Лекция №1: Наука химия. Физические и химические явления.
Классы неорганических соединений.
Окружающий мир состоит из различных видов материи, веществ и излучений.
Химия – наука о веществах, их свойствах, превращениях веществ и явлениях, сопровождающих эти превращения.
С веществами происходят различные изменения, например, испарение воды, сгорание топлива, ржавление металлов.
Изменения, происходящие с веществами, называются явлениями.
Явления бывают физические и химические.
Физические явления - явления, при которых данные вещества не превращаются в другие, а обычно изменяется только их агрегатное состояние или форма ( т.е. без изменения состава и строения молекул) – плавление стекла, испарение или замерзание воды.
сублимация
Химические явления - явления, в результате которых из данных веществ образуются другие. Химические явления называются химическими превращениями или химическими реакциями. Изменяется состав и строение молекул вещества.
термическое разложение
Механическая смесь: вещества сохраняют химическую индивидуальность, они могут браться в любых соотношениях; составные части смеси могут быть разделены на основе их физических свойств (путем фильтрования, дистилляции, хроматографии, отстаивания). Нет выделения (поглощения) теплоты.
Химическое соединение: образуется новое вещество, причем при образовании вещества исходные реагируют в строго определенных стехиометрических соотношениях; вещества не сохраняют свои свойства, для разложения химического соединения необходимо проведение химической реакции; при химических реакциях тепло, как правило, выделяется или поглощается.
Признаки химических реакций: выделение теплоты (иногда света), изменение окраски, появление запаха, образование осадка, выделение газа.
Объектом изучения в химии являются вещества, состоящие , в свою очередь, из молекул и атомов.
Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, обладающая его основными химическими свойствами, состоящая из одинаковых или различных атомов, способная к самостоятельному существованию.
Так, например, мельчайшая частица воды – молекула воды – образована двумя атомами водорода и одним атомом кислорода.
Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.
Химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Сейчас известно 114 химических элементов (см. таблицу Менделеева).
Все вещества делятся на простые и сложные. Надо уметь различать химический элемент и простое вещество. Химический элемент характеризуется зарядом ядра Ar , количеством электронов, протонов, нейтронов, химическим знаком, валентностью. Простое вещество характеризуется Mr , способами получения, химическими свойствами и т.д.
Простые вещества – вещества, которые образованы атомами одного элемента S, O2 , Cl2 ,F2 ,Na(металл) ,H2 ,Fe.
Сложные вещества – вещества, которые образованы атомами разного вида H2O, FeS , HCl , NaCl.
Неорганических веществ в настоящее время известно более 30 тыс. Чтобы можно было работать с этими веществами, составим классификацию неорганических веществ.
|
|
|
Оксиды: сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления – 2 *).
*)Формула название N2O5 – оксид азота ( V )
N2O – оксид азота ( I )
Несолеобразующие (безразличные): сюда относятся оксиды неметаллов, степень окисления которых 1; 2.
Основные оксиды - оксиды металлов, которым в
качестве гидроксидов соответствуют основания.
Имеют ионно-кристаллическую решетку.
Na2O, K2O, CaO, BaO, MgO, FeO, CuO, CrO, MnO.
Амфотерные оксиды – оксиды, которым в
качестве гидроксидов соответствуют амфотерные
гидроксиды (т.е. например, Al2O3 является амфотерным оксидом, и из него можно путем ряда реакций получить амфотерный гидроксид Al(OH)3 – это означает, что оксиду соответствует гидроксид).
BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, PbO, SnO, MnO2, Fe2O3. Это все твердые вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку.
Кислотные оксиды – оксиды, которым в
качестве гидроксидов соответствуют кислоты. Есть
газы – CO2 , SO2; жидкости – SO3 , N2O3; твердые
вещества – P2O5, многие вещества имеют молеку-
лярную кристаллическую решетку, некоторые –
ионную Mn2O7 ,атомную – SiO2.
