1. Соли – это продукт полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл или же продукт полного или частичного замещения гидроксигрупп в основании на кислотный остаток

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все  атомы водорода соответствующей кислоты замещены на металла, в кислых солях они замещенытолько частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: СаСО₃^.МgСО₃ (доломит), КСl^. NaСl (сильвинит), КАl(SО₄ )₂ (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: СаОСl₂ (или Са(ОСl)Сl); комплексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами: K₄[Fе(СN)₆] (желтая кровяная соль), К₃[Fе(СN)₆] (красная кровяная соль. Название солей образуется из названия аниона, за которым следует название катиона.

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс-ид, например хлорид натрия NаСl, сульфид железа(II) FеS и др.

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро- а группа ОН — приставкой гидрокси-: NаНS — гидросульфид натрия, NаНSО₃ — гидросульфит натрия, Mg(ОН)Сl—гидроксихлоридмагния, Аl(ОН)₂Сl —дигидроксихлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды. Название комплексного иона завершается названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках).

В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Cu(NН₃)₄]Сl₂— хлоридтетраамминмеди (II), (Аg(NH₃)₂)₂SO₄ —сульфат диамминсеребра (I).

Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

Соли бескислородных кислот, кроме того,могут быть получены при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов (Сl, S и т.д.).

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

СаСО₃ = СаО + СО₂,

2Ag₂СО_З = 4Аg + 2СО₂ + О₂,

NН₄Сl = NН₃ + НСl,

2КNО_З = 2КNО₂ + О₂,

2FеSО₄ = Fе₂О₃ + SО₂ + SО₃,

4FеSО₄ = 2Fе₂О_З + 4SО₂ + О₂,

2Сu(NО₃)₂ = 2СuО + 4NО₂ + О₂,

2АgNО₃ = 2Аg + 2NO₂ + O₂,

NН₄NО₃ = N₂О + 2H₂O  

(NН₄)₂Сr₂О₇ = Сr₂О₃ + N₂ + 4H₂O,

2KClО₃ 2КCl + 3O₂,

4KClO₃ = ЗКClO₄ + КСl.

При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в  окислительно-восстановительные реакции:

Ag⁺ + Br^- = AgBr↓,

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂↓,

Zn + Cu²⁺ = Zn²⁺ + Cu,

Cu + 2Ag⁺ = Cu²⁺ + 2Ag,

Fe²⁺ - e = Fe³⁺ 

Первые две реакции показывают, что соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями,а последние три указывают на окислительные и восстановительные свойства солей.

С другой стороны, анионы, входящие в состав солей, могут соединяться с катионами с образованием осадков или малодиссо­циированных соединений,а также участвовать в окислительно-восстановительных реакциях:

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓,

SO₃^2- + 2H⁺ = SO₂↑ + H₂O,

4Fe³⁺ + 3[Fe(CN₆)]^4- = Fe₄[Fe(CN)₆]₃,

                                       ^{«берлинская лазурь»}

3Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- = Fe₃[Fe(CN)₆]₂,

                                 ^{«турнбуллева синь»}

S^2- + 2H⁺ = H₂S↑,

NO₃^- + 2H⁺ + e = NO₂↑ + H₂O.  

Таким образом, соли могут реагировать с солями, кислотами (по типу обмена), металлами и неметаллами.

 Взаимодействие с металлами. Каждый левее стоящий металл в ряду напряжений вытесняет последующий из раствора его соли.

Fe+CuCI₂=Cu+FeCI₂ Fe°+Cu²++2CI=Cu°+Fe²++2CI Fe°+Cu²+=Cu°+Fe²+

или Fe°–2e→ Fe²+ │ окисляется (восстановитель) Cu²++2e→ Cu° │ восстанавливается (окислитель)

 Взаимодействие со щелочами. В результате обязательно должно образоваться нерастворимое основание.

CuCI₂+2NaOH=Cu(OH) ₂ +2NaCl

4. Взаимодействие растворимых солей между собой с образованием осадка. Рассмотрим алгоритм составления уравнения реакций

NaCI+AgNO₃= NaNO₃+AgCl

Получение солей

1. Реакция нейтрализации.. После выпаривания воды получают кристаллическую соль.

