Материал: Химия. учебное пособие. Вострикова Г.Ю., Хорохордина Е.А

При составлении уравнений реакций получения соли следует иметь в виду принцип кислотно-основного взаимодействия.

Получите вариант задания у преподавателя (табл. 3.4) Напишите уравнения реакций получения средней соли, предложенной в вашем варианте, и предъявите тетрадь для проверки преподавателю.

Таблица 3.4

Варианты заданий

Вывод

Сформулируйте принцип кислотно-основного взаимодействия.

Вопросы для самоконтроля

1. Металлы, неметаллы, их положение в периодической системе.

2. Валентность элементов, элементы с постоянной и переменной валентностью.

3. Составление формул химических соединений, правило валентности.

4. Оксиды солеобразующие и несолеобразующие; основные, кислотные,

амфотерные, их получение и свойства.

5. Основания, кислоты, амфотерные гидроксиды, номенклатура, способы

получения, свойства.

6. Соли средние, кислые, основные, способы получения, свойства.

7. Взаимосвязь различных классов неорганических соединений.

Задания для решения

1. Напишите уравнения реакций образования Li₃PO₄ в результате взаимодействия:

а) основного и кислотного оксидов;

б) основания и кислотного оксида;

в) основного оксида и кислоты;

г) основания и кислоты.

Дайте название исходным веществам и продуктам реакции.

2. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота: MgО, Be(ОН)₂, Н₂SO₃, K₂СО₃? Составьте уравнения реакций. Дайте название исходным веществам и продуктам реакции.

3. Какие из указанных веществ будут реагировать с гидроксидом калия: Н₂СО₃, СаО, SiО₂, СиSO₄, Fe(ОН)₃? Напишите уравнения реакций.

4. Напишите уравнения реакций, свидетельствующих об основных свойствах NiO, кислотных свойствах SO₃, амфотерных свойствах ZnO.

5. Составьте уравнения реакций получения средней и кислой соли из гидроксида бария и кремниевой кислоты, превращения кислой соли в среднюю. Назовите соли.

6. Каким из следующих оксидов соответствуют кислоты: MgO, Mn₂O₇, CO, P₂O₅, N₂O, SO₂, Na₂O? Напишите формулы и название этих кислот.

7. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Li → LiОН → LiНSО₄ → Li₂SО₄ → Li₃PО₄ → LiСl.

Дайте названия солям.

8. Подтвердите амфотерный характер гидроксида железа (III) реакциями химического взаимодействия с растворами соляной кислоты и гидроксида калия.

9. Какие из соединений:

1) H₂CO₃ и P₂O₅ 2) H₂S и Na₂O

3) MgO и CrO₃ 4) Cu(OH)₂ и K₂O

могут взаимодействовать между собой? Напишите уравнения реакций. Назовите продукты реакций. Объясните, почему не могут взаимодействовать другие из указанных соединений.

Литература: [2- гл.1, § 15]; [3 - гл. 6, § 22-25].

Тема 4. Свойства растворов электролитов Теоретические сведения

Растворы – это термодинамически устойчивые однофазные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.

Растворы могут быть жидкими, твердыми и газообразными. В строительном производстве приходится иметь дело с жидкими растворами и дисперсными системами с дисперсионной средой в виде раствора, например, в «строительных растворах». Многие вяжущие материалы и металлические сплавы являются твердыми растворами.

Условно компоненты раствора делят на растворитель (обозначают буквой А) и растворенное вещество (обозначают буквой В). Растворителем считают тот компонент, который существует в том же агрегатном состоянии, что и раствор, или которого в растворе больше. При растворении в жидкости газов или твердых веществ растворителем всегда является жидкость.

Растворы состоят из растворителя и одного или нескольких растворённых веществ, особенно важное значение имеют водные растворы.

В 1887 году шведский учёный С. Аррениус выдвинул гипотезу о том, что соли, кислоты и основания в воде диссоциируют на ионы ─ подвергаются электролитической диссоциации.

Электролиты – вещества, растворы или расплавы которых диссоциируют на ионы и проводят электрический ток. Электролитической диссоциацией называют распад молекул электролита в растворе на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы под действием полярных молекул растворителя. В результате диссоциации образуются гидратированные ионы, если растворитель вода, в общем случае – сольватированные ионы.

Процесс диссоциации количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень электролитической диссоциации α – это отношение концентрации молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул:

α = с_дисс / с_общ, (4.1)

где с_дисс – концентрация продиссоциировавших молекул, моль/л; с_общ – исходная концентрация раствора, моль/л.

Согласно теории электролитической диссоциации, применимой к водным растворам, кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием иона Н⁺ (HNO₃, HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄, … ). Электролит, диссоциирующий с образованием ионов ОН^–, называют основанием (LiOH, KOH, NH₄OH, Cu(OH)₂, …).

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты, и как основания: Н⁺ + RO‾  ROH  R⁺ + OH‾

Такие электролиты называются амфотерными электролитами. (Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃, …).

Электролиты делятся на сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически нацело (степень диссоциации α =1) и существуют в растворах в виде гидратированных ионов. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично, имеют степень диссоциации значительно меньше единицы и в растворах находятся, в основном, в виде молекул. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Некоторые сильные ислабые электролиты представлены в таблице 4.1.

Таблица 4.1

Сильные и слабые электролиты

Электролиты	Сильные	Слабые
Кислоты	HNO3, HCl, H2SO4, HBr, HClO4 и другие	HNO2, H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3PO4, HF и другие
Основания	KOH, NaOH, Ba(OH)2 и другие	NH4OH, а также нерастворимые основания
Соли	практически все соли	–

Примечание: к слабым электролитам относится также вода.

Процесс диссоциации сильных электролитов происходит в одну ступень. Диссоциация слабых электролитов – процесс обратимый (многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют по ступеням), приводящий к состоянию равновесия, характеризуется константой равновесия (константой диссоциации K_д).

Константа диссоциации – это отношение произведения концентраций образовавшихся ионов к концентрации нераспавшихся молекул, зависит от природы вещества и температуры. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит (табл. 4.2).

Таблица 4.2

Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными или реакциями двойного обмена.

Условиями протекания ионно-молекулярных реакций в растворах электролитов является образование между ионами одного электролита с ионами другого:малорастворимых соединений (осадки - табл. 4.3); малодиссоциирующих веществ (слабые электролиты); газов.

Сильные электролиты записываются в виде ионов, а осадки, слабые электролиты и газы – в виде молекул. При составлении ионно-молекулярных уравнений сумма зарядов ионов в левой и правой части уравнения должна быть равна.

Таблица 4.3

Растворимость солей кислот и оснований в воде

Катион

H+

K+, Na+

NH4+

Mg2+

Ca2+

Cu2+

Zn2+

Mn2+

Fe2+

Fe3+

AI3+

Ва2+

Анион

OH-

Р

Р

Н

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

CI-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

NO3-

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

S2-

Р

Р

Р

─

─

Н

Н

Н

Н

Н

─

─

SO32-

Р

Р

Р

М

М

─

М

Н

М

─

─

Н

SO42-

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

CO32-

Р

Р

Р

М

Н

Н

Н

─

Н

─

─

Н

HCO3-

Р

Р

Р

Р

Р

─

─

─

Р

Р

Р

Р

SiO32-

Н

Р

Р

Н

Н

Н

Н

─

Н

Н

Н

Н

РО43─

Р

Р

─

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н