Справочники / Репетитор по химии - Белов Н.В

6.Кислоты взаимодействуют с некоторыми нормальными солями с образованием новой соли и новой кислоты. Эти реакции возможны в том случае, если в результате их образуется нерастворимая соль или более слабая кислота, чем исходная.

Кислота + Соль = Соль + Кислота

Например:

а) НСl + AgNO3 = AgCl + HNO3

2CH3COOH + CO32– 2CH2COO– + CO2 + H2O

7.Кислоты взаимодействуют с металлами. Характер продуктов этих реакций зависит от природы и концентрации кислоты и от активности металла. Активность металла определяется его положением в электрохимическом ряду напряжений (см. раздел 7 «Металлы»):

Li, К, Ва, Са, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Рb, H ,

Cu, Ag, Hg, Pt, Au

В этом ряду активность металлов уменьшается слева на-

право (от Li до Au).

Разбавленная серная кислота H2SO4, хлороводородная кислота НСl и другие взаимодействуют с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжений левее водорода. В результате реакции образуются соль и газообразный водород. Например:

а) H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

2Н+ + Zn0 = Zn2+ + H20;

б) 2НСl + Mg = MgCl2 + H2

Указанные кислоты не взаимодействуют с металлами, ко-

260

торые находятся в электрохимическом ряду напряжений пра-

вее водорода. Например: Ag + НСl .

Концентрированная серная кислота H2SO4 и азотная кислота HNO3 любой концентрации являются кислотамиокислителями и проявляют особые свойства в реакциях с металлами, которые подробно рассмотрены в разделе 8.

Получение кислот

1.Бескислородные кислоты получают путем синтеза их из простых веществ и последующим растворением полученного продукта в воде.

Неметалл + H2 = Водородное соединение неметалла,

где неметаллы: F2, Cl2, Br2, I2, S, Se. Например: Н2 + Сl2 = 2НСl

При растворении HCl в воде получается хлороводородная (соляная) кислота.

2.Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.

Кислотный оксид + Н2О = Оксокислота

Например: SO3 + Н2О = H2SO4.

3.Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.

Соль + Кислота = Соль + Кислота

2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4;

крист. конц.

Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 + Na2SO4

Этот способ используется для получения летучих и труднорастворимых кислот.

Вопросы для контроля

1.Какие физические свойства имеют кислоты?

2.Как кислоты изменяют цвет индикаторов?

3.Что такое реакция нейтрализации?

4.Как кислоты взаимодействуют с оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами и солями? Приведите примеры.

5.Как кислоты взаимодействуют с металлами? Приведите примеры.

261

6.Какие способы получения кислот вы знаете? Напишите уравнения реакций и назовите полученные кислоты.

Упражнения и задачи для самостоятельной работы

1.С какими из следующих металлов: Al, Fe, Zn, Au, Mg, Hg, Cu, Ni — реагирует разбавленная серная кислота?

Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Назовите полученные вещества.

2.Напишите уравнения реакций следующих превращений:

а) S SO2 SO3 H2SO4 BaSO4; б) P P2O5 H3PO4;

в) N2O3 HNO3 Cu(NO3)2 Cu(OH)2 CuO.

3.Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между: а) хлороводородной кислотой и гидроксидом магния; б) азотной кислотой и гидроксидом калия; в) азотной кислотой и гидроксидом цинка;

г) серной кислотой и гидроксидом меди (II); д) азотной кислотой и гидроксидом хрома (III).

4.С какими из следующих веществ будет реагировать соляная кислота:

N2O5, Zn(OH)2, CaO, AgNO3, H3PO4, H2SO4? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

5.С какими из следующих веществ будет реагировать сернистая кисло-

та: К, Н2О, NaOH, Cu, ВаО, СаСО3, Са(ОН)2? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

6.С какими из следующих веществ будет реагировать разбавленная со-

ляная кислота: КСl, КОН, K2SO4, BaSO4, Fe, Fe2O3, Ag, Ag2O? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

7.С какими из следующих веществ будет реагировать разбавленная

серная кислота: Mg, CaO, Ca(OH)2, CaCO2, Hg, Al, Al2O3, Аl(ОН)3, Ba(NO3)2, Cu(OH)2? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

8.Сколько граммов ортофосфорной кислоты получается при растворении 284 г Р2О5 в воде?

9.К 1 л 10%-го раствора H2SO4 (ρ = 1,066 г/мл) добавили 50 г КОН. Какова среда полученного раствора: кислая, щелочная, нейтраль-

ная?

10*.Сколько литров оксида азота (II) выделяется при обработке 25,6 г меди 220 мл 15 %-го раствора азотной кислоты (ρ = 1,12 г/мл)?

*При решении задач № 10, 11 следует вспомнить характер взаимодействия азотной кислоты с металлами (см. § 8.7).