P2O5, SO2 , SO3 ,СО2 ,CrO3 , Mn2O7 .
Химические свойства основных оксидов.
1.Реагируют с водой только те оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют растворимые основания (щелочи).
Na2O +H2O =2NaOH
негашеная известь гашеная известь
2.Основные оксиды реагируют с кислотными с образованием соли.
CaO + CO2 =CaCO3
+H2O
H2CO3
Na2O +SO3 =Na2SO4
3.Все оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.
CuO +H2SO4 =CuSO4 +H2O
Коэффициент
! Основные оксиды сo щелочами не реагируют.
Химические свойства кислотных оксидов.
1.Реагируют с водой с образованием кислоты. Но только те оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют растворимые кислоты.
SO3 + H2O = H2SO4 – серная кислота
2.Реагируют с основными оксидами с образованием соли.
SO2 +K2O =K2SO3
P2O5 +3Na2O =2Na3PO4
3.Реагируют со щелочами с образованием соли и воды.
CO2 +Ca(OH)2 =CaCO3 +H2O
N2O5 +2NaOH = 2NaNO3+ H2O
! Кислотные оксиды с кислотами не реагируют.
Химические свойства амфотерных оксидов.
1.Реагируют с сильными кислотами с образованием воды и соли. При этом проявляются свойства основных оксидов.
ZnO +2HCl =ZnCl2 + H2O
2.Реагируют с сильными щелочами (растворимые основания) с образованием соли и воды. При этом проявляются свойства кислотных оксидов.
ZnO +2NaOH сплавление;t Na2ZnO2 + H2O
ZnO +2NaOH + H2O в растворе Na2[Zn(OH)4]
BeO + H2O +2KOH = K2[Be(OH)4] –тетрагидроксобериллат калия
!Амфотерные оксиды проявляют двойственные свойства.
Получение оксидов.
1.Окисление
а)простых веществ
2Mg + O2 =2MgO
4P +5O2 =2P2O5
б)сложных веществ
2H2S +3O2 =2H2O +2SO2
2C2H2 +5O2 =4CO2 +2H2O
2.Разложение
а)солей
(нитраты металлов до Mg – MeNO2 +O2; от Mg до Cu - CuO + NO2 +O2; правее Cu - Me + NO2 +O2)
б)оснований (щелочи не разлагаются)
в)кислородсодержащих кислот
нестойких (H2CO3 , H2SO3) – простое нагревание:
стойких – в присутствии водоотнимающих средств (например P2O5 )
3.Разложение высших оксидов и окисление низших
4CrO3 =2Cr2O3 +3O2
4FeO +O2=2Fe2O3
4.Вытеснение летучего оксида менее летучим при высокой температуре
Na2CO3 +SiO2 =Na2SiO3 +CO2
5.Взаимодействие кислот-окислителей ( H2SO4 конц. ,HNO3) с металлами и некоторыми неметаллами
Cu +2H2SO4 =CuSO4 +SO2 +2H2O
Zn +4 HNO3 конц.=Zn(NO)3+2NO2+2H2O
Можно химические свойства оксидов рассматривать иначе.
Mn+2O Mn2+3O3 Mn+4O2 Mn+6O3 Mn2+7O7
основн. Амф.с преобл.осн.св-в амф. Кисл. Кисл.
Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 H2+1Mn+6O4-2 HMnO4
Основн. Амфот. Кислотн.
