Ионные уравнения с кислыми солями

Реакции ионного обмена

Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.

AgNО₃ + КВr = АgВr↓ + КNО₃

Правила составления уравнений реакций ионного обмена

1. Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты:

3KOH +FeCl₃ = Fe(OH)₃ + 3KCl

2. С помощью таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества. Подчеркнем вещества, которые мы не будем представлять в виде ионов.

р р н р

3KOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃ + 3KCl

3. Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записываем в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записываем в виде молекул.

3K + + 3OH — + Fe 3+ + 3Cl — = Fe(OH)₃ + 3K + + 3Cl —

4. Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа.

3K + + 3OH — + Fe 3+ + 3Cl — = Fe(OH)₃ + 3K + + 3Cl —

5. Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).

Fe 3+ + 3OH — = Fe(OH)₃

На ионы мы не разбиваем:

• Оксиды; осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания)
• Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО₃ — , Н₂РО₄ — и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH) 2+
• Комплексные катионы и анионы: [Al(OH)₄] —

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ. Сульфид цинка нерастворим.

ZnS + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂S

Реакция протекает до конца, т.к. выделяется газ сероводород, который является слабым электролитом. Полное ионно-молекулярное уравнение:

ZnS + 2H + + SO₄ 2 — = Zn 2+ + SO₄ 2 — + H₂S

Сокращаем ионы, которые не изменились в процессе реакции – в данном случае это только сульфат-ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

ZnS + 2H + = Zn 2+ + H₂S

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

Кислые анионы слабых кислот являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

Na + + НСО₃ — + Na + + ОН — = 2Na + + CO₃ 2- + H₂O

Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

НСО₃ — + ОН — = CO₃ 2- + H₂O

Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:

Na[Al(OH)₄] + 4HCl = NaCl + AlCl₃ + H₂O

Комплексные ионы являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:

Na + + [Al(OH)₄] — + 4H + + 4Cl — = Na + + Cl — + Al 3+ + 3Cl — + H₂O

Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:

[Al(OH)₄] — + 4H + = Al 3+ + 4H₂O

Методические указания по дисциплине «химия» Классы неорганических соединений

Главная > Методические указания

Кислые соли содержат остатки кислот, имеющие ион водорода, способный к дальнейшему замещению на остаток основания, они образуются в результате неполного замещения водородных ионов кислоты ионами металла. Например, K 2 HPO 4 и Ba(HCO 3 ) 2 – кислые соли.

Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.).

Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку их молекулы содержат только один ион Н + , способный замещаться ионом металла.

Двухосновные кислоты, такие, как H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 и другие, образуют кислые соли, содержащие, соответственно, однократно отрицательно заряженные ионы HSO 4 — , HSO 3 — , HCO 3 — , называемые, соответственно, гидросульфат-, гидросульфит- и гидрокарбонат — ионами. Заряды этих ионов определяются как результат отрыва положительно заряженного иона Н + от нейтральной молекулы той или другой кислоты по схеме:

Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла нетрудно написать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли которой содержат ион HSO 4 — , формулы будут иметь следующий вид:

для однозарядных ионов – NaHSO 4 ,KHSO 4 ;

для двухзарядных ионов – Mg(HSO 4 ) 2 , Zn(HSO 4 ) 2 ;

для трехзарядных ионов – Al(HSO 4 ) 3, Fe(HSO 4 ) 3 .

Трехосновные кислоты, такие как H 3 PO 4 , H 3 AsO 4 и некоторые другие, способны образовывать два типа кислых солей. В одном случае происходит замещение одного иона Н+ ионом металла, а два других иона Н + входят в состав отрицательно заряженного иона кислотного остатка, образующего кислую соль.

