Как составить формулу солей образованных ионами

Содержание:

Понятие о солях:

В предыдущем параграфе продукты замещения атомов водорода атомами металла имели формулы 

Для этого разделим каждую формулу черточкой на две части:

Легко заметить, что первая составная часть формулы представлена металлическими элементами, а вторая — кислотными остатками. Кроме рассмотренных примеров, существует много веществ, формулы которых содержат металлические и кислотные остатки. Все они относятся к классу соединений, который получил название соли.

Соли — это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками

В отличие от кислот, представители класса солей имеют немолекулярное строение, их структурными частями являются ионы — катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Формулу солей в общем виде можно записать так:

Номенклатура солей

Номенклатура солей (речь пойдет о так называемых средних солях, которые соответствуют приведенной общей формуле и являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте). Название солей состоит из двух слов: названия металлического элемента и названия кислотного остатка в именительном падеже, например  — хлорид натрия.

Если металл имеет переменную валентность, ее указывают в круглых скобках после его символа без интервала, например:  — сульфат железа

Кроме современных названий солей, которые отвечают указанным правилам, за некоторыми солями сохранились исторические названия, например:  — поваренная соль.

Определение валентности металлов в формулах солей и составление формул солей по валентности. Определяя валентность металла в формуле соли или составляя формулы солей, придерживаются общего правила, как при определении валентности элементов в бинарных соединениях и составлении их формул.

Сумма единиц валентности одной части формулы соли (атомов металла) равна сумме единиц валентности второй ее части (кислотного остатка).

Пример №

Определить валентность хрома в солях, формулы которых:  и назвать их.

Решение

Обе соли содержат двухвалентный кислотный остаток серной кислоты.

Сумма единиц валентности кислотного остатка в первой формуле равна 2. Такой же должна быть и сумма валентностей атомов хрома. Поскольку атом хрома в этой формуле один, то обе валентности принадлежат ему. Следовательно, хром в формуле  двухвалентен.

Во второй формуле кислотных остатков — три. Поэтому сумма единиц их валентностей составляет  Атомов хрома в этой формуле два, а сумма единиц их валентностей также равна 6. Значит, валентность одного атома хрома в соединении составляет 

Ответ: 

Пример №

Составить формулу нитрата алюминия.

Решение

1. Записываем символы металла и кислотного остатка: 

2. Над металлом и кислотным остатком проставляем валентность:

3. Для единиц валентности металла и кислотного остатка находим наименьшее общее кратное: это число 3.

4. Делением общего кратного 3 на валентность металла и кислотного остатка находим индексы:

а)  (индекс алюминия);

б)  (индекс кислотного остатка).

Полученные индексы вписываем в формулу нитрата алюминия: 

Ответ: 

Из общей формулы солей следует, что индекс металла совпадает с валентностью кислотного остатка, а индекс кислотного остатка — с валентностью металла. Однако, как и у оксидов, в формулах кислот четных индексов нет. Поэтому при составлении формул кислот по валентности проводят сокращение четных индексов.

Физические свойства солей

При нормальных условиях соли находятся только в твердом состоянии. Это тугоплавкие кристаллические вещества, поэтому, чтобы перевести их в жидкое состояние, а тем более в парообразное, нужны высокие температуры. Так, температура плавления сульфида бария равна 

По способности растворяться в воде соли делят на растворимые (хлорид натрия, нитрат калия), малорастворимые (сульфит магния, хлорид свинца и нерастворимые (карбонат кальция, сульфат бария). Информация о растворимости солей и кислот содержится в таблице растворимости этих соединений в воде (см. Приложение).

Соли — это вещества без запаха, разного вкуса. Может показаться, что класс веществ «Соли» получил такое название благодаря соленому вкусу его соединений. В действительности же с «чистым» соленым вкусом существует лишь одна соль, и вам она хорошо известна, это — хлорид натрия. Врачи предостерегают от избыточного употребления поваренной соли, однако в жизненно необходимых порциях хлорида натрия нуждается организм и человека, и животных. Она нужна для поддержания состава крови, а также вырабатывания желудочного сока. Физраствор, который используется для лечения больных,— ничто иное, как раствор хлорида натрия.

Соли бериллия — сладкие на вкус, соли магния — горькие, карбонат кальция (мел) — безвкусный. В большинстве своем соли имеют смешанный вкус — кисло-сладкий, горько-соленый.

Помните! В химическом кабинете соли ни в коем случае не пробуют на вкус!

Большинство солей белого цвета. Цвет перманганата калия  фиолетовый,хлорида железа — коричнево-красный, ортофосфата серебра  — желтый.

Внимательно рассмотрите образцы солей, которые учитель демонстрирует вам на урюке, и определите цвет и растворимость каждой из них.

Итоги:

• К классу солей относятся сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.
• В формулах солей сумма единиц валентности металла равна сумме единиц валентности кислотного остатка.
• Составляя формулу соли, необходимо знать валентность металла и кислотного остатка.
• По современной номенклатуре, названия солей образуют из названия металла и названия кислотного остатка и проставляют валентность металлов, у которых она имеет несколько значений.

Наиболее распространенной из солей угольной кислоты является карбонат кальция  Кроме того, что эта соль — основная составляющая мрамора, мела, известняка, доломита, существует также несколько необычная форма нахождения ее в природе — из карбоната кальция и незначительного количества других веществ в теле некоторых моллюсков формируются жемчужины. Это округлые, гладкие, с перламутровым отблеском образования, в состав которых входит 86—90 % карбоната кальция, 6—12 % органического клейкого вещества конхиолина, выделяемого моллюском, когда в его раковину попадет посторонний предмет, и вода. Конхиолин крепко склеивает тоненькие пластинки карбоната кальция.

Жемчужина формируется в раковине моллюска вокруг раздражителей — чаще всего песчинок — и приблизительно за 12 лет вырастает величиной с горошину. Большие жемчужины правильной формы — чрезвычайная редкость.

Жемчуг издавна используют в качестве украшений. Особенно ценятся жемчужины правильной шарообразной формы. Они очень дорогостоящие: жемчужина диаметром 1 см стоит около 4000 долларов.

Средняя продолжительность хранения жемчужин составляет от 250 до 500 лет, после чего они теряют блеск и их легко измельчить в порошок.

Скелет других водных обитателей — коралловых полипов — по составу близок к жемчугу. Большие скопления коралловых полипов образуют коралловые рифы. В результате археологических раскопок обнаружилось, что люди издавна изготавливают украшения из кораллов (так называется скелет коралловых полипов). Благодаря несколько иному составу, чем у жемчужин, такие изделия сохраняются дольше. В зависимости от содержания органических веществ, кораллы бывают разного цвета: розовые, красные и даже черные. Изготовленные из таких кораллов украшения — ожерелья, серьги, кольца — считаются самыми дорогими. Владельцам кораллов нужно знать, что даже при легком нагревании эти драгоценности теряют свой цвет.

Что такое соли

К классу солей принадлежит соединение, которое мы употребляем ежедневно вместе с пищей. Это — поваренная соль Вам известно, что она состоит из ионов

Соль — соединение, в состав которого входят катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

Ион кислотного остатка имеет отрицательный заряд; его значение совпадает со значением валентности этого остатка:

• кислота 
• кислотный остаток  
• анион кислотного остатка

Формулы солей. Для солей, как и кислот, существуют две общие формулы — и Первой формуле соответствуют соли, которые содержат анионы кислотных остатков безоксигеновых кислот, а второй — соли, анионы которых происходят от оксиген-содержащих кислот.

Примеры формул солей

Для того чтобы составить формулу соли, необходимо знать заряды катиона и аниона, а также учитывать то, что соединение электро-нейтрально. Для выяснения значений зарядов ионов можно использовать таблицу, размещенную на форзаце 2 (так называемая таблица растворимости).