H2SO4	+	2 KOH	=	K2SO4	+	2 H2O
				сульфат калия

2. Реакция кислот с основными оксидами.

H2SO4	+	CuO	=	CuSO4	+	H2O
				сульфат меди

3. Реакция оснований с кислотными оксидами 

Ca(OH)2	+	CO2	=	CaCO3↓	+	H2O
				карбонат кальция

4. Реакция основных и кислотных оксидов между собой:

CaO	+	SO3	=	CaSO4
				сульфат кальция

5. Реакция кислот с солями. Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:

H2S	+	CuCl2	=	CuS↓ (осадок)	+	2 HCl
				сульфид меди

6. Реакция оснований с солями. Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью.

3 NaOH	+	FeCl3	=	Fe(OH)3↓	+	3 NaCl
				(осадок)		хлорид натрия

7. Реакция двух различных солей. Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:

AgNO3	+	KCl	=	AgCl↓ (осадок)	+	KNO3
				хлорид серебра		нитрат калия

Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:

NaCl + KBr = Na⁺ + Cl^- + K⁺ + Br^-

Если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8. Реакция металлов с кислотами.

Fe	+	H2SO4(разб.)	=	FeSO4	+	H2­
				сульфат железа II

9. Реакция металлов с неметаллами. Эта реакция внешне напоминает горение. Металл "сгорает" в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый "дым":

2 K	+	Cl2	=	2 KCl
				хлорид калия

10. Реакция металлов с солями. Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее, способны вытеснять менее активные (расположенные правее) металлы из их солей:

Zn	+	CuSO4	=	Cu	+	ZnSO4
				порошок меди		сульфат цинка

Теперь рассмотрим химические свойства солей.

Наиболее распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислительно-восстановительные реакции солей.

Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.

а) Реакции за счет иона металла.

Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл. Приведем пример:

Hg2+SO4	+	Sn0	=	Hg0	+	Sn2+SO4
соль менее активного металла (окислитель)		более активный металл (восстановитель)

Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности , являются более активными.

б) Реакции за счет кислотного остатка.

В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда –многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками. Например:

Na2S–2	+	Br20	=	S0	+	2 NaBr–1
соль сероводородной кислоты				сера

2 KI–1	+	H2O2–1	+	H2SO4	=	I20	+	K2SO4	+	2 H2O–2
соль иодоводородной кислоты						иод

2 KMn+7O4	+	16 HCl–1	=	5 Cl20	+	2 KCl	+	2 Mn+2Cl2	+	8 H2O
соль марганцевой кислоты								хлорид марганца

2 Pb(N+5O3–2)2	=	2 PbO	+	4 N+4O2	+	O20
соль азотной кислоты	при нагревании

2. Обменные реакции солей.

Такие реакции могут происходить, когда соли реагируют: а) с кислотами, б) с щелочами, в) с другими солями. При проведении обменных реакций берут растворы солей. Общим требованием для таких реакций является образование малорастворимого продукта, который удаляется из раствора в виде осадка. Например:

а) CuSO₄ + H₂S = CuS↓ (осадок) + H₂SO₄

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ (осадок) + HNO₃

б) FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃↓ (осадок) + 3 NaCl

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂↓ (осадок) + K₂SO₄

в) BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄↓ (осадок) + 2 KCl

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ (осадок) + 2 NaCl

Если хотя бы один продукт таких обменных реакций не уходит из сферы реакции в виде осадка (иногда – в виде газа), то при смешивании растворов образуется только смесь ионов, на которые при растворении распадаются исходная соль и реагент. Таким образом, обменная реакция произойти не может.

Применение солей началось с незапамятных времен. Большинство солей широко используются в промышленности и в быту. Например, всем известно применение поваренной соли, т.е. хлорида натрия в быту. В промышленности он используется для получения гидроксида натрия, соды, хлора, натрия и т.д. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества тоже относятся к классу солей.

2. Крахмал, нахождение в природе, практическое значение, гидролиз крахмала.

