Классы химических соединений

КЛАССЫ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

1.1. Оксиды (Э_хО_у).

 

1.2. Гидроксиды: кислоты (Н-кислотный остаток) и основания (Ме-ОН).

 

1.3. Соли (Ме-кислотный остаток).

 

Оксиды

 

Оксиды - сложные вещества, состоящие из кислорода и какого-либо химического элемента. Степень окисления кислорода в оксидах: -2.

Оксиды (ЭxОy)
Солеобразующие	Несолеобразующие
Кислотные	Амфотерные	Основные	СО, NO, N2O, NO2 (не образуют солей)

 

Кислотные оксиды - это

· Оксиды неметаллов, которым соответствуют кислоты (например: CO₂(H₂CO₃), Cl₂O₇ (HClO₄), SO₃(H₂SO₄) и др.);

· Оксиды металлов в высокой положительной степени

окисления (+5,+6,+7): FeO₃, CrO₃, Mn₂O₇ и др.

 

Химические свойства кислотных оксидов

 

1. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, образуя кислоты. Исключение составляет SiO₂, Bi₂O₅.

SO₃ + H₂O = H₂SO₄;

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO_4;

SiO₂ + H₂O ¹ не взаимодействует.

 

2. Взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль:

 

N₂O₅ + MgO = Mg(NO₃)₂.

3. Взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:

 

SO₃ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + H₂O.

Основные оксиды - это оксиды металлов в низкой степени окисления, которым соответствуют основания (Na₂O, MgO, MnO,...).

 

Химические свойства основных оксидов

 

1. С водой взаимодействуют только оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов, образуя основания (щелочи). Оксиды других металлов в воде не растворяются.

 

BaO + H₂O = Ba(OH)₂.

 

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли

CaO + CO₂ = CaCO_3.

 

3. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду

 

СuO + 2HCl = CuCl₂ + Н₂О.

 

Амфотерные оксиды - это такие оксиды, которые могут проявлять и кислотные, и основные свойства, к ним относятся

· ZnO, Al₂O₃,BeO, SnO, PbО

· оксиды металлов в промежуточной степени окисления (+3,+4): Cr₂O₃, Fe₂O₃ и т.д.

 

Химические свойства амфотерных оксидов

 

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями и основными оксидами

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O;

кислотный основание

оксид

ZnO + K₂O = K₂ZnO₂.

кислотный основной

оксид оксид

2. Взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O;

основной кислота

оксид

ZnO + SO₃ = ZnSO₄.

основной кислотный

оксид оксид

Если элемент может образовывать несколько оксидов (гидроксидов), то с увеличением степени окисления элемента кислотные свойства его оксидов (гидроксидов) усиливаются:

+2 +3 +6

CrO Cr₂O₃ CrO₃

основной амфотерный кислотный

оксид оксид оксид

Усиление кислотных свойств

 

 

Гидроксиды

1.2.1. Кислоты - это сложные химические соединения, состоящие из катионов водорода и анионов кислотных остатков.

Таблица 1. Названия часто встречающихся кислот и их солей

Кислота	Соль
Формула	Название	Кислотный остаток	Название
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F-	Фторид
HCl	Хлороводородная (соляная)	Cl-	Хлорид
HBr	Бромоводородная	Br-	Бромид
HI	Иодоводородная	I-	Иодид
HCN	Циановодородная (синильная)	CN-	Цианид
H2S	Сероводородная	S2-	Сульфид
H2SO3 H2SO4	Сернистая Серная	SO32- SO42-	Сульфит Сульфат
H2S2O3	Тиосерная	S2O32-	Тиосульфат
HNO3	Азотная	NO3-	Нитрат
HNO2	Азотистая	NO2-	Нитрит
H2CO3	Угольная	CO32-	Карбонат
H2SiO3	Кремниевая	SiO32-	Силикат
H2CrO4 H2Cr2O7	Хромовая Двухромовая	CrO42- Cr2O72-	Хромат Дихромат
HClO4	Хлорная	ClO4-	Перхлорат
HClO3	Хлорноватая	ClO3-	Хлорат
HClO2	Хлористая	ClO2-	Хлорит
HClO	Хлорноватистая	ClO-	Гипохлорит
H3BO3	Борная	BO33-	Борат
H3PO4	Фосфорная(ортофосфорная)	PO43-	Фосфат
HMnO4	Марганцовая	MnO4-	Перманганат
H2MnO4	Марганцовистая	MnO42-	Манганат

 

Кислоты
С и л ь н ы е Электролиты	С л а б ы е и средней силы электролиты
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4	Все остальные (HF, H3PO4, H2CO3 и т.д., а также все органические)

 

 

Химические свойства кислот

1. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду

2HNO₃ + CuO = Cu(NO₃)₂ + H₂O.

