Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основные понятия и законы химии. Классификация сложных неорганических веществ. Учебное пособие
.pdf
Основные оксиды
Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Основные оксиды с водой
образуют основания, если
последние растворимы:
Na2O + H2O =2NaOH
BaO + H2O = Ba(OH)2
Оксиды, которым соответствуют
нерастворимые основания, с водой
непосредственно не
взаимодействуют
Большинство кислотных оксидов
реагирует с водой и образуют кислоты.
Эти оксиды называют ангидридами
образующихся кислот SO3 + H2O =
H2SO4
Cl2O7 + H2O = 2HClO4
Оксиды, которым соответствуют
нерастворимые кислоты, с водой
непосредственно не взаимодействуют,
например SiО2
2. Взаимодействие с кислотами
2. Взаимодействие со щелочами
Все основные оксиды реагируют с
кислотами, образуя соль и воду:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + H2O
Li2O + 2HCl = 2LiCl + H2O
NiO + H2SO4 = NiSO4 + H2O
Кислотные оксиды реагируют со
щелочами, образуя соль и воду:
CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O
Иногда эти реакции протекают при
комнатной температуре очень
медленно, например, в случае SiО2.
Очень медленно идут реакции
кислотных оксидов с
малорастворимыми основаниями.
3.Взаимодействие основных оксидов с кислотными
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли:
MgO + СО2 = MgCО3;
CO2 + CaO = CaCO3; Na2О + Cl2О7 = 2NaClО4
Na2O + N2O5 = 2NaNO3; FeO + SO3 = FeSO4; CaO + SO2 = CaSO3
кристаллическую решетку ионного типа. Кислотные оксиды могут быть при
обычных условиях газообразными веществами (СО2, NO2, H2O, SO2),
жидкостями (SO3, Cl2О7, Мn2О7) и твердыми веществами (N2O5, В2О3, SiО2,
Р2О5). Твердые кислотные оксиды, в основном, являются относительно
легкоплавкими и летучими веществами. Это связано с тем, что типичные
кислотные оксиды в твердом состоянии имеют молекулярную структуру.
Кислотные оксиды, имеющие атомную кристаллическую решетку (SiO2, В2О3),
относительно тугоплавки и нелетучи.
Химические свойства оксидов
31
Свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействие с основными оксидами щелочных и щелочно - земельных
металлов при нагревании
ZnO + CaO = CaZnO2; Al2O
+ Li2O = 2LiAlO2
3
2. Взаимодействие с кислотными оксидами (при нагревании)
ZnO + SiO2 = ZnSiO3; Al2O3+3SO3 = Al2(SO4)
3. Взаимодействие с кислотами
3
Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O; ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
4. Взаимодействие с основаниями (щелочами)
ZnO+2NaOH = Na2ZnO2 +H2O (в расплаве);
ZnO+2NaOH+H2O =Na2[Zn(OH)4] (в растворе)
Al2О3+2NaOH = 2NaAlO2+H2O (в расплаве);
Al2O3+2NaOH+3H2O = 2Na[Al(OH)4] (в растворе)
5. С водой амфотерные оксиды не взаимодействуют.
Получение оксидов
1. Во многих случаях оксиды можно получать реакцией соединения
простого вещества с кислородом, протекающей, как правило, при нагревании:
С + O2 = СO2 (кислотный оксид); 2Mg + O2 = 2MgO (основный оксид)
При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция
и бария образуются пероксиды и надпероксиды. Например,
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид натрия); K + O2 = KO2 (надпероксид калия)
Оксиды некоторых элементов, например хлора, нельзя получить
непосредственно соединением с кислородом; такие оксиды получают
косвенным путем через другие соединения этих элементов.
2. Многие оксиды можно получать термическим разложением
соответствующих кислот, оснований, а также неустойчивых при нагревании
солей, например:
H2SO
= H2O+SO2; H2SiO3 = SiO2 + H2O; Си(ОН)2 = CuO + Н2O;
3
СаСO3 = СаО + СO2; 2Pb(N03)2 = 2РЬО + 4NO2 + O
2
Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.
3. Когда ангидриду соответствует неустойчивая кислота или основному
оксиду - неустойчивое основание, то можно получить оксид действием кислоты
или щелочи на соответствующую соль. При этом оксид является продуктом
разложения соответствующего неустойчивого соединения - кислоты или
основания:
32
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + СO2↑ (кислотный оксид)
2AgNO3 + 2NaOH = 2NaNO3 + Н2O + Ag2O↓ (основный оксид)
4. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:
2H2S + 3O2=2H2O+2SO2; СН4 + 2O2 = СO2 + 2Н2O;
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO
2
Этот метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до
сульфатов.
