Соли часто встречающихся кислот

Название кислот	Формула кислоты	Название солей
азотная	HNO3	нитраты
азотистая	HNO2	нитриты
бромистоводородная	HBr	бромиды
иодистоводородная	HI	иодиды
кремниевая	H2SiO3	силикаты
марганцевая	HMnO4	перманганаты
серная	H2SO4	сульфаты
сернистая	H2SO3	сульфиты
сероводородная	H2S	сульфиды
Хлороводородная (соляная)	HCl	хлориды
угольная	H2CO3	карбонаты
уксусная	CH3COOH	ацетаты
фосфорная	H3PO4	фосфаты
фосфористая	H3PO3	фосфиты
Фтористоводородная (плавиковая)	HF	фториды
хлорноватистая	HClO	гипохлориты
хлорная	HClO4	перхлораты
хромовая	H2CrO4	хроматы
дихромовая	H2Cr2O7	дихроматы

ПРИМЕР 4. Запишите формулы следующих солей: а) сульфата железа (III); б) гидрокарбоната магния; в) гидроксохлорида алюминия.

ОТВЕТ: Сульфатами называются соли серной кислоты, кислотный остаток её – SO₄²⁻ , ионы железа – трехзарядные (3+). В формуле соли общий заряд ионов металла должен быть равен общему заряду кислотных остатков. Значит формула сульфата железа (III) – Fe₂(SO₄)₃.

Гидрокарбонат магния – кислая соль угольной кислоты. В формулу карбоната магния входит ион магния с зарядом (+2) и однозарядный кислотный остаток угольной кислоты – HCO₃⁻ , поэтому ион магния может присоединять к себе два кислотных остатка HCO₃⁻ , отсюда формула соли – Mg(HCO₃)₂.

Гидроксохлорид алюминия – основная соль, являющаяся продуктом замещения в гидроксиде алюминия (Al(OH)₃) двух гидроксогрупп на однозарядный кислотный остаток (С1⁻ ), формула соли AlOHCl₂.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ КЛАССОВ

СОЕДИНЕНИЙ И ВЗАИМОСВЯЗЬ МЕЖДУ НИМИ

СВОЙСТВА ОКСИДОВ

1. Важнейшим химическим свойством оксидов является их взаимодействие с кислотами и основаниями, приводящие к образованию солей. С кислотами взаимодействуют основные оксиды:

CaO + H₂SO₄ = CaSO₄+ H₂O,

с основаниями ― кислотные оксиды:

СO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O.

Амфотерные оксиды с кислотами ведут себя как основные

Al₂O₂ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O,

а с основаниями ведут себя как кислотные

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O.

2. Основные и кислотные оксиды способны взаимодействовать друг с другом с образованием солей. CaO + CO₂ = CaCO₃  

 

СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ

1. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2 H₂O

2. Щелочи взаимодействуют с ангидридами кислот (кислотными оксидами):

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O   Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

3. Щелочи взаимодействуют с растворами различных солей (один из продуктов выпадает в осадок):

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ .

Этим путем можно получить трудно растворимые в воде основания.

4. Большинство нерастворимых оснований при нагревании разлагаются:   Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

Щелочи устойчивы к нагреванию.

5. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами (проявляя основные свойства, аналогично щелочам металлов с невысокой С.О. их атомов), Al(OH)₃ + 3НСl = AlCl₃ + 3H₂O,

а также со щелочами (проявляя кислотные свойства), продуктами взаимодействия в этом случае являются соли гидроксидов – кислот: Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O.

NaAlO₂– соль метаалюминиевой кислоты (HAlO₂), отличающейся по составу от ортоалюминиевой кислоты (H₃AlO₃) на молекулу воды.

 

СВОЙСТВА КИСЛОТ

1. Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации): 2HCl + Cu(OH)₂ = CuCl₂ + 2H₂O.

2. Кислоты взаимодействуют с основными оксидами:

MgO + 2HCl = MgCl₂ + H₂O.

3. Кислоты взаимодействуют с солями, при условии, что один из продуктов будет или трудно растворимым, или слабым электролитом, или газом:    СaCO₃ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O + CO₂↑,

 AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃,

2NaNO₂ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2HNO₂ (HNO₂ – слабый электролит).

4. Кислоты взаимодействуют с металлами. При этом кислоты условно разделяют на две группы: кислоты-неокислители и кислоты-окислители.

Окислительное действие кислот-неокислителей осуществляется за счет ионов водорода. Схема процесса взаимодействия металла с кислотой-неокислителем (HCl, H₂SO₄разб.):

Ме⁰ + H_xAn → Me_xAn_y + H ₂

Например. Zn + H₂SO_4(р) = ZnSO₄ + H₂

К кислотам-окислителям (окислительные свойства проявляет анион кислотного остатка) относятся  HClO₃, HNO₃, Н₂SO₄ (только концентрированная), царская водка (смесь соляной и азотной кислот). Схема процесса взаимодействия металла с кислотой-окислителем:

Ме⁰ + H_x ЭО_у → соль + продукт восстановления + H ₂ O

Состав продукта восстановления зависит от условий протекания реакции: от концентрации кислоты, степени чистоты металла, однородности его структуры, наличии примесей и т.п.

Как правило, для учебных целей, применяют следующие допущения:

Положение металлов в ряду напряжения	Кислота	Продукт восстановления
Li – Al	H2SO4 (концентрированная)	H2S
	HNO3 (концентрированная)	NO (N2O)
	HNO3 (разбавленная)	NH3 (NH4NO3)
Ti – H	H2SO4 (концентрированная)	S
	HNO3 (концентрированная)	NO (N2O)
	HNO3 (разбавленная)	N2
Ge - Au	H2SO4 (концентрированная)	SO2
	HNO3 (концентрированная)	NO2
	HNO3 (разбавленная)	N2O (NO)

Например, Cu + HNO_3(к) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ +2H₂O

Концентрированные серная и азотная кислоты в обычных условиях (без нагревания) пассивируют железо, кобальт, никель, алюминий, хром, титан, свинец, т.е. на поверхности этих металлов образуется нерастворимая пленки продукта этого взаимодействия.

Fe, Co, Ni, Al, Cr, Ti + конц. HNO₃ → Me_xO_y + NO₂ + H₂O

Fe, Co, Ni, Al, Cr, Ti + конц. H₂SO₄ → Me_xO_y + SO₂ + H₂O

Pb + конц. H₂SO₄ → PbSO₄ + SO₂ + H₂O

 

СВОЙСТВА СОЛЕЙ

1. Соли взаимодействуют со щелочами:

NiCl₂ + 2KOH = Ni(OH)₂ ↓ + 2KCl.

2. Соли взаимодействуют с кислотами:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S.

3. Соли взаимодействуют между собой при условии, что один из продуктов будет трудно растворимым:

BaCl₂ + CuSO₄ = BaSO₄↓ + CuCl₂.

4. Растворы солей взаимодействуют со свободными металлами, при этом более активный металл (стоящий в ряду напряжений левее) вытесняет металлы, стоящие правее в ряду напряжений (менее активные) из раствора их солей: Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

Реакции взаимодействия солей со щелочами, кислотами, с солями относятся к реакциям обмена (реакции 1-3), реакция 4 – к реакциям замещения.

ПРИМЕР 5. Укажите к каким классам соединений относятся вещества НС1, СО₂, Сa(OH)₂, FeS, NO; дайте им названия. Между какими из них возможны взаимодействия? Напишите уравнения реакций. К какому типу взаимодействия относятся эти реакции?

ОТВЕТ:  Вещества СО₂ и NO – оксиды, СO₂ – оксид углерода (IV), NO – оксид азота (II); НС1 - кислота, хлористоводородная (соляная); Ca(OH)₂ – основание, гидроксид кальция; FeS -соль, сульфид железа (II).

Возможны взаимодействия:

а) FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S - реакция обмена, реакция идет в направлении образования газообразного вещества (Н₂S)

б) CO₂+Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O – реакция ионного обмена, реакция идет в направлении образования труднорастворимого вещества CaCO₃

в) 2HCl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2H₂O – реакция обмена (нейтрализации), идет с образованием малодиссоциирующих молекул воды.

ПРИМЕР 6. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения: Fe(NO₃)₂ → Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ → FeCl₃ → Fe. Укажите, к какому типу реакций относятся эти взаимодействия.

ОТВЕТ: При составлении уравнений реакций превращения необходимо опираться на свойства характерные для классов неорганических соединений.

1. Гидроксид железа (II) образуется при взаимодействии нитрат железа (II) с растворимым основанием, например, с гидроксидом натрия:

Fe(NO₃)₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + 2NaNO₃.

2. Fe(OH)₃ образуется при окислении Fe(OH)₂ кислородом в присутствии воды:

4Fe(OH)₂ + О₂ + 2Н₂О = 4Fe(OH)₃.

3. При прокаливании гидроксида железа (III) происходит его разложение на оксид железа (III) и воду:

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3Н₂О.

4. Хлорид железа (III) можно получить, действуя на оксид железа (III) кислотой, например, соляной:

Fe₂O₃ + 6НCl = 2FeCl₃ + 3Н₂О.

5. Металлическое железо можно получить, действуя на раствор хлорида железа (III) более активным металлом, например, алюминием:

FeCl₃ + Al = AlCl₃ + Fe.

6. ОСНОВНЫЕ СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ ЗАКОНЫ

В любых процессах всегда имеет место изменение энергии, а значит и изменение массы.

D m = D Е ¤ с² ,

где m- масса, с – скорость света в вакууме. С = 3 10⁸ м/сек.

В химических реакциях DЕ невелико (сотни кДж), а Dm- очень мало и ей можно пренебречь. Поэтому в химических реакциях, как и во всех природных явлениях и процессах выполняется:

1). Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Следует оговориться, что в ядерных процессах, где происходит расщепление атомных ядер, и в энергетике, где DЕ составляет млн. и млрд. кДж и Dm большое (ей нельзя пренебречь), закон сохранения массы не срабатывает.

На законе сохранения массы основаны изучение реакций между отдельными веществами и количественный химический анализ, без которого нельзя изучать состав сложных веществ.

