Как отличать сильные электролиты от слабых? и получил лучший ответ

Ответ от Павел Бескровный[мастер]
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов ЗНАЧЕНИЕ СТЕПЕНИ диссоциации стремится К ЕДИНИЦЕ в разбавленных растворах.
К сильным электролитам относят:
1) практически все соли;
2) сильные кислоты, например: H2SO4 (серная к-та) , HCl (соляная к-та) , HNO3 (азотная к-та) ;
3) все щёлочи, например: NaOH (гидроксид натрия) , KOH (гидроксид калия) .
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов ЗНАЧЕНИЕ СТЕПЕНИ диссоциации стремится К НУЛЮ.
К слабым электролитам относят:
1) слабые кислоты - H2S (сероводородная к-та) , H2CO3 (угольная к-та) , HNO2;
2) водный раствор аммиака NH3 * H2O
СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ - это отношение числа частиц, распавшихся на ионы (Nд) , к общему числу растворённых частиц (Nр) , (обозначается греческой буквой альфа) :
a= Nд / Nр. Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов. Электролиты надеюсь знаешь, что такое, раз спрашиваешь. Это по-проще, если по-сложней, то смотри выше (по ряду ЭО) .
Электролитическая диссоциация - процесс обратимый для слабых электролитов.
Если есть вопросы, то шли на мыло.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).

К сильным электролитам относятся:

Растворимые соли;

Многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).

К слабым электролитам относятся:

Почти все органические кислоты и вода;

Некоторые неорганические кислоты: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;

Нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др.

Ионные уравнения реакций

Ионные уравнения реакций
Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Конечный раствор может остаться прозрачным (продукты хорошо растворимы в воде) , но один из продуктом окажется слабым электролитом; в других случаях будет наблюдаться выпадение осадка или выделение газа.

Для реакций в растворах при участии ионов составляют не только молекулярное уравнение, но также полное ионное и краткое ионное.
В ионных уравнениях по предложению французского химика К. -Л. Бертолле (1801 г.) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формул ионов, а осадки, газы и слабые электролиты - в виде молекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" (↓), образование газов - знаком "стрелка вверх" (). Пример записи уравнения реакции по правилу Бертолле:

а) молекулярное уравнение
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) полное ионное уравнение
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - газ, H2O - слабый электролит)
в) краткое ионное уравнение
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Обычно при записи ограничиваются кратким ионным уравнением, причем твердые вещества-реагенты обозначают индексом (т) , газобразные реагенты - индексом (г) . Примеры:

1) Cu(OH)2(т) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(т) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 практически нерастворим в воде
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(полное и краткое ионное уравнения совпадают)
3) CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(большинство кислых солей хорошо растворимы в воде) .

Если в реакции не участвуют сильные электролиты, ионный вид уравнения отсутствует:

Mg(OH)2(т) + 2HF(р) = MgF2↓ + 2H2O

БИЛЕТ №23

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Гидролиз происходит лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли - катион, анион, или оба вместе, - способны образовывать с ионами воды слабодиссоциирующие соединения, а это, в свою очередь, происходит тогда, когда катион - сильно поляризующий (катион слабого основания) , а анион - легко поляризуется (анион слабой кислоты). При этом изменяется рН среды. Если же катион образует сильное основание, а анион - сильную кислоту, то они гидролизу не подвергаются.

1.Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты проходит по катиону, при этом может образоваться слабое основание или основная соль и рН раствора уменьшится

2.Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания проходит по аниону, при этом может образоваться слабая кислота или кислая соль и рН раствора увеличится

3.Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты обычно проходит нацело с образованием слабой кислоты и слабого основания; рН раствора при этом незначительно отличается от 7 и определяется относительной силой кислоты и основания

4.Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты не протекает

Вопрос 24 Классификация оксидов

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.

Оксиды могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.

Солеобразующие оксиды Например,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результате химических реакций можно получать и другие соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N 2 O, NO.