Составим формулу соли, которая содержит катионы и анионы В состав соли входят ионы, значения зарядов которых не одинаковы: 2 и 3. Наименьшее число, которое делится без остатка на 2 и 3, — число 6. Делим его на значения зарядов катиона (6 : 2 = 3) и аниона (6:3 = 2). Получаем количество этих ионов в формульной единице соединения, т. е. соответствующие индексы в химической формуле соли:

Графические формулы для солей, как и для других ионных соединений, не составляют.

Названия солей

Для каждой соли существует химическое название, а для некоторых солей — еще и тривиальные названия (табл. 2). Химическое название соли состоит из двух слов. Первое слово — название металлического элемента, а второе происходит от химического названия соответствующей кислоты.

Формулы и названия некоторых солей

Если элемент имеет переменную валентность, то ее значение указывают после названия элемента (табл. 2, рис. 12). Склоняется только второе слово химического названия соли.

Существуют соли, образованные только неметаллическими элементами. В их состав входят катионы аммония Примеры формул и названий таких соединений:

• — аммоний хлорид;
• — аммоний сульфат;
• — аммоний нитрат.

Два последних соединения применяют в качестве азотных удобрений.

Соли аммония происходят от основания (§ 11).

Распространенность в природе

В земной коре содержится много солей (рис. 13). В основном, это силикаты. Среди них встречаются и драгоценные камни: голубой топаз (алюминий силикат), золотистый циркон (цирконий силикат), бесцветный фенакит (бериллий силикат) и др.

Существует много залежей натрий хлорида NaCl (каменная соль), калий хлорида КС1, кальций карбоната СаС03 (мел, мрамор, известняк). Последнее соединение составляет основу ракушек, яичной скорлупы (рис. 14). Сульфиды и другие являются рудами; из них получают металлы.

Различные соли находятся в растворенном состоянии в гидросфере. В морской воде преобладают хлориды Натрия и Магния, а в пресной — соли Кальция и Магния (в основном карбонатной и сульфатной кислот).

Выводы:

Соль — ионное соединение, в состав которого входят катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка. Для солей существуют общие формулы

Каждая соль имеет химическое название, а некоторые соли — еще и тривиальные названия. Соли очень распространены в природе.

Свойства и применение солей

Физические свойства солей: Соли, как и другие ионные соединения, при обычных условиях являются кристаллическими веществами. Они обычно имеют высокие температуры плавления:

Часть солей растворяется в воде, некоторые являются малорастворимыми (рис. 31), а остальные — нерастворимые. Соответствующая информация помещена в таблице растворимости (форзац 2).

Образование растворов солей часто сопровождается тепловыми эффектами. Например, при растворении натрий карбоната выделяется небольшое количество теплоты и раствор немного нагревается. А во время приготовления раствора натрий нитрата можно зафиксировать незначительное понижение температуры.

Лишь одна соль — натрий хлорид — имеет соленый вкус. Многие другие растворимые соли горькие, а соли Плюмбума и Бериллия сладкие, но чрезвычайно ядовитые. Определяя вкус различных солей, некоторые алхимики, вероятно, поплатились за это жизнью.

Соли по-разному влияют на растения, животных, человека. Среди них есть соединения, которые содержат необходимые для растений элементы; их применяют в качестве удобрений. А поваренную соль мы ежедневно употребляем вместе с пищей, чтобы пополнить ее запасы в организме (это соединение постоянно выводится из организма вместе с потом и мочой).

Химические свойства солей: Соли вступают в разнообразные реакции с простыми и сложными веществами.

Реакции с металлами

Соль в водном растворе может реагировать с металлом с образованием новой соли и другого металла (рис. 32). Часто говорят, что один металл «вытесняет» другой из раствора соли. Реакция происходит, если металл-реагент активнее, чем металл-продукт, т. е. находится в ряду активности слева от него (форзац 2):

 

Изучая основания и кислоты, вы узнали о реакциях этих соединений с солями. Кроме того, соли также могут взаимодействовать друг с другом. Все упомянутые реакции относят к реакциям обмена.

Реакции со щелочами

Реакция между солью и щелочью происходит лишь в растворе (нерастворимые соли со щелочами не взаимодействуют). Она возможна, если один из ее продуктов — основание или соль — выпадает в осадок (рис. 33):

Для прогнозирования возможности таких реакций используют таблицу растворимости (форзац 2).
 

Если к раствору купрум(II) сульфата добавить столько раствора щелочи, сколько необходимо для полного превращения соли в купрум(II) гидроксид, то после отстаивания над осадком увидим бесцветный раствор. Он будет содержать лишь натрий сульфат (ионы ).

Реакции с кислотами

Соль (как растворимая, так и нерастворимая) может взаимодействовать с кислотой с образованием новой соли и новой кислоты. Такие реакции часто сопровождаются выделением осадка (рис. 34) или газа 

но иногда остаются незаметными:

Случаи, в которых реакция между солью и кислотой возможна, указаны в §12(с. 81).

Реакции с другими солями

Взаимодействие между двумя солями происходит лишь в растворе (реагенты должны быть растворимыми в воде) с образованием двух новых солей. Реакция возможна, если один из ее продуктов выпадает в осадок (рис. 35), т. е. является нерастворимым или малорастворимым соединением.

Примеры реакций между двумя солями:

Термическое разложение солей

Оксиген-содержащие соли, образованные газообразными, летучими или неустойчивыми оксидами, при нагревании разлагаются. Продуктами этих реакций, как правило, являются два соответствующих оксида:

Нитраты, как и нитратная кислота, происходят от нитроген(V) оксида Однако при нагревании нитратов этот оксид не образуется, поскольку он термически неустойчив:

Соли щелочных элементов либо не разлагаются (карбонаты, сульфаты), либо их разложение происходит своеобразно. Некоторые из таких реакций используют в лаборатории для получения кислорода:

Изложенный материал обобщен в схеме 5.

1 – Так разлагаются нитраты металлических элементов от Магния до Купрума включительно (см. ряд активности металлов).

Применение солей

Многие соли применяются на практике. Натрий хлорид является сырьем для промышленного получения хлора, хлоридной кислоты, натрий гидроксида, соды. Это соединение незаменимо для приготовления пищи, консервирования. Хлорид, сульфат, нитрат Калия, фосфаты Кальция, некоторые другие соли применяют в качестве минеральных удобрений (рис. 36). Кальций карбонат в виде камня известняка используют в строительстве, а на заводах из него производят известь.

На основе искусственно полученной соли изготовляют зубную пасту. В школе пишут на доске мелом, а это — также кальций карбонат. Кальций сульфат (гипс) применяют в строительстве и медицине. Простым средством для мытья и чистки посуды, предметов домашнего обихода, смягчения воды перед стиркой является кальцинированная сода, или натрий карбонат. Кальцинированную соду вместе с мелом или известняком используют в производстве стекла.

Выводы:

Соли — ионные вещества. Они имеют высокие температуры плавления, различную растворимость в воде.

Соли взаимодействуют с металлами с образованием другой соли и другого металла. Такие реакции происходят, если металл-реагент более активный, чем металл-продукт (это определяют с помощью ряда активности металлов).

Соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, другими солями. Некоторые оксигенсодержащие соли при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды. Многие соли используются на практике.

Кислые соли

Вы знаете, что при реакции кислоты со щелочью атомы Гидрогена каждой молекулы кислоты «заменяются» атомами (точнее — ионами) металлического элемента:

А возможна ли замена только части атомов Гидрогена в молекуле многоосновной кислоты? Да. В результате соответствующих реакций образуются так называемые кислые соли:

Кислые соли содержатся в растворенном состоянии в пресной воде. При ее кипячении эти соединения разлагаются

и на стенках сосуда образуется накипь — смесь карбонатов и

Кислые соли Кальция и ортофосфатной кислоты   составляют основу фосфорных удобрений — преципитата и суперфосфата соответственно. Кислая соль Натрия и карбонатной кислоты известна каждой домохозяйке, зто — питьевая (пищевая) сода (рис. 37).