Сr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 - сильная кислота
Основные оксиды |
Амфотерные |
Кислотные (ангидриды) |
1.Взаимодействие с водой |
||
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) CaO+H2O=Ca(OH)2 |
Не взаимодействуют |
Все взаимодействуют, кроме SiO2. CrO3 +H2O=H2CrO4 |
2.Отношение к кислотам |
||
CuO +2HCl =CuCl2+H2O |
Al2O3 +3H2SO4= Al2(SO4)3+3H2O |
Не реагируют |
3.Отношение к основаниям |
||
Не реагируют |
Cr2O3(тв.)+2NaOH(тв)=сплавл. =2NaCrO2(хромит натрия)+H2O+Cr2O3+ +NaOH+H2O=Na[Cr(OH)6] только со щелочами |
SiO+NaOH= Na2SiO3+ H2O только со щелочами |
4.Отношение к солям Как правило, не взаимодействуют. Но, например: |
||
Al2O3+Na2CO3=сплавл.= 2NaAlO2+CO2 |
||
5.Отношение оксидов друг к другу |
||
Реагируют с амфотерными (см. следующую колонку)и кислотными оксидами (причем оксиды неактивных металлов не вступают в реакции с газообразными кислотными оксидами) FeO+SiO2=(сплав.)= FeSiO3 (P2O5, Mn2O7, CrO3) |
С основными оксидами при сплавлении Al2O3+CuO=(сплавл.)= Сu(AlO2)2 HAlO2 – метаалюминиевая кислота H3 AlO3 – ортоалюминиевая кислота Al2O3+3SiO2=Al2(SiO3)3 |
Взаимодействуют с основными оксидами 2P2O5+6MgO= 2Mg3(PO4)2 Газообразные кислотные оксиды при обычной t (услов.) взаимодействуют только с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов, при сплавлении – практически все. |
Основания:
- Сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами (ОIH).
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.
Основаниями называются сложные вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку, в воображаемых узлах которой находятся катионы металлов и гидроксид-анионы.
Названия оснований составляют из слова «гидроксид» и названия металла.
NaOH – гидроксид натрия.
KOH – гидроксид калия.
Ca(OH)2 – гидроксид кальция.
NH4OH – гидроксид аммония.
Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывают его валентность римской цифрой в скобках.
O-H Fe(OH)3 – гидроксид железа(III)
Fe O-H Fe(OH)3 – гидроксид железа(1-е место)
O-H Fe(OH)2 – гидроксид железа(II)
Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия.
гидроксид натрия NaOH – едкий натр;
гидроксид калия KOH – едкое кали;
гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеная известь;
гидроксид бария Ba(OH)2 – едкий барит.
Количество ОН- групп определяют кислотность оснований. Одно-, двух-, трех-, четырехкислотные основания.
Fe(OH)2 – двухкислотное основание,
Fe(OH)3 – трехкислотное основание,
NaOH – однокислотное основание.
Основания классифицируют и по растворимости в воде. Выделяют две группы. Растворимые в воде основания называют щелочами.
|
|
|
Физические свойства – твёрдые кристаллические вещества, имеющие ионную кристаллическую решётку, с различной растворимостью в воде. Легко растворяются в воде щёлочи LiOH, NaOH, KOH, CsOН,FrOH, RbOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2, другие – малорастворимые (Ca(OH)2). Водные растворы щелочей – мылкие на ощупь, разъедают кожу, ткани – едкие щелочи. Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 голубого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 – бурого, большенство других белого цвета.
Химические свойства.
Щелочи и нерастворимые основания имеют как общие, так и отличительные свойства.
Получение оснований:
А)щелочей
1.металл + вода
2Na+2 H2O=2NaOH+H2↑
Ba+2 H2O=Ba(OH)2+ H2↑
2.оксид + вода
Li2O+ H2O=2LiOH
CaO+ H2O=Ca(OH)2
3.Электролиз концентрированных водных растворов хлоридов щелочных металлов.
Так в промышленности получают NaOH и КОН. Катодом служит железная сетка, анодом – графит.
NaCl→Na++Cl -
H2O↔ H++OH –
Na - в ряду стандарных электродных потенциалов расположен до алюминия, и его ионы восстанавливаются (присоединяют е – ) гораздо труднее, чем молекулы воды. Ионов водорода H+ в растворе очень мало. Поэтому на катоде разряжаются молекулы воды с выделением молекулярного водорода.
Хлорид-ионы в концентрированном растворе легче отдают электроны, чем молекулы воды, поэтому на аноде разряжаются хлорид-ионы.