 

2. C основаниями, образуя соль и воду – это реакция нейтрализации

 

H₂SO₃ + 2LiOH = Li₂SO₃ + 2H₂O.

 

3. Кислоты реагируют с солями, если в результате реакции образуется

- более слабая кислота: 3H₂SO₄ + 2K₃PO₄ = 2H₃PO₄ + 3K₂SO₄;

сильная слабая

кислота кислота

 

- осадок: HCl + AgNO₃ = AgCl ¯+ HNO₃;

осадок

 

- газ: H₂SO₄ + Li₂S = Li₂SO₄ + H₂S­.

газ

 

4. Кислоты реагируют с металлами, которые стоят в ряду напряжений левее водорода, образуя соль и водород, исключая H₂SO₄ конц. и HNO₃ .

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂­.

 

5. Действие кислоты на индикатор:

H⁺ + метилоранж ® красно-розовый цвет;

H⁺ + лакмус ® красный цвет.

 

 

6. Разложение некоторых кислот при нагревании:

t

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O

 

 

1.2.2. Основания - это сложные химические соединения, состоящие из катионов металла (или аммония NH₄⁺) и гидроксид-анионов (OH^-). Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называют щелочами, они хорошо растворимы в воде. Остальные основания в воде практически не растворимы (исключая NH₄OH).

 

 

Основания
С и л ь н ы е электролиты	С л а б ы е электролиты
Все щелочи:(образованы металлами IA и IIA подгрупп, кроме Be и Mg) LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2	Все остальные основания: NH4OH, Cu(OH)2, Al(OH)3,...

 

Химические свойства оснований

1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

 

Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2H₂O.

 

2. C кислотными оксидами, образуя соль и воду:

 

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O.

 

3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:

 

2LiOH + Cr₂O₃ = 2LiCrO₂ + H₂O;

NaOH + Cr(OH)₃ = NaCrO₂ + 2H₂O.

 

4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, если в результате образуются:

 

- слабое основание: 2NaOH + ZnCl₂ = Zn(OH)₂ + 2NaCl;

слабое

основание

- осадок: Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃¯ + 2NaOH;

осадок

- газ: Ca(OH)₂ + 2NH₄Cl = 2NH₃­ + 2H₂O + CaCl₂.

газ

5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами (Zn, Al, Cr), которым соответствуют амфотерные оксиды с выделением водорода

 

2KOH + 2Al + 2H₂O = 2KAlO₂ + 3H₂­ или

2KOH + 2Al + 6H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 3H₂­

 

6. Действие щелочи на индикатор:

 

OH^– + фенолфталеин ® малиновый цвет;

ОН^- + лакмус ® синий цвет.

ОН^- + метилоранж ® желтый цвет.

 

7. Разложение слабых оснований при нагревании:

_t

2Fe(OH)₃ ® Fe₂O₃ + 3H₂O.

 

1.2.3. Амфотерные гидроксиды - химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам (Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и др.).

Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно представить и в виде кислоты:

Zn(OH)₂ = H₂ZnO₂.

основание кислота

 

Химические свойства амфотерных гидроксидов

1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют c кислотами и кислотными оксидами:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O;

основание кислота

Zn(OH)₂ + SO₃ = ZnSO₄ + H₂O.

кислотный

оксид

 

2. Со щелочами и основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

 

Al(OH)₃ + KOH = KAlO₂ + 2H₂O; (H₃AlO₃ ® HAlO₂ + H₂O);

кислота щелочь метаалюминат орто-форма мета-форма

H₃AlO₃ калия

2Al(OH)₃ + K₂O = 2KAlO₂ + 3H₂O.

