Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Учебно-методическое пособие
.pdf
21
3.4. Соли
Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и
кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или
частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония)
у кислот. Типы солей: средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли – это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): Na
2CO3
, NiSO4,
NH
4
Cl и т. д. Растворимость средних солей см. в табл. П.1.3.
Химические свойства средних солей :
1. Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами и другими солями,
образуя либо слабый электролит, либо осадок, либо газ:
Ba(NO
3)2
+ H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3
Na
2SO4
+ Ba(OH)2 = BaSO4 + 2NaOH
CaCl
2
+ 2AgNO3 = 2AgCl + Ca(NO3)2
2CH
3
COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH
слабая
кислота
NiSO4 + 2KOH = Ni(OH)2 + K2SO4
слабое
основание
NH4NO3 + NaOH = NH3 + H2O + NaNO3
газ
2. Соли взаимодействуют с более активными металлами. Более актив-
ный металл вытесняет менее активный из раствора соли (табл. П.1.4).
Zn + CuSO
4
= ZnSO4 + Cu
Кислые соли – это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): NaHCO
3
, NaH2PO4,
Na
2
HPO4 и т. д. Кислые соли могут быть образованы только многоос-
новными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.
Получение кислых солей и перевод их в средние:
1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или
кислотного оксида с основанием:
H
2CO3
+ NaOH = NaHCO3 + H2O
CO
2
+ NaOH = NaHCO
3
2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:
2H
2CO3
+ CaO = Ca(HCO3)2 + H2O
21
22
3. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту:
одноименную
Na
2SO3
+ H2SO3 = 2NaHSO3 ;
другую
Na
2SO3
+ HCl = NaHSO3 + NaCl
4. Кислые соли переводят в средние, используя щелочь:
NaHCO
3
+ NaOH = Na2CO3 + H2O
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (ОН
–
) основания кислотным остатком: MgOHCl, AlOHSO4 и т. д.
Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями
многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.
Получение основных солей и перевод их в средние:
1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания
с кислотой или кислотным оксидом:
Mg(OH)
2
+ HCl = MgOHCl + H2O
гидроксо-
хлорид магния
Fe(OH)3 + SO3 = FeOHSO4 + H2O
гидроксо-
сульфат железа (III)
2. Основные соли образуются из средней соли при добавлении недостатка щелочи:
Fe
2
(SO4)3 + 2NaOH = 2FeOHSO4 + Na2SO4
3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту (лучше ту,
которая соответствует соли):
MgOHCl + HCl = MgCl
2
+ H2O
2MgOHCl + H
2SO4
= MgCl2 +MgSO4 + 2H2O
4. ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Электролиты – это вещества, распадающиеся на ионы в растворе
под влиянием полярных молекул растворителя (Н
2
О). По способности к
диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные
и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью
(в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь
частично.
22
23
К сильным электролитам относятся:
сильные кислоты ;
сильные основания – щелочи ;
практически все растворимые соли.
К слабым электролитам относятся:
слабые кислоты ;
основания – не щелочи;
Н
2
О.
Одной из основных характеристик слабого электролита является
константа диссоциации – K (табл. 4). Например, для одноосновной
кислоты,
HA H
+
+ A–,
K
,
где [H
+
] – равновесная концентрация ионов H+;
[A
-
] – равновесная концентрация анионов кислоты А–;
[HA] – равновесная концентрация молекул кислоты.
Для слабого основания
MOH M
+
+ OH– ,
K
,
где [M
+
] – равновесная концентрация катионов M+;
[OH
-
] – равновесная концентрация гидроксид ионов ОН–;
[MOH] – равновесная концентрация молекул слабого основания.