Способы получения солей

Соли можно получать значительно большим количеством способов, чем оксиды, основания или кислоты.

Три способа получения солей предполагают проведение химических реакций с участием металлов.

Способ 1: металл + неметалл соль. Этим способом можно получать безоксиге-новые соли:

Способ 2: металл + кислота (раствор) соль + водород.

В такие реакции вступают сульфатная (в разбавленном растворе), хлоридная, некоторые другие кислоты и металлы, находящиеся в ряду активности слева от водорода:

Способ 3: металл 1 + соль 1 (в растворе) металл 2 + соль 2.

Вам известно, что такая реакция возможна, если металл 1 активнее металла 2, т. е. металл 1 находится в ряду активности слева от металла 2:

Несколько других способов получения солей предусматривают использование реакций между соединениями, которые проявляют основные и кислотные свойства (§ 9, 11 —13).

Способ 4: основание (амфотерный гидроксид) + кислота (амфотерный гидроксид)  соль + вода (рис. 42):

Способ 5: основный (амфотерный) оксид + кислотный (амфотерный) оксид соль:

Способ 6: основание + кислотный (амфотерный) оксид соль + вода:

Способ 7: кислота + основный (амфотерный) оксид соль + вода:

Соли также получают с помощью реакций обмена с участием солей (§ 14).

Способ 8: соль 1 + кислота 1 соль 2 + кислота 2:

Способ 9: соль 1 + щелочь соль 2 + основание:

Способ 10: соль 1 -I- соль 2 —> соль 3 + соль 4 (рис. 43):

Это интересно. Солис и некоторые другие до сих пор не получены.

Способы 5 и 6 непригодны для получения солей безоксигеновых кислот, поскольку эти кислоты не имеют кислотных оксидов.

Выбирая способы 8—10, учитывают то, что реакция обмена возможна в случае образования осадка, газа или слабой кислоты (§11, 12, 14).

Вышеизложенное обобщено в схеме 9.

Пример №

Предложить максимальное количество способов получения магний сульфата

Решение

Магний сульфат — оксигенсодержащая соль. Поэтому способ 1 для получения соединения не подходит.

Эту соль можно получить, исходя из металла (способы 2 и 3):  

Магний сульфат может образоваться в результате реакций между соответствующими соединениями основного и кислотного характера (способы 4—7):

Для реакции соли с кислотой (способ 8) нужно взять соль Магния, образованную слабой или летучей кислотой либо способной разлагаться с выделением газа, и сульфатную кислоту:

Реакция соли со щелочью (способ 9) для получения магний сульфата не подходит, поскольку одним из реагентов должен быть гидроксид а он является малорастворимым соединением.

Магний сульфат растворяется в воде. Учитывая это, выберем для реакции между двумя солями (способ 10) такие реагенты:

Выводы:

Соли получают несколькими способами. Часть способов основана на реакциях металлов с неметаллами, кислотами, солями. Другие способы предусматривают осуществление реакций между соединениями с основными и кислотными свойствами, а также реакций обмена с участием солей.

Химические свойства солей

Соли, как и другие классы неорганических соединений, способны участвовать в химических реакциях.

Взаимодействие солей с металлами

Соли (в растворе) взаимодействуют с металлами, расположенными в вытесни-тельном ряду до того металла, из атомов которого они образовались. В результате реакции образуются новая соль и металл.

Опыт 1. Четыре химических стакана наполним растворами солей: два — сульфатом меди и еще два — сульфатом железа В стакан с сульфатом меди опустим железную пластину, второй оставим для сравнения. То же проделаем с растворами сульфата железа но в один из стаканов опустим медную пластину. Вскоре в стакане с железной пластиной голубой раствор станет светлее по сравнению с контрольным раствором. А в стакане с медной пластиной коричневая окраска раствора сульфата железа не изменится и будет одинаковой с контрольным раствором. Через 5—10 мин достанем железную пластину и увидим, что та ее часть, которая находилась в растворе сульфата меди покрылась слоем меди. Достанем также медную пластину — с ней не произошло никаких изменений, и цвет растворов сульфата железа в обоих стаканах остался одинаковым. Запишем уравнения реакций: 

В реакции, которая состоялась, атомы простого вещества замещают атомы металлического элемента в сложном веществе. Поэтому эта реакция относится к реакциям замещения. Результаты опыта согласовываются с местом в вытеснительном ряду металлов, взятых для проведения опыта.

Взаимодействие солей с основаниями (щелочами)

В предыдущем параграфе вы узнали о том, что единственный способ, которым можно получить нерастворимое основание определенного металлического элемента,— это взаимодействие его растворенной в воде соли со щелочью. Такое взаимодействие мы рассматривали и при изучении свойств щелочей. Поэтому вспомним, что для протекания реакции вещества должны находиться в растворенном состоянии, а один из образовавшихся продуктов реакции — выпадать в осадок, например: 

Взаимодействие солей с кислотами

Соли вступают в реакцию обмена с кислотами при условии, что среди продуктов реакции есть осадок или газ. (Вспомните взаимодействие соляной кислоты с нитратом серебра или питьевой соды — с уксусной кислотой.) Проведем соответствующие опыты.

Опыт 2. К раствору хлорида бария  добавим раствор серной кислоты  Реакция происходит быстро и завершается образованием белого осадка:

Среди образовавшихся продуктов нерастворимым веществом является сульфат бария.

Взаимодействие солей с солями

Повторим опыт 2, заменив серную кислоту на одну из ее растворимых солей.

Опыт 3. К раствору сульфата натрия  добавим раствор хлорида бария  Взаимодействие происходит так же быстро, и так же образуется белый осадок:

С помощью раствора хлорид бария или другого растворенного в воде соединения бария можно обнаружить в растворе серную кислоту и ее соли.

Опыт 4. К раствору карбоната натрия добавим раствор азотной кислоты. Наблюдается выделение газообразного вещества. Поднесенная к отверстию пробирки зажженная спичка гаснет. Следовательно, выделяется углекислый газ:

Для формулировки окончательного обоснованного вывода о химических свойствах солей проведите химический эксперимент, предусмотренный лабораторными опытами 7, 8, 9.

Итоги:

• Взаимодействие солей с другими веществами происходит в растворе.
• Одним из продуктов взаимодействия солей с другими веществами всегда является соль.
• Соли проявляют такие типичные химические свойства:

• Соли серной кислоты можно обнаружить в растворе с помощью растворов солей бария.

Соли, при образовании которых в молекуле кислоты все атомы водорода замещаются атомами металла, получили название средних солей. Средние соли не содержат ни атомов водорода, ни гидроксильных групп, а в их состав входят атомы одного металлического элемента, например: 

Кроме средних, существуют еще и другие соли, в частности кислые, основные, двойные.

Кислые соли являются продуктом неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл. Поэтому кислотные остатки таких солей содержат атомы водорода, например: 

В молекулах серной и ортофосфорной кислот замещен на металл 1 атом водорода, поэтому остатки  одновалентны. В формуле  замещены на металл 2 атома водорода, следовательно, валентность кислотного остатка  равна 2. Как видим, кислые соли образуются кислотами, которые содержат 2 и более атомов водорода. Наличие одного атома водорода в составе кислых солей обозначают, добавляя слово «гидро», двух — «дигидро»:  — гидросульфат калия;  — дигидросульфат калия;  — гидрофосфат калия.

Основными называют соли, полученные частичной нейтрализацией основания кислотой (например,  — гидроксохлорид магния), двойными — соли, полученные замещением атомов водорода атомами двух металлов (например,  — сульфат калия алюминия).

Какая образуется соль — средняя, кислая или основная — зависит от количества взятых для проведения реакции реагентов.

Соли в природе

По распространенности неорганических соединений в природе соли занимают второе место после оксидов. Так, горные породы и глина состоят из солей кремниевой кислоты, которые имеют сложное строение. Их формулы записывают с помощью формул оксидов, например формула полевого шпата —  глины — 

Местонахождение залежей солей в Украине представлено на рисунке 15.

