут взаимодействовать между собой, в результате чего образуются новые соли:
AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl
Ag + + NO3 — + Na + + Cl — = Na + + NO3 — + AgCl
Ag + + Cl — = AgCl
Поскольку эти обменные реакции осуществляются в основном в водных растворах, они протекают лишь тогда, когда одна из образующихся солей выпадает в осадок.
Все реакции обмена идут в соответствии с условиями протекания реакций до конца, перечисленными в § 23, стр. 89.

■ 111. Составьте уравнения следующих реакций и, пользуясь таблицей растворимости, определите, пройдут ли они до конца:
а) хлорид бария + сульфат натрия;
б) хлорид алюминия + нитрат серебра;
в) фосфат натрия + нитрат кальция;
г) хлорид магния + сульфат калия;
д) сульфид натрия + нитрат свинца;
е) карбонат калия + сульфат марганца;
ж) нитрат натрия + сульфат калия.
Уравнения записывайте в молекулярной и ионных формах.

■ 112. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать хлорид железа (II): а) медь; б) карбонат -кальция; в) гидроокись натрия; г) кремниевый ангидрид; д) нитрат серебра; е) гидроокись меди (II); ж) цинк?
Все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах.
113. Опишите свойства карбоната кальция как средней соли. Все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах. (См. Ответ)
114. Как осуществить ряд превращений:

Все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах.
115. Какое количество соли получится при реакции 8 г серы и 18 г цинка?
116. Какой объем водорода выделится при взаимодействии 7 г железа с 20 г серной кислоты?
117. Сколько молей поваренной соли получится при реакции 120 г едкого натра и 120 г соляной кислоты?
118. Сколько нитрата калия получится при реакции 2 молей едкого кали и 130 г азотной кислоты? (См. Ответ)

Гидролиз солей

Специфическим свойством солей является их способность гидролизоваться — подвергаться гидролизу (от греч. «гидро»—вода, «лизис» — разложение), т. е. разложению под действием воды. Считать гидролиз разложением в том смысле, в каком мы обычно это понимаем, нельзя, но несомненно одно — в реакции гидролиза всегда участвует вода.
Вода — очень слабый электролит, диссоциирует плохо

и не меняет окраску индикатора. Щелочи и кислоты меняют окраску индикаторов, так как при их диссоциации в растворе образуется избыток ионов ОН — (в случае щелочей) и ионов Н + в случае кислот. В таких солях, как NaCl, K24, которые образованы сильной кислотой (НСl, H2SO4) и сильным основанием (NaOH, КОН), индикаторы окраски не меняют, так как в растворе этих солей гидролиз практически не идет.
При гидролизе солей возможны четыре случая в зависимости от того, сильными или слабыми кислотой и основанием образована соль.

1. Если мы возьмем соль сильного основания и слабой кислоты, например K2S, то произойдет следующее. Сульфид калия диссоциирует на ионы как сильный электролит:
K2S ⇄ 2K + + S 2-
Наряду с этим слабо диссоциирует вода:
H2O ⇄ H + + OH —
Анион серы S 2- является анионом слабой сероводородной кислоты, которая диссоциирует плохо. Это приводит к тому, что анион S 2- начинает присоединять к себе из воды катионы водорода, постепенно образуя малодиссоциирующие группировки:

S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS — + H + + OH — = H2S + OH —

Поскольку катионы Н + из воды связываются, а анионы ОН — остаются, то реакция среды становится щелочной. Таким образом, при гидролизе солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, реакция среды всегда бывает щелочная.

■ 119.Объясните при помощи ионных уравнений процесс гидролиза карбоната натрия. (См. Ответ)

2. Если берется соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, например Fe(NО3)3, то при ее диссоциации образуются ионы:
Fe(NO3)3 ⇄ Fe 3+ + 3NО3
Катион Fe3+ является катионом слабого основания — гидроокиси железа, которая диссоциирует очень плохо. Это приводит к тому, что катион Fe 3+ начинает присоединять к себе из воды анионы ОН — , образуя при этом мало-диссоциирующие группировки:
Fe 3+ + Н + + ОН — = Fe(OH) 2+ + + Н +
и далее
Fe(ОH) 2+ + Н + + ОН — = Fe(OH)2 + + Н +
Наконец, процесс может дойти и до последней своей ступени:
Fe(OH)2 + + Н + + ОН — = Fe(OH)3 + H +
Следовательно, в растворе окажется избыток катионов водорода.
Таким образом, при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, реакция среды всегда кислая.

■ 120. Объясните при помощи ионных уравнений ход гидролиза хлорида алюминия. (См. Ответ)

3. Если соль образована сильным ос-нованием и сильной кислотой, то тогда ни катион, ни анион не связывает ионов воды и реакция остается нейтральной. Гидролиз практически не происходит.
4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то реакция среды зависит от их степени диссоциации. Если основание и кислота имеют практически одинаковую степень диссоциации, то реакция среды будет нейтральной.

