Соли их состав и названия, взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учётом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена

План ответа:

1. Определение.
2. Классификация.
3. Номенклатура.
4.  Химические свойства.

 

Соли – это сложные кристаллические вещества, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков (Исключение NH₄Cl).

Названия солей смотрите в лекции основные классы неорганических соединений!

При растворении в воде или при расплавлении соли диссоциируют в зависимости от того, какими ионами они образованы (например, NaCl→Na⁺+ Cl^-

                                                                      K₂SO₄→2K⁺+SO₄^2-).

Классификация и номенклатура солей (приложение 4).

Химические свойства

1)Взаимодействуют с металлами. Если металл, входящий в состав соли стоит правее металла простого вещества в электрохимическом ряду напряжения металлов, то реакция возможна.

а) Fe+CuCl₂→FeCl₂+Cu

б) Cu+2AgNO₃→2Ag↓+Cu(NO₃)₂

протекание реакций взаимодействия солей с металлами определяется восстановительными свойствами простого вещества металла и окислительными свойствами катиона металла. Происходит следующая передача электронов.

 

а) Fe⁰+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu⁰              б) Cu⁰+2Ag⁺=Cu²⁺+ 2Ag⁰

2) Взаимодействуют с кислотами и щелочами (ионный обмен), образуя газ и осадок.

а) Na₂S+2НCl→2NaCl+H₂S↑

    2Na⁺+S^2-+2Н⁺+2Cl^-→2Na⁺+2Cl^-+H₂S↑

     S^2-+2Н⁺→H₂S↑

б) Fe₂(SO₄)₃+6NaOH→2Fe(OH)₃↓+3Na₂SO₄

     2Fe³⁺+3SO₄^2-+6Na⁺+6OH^-→2Fe(OH)₃↓+6Na⁺+3SO₄^2-

    2Fe³⁺+6OH^-→2Fe(OH)₃↓

3)Взаимодействие солей друг с другом, образовавшаяся соль должна быть нерастворимой.

2AgNO₃+CaCl₂→2AgCl↓+Ca(NO₃)₂

2Ag⁺+2NO^3-+Ca²⁺+2Cl^-→2AgCl↓+Ca^2-+NO₃^-

2Ag⁺+2Cl^-→2AgCl↓

4) Под действием высоких температур соли разлагаются CaCO₃→CaO+CO₂↑

 

Гидролиз солей.

План ответа:

1. Определение процесса гидролиза.
2. Типы гидролиза.

            Взаимодействие с водой, в результате которого образуется кислота (или кислая соль), и основание (или основная соль), называют гидролизом солей.

Различают несколько типов гидролиза солей:

1. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, KBr, NaNO₃) при растворении в воде не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную среду.
2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например Na₂CO₃, CH₃COONa, K₂S, NaCN, K₂SiO₃.

Запишем уравнение реакции гидролиза ацетата натрия:

СН₃СООNa + Н₂О ↔ 2NaOH +СН₃СООН

СН₃СОО^- + Na⁺ +H₂O ↔ 2Na⁺ +2OH^- + СН₃СООН

СН₃СОО^- + H₂O ↔ 2OH^- + СН₃СООН

Таким образом, раствор ацетата натрия проявляет щелочную реакцию.

При гидролизе солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато.

1. Соли слабого основания и сильной кислоты, например, Al₂(SO₄)₃, FeCl₂, CuBr₂, NH₄Cl.

 Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II). Гидролиз идёт ступенчато, суммарно мы получим.

FeCl₂ + Н₂О ↔ FeCl₂↓+ 2HCl

Fe²⁺ + 2Cl^- + H₂O ↔ FeCl₂↓+ 2H⁺ + 2Cl^-

Fe²⁺ + H₂O ↔ FeCl₂↓+ 2H⁺

Реакция среды при данном гидролизе будет кислая.

1. Соли слабого основания и слабой кислоты при растворении в воде образуют малодиссоциирующие кислоты и соли. Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую и щелочную среду в зависимости от константы диссоциации образующихся кислот и солей.

 

Электролиз солей.

1. Определение электролиза?
2. Растворимые и нерастворимые аноды.
3. Продукты электролиза солей.
4. Практическое значение электролиза.

 

Электролиз – это окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием электрического тока. При этом отрицательный электрод – катод выступает в качестве восстановителя, он отдаёт электроны. Положительный электрод – анод, наоборот, представляет собой окислитель, он забирает электроны. Так, если в расплав или раствор хлорида натрия NaCl=Na⁺+Cl^- поместить электроды и пропустить электрический ток, то на катоде выделится натрий Na⁺ +е^-= Na, а на аноде – хлор 2Cl^--2 е^-= Cl₂.

       Для процесса электролиза важно, из какого материала изготовлен анод. Различают растворимые и нерастворимые аноды. Нерастворимый анод не меняется в процессе электролиза, он может быть изготовлен из графита, платины, растворимый анод расходуется. Примером растворимого анода может служить медный, цинковый, железный. Если анод растворим, то на нём образуются ионы металла, из которого он изготовлен. В результате масса анода уменьшается. Например, если анод медный, то происходит следующий процесс: Cu-2 е^-= Cu²⁺. Таким образом, анод окисляет сам себя. Медь в виде ионов уходит в раствор или расплав.

Чтобы показать продукты электролиза, можно привести пример электролиза расплава солей, хлорида калия:

KCl =K⁺+Cl^-;

на катоде: К⁺+е^-→К⁰;

на аноде: 2Cl^—e^-→Cl₂⁰

суммарное уравнение электролиза:

2KCl =2K+Cl₂

Практическое значение электролиза.

 В промышленности получают хлор и гидроксид натрия, алюминий и щелочные металлы. С его помощью очищают медь, никель и др. металлы (рафинирование).

 

Степень окисления, правила расчёта, постоянные степени окисления.

План ответа:

1. Определение степени окисления.
2. Правила определения.
3. Постоянные степени окисления.
4. Пример расчёта степени окисления.

Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более отрицательный атом, смещая к себе полностью электронную пару, приобретает заряд -1. Неполярная ковалентная связь не даёт вклада в степень окисления.

Правила определения степени окисления:

Степень окисления элементов в простом веществе равна нулю;

Алгебраическая сумма всех степеней окисления элементов атомов в нейтральной молекуле равна нулю, а в сложном ионе заряду иона.

Постоянные степени окисления в соединениях проявляют:

+1 все щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs), почти всегда серебро;

+2 все элементы второй группы, кроме ртути (Hg);

+3 алюминий;

-1 фтор и хлор (за исключением его соединений с кислородом и фтором)

-2 кислород (за исключением фторидов F₂O, в которых степень окисления его положительна, и пероксидов Н₂О₂, в которых равна -1);

  степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами и -1 в соединениях с металлами (КН., СаН₂)

Например: N₂⁰ – простое вещество.

 

           N⁺⁴O₂^-2 – высчитываем алгебраическую сумму всех степеней 4+(-2∙ 2)=0

 

H⁺N⁺⁵ O₃^-2 - высчитываем алгебраическую сумму всех степеней 1+5+(-2∙ 3)=0

 

Степень окисления ионов рассчитывается с учётом, что алгебраическая сумма должна равняться заряду иона.

 

      (N⁺⁵ O₃^-2)^- - высчитываем алгебраическую сумму всех степеней 5+(-2∙ 3)=-1

 

 

Ca⁺²(N⁺⁵O₃^-2)₂^-1 - высчитываем алгебраическую сумму всех степеней

                                 2+(5+(-2∙ 3)) ∙ 2=0