Наиболее известная вам соль — хлорид натрия  или поваренная соль (минерал такого состава называется галит). Месторождения этой соли в Украине расположены вблизи г. Артемовен Донецкой области, в Автономной Республике Крым, в Карпатах. Человек очень давно оценил значение хлорида натрия и стал использовать эту соль как пищевой продукт и консервант (соление рыбы, мяса, грибов, квашение овощей и т. п.). Было время, когда соль стоила дороже золота: еще в старину возник обычай встречать гостей хлебом-солью. Существует поговорка: «Чтобы узнать человека, нужно с ним пуд соли съесть». Пуд долгое время был распространенной единицей массы, он равен 16 кг. Человек за год потребляет около 3 кг соли. Нетрудно подсчитать, что два человека пуд соли съедят примерно за 2,5—3 года. Так жизненный опыт подтверждает мудрость этой поговорки.

Как сырье хлорид натрия используется для производства гидроксида натрия, натрия, хлора, соляной кислоты, мыла, синтетических моющих средств. В пищевой, кондитерской и фармацевтической промышленности используют такие соли: хлорид натрия, карбонат натрия, нитрат натрия, сульфат магния и другие.

Карбонат кальция  является основной составляющей известняка, мрамора, мела. Известняк используют для получения оксида кальция (негашеной извести), известкования кислых почв (уменьшение в них содержания кислот), удаления из состава чугуна (во время его производства) таких кислотных оксидов, как оксид кремния и оксид фосфора Вместе с глиной и песком известняк используют в производстве цемента.

Кости позвоночных животных и человека содержат ортофосфат кальция  а зубы — еще и фторид кальция  Если на зубной пасте отмечено, что она содержит фтор, в действительности это означает наличие в ней фторида кальция и других соединений фтора.

Соли входят также в состав крови, клеточного сока, нервной и мускульной тканей.

Из курсов природоведения и ботаники вам известно, что для полноценного роста и развития растениям нужны химические элементы калий, азот, фосфор. Их вносят в почву в виде минеральных удобрений. По своему составу почти все минеральные удобрения — это соли, в частности 

Широко применяется и соль сульфата кальция  Порошок природного минерала гипса  нагревают до температуры  и превращают в алебастр  Как видно из приведенных формул, в алебастре на 1 моль сульфата кальция приходится в 4 раза меньше молей воды, чем в гипсе. Гипсовые повязки, гипсовые строительные материалы, барельефы, статуи и т. п. сделаны из алебастра, который после смешивания с водой твердеет и становится гипсом.

Карбонат натрия  применяют для изготовления стекла, бумаги, тканей, в мыловарении.

В плавательных бассейнах цвет воды обусловлен наличием в ней сульфата меди Эту соль добавляют в воду не для подкрашивания, а чтобы не допустить размножения и роста водорослей.

Хлорид калия  распространен в природе в виде минерала сильвина. Это вещество используют в качестве калийного удобрения, а также в производстве калия и гидроксида калия.

Из ортофосфата кальция  получают ортофосфорную кислоту и фосфорные удобрения.

Сульфат бария  применяют как рентгеноконтрастное вещество в медицинской практике.

Ознакомившись с рисунком 16, вы пополните знания о применении солей новыми сведениями.

Приведенные здесь примеры — лишь небольшая часть того, как используются соли.

Итоги:

• Соли относятся к распространенным в природе сложным неорганическим веществам, среди которых больше всего хлоридов, силикатов, карбонатов, сульфатов, ортофосфатов.
• Часть солей используется непосредственно после добычи, а часть поддается химической переработке с целью получения новых веществ.
• Соли находят самое разнообразное применение в химической промышленности и многих других отраслях народного хозяйства, а также в быту.

Вода морей и океанов из-за содержащихся в ней различных солей на вкус солено-горькая. 100 г морской воды в среднем содержат 3,5 г солей, среди которых хлорида натрия почти 78 %. Моря и океаны имеют разную соленость — YaK называют содержание солей в единице объема морской воды. Однако состав солей в морской воде практически одинаков. Поэтому ученые считают, что Мировой океан в давние времена был единым.

Морские растения и животные приспособились к жизни в соленой воде. Более того, в их организмах накапливаются ионы, которые входят в состав солей морей и океанов. Морепродукты богаты кальцием, кремнием, иодом, медью, магнием, фосфором и другими элементами.

Используя сведения из географии и различных информационных источников, подготовьте рассказ (сообщение, реферат) о распространении какой-либо соли в природе и ее использовании.

Поработайте самостоятельно с дополнительной литературой, Интернетом и выясните, на каких химических свойствах солей основывается производство из них других веществ. Рассказ подтвердите примерами.

Справочный материал по солям

Соли можно получить многими способами:

1) взаимодействием металла с кислотой:

(Какой это тип реакции?)

Вспомните особенности взаимодействия кислот с металлами. Для получения солей каких металлов можно применить этот способ?

2) взаимодействием оксида металла с кислотой:

3) взаимодействием гидроксида металла с кислотой:

4) взаимодействием соли с кислотой:

5) взаимодействием основного или амфотерного оксида с кислотным оксидом:

6) взаимодействием металла с раствором соли другого металла:

7) взаимодействием металла с неметаллом (получают соли бескислородных кислот):

Итоги:

• В результате химических реакций образуются различные соединения. Это позволяет из соответствующих реагентов получать необходимые вещества.
• К общим способам получения оксидов относятся: окисление простых и сложных веществ, разложение нерастворимых гидроксидов при нагревании и др.
• К общим способам получения растворимых оснований (щелочей) относятся: взаимодействие металлов с водой, взаимодействие оксидов с водой и электролиз (разложение) растворов солей бескислородных кислот.
• Нерастворимые основания получают взаимодействием раствора их соли с раствором щелочи.
• Соли получают взаимодействием простого вещества (металла), сложных веществ (оксида металла, гидроксида металла, соли) с веществами, в состав которых входит кислотный остаток (кислота, соль), а также взаимодействием кислотных оксидов с основными оксидами или щелочами.

В лаборатории щелочь можно получить из металла и из оксида. Но чистых металлов натрия, калия, кальция, бария и их оксидов в природе не существует. Поэтому этими способами получают щелочи лишь в лабораториях. Чтобы обеспечить щелочами различные производства, нужны другие способы их получения из природного сырья. Впервые щелочь была получена электролизом (разложением постоянным электрическим током) раствора соли хлорида натрия. Электролиз стал основным промышленным способом производства щелочей гидроксида натрия и гидроксида калия.

Как происходит электролиз, вы будете изучать позже. А пока запишем суммарное уравнение электролиза водного раствора хлорида натрия:

Из записи уравнения видно, что из доступных природных веществ — поваренной соли и воды — получают три новых вещества, которых в природе нет, но каждое из них используется в промышленности, а значит есть потребность в их получении.

Классификация

Заполните таблицу.

Химическая формула	Название	Тип соли
(CuOH)2CO3	?	?
Fe2(SO4)3	?	?
(NH4)2Cr2O7	?	?
BaClNO3	?	?
NaKSO4	?	?

Какие соли вам известны ? Как можно отличить соли друг от друга?

Соли получаются в результате замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, а в основаниях гидроксильной группы (ОН^.) кислотными остатками.

Солями называются вещества, в составе которых содержатся атомы металла (или аммония) и кислотный остаток. Соли классифицируют по их составу.

Графические формулы

Нормальные, кислые и двойные соли рассматриваются как продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла.

Основные же соли рассматриваются как продукты замещения гидроксильной группы кислотным остатком.

Номенклатура

Нормальные соли. Соли, полученные в результате полного замещения атомов водорода, относящихся к основности кислот, атомами металлов, называются нормальными солями.

При наименовании нормальных солей, если металл обладает постоянной валентностью, то вначале дается название кислотного остатка, а затем название металла. Если же металл имеет переменную валентность, то вначале дается название кислотного остатка, следом название металла и его валентность (в скобках римскими цифрами).

