1 . Взаимодействие кислотных оксидов (большинства) с водой:
SO3 + Н2О=H2SO4;
N2O5 + Н2О=2HNO3
2. Взаимодействие солей с кислотами (наиболее распространенный способ).
При помощи этих реакций можно получить более слабую или более летучую кислоту, чем исходная.
Например:
K2S + 2НСl = 2KCl + H2S;
Na2SiO3 + 2НСl = 2NaCl↓+ H2SiO3
3. Взаимодействие некоторых неметаллов с водородом:
Н2 + I2 = 2HI;
Н2 + Сl2 = 2НСl
Водные растворы таких соединений являются кислотами.
Свойства кислот
Так как при диссоциации любой кислоты в растворе образуются водород-ионы, то все общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, способность взаимодействия с гидроксидами и др.) обусловлены именно этими ионами, точнее ионами гидроксония (Н+ + Н2О→ H3O+) Но для упрощения в уравнениях химических реакций вместо Н3О+ пишут Н+.
Для всех кислот характерны следующие реакции.
1. Все кислоты взаимодействуют с гидроксидами (основаниями):
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О;
H2S + 2KOH ↔ K2S + 2H2O
Или в ионной форме:
Н+ + ОН‾ = Н2О;
H2S + 2ОН‾ ↔ S2‾ +2Н2О
2. Все кислоты взаимодействуют с основными оксидами:
2HNO3 + MgO = Mg(NO3) 2 + Н2О
В ионной форме:
2Н+ + MgO = Mg2+ + Н2О
3. Разбавление кислоты (кроме азотной и азотистой) реагируют с активными металлами, выделяя водород:
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + Н2
В ионной форме:
2H+ + Zn = Zn2+ + H2
4.Кислоты вступают в реакцию обмена с солями, в результате чего образуется либо нерастворимая соль, либо слабая кислота, либо газ:
НСl + AgNO3 = ↓ AgCl + HNO3;
2НСl + Na2S = ↑ H2S +2NaCl
В ионной форме:
Cl‾ + Ag+ = AgCl ;
2Н+ + S 2‾= H2S
1.3.3. Гидроксиды.Гидроксиды - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только анионы гидроксила. Например:
NaOH ↔ Na+ + ОН‾ ;
NH4OH ↔ NH+4 + OH‾
Количество гидроксид-ионов в молекуле гидроксида определяется степенью окисления металла. Международные названия оснований происходят от слова гидроксид с добавлением названия металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления и может образовать два или три гидроксида, то при названии гидроксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках. Например:
NaOH- гидроксид натрия; Bа (ОН)2- гидроксид бария ; Fe (ОН)2 - гидроксид железа (II); Fe (ОН)з - гидроксид железа (Ш); Sn (ОН)2 - гидроксид олов (II); Sn (ОН)4- гидроксид олов (IV).
Гидроксиды, имеющие в составе молекул по два или более гидроксид-ионов называются многокислотными. Они диссоциируют ступенчато:
Ва (ОН) 2 ↔ ВаОН+ + ОН‾
ВаОН+ ↔Ва2+ + ОН‾.
Катион, образующийся в результате отщепления от молекулы гидроксида одного или более гидроксид-ионов, называется основным остатком. Заряд основного остатка определяется числом отнятых гидроксид-ионов. Число гидроксид-ионов в составе молекулы гидроксида показывает, сколько основных остатков соответствует данному гидроксиду. Так гидроксид бария Ва(ОН)2имеет два основных остатка: Ва(ОН)+ и Ва2+,гидроксид железа (Ш) Fe(OH)3- три основных остатка:
Fe(OH)+2, FeOH2+, Fe3+.
Ступенчатые диссоциации гидроксидов подтверждается наличием основных солей, в состав которых входят основные остатки, содержащие гидроксид-ионы. Каждый основной остаток способен образовать соль с кислотным остатком, т. е. кислотность гидроксида показывает, сколько типов солей может образовать данный гидроксид.
Основные остатки называются по названию металла с добавлением слова – ион. Например: Na+ – натрий-ион, Ва2+– барий-ион. Если металл проявляет переменную степень окисления, то величина заряда его иона указывается римской цифрой в скобках. Например: Fe2+ – железо (П)-ион; Fe3+ – железо (Ш)-ион и т. д.
В случае сложных катионов к названию металла добавляются приставки гидроксо-, ди-гидроксо-, тригидроксо-, характеризующие в основном остатке наличие одного, двух или трех гидроксид-ионов. Например:
ВаОН+– гидроксобарий-ион;
FeOH2+– гидроксожелезо (Ш)-ион;
Fe(OH)+2– гидроксожелезо (Ш)-ион.