основной

оксид

Соли

 

Соли - это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония) у кислот.

Соли

средние (нормальные) кислые основные

 

1.3.1. Средние соли - это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или NH₄⁺): K₂CO₃, CaSO₄, NH₄NO₃.

 

Химические свойства средних солей

1. Соли вступают в реакцию с кислотами, щелочами и другими солями, если в результате образуются:

- осадок: Pb(NO₃)₂ + H₂SO₄ = PbSO₄¯ + 2HNO₃;

кислота осадок

Li₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ ¯+ 2LiOH;

щелочь осадок

BaCl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl¯ + Ba(NO₃)₂;

соль осадок

- более слабый электролит: K₂SO₃ + 2HNO₃ = H₂SO₃ + 2KNO₃;

сильная слабая

кислота кислота

ZnSO₄ + 2KOH = Zn(OH)₂ + K₂SO₄;

сильное слабое

основание основание

- газ: NH₄Cl + NaOH = NH₃­ + H₂O + NaCl;

щелочь газ

Na₂CO₃ + 2HCl = CO₂­ + H₂O + 2NaCl;

кислота газ

Na₂CO₃ + KCl ¹ не реагирует.

 

2. Соли взаимодействуют с металлами. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли (cм. ряд активности)

 

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu.

более

активный Ме

3. Соли реагируют с твердыми кислотными оксидами (SiO₂, P₂O₅), т.е. более тяжелый оксид вытесняет более летучий:

 

CaCO₃ + SiO₂ = CO₂­ + CaSiO₃;

твердый газ

4. Соли разлагаются при нагревании на основный и кислотный оксиды: _t

CaCO₃ ® CaO + CO₂.

 

1.3.2. Кислые соли - это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): Na H CO₃, NH₄ H S, Ca(H ₂PO₄)₂, Na₂ H PO₄ и т.д. (т.е. в кислотном остатке присутствуют атомы водорода). Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.

Получение кислых солей и перевод их в средние

 

1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием:

H₂CO₃ + NaOH = NaHCO₃ + H₂O;

кислота основание гидрокарбонат

натрия

CO₂ + KOH = KHCO₃.

кислотный основание

оксид

2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:

2H₂CO₃ + BaO = Ba(HCO₃)₂ + H₂O.

кислота основ. оксид

 

3. Переходы кислых и средних солей.

+ избыток кислоты

Средняя соль ⇄ Кислая соль

+ щелочь

(убрать избыточную кислоту)

а) Средние соли переводят в кислые, добавляя кислоту:

 

- одноименную: Na₂CO₃ + H₂CO₃ = 2NaHCO₃;

- другую: Na₂CO₃ + HCl = NaHCO₃ + NaCl.

 

б) Кислые соли переводят в средние, добавляя щелочь

 

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O.

 

1.3.3. Основные соли - это продукты неполного замещения гидроксо-групп (OH^-) основания кислотным остатком: MgOHCl, CrOHSO₄ и т.д.

Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.

 

Получение основных солей и перевод их в средние

1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания с кислотой или кислотным оксидом

 

Ca(OH)₂ + HCl = CaOHCl¯ + H₂O;

избыток кислота гидроксо-

основания хлорид кальция

Al(OH)₃ + SO₃ = AlOHSO₄¯ + H₂O.

избыток кисл. оксид гидроксо-

основания сульфат алюминия

 

2. Переходы средних и основных солей

+ избыток щелочи

Средняя соль ⇄ Основная соль

+ кислота

(убрать избыточное основание)

 

 

а) Средние соли переводят в основные, добавляя щелочь

 

Fe₂(SO₄)₃ + 2KOH = 2FeOHSO₄ + K₂SO₄.

б) Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту

(лучше одноименную)

ZnOHCl + HCl = ZnCl₂ + H₂O;

одноименная

кислота

2ZnOHCl + H₂SO₄ = ZnCl₂ + ZnSO₄ + 2H₂O.

Домашнее задание № 1

ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Электролиты - это вещества, распадающиеся на ионы в растворе под влиянием полярных молекул растворителя (H₂O). Неэлектролиты не распадаются на ионы в растворе.

