Лекции по Химии

---

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.

2J_тв ^t J₂

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.

2Ag₂O ^t 4Ag +O₂

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 A_r , количеством электронов, протонов, нейтронов, химическим знаком, валентностью. Простое вещество характеризуется M_r , 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.

кислотные CO2, N2O5 P2O5

амфотерные Al2O3, BeO, ZnO

основные BaO, CaO, MgO

Оксиды: сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления – 2 ^*).

*)Формула название N₂O₅ – оксид азота ( V )

NO – оксид азота

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

CaO + H₂O =Ca(OH)₂

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

CaO + 2HCl =CaCl₂ + 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

SiO₂ + H₂O =

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

СaCO₃ ^t CaO + CO₂

2Pb(NO₃)₂ ^t 2PbO +4NO₂ +O₂

(нитраты металлов до Mg – MeNO₂ +O₂; от Mg до Cu - CuO + NO₂ +O₂; правее Cu - Me + NO₂ +O₂)

2AgNO₃ ^t 2Ag + NO₂ +O₂

б)оснований (щелочи не разлагаются)

Cu(OH)₂ ^t CuO + H₂O

2Fe(OH)₃ ^t Fe₂O₃ + 3H₂O

в)кислородсодержащих кислот

нестойких (H₂CO₃ , H₂SO₃) – простое нагревание:

H₂SO₃ ^t SO₂ +H₂O

H₂SiO₃ ^t SiO₂ +H₂O

стойких – в присутствии водоотнимающих средств (например P₂O₅ )

2HClO₄ ^P₂^O₅ Cl₂O₇ + H₂O

2HNO₃ ^P₂^O₅ N₂O₅ + H₂O

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 HNO_{3 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

Cr⁺²O Cr₂⁺³O₃ Cr⁺⁶O₃

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 (О^IH).

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.

Основания

Нерастворимые в воде Fe(OH)2 Fe(OH)3 Zn(OH)2 и др.

Растворимые в воде (щёлочи) LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH-очень хорошо растворяются в воде Ba(OH)2 –хорошо растворим Ca(OH)2 –мало растворим

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.

примечание	ЩЕЛОЧИ	Нерастворимые основания
	1.Отношение к индикаторам
Растворы щелочей имеют рН >7 и изменяют окраску индикаторов. - фиолет. лакмус – синий; - оранжев.метилоранж – желтый; - бесцв.фенолфталеин – малинов.	Индикаторы окраску не изменяют.
	2.Отношение к кислотным оксидам
Реагируют с образованием соли и воды 2NaOH+SiO2 сплавл .Na2SiO3+H2O Ca(OH)2+CO2=CaCO3+ H2O	Не взаимодействуют
	3.Отношение к амфотерным оксидам
Щелочи активно взаимодействуют с амфотерными оксидами Al2O3+2NaOH сплавл.2NaAlO2+ H2O Al2O3+6NaOH+3H2O раств.2Na3[Al(OH)6]	Не взаимодействуют
Любая реакция нейтрализации сводится к взаимодействию ионов ОН – и Н+ с образованием малодиссоциированного электролита воды.	4.Самое главное химическое свойство оснований. Все основания реагируют с кислотами – реакция нейтрализации. Реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, в результате которой образуется соль и вода.
KOH+HCl =КСl + H2O 2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O	Cu(OH)2+ H2SO4 =CuSO4+2H2O
	5.Отношение к растворам солей
Взаимодействуют с солями, но чтобы реакция шла до конца, в результате должно образоваться или нерастворимое основание, или малорастворимая соль (т.е. осадок) Ba(OH)2+Na2SO4=BaSO4 ↓+ +2NaOH 2NaOH+CuCl2=Cu(OH)2 +2NaCl Fe(SO4)3+6KOH=3K2SO4+ 2Fe(OH)3	Не реагируют
	6.Отношение к нагреванию
Гидроксиды щелочных металлов не разлагаются. Например, NaOH кипит при 1400°С без разложения. Гидроксиды щелочноземельных металлов разлагаются при прокаливании. Ca(OH)2 t CaO+ H2O	Легко разлагаются при небольшом нагревании на оксид металла и воду. Cu(OH)2 t CuO+ H2O
	7. Разъедают многие органические вещества	7.На большинство органических веществ не действуют.
	8. Реагируют с жирами с образованием мыла. C17H35COOH+NaOH= =C17H35COONa+ H2O Стеарат натрия

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.

K + 2H₂O+2е ^-=H₂+2OH ^–

A – 2Cl^—2e ^- =Cl₂

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	=РО4 =Н РО4 -Н2 РО4	Фосфат Гидрофосфат Дигидрофосфат
Хромовая	H2CrO4 H2Cr2O7	=CrO4 =Cr2O7	Хромат дихромат

Число ионов водорода Н⁺ определяют основность кислоты.

Трехосновные H3РO4

Двухосновные H2S, H2SO4

Одноосновные (один Н+ ) НСl , HNO3, HI

Слабые H2S, H2СO3, CH3COOH

Средние по силе H3РO4, H2SO3

Сильные H2SO4, HNO3, НСl ,НВr, HI

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

H₂O

H₂SO₄+Na₂CO₃=Na₂SO₄+ H₂CO₃

CO₂↑

2NaCl(тв.)+ H₂SO₄(конц.)=Na₂SO₄+2HCl↑

6.При нагревании некоторые кислоты разлагаются (лучше в присутствии водоотнимающего Р₂О₅ ).

H₂SiO₃ ^t SiO₂+H₂O

2HClO₄ ^{Р2О5, t} Cl₂O₇+ H₂O

H₂SO₄ ^t SO₃+ H₂O

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.

H – O O

S →2H⁺+SO₄ ^2-

H – O O

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^-.

О – Н O – H

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

O – H H – O

Zn Zn

O – H H – O

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.

2Fe(OH)₃ ^t Fe₂O₃ +3H₂O

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.

FeCl₃ – хлорид железа (III)

FeCl₂– хлорид железа

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

FeSO₄+Cu→

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

2NH₃↑

(NH₄)₂SO₄+2KOH=K₂SO₄+2NH₄OH +

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

CO₂↑

Na₂CO₃+2HNO₃=2NaNO₃+H₂CO₃ +

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.

CaCO₃ ^t CaO+CO₂↑

2NaHCO₃ ^t Na₂CO₃+H₂O+CO₂↑

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⁺+S^2- гидролиз по аниону

H₂O↔H⁺+OH^-

S^2-+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.

- соли с солями

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:

СaCO₃+SiO₂ ^t CaSiO₃+CO₂↑

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