Поскольку соли, содержащие ион H 2 PO 4 — или H 2 AsO 4 -, получены в результате замещения одного иона Н+ в молекуле кислоты ионом металла, они получили названия однозамещенных кислых солей или первичных кислых солей. Однозамещенные кислые соли для ионов различной степени окисления имеют следующие формулы и названия:

NaH 2 HO 4 дигидроортофосфат натрия,

Ca(H 2 HO 4 ), дигидроортофосфат кальция,

Al(H 2 PO 4 ) 3 дигидроортофосфат алюминия,

В другом случае происходит замещение двух ионов Н + ионами металла, а третий ион Н + входит в состав отрицательно заряженного иона HPO 4 2- гидроортофосфатиона, образующего кислую соль:

Кислые соли, полученные в результате замещения двух ионов Н+ ионами металла, называются двухзамещенными кислыми солями, например,

Na 2 HPO 4 — гидроортофосфат натрия,

CaHPO 4 – гидроортофосфат кальция,

Al 2 (HPO 4 ) 3 – гидроортофосфат алюминия.

Основными называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных групп основания анионами кислот. Например, AlOHSO 4 , FeOHCl 2 — соли основные. В состав основных солей входит остаток основания, содержащий гидроксогруппу, способную к замещению на остаток кислоты.

Названия основных солей образуются подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо…», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Так FeOHCl- хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH) 2 SO 4 — сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксоалюминия.

Однокислотные основания, например, такие как NaOH, KOH, AgOH и другие , не образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион ОН-, способный замещаться анионом кислоты.

Двухкислотные основания (содержащие две гидроксогруппы способные к замещению), такие как Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 и другие, образуют основные соли, содержащие однократно заряженные катионы Mg(OH) + , Cu(OH) + , Mn(OH )+ и называемые соответственно гидроксомагний-, гидроксокупрум(II)- и гироксомарганец (II)-ионами.

Заряды этих ионов определяются как результат отрыва однократно отрицательно заряженного иона OH — от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме

Мg(ОН) 2 ↔ ОН — + Мg (ОН) +

нейтральная отрицательно положително
молекула заряженный заряженый

и представляют собой сочетание двукратно заряженного иона металла Ме +2 с ионом OH — .

Зная заряд иона, входящего в состав основной соли, а также заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH) + , формулы их имеют следующий вид:

для однозарядных анионов – Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO 3 ;

для двухзарядных анионов – (Mg(OH) 2 SO 4 , (Mg(OH) 2 CO 3 ;

для трехзарядных анионов – (Mg(OH) 3 PO 4 ,(Mg(OH) 3 AsO 4 ;

Трехкислотные основания, такие как Al(OH) 3, Gr(OH) 3 , Fe(OH) 3 и другие, способны образовывать два типа основных солей. В одном случае происходит замещение одного иона ОН —

Al(OH) 3 = Al(OH) 2 + + OH —

а два других входят в состав однократно заряженного положительного иона Al(OH) 2 + , называемого дигидроксоалюминий-ионом. Основные соли алюминия этого типа, в зависимости от заряда аниона, характеризуются следующими формулами:

Al(OH) 2 NO 3 — нитрат дигидроксо алюминия,

(Al(OH) 2 ) 2 SO 4 — сульфат дигидроксо алюминия,

(Al(OH) 2 ) 3 PO 4 — фосфат дигидроксо алюминия,

В другом случае происходит замещение двух ионов ОН —

Al(OH) 3 = AlOH +2 + 2OH —

а третий ион ОН — входит в состав двукратно положительно заряженного гидроксоалюминий-иона. Основные соли алюминия этого типа будут иметь следующие формулы:

Al(OH)Cl 2 – хлорид гидроксо алюминия,

AlOHSO 4 – сульфат гидроксо алюминия,

(Al(OH) 3 (PO 4 ) 2 – ортофосфат гидроксо алюминия.

Как следует из приведенных примеров, названия основных солей слагаются из международных названий отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже положительно заряженных гидроксо – или дигидроксо — ионов.

Одним из условий, благоприятствующих образованию основных солей, является недостаточное количество кислоты по сравнению с тем, которое расходуется на образование средней соли. Так, при взаимодействии Al(OH) 3 c H 2 SO 4 уравнения образования основных солей и их графические формулы имеют следующий вид:

Соли можно получить различными способами, однако наиболее общими являются следующие:

Взаимодействие основания и кислоты (реакция нейтрализации). В зависимости от взятых соотношений реагентов могут образовываться средняя, кислые и основные соли.

3Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O – фосфат железа (II).

Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = FeSrHPO 4 + 2H 2 O – гидрофосфат железа (II).

Fe(OH) 2 + 2H 3 PO 4 = Fe(H 2 PO 4 ) 2 + 2H 2 O — дигидрофосфат железа (II).

3Fe(OH) 2 + H 3 PO 4 = (FeOH) 3 PO 4 + 3H 2 O – фосфат гидроксо железа (II).

Основной оксид и кислотный оксид (солеобразующий) образуют соль без выделения других продуктов реакции.

CaO + CO 2 = CaCO 3 – карбонат кальция

Основной оксид (или амфотерный) и кислота при взаимодействии образуют соль, в которой элемент оксида является катионом, и воду

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O – сульфат бария

Al 2 O 3 + 6HNO 3 = 2Al(NO 3 ) 3 + 3H 2 O – нитрат алюминия

Активные металлы, растворяясь в разбавленных кислотах (кроме азотной кислоты) образуют соль соответствующей кислоты, при этом выделяется водород.

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2  хлорид цинка

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2  сульфат железа (II)

Химические свойства солей

Важнейшими являются следующие свойства солей:

При растворении в воде соли практически полностью распадаются на катионы (положительно заряженные ионы металлов или более сложные образования) и анионы кислот. Этот процесс называется электролитической диссоциацией солей.

KHSO 3  K + + HSO 3 —

CuOHNO 2  CuOH + + NO 2 —

(NH 4 ) 2 SO 4  2NH 4 + + SO 4 -2

CH 3 COONa  Na + + CH 3 COO —

Термическое разложение солей. Некоторые соли при нагревании образуют оксиды (основной и кислотный).

CaCO 3 CaO + CO 2

Взаимодействие солей друг с другом. При определенных условиях (например, выделение осадка) соли взаимодействуют.

AgNO 3 + KJ  KNO 3 + AgI

Менее активные металлы способны вытеснять более активные металлы из растворов их солей.

Hg(NO 3 ) 2 + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + Hg

Назовите следующие соли: а) Аl 2 (SO 4 ) 3 , б) FеОН(NО 3 ) 2 , в) KHS; г) FeCl 2 , д) NaH 2 PO 4 , е) AlOHSO 4 .

Решение

а) Аl 2 (SO 4 ) 3 сульфат алюминия, б) FеОН(NО 3 ) 2 нитрат гидроксожелеза , в) KHS гидросульфид калия, г) FeCl 2 хлорид железа , д) NaH 2 PO 4 дигидрофосфат натрия, е) AlOHSO 4 сульфат гидроксоалюминия.

Приведите эмпирические и графические формулы следующих солей: фосфат калия, гидрокарбонат магния, карбонат гидроксокальция, дигидрофосфат титана , сульфат дигидроксо титана .

Решение

ф
осфат калия K 3 PO 4

г
идрокарбонат магния Mg(HCO 3 ) 2

карбонат гидроксокальция (CaOH) 2 CO 3

дигидрофосфат титана Ti(H 2 PO 4 ) 2

с
ульфат дигидроксотитана Ti(OH) 2 SO 4

Составьте уравнения реакций между гидроксидом лантана (III) и кремниевой кислотой, приводящими к образованию следующих солей: La 2 (SiO 3 ) 3 , La(HSiO 3 ) 3 , LaOHSiO 3 , [La(OH) 2 ] 2 SiO 3 . Приведите названия солей по международной номенклатуре.