 

Электролиты	Неэлектролиты
1. Соли (Na2SO4) 2. Кислоты (HCl) 3.Основания(NaOH)	1. Оксиды (SO3) 2. Простые вещества (металлы, неметаллы)–(Al, O2) 3.Органические вещества, кроме кислот и солей (спирт, глюкоза, крахмал)

 

По склонности к диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь частично.

К сильным электролитам относятся: см. табл.2.

К слабым электролитам относятся все остальные электролиты.

 

Таблица 2. СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ.

Электролит	Способ определения	Справочные материалы
Соли	Все хорошо растворимые в воде – значок Рв таблице	Таблица растворимости
Кислоты	H2SO4, HNO3, HClO4, HCl, HBr, HI	Запомнить
Щелочи	образованы металлами IA и IIA подгрупп, кроме Be и Mg LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2	Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева

 

Одной из основных характеристик слабого электролита является константа диссоциации – К.

Например, для одноосновной кислоты,

HA Û H ⁺ + A ^-,

 

,

где, [H⁺] – равновесная концентрация ионов H⁺;

[A^-] – равновесная концентрация анионов кислоты А;

[HA] – равновесная концентрация молекул кислоты,

Или для слабого основания,

MеOH Û Mе ⁺ + OH ^-,

 

,

где, [Mе⁺] – равновесная концентрация катионов Mе⁺;

[OH ^- ] – равновесная концентрация гидроксид- ионов ОН ^-;

[MеOH] – равновесная концентрация молекул слабого основания.

 

Правила составления уравнений диссоциации электролитов

1. а) При диссоциации сильных электролитов ставится знак “=“ (равенства). Этот знак обозначает полную диссоциацию.

б) Сильные электролиты диссоциируют нацело

2. а) При диссоциации слабых (и средней силы) электролитов -

знак “⇄“ (обратимости). Этот знак обозначает частичную диссоциацию.

б) Слабые электролиты диссоциируют по ступеням.

3. Средние соли диссоциируют нацело, кислые и средние – по ступеням.

С и л ь н ы е электролиты	С л а б ы е электролиты
Основания: Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-.   Кислоты: HCl = H+ + Cl-.   Соли: · Na2CO3= 2Na+ +CO32-. · KH2PO4= K+ + H2PO4-; анион слабой кислоты H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-; HPO42- ⇄ H+ + PO43-. · AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Cl-; растворимая катион слабого часть основания AlOH2+ ⇄ Al3+ + OH-.	Основания: Fe(OH)2 ⇄ FeOH++OH- 1 cтупень; Растворимая Часть FeOH+ ⇄ Fe2+ + OH- 2 ступень. Кислоты: H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- 1 ступень; HCO3-⇄ H+ + CO32- 2 ступень. Амфотерные гидроксиды: 1. Zn(OH)2 ⇄ OH- + ZnOH+; основание ZnOH+⇄ OH - + Zn2+. 2. H2ZnO2 ⇄ H+ + HZnO2-; кислота HZnO2- ⇄ H+ + ZnO22-. Вода: H2O ⇄ H+ + OH-.

Правила написания ионных уравнений

В ионных уравнениях на ионы расписываются:

а) сильные кислоты;

б) щелочи;

в) растворимые соли., т.е.

все сильные электролиты с учетом коэффициентов (пользуясь таблицей растворимости), все остальное (слабые электролиты и неэлектролиты) оставляют в виде молекул.

 

Пример 1. Написать следующие уравнения реакций в молекулярной и ионной форме: 1. CaCO₃ + HCl; 2.Bi₂(SO₄)₃ + K₂S; 3. Al(OH)₃ + NaOH.

 

1. Молекулярное уравнение: CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂CO₃;

полное ионное уравнение: CaCO₃ + 2H⁺ + 2Cl^- = Ca²⁺ + 2Cl^- + H₂CO₃;

сокращенное ионное уравнение: СaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂CO₃.

 

2. Молекулярное уравнение: Bi₂(SO₄)₃ + 3K₂S = Bi₂S₃¯ + 3K₂SO₄;

полное ионное уравнение:2Bi³⁺+ 3SO₄^2-+ 6K⁺ +3S^2-=Bi₂S₃¯+ 6K⁺ + 3SO₄^2-;

сокращенное ионное уравнение: 2Bi³⁺ + 3S^2- = Bi₂S₃¯.