5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в
низшие:
2SO2 + O2 = 2SO3; 4FeO + O2 = 2Fe2O3; Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2
6. Взаимодействие металлов средней активности (в ряду активности после
алюминия до водорода) с водой при высокой температуре:
Ni + H2O = NiO + H2; Fe + H2O = FeO + H2; Zn + H2O = ZnO + H2
7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при нагревании с
выделением летучего оксида:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O
↑; Na
5
CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2↑
2
8. Взаимодействие металлов с кислотами, окисляющими за счет кислотного
остатка: Zn+4HNO
2Bi +6H2SO
3(конц. )
= Zn(NO3)2 +2NO2↑ +2H2O;
4(конц.)
= Bi2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2
9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:
2KClO4 + H2SO
= K2SO4 + Cl2O7 + H2O
4(конц)
10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными
кислотами: NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑;
Na2SiО3 + H2SO4 = SiO2 + H2O + Na2SO4
2. ОСНОВАНИЯ
Основания - соединения, состоящие из атомов металла, связанных с
одной или несколькими гидроксогруппами - ОН. Название основания
образуется из слова гидроксид и названия металла в родительном падеже,
причем для металла с переменной степенью окисления указывается степень
окисления. Например, NaOH - гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция,
Fe(OH)3 - гидроксид железа(III). Особым является основание NH4OH или NH3 ·
Н2О – гидроксид аммония, образуется, когда аммиак растворяют в воде:
NH3 + H2O = NH4OH
Следует иметь в виду, что термин гидроксид (или гидрат оксида) иногда
употребляют в более широком смысле, понимая под этим вещество, формально
33
Индикатор
Цвет индикатора
Кислая среда
Нейтральная
среда
Щелочная среда
Лакмус (фиолетовый)
Красный
Фиолетовый
Синий
Фенолфталеин
(бесцветный)
Бесцветный
Бесцветный
Малиновый
Метилоранж
(оранжевый)
Красный
Желтый
Желтый
являющееся продуктом реакции соединения оксида с водой - т. е. по
отношению как к основаниям, так и к кислотам.
По кислотности (по числу групп (ОН)— в молекуле основания) основания
делят на: однокислотные – NaOH, KOH и многокислотные – Ca(OH)2,
Al(OH)3; по химическим свойствам: основные – Са(ОН)2, NaОН и амфотерные
– Zn(ОН)2, Al(ОН)3. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным
оксидам, все они нерастворимые.
Физические свойства оснований. При комнатной температуре все
основания - твердые вещества, исключение составляет только одно основание гидроксид аммония NH4OH - водный раствор аммиака, в свободном виде не
существует. Все основания делятся на две группы: хорошо растворимые в воде
(щелочи) и мало растворимые в воде (условно называют нерастворимыми).
Щелочи - это гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Растворы
щелочей мыльные на ощупь, разъедают кожу и ткани, поэтому их называют
едкими щелочами. Для некоторых щелочей до сих пор употребляются
старинные названия, такие как NaOH - едкий натр, КОН - едкое кали, Са(ОН)2 гашеная известь, Ва(ОН)2 - едкий барит. Растворимым, но слабым основанием
является гидроксид аммония.
Химические свойства оснований.
1. Растворимые основания - щелочи - изменяют цвет индикаторов: лакмуса - в
синий; фенолфталеина - в малиновый; метилоранжа - в желтый цвет.
Цвет индикаторов в различных средах указан в следующей таблице
2. Взаимодействие оснований с кислотами с образованием соли и воды. Эта
реакция называется реакцией нейтрализации, так как
сводится к взаимодействию ионов ОН- (щелочная среда) и Н+ (кислая
среда) с образованием воды (нейтральная среда). Примеры:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O; КОН + НСl = КСl + Н2O;
Cа(OH)2 + 2HCI = CаCI2 + 2H2O
34
3. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами (ангидридами кислот).
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и
воды. Примеры:
2NaOH + SO2 = Na2SO3 +H2O; Са(ОН)2 +СО2 = СаСО3↓ + Н2О;
2NаОН + SiO2 = Na2SiO3 + Н2О
4. Взаимодействие оснований с солями. Растворимые основания реагируют с
растворимыми солями, образуя новое основание и новую соль, при этом один
из продуктов реакции обязательно должен быть осадком. Примеры:
2КОН + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + K2S04; Ва(ОН)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaS04↓
5. Разложение оснований при нагревании на оксид (основный) и воду.