2La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La 2 (SiO 3 ) 3 + 6H 2 O

силикат лантана (III)

La(OH) 3 + 3H 2 SiO 3 = La(HSiO 3 ) 3 + 3H 2 O

гидросиликат лантана (III)

La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = LaOHSiO 3 + 2H 2 O

силикат гидроксолантана (III)

La(OH) 3 + H 2 SiO 3 = [La(OH) 2 ] 2 SiO 3 + 2H 2 O

силикат дигидроксолантана (III)

Упражнения для самопроверки

Назовите следующие соли: в) Са(NО 3 ) 2 , Са(НСО 3 ) 2 , ВiОН(NО 3 ) 2 ; г) Ва 3 (РO 4 ) 2, КНSО 3 ; , д) К 2 SiО 3 , Рb(НSO 3 ) 2 , MgOHCl.

Приведите эмпирические формулы следующих солей: силикат лития, гидросиликат лития, сульфат железа (III), сульфат гидроксожелеза (III), сульфат дигидроксожелеза (III), сульфит железа (II), сульфит гидроксожелеза (II), гидросульфитжелеза (II), сульфид меди (II), сульфид гидроксомеди (II), гидросульфидмеди (II).

Напишите уравнения реакций образования средних солей между следующими веществами: а)силикатом натрия и азотной кислотой; б) гидрокарбонатом калия и бромоводородной кислотой; в) гидросульфатом калия и гидроксидом калия; г) гидроксосульфатом алюминия и серной кислотой; д) гидроксоацетатом алюминия и уксусной кислотой; е) гидросульфидом кальция и гидроксидом кальция.

Допишите уравнения реакций образования основных солей:

а) Аl(ОН) 3 + НNО 3 → . . . г) Mg(OH) 2 + НСl → . . .

б) Fе2(SO 4 ) 3 + NaOH → . . . д) Cu(OH) 2 + НNО 3 → . . .

в) Zn(OH) 2 + Н з АsO 4 → . . . е) Fе(ОН)з + H 2 SO 4 → . . .

Допишите уравнения реакций образования кислых солей:

а) NaOH + Н 2 СОз → . . . г) Ва(ОН) 2 + Н 3 РO 4 → . . .

б) КОН + Н 3 РO 4 → . . . д) NaOH + Н 2 S → . . .

в) КОН + H 2 SO 4 → . . . е) Са(ОН) 2 + Н 2 СО 3 → . . .

Приведите уравнения реакций образования кислых, средней и основной солей, образующихся при добавлении раствора гидроксида стронция в раствор фосфорной кислоты.

Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) CuSO 4 → (CuOH) 2 SO 4 → Cu 2 → Cu(OH) 2

б) Fе(NОз)з → FeOH(NОз) 2 → Fе(ОН) 2 NО 3

Составьте уравнения реакций между соответствующими кислотами и гидроксидами, приводящими к образованию следующих солей: FeOHSO 4 , NaHCO 3 , Mg(NO 3 ) 2 , Са 3 (РO 4 ) 2 , Аl 2 (SO 4 ) 3 .

Закончите уравнения реакций получения средних:

а) Са + Н 3 РО 4 → . . . б) Fe 2 O 3 + Н 2 SО 4 → . . . в) Mg + H3SО4 → г)Аl(ОН) 3 + НСlО 4 → д) Fe + HCl → е) Ва(ОН) 2 + Н 3 АsО 4 → .ж) К2О + Н2SОз → з) LiOH + H 2 CrО 4 → . . . и) CaO + HNО 3 → . . . к) Fе(ОН) 2 + H 2 SeO 4 →

Закончите уравнения следующих:

а) ZnO + КОН → . . . б) Sn(ОН) 2 + NaOH → . . . в) Al 2 O 3 + NaOH → . . . г) Zn + КОН → . . .

Химические реакции принято записывать с помощью химических формул и знаков, эти условные записи называются химическими уравнениями. Химические уравнения должны отражать закон сохранения массы веществ.

В уравнении химической реакции имеется две части, соединенные знаком. В левой части записывают формулы веществ, вступающих в реакцию, они называются исходными веществами или реагентами. В правой части записывают формулы веществ, образующихся в результате реакции, они называются конечными веществами или продуктами реакции.