КРАХМАЛ, главный резервный полисахарид растений; накапливается в виде зерен в клетках семян, луковиц, клубней, а также в листьях и стеблях. Бесцв. аморфное в-во, не раств. в холодной воде, диэтиловом эфире,этаноле, в горячей воде образует клейстер; В зернах крахмала содержатся 98-99,5%полисахаридов и 0,5-2% неуглеводных компонентов (в т.ч. липиды, белки, зольные элементы). Крахмал представляет собой смесь линейного (амилозы) и разветвленного (амилопектина) полисахаридов. Амилозапостроена гл. обр. из остатков a-D-глюкопиранозы с 1:4 - связями. В зависимости от вида растения молекула м.амилозы колеблется от 150 тыс. (рисовый, кукурузный крахмал) до 500 тыс. (картофельный крахмал).Молекулы амилопектина сильно разветвлены и состоят из фрагментов амилозы (ок. 20 моносахаридных остатков), связанных между собой

С йодом крахмал дает характерное синее окрашивание.

Образуется в листьях в результате фотосинтеза и откладывается в корнях, в клубнях и семенах в виде зерен, имеющих величину, форму и внутреннее строение, характерные для каждого вида растений.  

Кислотный гидролиз крахмала В воде, при добавлении кислоты (H2SO4 разбавленная, и др.) как катализатора, постепенно гидролизуется с уменьшением молекулярной массы, вплоть до глюкозы. C6H10O5)n + nH2O—H2SO4→ nC6H12O6  Где: С6Н12О6 – глюкоза (C6H10O5)n – крахмал Ферментативным гидролиз крахмал Крахмал → растворимый крахмал (амилоза) → олигосахариды (декстрины) → дисахарид (мальтоза = солод) → α-глюкоза. (С6Н10О5) — (С6Н10О5)х — С12Н22О11 — С6Н12О6 Где: (С6Н12О5)х декстрины С6Н12О6 – глюкоза

3. О п ы т. Получение амфотерного гидроксида и проведение химических реакций, характеризующих его свойства.

Амфотерность (двойственность свойств) гидроксидов и оксидов многих элементов проявляется в образовании ими двух типов солей. Например, для гидроксида

а) 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

б) 2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O (в расплаве) В реакции (а) Al(OH)₃  проявляет свойства оснóвных гидроксидов, то есть подобно щелочам реагирует с кислотами и кислотными оксидами, образуя соль, в которой алюминий является катионом Al³⁺.

Напротив, в реакции (б) Al(OH)₃  выполняет функцию кислотных гидроксидов и оксидов, образуя соль, в которой атом алюминия Al^III входит в состав аниона (кислотного остатка) AlО₂⁻.

Сам элемент алюминий проявляет в этих соединениях свойства металла и неметалла. Следовательно, алюминий - амфотерный элемент.

Подобные свойства имеют также элементы А-групп - Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi и другие, а также большинство элементов Б-групп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd и другие.

Например, амфотерность цинка доказывают такие реакции: а) Zn(OH)₂ + N₂O₅ = Zn(NO₃)₂ + H₂O б) Zn(OH)₂ + Na₂O = Na₂ZnO₂ + H₂O 3. О п ы т. Получение амфотерного гидроксида и проведение химических реакций, характеризующих его свойства.

Для того чтобы исследовать амфотерный гидроксид - гидроксид цинка, получим его из сульфата цинка - действием сильной щелочи.

ZnSO₄ + 2NaOH = Zn(OH)₂↓ + Na₂SO₄

В двух одинаковых пробирках происходит одно и то же - образуется белый студенистый осадок гидроксида цинка. Гидроксид цинка реагирует и с кислотой (в нашем опыте - с соляной)

Zn(OH)₂  + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O,

и со щелочью –

H₂ZnO₂  + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

осадок гидроксида растворяется в обеих пробирках. Значит гидроксид цинка ведет себя и как кислота, и как основание. Такая двойственность называется амфотерностью. Гидроксид цинка – амфотерен. Амфотерными свойствами обладают также гидрооксиды алюминия, олова(II),  свинца(II).