 

3. Молекулярное уравнение: Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O;

полное ионное уравнение: Al(OH)₃ + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + AlO₂^- + 2H₂O;

сокращенное ионное уравнение: Al(OH)₃ + OH^- = AlO₂^- +2H₂O.

 

Сокращенные ионные уравнения выражают химическую сущность реакции. Однако отдельно записанные сокращенные ионные уравнения являются общими для множества подобных реакций.

 

Пример 2. По заданному ионному уравнению написать молекулярное:

а) Mg²⁺ + SO₃^2- = MgSO₃;

По левой части ионного уравнения подбираем к каждому иону противоположный по знаку ион - так, чтобы вместе они образовали молекулу сильного электролита (см. табл.2): например к иону Mg²⁺ подобрали ион NO₃^-, т.к. Mg(NO₃)₂ – сильный электролит; точно так же к иону SO₃^2- подобрали ион K⁺ т.к. K₂SO₃ – сильный электролит; в итоге получаем

молекулярное уравнение: Mg(NO₃)₂+ K₂SO₃= MgSO₃¯ + 2KNO₃;

Проверка: Mg²⁺ + 2NO₃^- + 2K⁺ + SO₃^2- = MgSO₃¯ + 2K⁺ + 2NO₃^-;

Mg²⁺ + SO₃^2- = MgSO₃¯.

б) HSO₃^- + OH^-= SO₃^2- + H₂O; аналогично

молекулярное уравнение:

KHSO₃ + KOH = K₂SO₃ + H₂O;

Проверка: K⁺ + HSO₃^- + K⁺ + OH^- = 2K⁺ + SO₃^2- +H₂O;

HSO₃^- + OH^- = SO₃^2- + H₂O.

 

в) 4OH^- + Zn²⁺ = ZnO₂^2- + 2H₂O;

Mолекулярное уравнение:4NaOH + ZnCl₂ = Na₂ZnO₂ + 2NaCl + 2H₂O;

Проверка: 4Na⁺ + 4OH^- + Zn²⁺ + 2Cl^- = 2Na⁺ + ZnO₂^2- + 2Na⁺ + 2Cl^- + 2H₂O;

4OH^- + Zn²⁺ = ZnO₂^2- + 2H₂O.

 

 

Домашнее задание № 2

 

Тема: Электролиты

 

1. Напишите уравнения диссоциации следующих электролитов
№	Электролиты	№	Электролиты
	Ba(OH)2, HI, Na2HPO4		MgOHNO3, HMnO4, Sn(OH)2
	CH3COOH, Ni(OH)2, KHCO3		HClO4, Ca(H2PO4)2, Fe(OH)3
	H2SO4, Cd(OH)2, CsHSO3		H2SiO3, Al(OH)2NO3, Cu(OH)2
	(SnOH)2SO4, K2HPO4, H2S		SrCl2, Ba(OH)2, MgOHCl
	NH4HS, CoOHNO3, Fe(OH)3		H3PO4, BaCl2, NiOHNO3
	Cr2(SO4)3, ZnOHCl, H2SO4		HClO4, Na2SO4, NH4OH
	HClO, Pb(HSO4)2, Ba(NO3)2		KHSO3, Zn(NO3)2, HClO2
	NiCl2, Ni(OH)2, HClO3		HNO2, NaHSeO3, Mg(OH)2
	Fe2(SO4)3, Pb(OH)2, HNO2		H2SeO3, Ca(HS)2, Sr(OH)2
	CdOHBr, HF, Sr(OH)2		LiOH, H2SO4, Ba(HSiO3)2
	Zn(OH)2, MnOHCl, Ba(HSO3)2		LiHSe, HNO3, K3PO4
	KHS, HNO2, Al(OH)3		FeCl3, Mg(HCO3)2, HClO
	Ca(HCO3)2, HCOOH, Fe(OH)2		Mn(NO3)2, Bi(OH)3, HSCN
	Cr(OH)2NO3, Fe2(SO4)3, H2Se		Fe(NO3)3, H3PO4, KHSiO3
	HCN, FeOHCl, KI		ZnSO4, MnOHCl, H2SO3

