Учебное пособие 800215

Таким образом, рассмотрены три класса неорганических кислородсодержащих соединений: оксиды, гидроксиды, соли. Существует несколько иная классификация: оксиды, гидроксиды, кислоты и соли. Амфотерные соединения относят в зависимости от проявляемых свойств к гидроксидам или кислотам.

Домашние задания

Задание 4.4. Выучите наизусть названия кислот и названия соответствующих солей на русском языке (табл. 4.3 и табл. 4.6)

Задание 4.5. Составьте формулы следующих солей: cульфит меди (II), силикат кальция, сульфид цинка, карбонат кальция, хлорид натрия, нитрит магния.

4.3. ПРИНЦИП КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ

Оксиды и гидроксиды разной химической природы могут взаимодействовать между собой (принцип кислотно-основного взаимодействия). В результате реакции всегда образуется соль.

С водой взаимодействуют те оксиды, которым соответствуют растворимые основания (щёлочи) и растворимые кислоты.

Пример 4.7. Напишите реакции взаимодействия с водой оксида азота (III) и оксида бария. Назовите полученные соединения.

Решение.

Упражнение 4.8. Напишите реакции взаимодействия с водой оксида серы (IV) и оксида калия. Назовите полученные соединения.

Пример 4.8. Из предложенных реакций напишите те, которые принципиально осуществимы

Назовите продукты реакций.

Составление уравнений реакций получения солей

Пример 4.9. Составьте возможные уравнения реакций получения сульфата магния путем взаимодействия соединений различных классов.

Решение. Запишем формулу соли, а также формулы соответствующих оксидов и гидроксидов, из которых может быть получена данная соль:

Упражнение 4.10. Получите вариант задания (табл. 4.7). Напишите уравнения реакций получения средней соли, предложенной в вашем варианте аналогично примеру 4.9.

Составление уравнений реакций последовательных превращений

На основании химических свойств важнейших классов неорганических соединений можно составлять уравнения реакций их взаимных превращений.

Пример 4.10. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3.

52

Решение. Оксид алюминия из металла можно получить непосредственным окислением алюминия:

Назовите продукты реакции.

Задание 4.7. Напишите уравнения реакций получения средней соли, выбрав вариант не тот, который вы выполняли на занятии (см. упражнение 4.11).

Задание 4.8. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

SO3 → H2SO4 → BaSO4 → BaCl2.

4.4.КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

1.Назовите важнейшие классы неорганических соединений и приведите примеры соединений.

2.Укажите, к каким классам неорганических веществ относятся приве-

дённые вещества: CO2, Ca(OH)2, H3PO4, FeO.

Какие из них будут взаимодействовать с гидроксидом калия? Составьте уравнения возможных реакций. Назовите полученные соли.

5. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

CaO → Са(ОН)2 → CaSO4 → Ca(NO3)2 → Ca(OH)2 → CaCO3 → H2CO3.

Напишите названия продуктов реакции. К каким классам соединений они относятся?

Тема 5. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Прочитайте и запомните слова и словосочетания, приведённые в табл. 5.1.

53

Растворы – это равновесные гомогенные системы переменного состава, которые состоят из растворителя, одного или нескольких растворённых веществ и продуктов их взаимодействия. Растворитель – среда, в которой равномерно распределено растворённое вещество.

5.1. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Электролиты способны под действием полярных молекул растворителя распадаться (диссоциировать) на ионы − заряженные частицы. К электроли-

там относятся гидроксиды и соли.

Если, например, соль KCl (ионный тип химической связи) растворить в воде, то под действием полярных молекул воды хлорид калия диссоциирует на катион калия (K+) и хлорид-анион (Cl) (рис. 14). В раствор переходят гидратированные ионы.

Рис. 14. Схема процесса диссоциации хлорида калия

Схема электролитической диссоциации записывается без участия молекул воды:

KСl → K+ + Cl .

Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степе-

нью и константой диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α)

равна отношению числа молекул, которые диссоциировали на ионы, к общему числу молекул электролита. Для сильных электролитов (табл. 5.2) степень диссоциации принята равной единице, для слабых электролитов α значительно меньше единицы.

