МИНОБРНАУКИ РОССИИ САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЭЛЕКТРОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «ЛЭТИ» ИМ. В.И. УЛЬЯНОВА (ЛЕНИНА) Кафедра физической химии ОТЧЕТ по лабораторной работе №1 по дисциплине «Химия» Тема: Химические свойства кислот, оснований, солей Студент гр. 3232 Шутов Н.А. Преподаватель Васильев Б.В. Санкт-Петербург 2024 2 Цель работы: ознакомление с методами получения оснований и изучение их химических свойств ознакомление с некоторыми способами получения кислот, солей и с их химическими свойствами 3 Основные теоретические положения Оксиды – химические соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления «-2». Оксидами называются соединения элементов с кислородом, в которых атомы кислорода химически не связаны друг с другом. Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующих довольно мало (оксид азота (I) – N2O, оксид азота (II) – NO, оксид углерода (II) – СО, оксид кремния (II) – SiO), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щелочами. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Основными называются оксиды (Na2O, MgO, CuO и др.), которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. Основные оксиды образуют металлы, проявляющие в соединениях валентность I, II, III (не выше как правило). Кислотными называют оксиды (SO2, CO2 и др.), которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу кислот. Реагируя с основаниями, эти оксиды образуют соль и воду. Кислотные оксиды – это, главным образом, оксиды неметаллов с ковалентной связью. Степень окисления металлов в кислотных оксидах, как правило, больше +4 (V2O5, CrO3, Mn2O7). Амфотерными называются оксиды (BeO, ZnO, PbO, SnO, а также оксиды металлов со степенью окисления III и IV, например Al2O3, Cr2O3 и др.), которые обладают двойственными свойствами и ведут себя в одних условиях как основные, а в других – как кислотные, т. е. образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. Многие элементы проявляют переменную степень окисления, образуют оксиды различного состава, что учитывается при названии оксида указанием валентности элемента, например, CrO – оксид хрома (II), Cr2O3 – оксид хрома (III), CrO3 – оксид хрома (VI). Существуют соединения элементов с кислородом, которые по составу относятся к классу оксидов, но по своему строению и свойствам принадлежат к классу солей. Это так называемые пероксиды или перекиси. Обычно их 4 рассматривают как соли слабой кислоты (Н2O2), например Na2O2. Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода: Na–O–O–Na. Существует четыре общих способа получения оксидов: взаимодействие простых веществ с кислородом, окисление сложных веществ, разложение гидроксидов и разложение сложных соединений – солей. Взаимодействие простых веществ с кислородом можно разделить на два вида реакций: окисление металлов и окисление простых веществ-неметаллов. Первый вид реакции происходит с большинством металлов (кроме золота, платины, палладия), до оксидов с устойчивыми степенями окисления. Например, алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида: 4Al + 3O2 → 2Al2O3. При окислении простых веществ-неметаллов, как правило, образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке. Например, фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III): 4P + 5O2(изб.) → 2P2O5; 4P + 3O2(нед.) → 2P2O3. Существует ряд исключений, например, сера сгорает только до оксида серы (IV): S + O2 → SO2. При окислении кислородом сложных веществ (бинарных соединений: сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.), состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления. Например, при сжигании пирита FeS2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2. Оксиды можно получить также из гидроксидов – кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду, а для разложения некоторых других (обычно нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать. Например, самопроизвольно разлагается в водном растворе угольная кислота: H2CO3 → H2O + CO2. При 5 нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов – например, кремниевая кислота: H2SiO3 → H2O + SiO2. Четвертый способ получения оксидов – разложение гидроксидов и разложение сложных соединений – солей. Например, карбонат лития при нагревании разлагается на оксиды: Li2CO3 → CO2 + Li2O. Основные оксиды могут взаимодействовать с водой (только щелочи (растворимые гидроксиды) – например, оксид магния реагирует с водой при кипячении: CaO + H2O → Ca(OH)2), с кислотными оксидами и кислотами (при взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль: Na2O + SO2 → Na2SO3, а при взаимодействии с кислотой образуется соль кислоты и вода), с амфотерными оксидами и гидроксидами (например, в данном случае K2O + Al2O3 → 2KAlO2 - амфотерный оксид образует кислотный остаток). Оксиды металлов могут взаимодействовать с восстановителями: углеродом или угарным газом (например, FeO + C → Fe + CO – только при нагревании), водородом (например, CuO + H2 → Cu + H2O – происходит только при давлении или нагревании), более активными металлами (например, оксид цинка взаимодействует с алюминием: 3ZnO + 2Al → Al2O3 + 3Zn – тоже только при нагревании). Оксиды неактивных металлов можно восстанавливать аммиаком: например, восстановление оксида меди (II): 3CuO + 2NH3 → 3Cu + 3H2O + N2. Так же оксиды металлов могут взаимодействовать с окислителями: например, оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III): 4FeO + O2 → 2Fe2O3. Кислотные оксиды могут взаимодействовать с: основными оксидами и основаниями с образованием солей (например, оксид натрия взаимодействует с оксидом углерода (IV): Na2O + CO2 → Na2CO3), водой с образованием кислот (например, SO3 + H2O → H2SO4), амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли или соли и воды (только оксиды сильных или средних кислот, например, ангидрид серной кислоты (оксид серы (VI)) взаимодействует с гидроксидом алюминия с образованием соли – сульфата алюминия: 3SO3 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 3H2O), солями летучих кислот (в расплаве менее 6 летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей - например, твердый оксид кремния SiO2 вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната кальция при сплавлении: CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2). Так же кислотные оксиды способны проявлять окислительные свойства – например, оксиды элементов в высшей степени окисления – типичные окислители (SO3, N2O5, CrO3 и т.д.). Кроме того, некоторые оксиды (как правило, в промежуточной восстановительные свойства: степени окисления) могут проявлять например, оксид (IV) окисляется серы кислородом до оксида серы (VI): 2SO2 + O2 → 2SO3. Амфотерные оксиды проявляют свойства и основных, и кислотных. От основных отличаются только тем, что могут взаимодействовать с растворами и расплавами щелочей и с расплавами основных оксидов, которым соответствуют щелочи. При этом амфотерные оксиды взаимодействуют, как правило, с сильными и средними кислотами и их оксидами. Например, оксид алюминия взаимодействует с соляной кислотой: Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой – т.к. оксиды взаимодействуют с водой, только когда им соответствуют растворимые гидроксиды, а все амфотерные гидроксиды – нерастворимые. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами – при этом механизм реакции и продукты различаются в зависимости от условий проведения процесса – в растворе или расплаве: в первом случае образуются комплексные соли, во втором – обычные соли. Примеры: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O – амфотерный оксид и расплав щелочи образуют соль и воду, ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] – амфотерный оксид и раствор щелочи образуют комплексную соль. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными оксидами – при этом взаимодействие возможно только с основными оксидами, которым соответствуют щелочи и только в расплаве: Al2O3 + Na2O → 2NaAlO2. Амфотерные оксиды способны выступать и как окислители, и как восстановители и подчиняются тем же закономерностям, что и основные оксиды (см. выше подробно). Так же амфотерные оксиды взаимодействуют с 7 солями летучих кислот: в расплаве менее летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей – например, твердый оксид алюминия вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната натрия при сплавлении: Na2CO3 + Al2O3 → 2NaAlO2 + CO2. Основания – это гидроксиды металлов, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы (ОН-) и основные остатки: Cu(OH)2 ↔ Cu(OH)+ + OH–. Кислотность оснований определяется числом гидроксид-ионов в молекуле основания. Много-кислотные основания диссоциируют ступенчато: Cu(OH)+ ↔ Cu2+ + OH–. Названия оснований составляют из слова «гидроксид» и названия металла (например, NaOH – гидроксид натрия) с указанием валентности, если металл образует несколько оснований, например: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III). По растворимости в воде различают: основания, растворимые в воде – щелочи (гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов) и основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др. Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов: в их присутствии лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым. Щелочи получают, растворяя в воде оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. Основания реагируют с кислотными оксидами и кислотами с образованием соли и воды и не реагируют с основными оксидами и щелочами. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании. Амфотерные гидроксиды проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 и др. Существует четыре способа получения оснований, это взаимодействие: основных оксидов с водой (с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь) – таким 8 способом можно получить только щёлочи, например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр): Na2O + H2O → 2NaOH), металлов с водой (с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий, цезий), кальций, стронций и барий – например, калий реагирует с водой очень бурно: 2K0 + 2H2+O → 2K+OH + H20), электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов (например, электролиз хлорида натрия: 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑), при взаимодействии других щелочей с солями (взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание – например, карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция: K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH). Химические свойства нерастворимых оснований: взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами, при этом образуются соль и вода: например, Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O (гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой) разлагаются при нагревании на оксид и воду: например, 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O (гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании) не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.): например, гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III): 4Fe+2(OH)2 + O20 + 2H2O → 4Fe+3(O-2H)3 Химические свойства щелочей: взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. Например, гидроксид натрия при 9 взаимодействии образовывать с 3 трёхосновной типа солей: фосфорной кислотой дигидрофосфаты, фосфаты может или гидрофосфаты: 1. дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1 – например, NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O 2. при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты – например, 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O 3. в избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла – например, 3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли, а в растворе – комплексные соли – например, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток: NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + 2H2O. А в растворе образуется комплексная соль: NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4] взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль. Например, при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода: 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O. А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия: 2NaOH + CO2 → NaHCO3 взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе, при условии, что в продуктах образуется газ или осадок. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена. 10 Например, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе: Cu2+SO42- + 2Na+OH— → Cu2+(OH)2—↓ + Na2+SO42-. Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония – например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония: NH4+NO3— + K+OH— → K+NO3— + NH3↑ + H2O взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли. Например, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды: KHSO3 + KOH → K2SO3 + H2O взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве – средняя соль и водород. Например, алюминий растворяется в водном растворе щелочи, т.к. оксид алюминия – амфотерный (реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный): 2Al + 2NaOH + 6H2+O → 2Na[Al+3(OH)4] + 3H20 взаимодействуют с неметаллами. При этом протекают окислительновосстановительные реакции. Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1: 2NaOH +Cl20 → NaCl— + NaOCl+ + H2O. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.). Сера, хлор, бром, йод, фосфор и др. неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются и самовосстанавливаются) не разлагаются при нагревании (кроме гидроксида лития: 2LiOH → Li2O + H2O) Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются ионы водорода (H+) и анионы кислотных остатков. По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на бескислородные (например, HCl, HBr, H2S) и кислородосодержащие (например, HNO3, H2SO4, H3PO4). 11 В растворах кислот индикаторы меняют свою окраску: лакмус и метилоранж становятся красными. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в электрохимическом ряду напряжений (ряд активностей металлов), образуют соли и выделяют водород. Водород не выделяется при взаимодействии металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Кислоты реагируют с основными оксидами и основаниями, образуя соль и воду. По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы, кислоты бывают: одноосновные (HNO3), двухосновные (H2SO4), трехосновные (H3PO4) и т.д. Так же кислоты разделяются на сильные и слабые: сильные кислоты – к ним относятся бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI, а также некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H2SO4, HNO3, HClO4 и др. слабые кислоты – к ним относятся: слабые и растворимые кислоты: (например, H3PO4, CH3COOH, HF и т.д.), летучие или неустойчивые кислоты (например, H2CO3 – распадается на воду и оксид: H2CO3 → Н2О + СО2↑; H2SO3 – распадается на воду и оксид: H2SO3 → H2O + SО2↑), нерастворимые в воде кислоты (например, H2SiO3 и др.) Получить кислоты можно следующими способами: взаимодействие кислотных оксидов с водой (например, оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты: SO3 + H2O → H2SO4), взаимодействие неметаллов с водородом (например, хлор реагирует с водородом: H20 + Cl20 → 2H+Cl—), электролиз растворов солей (например, электролиз раствора сульфата меди (II): 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2), при взаимодействии других кислот с солями (При этом более сильная кислота вытесняет менее сильную. Например, карбонат кальция CaCO3 (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой: CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + CO2), окислением оксидов, других кислот и неметаллов в водном растворе кислородом или другими окислителями (например, 12 концентрированная азотная кислота окисляет фосфор до фосфорной кислоты: P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O). Свойства кислот: в водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода Н+ и анионы кислотных остатков, например, соляная кислота диссоциирует почти полностью: HCl → H+ + Cl– кислоты изменяют окраску индикатора. Водный раствор кислот окрашивает лакмус в красный цвет, метилоранж в красный цвет. Фенолфталеин не изменяет окраску в присутствии кислот кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами (с нерастворимыми основаниями и соответствующими им оксидами взаимодействуют только растворимые кислоты), например, гидроксид меди (II) взаимодействует с растворимой бромоводородной кислотой: Cu(OH)2 + 2HBr → CuBr2 + 2H2O щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации. взаимодействии с Например, трёхосновной гидроксид фосфорной натрия кислотой при может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты (NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O, мольное соотношение реагентов 1:1), гидрофосфаты (2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O, мольное соотношение реагентов 1:2) или фосфаты (3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O, мольное соотношение реагентов 3:1) растворимые кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами, например, уксусная кислота взаимодействует с гидроксидом алюминия: 3CH3COOH + Al(OH)3 → (CH3COO)3Al + 3H2O некоторые кислоты являются сильными восстановителями, например, йодоводород можно окислить хлоридом меди (II): 4HI— + 2Cu+2Cl2 → 4HCl + 2Cu+I + I20 13 кислоты взаимодействуют с солями (реагируют с растворимыми солями только при условии, что в продуктах реакции присутствует газ, вода, осадок или другой слабый электролит, например, соляная кислота взаимодействует с нитратом серебра в растворе: Ag+NO3— + H+Cl— → Ag+Cl—↓ + H+NO3—, а с нерастворимыми солями. При этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей, например, карбонат кальция (соль угольной кислоты), реагирует с соляной кислотой (более сильной, чем