 

№ п/п	2. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения следующих реакций	3. По заданным ионным уравнениям напишите соответствующие молекулярные уравнения
	NaHSO3+ NaOH; BaCO3 + H2SO4	SO32- + H+ = HSO3-
	LiOH + HCl; Ba(OH)2 + CO2	3Ag+ + PO43- = Ag3PO4
	MgS + H2SO4; CuCl2 + AgNO3	Al3+ + 3OH- = Al(OH)3
	NH4NO3 + KOH; HNO3 + Na2SO3	CN- + H+ = HCN
	Ba(NO3)2 + K2SO4; MgCO3 + HCl	Co2+ +S2- = CoS
	Zn(OH)2 + NaOH; Ca(OH)2 + CO2	CuO + 2H+ = H2O + Cu2+
	Cr(OH)3 + NaOH; BaCO3 + HCl	2H+ + SO32- = H2SO3
	Hg(NO3)2 + KI; Zn(OH)2 + HCl	Mg2+ + Cl- + OH- = MgOHCl
	Na3PO4 + AgNO3; Mg(OH)2 + CO2	HCO3- + OH- = CO32- + H2O
	Ba(OH)2 + HCl; K3PO4 + H2SO4	SO42- + Ba2+ = BaSO4
	Na2S + H2SO4; K2(SO4) +Ba(NO3)2	Cd2+ + 2OH- = Cd(OH)2
	Cd(OH)2 + H2S; Al2(SO4)3 + KOH	Zn2+ +S2- = ZnS
	AgNO3 + NaCl; Ni(OH)2 +HCl	Mg2+ + CO32- = MgCO3
	AlCl3 + KOH; Na2S + HCl	Cl- + Ag+ = AgCl
	K3PO4 + H3PO4; Pb(NO3)2 + KI	S2- + H+ = HS-
	KOH + H2CO3; Fe(OH)2 + H2SO4	Bi3+ + 3OH- = Bi(OH)3
	K2CO3 + BaCl2; Na2CO3 + H2CO3	S2- + Fe2+ = FeS
	MgCl2 + KOH; CH3COOH+KOH	FeO + 2H+ = H2O + Fe2+
	CaS + HCl; CrCl3 + AgNO3	Co2+ + CO32- = CoCO3
	CoSO4 + NaOH; CaSO4 + HNO3	H+ + OH- = H2O
	Sr(OH)2 + H2SO4; NiCl2 + NaOH	3H+ + PO43- = H3PO4
	Pb(CH3COO)2 + NaJ;H2SO3 +Na2O	Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2
	H3PO4 + LiOH; Ca(OH)2 + H2CO3	2I- + Pb2+ = PbI2
	Cr(OH)3 + HCl; K2SO3 + H2SO4	2H+ + SiO32- = H2SiO3
	Sn(OH)2 + KOH; NaHSiO3 +NaOH	3Ca2+ + 2PO43- = Ca3(PO4)2
	MnS + HCl; Ca(HCO3)2 + NaOH	Ni2+ SiO32- = NiSiO3
	Fe(OH)3 + H2SO4; Zn(OH)2 + NH3	Zn2+ + NO3- + OH- = ZnOHNO3
	Na2SiO3 + HCl; Cu(OH)2 + HCl	3Cu2+ + 2PO43- = Cu3(PO4)2
	FeS + HCl; NaH2PO4 + NaOH	Ag+ + Br- = AgBr
	Al(OH)3 + KOH; AgNO3 + Na3PO4	Zn2+ + 4OH- =ZnO22- + 2H2O

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз - это взаимодействие соли с водой, в результате которого происходит смещение ионного равновесия воды и изменение значения рН раствора. Возможность и характер протекания гидролиза определяется природой основания и кислоты, образующих соль.

Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются. Их водные растворы нейтральны.

NaNO₃ + H₂O ¹; pH = 7.

 

Гидролизу подвергаются ионы слабого основания и слабой кислоты

.

3.1. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием

Пример: NH₄Cl.

Диссоциация соли в растворе: NH₄Cl = NH₄ ⁺ + Cl^-.

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄⁺:

 

NH₄⁺ + HOH ⇄ NH₄OH + H⁺ (ионы H⁺ в избытке).