Таблица 4
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов
(при t = 25 С)
Вещество К Вещество К
HCOOH
K = 1,810
–
4
H
3PO4
K
1
= 7,510
–
3
CH3COOH
K = 1,810
–
5
K2 = 6,310
–
8
HCN
K = 7,910
–
10
K3 = 1,310
–
12
H2CO3
K
1
= 4,410
–
7
K
2
= 4,810
–11
HClO
H
3BO3
K = 2,910
–
8
K
1
= 5,810
–10
23
24
Окончание табл. 4
Вещество К Вещество К
HF
K = 6,610
–
4
K2 = 1,810
–
13
HNO2
K = 4,010
–
4
K3 = 1,610
–
14
H2SO3
K
1
= 1,710
–
2
H
2
O
K = 1,810
–
16
K
2
= 6,310
–
8
NH
3
H2O K = 1,810
–
5
H2S
K
1
= 1,110
–
7
Al(OH)
3
K
3
= 1,410
–
9
K
2
= 1,010
–
14
Zn(OH)
2
K
1
= 4,410
–
5
H2SiO3
K
1
= 1,310
–
10
K2 = 1,510
–
9
K
2
= 1,610
–
12
Cd(OH)
2
K
2
= 5,010
–
3
Fe(OH)2
K
2
= 1,310
–
4
Cr(OH)
3
K
3
= 1,010
–
10
Fe(OH)3
K
2
= 1,810
–
11
Ag(OH)
K = 1,110
–
4
K
3
= 1,310
–
12
Pb(OH)
2
K
1
= 9,610
–
4
Cu(OH)2
K
2
= 3,410
–
7
K2 = 3,010
–
8
Ni(OH)2
K
2
= 2,510
–
5
Правила составления уравнений диссоциации электролитов:
1. При диссоциации сильных электролитов ставится знак « = »
(равенства) или « » (одна стрелочка). Этот знак обозначает полную
диссоциацию.
2. При диссоциации слабых (и средней силы) электролитов используется
знак « » (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.
Правила написания ионных уравнений:
На ионы расписываются:
1) сильные кислоты;
2) щелочи;
3) растворимые сол
и.
Сильные электролиты Слабые электролиты
Основания:
Са(OH)
2
= Ca2+ + 2OH–
Кислоты:
HCl = H
+
+Cl–
Соли:
Na
2CO3
=2Na++CO
3
2–
KH
2PO4
=K++H2PO
4
–
анион слабой
кислоты
Основания:
Fe(OH)
2
FeOH+ + OH–
I ступень
FeOH
+
Fe2++OH- II ступень
Кислоты:
H
2CO3
H++HCO
3
–
I ступень
HCO
3
-
H++CO
3
2–
II ступень
24
25
Окончание таблицы
Сильные электролиты Слабые электролиты
H2PO
4
–
H++HPO
4
2
–
HPO
4
2–
H++PO
4
3–
AlOHCl
2
AlOHCl
2
= AlOH2++2Cl
–
осадок растворимая катион слабого
часть основания
AlOH2+Al3++OH–
Амфотерные гидроксиды:
1. Zn(OH)
2
ZnOH
+
+OH– по осн.
ZnOH
+
Zn
2+
+OH– типу
2. H
2
ZnO
2
H
+
+HZnO
2
–
по кисл.
HZnO
2
-H+
+ZnO
2
2
–
типу
Вода:
H
2
OH++OH–
5. КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ
Важнейшей характеристикой количественного содержания ком-
понентов в системе является концентрация растворов.
Концентрацией растворов называют определенное массовое
(или объемное) содержание растворенного вещества в определенном
массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.
Существуют несколько методов выражения концентрации растворов.
Рассмотрим самые распространенные из них.
Массовая доля растворенного вещества – это отношение
массы растворенного вещества к общей массе раств
ора
:
ω ,
ρ
mm
mV
где - массовая доля растворенного вещества, безразмерная вели-
чина;
m
В
– масса растворенного вещества, г;
m
Р-РА
- масса раствора, г;
V - объем раствора, мл;
ρ - плотность раствора, г/мл.
Процентная концентрация С
%
:
%100%
m
m
C
,
где С
%
- процентная концентрация, %;
m
В
- масса растворенного вещества, г;
25
26
m
Р–РА
- масса раствора, г.
Молярная концентрация, или молярность, – число молей
растворенного вещества в 1 дм
3
(1 литр) раствора:
ν
В
M
В
m
C
VMV
,
где СМ – молярная концентрация, или молярность (иногда обозначают М);
ν
– количество (число моль) растворенного вещества, моль;
m
В
– масса растворенного вещества, г;
М
В
– молярная масса растворенного вещества, г/моль;
V – объем раствора, дм
3
(л).
6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз – это процесс взаимодействия соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания
гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих
соль.
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием,
гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.
KNO
3+H2
O ; pH = 7.
В гидролизе участвуют ионы слабого основания и/или слабой
кислоты.
Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым
основанием, например NH
4
Cl:
NH
4
Cl = NH
4
+
+Cl
–
Гидролизу подвергается катион слабого основания NH
4
+
:
NH
4
+
+ HOH NH4OH + H+ (ионы H+ в избытке).
Молекулярное уравнение:
NH
4
Cl + H2O NH4OH + HCl – кислая среда (рН 7).
Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, например Na
2SO3
:
Na
2SO3
= 2Na+ + SO
3
2–
Гидролизу подвергается анион слабой кислоты SO
3
2–
:
1-я ступень: SO
3
2–
+ HOH HSO
3
–
+ OH– (ионы OH– в избытке).
Молекулярное уравнение 1-й ступени:
Na
2SO3
+ H2O NaHSO3 + NaOH – щелочная среда (рН 7).
26
27
При обычных условиях гидролиз протекает главным образом по
первой ступени.
Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, например (NH
4)2CO3
, Al2S3 и т. д. Гидролиз соли происходит как
по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает
до конца: в уравнении происходит замена знака «» на «=», а рН
среды определяется силой кислоты и основания:
NH
4
ClO = NH
4
+
+ ClO
–
NH
4
+
+ ClO– + HOH = NH4OH + HClO
NH
4
ClO + H2O = NH4OH + HClO
K (HClO) = 310
–8
K (NH4OH) = 1,810–5, так как основание является
более сильным электролитом, чем кислота. Среда слабощелочная рН 7.
Совместный гидролиз двух солей. Если в растворе одновременно
присутствуют ионы, связывающие Н
+
и ОН–, то в соответствии
с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления
процесса гидролиза. Гидролиз может протекать необратимо с образованием малорастворимого и газообразного веществ.
В качестве примера можно рассмотреть совместный гидролиз следующих солей:
Al
2
(SO4)3 + K2S + H2O
2Al3+ + 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Al
2
(SO4)3 + 3K2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 3К2SO4, pH 7
7. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) назы-
ваются реакции, в результате которых изменяются степени окисления
элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:
+4 –1 +2 0
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
7.1. Степень окисления. Окислители и восстановители
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле,
рассчитанный исходя из предположения, что все общие электронные
пары смещены к более электроотрицательному атому.
Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю.
Постоянную степень окисления в подавляющем большинстве
соединений имеют следующие элементы:
27
28
металлы главной подгруппы первой группы (+1);
металлы главной подгруппы второй группы (+2);
кислород (–2);
водород (+1).
При расчете степеней окисления исходят из того, что алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю
(молекула электронейтральна), а в ионе – заряду иона.
Окислителем называют вещество, в состав которого входит эле-
мент, пониж
ающий степень окисления. В результате ОВР
окислитель
восстанавливается. Восстановитель – это вещество, в состав которого
входит элемент, повышающий степень окисления. Восстановитель в
ходе реакции окисляется, степень его окисления повышается.
Кислород, фтор, а также вещества, в состав которых входят атомы в высшей положительной степени окисления проявляют только
окислительные свойства. Высшая положительная степ
ень ок
исления,
за некоторыми исключениями, равна номеру группы Периодической
системы, в которой находится элемент:
+7 +7 +5 +4
KClO4, KMnO4, NaBiO3, PbO2.
Только восстановителями в ОВР могут быть:
металлы в свободном состоянии;
вещества, в состав которых входят атомы в низшей степени
–2 –1 –3
окисления (Na2S, KI, NH3).
Низшая отрицательная степень окисления элемента неметалла
равна номеру группы, в которой находится элемент, минус 8.
Например, низшая степень окисления азота составляет: 5 – 8 = –3.
Как окислительные, так и восстановительные свойства проявляют:
неметаллы, за исключением фтора и кислорода (I
2
, S, P и др.);
вещества, в состав которых входят атомы в промежуточной степени
+2 +4 +1
окисления (FeSO4, Na2SO3, NaСlO).
7.2. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций
Существуют разные методы составления уравнений ОВР. Для
реакций, протекающих в растворах электролитов, используют метод
электронно-ионного баланса. Рассматривают реакции в кислой, щелочной и нейтральных средах. Важно учитывать, что при составлении
уравнений этим методом соблюдаются правила написания ионных
уравнений.
28
29
ОВР в кислой среде
Как правило, кислая среда создается путем добавления разбавленной H
2SO4
:
K
2Cr2O7
+ Na2SO3 + H2SO4 Cr3+ + SO
4
2–
Рассмотрим порядок расстановки коэффициентов:
1. Записываем левую часть уравнения в ионном виде согласно правилам написания ионных уравнений:
2K
+
+ Cr2O
7
2–
+ 2Na+ + SO
3
2–
+ 2H+ + SO
4
2–
Cr3+ + SO
4
2–
Такая запись необходима для того, чтобы увидеть реально существующие частицы в растворе и использовать их при составлении
полуреакций.
2. Рассчитываем степени окисления тех элементов, которые ее изменяют, и определяем окислитель и восстановитель:
+6 +4 +6
K2Cr2O7 + Na2SO3 + H2SO4 Cr3+ + SO
4
2–
окислитель восстан. среда
3. Записываем схемы полуреакций для реально существующих частиц:
+6
(Cr2O7)2– Cr3+ ,
+4 +6
SO
3
2–
SO
4
2–
4. Уравниваем число атомов элементов, изменяющих степень окисления:
+6
(Cr2O7)2– 2Cr
3+
+4 +6
SO
3
2–
SO
4
2–
5. Записываем число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем:
+6
(Cr2O7)2– +6е 2Cr3+ ,
+4 +6
SO
3
2–
–2е SO
4
2–
.
6. Уравниваем число атомов кислорода в левой и правой частях по-
луреакций. При этом учитываем, что в кислой среде присутствуют
ионы Н
+
и молекулы Н2О, в состав которых входят атомы кислорода.
Правило: в кислой среде в ту часть уравнения полуреакций, в которой
недостает n атомов кислорода, добавляем n молекул Н
2
О, а в проти-
воположную часть записываем 2n ионов Н
+
:
+6
(Cr2O7)2– + 6е + 14Н+ 2Cr3+ + 7Н2О;
+4 +6
SO
3
2–
– 2е + Н2О SO
4
2–
+ 2Н+.
29
30
7. Учитывая, что суммарное количество отданных и принятых элек-
тронов должно быть равно (принцип электронного баланса), умножаем первое уравнение на два, второе – на шесть и сокращаем на общий
множитель –
два:
1 2
Cr
2O7
2
–
+6е +14Н+ 2Cr3+ + 7Н2О
3 6
SO
3
2–
–2е +Н2О SO
4
2–
+ 2Н+
8. Умножаем каждый член первой полуреакции на 1 , второй – на 3
и суммируем:
Cr2O
7
2–
+ 3SO
3
2–
+ 14Н+ +3Н2О 2Cr3+ + 3SO
4
2–
+6Н+ + 7Н2О
9. Приводим подобные члены (те частицы, которые вводили, – Н+
и Н
2
О) и получаем краткое ионное уравнение реакции:
Cr
2O7
2–
+ 3SO
3
2–
+ 8Н+ + 2Cr3+ + 3SO
4
2–
+ 4Н2О
10. Переписываем левую часть заданного молекулярного уравнения
реакции и ставим полученные коэффициенты перед соответствующими формулами:
K
2Cr2O7
+ 3Na2SO3 + 4H2SO4 Cr3+ + SO
4
2–
Обратите внимание на то, что в правой части были заданы частицы
Cr
3+
и SO
4
2–
, а мы получили их с коэффициентами 2Cr3+ и 3SO
4
2–
,
а также 4Н2О.
11. При написании правой части уравнения для каждого иона подби-
раем противоион из левой части уравнения (см. пункт 1), составляем
формулу вещества, а затем перед молекулой ставим соответствующий коэффициент. Если в правой части задана или получилась
нейтральная частица, то она, естественно, ни с чем не соединяется
и переписывается с полученным коэффициентом.
Обратите внимание на то, что в
левой части уравнения
(см. пункт 1) в результате протекания ОВР исчезли ионы Cr
2O7
2–
,
перешедшие в Cr
3+
, и частицы SO
3
2–
, перешедшие в SO
4
2–
. Поэтому
ионы Cr
3+
нужно соединить с SO
4
2–
в молекулу Cr2(SO4)3 (соответ-
ственно 2Cr
3+
, полученные в правой части уравнения (пункт 9)), а ио-
ны SO
4
2–
соединяем с ионами Na+. Все атомы водорода из левой части
(8 атомов) содержатся в 4Н
2
О, полученных в правой части:
K
2Cr2O7
+ 3Na2SO3+ 4H2SO4 Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4Н2О
12. В конце проверяем количество атомов кислорода (и остальных
элементов) справа и слева.
30
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]