Примеры: Си(ОН)2 = СиО + Н2О; Ca(OH)2 = CaO + H2O;
2Fe (OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Щелочи NaОН и КОН очень устойчивы к нагреванию. Например, NaОН кипит
при температуре 1400oС без разложения.
6. Взаимодействие щелочей с некоторыми простыми веществами:
амфотерными металлами (например, Al и Zn), кремнием и др.
2Al +2NaOH +6H2O = 2Na[Al(OH)4] +3H2
2NaOH +Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] +H2
2NaOH + Si + H2O = Na 2SiO3 + 2H2
Получение оснований
1. Взаимодействие наиболее активных (щелочных и щелочно-земельных)
металлов с водой с образованием щелочи и выделением водорода:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2↑; Са + 2Н2O = Са(ОН)2 + Н2↑
2. Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой; в
результате взаимодействия образуется щелочь:
Na2O + Н2O = 2NaOH ; СаО + Н2O = Са(ОН)
2
3. Действие растворимого основания на соль с образованием нерастворимого
основания: 2NаOH + FeSО4 = Fe(OH)2↓ + Nа2SО4
4. Электролиз водных растворов солей щелочных металлов (чаще всего -
хлоридов) с образованием соответствующих щелочей. Например, уравнение
электролиза NaCI: 2NaCI + 4H2O → 2NaOH + 2H2 + CI2
3. КИСЛОТЫ
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных
замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых
кислотными остатками. По составу кислоты бывают кислородсодержащие
(HNO3, H2SO4, Н2СО3, Н3РО4), и бескислородные (HF, HCl, H2S). По числу
35
атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делят на одноосновные (НСl, HNO3), двухосновные (H2S, H2CO3), трехосновные (Н3РО4,
H3AsO3). Основность кислоты может не совпадать с числом атомов водорода в
ее молекуле, так как не все атомы водорода способны замещаться металлом.
Так, в молекуле уксусной кислоты СН3СООН только один атом водорода
может замещаться металлом - уксусная кислота одноосновная, фосфористая
кислота Н3РО3 двухосновна (только два атома водорода замещаются), а
фосфорноватистая Н3РО2 одноосновна (замещается металлом только один атом
водорода). Названия бескислородных кислот составляют из названия неметалла
с добавлением -водородная, например: НСl - хлороводородная кислота, H2S сероводородная кислота. Название кислородсодержащей кислоты производят
от названия образующего ее элемента, причем, если данный элемент образует
несколько кислот, в которых проявляет разные степени окисления, то в
названиях этих кислот используют разные суффиксы. Названия кислот,
соответствующих высшей степени окисления элемента, содержат суффикс "-н"
или "-ов": H2SO4 - серная, H3AsO4 - мышьяковая. В названия кислот, в которых
элемент имеет меньшую степень окисления, добавляют суффикс "-ист": H2SO3
— сернистая, H3AsO3 - мышьяковистая. Для некоторых кислот употребляют
также исторически сложившиеся названия, например: HCN - синильная
кислота, НС1 - соляная кислота, HF - плавиковая кислота.
Ангидриды кислот - это оксиды, соответствующие кислородсодержащим
кислотам. Ангидрид кислоты + вода → кислота. Например, SO3 + H2O = H2SO4;
SO3 – ангидрид серной кислоты (серный ангидрид). Степень окисления
элемента в ангидриде и соответствующей ему кислоте одна и та же, поэтому
формулу ангидрида легко установить по степени окисления этого элемента в
кислоте.
Физические свойства кислот. Кислоты при обычных условиях могут
быть твердыми H2SiO3, H3PO3, Н3РО4, H3BO3), жидкими (HClO4, HNО3, H2SО4).
Плавиковая, соляная, бромоводородная, иодоводородная, сероводородная,
угольная, сернистая и азотистая кислоты представляют собой растворы
соответствующих газов (HF, HСl, HBr, HI, H2S, CO2, SO2, N2O3) в воде. Т.к.
растворимость газов в воде никогда не бывает 100%-й, то и концентрация этих
кислот не бывает 100%. Например, предельная концентрация соляной кислоты
– 40%, предельная концентрация H2CO3, H2S, HNO2 не превышает 1%.
Только в виде растворов существуют: H2MnO4, HMnO4, H2Cr2O7,
H2CrO4, HClO, HClO2, HClO3. Некоторые кислоты, например азотистая HNO2,
36
Кислота
Кислотный остаток
Формула
Название
Формула
Название
HF
Фтороводородная (плавиковая)
F-
Фторид
НС1
Хлороводородная (соляная)
Сl-
Хлорид
НВг
Бромоводородная
Вг-
Бромид
HI
Йодоводородная
I-
Йодид
H2S
Сероводородная
(HS) -
Гидросульфид
S2-
Сульфид
H2SO4
Серная
(HSO4) -
Гидросульфат
(SO4)
2-
Сульфат
H2SO3
Сернистая
(HSO3) -
Гидросульфит
(SO3)2-
Сульфит
HNO3
Азотная
(NO3)-
Нитрат
HNO2
Азотистая
(NO2)-
Нитрит
HPO3
Метафосфорная
(PO3)-
Метафосфат
H3PO4
Ортофосфорная (фосфорная)
(H2PO4)-
Дигидрофосфат
(HPO4)2-
Гидрофосфат
(PO4)3-
Ортофосфат (фосфат)
H3PO3
Фосфористая
(Н2PO3)-
Дигидрофосфит
(HPO3)2-
Гидрофосфит
H2CO3
Угольная
(HCО3)-
Гидрокарбонат
(CO3)2-
Карбонат
H2SiO3
Кремниевая
(HSiO3)-
Гидросиликат
(SiO3)2-
Силикат
Н2СrO4
Хромовая
(HCrO4)-
Гидрохромат
(CrO4)2-
Хромат
H2Cr2O7
Дихромовая
(HCr2O7)-
Гидродихромат
(Cr2O7)2-
Дихромат
HClO4
Хлорная
(ClO4)-
Перхлорат
HClO3
Хлорноватая
(ClO3)-
Хлорат
сернистая H2SO3, угольная Н2СО3, существуют только в разбавленных
растворах; при концентрировании растворов они распадаются, например:
H2SO3 → Н2O + SO2 ; 2HNO2 → H2O + NO + NO2
Названия наиболее часто встречающихся на практике кислот
и соответствующих им кислотных остатков
37
HClO2
Хлористая
(ClO2)-
Хлорит
HClO
Хлорноватистая
(ClO)-
Гипохлорит
HMnO4
Марганцевая
(MnO4)-
Перманганат
H2MnO4
Марганцовистая
(MnO4)2-
Манганат
CH3COOH
Уксусная
(CH3COO)-
Ацетат
H3BO3
Борная (ортоборная)
(H2BO3)-
Дигидроборат
(HBO3)2-
Гидроборат
(BO3)3-
Ортоборат (борат)
HCN
Циановодородная (синильная)
(CN)-
Цианид
Орто-кислоты можно рассматривать как кислоты, в которых на одну
молекулу ангидрида приходится наибольшее число молекул воды, а метакислоты, в которых на одну молекулу ангидрида приходится наименьшее
число молекул воды.
Химические свойства кислот
1. В растворах кислот индикаторы лакмус и метилоранж окрашиваются в
красный цвет; фенолфталеин в кислой среде бесцветен.
2. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации). Примеры:
H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2Н2O; 2H3PO4 + 3Ca(OH)
= Ca3(PO4)2+6H2O
2
3. Взаимодействие кислот с основными оксидами:
2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O; H2SO4+CaO = CaSO4 + H2O;
4. Взаимодействие кислот с металлами. Кислоты – окислители за счет иона Н+
реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Образуется
соль и выделяется водород, причем металл окисляется до низшей устойчивой в
водной среде степени окисления (например, железо - до Fe2+).
H2SO4 (разб.) + Fe = FeSO4 + H2 ; 2НС1 + Fe = FeCl2 + H2↑
При действии азотной (в любой концентрации) или концентрированной серной
кислоты на металлы также образуются соли, но водород не выделяется. В этом
случае кислоты окисляют металл за счет кислотного остатка, поэтому вместо
водорода образуются продукты восстановления нитрат- или сульфат-аниона.
5. Взаимодействие кислот с солями. Реакция происходит, если соль образована
более слабой или летучей кислотой (Н3РО4, HNO2, H2CO3, H2S и др.):
2Na3PO4 + 3H2SO4 = ЗNа2SO4 + 2Н3Р04; 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2 + H2O
Кроме того, реакция возможна, если в результате образуется нерастворимое,
разлагающееся или летучее вещество (кислота или ее ангидрид):
H2SO4+BaCl2 = BaSO4↓+ 2HCl; K2SiO3 + 2HCl = 2KCl + H2SiO3↓
CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + [H2CO3]; [H2CO3] → CO2↑ + H2O
38
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑; NaCl(т) + H2S04(
) = NaHSO4 + HCl↑
КОНЦ.
6. Разложение кислот при нагревании. Почти все кислородсодержащие
кислоты разлагаются при нагревании. Если при разложении не происходит
окислительно-восстановительных процессов, то продуктами являются вода и
кислотный оксид (или кислота с меньшим содержанием H2O), например:
H2SiO3 = SiO2 + H2O; H2SO3 = H2O + SO2↑; H2SO4 ↔ H2О + SO3;
H2CO3 = CO2 + H2O; 2H3PO4 = H4P2O7 + H2O; H4P2O7 = 2HPO3 + H2O.
Если разложение – окислительно-восстановительный процесс, то продукты
разнообразны, например:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O, 3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O,
2HNO2 NO2 + NO + H2O; 3HClO 2HCl + HClO3; 4H3PO3 3H3PO4 + PH3.
Бескислородные кислоты (кроме HF и H2S) распадаются на простые вещества:
2HCl = Cl2 + H2; 2HI = H2 + I2
Получение кислот
1. Для бескислородных кислот: реакция простого вещества с водородом, затем
растворение полученного газа в воде:
Н2 + Сl2 → 2НСl; НСl + xН2О → HClaq
(символ "aq" означает, что вещество растворилось или образовало соединение с
неопределенным количеством молекул воды).
2. Для кислородсодержащих кислот: взаимодействие ангидрида с водой (если
образующаяся кислота растворима в воде):
Сl2O7 + Н2O → 2НСlO4
3. Для кислородсодержащих и бескислородных кислот: действие сильной
кислоты на соль с образованием летучей, малорастворимой или слабой
кислоты: NaCl
NaNO
+ H2SO
(тв.)
3(тв.)
4(конц.)
+ H2SO
→ NaHSO4 + HCl↑;
4(конц.)
= HNO3↑+ NaHSO4
K2SiO3 + 2НСl → 2КСl + H2SiO3↓ ; Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO
4. АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ
Амфотерными называют гидроксиды, проявляющие свойства кислот и
оснований. Амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид.
4
Например, амфотерному оксиду ZnO соответствует амфотерный гидроксид
Zn(OH)2 (в форме основания) или H2ZnO2 (в форме кислоты), a амфотерному
оксиду Al2O3 - амфотерный гидроксид Аl(ОН)3 или Н3АlО3 ( НАlО2).
К амфотерным гидроксидам относятся: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2,
Ge(OH)2, Cu(OH)2; Al(OH)3, Cr(OH)3, Sb(OH)3, Ga(OH)3, Sn(OH)4, Pb(OH)4,
Ge(OH)4, Fe (OH)3 и др.
39
Проявляя основные свойства, амфотерные гидроксиды реагируют с
кислотами, образуя соль и воду, например:
Zn(OH)2 + 2НСl = ZnCl2 + 2Н2O; 2Аl(ОН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2O
Проявляя кислотные свойства, они реагируют со щелочами, также
образуя соль и воду, например, при сплавлении:
Zn(OH)2 + 2КOН = 2Н2O + K2ZnO2 ; Аl(OН)3 + NaOH = 2Н2O + NaAlO2
В растворе: Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4]; Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Амфотерные гидроксиды нерастворимы в воде. Они являются слабыми
электролитами, проявляя основные и кислотные свойства одновременно.
Получают амфотерные гидроксиды также как и другие нерастворимые
основания.
Названия солей, образующихся при взаимодействии амфотерных оксидов
и гидроксидов со щелочами имеют окончание «ат», если степень окисления
амфотерного элемента - высшая. Например, КАlO2 – метаалюминат калия,
соль K2ZnO2 – цинкат калия, К2ВеO2 - бериллат калия. Если у металла в
кислотном остатке степень окисления не высшая, то окончание в названии
соли «ит». Например, КСгO2 и KFeO2 называются соответственно хромит и
феррит калия.
5. СОЛИ
Соли - это соединения, состоящие из катионов, отличных от Н+ и
анионов, отличных от (ОН)-. Соли можно рассматривать как продукты
замещения катионов водорода кислоты на катионы металла, или
гидроксид-анионов основания на анионы кислотного остатка.
Соли - самый разнообразный и многочисленный класс неорганических
соединений. Они бывают средними, кислыми, основными, двойными,
смешанными и комплексными. При н. у. все соли являются твердыми
кристаллическими веществами различной окраски.
В зависимости от соотношения количеств многоосновной кислоты и
многокислотного основания в реакции нейтрализации могут образовываться
три типа солей: кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли) и средние
(нормальные) соли.
Средняя соль получается, если и атомы водорода кислоты, и
гидроксогруппы основания полностью расходуются при реакции
нейтрализации, образуя воду:
ЗСа(ОН)2 + 2Н3РO4→Са3(РO4)2 + 6Н2O; Fe(OH)3 + 3HC1→ FeCl3 + 3H2O
Са(ОН)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O
40
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]