2NaCl+ 2H2O=2NaOH+H2+Cl2
Б)нерастворимых оснований
Соль + щелочь
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4
FeCl2+2KOH=Fe(OH)2↓+2КСl
Ислючение: Na2CO3+Ca(OH)2(малораств.)=2NaOH(≈12%)+CaCO3↓
Кислоты:
- Сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков.
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.
Сложные вещества, которые при растворении в воде диссоциируют на катион водорода Н+ (Н3О+ – ион гидроксония) и анион кислотного остатка.
По составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные.
Название кислоты |
Формула кислоты |
Кислотный остаток и его валентность |
Название соли |
Бескислородные кислоты |
|||
Фтороводородная кислота (плавиковая) |
HF |
-F |
фторид |
Хлороводородная (соляная) |
HCl |
-Cl |
хлорид |
Бромоводородная |
HBr |
-Br |
бромид |
Йодоводородная |
HI |
-I |
иодид |
Сероводородная кислота |
H2S |
-HS =S |
гидросульфид сульфид |
Кислородсодержащие кислоты |
|||
Азотистая |
HNO2 |
- NO2 |
Нитрит |
Азотная |
HNO3 |
- NO3 |
Нитрат |
Уксусная |
CH3COOH |
-CH3COO- |
Ацетат |
Серная |
H2SO4 |
-HSO4 =SO4 |
Гидросульфат Сульфат |
Угольная |
H2СO3 |
-HСO3 =СO3 |
Гидрокарбонат Карбонат |
Сернистая |
H2SO3 |
-HSO3 =SO3 |
Гидросульфит Сульфит |
Кремниевая |
H2SiO3 |
=SiO3 |
Силикат |
Фосфорная |
H3РO4 |
=Н РО4 -Н2 РО4 |
Фосфат Гидрофосфат Дигидрофосфат |
Хромовая |
H2CrO4 H2Cr2O7 |
=CrO4 =Cr2O7 |
Хромат дихромат |
Число ионов водорода Н+ определяют основность кислоты.
![]() |
|
|
|
|
|
|
|
Физические свойства: Среди кисот есть газы – Н2S, НСl (бескислородные в основном), многие кислоты – H2SO4, HNO3 - это бесцветные жидкости. Известны и твердые кислоты - H3РO4, H2SiO3, метафосфорная – НРО3, борная – H3ВO3. Почти все кислоты хорошо растворимы в воде, исключение – H2SiO3 (кремниевая)*. Растворы кислот имеют кислый вкус, так многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты, отсюда и названия кислот – яблочная, лимонная. Кислоты разъедают растительные и животные ткани.
* некоторые кислоты существуют только в растворах - H2SO3, H2СO3.
Химические свойства:
1.В растворах кислот индикаторы изменяют свою окраску:
фиолетовый лакмус – красный;
оранжевый метилоранж – красный;
бесцветный фенолфталеин – бесцветный.
Индикаторы обнаруживают в растворах кислот Н+.
2.С металлами
Кислоты–неокислители реагируют с металлами более активными, чем водород (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее Н) с образованием соли и газа водорода ( исключение HNO3 – сильный окислитель, с ней вместо водорода выделяются другие газы).
Электрохимический ряд напряжений был открыт Н.Н. Бекетовым.
К, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
вытесняют водород из кислот не вытесняют
*за исключенем щелочных и щелочноземельных металлов, т.к. те взаимодействуют не с кислотой, а с водой, входящей в состав раствора.
Zn+2НСl=ZnCl2+H2↑
3.Все кислоты реагируют с основаниями – реакция нейтрализации.
Растворы кислот реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды.
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O
H2SO4+Cu(OH)2=CuSO4+2H2O
3H2SO4+2Al(OH)3=Al2(SO4)3+6H2O
4.Растворы кислот реагируют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли иводы.
