Основания представляют собой сложные соединения, включающие два основных структурных компонента:
- Гидроксогруппа (одна или несколько). Отсюда, кстати и второе название этих веществ - «гидроксиды».
- Атом металла или ион аммония (NH4+).
Название оснований происходит из объединения наименований обоих его компонентов: например, гидроксид кальция, гидроксид меди, гидроксид серебра и т. д.
Единственным исключением из общего правила образования оснований следует считать когда гидроксогруппа присоединяется не к металлу, а к катиону аммония (NH4+). Это вещество образуется в том случае, когда происходит растворение в воде аммиака.
Если говорить о свойствах оснований, то сразу следует отметить, что валентность гидроксогруппы равна единице, соответственно, количество этих групп в молекуле будет напрямую зависеть от того, какой валентностью обладают вступающие в реакцию металлы. Примерами в данном случае могут служить формулы таких веществ, как NaOH, Al(OH)3, Ca(OH)2.
Химические свойства оснований проявляются в их реакциях с кислотами, солями, другими основаниями, а также в их действии на индикаторы. В частности, щелочи можно определить, если воздействовать их раствором на определенный индикатор. В этом случае он заметно поменяет свою окраску: например, из белой станет синей, а фенолфталеин - малиновым.
Химические свойства оснований, проявляясь в их взаимодействии с кислотами, приводят к знаменитым реакциям нейтрализации. Суть такой реакции в том, что атомы металла, присоединяясь к кислотному остатку, образуют соль, а гидроксогруппа и ион водорода, соединяясь, превращаются в воду. Реакцией нейтрализации эта реакция называется потому, что после нее не остается ни щелочи, ни кислоты.
Характерные химические свойства оснований проявляются и в их реакции с солями. При этом стоит отметить, что с растворимыми солями в реакцию вступают только щелочи. Особенности строения этих веществ приводят к тому, что в результате реакции образуется новая соль и новое, чаще всего нерастворимое, основание.
Наконец, химические свойства оснований прекрасно проявляют себя во время термического воздействия на них - нагревания. Здесь, осуществляя те или иные опыты, стоит иметь в виду, что практически все основания, за исключением щелочей, при нагревании ведут себя крайне неустойчиво. Подавляющее их большинство почти мгновенно распадается на соответствующий оксид и воду. А если взять основания таких металлов, как серебро и ртуть, то в нормальных условиях они не могут быть получены, так как начинают распадаться уже при комнатной температуре.
Нерастворимое основание: гидроксид меди
Основания - называют электролиты, в растворах которых отсутствуют анионы, кроме гидроксид-ионов (анионы - это ионы, которые имеют отрицательный заряд, в данном случае - это ионы OH -). Названия оснований состоят из трёх частей: слова гидроксид , к которому добавляют название металла (в родительном падеже). Например, гидроксид меди (Cu(OH) 2). Для некоторых оснований могут используются старые названия, например гидроксид натрия (NaOH) - натриевая щелочь .
Едкий натр , гидроксид натрия , натриевая щелочь , каустическая сода - всё это одно и тоже вещество, химическая формула которого NaOH. Безводный гидроксид натрия - это белое кристаллическое вещество. Раствор - прозрачная жидкость, на вид ничем не отличимая от воды. При использовании будьте осторожны! Едкий натр сильно обжигает кожу!
В основу классификации оснований положена их способность растворяться в воде. От растворимости в воде зависят некоторые свойства оснований. Так, основания , растворимые в воде, называют щелочью . К ним относятся гидроксиды натрия (NaOH), гидроксид калия (KOH), лития (LiOH), иногда к их числу прибавляют и гидроксид кальция (Ca(OH) 2)), хотя на самом деле - это малорастворимое вещество белого цвета (гашенная известь).
Получение оснований
Получение оснований
и щелочей
может производиться различными способами. Для получения щелочи
можно использовать химическое взаимодействие металла с водой.
Такие реакции протекают с очень большим выделением тепла, вплоть до воспламенения (воспламенение происходит по причине выделения водорода в процессе реакции).
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Негашенная известь - CaOCaO + H 2 O → Ca(OH) 2
Но в промышленности эти методы не нашли практического значения, конечно кроме получения гидроксида кальция Ca(OH) 2 . Получение гидроксида натрия и гидроксида калия связано с использованием электрического тока. При электролизе водного раствора хлорида натрия или калия на катоде выделяются водород, а на аноде - хлор , при этом в растворе, где происходит электролиз, накапливается щелочь !
KCl + 2H 2 O →2KOH + H 2 + Cl 2 (эта реакция проходит при пропускании электрического тока через раствор).
Нерастворимые основания осаждают щелочами из растворов соответствующих солей.
CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Свойства оснований
Щелочи устойчивы к нагреванию. Гидроксид натрия можно расплавить и расплав довести до кипения, при этом он разлагаться не будет. Щелочи легко вступают в реакцию с кислотами, в результате которого образуется соль и вода. Эта реакция ещё носит название - реакция нейтрализации
KOH + HCl → KCl + H 2 O
Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами, в результате которой образуется соль и вода.
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O
Нерастворимые основания , в отличии от щелочей, термически не стойкие вещества. Некоторые из них, например, гидроксид меди , разлагаются при нагревании,
Cu(OH) 2 + CuO → H 2 O
другие - даже при комнатной температуре (например, гидроксид серебра - AgOH).
Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, реакция происходит лишь в том случае, если соль, которая образуется при реакции, растворяется в воде.
Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O
Растворение щелочного металла в воде с изменение цвета индикатора на ярко-красныйЩелочные металлы - такие металлы, которые при взаимодействии с водой образуют щелочь . К типичному представителю щелочных металлов относится натрий Na. Натрий легче воды, поэтому его химическая реакция с водой происходит на её поверхности. Активно растворяясь в воде, натрий вытесняет из неё водород, при этом образуя натриевую щелочь (или гидроксид натрия) - едкий натр NaOH. Реакция протекает следующим образом:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Подобным образом ведут себя все щелочные металлы. Если перед началом реакцией в воду добавить индикатор фенолфталеин, а затем опустить в воду кусочек натрия, то натрий будет скользить по воде, оставляя за собой ярко розовый след образовавшейся щелочи (щелочь окрашивает фенолфталеин в розовый цвет)
Гидроксид железа
Гидроксид железа является основанием. Железо, в зависимости от степени его окисления, образует два разных основания: гидроксид железа, где железо может иметь валентности (II) - Fe(OH) 2 и (III) - Fe(OH) 3 . Как и основания, образованные большинством металлов, оба основания железа не растворимы в воде.
Гидроксид железа (II) - белое студенистое вещество (осадок в растворе), которое обладает сильными восстановительными свойствами. К тому же, гидроксид железа (II) очень не стойкий. Если к раствору гидроксида железа (II) добавить немного щёлочи, то выпадет зелёный осадок, который достаточно быстро темнеет о превращается в бурый осадок железа (III).
Гидроксид железа (III) имеет амфотерные свойства, но кислотные свойства у него выражены значительно слабее. Получить гидроксид железа (III) можно в результате химической реакции обмена между солью железа и щёлочью. Например
Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH → 3 Na 2 SO 4 +2 Fe(OH) 3
1. Основание + кислота соль + вода
КОН
+ HCl
KCl + H 2 O.
2.
Основание + кислотный оксид
соль + вода
2KOH
+ SO 2
K 2 SO 3
+ H 2 O.
3.
Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль
+ вода
2NaOH (тв)
+ Al 2 O 3
2NaAlO 2
+ H 2 O;
NaOH (тв)
+ Al(OH) 3
NaAlO 2
+ 2H 2 O.
Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)
Ba(OH) 2
+ Na 2 SO 4
BaSO 4 +
2NaOH;
Ba(OH) 2
+ NH 4 Cl
BaCl 2
+ NH 4 OH.
Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH
Ca(OH) 2
CaO
+ H 2 O;
NaOH ;
NH 4 OH
NH 3
+ H 2 O.
2NaOH (тв)
+ Zn
Na 2 ZnO 2
+ H 2 .
КИСЛОТЫ
Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .
Классификация кислот
1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).
2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).
3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.
Например,
HCl
H +
+ Cl - ;
H 2 SO 4
H +
+ HSO.
Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные - ступенчато.
СН 3 СООН
СН 3 СОО -
+ Н + ;
1)
H 2 S
HS -
+
H + ,
2)
HS -
H +
+ S 2- .
Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н + называется кислотным остатком . Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н + , отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 может образовать три кислотных остатка: H 2 PO- дигидрофосфат-ион, HPO- гидрофосфат-ион, PO- фосфат-ион.
Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN - - циан) окончание - водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).
Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).
Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.
Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8
S H – O – S –O – O – S – O - H
H - O - O O O O
Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота
Химические свойства кислот
HF
+ KOH
KF + H 2 O.
H 2 SO 4
+ CuO
CuSO 4
+ H 2 O.
2HCl
+ BeO
BeCl 2
+ H 2 O.
Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота
H 2 SO 4
+ BaCl 2
BaSO 4
+2HCl;
2HNO 3
+ Na 2 CO 3
2NaNO 3
+ H 2 O
+
CO 2 .
Н 2 СО 3
Н 2 О
+ СО 2 .
H 2 SO 4(разб)
+ Fe
FeSO 4
+ H 2 ;
HCl + Cu .
На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.