262

11.На смесь меди и оксида меди (II) массой 75 г подействовали избыт-

ком концентрированной HNO3. При этом образовался газ объемом 28,88 л (н. у.). Определите массовую долю оксида меди (II) в исход-

ной смеси.

§ 6.3. Амфотерные гидроксиды, их свойства

Физические свойства

Все амфотерные гидроксиды — твердые вещества, не растворимые в воде. Как правило, амфотерные гидроксиды имеют белый цвет.

Химические свойства

В нейтральной среде (чистая вода) амфотерные гидроксиды практически не растворяются и не диссоциируют на ионы.

Они растворяются в кислотах и щелочах. Диссоциацию амфотерных гидроксидов в кислой и щелочной средах можно выразить следующими уравнениями:

H+ OH–

Zn2+ + 2ОН– Zn(OH)2 2Н+ + ZnO22–

H+ OH–

Sn2+ + 2ОН– Sn(OH)2 2Н+ + SnO22–

H+ OH–

РЬ2+ + 2ОН– Рb(ОН)2 2Н+ + РЬО22–

H+ OH–

Аl3+ + 3ОН– Аl(ОН)3 Н+ + АlО2– + Н2О

H+ OH–

Сr3+ + 3ОН– Cr(ОН)3 Н+ + СrO2– + Н2О

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами, образуя соль и воду.

263

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

а) Zn(OH)2 + 2НСl ZnCl2 + 2Н2O

Zn(OH)2 + 2Н+ Zn2+ + 2Н2О

б) Sn(OH)2 + H2SO4 SnSO4 + Н2О

Sn(OH)2 + 2Н+ Sn2+ + Н2О

в) Pb(OH)2 + 2HNO3 Pb(NO3)2 + 2H2O

Pb(OH)2 + 2H+ Pb2+ + 2H2O

г) Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O

д) Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H2O

Cr(ОН)3 + 3H+ = Cr3+ + 3H2О

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами

1.Сплавление амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами:

t°

а) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2О

Цинкат натрия

t°

б) Аl(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2Н2О

Метаалюминат

натрия

или Аl(ОН)3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2О

Ортоалюминат

натрия

2.При взаимодействии амфотерных гидроксидов с избытком растворов щелочей образуются гидроксокомплексные соединения:

а) Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Тетрагидроксоцинкат

натрия

Zn(OH)2 + 2ОН– = [Zn(OH)4]2–

б) Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

Тетрагидроксостаннит

натрия

Sn(OH)2 + 2OH– = [Sn(OH)4]2–

в) Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]

Тетрагидроксоплюмбит

натрия

Pb(OH)2 + 2ОH– = [Pb(OH)4]2–

264

г) в зависимости от концентрации растворов щелочи и соотношения реагентов гидроксид алюминия может образовать два гидроксокомплекса:

Аl(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Тетрагидроксоалюминат натрия

Аl(ОН)3 + ОН– = [Аl(ОН)4]– и

Аl(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6]

Гексагидроксоалюминат натрия

Аl(ОН)3 + 3ОН– = [Аl(ОН)613–

д) Cr(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]

Гексагидроксохромит натрия

Cr(OH)3 + 3OH– = [Cr(ОН)6]3–

Вопросы для контроля

1.Какие физические свойства имеют амфотерные гидроксиды?

2.Как амфотерные гидроксиды диссоциируют в кислых и щелочных средах?

3.Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами? Приведите примеры.

4.Как амфотерные гидроксиды взаимодействуют со щелочами? Приведите примеры.

Упражнения и задачи для самостоятельной работы

1.Напишите уравнения реакций получения гидроксида цинка, если исходным веществом является оксид цинка.

2.Напишите схему диссоциации гидроксида хрома (III), a также молекулярное и ионное уравнения реакций растворения его в:

а) азотной кислоте; б) растворе гидроксида натрия.

3.С какими из следующих веществ реагирует гидроксид цинка: KCl,

HNO3, КОН, KNO3, Al, H2O? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

4.Можно ли приготовить растворы, которые содержали бы одновре-

менно: АlСl3 и NaOH; Al2(SO4)3 и Ba(NO3)2; KAlO2 и НСl? Ответ мотивируйте. Составьте молекулярные и ионные уравнения соответ-

ствующих реакций.

265

5.Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций следующих превращений:

Аl Аl2О3 Al2(SO4)3 Аl(ОН)3 КАЮ2 Аl(ОН)3 Аl2O3.

6.Сколько миллилитров 54 %-го раствора КОН (ρ = 1,59 г/мл) требуется для взаимодействия алюминия со щелочью, в результате которого получается 1 м3 водорода и образуется К[Аl(ОН)4]?

7.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций растворения

гидроксида хрома (III) Cr(ОН)3 в растворах: H2SO4; NaOH. Сколько граммов Na[Cr(OH)4] образуется, если в реакцию вступает 32 г гидроксида натрия?

§ 6,4. Соли, их свойства и получение. Генетическая связь между важнейшими классами неорганических соединений

Физические свойства

Большинство солей — твердые вещества белого цвета: KNO3, КСl, NaCl, BaSO4 и др.