Нормальная соль	Название		Нормальная соль	Название
Ah(SO4)3	Сульфат алюминия		FeSO4	Сульфат железа (II)

Кислые соли

Соли, полученные в результате частичного замещения атомов водорода, относящихся к основности кислоты, атомами металлов (или же сложными ионами, например, ионами аммония), называются кислыми солями.

При наименовании кислых солей вначале дается название кислотного остатка с указанием на греческом количества атомов водорода, относящихся к основности кислоты и не замещенных металлом, с приставкой «гидро». При одном атоме водорода приставка «моно» не употребляется.

Кислые соли
Гидросоли		Дигидросоли
Формула	Название		Формула	Название
CaHPO4	гидроортофосфат кальция		NH4H2PO4	дигидроортофосфат аммония

Основные соли

Соли, полученные в результате частичного замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками, называются основными солями.

Как и нормальные соли, при наименовании основных солей к кислотным остаткам здесь добавляется приставка «гидроксо» с указанием на греческом количества гидроксильных групп (ОН), не замещенных кислотным остатком. Если гидроксильная группа одна, то приставка «моно» не употребляется.

Основные соли
Гидросоли		Дигидросоли
Формула	Название		Формула	Название
Al(OH)Cl2	гидроксохлорид алюминия		Al(OH)2Cl	дигидроксохлорид алюминия

Двойные соли. Соли, полученные в результате замещения атомами двух разных металлов атомов водорода, относящихся к основности кислот в многоосновных кислотах, называются двойными солями.

При наименовании двойных солей после названия кислотного остатка даются оба названия металлов.

Двойная соль	Название	Двойная соль	Название
NaKCO3	карбонат натрия-калия	Na2KPO4	ортофосфат динатрия-калия

Смешанные соли

Соли, полученные в результате замещения гидроксильных групп в многокислотных основаниях двумя различными кислотными остатками, называются смешанными солями.

Если в составе смешанных солей содержатся бескислородные и кислородсодержащие кислотные остатки, то вначале даются названия бескислородных, а затем кислородсодержащих кислотных остатков.

Смешанная соль	Название	Смешанная соль	Название
CaCl(OCl) (или CaOC2)	Хлорид гипохлорит кальция	BaClNO3	хлорид нитрат бария

Получение

При взаимодействии металлов с неметаллами
2Fe + ЗСЕ 2FeCl₃
2Na + Cl₂ 2NaCl

При взаимодействии металлов с солями. Начиная с элемента Mg в ряду активности металлов, каждый металл вытесняет последующие металлы из растворов их солей.
Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

При взаимодействии солей с солями. Такие реакции протекают в растворе в том случае, если обе исходные соли растворимы в воде и при их взаимодействии получится нерастворимая в воде соль.
Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaNO₃

Соли не вступают в реакцию с нерастворимыми в воде солями и основаниями.
Ca(NO₃)₂ + Cu(OH)₂ реакция не протекает

При взаимодействии однокислотных оснований с одноосновными кислотами, независимо от количества их молей, всегда получится нормальная соль.
KOH + HCI → KCl + H₂O

При взаимодействии многоосновных кислот с многокислотными основаниями, в зависимости от количества молей веществ, получаются нормальная соль, кислая соль или основная соль. Для этого следует сравнить количество атомов водорода, показывающих основность кислоты, с количеством гидроксильных групп (ОН), выражающих кислотность основания.

При добавлении многоосновной кислоты к смеси двух различных оснований получится двойная соль.
NaOH + KOH + H₂SO₄ → 2H₂O + NaKSO₄

При нейтрализации одного многокислогного основания двумя различными кислотами получится смешанная соль.
Ca(OH)₂+ HCl + HBr → CaClBr+ 2H₂O

Физические и химические свойства солей

Определите вещества в соответствии с вопросительными знаками. Какие из представленных солей нерастворимы в воде?
 

Физические свойства:

Соли это твердые вещества с разной способностью к растворению и цветом. Все соли натрия (Na), калия (К) и аммония (NH), а также кислые соли растворяются в воде. C увеличением количества атомов водорода, относящихся к основности кислых солей, увеличивается и их растворимость в воде (за исключением NaHCO₃).

Ca₃(PO₄)₂ → CaHPO₄ → Ca(H₂PQ₄)₂

увеличивается растворимость

Солям в основном присуща высокая температура плавления и кипения.

Растворимость солей в воде
Нерастворимые и малорастворимые	Растворимые
СaS04, BaS04, SrS04, PbS04, Ag2S04	Остальные сульфаты растворяются в воде
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2	Другие хлориды растворяются в воде
FeS, CuS, PbS, ZnS и др.	Na2S, K2S, (NH4)2S
Другие ортофосфаты не растворяются вводе	Na3PO4, K3PO4, (NH4)3PO4
Другие силикаты не растворяются в воде	Na2SiO3, K2SiO3
Другие карбонаты не растворяются в воде	Na2CO3, K2CO3, (NH4)2CO3
	Все соли азотной кислоты, Na, К, NH4 растворяются в воде

Химические свойства:

C химическими свойствами солей вы ознакомились при изучении свойств щелочей и кислот, способов получения оксидов и солей.

Кислые, основные, в том числе и двойные соли могут проявлять многие химические свойства нормальных солей. Кроме того, кислые соли легко нейтрализуются щелочами, а основные соли кислотами.

NaHSO₄ + NaOH Na₂SO₄ +H₂O
Mg(OH)Cl + HCl → MgCl₂ + H₂O

Основные соли могут взаимодействовать с щелочами.
Al(OH)₂Cl+ NaOH → Al(OH)₃↓ +NaCl

При нагревании большинства кислых солей (кроме солей аммония) они разлагаются с образованием нормальной соли.

При разложении солей металлов (кроме Hg(NO₃)₂) всегда выделяется твердый остаток (или оксид металла, или же полученная новая соль в твердом виде). Поэтому разложение этих солей происходит как в 1-ом графике. При разложении большинства аммонийных солей твердый остаток не выделяется. Вот почему их разложение происходит как во 2-ом графике.

Некоторые соли при взаимодействии с водой образуют вещества кристаллогидраты.

Na₂CO₃ +10H₂O → Na₂CO₃ ^. 10H₂O
кристаллическая сода

При нагревании кристаллогидраты вновь обезвоживаются.
CuSO₄ ^. 5H₂O  CuSO₄+ 5H₂O
синий кристалл белый кристалл

Вода, входящая в состав кристаллов в виде химических соединений, называется кристаллизационной водой. Кристаллогидрат это не просто набор из воды и соли, а вещество. Вода и соль лишь условно разделены точкой.
Многоосновные кислоты, вступая в реакцию соединения с нормальными солями, образуют кислую соль.

Применение солей

Большинство солей широко применяются в промышленности и быту. Так, например, всем хорошо известно применение поваренной соли (NaCl) в быту. В промышленности ее используют при получении гидроксида натрия, соды, хлора, натрия и др. Соли азотной и оргофосфорной кислот в основном считаются минеральными удобрениями.

Многие средства защиты растений от болезнетворных микробов и вредителей, ряд лекарственных препаратов также относятся к классу солей. Более подробные сведения о применении отдельных солей будут представлены при изучении химических элементов.

Генетическая связь между классами неорганических соединений

Обратите внимание на пробирки и содержащиеся в них вещества. Определите генетическую связь между этими веществами и запишите уравнения реакций.

Возможность получения из представителей одного класса неорганических соединений представителей другого класса свидетельствует о наличии между ними генетической связи. Взаимосвязь между веществами отдельных классов можно проследить по нижеприведенной схеме:

Получение одного представителя неорганических соединений из другого основывается на их химических свойствах. Приведем один пример относительно генетических связей неорганических соединений.

В качестве примера генетической связи между неорганическими веществами можно привести следующие схемы.