КИСЛОТА - ОКИСЛИТЕЛЬ
Металл в ряду напряжения после Н 2
+реакция не идет
Металл в ряду напряжения до Н 2
+
соль металла
+ Н 2
в min степени
H 2 SO 4 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
окисления (с.о.)+
реакция
не идет
/Mq/Zn
от условий
Сульфат металла в max с.о.
+
+ +
Металл (остальные)
+
+
+
HNO 3 концентриро-
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
Нитрат металла в max с.о.
Металл
(остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при
нагревании)
+
HNO 3 разбавленная
Au, Pt, Ir, Rh, Ta
+
реакция
не идет
Металл щелочной/ щелочноземельный
NH 3 (NH 4 NO 3)
Нитратметал
ла в max с.о.
+
+
Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)
NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)
от условий
+
Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)
Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ
СОЛИ
Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.
3. Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) -
NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.3.1. Классификация, получение и свойства оснований
Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .
По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:
Однокислотные основания - KOH , NaOH ;
Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;
Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .
Получение оснований
1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,
K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,
AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,
Al(OH) 3 + KOH = K.
В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:
AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.
Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .
2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .
(суммарная реакция электролиза)
Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .
Химические свойства оснований
1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,
Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .
2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.
3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.
4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:
2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,
Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.
Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.
5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):
2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),
6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,
2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .
6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,
Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .
Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).
М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина
а) получение оснований .
1) Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2 + K 2 SO 4 ,
К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2КОН + ВаСО 3 .
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
2) Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,
SrO + H 2 O = Sr(OH) 2 .
3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
б) химические свойства оснований .
1) Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O .
2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.
3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.
FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3 + 3 KCl
4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:
2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,
Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О.
КИСЛОТЫ – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой Н х А, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.
Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl - соляная, HNO 3 - азотная, HСlO - хлорноватистая, CH 3 COOH - уксусная); два атома водорода - двухосновные кислоты: H 2 SO 4 – серная, H 2 S - сероводородная; три атома водорода - трехосновные: H 3 PO 4 – ортофосфорная, H 3 AsO 4 – ортомышьяковая.
В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H 2 S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н – О – Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о - и слова «водородная» (H 2 S – сероводородная). Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н- , -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H 2 SO 4 – серная, H 2 CrO 4 - хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H 2 SO 3 – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватист ая, HClO 2 – хлорист ая, HClO 3 – хлорноват ая, HClO 4 – хлорн ая).
С
точки зрения теории электролитической
диссоциации, кислоты – электролиты,
диссоциирующие в водном растворе с
образованием в качестве катионов только
ионов водорода:
Н х А хН + +А х-
Наличием Н + -ионов обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).
Получение и свойства кислот
а) получение кислот .
1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:
2) Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.
3) Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSО 4 + 2 HBr ,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,
FeS+ H 2 SO 4 (paзб.) = H 2 S + FeSO 4 ,
NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 ,
4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO
б) химические свойства кислот .
1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3 , H 3 BO 3) могут реагировать только с растворимыми щелочами.
H 2 SiO 3 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +2H 2 O
2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.
3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.
Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2
4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода (кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(разбавл), H 3 PO 4) или анион кислотного остатка (кислоты-окислители: H 2 SO 4(конц) , HNO 3(конц и разб)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:
Zn+H 2 SO 4(разб) =ZnSO 4 +H 2
Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2
Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:
Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,
Рb + 4НNО 3(конц) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ проявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:
2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
а с основаниями – как кислоты:
Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакция протекает в растворе щелочи);
Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).
С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.
Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:
Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.
СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO 4) – при избытке основания.
Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрома (III), AlCl 3 – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO 3) 2 – гидрокарбонат кальция, NaH 2 PO 4 - дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо- : (AlOH)Cl 2 – гидроксохлорид алюминия, 2 SO 4 - дигидроксосульфат хрома(III).
Получение и свойства солей
а) химические свойства солей .
1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:
Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu
Щелочные и щелочноземельные металлы не используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:
2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.
2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.
3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:
BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.
4) Гидролиз солей - обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «электролитическая диссоциация».
б) способы получения солей .
В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:
1) Взаимодействие металлов с неметаллами:
Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,
2) Взаимодействие металлов с растворами солей:
Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.
3) Взаимодействие металлов с кислотами:
Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .
4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:
3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.
5) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:
2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.
6) Взаимодействие кислот с солями:
HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .
7) Взаимодействие щелочей с солями в растворе:
3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.
8) Взаимодействие двух солей в растворе:
NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.
9) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:
Ca(OH) 2 +CO 2 =CaCO 3 +H 2 O.
10) Взаимодействие оксидов различного характера друг с другом:
CaO+CO 2 =CaCO 3 .
Соли встречаются в природе в виде минералов и горных пород, в растворенном состоянии в воде океанов и морей.