H2SO4+CuO=CuSO4+ H2O
H2SO4+ZnO=ZnSO4+ H2O
5.Растворы кислот реагируют с солями с образованием новой соли и новой кислоты. Реакции происходят в соответствии с рядом кислот (каждая предыдущая кислота может вытеснить соли последующую):
HNO3
H2SO4 ,НСl , H2SO3 , H2CO3 , H2S , H2SiO3
H3PO4
Реакция идет до конца, если:
1.Образуется вода.
2.Если один из продуктов летучее вещество.
3.Образуется осадок.
H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl
CO2↑
2NaCl(тв.)+ H2SO4(конц.)=Na2SO4+2HCl↑
6.При нагревании некоторые кислоты разлагаются (лучше в присутствии водоотнимающего Р2О5 ).
Получение кислот:
1.кислородные – взаимодействие соответствующих ангидридов с водой.
SO3+ H2O= H2SO4
N2O5+ H2O=2HNO3
2.некоторые кислородные –действием на неметаллы сильных окислителей.
3Р+5 HNO3+2 H2O=3 H3PO4+5NO
3I2+10 HNO3=6HIO3+10NO+2 H2O
3.бескислородные – прямое взаимодействие элементов.
H2+Cl2+2HCl
4.общий способ – реакция обмена между солью и менее летучей кислотой.
2NaCl(тв.)+ H2SO4(конц.)=Na2SO4 (NaHSO4)+2HCl↑
NaNO3(тв.)+ H2SO4(конц.)=HNO3↑+ NaHSO4
Амфотерные гидроксиды.
Амфотерные гидроксиды занимают промежуточное место между кислотами и основаниями.
отщепляется водород, так ведет себя кислота.
О – Н более слабые связи между металлом и кислородом, именно
Ва эти связи рвутся, образуя Ва+ и 2 ОН-.
У амфотерных гидроксидов, например у Zn
O – H
связи между металлом и кислородом и между кислородом и водородом одинаковые и , следовательно, рвутся с одинаковой силой. Поэтому формулу амфотерного гидроксида записывают и как кислоту, и как основание.
Zn(OH)2 H2ZnO2
Химические свойства.
1.Амфотерные гидроксиды реагируют с растворами кислот с образованием соли и воды, при этом амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований.
2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O
2. Амфотерные гидроксиды реагируют с растворами щелочей с образованием соли , при этом они проявляют свойства кислот.
Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4]
3.Как и все нерастворимые оксиды при небольшом нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду.
При диссоциации амфотерные гидроксиды дают и Н+ (как кислоты) и ОН- (как основания).
Zn2++2OH-↔Zn(OH)2 +H2O ↔ [Zn(OH)4]2-+2H+
Соли.
Соли – сложные вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку, в воображаемых узлах которой находятся катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Но более полное и современное определение:
Соли – сильные электролиты, диссоциирующие в водных растворах на положительно (катионы) заряженные ионы металлов и отрицательно (анионы) заряженные ионы кислотных остатков, а иногда кроме них и на ионы водорода (Н+) и гидроксила (ОН-).
В зависимости от состава различают следующие типы солей : средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.
Na2SO4 NaHSO4 Mg(OH)Cl KAl(SO4)2 [Ag(NH3)2]Cl
средняя кислая основная двойная комплексная
Соль можно рассматривать как продукт полного или частичного замещения атомов водорода (Н) в молекуле кислоты на металл (тогда образуются средние и кислые соли H2SO4→ NaHSO4 →Na2SO4) или замещения гидроксогрупп (OH) в основании на кислотный остаток (образуются средние и основные соли Mg (OH)2→MgOHCl →MgCl2).
Названия солей.
FeCl2 – хлорид железа(II)
кислые соли: гидро+анион.
NaHCO3 – гидрокарбонат натрия;
Сa(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция;
основные соли: гидроксо+анион.
MgOHCl –гидроксохлорид магния;
Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия.
Физические свойства: за небольшим исключением, твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения. По растворимости в воде делятся на легкорастворимые (NaCl, КСl, CaCl2), труднорастворимые (PbCl2,CaSO4, Ag2SO4) и практически нерастворимые (BaSO4, PbSO4, PbS, CaCO3). Сильные электролиты.
Химические свойства:
1.Растворы солей реагируют с металлами, причем металл, вступивший в реакцию, должен быть более активным, чем металл в составе соли (т.е. в ряду напряжений располагаться впереди металла, входящего в состав соли).
CuSO4+Fe=FeSO4+Cu
Zn+Hg(NO3)2=Zn(NO3)2+Hg
Но так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях взаимодействуют с водой.
2.Растворы солей реагируют с растворами щелочей. Это способ получения нерастворимых оснований. С образованием новой соли и нового основания.
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4
2H2O
3.Растворы солей реагируют с растворами кислот с образованием новой соли и новой кислоты.
Для того, чтобы реакция шла до конца, берут твердую соль и концентрированную кислоту.
AgNO3+Рсд=AgCl↓+HNO3
H2O
PbS+2HNO3=Pb(NO3)2+H2S↑
4.Концентрированные H2SO4, H3PO4 реагируют с твердыми солями летучих кислот (хлориды, бромиды, нитраты и др.). В результате реакции образуется новая соль и новая летучая кислота.
NaCl(тв)+H2SO4(конц) t NaHSO4+HCl↑
5.Растворы солей реагируют между собой. Обычно этот способ используют для получения практически нерастворимых солей.
NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3
K2SO4+BaCl2=2KCl+BaSO4↓
6.Термическая устойчивость солей.
7. Гидролиз солей (реакция с водой). Гидролизом называют взаимодействие ионов, ведущее к изменению среды.
I . КСl – хлорид калия (соль образована сильным основанием КОН и сильной кислотой HCl).
КСl→K++Cl-
Соль гидролизу не подвергается. Среда нейтральная.
II . K2S – сульфид калия (образована КОН(сильное основание) и H2S(слабая)).
K2S→2K++S2- гидролиз по аниону
H2O↔H++OH-
S2-+H2O↔HS-+OH- pH>7 среда щелочная
K2S+H2O↔KHS+KOH
III. Al(NO3)3
Al(NO3)3→Al3++3NO3 гидролиз по катиону
H2O↔H++OH-
Al3++H2O↔AlOH2++H+ среда кислая рН<7
Al3++3NO3-+ H2O↔ AlOH2++H++3NO3-
Al(NO3)3++H2O↔ AlOH(NO3)2+HNO3
IV. Al2S3 гидролиз необратим, идёт до конца
Al2S3+6 H2O↔2Al(OH)3↓+3H2S↑
Получение:
1. Из металлов.
- металлы с неметаллами
2Mg+Сl2=MgCl2
- металлы с кислотами
Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑
(в электронном ряду левее Н, или кислота-окислитель-HNO3, H2SO4 конц.)
- металлы с солями
Cu+HgCl2=CuCl2+Hg
2. Из оксидов.
- основные оксиды с кислотами
CaO+2РСд=CaCl2+H2O
- кислотные оксиды с щелочами
CO2+Ca(OH)2=CaCO3+ H2O
- кислотные оксиды с основными
CaO+CO2=CaCO3
3. Реакцией нейтрализации.
- кислота с основанием
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+H2O
4. Из солей.
AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3
- соли со щелочами
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4
- соли с кислотами
Na2CO3+2НСl =2NaCl+H2O+CO2↑
+ соли с нелетучими кислотными оксидами:
Кислые соли: получают так же как и средние соли, но при других молярных соотношениях реагентов.
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O NaOH+H2SO4=NaHSO4+H2O
2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O NaOH+CO2=NaHCO3
2 : 1 средняя 1 : 1 кислая
Сa3(PO4)2+H3PO4=3CaHPO4
Сa3(PO4)2+4H3PO4=3Ca(H2PO4)2
NaHSO4+NaOH=Na2SO4+H2O