Задача:

Какие вещества взаимодействуют и с Na₂CO₃, и с Zn(OH)₂?
1) HCl 2) MgSO4 3)K0H    4) Ca(OH)₂ 5) H₂SO₄

Решение: Na₂CO₃, вступая в реакцию с сильными кислотами (HC1, HBr, HI, HNO2, H₂SO₄, H₂PO₄), выделяет соль и CO₂.

В таком случае:
1)    Na₂CO₃+ 2HC1 → 2NaCl + C0₂↑ + H₂O
2)    Na₂CO₃+ H₂SO₄ → Na₂SO₄+ CO₂↑ + H₂O

Поскольку Zn(OH)₂ является амфотерным основанием, оно вступает в реакцию как с сильными кислотами (HC1, HBr, HI, HNO₃, H₃PO₄, H₂SO₄), так и с щелочами (NaOH, КОН, Ca(OH₎₂, Ba(OH)₂). В таком случае:
1)    Zn(OH)₂+ 2HC1 → ZnCl₂+ 2H₂O
2)    Ca(OH)₂ + Zn(OH)₂ → CaZnO + 2H₂O
3)    Zn(OH)₂+ H₂SO₄→ ZnSO₄+ 2H₂O

В то время как Zn(OH)₂ вступает в реакцию с КОН, Na₂CO₃ в эту реакцию не вступает.

C другой стороны, основание Zn(OH)₂, находящееся в виде осадка, не вступает в реакцию ни с одной солью.
Ответ: 1, 4, 5

На этой странице сайта вы найдете ответы на вопрос Номер 3 : Составьте формулу солей, образованных ионами, и дайте их название?,
относящийся к категории Химия. Сложность вопроса соответствует базовым
знаниям учеников 5 – 9 классов. Для получения дополнительной информации
найдите другие вопросы, относящимися к данной тематике, с помощью поисковой
системы. Или сформулируйте новый вопрос: нажмите кнопку вверху страницы, и
задайте нужный запрос с помощью ключевых слов, отвечающих вашим критериям.
Общайтесь с посетителями страницы, обсуждайте тему. Возможно, их ответы
помогут найти нужную информацию.

В уроке 25 «Соли» из курса «Химия для чайников» узнаем, как правильно называть соли, их состав и научимся составлять химические формулы солей.

Как отмечалось в предыдущем уроке, в реакциях кислот с металлами выделяется простое вещество водород Н₂. Кроме водорода, образуются и сложные вещества: ZnCl₂, MgSO₄ и др. Это представители класса широко распространенных в химии соединений — солей (рис. 102).

Здесь же мы рассмотрим состав солей, научимся составлять их формулы, узнаем, как называть соли.

Cостав солей

Сравним формулы кислот HCl и H₂SO₄ c формулами солей ZnCl₂ и FeSO₄. Мы видим, что в этих формулах одинаковые кислотные остатки Cl(I) и SO₄(II). Но в молекулах кислот они соединены с атомами водорода Н, а в формульных единицах солей — с атомами цинка Zn и железа Fe. Значит, эти и другие соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в молекулах кислот на атомы металлов. Вещества, подобные ZnCl₂ и FeSO₄, относят к классу солей.

Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.

В солях кислотные остатки соединяются с атомами металлов в соответствии с их валентностью. Для составления химической формулы соли необходимо знать валентность атома металла и валентность кислотного остатка. При этом пользуются тем же правилом, что и при составлении формул бинарных соединений. Для солей это правило следующее: сумма единиц валентности всех атомов металла должна быть равна сумме единиц валентности всех кислотных остатков.

Для примера составим формулу соли, в которую входят атомы кальция и кислотный остаток фосфорной кислоты PO₄(III). Кальций проявляет постоянную валентность II, а валентность кислотного остатка PO₄ равна III.

Названия солей

Соли образованы атомами разных металлов и различными кислотными остатками. Поэтому состав солей самый разнообразный. Давайте научимся давать им правильные названия.

Название соли состоит из названия кислотного остатка и названия металла в родительном падеже. Например, соль состава NaCl называют «хлорид натрия».

Если входящий в формульную единицу соли атом металла имеет переменную валентность, то она указывается римской цифрой в круглых скобках после его названия. Так, соль FeCl3 называют «хлорид железа(III)», а cоль FeCl2 — «хлорид железа(II)».

В таблице 10 приведены названия некоторых солей.

Соли — это вещества немолекулярного строения. Поэтому их состав выражают с помощью формульных единиц. В них отражено соотношение атомов металлов и кислотных остатков. Например, в формульной единице NaCl на один атом Na приходится один кислотный остаток Cl.

По химической формуле соли можно вычислить ее относительную формульную массу M_r, а также молярную массу M, например:

К солям относится не только поваренная соль (NaCl), но и мел, мрамор (СаСО3), сода (Na₂CO₃), марганцовка (KMnO₄) и др.

Краткие выводы урока:

1. Соли — сложные вещества, которые состоят из атомов металлов и кислотных остатков.
2. Соли образуются при замещении атомов водорода в молекулах кислот на атомы металлов.
3. Соли — вещества немолекулярного строения.

Надеюсь урок 25 «Соли» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Соли – это продукты
полного или неполного замещения атомов
водорода кислоты на атомы металла или
гидроксильных групп основания на кислоты
остаток.

Основная реакция
препаротивного получения солей –
взаимодействие кислоты и основания. По
полноте этой реакции соли делятся на
нормальные (или средние), кислые и
основные.

К нормальным, или
средним, солям относятся продукты
полного замещения атомов водорода
кислоты на атомы металла или гидроксильных
групп основания на кислотный остаток.
Например:

Ca
(OH)₂+2HNO₃=Ca
(NO₃)₂+H₂O

Ca
(OH)₂+2H⁺+2NO₃^–
+2H₂O

Здесь все (две, а
не одна)гидроксильные группы основания
Ca
(OH)₂
замещены на кислотный остаток NO₃^–.

2NaOH +
H₂CO₃
= Na₂CO₃
+ H₂O

2Na⁺
+2OH^–
+H₂CO₃
=2Na⁺
+CO^2-₃
+ H₂O

Здесь все (два, а
не один ) атомы водорода кислоты H₂CO₃
замещены на атомы металла Na.

Изображение
графических
формул
нормальных солей (как и вообще солей)
удобнее начинать с построения кислотного
остатка. Например, для силиката бария
BaSiO₃
кислотный остаток имеет вид:

— O
—

O
= Si

— O
—

В отличие от
электронейтральной молекулы кислоты
он потерял два атома водорода. Этот
кислотный остаток обеими своими
свободными связями в молекуле BaSiO₃
связан с атомом бария, который имеет
степень окисления 2+:

— O
—

O
= Si
Ва

— O
—

Кислотные соли
являются продуктом не полного замещения
атомов водорода кислоты на металл. Их
могут образовывать лишь многоосновные
кислоты. В состав кислой соли будет
входить кислотный остаток, содержащий
хотя бы один атом водорода. Например:
H₂SO₄
-серная кислота, Na₂SO₄–
нормальная соль, NaHSO₄
– кислая соль. Кислотный остаток HSO₄
– образовался при отщеплении от кислоты
одного атома водорода. Если кислота
трехосновная, она может образовывать
два ряда кислых солей , соответствующих
замене на атомы металла одного или двух
атомов водорода. Например, фосфорная
кислота Н₃РО₄
может образовывать кислые соли с
различными кислотными остатками:

NaH₂SO₄
и NaHSO₄
, Са (Н2РО4)₂,Са
НРО₄,

При графическом
изображении
кислых солей удобно сначало представить
кислотный остаток, учитывая что в него
входит незамещенный атом водорода, а
затем к свободной валентности присоединить
атом металла.

H
– O
–

C
= O

Na
– O
–

Основные соли
занимают промежуточное положение между
основаниями и солями, а значит содержат,
кроме атомов металла и кислотных
остатков, гидроксильные группы, «вязанные
с металлом. Они являются продуктом
неполного замещения гидроксильных
групп гидроксида (двух- и более) кислотным
остатком. Например: СаОНСl, СuОНNО и т. д.
В этих солях количество кислотных
остатков равно количеству замещенных
ОН¯ — групп, так как это соли одноосновных
кислот.

Если гидроксид
трехкислый, то он может образовывать
два основных остатка . Например, Al
(OH)₃
образует Al
(OH)1+2
и Al
OH₂⁺.
Заряды этих ионов равны количеству
гидроксильных групп, недостающих до
электронейтральной молекулы гидроксида.
С любой кислотой в этом случаи может
образовываться два ряда солей, формулы
которых будут зависеть от заряда
кислотного остатка HNO3
и H2CO3
получим: Al
(OH)₂
NO₃
и [Al
(OH)₂
]2CO₃,
Al
OH
(NO₃)₂,
и Al
OH
CO₃

При изображении
графических формул основных солей надо
четко представить, из каких и скольких
основных и кислотных остатков состоит
данная соль. Например, гидроксо-карбонат
кальция имеет формулу (СаОН)₂СО₃
и состоит из двух основных остатков
—Са—О—Н и одного кислотного.

– О –

О = С

– О –

Сочетая их вместе
,получаем правильную графическую
формулу:

–
О – Са -О – Н

О = С

–
О -Са – О – Н

Мы выяснили
особенности строения молекул трех
основных типов солей. Однокислотное
основание может с одноосновной кислотой
образовывать лишь одну среднюю
(нормальную) соль, с двухосновной кислотой
– одну среднюю и одну кислую соль, с
трехосновной – одну среднюю и две
кислых и. т. д. Например, в зависимости
от взятых соотношений Na OH и H₃PO₄,
можно получить:

3 Na OH +
H₃PO
₄
= Na₃PO₄
+ 3H₂O

2 Na OH +
H₃
PO₄
= Na 2HppPO₄+2H₂O

Na OH + H₃PO₄
= NaH₂PO₄
+ H₂O

Аналогично,
одноосновная кислота может образовать
с двухкислотным основанием одну среднюю
и одну основную соль, с трехкислотным
– одну среднюю и две основные соли
и.т.д. Пример:

Al ( OH)₃
+3HCl = AlCl₃
+ 3 H₂O

Al (OH)₃
+ 2HCl + AlHCl₂
+ 2H₂O

Al(OH)₃
+ HCl = Al(OH)₂Cl
+ H₂O

МНОГООСНОВНЫЕ
КИСЛОТА ИОСНОВАНИЕ МОГУТ ДАТЬ, КРОМЕ
СРЕДНЕЙ СОЛИ, И КИСЛЫЕ, И ОСНОВНЫЕ. Так
при взаимодействии Са (ОН)₂
и Р₃Ро₄
могут быть получены : одна нормальная
соль Са₃
,(РО₄)₂,две
кислые соли Са(Н₂РО₄)₂
и СаНро₄,одна
основная соль (СаОн)₃РО₄.

Схема образованиявания
кислых и основных солей дана приложении.

Пример: 3. Составить
формулы всех возможных солей, образуемых
Fe(OH)₃
и H₃PO₄.
Привести их названия.

Поскольку соль
образуется соединением двух остатков
(кислоты и основания), то целесообразно
использовать заряды этих остатков
целиком, а не рассматривать отдельные
элементы. Тогда задача сводится просто
к подбору в молекулах индексов,
обеспечивающих электронейтральность.

Фосфорная кислота
способна дать при остатке H₂PO₄
-HPO_2-4,
и PO_3-4
(их отрицательные заряды удобно подсчитать
по числу положительных ионов водорода,
отщепившихся от нейтральной молекулы
H₃PO₄).
Электронейтральнось молекул, образованных
этими остатками с Fe₃⁺,обеспечивается
соответствующими индексами в формулах.

Fe₃=
(H₂PO₄)₃-Fe₃+2
(HPO₄)_2-3
и
Fe₃+PO_3-4

Гироксид железа
(111) способен дать при остатке Fe (OH)₂FeOH₂+
и Fe₃+(их
положительные заряды удобно подсчитать
по числу отрицательных ионов гидроксила
(OH),отщепившихся от нейтральной молекулы
Fe(OH)₃.
Электронейтральность молекул, образованных
этими остатками с РО_3-4,обеспечивается
соответствующими индексами в формулах:

[Fe
(OH)₂]₃+
PO_3-4,(Fe
OH)₂+3
(PO)_3-2,Fe₃+PO_3-4

Последняя формула
совпадает с раннее полученной в предыдущем
ряду.

В соответствии с
приложением 1,составляем название
полученных солей:

Fe PO₄
фосфат железа

Fe₂
(HPO₄)₃
гадрофосфатжелеза

Fe₂(H₂PO₄)₃
дигидрофосфат железа

(FeOH)₃
(PO₄)₂
гидроксофосфат железа

[Fe (OH)₂]3PO₄
дигидроксофосфат железа

Контрольные
задания:

10. Составьте формулы
высших оксидов элементов, являющихся
макроэлементами в питании растений, и
формулы высших оксидов для микроэлементов.
Изобразите их графически. Укажите
характер этих оксидов (кислотный,
основной, амфотерный). Напишите возможные
реакции их взаимодействия с водой.

11-20. Составьте
формулы всех солей, соответствующих
кислотам и основаниям, приведенным для
вашего задания в таблице 2. Написать
уравнения реакций их получения из
кислоты и основания в молекулярной и
ионной форме. Для амфотерных гидроксидов
необходимо составлять формулы их солей,
образованных как при реакциях с кислотами,
так и с основаниями.

При написании
уравнений руководствоваться таблицей
растворимости и таблицей степеней
диссоциации.

Таблица 2

№ задания	Исходные вещества
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20	NaOH Zn(OH)2 HclO4 H3BO3 CsOH Fe(OH)3 HclO3 HCN LiOH Mg(OH02 H2SO3 H3AsO4 NH4OH Cu(OH)2 H2CO3 H2SeO4 KOH Al(OH)3 HBr H2SeO4 Sr (OH)2 Fe(OH)3 HY H2SiO3 Ba(OH)2 Ni (OH)3 HClO H2CO4 Ca(OH)2 Co(OH)3 HNO2 H2S2O3 Fe(OH)2 Ca(OH)2 HNO3 H3PO4 Ca(OH)2 NaOH HclO3 H2SO4

Смотрите свой
вариант в таблице на с. 8.

1.2. Строение атома
и периодический закон Д. И. Менделеева

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл.
II,
$ 1—12, с. 26—73.

Методические
советы

При изучении этого
материала следует усвоить современные
взгляды на «корпускулярно-волновое
состояние» электрона в атоме, вероятностный
характер распределения плотности
электронного облака и квантование
поведения электрона по энергии, формам
орбиталей и их положению в пространстве.
Поскольку каждый электрон в атоме
характеризуется собственным набором
квантовых чисел, то они помогают показать
распределение электронов в атоме.

Конечным результатом
изучения этой темы является умение
составить электронную формулу любого
атома, выявить его валентность и возможные
степени окисления.

Вопросы для
самопроверки:

1. Какие вы знаете
элементарные частицы? Укажите их основные
характеристики.

2. Что такое
радиоактивность? Какие виды радиоактивных
излучений

3. Укажите средние
размеры атома. Во сколько раз отличаются
размеры ядер от размеров атомов?

4. Какие квантовые
числа характеризуют энергию электрона
в атоме в отсутствие внешних электрических
и магнитных полей?

5. Каков порядок
заполнения орбиталей? Сформулируйте
правило Тунда. Какова форма з- и
р-электронных облаков?

6. Какое максимальное
количество электронов может размещаться
на 1з, 2з, Зз -подуровнях? Чему равен угол
между р – орбиталями в атоме?

7. Дайте современную
формулировку периодического закона Д.
И. Менделеева. Как его формулировал сам
Д. И. Менделеев?