Некоторые соли имеют окраску. Например, дихромат калия К2Cr2О7 — оранжевого, хромат калия К2СrO4 — желтого, сульфат никеля (II) NiSO4 — зеленого, хлорид кобальта (III) СоСl3 — розового, сульфид меди (II) CuS — черного цвета.

По растворимости в воде соли делятся на растворимые в воде (Р), малорастворимые в воде (М) и нерастворимые (Н).

Растворимость в воде важнейших солей указана в таблице растворимости.

Химические свойства

1.Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы:

а) средние соли диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков:

КСl К+ + Сl– NaCN Na+ + СN–

Ва(СН3СОО)2 Ва2+ + 2СН3СОО–

266

б) кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы:

KHSO3 К+ + HSO3–

NaH2PO4 Na+ + Н2РО4–

Na2HPO4 2Na+ + HPO42–;

в) основные соли диссоциируют на сложные катионы и анионы кислотных остатков:

АlОН(СН3СОО)2 АЮН2+ + 2CH3COO– Аl(ОН)2СН3СОО Аl(ОН)2+ + СН3СОO–

2.Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла. Данный металл может вытеснять из растворов солей только те металлы, которые находятся правее его в электрохимическом ряду напряжений.

Ме(1) + Соль(1) = Ме(2) + Соль(2),

где Ме(1) — более активный металл, чем Ме(2). Например:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Cu2+ + SO42 + Fe0 = Fe2+ + SO42– + Cu0

Cu2+ + Fe0 = Fe2+ + Cu0

Железо вытесняет медь из раствора соли меди, потому что железо — более активный металл, чем медь.

Важно отметить, что щелочные и щелочноземельные металлы, взаимодействуя с растворами солей, вытесняют водород из воды, но не восстанавливают ионы металлов. Поэтому для выделения металлов из растворов их солей эти металлы использовать нельзя.

3.Растворы солей взаимодействуют со щелочами с образованием новой соли и нового основания. Реакция возможна, если образующееся основание или образующаяся соль выпадают в осадок.

Например:

а) FеСl3 + 3КОН = Fe(OH)3 + 3KCl

Fe3+ + 3ОН– = Fe(OH)3

267

б) К2CО3 + Ва(ОН)2 = ВаСО3 + 2КОН

Ва2+ + СО32– = ВаСО3

4.Соли взаимодействуют с кислотами с образованием новой более слабой кислоты или новой нерастворимой соли.

Соль + Кислота = Соль + Кислота

Например:

а) ВаСl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

При взаимодействии соли с кислотой, образующей данную соль, получается кислая соль (это возможно в том случае, если соль образована многоосновной кислотой). Например:

а) Na2S + H2S = 2NaHS

2Na+ + S2– + H2S = 2Na+ + 2HS–

S2– + H2S = 2HS–;

б) CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2

(H2CO3)

CaCO3 + CO2 + H2O Са2+ + 2HCO3–

5.Соли могут взаимодействовать между собой с образованием новых солей, если одна из солей выпадает в осадок.

СольI + СольII = СольIII + СольIV

Например:

AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3

Ag+ + NO3– + K+ + Cl– = AgCl + K+ + NO3–

Ag+ + Сl– = AgCl

6.Многие соли разлагаются при нагревании. Характер термического разложения различных солей обсуждается в разделах 7, 8. Ниже приводятся лишь отдельные примеры:

t°

MgCO3 = MgO + CO2

268

t°

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

7.Основные соли взаимодействуют с кислотами с образованием средних солей и воды.

Основная соль + Кислота = Средняя соль + Н2О

Например:

а) CuOHCI + HCl = CuСl2 + Н2О

CuОН+ + Н+ = Cu2+ + Н2О;

б) Fe(OH)2NO3 + HNO3 = FeOH(NO3)2 + Н2О

Fe(OH)2+ + Н+ = FeOH2+ + Н2О,

FeOH(NO3)2 + HNO3 = Fe(NO3)3 + H2О

FeOH2+ + H+ = Fe3+ + H2O

8.Кислые соли взаимодействуют с растворимыми основаниями (щелочами) с образованием средних солей и воды.

Кислая соль + Растворимое основание (щелочь) =

= Средняя соль + Н2О

Например:

а) NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O

HSO3– + ОН– = SO32– + H2O;

б) КН2РО4 + КОН = К2НРО4 + Н2О

Н2РО4– + ОН– = HPO42–+ Н2O,

К2НРО4 + КОН = К3РO4 + Н2О

НРО42– + ОН– = PO43–+ Н2O

Получение солей

Все способы получения солей основаны на химических свойствах важнейших классов неорганических соединений. Десять классических способов получения солей представлено в табл. 25. Рассмотрим их на конкретных примерах (порядок рассмотрения соответствует номерам в таблице).

269