Закон сохранения массы веществ заключается в том, что «… число атомов, каждого элемента в левой и правой частях уравнения, должны быть одинаковым .»

Условный знак, между левой и правой частями уравнения химической реакции, несет информацию об особенностях описываемой реакции. При написании уравнения химической реакции могут быть использован один из следующих условных знаков:

«» разделяет исходные вещества и продукты при написании уравнения химической реакции.

«=» разделяет исходные вещества, и продукты реакции при написании уравнения химической реакции, когда расставлены стехиометрические коэффициенты, уравнивающие число атомов в исходных веществах и продуктах реакции. После этого, строго говоря, можно использовать термин «уравнение химической реакции».

«» и «» разделяют исходные вещества и продукты при написании уравнения химической реакции. Используются когда необходимо сделать акцент на направлении протекания рассматриваемой реакции. После расстановки стехиометрических коэффициентов (уравнивания) под стрелкой ставится черточка «_».

«» разделяет исходные вещества и продукты при написании уравнения химической реакции. Используются при обозначении обратимости направления протекания рассматриваемой реакции. Обозначает химическое равновесие между исходными веществами и продуктами химической реакции.

Другие знаки, используемые при написании уравнений химических реакций:

«+» ставится между формулами исходных веществ, если их несколько, и формулами продуктов химической реакции.

«» ставится в строке за формулой газообразного продукта реакции.

«» ставится в строке за формулой труднорастворимого продукта реакции (осадка).

Молекулярные уравнения

Молекулярными (эмпирическими) уравнениями химических реакций называются такие уравнения, в которых исходные вещества и продукты реакции записаны в виде молекул или атомов.

Составим, например, уравнение реакции взаимодействия хлорида железа (III) с гидроксидом натрия. Первоначально запишем схему этой реакции, т.е. формулы исходных и конечных веществ реакции, указав стрелкой ее направление:

FeCl 3 + NaOH  Fe(OH) 3  + NaCl

Чтобы уравнять число атомов железа, натрия, хлора, кислорода и водорода в левой и правой частях уравнения (т.е. отобразить выполнение закона сохранения массы), надо перед формулами NaCl и NaOH поставить коэффициент 3:

FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3  + 3NaCl

После того, как числа атомов каждого вида в левой и правой частях уравнения стали равными, знак «» заменяется на знак «=». Коэффициенты перед формулами веществ в уравнениях химических реакций называют стехиометрическими коэффициентами . Коэффициенты в обеих частях химического уравнения можно увеличивать или уменьшать в одно и то же число раз, хотя принято использовать их наименьшие значения. Коэффициент 1 обычно опускается.

Для усиления факта, что реакция протекает слева направо, вместо знака «=», между левой и правой частями уравнения, может быть поставлен знак «   ».

Знак () указывает на то, что продукт реакции Fe(OH) 3  плохо растворяется в воде (образуется осадок).

Таким образом, подбор коэффициентов в химическом уравнении осуществляется с помощью простых рассуждений после того, как записана схема реакции. При расстановке коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используются другие подходы.

Ионные уравнения

Ионными уравнениями химических реакций называются такие уравнения, в которых исходные вещества и продукты реакции записаны в виде ионов.

Ионы – это атомы или объединенные группировки атомов, имеющие отрицательный или положительный заряд.

Заряды ионов обозначают знаками «+» или «-» и числом, указывающим величину положительного или отрицательного заряда иона. Заряды ионов ставятся за формулой иона в верхней части строки.

Cl — обозначение отрицательно заряженного иона хлора (аниона). Величина отрицательного заряда 1, которую указывать не принято.

SO 4 -2 обозначение отрицательно заряженного сульфат иона (аниона). Величина отрицательного заряда 2.

Fe +3 обозначение положительно заряженного иона железа (катиона). Величина положительного заряда 3.

NH 4 + обозначение положительно заряженного иона аммония (катиона). Величина положительного заряда 1, которую указывать не принято.

