Изменение цвета индикаторов в растворах

Индикатор	Цвет индикатора	Цвет индикатора в растворе щелочи	Цвет индикатора в растворе кислоты
Лакмус	Фиолетовый	Синий	Красный
Фенолфталеин	Бесцветный	Малиновый	Бесцветный
Метилоранж	Оранжевый	Желтый	Красный

2. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации). Например:

КОН + НС1 = КС1 + Н₂О;

Fe(OH)₂ +2HNO₃ = Fe(NO₃)₂ + 2Н₂О

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₂ + Н₂О.

4. Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей, если в результате образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль. Например:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

Ва(ОН)₂ + Na₂SO₄ = 2NaOH + BaSO₄↓

5. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду.

2Fе(ОН)₃Fе₂О₃ + ЗН₂О.

6. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, которые образуют амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al и др.).

2AI + 2КОН + 6Н₂О = 2K[A1(OH)₄] + 3H₂↑.

Получение оснований

1. Получение растворимых оснований:

а) взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂↑;

б) взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

Na₂O + Н₂О = 2NaOH.

2. Получение нерастворимых оснований действием щелочей на растворимые соли металлов:

2NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄.

Кислоты ‑ сложные вещества, при диссоциации которых в воде, образуются ионы водорода H⁺ и никаких других катионов.

Химические свойства

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н⁺ (вернее H₃O⁺), которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул кислот:

1. Кислоты одинаково изменяют цвет индикаторов (табл. 6).

2. Кислоты взаимодействуют с основаниями.

Например:

Н₃РО₄ + 3NaOH=Na₃PO₄+ЗН₂О;

Н₃РО₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2Н₂О;

Н₃РО₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + Н₂О;

3. Кислоты взаимодействуют с основными оксидам:

2НСl + СаО = СаС1₂ + Н₂О;

H₂SO₄ +Fe₂O₃ = Fe₂(SO₄)₃+ ЗН₂О.

4. Кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами:

2HNO₃ + ZnO = Zn(NO₃)₂ + Н₂О.

5. Кислоты взаимодействуют с некоторыми средними солями с образованием новой соли и новой кислоты, реакции возможны в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль или более слабая (или более летучая) кислота, чем исходная. Например:

2НС1+Na₂CO₃ = 2NaCl+H₂O +CO₂;

2NaCl + H₂SO₄ = 2HCl + Na₂SO₄.

6. Кислоты взаимодействуют с металлами. Характер продуктов этих реакций зависит от природы и концентрации кислоты и от активности металла. Например, разбавленная серная кислота, хлороводородная кислота и другие кислоты-неокислители взаимодействуют с металлами, которые находятся в ряду стандартных электродных потенциалов (см. главу 7.) левее водорода. В результате реакции образуются соль и газообразный водород:

H₂SO_{4 (разб))} + Zn = ZnSO₄ + Н₂↑;

2НС1 + Mg = MgCl₂ + H₂↑.

Кислоты-окислители (концентрированная серная кислота, азотная кислота HNO₃ любой концентрации) взаимодействуют и с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода с образованием соли и продукта восстановления кислоты. Например:

2H₂SO_{4 (конц)} + Zn = ZnSO₄ +SO₂↑+ 2H₂O;

Получение кислот

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

S + Н₂ = Н₂S.

2. Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.

SO₃ + Н₂О = H₂SО₄.

3. Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.

Na₂SiО₃ + H₂SO₄ = H₂SiО₃ + Na₂SO₄.

Амфотерные гидроксиды

1. 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:

Zn+ OH^- Zn(OH)H⁺ + ZnO

А1³⁺ + ЗОН^- Al(OH)₃ H⁺ + AlO+ H₂O

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

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотам:

Zn(OH)₂ + 2НCl + ZnCl₂ + 2Н₂О;

Sn(OH)₂+ H₂SO₄ = SnSO₄ + 2Н₂О.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами:

Zn(OH)₂ + 2NaOH Na₂ZnO₂ + 2H₂O;

Zn(OH)₂ + 2NaOH Na₂[Zn(OH)₄];

Pb(OH)₂ + 2NaOHNa₂[Pb(OH)₄].

Соли – продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла или замещения гидроксид-иона в молекуле основания кислотными остатками.

Общие химические свойства солей

1. Соли в водных растворах диссоциируют на ионы:

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

NaCN =Na⁺+СN^-;

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

KHSО₃ = К⁺ + HSO₃^-;

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

АlОН(СН₃СОО)₂ =АlОН²⁺ + 2СН₃СОО^-.

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 напряжения:

CuSO₄+ Fe = FeSO₄ + Сu.

2. Растворимые соли взаимодействуют со щелочами с образованием новой соли и нового основания. Реакция возможна, если образующееся основание или соль выпадают в осадок.

Например:

FeCl₃+3КОН = Fe(OH)₃↓+3КС1;

К₂СО₃+Ba(OH)₂ = ВаCO₃↓+ 2КОН.

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

Na₂CO₃ + 2HC1 = 2NaCl + CO₂↑ + H₂O.

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

Например:

Na₂S + H₂S = 2NaHS;

CaCO₃ + CO₂+ H₂O = Ca(HCО₃)₂ .

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

AgNO₃ + KC1 = AgCl↓ + KNO₃.

6. Многие соли разлагаются при нагревании:

MgCО₃MgO+ CО₂↑;

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂↑.

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

Fe(OH)₂NO₃+HNO₃ = FeOH(NO₃)₂+H₂O;

FeOH(NO₃)₂+HNO₃ = Fe(NO₃)₃ + H₂O.

8. Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей и воды:

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₃ + H₂O;

КН₂РО₄ + КОН = К₂НРО₄ + Н₂О.

Получение солей

Все способы получения солей основаны на химических свойствах важнейших классов неорганических соединений. Десять классических способов получения солей представлены в таблице. 7.

Кроме общих способов получения солей, возможны и некоторые частные способы:

1. Взаимодействие металлов, оксиды и гидроксиды которых являются амфотерными, со щелочами.

2. Сплавление солей с некоторыми кислотными оксидами.

K₂CO₃ + SiO₂K₂SiO₃ + CO₂↑.

3. Взаимодействие щелочей с галогенами:

2КОН +Сl₂KCl +KClO + H₂O.

4. Взаимодействие галогенидов с галогенами:

2КВг + Cl₂ = 2КС1 +Вг_2.

Таблица 7