угольная): CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2) кислоты взаимодействуют с кислыми и основными солями (при этом более сильные кислоты вытесняют менее сильные из кислых солей, либо кислые соли реагируют с кислотами с образованием более кислых солей), например, гидрокарбонат калия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида калия, углекислого газа и воды: KHCO3 + HCl → KCl + CO2 + H2O кислоты взаимодействуют с металлами (при этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Однако минеральные кислоты и кислоты-окислители взаимодействуют по-разному), например, железо взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида железа (II): Fe + 2H+Cl → Fe+2Cl2 + H2O некоторые кислоты разлагаются при нагревании, например, кремниевая H2SiO3, йодоводородная HI кислоты разлагаются при нагревании: H2SiO3 → H2O + SiO2 и 2HI → H2 + I2 Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы основных остатков и анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние (нормальные), кислые, основные, двойные и смешанные, и простые. Средние соли, например, Na2CO3, Ca3(PO4)2, K2SO3, можно рассматривать как продукты полного замещения катионов водорода в кислоте катионами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Уравнения диссоциации средних солей можно записать так: 14 Na3PO4 ↔ 3Na+ + PO43–; NH4Cl ↔ NH4+ + Cl–. Химические свойства средних солей определяются их отношением к металлам (реакция замещения), щелочам, кислотам и солям (реакции обмена). Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения катионов водорода многоосновных кислот катионами металла. Их образуют только многоосновные кислоты (например, H2SO4, H3PO4), одноосновные кислоты (например, HCl) не образуют кислых солей. Кислыми солями являются, например, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, KHSO3. Названия кислых солей образуются добавлением к кислотному остатку приставки гидро-, а если необходимо, то с соответствующим числительным: Na2HPO4 – гидрофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия. Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением: NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3–. Основные соли (гидроксосоли) по составу являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Однокислотные основания (например, NaOH, KOH) не образуют основных солей. Основные соли, образуются только многокислотными основаниями (например, Cu(OH)2, Fe(OH)3). Основными солями являются, например, гидроксосульфат меди (II) – (CuOH)2SO4, дигидроксохлорид железа (III) – Fe(OH)2Cl, гидроксохлорид железа (III) – FeOHCl2. Двойные соли – это соли, содержащие два типа катионов: KNa2PO4 – ортофосфат калия-натрия; KAl(SO4)2 – сульфат калия-алюминия (алюмокалиевые квасцы); KCr(SO4)2 – сульфат калия-хрома (хромокалиевые квасцы). Смешанные соли – это соли, в составе которых присутствуют различные анионы: CaFCl – смешанная кальциевая соль фтороводородной и хлороводородной кислот; AlSO4Cl – смешанная алюминиевая соль соляной и серной кислот. 15 Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа (например, хлорид кальция CaCl2). По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли. Гидратные соли (кристаллогидраты) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды (например, декагидрат сульфата натрия Na2SO4 · 10H2O). Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K3[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]Cl2). Соли можно получить взаимодействием: кислотных оксидов с основными (например, оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия: SO3 + Na2O → Na2SO4), кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами (при этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми, например, гидроксид натрия реагирует с соляной кислотой: HCl + NaOH → NaCl + H2O), кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами (при этом растворимые кислоты взаимодействуют с любыми основными оксидами, например, соляная кислота реагирует с оксидом меди (II): 2HCl + CuO → CuCl2 + H2O), оснований с кислотными оксидами (сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами, например, гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия: 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O), кислот с солями (нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами, а растворимые – только с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит, например, карбонат кальция CaCO3 (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой: CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O + CO2 или же силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота: Na2SiO3 + 2HCl → H2SiO3↓ + 2NaCl), окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) 16 в водном растворе кислородом или другими окислителями (например, кислород окисляет сульфит натрия до сульфата натрия: 2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4), металлов с неметаллами (таким образом можно получить только соли бескислородных кислот, например, сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция: Ca + S → CaS). Так же соли образуются при растворении металлов в кислотах – например, железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II): Fe + 2HCl → FeCl2 + H2, а еще при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве (при этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве – средняя соль и водород, например, алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия – амфотерный: 2Al + 2NaOH + 6H2+O → 2Na[Al+3(OH)4] + 3H20), при взаимодействии щелочей с неметаллами (при этом протекают окислительновосстановительные реакции, например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1: 2NaOH + Cl20 → NaCl— + NaOCl+ + H2O), при взаимодействии солей с неметаллами (при этом протекают окислительно-восстановительные реакции, например, хлор взаимодействует с бромидом калия: 2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2). Химические свойства солей: в водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме+ и анионы кислотных остатков, например, хлорид кальция диссоциирует почти полностью: CaCl2 → Ca2+ + 2Cl– соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами – при этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении, например, карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV) с образованием силиката калия и углекислого газа: K2CO3 + SiO2 → K2SiO3 + CO2↑ соли взаимодействуют с кислотами, например, железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II): Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 17 растворимые соли взаимодействуют с щелочами – реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония, например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II): CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 + K2SO4 растворимые соли взаимодействуют с солями – реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок, например, сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария: CuSO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + CuCl2 соли взаимодействуют с металлами – более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные, например, железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II): CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu некоторые соли при нагревании разлагаются, например, нитрат аммония: NH4NO3 → N2O + 2H2O соли проявляют восстановительные свойства (это или соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, или соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления), например, йодид калия окисляется хлоридом меди (II): KI— + 2Cu+2 Cl2 → 4KCl + 2Cu+l + I20 соли проявляют окислительные свойства – например, 2FeCl3 + Fe → 3FeCl2 18 Протокол наблюдений (Этот лист уже есть) Лабораторная работа № 1 «Химические свойства кислот, оснований, солей» Выполнил: студент группы _________ _________________________________ № опыта 1.12 Реакция СuSO4+NaOHCu(OH)2+… MgSO4+NaOHMg(OH)2+… FeCl3+NaOHFe(OH)3+… Cu(OH)2+HClCuCl2+… 2.5 Mg(OH)2+ HClMgCl2+… Fe(OH)3+ HClFeCl3+… 1.14 NaOH+HCl… NiSO4+NaOHNi(OH)2+… 1.16 Ni(OH)2+HClNiCl2+… ZnSO4+NaOHZn(OH)2+… 1.18 Zn(OH)2+HClZnCl2+… Zn(OH)2+NaOHNa2[Zn(OH)4] Cr2(SO4)3+NaOHCr(OH)3+… Cr(OH)3+HClCrCl3+… Cr(OH)3+NaOHNa3[Cr(OH)6] 1.19 Al2(SO4)3+NaOHAl(OH)3+… Al(OH)3+HClAlCl3+… Al(OH)3+NaOHNa[Al(OH)4] Наблюдение 19 № опыта Реакция Na2SO4+BaCl2BaSO4+… 2.8 Na2CO3+CaCl2CaCO3+… 2.12 CoCl2+NaOHCoOHCl+… Наблюдение CoOHCl+NaOHCo(OH)2+… 2.13 CoOHCl+HClCoCl2+… Опыт H2O 1.13 NaOH 2.3 HCl (Этот лист уже есть) Работа выполнена «___» _______ 2021 г. __________________ 20 Обработка результатов Опыт 1.12 Получение оснований CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 + K2SO4 Cu2+ + SO42- + 2K+ + 2OH- → Cu(OH)2 + 2K+ + SO42Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2 СuSO4 – сульфат меди (II) (медный купорос), KOH – гидроксид калия (каустический поташ), K2SO4 – сульфат калия, Cu(OH)2 – гидроксид меди (II) (основание) MgSO4 + 2KOH → Mg(OH)2 + K2SO4 Mg2+ + SO42- + 2K+ + 2OH- → Mg(OH)2 + 2K+ + SO42Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2 MgSO4 – сульфат магния (II), KOH – гидроксид калия (каустический поташ), K2SO4 – сульфат калия, Mg(OH)2 – гидроксид магния (основание) FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3 + 3 KCl Fe3+ + 3Cl- + 3K+ + 3OH- → Fe(OH)3 + 3K+ + 3ClFe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 FeCl3 – хлорид железа (III), KOH – гидроксид калия (каустический поташ), 3KCl – хлорид калия, Fe(OH)3 – гидроксид железа (III) (основание) Опыт 2.5. Свойства кислот Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- → Cu2+ + 2Cl- + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+ → Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 – гидроксид меди (II), HCl – соляная кислота, H2O – вода, CuCl2 – хлорид меди (II) Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O Mg(OH)2 + 2H+ + 2Cl- → Mg2+ + 2Cl- + 2H2O Mg(OH)2 + 2H+ → Mg2+ + 2H2O Mg(OH)2 – гидроксид магния (II), HCl – соляная кислота, H2O – вода, MgCl2 – хлорид магния (хлорид магния безводный) (II) 21 Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+ + 3Cl- → Fe3+ + 3Cl- + 3H2O Fe(OH)3+ 3Cl- → Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), HCl – соляная кислота, H2O – вода, FeCl3 – хлорид железа (III) Опыт 1.14. Свойства оснований KOH + HCl → H2O + KCl K+ + OH- + H+ + Cl- → H2O + K+ + ClOH- + H+ → H2O KOH – гидроксид калия, HCl – соляная кислота, H2O – вода, KCl – хлорид калия Опыт 1.16. NiSO4 + 2KOH → Ni(OH)2 + K2SO4 Ni2+ + SO42- + 2K+ + 2OH- → Ni(OH)2 + 2K+ + SO42Ni2+ + 2OH- → Ni(OH)2 NiSO4 – никеля сульфат (II), KOH – гидроксид калия, K2SO4 – сульфат калия, Ni(OH)2 – гидроксид никеля (II) (осадок) Ni(OH)2 + 2HCl → NiCl2 + 2H2O Ni(OH)2 + 2H+ + 2Cl- → Ni2+ + 2Cl- + 2H2O Ni(OH)2 + 2H+ → Ni2+ + 2H2O Ni(OH)2 – гидроксид никеля (II), HCl – соляная кислота, H2O – вода, NiCl2 – хлорид никеля (II) Опыт 1.18. Получение амфотерных гидроксидов и их свойства ZnSO4 + 2KOH → Zn(OH)2+ K2SO4 Zn2+ + SO42- + 2K+ + 2OH- → Zn(OH)2 + 2K+ + SO42Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2 ZnSO4 – сульфат цинка (сернокислый цинк), KOH – гидроксид калия, K2SO4 – сульфат калия, Zn(OH)2 – гидроксид цинка (осадок, амфотерный гидроксид) Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O 22 Zn(OH)2 + 2H+ + 2Cl- → Zn2+ + 2Cl- + 2H2O Zn(OH)2 + 2H+ → Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 – гидроксид цинка (амфотерный), HCl – соляная кислота, H2O – вода, ZnCl2 – хлорид цинка (хлористый цинк, дихлорид цинка) Zn(OH)2 + 2KOH → K2[Zn(OH)4] Zn(OH)2 + 2K+ + 2OH- → K2[Zn(OH)4] Zn(OH)2 – гидроксид цинка (амфотерный), KOH – гидроксид калия, K2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат калия (II) Опыт 1.19. Cr2(SO4)3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 2Cr3+ + 3SO42- + 6K+ + 6OH- → 2Cr(OH)3 + 6K+ + 3SO422Cr3+ + 6OH- → 2Cr(OH)3 Cr2(SO4)3 – сульфат хрома (III), KOH – гидроксид калия, K2SO4 – сульфат калия, Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III) (амфотерный) Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ + 3Cl- → Cr3+ + 3Cl- + 3H2O Cr(OH)3 + 3H+ → Cr3+ + 3H2O Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III) (амфотерный), HCl – соляная кислота, H2O – вода, CrCl3 – хлорид хрома (III) Cr(OH)3 + 3KOH → K3[Cr(OH)6] Cr(OH)3+ 3K+ + 3OH- → K3[Cr(OH)6] Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III) (амфотерный), KOH – гидроксид калия, K3[Cr(OH)6] – гексагидроксохромат калия (III) Al2(SO4)3 + 6KOH → 2Al(OH)3 + 3K2SO4 2Al3+ + 3SO42- + 6K+ + 6OH- → 2Al(OH)3+ 6K+ + 3SO422Al3+ + 6OH- → 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 – сульфат алюминия, KOH – гидроксид калия, K2SO4 – сульфат калия, Al(OH)3 – гидроксид алюминия Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O 23 Al(OH)3 + 3H+ + 3Cl- → Al3+ + 3Cl- + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O Al(OH)3 – гидроксид алюминия, HCl – соляная кислота, AlCl3 – хлорид алюминия (трихлоралюмин), H2O – вода Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] Al(OH)3 + K+ + OH- → K[Al(OH)4] Al(OH)3 – гидроксид алюминия, KOH – гидроксид калия, K[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат калия Опыт 2.8. Свойства средних солей Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2NaCl 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 + 2Na+ + 2ClSO42- + Ba2+ → BaSO4 Na2SO4 – сульфат натрия (сернокислый натрий, средняя соль), BaCl2 – хлорид бария (хлoристый барий, барий солянокислый, средняя соль), NaCl – хлорид натрия (поваренная соль, средняя соль), BaSO4 – сульфат бария (осадок, сернокислый барий, средняя соль) Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3 + 2NaCl 2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2Cl- → CaCO3 + 2Na+ + 2ClCO32- + Ca2+ → CaCO3 CaCl2 – хлорид кальция (средняя соль), Na2CO3 – карбонат натрия (кальцинированная сода, бельевая сода, средняя соль), CaCO3 – карбонат кальция (средняя соль), NaCl – хлорид натрия (поваренная соль, средняя соль) Опыт 2.12. Получение и свойства основных солей CoCl2 + KOH → Co(OH)Cl + KCl Co2+ + 2Cl- + K+ + OH- → Co(OH)Cl + K+ + ClCo2+ + 2Cl- + OH- → Co(OH)Cl + ClCoCl2 – хлорид кобальта (II) (средняя соль), KOH – гидроксид калия, Co(OH)Cl – гидроксохлорид кобальта (II) (осадок, основная соль), KCl – хлорид калия Опыт 2.13. 24 Co(OH)Cl + KOH → Co(OH)2 + KCl Co2+ + OH- + Cl- + K+ + OH- → Co(OH)2 + K+ + ClCo2+ + OH- + OH- → Co(OH)2 Co(OH)Cl – гидроксохлорид кобальта (II) (основная соль), KOH – гидроксид калия, Co(OH)2 - гидроксид кобальта (осадок, основание), KCl – хлорид калия Co(OH)Cl + HCl → CoCl2 + H2O Co2+ + OH- + Cl- + H+ + Cl- → H2O + Co2+ + 2ClOH- + H+ → H2O Co(OH)Cl – гидроксохлорид кобальта (II) (основная соль), HCl – солярная кислота, CoCl2 – хлорид кобальта (средняя соль), H2O – вода Опыт 1.13., 2.3. Действие индикаторов на щелочи и кислоты Лакмусовая Метилоранж бумажка C14H14N3O3SNa бесцветный желтый разбавился Кислая среда (KOH) малиновый синий разбавился Щелочная среда (HCl) бесцветный розовый красный Фенолфталеин Исходный цвет индикатора (нейтральная среда, H2O) 25 Выводы: Для приведенных выше реакций можно сделать следующие выводы: - основание можно получить путем обменной реакции соли с щелочью: например, реакция сульфата меди (II), так же известного как медный купорос, и гидроксида калия, дает на выходе сульфат калия и нерастворимое основание – гидроксид меди (II), или же хлорид железа (III) при реакции с гидроксидом калия дает на выходе хлорид калия и гидроксид железа (III) – нерастворимое основание - реакция нерастворимого основания и сильной растворимой кислоты является реакцией нейтрализации, когда образуется соль и вода - слабо диссоциирующее вещество. Например, реакция гидроксида меди (II) и соляной кислоты образует воду и хлорид меди (II) - реакция сульфата никеля (II) и гидроксида калия вызывает образование осадка - гидроксида никеля (II) и соли - сульфата калия. Дальнейшая реакция полученного нерастворимого основания и сильной кислоты (например, соляная кислота) как и в опыте выше, является реакцией нейтрализации и на выходе получаются вода и соль – хлорид никеля (II) - амфотерный гидроксид можно получить в результате реакции обмена между солью амфотерного металла и щелочью – например, при реакции сульфата цинка и гидроксида калия получится соль (сульфат калия) и осадок – амфотерный гидроксид цинка. Гидроксид цинка реагирует как с раствором кислоты (например, соляной), образовывая воду и хлорид цинка, так и с избытком раствора щелочи (например, гидроксида калия), образовывая воду и цинкат калия – это доказывает его амфотерные свойства - средние соли могут вступать в реакции обмена с другими солями, если в результате реакции образуется осадок – например, средние соли сульфат натрия и хлорид бария при реакции обмена дают осадок - сульфат бария и хлорид натрия – поваренную соль. Обе полученные соли являются тоже средними 26 - основную соль можно получить с помощью реакции средней соли и щелочи, например, реакция хлорида кобальта (II) и гидроксида калия дает осадок – гидроксохлорид кобальта (II) (основная соль) и хлорид калия - основная соль может превратиться в основание с помощью щелочи – например, реакция гидроксохлорида кобальта (II) (основная соль) и гидроксида калия дает осадок – гидроксид кобальта (основание) и хлорид калия. Основная соль так же может превратиться в среднюю с помощью кислоты – например, реакция гидроксохлорида кобальта (II) (основная соль) и серной кислоты дает хлорид кобальта (средняя соль) и воду - в щелочной среде (например, гидроксид калия) индикаторы действуют так: метилоранж меняет цвет с оранжевого на желтый, а фенолфталеин с прозрачного на розовый - в кислой среде (например, соляная кислота) индикаторы действуют так: метилоранж меняет цвет с оранжевого на красный, а фенолфталеин как был прозрачным, так им и остается – т.к. данная кислота образует слабокислую среду