55

Примечание: к слабым электролитам относится также вода.

Процесс диссоциации сильных электролитов происходит сразу в одну ступень и схема диссоциации записывается как необратимый процесс. Условно формулу гидроксида можно представить как Э− О− Н. Если более полярна химическая связь Э− ОН, то гидроксид проявляет свойства основания, если более полярна связь ЭО− Н, то свойства кислоты.

Пример 5.1. Напишите уравнения электролитической диссоциации силь- ных электролитов: HNO3, NaOH, Са(NO3)2 . Укажите названия электролитов.

Решение. С точки зрения теории электролитической диссоциации кисло- тами называются электролиты, которые диссоциируют с образованием иона водорода Н+, точнее Н3О+ (Н+·Н2О) и кислотного остатка (см. табл. 4.6). Азотная кислота диссоциирует так:

HNO3 → H+ + NO3 .

Основания – это электролиты, которые диссоциируют с образованием гидроксид-ионов OH и остатков основания. Гидроксид натрия диссоциирует:

NaOH → Na+ + OH .

Соли при диссоциации разлагаются на основные и кислотные остатки. Нитрат кальция диссоциирует так:

Са(NO3)2 → Са2+ + 2NO3 .

Упражнение 5.1. Напишите уравнения электролитической диссоциации

сильных электролитов: H2SO4, Ba(OH)2, Na2SO4.

Укажите, к какому классу относятся соединения и назовите электролиты.

Диссоциация слабых электролитов протекает в малой степени, поэтому в растворе присутствуют недиссоциированные молекулы и небольшое число ионов. Схему процесса диссоциации слабых электролитов записывают как обратимый процесс и характеризуют константой диссоциации. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит.

Пример 5.2. Напишите схемы электролитической диссоциации слабых электролитов HNO2 и NH4OH, а также выражения для констант диссоциации. Укажите, к какому классу относятся соединения и какое из них является более слабым электролитом.

56

Решение.

NH4OH является более слабым электролитом, т.к. K NH4OH < K HNO2 .

Упражнение 5.2. Напишите уравнения электролитической диссоциации слабых электролитов HF и CH3COOH, а также выражения для констант диссоциации. Укажите, к какому классу относятся соединения и какое из них является более слабым электролитом.

Слабые кислоты, в состав молекул которых входят два и более атомов водорода, и слабые основания, в состав молекул которых входят две и более гидроксидных групп, диссоциируют в две и более ступени и имеют две и более константы диссоциации. Ступеней и констант диссоциации столько, каков заряд кислотного или основного остатка.

Таблица 5.3

Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах

Диссоциация сильных электролитов характеризуется константой активности.

Домашнее задание

Задание 5.1. Составьте уравнения электролитической диссоциации веществ HCl, KOH, Na2CO3, MnCl2. Для слабых электролитов напишите выражения для констант диссоциации. Укажите, к какому классу относятся соединения и какое из них является более слабым электролитом.

57

5.2. ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

Реакции в растворах электролитов между ионами растворённых веществ, называют реакциями двойного обмена. Решить вопрос о возможности протекания реакции и понять её сущность позволяют ионно-молекулярные уравнения.

Правила составления уравнений ионно-молекулярных реакций

1.Составляется молекулярное уравнение реакции. Формулы веществ записываются в соответствии с правилом валентности. Рассчитываются (если необходимо) коэффициенты в соответствии с законом сохранения массы веществ.

2.Составляется полное ионно-молекулярное уравнение. В молекулярной форме следует записывать слабые (табл. 5.2 и 5.3), малорастворимые и нерастворимые (табл. 5.4) электролиты и газообразные вещества. Все эти вещества или не образуют в растворах ионов, или образуют их очень мало. В виде ионов записывают сильные кислоты и основания, а также растворимые соли (табл. 5.2 и 5.4). Эти электролиты существуют в растворе в виде ионов, но не молекул.

3.Составляется сокращённое ионно-молекулярное уравнение. Ионы,

которые в ходе реакции не изменяются, сокращают. Полученное уравнение показывает суть реакции.

Химическое взаимодействие в растворе электролита возможно в том случае, если ионы одного электролита с ионами другого образуют газы, малорастворимые или малодиссоциирующие вещества (осадки или слабые электроли-

ты) (табл. 5.3 и 5.4).

Таблица 5.4

Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде

Пример 5.3. В каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия? Ответ подтвердите, написав ионно-молекулярные уравнения.

Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции (р – растворимое, н – нерастворимое ). Все растворимые соли являются сильными электролитами.

58

В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, а слабые или нерастворимые – в виде молекул.

В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca2+ + SO42 → CaSO4↓,

т.е. во втором случае имеет место химическое взаимодействие с образованием

малорастворимого вещества. Данная реакция является практически необра-

тимой, т.к. в обратном направлении, т.е. в сторону растворения осадка, она протекает в очень незначительной степени.

Упражнение 5.3. Составьте молекулярные, полные и сокращенные ион- но-молекулярные уравнения:

FeCl2 + Na2SiO3 →

NaOH + HNO3 →

Na2СО3 + HCl →

На основании данного упражнения укажите условия протекания практи-

чески необратимых реакций двойного обмена.

Если известно сокращённое ионно-молекулярное уравнение реакции, можно написать уравнение реакции в молекулярной форме.

Пример5.4. Поизвестномусокращённомуионно-молекулярному уравнению: Zn2+ + 2 ОН → Zn(ОН)2↓

составьте молекулярное и полное ионно-молекулярное уравнения.

Решение. В реакции участвуют два электролита. Один электролит при растворении в воде и электролитической диссоциации образует ион Zn2+. Это может быть любая растворимая соль цинка, например ZnSO4. Второй электролит при растворении и диссоциации образует ион ОН . Это может быть любая щёлочь, например КОН.

Запишем молекулярное уравнение

ZnSO4 + 2KОН → Zn(ОН)2↓ + K2SO4.

Напишем ионно-молекулярные уравнения и проверим правильность решения.

что соответствует заданному условию.

Упражнение 5.4. По известным сокращённым ионно-молекулярным уравнениям:

59

Cu2+ + S2 ─→ CuS ↓; 2H+ + SO32─ → H2SO3;

NH4+ + ОН → NH4OH

составьте молекулярные и полные ионно-молекулярные уравнения реакций.

Домашние задания

Задание 5.2. Закончите молекулярные уравнения и напишите в полной и сокращённой ионно-молекулярной форме уравнения следующих реакций:

а) Na2SiO3 + 2HCl → б) K2CO3 + H2SO4 → в) CaCl2 + Na3PO4 →

Задание 5.3. По известным сокращённым ионно-молекулярным уравнениям:

а) Ca2+ + CO32 → CaCO3 ↓; б) H+ + ОН → H2O; в) Al3+ + 3ОН Al(OH)3↓

составьте молекулярные и полные ионно-молекулярные уравнения реакций.

Задание 5.4. К раствору нитрата магния добавлены: а) раствор гидроксида натрия; б) раствор сульфата натрия.

В каком случае произойдет химическое взаимодействие? Ответ подтвердите ионно-молекулярными уравнениями реакций.

5.3. ДИССОЦИАЦИЯ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ рН Вода является очень слабым электролитом и диссоциирует по уравнению

Н2О Н+ + ОН .

В любом водном растворе при 22 ° С произведение концентраций ионов воды (ионное произведение воды – КW) является величиной постоянной:

КW = СН+· СОН– = 10–14 ,

где СН+ − концентрация ионов Н+; СОН– − концентрация ионов ОН .

В нейтральной среде СН+ = СОН = 10 7 моль/л,

вкислой среде СН+ > СОН , т.е. СН+ >10–7 моль/л, например СН+ =10–6 моль/л,

вщелочной среде СН+ < СОН ,, т.е. СН+ < 10–7 моль/л, например СН+ =10–8 моль/л.

Реакция среды характеризуется водородным показателем: pН = − lg C H+ .

Если подставить значения концентраций ионов водорода в формулу для вычисления рН, то получим:

Следовательно, в нейтральной среде рН= 7 , в кислой – рН< 7 , в щелочной – рН> 7 .

60