 

Молекулярное уравнение:

 

NH₄Cl + H₂O⇄NH₄OH + HCl - кислая среда (pH < 7).

 

3.2. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием

Пример: Na₂СO₃.

Диссоциация соли в растворе:

Na₂СO₃ = 2Na⁺ + СO₃ ^2-.

Гидролизу подвергается анион слабой кислоты СO₃^2-:

 

1 ступень СO₃^2- + HOH ⇄ HСO₃^- + OH^- (ионы OH^- в избытке).

 

Молекулярное уравнение 1 ступени:

 

Na₂СO₃ + H₂O ⇄ NaHСO₃ + NaOH - щелочная среда (pH > 7).

 

При обычных условиях гидролиз протекает, главным образом, по первой ступени.

 

3.3. Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой ((NH₄)₂CO₃, Al₂S₃ и т.д.), гидролизуются как по катиону, так и по аниону. В этом случае гидролиз соли протекает до конца: в уравнении происходит замена знака “⇄” на “=”, а рН среды определяется силой кислоты и основания:

 

Пример: NH₄ClO

Диссоциация соли в растворе: NH₄ClO = NH₄⁺ + ClO ^-

Гидролизу подвергается катион слабого основания NH₄⁺ и анион с слабой кислоты ClO ^-:

 

NH₄⁺ + ClO ^- + HOH = NH₄OH + HClO

 

Молекулярное уравнение:

 

NH₄ClO + H₂O = NH₄OH + HClO

 

K (HClO) = 3×10^-8 < K (NH₄OH) = 1,8×10^-5 (см. приложение 4), так как основание является более сильным электролитом, чем кислота, среда слабощелочная рН > 7.

 

3.4. Совместный гидролиз двух солей протекает необратимо с образованием слабого основания и слабой кислоты:

 

Пример: Al₂(SO₄)₃ + K₂S

Диссоциация солей:

 

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^{2 -} – гидролиз по катиону

K₂S = 2K⁺ + S^{2 -} – гидролиз по аниону

 

Итоговое ионное уравнение:

 

2Al³⁺ + 3S^{2 -} + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

 

Молекулярное уравнение:

 

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S + 3К₂SO₄

Домашнее задание № 3

Тема: Гидролиз солей

 

Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения гидролиза солей, укажите значения рН растворов этих солей (больше или меньше)

Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций совместного гидролиза солей.

1. Ba(CH3COO)2, CoSO4, SrCl2	1. Fe2(SO4)3 + Na2CO3
2. AlCl3, NaHCO3,CH3COOK	2. K2SO3 + AlBr3
3. Na3PO4, ZnCl2, Fe(NO3)3	3. AlCl3 + Na2SO3
4. Cr(NO3)3, K2CO3, (NH4)2SO4	4. SnCl2 + K2CO3
5. K2SO3, ZnSO4, BaCl2	5. K2CO3 + Bi(NO3)3
6. NH4Cl, KClO, NiBr2	6. Na2S + AlCl3
7. Na2Se, MnCl2, Sr(NO3)2	7. FeCl3 + K2CO3
8. ZnSO4, BaS, NaCl	8. Cr2(SO4)3 + Na2SO3
9. Ni(NO3)2, KNO2, KHSiO3	9. BeCl2 + Na2S
10. NaCN, FeSO4, CaBr2	10. Na2S + Al2(SO4)3
11. Na2HPO4, Mg(NO3),CrCl3	11. SnCl2 + K2SO3
12. Al2(SO4)3, Na2SeO3, KNO3	12. Na2CO3 + Cr(NO3)3
13. NaNO2, Cu(NO3)2, K3PO4	13. K2СO3 + Bi(NO3)3
14. Na2SO3, Fe2(SO4)3, Li2SO4	14. (NH4)2SO4 + K2СO3
15. Ca(HCO3)2, CuBr2, SnBr2	15. NH4NO3 + Na2SO3
16. FeCl2, K2S, Ca(HCO3)2	16. SnCl2 + Na2СO3
17. NiSO4, NaF, CaCl2	17. Na2SO3 + CrCl3
18. Pb(NO3)2, Ba(NO3)2, PbCl2	18. Na2S + Al2(SO4)3
19. Cr2(SO4)3, NaCH3COO, Li2S	19. Fe(NO3)3 + K2CO3
20. KHS, MgSO4, NaNO3	20. Al2(SO4)3 + Na2CO3
21. CdCl2, NaClO, CrCl3	21. Na2SO3 + SnCl2
22. NH4Br, Na2S, AlCl3	22. NH4Cl + Na2SO3
23. KHSO3, KJ, MnSO4	23. K2SO3 + CrCl3
24. Li2S, CrCl3, KCN	24. AlBr3 + Na2SO3
25. SrS, SnBr2, LiNO3	25. SnCl2 + Na2CO3
26. CuSO4, K3PO4, Ca(NO3)2	26. Cr2(SO4)3 + K2S
27. Li2SO3, AlCl3, ZnSO4	27. Bi(NO3)3 + Na2CO3
28. Zn(NO3)2, NaH2PO4, NH4NO3	28. Na2S + Al(NO3)3
29. (NH4)2ClO4, RbHSiO3, LiHS	29. CrCl3 + K2S
30. SnSO4, KF, KClO4	30. SnCl2+ K2CO3

РЕАКЦИИ (ОВР)

Окислительно-восстановительными называются реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

_{+4 -1 +2 0}

MnO₂ + 4 HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O.

Реакций

Существуют разные методы составления уравнений ОВР. Для реакций, протекающих в растворах электролитов, используют метод электронно-ионного баланса. Рассматривают реакции в кислой, щелочной и нейтральной средах. Важно учитывать, что при составлении уравнений этим методом соблюдаются правила написания ионных уравнений (см. раздел “Электролиты”).

 

Пример 1. ОВР в кислой среде.

Как правило, среда создается добавлением разбавленной H₂SO₄.

 

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® Cr⁺³ + SO₄^2-

ОВР- пара среда

Рассмотрим порядок расстановки коэффициентов:

1. Записываем левую часть уравнения в ионном виде согласно правилам написания ионных уравнений:

 

2 K⁺ + Cr₂O₇^2- + 2Na⁺ + SO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- ® Cr⁺³ + SO₄^2-.

 

Такая запись необходима для того, чтобы увидеть реально существующие частицы в растворах и использовать их при составлении полуреакций.

2. Записываем схемы полуреакций для реально существующих частиц:

 

Cr₂O₇^2- ® Cr⁺³;

SO₃^2- ® SO₄^2-.

3. Уравниваем число атомов элементов, изменяющих степень

окисления:

Cr₂ O₇ ^2- ® 2 Cr⁺³;

SO₃^2- ® SO₄^2-.

 

4. Уравниваем число атомов кислорода в левой и правой частях полуреакций, при этом учитываем, что в кислой среде присутствуют ионы H⁺ и молекулы H₂ O, в состав которых входят атомы кислорода.

Таблица 3. УРАВНИВАНИЕ КИСЛОРОДА В РАЗНЫХ СРЕДАХ

среда	схема уравнивания кислорода	примечание
кислая	nO-2 + 2nH+ ® nH2O	лишний кислород убирается в воду
щелочная	nO-2 + nH2O ® 2nOH-	лишний кислород убирается в два гидроксид-иона (2OH-)
нейтральная	nO-2 + 2nH+ ® nH2O или nO-2 + nH2O ® 2nOH-	лишний кислород убирается либо в воду как в кислой среде, либо в 2OH- как в щелочной среде, лишь бы в левой части уравнения была вода.

Правило: в кислой среде в ту часть уравнения полуреакций, в которой недостает “n” атомов кислорода, добавляем “n” молекул H₂O, а в противоположную часть записываем суммарное количество ионов H⁺

Cr ₂ O₇ ²+ 14H⁺ ® 2Cr⁺³ + 7H₂ O;

SO₃^2- + H₂ O ® SO₄ ^2- + 2H⁺.

5. Записываем число электронов, отданных восстановителем и

принятых окислителем, для этого считается суммарный заряд в левой и правой частях полуреакций и сравнивается:

 

Cr ₂ O₇ ²+ 14H⁺ ® 2Cr⁺³ + 7H₂O -2 + 14 ® 2*