2). Закон постоянства состава: всякое чистое вещество независимо от способа его получения имеет постоянный качественный и количественный состав.

Этот закон выполняется для газообразных и жидких веществ, но многие кристаллические вещества сохраняют свою структуру при переменном составе.

Как вытекает из закона постоянства состава, элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях.

Единицей количества вещества является моль.

Моль - количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, ионов, молекул и т.д.), сколько содержится атомов в 12, 0 г изотопа углерода ¹²С.

Масса одного моля вещества называется молярной массой и имеет единицу измерения г/моль.

Число молей вещества (ν ) равно отношению массы вещества (m) к его молярной массе (М).

ν = m / M

ПРИМЕР 7. Определите массу 5 моль оксида углерода (IV).

РЕШЕНИЕ: Определяем молярную массу СО₂:

М (СО₂) = Ar(C)·N(C) + Ar(O) ·N(O),

где Ar – относительная атомная масса элемента,

N – количество атомов элемента в соединении

М (СО₂) = 12·1 + 16·2 = 44 г/моль.

Находим массу СО₂, используя формулу:

m = M· ν, m (СО₂) = 5 моль · 44 г/моль = 220 г.

ОТВЕТ: m (СО₂) = 220 г.

3. Закон Авогадро (один из основных законов естествознания): в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (р, Т) содержится одинаковое число молекул.

Следствия:

1) При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.

2) При нормальных условиях (н.у.) 1 моль различных газов занимает объем 22, 4 л, который называется молярным объемом (Vm).

Нормальные условия (н.у.): Т = 273К, р = 101, 3 кПа = 1 атм.

ПРИМЕР 8. Вычислить, какой объем (н.у.) займут 1, 5 моля азота.

РЕШЕНИЕ: 1 моль азота занимает при н.у. 22, 4 л. Следовательно, 1, 5 моля займут объем 22, 4 ·1, 5 = 33, 6 л.

ОТВЕТ: V = 33, 6 л.

3) Один моль любого вещества содержит определенное число структурных единиц N _А (ионов, атомов и т.д.).

N_А = 6, 02·10²³ (число Авогадро)

ПРИМЕР 9. Сколько атомов содержится в 2 молях углерода?

РЕШЕНИЕ: 1 моль углерода содержит 6, 02·10²³ атомов. Следовательно, 2 моля углерода содержат 2·6, 02·10²³=12, 04· 10²³атомов.

ОТВЕТ: N = 12, 04·10²³атомов.

3) Молярная масса газа или пара равна произведению его плотности по отношению к любому другому газу на молярную массу последнего.

М₂ = М r ₁ · d

где Мr₁ – молекулярная масса газа (1);

Мr₂ – молекулярная масса газа (2);

d – относительная плотность газа (1) по газу (2).

 

При этом под плотностью понимают отношение массы определенного объема данного газа к массе такого же объема другого газа, молярная масса которого известна.

d = m₂ ¤ m₁     или    d = Mr₂ ¤ Mr₁,

где m_2, m₁ – массы газов, занимающих одинаковые объёмы при одинаковых условиях

   Mr₂ ¤Mr₁ – молекулярные массы газов.

 

ПРИМЕР 10. Определить молекулярную массу газа, если её плотность по водороду равна 16.

РЕШЕНИЕ: Мr_газа = d_Н2·Мr_Н2 = 16·2 = 32.

ОТВЕТ: Мr_газа = 32.

 

4. В химических расчетах при необходимости осуществить переход от нормальных условий  к реальным или обратно используется выражение объединенного газового закона:

 

где P_о, V_о, T_о – давление, объем и температура при н.у. (То = 273 К, Ро = 101, 3 25кПа, Vо – вычисляют из формулы);

  P, V, T – давление, объем и температура при соответствующих условиях.

 

Для любого газа количеством 1 моль величина  одинакова. Она называется универсальной газовой постоянной R.

R= 8, 314 Дж ¤ моль·К.

Так как , то для 1 моля любого газа Р · V = R · T.

ПРИМЕР 11. При температуре 23⁰С и давлении103308 Па газ занимает объем 250 л. Вычислить, какой объем займет газ при нормальных условиях.

РЕШЕНИЕ: Подставим известные величины в формулу объединенного газового закона, предварительно выразив данную температуру по шкале Кельвина (273 + 23 = 296 К):

V = (103308·250·273)/(296·101325) = 235 л.

ОТВЕТ: V = 235 л.

5. В условиях, отличных от нормальных условий, объем любого газа может быть рассчитан из уравнения Менделеева-Клапейрона:

Р · V = ν · R · T  или ,

где m ¤ M = ν – число молей вещества.

ПРИМЕР 12. Масса 0, 344 л газа при температуре 42⁰С и давлении 102908 Па равна 0, 866 г. Вычислить молярную массу газа.

РЕШЕНИЕ: Подставив в уравнение Менделеева-Клапейрона известные величины и выразив данную температуру по шкале Кельвина (42 + 273 = 315 К), получаем:

, М = (0, 866·8, 134·315)/(102908·0, 344) = 64 г/моль.

ОТВЕТ: М = 64 г/моль.

 

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться: