Определение и классификация СОЛИ - это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы (положительно заряженные ионы) металлов и анионы, отрицательно заряженные ионы кислотных остатков: Na2SO4 2Na+ = SO42- NH4Cl NH4+ + Cl- KH2PO4 K+ + H2PO4- Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Диссоциация - полный или частичный распад молекул растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем.
Катионы - положительно заряженные ионы. Анионы - отрицательно заряженные ионы. Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия основания и кислоты, т.е. реакции нейтрализации. Продуктами полного замещения атомов воды на атомы металлов являются средние соли, например.Na2SO4.Диссоциацию средней соли можно записать так: Na2SO4 2Na+ = SO42- Если кислота или кислотный оксид взяты в избытке, то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли: KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O Диссоциацию кислой соли можно записать так: KH2PO4 K+ + H2PO4- Анион кислой соли подвергается вторичной диссоциации, как слабый электролит: HSO4- H+ + SO42 Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.
Основные соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки: Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением: MgOHCl MgOH+ + Cl- Катион основной соли в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации: MgOH+ Mg2+ + OH- Основные соли образуются многокислотными основаниями.
Однокислотные основания основных солей не образуют.Существуют также двойные и комплексные соли. Получение Соли образуются в результате реакций: 1). Основания с кислотой (реакция нейтрализации): 3KOH + H3PO4 =K3PO4 +3H2O 2KOH + H3PO4 =K2HPO4 +2H2O KOH + H3PO4 =KH2PO4 +H2O Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O 2). Кислоты с основным или амфотерным оксидами: CuO + H2SO4= CuSO4 + H2O 3). Кислоты с солью: MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2↑ 4). Растворов двух солей 3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl 5). Щелочи с кислотным оксидом 6KOH + P2O5 = 2K3PO4 +3H2O 4KOH + P2O5 = 2K2HPO4 + H2O H2O + 2KOH + P2O5 = 2KH2PO4 6). Щелочи с солью: Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4↓ 7). Основного оксида с кислотным оксидом: MgO + SO3 = MgSO4 CaO + SiO2 = CaSiO3 8). Металла с неметаллом: 2Na + Cl2 = 2NaCl 9). Металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 10). Металла с солью менее активного металла: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu Существуют и другие способы получения солей.
Химические свойства солей 1). Более активный металл вытесняет из соли менее активный (кроме металлов до магния): Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu 2). Растворимые соли реагируют со щелочами, если выделяется осадок или газ: FeCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH)2↓ Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3↓ + 2H2O 3). Две растворимые соли реагируют между собой, если выделяется осадок: CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3↓ + 2NaCl 4). Более сильная и менее летучая кислота вытесняет из соли более слабую и более летучую, если выделяется осадок или газ: AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3 Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑ 5). Многие соли устойчивы при нагревании.
Однако соли аммония, некоторые соли малоактивных металлов и слабых кислот при нагревании разлагаются: CaCO3 = CaO + CO2↑ NH4Cl = NH3↑ + HCl Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2↑+ H2O (CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2↑ + H2O Гидролиз солей Опыт показывает, что растворы солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию среды.
Объяснение этому факту следует искать во взаимодействии солей с водой.
Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом соли. Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания. Сильные: 1. Щелочи 2. Кислоты: HCL, HBr, HJ, HNO3, H2SO4 Электролиты Слабые: 1. Нерастворимые основания и NH4OH 2. Кислоты: HF, H2CO3, H2SO3, H2SiO3, H3PO4, H2S. Так, хлорид натрия NaCl образован сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl, хлорид аммония NH4Cl - слабым основанием NH4OH и сильной кислотой HCl, K2CO3 -сильным основанием KOH и слабой кислотой H2CO3, Al2S3 - слабым основанием Al(OH)3 и слабой кислотой H2S. Таким образом, существует четыре варианта гидролиза солей. 1). Соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (например Na2SO4, KBr, BaCl2): Na2SO4 2Na+ = SO42- Na+ + HOH → SO42- + HOH→ Гидролиз не идет, среда остается нейтральной. 2). Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (например, Na2CO3, Ca3(PO4)2, K2S): реакция раствора соли щелочная, в результате реакции гидролиза образуется слабый электролит - кислота.
KSiO3 2K+ + SiO32- I. SiO32- + HOH HSiO3- + OH краткое ионное уравнение SiO32- + HOH + 2K+ HSiO3- + OH-+ 2K+ - полное ионное уравнение K2SiO3 + H2O KHSiO3 + KOH - молекулярное уравнение II. HSiO3- + HOH H2SiO3 + OH- HSiO3- + HOH + K+ H2SiO3 + OH- + K+ KHSiO3 + H2O H2SiO3 + KOH Гидролиз идет не до конца, среда щелочная.
Гидролиз практически ограничивается первой ступенью, т. к. ионы HSiO3- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2SiO3 ; тем более, что образование молекул H2SiO3 в щелочной среде мало вероятно. 3). Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (например, FeSO4, CuCl2, AlCl3): FeCl3 Fe3+ + 3Cl- I. Fe3+ + HOH FeOH2+ + H+ Fe3+ + HOH + 3Cl- FeOH2+ + H+ + 3Cl- FeCl3 + H2O FeOHCl2 + HCl II. FeOH2+ + HOH Fe(OH)2+ + H+ FeOH2+ + HOH + 2Cl- Fe(OH)2+ + H+ + 3Cl- FeOHCl2 + H2O Fe(OH)2Cl + HCl III. Fe(OH)2 + + HOH Fe(OH)3↓ + H+ Fe(OH)2 + + HOH + Cl- Fe(OH)3↓ + H+ + 3Cl- Fe(OH)2Cl + H2O Fe(OH)3↓ + HCl Гидролиз идет не до конца, среда кислая.
В обычных условиях гидролиз практически ограничивается первой стадией, т. к. в кислой среде образование осадка Fe(OH)3↓ маловероятно. 4). Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (например, Al2S3, Cr2S3 , CH3 COONH4): а). Растворимые соли: CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH CH3COO- + NH4+H2O CH3COOH + NH4OH Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты.
Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию среды. Все зависит от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Если константа диссоциации основания < константы диссоциации кислоты, то среда кислая, если константа диссоциации основания > константы диссоциации кислоты, то среда щелочная В случае гидролиза CH3COONH4: K дисс.(NH4OH) = 6,3 • 10-5 > K дисс.(CH3COOH) = 1,8 • 10-5 , значит реакция среды будет слабощелочной. б). Неустойчивые и разлагающиеся водой соли: Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ Продукты гидролиза уходят из сферы реакции, гидролиз необратимый: 2AlCl3 + 3NaCl + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например 2Al + 3S == Al2S3 Качественные реакции на катионы Катион Воздействие или реактив Наблюдаемая реакция Li Пламя Красное окрашивание Na Пламя Желтое окрашивание K Пламя Фиолетовое окрашивание Ca 1). Пламя 2). CO3 1). Кирпично-красное окрашивание 2). Ca + CO3 = CaCO3↓ Ba 1). Пламя 2). SO4 1).Желто-зеленое окрашивание 2). Белый (мелкокристаллический) осадок SO4 +Ba = BaSO4↓ Cu 1). Пламя 2). Вода 3). Щелочь 1). Зеленое окрашивание 2). Гидратированные ионы Cu имеют голубую окраску 3). Синий осадок Cu + 2OH = Cu(OH)2↓ Ag Cl Белый (творожистый) осадок Cl + Ag = AgCl↓ Al Щелочь OH (амфотерные свойства гидроксида) Желеобразный осадок белого цвета, растворяющийся в избытке щелочи Al + 3OH = Al(OH)3↓ NH4 Щелочь OH Выделение газа с резким запахом NH4 + OH = NH3↑+ H2O Fe 1). Щелочь OH 2).Красная кровяная соль K3[Fe(CN)6] 1). Зеленоватый осадок, буреет на воздухе Fe + 2OH = Fe(OH)2↓ 2). Синий осадок (турнбулева синь) 3Fe+2[Fe(CN)6]= Fe3[Fe(CN)6]2↓ Fe 1). Щелочь OH 2).Роданид аммония NH4SCN 3).Желтая кровяная соль K4[Fe (CN)6] 1). Бурый осадок Fe + 3OH = Fe(OH)3↓ 2). Кроваво-красный осадок Fe + 3SCN = Fe(SCN)3↓ 3). Темно-синий осадок "Берлинская лазурь" 4Fe+3[Fe(CN)6]= Fe4[Fe(CN)6]3↓ Качественные реакции на анионы Анион Реактив Результат реакции SO4 Соли бария Ba Белый осадок SO4 +Ba = BaSO4↓ NO3 H2SO4 (конц.) и Cu Выделение бурого газа Cu+NO3+2H=Cu+NO2↑+H2O PO4 Нитрат серебра Ag Ярко-желтый осадок PO4 + 3Ag = AgPO4↓ CrO4 Соли бария Ba Желтый осадок Ba + CrO4 = BaCrO4↓ S Соли свинца Pb Черный осадок Pb + S = PbS↓ CO3 Растворы кислот H Ca(OH)2 Выделение газа без запаха, вызывающее помутнение известковой воды CO3 + 2H = H2O + CO2↑ CO2+ Ca+OH= CaCO3↓+H2O Cl Нитрат серебра Ag Белый (творожистый) осадок Cl + Ag = AgCl↓ Br Нитрат серебра Ag Желтоватый осадок Br + Ag = AgBr↓ I Нитрат серебра Ag Желтый осадок J + Ag = AgJ↓ Список использованной литературы Ковалевская Н.Б. Химия . 8 класс (в таблицах). М 1997. Ковалевская Н.Б. Химия . 9 класс (в таблицах). М 1996. Гузей Л.С Сорокин В.В. Основные классы неорганических соединений.
М 1992. Кузьменко Н.Е Еремин В.В Попков В.А. Краткий курс химии.
М 2000. Кузьменко Н.Е Еремин В.В Попков В.А. Начала химии, I том. М 1997 Хомченко Г.П Химия для поступающх в вузы. М 1985. Большая Энциклопедия Кирилла и Мефодия.
М 2000.