Получение гидроксидов
В основу классификации гидроксидов положена их растворимость в воде. Гидроксиды, растворимые в воде, называются щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, КОН, Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2.В промышленности гидроксиды щелочных металлов получают электролизом расплавом солей этих металлов, а в лабораторных условиях - взаимодействием этих металлов или их оксидов с водой. Например:
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2;
Na2O + Н2О = 2NaOH
Или в ионной форме:
2Na + 2Н2О = 2 Na+ + 2ОН ‾+ Н2;
Na2O + Н2О = 2Na+ + 2ОН ‾
Щелочи в растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Они относятся к сильным электролитам и в ионных уравнениях записываются в виде ионов.
Большинство гидроксидов в воде практически не растворимы. Их получают действием щелочей на водные растворы соответствующих солей. Например:
CuSO4 + 2NaOH = ↓ Сu (ОН)2 + Na2SO4;
FeCl3 + 3NaOH = ↓ Fe (ОН)3 + 3NaCl
Или в ионной форме:
Cu2+ + 2OH‾ = Cu (OH)2;
Fe3+ + 3OH‾ = Fe (OH)3
Нерастворимые гидроксиды , а также гидроксид аммония NH4OHв растворах диссоциируют лишь в незначительной степени. Они относятся к слабым электролитам и в ионных уравнениях записываются в виде молекул.
Свойства гидроксидов
Общие свойства класса гидроксидов (действие на индикаторы, взаимодействие с кислотами, солями, оксидами) обусловлены наличием в их растворах гидроксид-ионов. Наиболее характерными для гидроксидов являются следующие реакции:
1. Гидроксиды (растворимые и нерастворимые основания) реагируют с кислотами.
2КОН + H2SO4 = K2SO4 + 2Н2О;
Сu(ОН) 2 + 2НСl = СuСl2 + 2Н2О
Или в ионной форме:
ОН ‾+ Н+ = Н2О;
Сu(ОН) 2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2О
2. Щелочи реагируют с кислотными оксидами:
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + Н2О;
Са(ОН) 2 + СО2 = ↓СаСОз + Н2О
Или в ионной форме:
2ОН‾ + SiO2 = SiO2‾3 + H2O;
Ca2++ 2OH‾ + CO2 = СаСО3 + H2O
3. Щелочи реагируют с растворами солей металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:
Mg(NO3)2 + 2NaOH = ↓Mg(OH)2 + 2NaNO3;
Аl2 (SO4)3 + 6КОН = 2Al(OH)3 ↓ + 3K2SO4
Или в ионной форме:
Mg2+ + 2OH ‾ = Mg(OH)2;
Аl3++ ЗОH‾ = Аl (ОН)3
1.3.4. Соли.Соли - это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.
Названия солей образуется из названия кислотных остатков (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном). Например: NaCl – хлорид натрия, MgSO4–сульфат магния, Fe (NO3)3– нитрат железа (III), KHSO4– гидросульфат калия, FeOHCl –хлорид гидроксожелеза (П), NaH2PO4– дигидроортофосфат натрия.
Получение солей
Важнейшие способы получения солей рассмотрены при изложении основных химических свойств оксидов, кислот и гидроксидов. Отметим ряд других методов.
1. Взаимодействие между двумя солями. Реакции этого типа протекают до конца, если один из продуктов выпадает в осадок:
ВаСl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2КСl;
AgNO3 + KCl = AgCl ↓ + KNO3
2. Взаимодействие металла с неметаллом. Таким путем получают соли бескислород-ных кислот:
2Fe + ЗСl2 =t° 2FeCl3;
Zn + S =t° ZnS
3. Термическое разложение солей:
2КСlO3 = 2КСl + 3O2;
4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4
Типы солей
В зависимости от состава различают средние (нормальные) (КСl, MgSO4), кислые (КНСО3, NaHS), основные (FeOHCl2, MgOHNO3)соли.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия гидроксида и кислоты (реакция нейтрализации). Например:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О
В данной реакции участвует одинаковое количество гидроксид-ионов и водород-ионов (2ОН‾ и 2Н+).Получается средняя соль Na2SO4– сульфат натрия. Если гидроксида взять меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты (т. е. водород–ионов), то получается кислая соль NaHSO4 - гидросульфат натрия:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н2О
Таким образом, кислые соли – продукты неполного замещения водорода кислоты на катионы металла. Они образуются только двух- и многоосновными кислотам (у этих кислот по два и более кислотных остатка). Так, например, ортофосфорная кислота может дать одну среднюю соль и две кислые соли (в зависимости от количества взятого гидроксида):
3NaOH + Н3РО4 = Na3PO4 + ЗН2О;
ортофосфат натрия
2NaOH + Н3РO4 = Na2HPO4 +2Н2О;
гидроортофосфат натрия
NaOH + Н3РО4 = NaH2PO4 + Н2О
дигидроортофосфат натрия
Или в ионной форме:
ЗОН ‾+ Н3РО4 = РО33‾ + ЗН2О;
2ОН‾ + Н3РО4 = НРО42‾ + 2Н2О;
ОН‾ + Н3РО4 = Н2РО‾4 + Н2О
Одноосновные кислоты, которым соответствует только один кислотный остаток, не образуют кислых солей.