Ионные уравнения (ионно-молекулярные уравнения) записывают следующим образом:

Fe +3 + 3OH —   Fe(OH) 3 

Эмпирические и графические уравнения химических реакций

Рассмотренные выше уравнения химических реакция, которые записаны в виде обычных химических формул (их называют эмпирическими), называются молекулярными уравнениями.

При рассмотрении основных классов неорганических соединений, наряду с эмпирическими формулами, приводились графические формулы соответствующих соединений.

Химические уравнения, в которых формулы химических соединений приводятся в графическом виде, называются графическими уравнениями химических реакций. Графические уравнения могут быть полезны для понимания и правильного написания продуктов химических реакций.

В качестве примера рассмотрим химические реакции образования средней, кислой и основных солей при взаимодействии гидроксида железа (III) и угольной кислоты. При взаимодействии этих двух веществ различные соли образуются, если исходные вещества берутся в различных количественных соотношениях.

Образование средней соли:

Химию иногда определяют как науку о разрыве и образовании химических связей. Это определение будет полезно для понимания приведенной реакции, уравнение которой изображено в графическом виде.

Взаимодействуют основание и кислота. Основание имеет реакционноспособные ОН-группы, а кислота реагирует атомами водорода, которые в растворе присутствуют в виде ионов водорода Н + .

При растворении каждого из реагирующих веществ образуются ионы в результате разрыва связей «…=Fe-O-…» в молекулах Fe(OH) 3 и «…Н – О -…» в молекуле H 2 CO 3 по схемам:

Fe(OH) 3 – Fe +3 + 3OH —

H 2 CO 3 – 2H + + CO 3 -2

При сливании растворов этих двух веществ ионы OH — и H + соединяются, образуя молекулы воды, а ионы Fe +3 и CO 3 -2 , соединяются, образуя молекулу Fe 2 (CO 3 ) 3 .

Эмпирическое уравнение приведенной реакции имеет вид

2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6H 2 O

Следует обратить внимание, что средняя соль образуется, если 2 части гидроксида железа (III) взаимодействует с 3 частями угольной кислоты.

Образование кислой соли:

Кислая соль образуется, если для реакции взят избыток кислоты. В этом случае недостаточно ОН-групп для нейтрализации всех ионов водорода кислоты и они остаются в составе соли, которая называется кислой солью.

Молекулярное уравнение реакции

Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3 → Fe(НCO 3 ) 3 + 3H 2 O

Образование основных солей:

Основная соль образуется, если для реакции взят избыток основания. В этом случае недостаточно ионов водорода для нейтрализации всех ОН-групп основания и они остаются в составе соли, которая называется основной солью.

Молекулярное уравнение получения гидроксокарбоната железа (III)

Fe(OH) 3 + H 2 CO 3 = FeОНCO 3 + 2H 2 O

Молекулярное уравнение получения дигидроксокарбоната железа (III)

2Fe(OH) 3 + H 2 CO 3 = [Fe(ОН) 2 ] 2 CO 3 + 2H 2 O

Степени окисления элементов……………………………………….……. 4

Классификация неорганических соединений………………………….……… 6

Упражнения для самопроверки……………..……………………… 14

Химические свойства оснований ……………..………………………16

Упражнения для самопроверки….…………. ….……………………17

Химические свойства кислот……………….…………………………..21

Упражнения для самопроверки……………….……………………..22

Химические свойства солей……………………………………………..30

Упражнения для самопроверки…………………………………………32

Эмпирические и графические уравнения химических реакций………36

2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)_x.

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

• в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
• исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, HF, HNO₂, H₂SiO₃ и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H₂S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

• исходные соли растворимы;
• в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH₄ + и анионы NO₂ — , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):

Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N₂ или оксид азота (I):

Разложение хлората калия

Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO₂), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:

Без катализатора, реакция будет протекать по типу сопропорционирования:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Более подробно, с разбором алгоритмов составления уравнений, взаимодействие кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрено в данной публикации.

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 о С. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)₄] — и [Zn(OH)₄] 2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат: