1 Диссоциация кислот

В растворах кислоты диссоциируют с образованием протонов водорода и анионов кислотного остатка. Одноосновные кислоты диссоциируют в одну ступень, многоосновные кислоты подвергаются ступенчатой диссоциации Под воздействием протонов водорода индикаторы лакмус и метилоранж окрашиваются в красный цвет; фенолфталеин в кислой среде бесцветен.

2 Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

3 Взаимодействие кислот с основными оксидами:

4 Взаимодействие кислот с металлами:

Металлы, стоящие в ряду напряжений (электрохимический ряд металлов) до водорода, могут замещать атомы водорода в кислотах, при этом образуется соль и выделяется водород, причем металл окисляется до низшей устойчивой в водной среде степени окисления (например, железо – до Fe²⁺).

При действии азотной (в любой концентрации) или концентрированной серной кислоты на металлы также образуются соли, но водород не выделяется.

5 Взаимодействие кислот с солями

Кислоты взаимодействуют с солями, образуя новые кислоты (иногда их оксиды) и новые соли. Реакции кислот с солями могут происходить при определенных условиях. Например, так называемые сильные кислоты (H₂SO₄, HC1, HNO₃ и др.) вытесняют в процессе взаимодействия с солями более слабые кислоты (Н₃РО₄, HNO₂, H₂CO₃, H₂ S и др.):

Кроме того, реакция возможна, если в результате нее образуется нерастворимое, разлагающееся или летучее вещество (кислота или оксид):

3. Способы получения кислот

1 Взаимодействие простого вещества с водородом

Только бескислородные кислоты можно получить взаимодействием простого вещества с водородом и растворением полученного газа в воде:

(символ «aq» означает, что вещество растворилось или образовалось соединение с неопределенным количеством воды).

2 Взаимодействие оксида с водой

Только кислородсодержащие кислоты можно получить взаимодействием оксида с водой (если образующаяся кислота растворима в воде):

3 Взаимодействие кислоты с солью

Как кислородсодержащие, так и бескислородные кислоты можно получить действием сильной кислоты на соль, если образуется летучая, малорастворимая или слабая кислота:

4. Амфотерные оксиды и гидроксиды

Амфотерными называют оксиды и гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, т. е. реагирующие, соответственно, как с кислотами, так и со щелочами.

Амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид. Например, амфотерному оксиду ZnO соответствует амфотерный гидроксид Zn(ОH)₂, a амфотерному оксиду Al₂O₃ ‒ амфотерный гидроксид Аl(ОН)₃.

Проявляя основные свойства, амфотерные оксиды и гидроксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду, например:

Проявляя кислотные свойства, они реагируют со щелочами, также образуя соль и воду, например:

Чтобы правильно составить формулу образующейся соли, следует написать формулу амфотерного гидроксида так, как обычно записывается формула кислоты, и отсюда найти формулу соответствующего кислотного остатка. Например, в случае соединений цинка и алюминия надо мысленно проделать следующие логические переходы:

Следует обратить внимание, что в случае алюминия кислота теряет одну молекулу воды, т.е. образовавшаяся соль соответствует не ортоалюминиевой кислоте Н₃AlO₃, а метаалюминиевой кислоте НАlO₂.

Амфотерными свойствами обладает большое число оксидов и гидроксидов, например оксиды и гидроксиды бериллия, хрома (III), олова(II), свинца(II), олова(IV), свинца(IV).

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде, поэтому соответствующие им амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют. Как основные, так и кислотные свойства этих гидроксидов выражены слабо, т. е. они являются и слабыми основаниями, и слабыми кислотами одновременно.

Поскольку амфотерные гидроксиды растворимы в растворах щелочей, то для получения таких гидроксидов нельзя брать избыток щелочи в обменной реакции между солью и щелочью, так как это приведет к растворению в ней амфотерного гидроксида. Чтобы этого не произошло, иногда бывает достаточно вместо гидроксида натрия взять гидроксид аммония, в котором амфотерные гидроксиды с очень слабыми кислотными свойствами не растворяются.

При растворении гидроксида алюминия в щелочи могут образовываться разные соединения. Это связано с разной степенью гидратации этих соединений и разным количеством щелочи, участвующей в реакции:

Так, если в растворах алюминатов щелочных металлов присутствует ион [А1(ОН)₄]^-, то в безводном состоянии алюминаты содержат ион АlO₂^-, т.е. при растворении гидроксида алюминия в растворе NaOH образуется тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)₄], а при обезвоживании последнего – метаалюминат натрия NaAlO₂:

Аналогичным образом реакцию гидроксида цинка со щелочью можно записать двумя способами:

Рассмотренные примеры могут служить моделью для предсказания возможных форм соединений, которые образуются при действии щелочи на амфотерный оксид или гидроксид, Аl(ОН)₃ ‒ модель для металлов в степени окисления (+3), Zn(ОН)₂ ‒ для металлов в степени окисления (+2).

Лекция 14

Вопросы

1. Соли. Общая характеристика, классификация и номенклатура солей

2. Физические и химические свойства средних солей

3. Способы получения средних солей

4. Физические и химические свойства кислых и основных солей

5. Способы получения кислых и основных солей

1. Соли. Общая характеристика, классификация и номенклатура солей

Солями называются соединения, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп) и одного (нескольких) кислотных остатков.

Соли можно рассматривать как продукты реакции нейтрализации, в которой атомы водорода кислоты и гидроксогруппы основания соединяются, образуя воду, а атомы металла и кислотный остаток дают соль:

По составу соли подразделяют на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные, смешанные и комплексные.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или как продукты полной нейтрализации основания кислотой:

Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения атомов водорода в многоосновной кислоте атомами металла. Кислые соли состоят из атомов металла и кислых кислотных остатков, т. е. кислотных остатков, содержащих атомы водорода:

Основные соли можно рассматривать как результат неполного обмена гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки. Основные соли состоят из атомов металла, гидроксогрупп и кислотных остатков:

Взаимные превращения кислых, средних и основных солей можно представить следующей схемой:

Рассмотрим на примерах все возможные взаимные превращения кислых, средних и основных солей:

Соли, содержащие атомы двух разных металлов при общем кислотном остатке, называются двойными солями. Одним из наиболее типичных примеров двойных солей, часто встречающихся в химической практике, являются квасцы ‒ двойные сульфаты состава Ме^I Ме^II(SO₄)₂·12Н₂О, где Ме^I ‒ чаще всего Nа⁺, К⁺, NН₄⁺, а Ме^II ‒ А1⁺³, Fе⁺³ и Сr⁺³.

Смешанными называют соли, содержащие атомы одного металла, но разные кислотные остатки. Примерами смешанных солей могут служить белильная известь СаОСl₂, в которой содержатся два разных кислотных остатка ‒ гипохлорит (СlO^-) и хлорид (Cl^-).

В водных растворах двойные и смешанные соли, если они растворимы, ведут себя как смесь двух соответствующих средних солей. Так, алюмокалиевые квасцы ведут себя как смесь сульфатов калия и алюминия, образуя в растворах ионы К⁺, А1 ³⁺ и SO₄^2- а белильная известь ведет себя как смесь гипохлорита и хлорида кальция, образуя в растворе ионы Са²⁺, СlO^- и С1^-.

Комплексными называют соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион, например,K₄[Fe(CN)₆], [Ag(NH₃)₂]Cl.

Название средней соли по международной номенклатуре состоит из латинского названия кислотного остатка и названия металла в родительном падеже, причем для металлов, проявляющих разные степени окисления, указывают степень окисления. При этом следует помнить, что кислотные остатки кислородсодержащих кислот имеют суффикс «-ат», если образующий кислоту элемент находится в высшей степени окисления, и «-ит» ‒ если в более низкой степени окисления. Например:

Zn(NO3)2 ‒ нитрат цинка	Zn(NO2)2 ‒ нитрит цинка
Fe(SO4)3 ‒ сульфат железа (III)	Na2SO3 ‒ сульфит натрия

Кислотные остатки бескислородных кислот имеют суффикс «-ид»:

AgBr ‒ бромид серебра	BaS ‒ сульфид бария
FeCl2 ‒ хлорид железа (II)	FeCl3 ‒ хлорид железа (III)

Для солей бескислородных кислот часто употребляют названия, в которых с помощью греческого числительного указано число атомов неметалла:

FeCl2 ‒ дихлорид железа

FeCl3 ‒ трихлорид железа

В технической литературе встречаются и старые русские названия солей. Для солей кислородсодержащих кислот они состоят из прилагательного, составленного из названия кислоты (без окончания) и слова кислый, и далее названия металла в именительном падеже. Например, СаSО₄ ‒ сернокислый кальций, К₂SО₃ ‒ сернистокислый калий. Старые русские названия солей бескислородных кислот состоят из прилагательного, образованного от названия неметалла, и названия металла в именительном падеже. При этом, если металл, проявляющий разные степени окисления, находится в высшей степени окисления, то прилагательное содержит суффикс «-н», а если металл имеет только одну степень окисления или находится в низшей степени окисления, то прилагательное содержит суффикс «-ист». Например: FeC1₃ ‒ хлорное железо, FеС1₂ ‒ хлористое железо, КС1 ‒ хлористый калий. Старую русскую номенклатуру можно встретить в названиях удобрений, химических реактивов и медикаментов.

На практике часто используются исторически сложившиеся эмпирические названия солей, например: NaС1 ‒ поваренная соль или каменная соль, KNО₃, NаNО₃, Са(NО₃)₂ ‒ соответственно калиевая (калийная), натриевая (чилийская) и кальциевая селитры, CaСО₃ ‒ кальцинированная сода, СuSО₄·5H₂O ‒ медный купорос.

Названия кислых и основных солей составляются следующим образом. Для кислых солей перед названием кислотного остатка добавляется приставка «гидро-», если кислотный остаток содержит один атом водорода, «дигидро-», если два атома водорода, и т.д. Например: СаНРO₄ ‒ гидрофосфат кальция, Са(Н₂PO₄)₂ ‒ дигидрофосфат кальция.

Для основных солей перед названием металла добавляется слово гидроксо-, если на один атом металла приходится одна гидроксогруппа, дигидроксо-, если две гидроксогруппы, и т.д. Например: АlOHSO₄ ‒ сульфат гидроксоалюминия, [А1(ОН)₂]₂SO₄ ‒ сульфат дигидроксоалюминия.