Кислые соли можно перевести в средние, добавляя в их растворы соответствующие гидроксиды:
NaH2PO4 + 2NaOH = Na3PO4 + 2Н2О
Или в ионной форме:
Н2РО‾4 + 2ОН‾ = РО3‾4 + 2Н2О
Основные соли содержат в своем составе гидроксид–ионы исходного основания, не замещенные на кислотные остатки. Они образуются при взаимодействии кислоты с избытком гидроксида (основания). Например:
Mg(OH)2 + HCl ↔ MgOHCI + Н2О;
хлорид гидроксомагния
2Сu(OH)2 + H2SO4 ↔ (CuOH)2S04 + 2H2O
сульфатгидроксомеди (II)
Или в ионной форме:
Mg(OH)2 + H+ ↔ MgOH+ + H 2O;
Cu(OH)2 + Н+ ↔ СuОН+ + Н2О
Основные соли образуются только многокислотными гидроксидами. Так, например, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 при взаимодействии с кислотой может образовывать одну среднюю и две основные соли:
Fe(OH)3 + ЗНСl → FeCl3 + ЗН2О;
хлорид железа (III)
Fe(OH)3 + 2HCl → FeOHCl2 + H2O;
хлорид гидроксожелеза (Ш)
Fe(OH)3 + HCl → Fe (OH)2Cl + H2O;
хлорид дигидроксожелеза (Ш)
Или в ионной форме:
Fe(OH)3 + ЗН+ ↔ Fe3+ + ЗН2О;
Fe(OH)3 + 2Н+ ↔ FeOH2+ + 2Н2О;
Fe(OH)3 + H+ ↔ Fe(OH)+2 + H2O
Однокислотные гидроксиды (NaOH, КОН) не образуют основных солей, так как этим гидроксидам соответствует только один основный остаток.
Перевод основных солей в средние осуществляют добавлением соответствующих кислот. Например:
MgOHCl + HCl ↔ MgCl2+ Н2О;
(CuOH)2SO4 + H2SO4 ↔ 2CuSO4 + 2H2O
Или в ионной форме:
MgOH+ + H+ ↔ Mg2+ + H2O;
CuOH+ + H+ ↔ Cu2+ + H2O
Диссоциация солей
Все соли, за небольшим исключением HgCl2, CdCl2, относятся к сильным электролитам и в водных растворах полностью диссоциируются на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.
Диссоциация средних солей протекает полностью в одну стадию:
FeCl3 ↔ Fe3+ + 3Cl‾;
Na2S ↔ 2Na+ + S2‾
Al2(SO4) 3 ↔ 2Al3+ + 3SO2‾4
Кислые соли,подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато:
Al (HSO4)3 ↔ Аl3+ + 3HSO‾4 (1 ступень);
HSO‾4 ↔ H+ + SO2‾4 (2 ступень);
NaH2PO4 ↔ H+ + Н2РО‾4 (1 ступень);
Н2РО‾4 ↔ H+ + НРО2‾4 (2 ступень);
НРО2‾4 ↔ H+ + PO3 ‾4 (3 ступень)
Однако степень диссоциации на второй и третьей ступенях очень мала. Поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное количество водород–ионов.
Основные соли-диссоциируют также ступенчато. Например:
(CuOH)2SO4↔ 2CuOH+ + SO2‾4 (1 ступень);
CuOH+ ↔ Cu2+ + OH‾ (2 ступень);
Fe(OH)2Cl ↔ Fе (ОН)+2 + Сl‾ (1 ступень);
Fe(OH)+2 ↔ FeOH2+ + OH‾ (2 ступень);
Fe(OH) 2+ ↔ Fe3+ + OH‾ (3 ступень)
Однако диссоциация на второй и третьей ступенях настолько мала, что гидроксид-ионов в растворах основных солей практически нет.