1. ЭЛЕКТРОЛИТЫ

1.1. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сила электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации, соли, кислоты, гидроксиды, растворяясь в воде, полностью или частично распадаются на самостоятельные частицы – ионы.

Процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя называют электролитической диссоциацией . Вещества, диссоциирующие на ионы в растворах, называют электролитами. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда. Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называют катионами ; к ним относятся, например, ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами ; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Для количественной характеристики процесса диссоциации введено понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (α) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы (n ), к общему числу его молекул в растворе (N ), или

α = .

Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах.

Электролиты со степенью диссоциации больше 0,3 (30%) обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 0,03 (3%) до 0,3 (30%)-средними, менее 0,03 (3%)-слабыми электролитами. Так, для 0,1 M раствора CH 3 COOH α = 0,013 (или 1,3 %). Следовательно, уксусная кислота является слабым электролитом. Степень диссоциации показывает, какая часть растворенных молекул вещества распалась на ионы. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

По своей природе электролиты можно условно разделить на две большие группы: сильные и слабые . Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α = 1).

К сильным электролитам относятся:

1) кислоты (H 2 SO 4 , HCl , HNO 3 , HBr , HI , HClO 4 , H М nO 4 );

2) основания – гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы (щелочи) – LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , а также гидроксиды щелочноземельных металлов – Ba (OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Sr (OH ) 2 ;.

3) соли, растворимые в воде (см. таблицу растворимости).

Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме). Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К слабым электролитам относятся:

1) неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HСlO и др.);

2) вода (H 2 O );

3) гидроксид аммония (NH 4 OH );

4) большинство органических кислот

(например, уксусная CH 3 COOH, муравьиная HCOOH);

5) нерастворимые и малорастворимые соли и гидроксиды некоторых металлов (см. таблицу растворимости).

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями. Например, диссоциация соляной кислоты (НС l ) записывается следующим образом:

HCl → H + + Cl – .

Основания диссоциируют с образованием катионов металла и гидроксид-ионов. Например, диссоциация КОН

КОН → К + + ОН – .

Многоосновные кислоты, а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато. Например,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой

.

Для диссоциации по второй ступени:

.

В случае угольной кислоты константы диссоциации имеют следующие значения: K I = 4,3 × 10 –7 , K II = 5,6 × 10 –11 . Для ступенчатой диссоциации всегда K I >K II >K III > ... , т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

Средние (нормальные) соли, растворимые в воде, диссоциируют с образованием положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов кислотного остатка

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2– .

Кислые соли (гидросоли) – электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона водорода Н + . Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (первая ступень)

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Сильные и слабые электролиты

Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.

В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в водных растворах некоторых солей и органических веществ, полностью распадающихся на ионы в водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных доказательств того, что некоторые вещества в водных растворах распадаются на частицы. Так, водные растворы серной H 2 SO 4 , азотной HNO 3 , хлорной HClO 4 , хлороводородной (соляной) HCl, уксусной CH 3 COOH и других кислот имеют кислый вкус. В формулах кислот общей частицей является атом водорода, и можно предположить, что он (в виде иона) является причиной одинакового вкуса всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе ионы водорода придают раствору кислый вкус, поэтому такие вещества и названы кислотами. В природе только ионы водорода имеют кислый вкус. Они создают в водном растворе так называемую кислотную (кислую) среду.

Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.

Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия (NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН) 2), кальция (Са(ОН) 2) и других металлов имеют одинаковый неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это свойство ответственны гидроксид-ионы ОН – , входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком одинаково, несмотря на свой различный состав, т. к. в действительности с цинком реагирует не кислота:

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н2,

а ионы водорода:

Zn + 2H + = Zn 2+ + Н 2 ,

и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO 3 , не сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя после выпаривания раствора образуется смесь кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия КNO 3 и хлорида натрия NaCl. Можно предположить, что в растворе две исходные соли полностью распадаются на ионы, которые при его выпаривании образуют четыре кристаллических вещества:

Сопоставляя эти сведения с электропроводностью водных растворов кислот, гидроксидов и солей и с рядом других положений, С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой молекулы кислот, гидроксидов и солей при растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет приписать ионам положительные или отрицательные заряды. Очевидно, если кислота, например азотная НNO 3 , диссоциирует, предположим, на два иона и при электролизе водного раствора на катоде (отрицательно заряженный электрод) выделяется водород, то, следовательно, в растворе имеются положительно заряженные ионы водорода Н + . Тогда уравнение диссоциации следует записать так:

НNO 3 = Н + + .

Электролитическая диссоциация – полный или частичный распад соединения при его растворении в воде на ионы в результате взаимодействия с молекулой воды (или другого растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или соли, водные растворы которых проводят электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на ионы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами .
Диссоциация электролитов количественно характеризуется степенью диссоциации – отношением числа распавшихся на ионы «молекул» (формульных единиц) к общему числу «молекул» растворенного вещества. Степень диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80 распадаются на ионы, то степень диссоциации растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные , средние и слабые . По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых > 30%, к слабым – < 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
В случае водных растворов к сильным электролитам ( > 30%) относят перечисленные ниже группы соединений.
1 . Многие неорганические кислоты, например хлороводородная НCl, азотная HNO 3 , серная H 2 SО 4 в разбавленных растворах. Самая сильная неорганическая кислота – хлорная НСlО 4 .
Сила некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

HCl – HBr – HI.

Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например йодная кислота НIО 4 слабее хлорной кислоты НСlО 4 .
Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО (хлорноватистая) – НСlО 2 (хлористая) – НСlО 3 (хлорноватая) – НСlО 4 (хлорная) последняя наиболее сильная.

Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.

Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.

2 . Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН) 2 и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.

Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К 2 СО 3 (поташ) и натрия Na 2 CO 3 (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (питьевая сода), буру Na 2 B 4 O 7 , гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:

Са(ОН) 2 = Са 2+ + 2ОН – .

3 . Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

В случае водных растворов к слабым электролитам ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Вода H 2 O – важнейший электролит.

2 . Некоторые неорганические и почти все органические кислоты: H 2 S (сероводородная), H 2 SO 3 (сернистая), H 2 CO 3 (угольная), HCN (циановодородная), Н 3 РО 4 (фосфорная, ортофосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная, ортоборная), СН 3 СООН (уксусная) и др.
Заметим, что угольная кислота в формуле H 2 CO 3 не существует. При растворении углекислого газа СО 2 в воде образуется его гидрат СО 2 Н 2 О, который мы для удобства расчетов записываем формулой H 2 CO 3 , и уравнение реакции диссоциации выглядит так:

Диссоциация слабой угольной кислоты проходит в две ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион также ведет себя как слабый электролит.
Точно так же ступенчато диссоциируют и другие многоосновные кислоты: Н 3 РО 4 (фосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная). В водном растворе диссоциация практически проходит лишь по первой ступени. Как осуществить диссоциацию по последней ступени?
3 . Гидроксиды многих элементов, например Аl(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3 и др.
Все эти гидроксиды диссоциируют в водном растворе ступенчато, например гидроксид железа
Fe(OH) 3:

В водном растворе диссоциация проходит практически только по первой ступени. Как сместить равновесие в сторону образования ионов Fe 3+ ?
Осно"вные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, осно"вные свойства дигидроксида железа Fe(OH) 2 выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH) 3 . Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH) 3 проявляются сильнее, чем у Fe(OH) 2 .
4 . Гидроксид аммония NH 4 OH.
При растворении газообразного аммиака NH 3 в воде получается раствор, который очень слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора осно"вная, или щелочная. Объясняется такое поведение аммиака следующим образом. При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH 3 Н 2 О, которому условно мы приписываем формулу несуществующего гидроксида аммония NH 4 OH, считая, что это соединение диссоциирует с образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН – :

NH 4 OH = + ОН – .

5 . Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl 2 , тиоцианат железа Fe(NСS) 3 , цианид ртути Hg(CN) 2 и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.