БИЛЕТ 18

1. Химическая и электрохимическая коррозия металлов. Условия, при которых происходит коррозия. Меры защиты металлов и сплавов от коррозии.

Коррозией металлов называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов вследствие их взаимодействия с окружающей средой.  В основе этого взаимодействия лежат химические и электрохимические реакции, а иногда и механическое воздействие внешней среды. Способность металлов сопротивляться воздействию среды называется коррозионной стойкостьюили химическим сопротивлением материала. Металл, подвергающийся коррозии, называют корродирующим металлом, а среда, в которой протекает коррозионный процесс - коррозионной средой. В результате коррозии изменяются свойства металла и часто происходит ухудшение его функциональных характеристик.  Металл при коррозии может частично или полностью разрушаться. Химические соединения, образующиеся в результате взаимодействия металла и коррозионной среды, называют продуктами коррозии. Продукты коррозии могут оставаться на поверхности металла в виде оксидных пленок, окалины или ржавчины. В зависимости от степени адгезии их с поверхностью металла наблюдаются различные случаи. Например, ржавчина на поверхности железных сплавов образует рыхлый слой, процесс коррозии распространяется далеко в глубь металла и может привести к образованию сквозных язв и свищей. Напротив, при окислении алюминия на поверхности образуется плотная сплошная пленка оксидов, которая предохраняет металл от дальнейшего разрушения.  Коррозия является физико-химическим процессом и закономерности ее протекания определяются общими законами термодинамики и кинетики гетерогенных систем. Различают внутренние и внешние факторы коррозии. Внутренние факторы характеризуют влияние на вид и скорость коррозии природы металла (состав, структура и т.д.). Внешние факторы определяют влияние состава коррозионной среды и условий протекания коррозии (температура, давление и т.д.).  Противокоррозионной защитой (защитой от коррозии) называют процессы или средства, применяемые для уменьшения или прекращения коррозии металла.

Известны различные виды коррозии металлов. Одним из основных её видов яляется химическая, которую иногда ещё называют газовой, так как иногда она происходит под воздействием газообразных компонентов из окружающей среды при высоких температурах. Химическая коррозияможет происходить и под воздейстивем некоторых агрессивных жидкостей. Основным этого процесса является то, что она происходит без возникновения в ситеме электрического тока. Ей подвергаются детали и узлы машин, работающих в атмосфере кислорода при высоких тьемпературах, например турбинные двигатели, ракетные двигатели и некоторые другие, а также подвергаются детали узлы оборудования химического производства. Другим распространённым видом разрушения металлояв вляется электрохимическая коррозия - поверхностное разрушение в среде электролита с возникновением в системе электрического тока. Электрохимическая коррозия - разрушение в атмосфере, на почве, водоёмах, грунтах.  Характер разрушения поверхности металла может быть различным и зависит от свойств этого металла и условиях протекакния процесса. Теперь остановимся подробнее на электрохимической коррозии.

Радикальным методом защиты от коррозии является поиск коррозионно-стойких материалов для агрессивной среды. Полностью заменить металлы на неметаллические предметы - невозможно. Защита от коррозии: изоляция металлов от агрессивной среды. Защитить металл от разрушения можно путём создания на его поверхности защитной плёнки - покрытия.Пути создания защитных плёнок различны. Например, корродирующий металл покрывают слоем другого металла, который не разрушается при тех же условиях. В качестве покрыий используются неметаллические покрытия, органические материалы - плёнки высокополимерных веществ, лаки, олифа, а также композиции из высокополимерных и неорганических красящих веществ. Особое значение имеют плёнки из оксидов металлов, получаемые при действии кислорода или подходящих окислителей (азотная кислота HNO₃, дихромат калия K₂Cr₂O₇ и др.) на поверхность металлов. Часто такие оксидныеи плёнкки образуются на поверхности металлов даже просто при соприкосновении с воздухом, что делает химически-активные металлы (алюминий, циннк) коррозионностойкими. Подобную роль играют защитные нитридные покрытия, образующиеся при действии азота или аммиака на поверхность некоторых металлов. Искусственное оксидирование, азотирование, фосфатирование - хорошая защита металлов от коррозии.