■ 121. Нередко приходится видеть, как при реакции обмена вместо ожидаемого осадка соли выпадает осадок гидроокиси металла, например при реакции между хлоридом железа (III) FeCl3 и карбонатом натрия Na23 образуется не Fe2(CО3)3, a Fe(OH)3. Объясните это явление.
122. Среди перечисленных ниже солей укажите те, которые в растворе подвергаются гидролизу: KNO3, Cr2(SO4)3, Аl2(СO3)3, CaCl2, K2SiO3, Al2(SО3)3. (См. Ответ)

Особенности свойств кислых солей

Несколько иные свойства у кислых солей. Они могут вступать в реакции с сохранением и с разрушением кислого иона. Например, реакция кислой соли с щелочью приводит к нейтрализации кислой соли и разрушению кислого иона, например:
NaHSO4 + КОН = KNaSO4 + Н2O
двойная соль
Na + + HSO4 — + К + + ОН — = К + + Na + + SO 2 4 — + Н2O
HSO4 — + OH — = SO 2 4 — + Н2О
Разрушение кислого иона можно представить следующим образом:
HSO4 — ⇄ H + + SO4 2-
H + + SO 2 4 — + OH — = SO 2 4 — + H2O
Разрушается кислый ион и при реакции с кислотами:
Mg(HCO3)2 + 2НСl = MgCl2 + 2Н2Сo3
Mg 2+ + 2НСО3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2НСО3 — + 2Н + = 2Н2O + 2СO2
HCO3 — + Н + = Н2O + СО2
Нейтрализацию можно проводить той же щелочью, которой образована соль:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2O
Na + + HSO4 — + Na + + ОН — = 2Na + + SO4 2- + H2O
HSO4 — + OH — = SO4 2- + Н2O
Реакции с солями протекают без разрушения кислого иона:
Са(НСO3)2 + Na2CO3 = СаСО3 + 2NaHCO3
Са 2+ + 2НСO3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСO3
Ca 2+ + CO 2 3 — = CaCO3
■ 123. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения следующих реакций:
а) гидросульфид калия + соляная кислота;
б) гидрофосфат натрия + едкое кали;
в) дигидрофосфат кальция + карбонат натрия;
г) гидрокарбонат бария + сульфат калия;
д) гидросульфит кальция + азотная кислота. (См. Ответ)

Получение солей

На основании изученных свойств основных классов неорганических веществ можно вывести 10 способов получения солей.
1. Взаимодействием металла с неметаллом:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Таким способом могут быть получены только соли бескислородных кислот. Это не ионная реакция.
2. Взаимодействием металла с кислотой:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 — =Fe 2+ + SO 2 4 — + H2↑
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Взаимодействием металла с солью:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO3 — = Cu 2+ 2NO3 — + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Взаимодействием основного окисла с кислотой:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 — = Cu 2+ + SO 2 4 — + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Взаимодействием основного окисла с ангидридом кислоты:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Реакция не ионного характера.
6. Взаимодействием кислотного окисла с основанием:
СО2 + Сa(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH — = CaCO3 + H2O
7, Взаимодействие кислот с основанием (нейтрализация):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO3 — + K + + OH — = K + + NO3 — + H2O
H + + OH — = H2O

8. Взаимодействием основания с солью:
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl
3Na + + 3ОН — + Fe 3+ + 3Cl — = Fe(OH)3↓ + 3Na — + 3Cl —
Fe 3+ + 3ОН — = Fe(OH)3↓
9. Взаимодействием кислоты с солью:
H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O+ CO2
2H + + SO 2 4 — + 2Na + + CO 2 3 — =2Na + + SO 2 4 — + H2O + CO2
2H + + CO 2 3 — = H2O + CO2
10. Взаимодействием соли с солью:
Ba(NO3)2 + FeSO4 = Fe(NO3)2 + BaSO4
Ba 2+ + 2NO3 — + Fe 2+ + SO 2 4 — = Fe 2+ + 2NO3 — + BaSO4↓
Ba 2+ + SO 2 4 — = BaSO4↓

■124. Приведите все известные вам способы получения сульфата бария (все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах).
125. Приведите все возможные общие способы получения хлорида цинка.
126. Смешаны 40 г окиси меди и 200 мл 2 н. раствора серной кислоты. Какое количество сульфата меди при этом образуется?
127. Сколько карбоната кальция получится при реакции 2,8 л СO2 с 200 г 5% раствора Са(ОН)2?
128. Смешаны 300 г 10% раствора серной кислоты и 500 мл 1,5 н. раствора карбоната натрия. Какой объем двуокиси углерода при этом выделится?
129. На 80 г цинка, содержащего 10% примесей, действуют 200 мл 20% соляной кислоты. Сколько хлорида цинка образуется в результате реакции? (См. Ответ)

Источник

Adblock
detector