К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н 3 РО 4 . Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.

Соли, их свойства, гидролиз

Ученица 8 класс Б школы № 182

Петрова Полина

Учитель химии:

Харина Екатерина Алексеевна

МОСКВА 2009

В быту мы привыкли иметь дело лишь с одной солью – поваренной, т.е. хлоридом натрия NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений. Соли можно рассматривать как продукты замещения водорода в кислоте на металл. Поваренную соль, например, можно получить из соляной кислоты по реакции замещения:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 .

кислота соль

Если вместо натрия взять алюминий, образуется другая соль – хлорид алюминия:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Они являются продуктами полного или частичного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Например, если в серной кислоте H 2 SO 4 заместить на калий один атом водорода, получим соль KHSO 4 , а если два – K 2 SO 4 .

Различают несколько типов солей.

Типы солей	Определение	Примеры солей
Средние	Продукт полного замещения водорода кислоты на металл. Ни атомов Н, ни ОН-групп не содержат.	Na 2 SO 4 сульфат натрия CuCl 2 хлорид меди (II) Ca 3 (PO 4) 2 фосфат кальция Na 2 CO 3 карбонат натрия (кальцинированная сода)
Кислые	Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Содержат в своем составе атомы водорода. (Они образованны только многоосновными кислотами)	CaHPO 4 гидрофосфат кальция Ca(H 2 PO 4) 2 дигидрофосфат кальция NaHCO 3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода)
Основные	Продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Включают ОН-группы. (Образованны только многокислотными основаниями)	Cu(OH)Cl гидроксохлорид меди (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) гидроксофосфат кальция (CuOH) 2 CO 3 гидроксокарбонат меди (II) (малахит)
Смешанные	Соли двух кислот	Ca(OCl)Cl – хлорная известь
Двойные	Соли двух металлов	K 2 NaPO 4 – ортофосфат дикалия-натрия
Кристаллогидраты	Содержат кристаллизационную воду. При нагревании они обезвоживаются – теряют воду, превращаясь в безводную соль.	CuSO 4 . 5H 2 O – пятиводный сульфат меди(II) (медный купорос) Na 2 CO 3 . 10H 2 O – десятиводный карбонат натрия (сода)

Способы получения солей.

1. Соли можно получить, действуя кислотами на металлы, основные оксиды и основания:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

хлорид цинка

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

сульфат железа (III)

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

нитрат хрома (III)

2. Соли образуются при реакции кислотных оксидов со щелочами, а также кислотных оксидов с основными оксидами:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

нитрат кальция

SiO 2 + CaO CaSiO 3

силикат кальция

3. Соли можно получить при взаимодействии солей с кислотами, щелочами, металлами, нелетучими кислотными оксидами и другими солями. Такие реакции протекают при условии выделения газа, выпадения осадка, выделения оксида более слабой кислоты или выделения летучего оксида.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

ортофосфат кальция сульфат кальция

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

сульфат железа (III) сульфат натрия

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

сульфат меди (II) сульфат железа (II)

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

карбонат кальция силикат кальция

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюминия бария бария алюминия

4. Соли бескислородных кислот образуются при взаимодействии металлов с неметаллами:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

хлорид железа (III)

Физические свойства.

Соли – твердые вещества различного цвета. Растворимость в воде их различна. Растворимы все соли азотной и уксусной кислот, а также соли натрия и калия. О растворимости в воде других солей можно узнать из таблицы растворимости.

Химические свойства.

1) Соли реагируют с металлами.

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 реагируют с водой, либо проводить реакции в расплаве.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Соли реагируют с кислотами. Эти реакции протекают, когда более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом выделяется газ или выпадает осадок.

При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Соли реагируют со щелочами в водных растворах.

Это способ получения нерастворимых оснований и щелочей.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Соли реагируют с солями.

Реакции протекают в растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Характерным примером такой реакции является обжиг известняка, основной составной частью которого является карбонат кальция:

CaCO 3 CaO + CO2 карбонат кальция

1. Некоторые соли способны кристаллизироваться с образованием кристаллогидратов.

Сульфат меди (II) CuSO 4 – кристаллическое вещество белого цвета. При его растворении в воде происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. Выделение теплоты и изменение цвета – это признаки химической реакции. При выпаривании раствора выделяется кристаллогидрат CuSO 4 . 5H 2 O (медный купорос) . Образование этого вещества свидетельствует о том, что сульфат меди (II) реагирует с водой:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q

белого цвета сине-голубого цвета

Применение солей.

Большинство солей широко используется в промышленности и в быту. Например, хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, незаменим в приготовлении пищи. В промышленности хлорид натрия используется для получения гидроксида натрия, соды NaHCO 3 , хлора, натрия. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Например, нитрат калия KNO 3 – калийная селитра. Она также входит в состав пороха и других пиротехнических смесей. Соли применяются для получения металлов, кислот, в производстве стекла. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества также относятся к классу солей. Перманганат калия KMnO 4 часто называют марганцовкой. В качестве строительного материала используются известняки и гипс – CaSO 4 . 2H 2 O, который также применяется в медицине.

Растворы и растворимость.

Как уже указывалось ранее, растворимость является важным свойством солей. Растворимость - способность вещества образовывать с другим веществом однородную, устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов.

Растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.

Так, например, раствор поваренной соли состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – ионов Na + ,Cl - .

Ионы (от греч. ión - идущий), электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или присоединении электронов (или других заряженных частиц) атомами или группами атомов. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 М. Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду), - анионами.

По степени растворимости в воде вещества делятся на три группы:

1) Хорошо растворимые;

2) Малорастворимые;

3) Практически нерастворимые.

Многие соли хорошо растворимы в воде. При решении вопроса о растворимости в воде других солей придется пользоваться таблицей растворимости.

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном виде проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называют электролитами .

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами .

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. Сами электролиты электрический ток не проводят. В растворах и расплавах они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией . Ее содержание сводится к трем следующим положениям:

1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2) Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются – катионы, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются – анионами.

3) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

обратимость

Сильные и слабые электролиты.

Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (α), т. Е. Отношения числа молекул, распавшихся на ионы, кобщему числу молекул. Например, α = 1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а α = 0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.

В зависимости от величины α электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, (α 0,95) средней силы (0,95

Сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная CH 3 COOH), водный раствор аммиака (NH 3 . 2 O), вода, некоторые соли ртути (HgCl 2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную H 3 PO 4 и азотистую HNO 2 кислоты.

Гидролиз солей.

Термин « гидролиз » произошел от греческих слов hidor (вода) и lysis (разложение). Под гидролизом обычно понимают обменную реакцию между веществом и водой. Гидролитические процессы чрезвычайно распространены в окружающей нас природе (как живой, так и неживой), а также широко используются человеком в современных производственных и бытовых технологиях.

Гидролизом соли называется реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора.

Гидролизу подвергаются три типа солей:

а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - протекает гидролиз по катиону)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCl

Реакция среды – кислая.

б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К 2 CO 3 , Na 2 S - протекает гидролиз по аниону)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

Реакция среды – щелочная.

в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH 4) 2 CO 3 , Fe 2 (CO 3) 3 – протекает гидролиз по катиону и по аниону.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3

Часто реакция среды – нейтральная.

г) соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, Ba(NO 3) 2) гидролизу не подвержены.

В ряде случаев гидролиз протекает необратимо (как говорят, идет до конца). Так при смешении растворов карбоната натрия и сульфата меди выпадает голубой осадок гидратированной основной соли, которая при нагревании теряет часть кристаллизационной воды и приобретает зеленый цвет – превращается в безводный основный карбонат меди – малахит:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

При смешении растворов сульфида натрия и хлорида алюминия гидролиз также идет до конца:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Поэтому Al 2 S 3 нельзя выделить из водного раствора. Эту соль получают из простых веществ.