Соли

Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 25.02.2009
Размер файла 12,9 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

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)2v + 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 + BaSO4v

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)2v

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3v + 2H2O

3). Две растворимые соли реагируют между собой, если выделяется осадок:

CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3v + 2NaCl

4). Более сильная и менее летучая кислота вытесняет из соли более слабую и более летучую, если выделяется осадок или газ:

AgNO3 + HCl = AgClv + 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)3v + H+

Fe(OH)2 + + HOH + Cl- Fe(OH)3v + H+ + 3Cl-

Fe(OH)2Cl + H2O Fe(OH)3v + 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)3v 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)3v + 3H2S^

Продукты гидролиза уходят из сферы реакции, гидролиз необратимый:

2AlCl3 + 3NaCl + 6H2O = 2Al(OH)3v + 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 = CaCO3v

Ba

1). Пламя

2). SO4

1).Желто-зеленое окрашивание

2). Белый (мелкокристаллический) осадок

SO4 +Ba = BaSO4v

Cu

1). Пламя

2). Вода

3). Щелочь

1). Зеленое окрашивание

2). Гидратированные ионы Cu имеют голубую окраску

3). Синий осадок

Cu + 2OH = Cu(OH)2v

Ag

Cl

Белый (творожистый) осадок

Cl + Ag = AgClv

Al

Щелочь OH

(амфотерные свойства гидроксида)

Желеобразный осадок белого цвета, растворяющийся в избытке щелочи

Al + 3OH = Al(OH)3v

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)2v

2). Синий осадок (турнбулева синь)

3Fe+2[Fe(CN)6]=

Fe3[Fe(CN)6]2v

Fe

1). Щелочь OH

2).Роданид аммония

NH4SCN

3).Желтая кровяная соль

K4[Fe (CN)6]

1). Бурый осадок

Fe + 3OH = Fe(OH)3v

2). Кроваво-красный осадок

Fe + 3SCN = Fe(SCN)3v

3). Темно-синий осадок

"Берлинская лазурь"

4Fe+3[Fe(CN)6]=

Fe4[Fe(CN)6]3v

Качественные реакции на анионы

Анион

Реактив

Результат реакции

SO4

Соли бария Ba

Белый осадок

SO4 +Ba = BaSO4v

NO3

H2SO4 (конц.) и Cu

Выделение бурого газа

Cu+NO3+2H=Cu+NO2^+H2O

PO4

Нитрат серебра Ag

Ярко-желтый осадок

PO4 + 3Ag = AgPO4v

CrO4

Соли бария Ba

Желтый осадок

Ba + CrO4 = BaCrO4v

S

Соли свинца Pb

Черный осадок

Pb + S = PbSv

CO3

Растворы кислот H

Ca(OH)2

Выделение газа без запаха, вызывающее помутнение известковой воды

CO3 + 2H = H2O + CO2^

CO2+ Ca+OH= CaCO3v+H2O

Cl

Нитрат серебра Ag

Белый (творожистый) осадок

Cl + Ag = AgClv

Br

Нитрат серебра Ag

Желтоватый осадок

Br + Ag = AgBrv

I

Нитрат серебра Ag

Желтый осадок

J + Ag = AgJv

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.


Подобные документы

  • Графическое изображение формул солей. Названия, классификация солей. Кислые, средние, основные, двойные, комплексные соли. Получение солей. Реакции: нейтрализации, кислот с основными оксидами, оснований с кислотными оксидами, основных и кислотных оксидов

    реферат [69,9 K], добавлен 27.11.2005

  • Понятие гидролиза как реакции обменного разложения веществ водой; его роль в народном хозяйстве, повседневной жизни. Классификация солей в зависимости от основания и кислоты. Условия смещения реакций обратимого гидролиза согласно принципу Ле Шателье.

    презентация [411,8 K], добавлен 02.05.2014

  • Характеристика гидролиза солей. Виды реакций нейтрализации между слабыми и сильными кислотами и основаниями. Почвенный гидролиз солей и его значение в сельском хозяйстве. Буферная способность почвы: обмен катионов и анионов в процессе минерализации.

    контрольная работа [56,1 K], добавлен 22.07.2009

  • Составление уравнения ступенчатой диссоциации заданных веществ. Уравнения реакций кислот, оснований и амфотерных гидроксидов. Получение солей, уравнения их диссоциации. Виды концентраций вещества. Изменение энтропии при проведении химической реакции.

    контрольная работа [158,6 K], добавлен 17.05.2014

  • Расчетные методы определения рН. Примеры уравнений реакций гидролиза солей. Понятие и формулы расчета константы и степени гидролиза. Cмещение равновесия (вправо, влево) гидролиза. Диссоциация малорастворимых веществ и константа равновесия этого процесса.

    лекция [21,7 K], добавлен 22.04.2013

  • Основные особенности гидролиза, который приводит к образованию слабого электролита. Характеристика гидролиза солей в водном растворе. Значение гидролиза в химическом преобразовании земной коры. Развитие гидролиза в народном хозяйстве и в жизни человека.

    конспект урока [124,7 K], добавлен 20.11.2011

  • Оксиды, кислоты, основания, амфотерность, соли. Оксиды в трех агрегатных состояниях: в твердом, жидком и газообразном. Химические свойства кислот. Соляная кислота и хлороводород. Амфотерные оксиды и гидроксиды. Химические свойства солей.

    шпаргалка [73,6 K], добавлен 11.09.2003

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.