8. Что такое
периодичность? В чем причина периодического
изменения свойств элементов? Какие
главнейшие свойства элементов меняются
периодически?

9. Каков физический
смысл номера периода, номера группы?
Дайте определение понятиям группа,
период, семейство.

10. Что такое
потенциал ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность?

Контрольные
задания:

21-30. Составте
электронные формулы и представьте
графически размещения электронов по
квантовым ячейкам для указанных в
таблице 3 элементов. Соответствующих
вашему заданию. Воспользуйтесь схемами
из учебника (1 гл.2 §8 с.49-53). Проанализируйте
возможности разъединения спаренных
электронов при возбуждении атомов с
образованием валентных электрононов
в соответствии с теорией спин-валентности.

Таблица3

№ задания	Элементы
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30	Кремний,скандий азот,титан углерод,ванадий фтор,хром алюминий,мышьяк кремний,бром фосфор,калий сера,кальций хлор.бериллий аргон,железо

31-40. Проанализируйте
изменения величины зарядов ядер, радиусов
атомов, электроотрицательностей и
степеней окисления элементов в
соответствии с вашим вариантом (см.
таблицу 4). Каковы закономерности этих
изменений при движении по группе сверху
вниз или по периоду слева на право. Как
изменяется в этом направлении металличность
элементов и характер их оксидов и
гидроксидов.

Таблица

№ задания	задание
1	2
31 32 33 34 35 36 37 38 39 40	Элементы 2 периода элементы 3 периода элементы 4 периода элементы 5 периода элементы 4В группы элементы 2А группы элементы 2В группы элементы 5А группы элементы 6В группы элементы 7В группы

1.3. Химическая
связь и строение молекул

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл.
III,
§ 1—12, с. 76—107.

Напоминаем, что
вопросы для самопроверки являются
планом изучения темы «Химическая связь
и строение молекул».

Вопросы для
самопроверки:

1. Ионная и ковалентная
   связь. Электронно-точечные представления.
   Примеры.

2. Металлическая
   связь. Обоснование общности физических
   и химических свойств металлов.

3. Донорно-акцепторная
   связь. Необходимые условия ее
   образования. Перспективы химии
   комплексных соединений.

4. Водородная связь,
   ее природа и особенности, ее роль в
   молекулярной биологии.

5. Влияние типа
   химической связи в молекуле на физические
   свойства веществ.

6. Способы перекрывания
   атомных орбиталей, отвечающие образованию
   а и л-связей. Их относительная прочность.
   Геометрия молекул.

7. Орбитальные модели
   молекул на примере Н23, РС1з.

8. Гибридизация
   атомных орбиталей и геометрия молекул
   ВеР2, ВН3, СН4.

9. Валентность и
   степень окисления. Всегда ли совпадают
   они по величине?

Примеры.

Контрольные
задания:

41-50. Для предложенного
в вашем задании (табл. 5) соединения
постройте графическую формулу и укажите
виды химической связи в этой молекуле:
ионная, ковалентная полярная, ковалентная
неполярная, координативная, металлическая,
водородная.

ПРИМЕР: Графическая
формула сульфата натрия.

Na—O–
=O

S

Na—O–
=O

Связь Na-
O
ионная; связь O-S
ковалентная полярная

Номенклатуру солей
см. приложение 1.

Таблица 5

№ задания	Соединения
41	Гидросульфат калия
42	Карбонат кальция
43	Тиосульфат натрия
44	Гидрокарбонат кальция
45	Гидросульфат натрия
46	Дигидрофосфат бария
47	Гидрофосфат кальция
48	Нитрат аммония
49	Гидроксонитрат магния
50	Фосфат алюминия

1.4. Основные законы
химических превращений

ЛИТЕРАТУРА:
1, гл. IV,
§
1—10, с. 111—127

Методические
советы

Химические
реакции осуществляют для получения
необходимых веществ или энергии за счет
их протекания. Рассмотрение реальности
протекания химического процесса следует
проводить с двух позиций — энергетической
и кинетической. Сначала необходимо
оценить, возможна ли вообще данная
реакция в заданных условиях. Анализ
энергетических соотношений показывает,
что самопроизвольно протекают процессы
в сторону наиболее вероятного состояния
систем. В частности, в результате таких
процессов энергия выделяется и система
переходит в состояние с меньшей энергией.
В практике, однако, обнаруживается, что
некоторые из таких процессов протекают
настолько медленно, что их невозможно
использовать. Поэтому рассмотрение
способов и путей влияния на скорость
процесса существенно для его практической
реализации.

Предлагаемые ниже
вопросы для самопроверки могут служить
одновременно и планом изучения данной
темы.

Вопросы
для самопроверки:

1. Дайте определение
   понятию «скорость химической реакции».
   В каких единицах она измеряется? Какие
   факторы влияют на скорость химической
   реакции?

2. Сформулируйте
   закон действия масс. Приведите примеры
   того, как аналитически (уравнением)
   можно записать закон действия масс для
   реакций, протекающих в гомогенной и
   гетерогенной системах.

3. Что
   такое константа скорости химической
   реакции, от каких факторов она зависит?

4. Сформулируйте
   правило Вант-Гоффа. Дайте пример расчета
   изменений скорости реакции при повышении
   или понижении температуры с использованием
   этого правила.

5. Почему часть
   столкновений между молекулами не
   приводит к протеканию реакции? Что
   такое энергия активации?

6. Как
   можно объяснить механизм действия
   катализаторов при гомогенном катализе,
   гетерогенном катализе?

7. Чем
   характеризуется состояние химического
   равновесия? Какие, величины, характеризующие
   прямую и обратную реакции при химическом
   равновесии, равны друг другу?

8. Приведите примеры
   обратимых и необратимых процессов. Как
   связана константа равновесия с
   константами скоростей прямого и
   обратного процесса?

9. Какие факторы
   влияют на положение равновесия в
   гомогенных жидких и газообразных
   системах? Как они влияют?

10.
Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как
влияет изменение давления, температуры
и концентрации реагирующих веществ на
положение равновесия в системе 25О₂
+ О₂
= 25Оз?

Контрольные
задания:

51-55. Дайте определение
понятию скорость химической реакции.
Опишите количественно (где это можно),
как влияют на скорость реакции внешние
условия (концентрация, температура,
давление). Рассчитайте, во сколько раз
изменится скорость реакции при изменении
указанных в таблице (табл. 6) условий.

Таблица 6

№ задания	Реакция	Наименование температуры	Температурный коэфициент	Изменение давления
51 52 53 54 55	– – H2+Cl2=2HCl 2Fe+O2=2FeO CaO+CO2=CaCO3	Уменьшение на 40С* Увеличение на 30С* – – –	2 3 – – –	– – Увеличение в 3 раза Уменьшение в 2 раза Увеличение в 3 раза

56-60.
Чем характеризуется состояние химического
равновесия? От каких факторов зависит
константа равновесия, положение
равновесия? Предскажите в соответствии
с принципом Ле-Шателье смещение равновесия
в соответствии с изменением внешних
условий (отдельно для разных факторов)
по данным таблицы 7

Таблица 7

№ задания	Реакция	Изменение температуры	Изменение давления	Изменение концентрации
56	CO2+CaCO3+H2O (пар)=Ca(HCO3)2-Q	Понижение	Понижение	Увеличение С СО2
57	NH3+H2O=NH4OH+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО2
58	N2O4=2NO2-Q	Повышение	Понижение	Увеличение С СО2
59	4NH3+5NO2=4NO+6H2O(пар)+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО2
60	2CO+O2=2CO2+Q	повышение	повышение	Увеличение С СО2

1.5. Растворы

Литература:
1, гл. V
& 1-11, с.138-189.

Методические
советы

Изучение
этой темы целесообразно разбить на три
этапа. Сначала изучите материал по
учебнику и попробуйте ответить на
контрольные вопросы 61-70, являющиеся
одновременно вопросами для самопроверки.
Затем следует выполнить задачи –
упражнения на нахождение концентраций
растворов (№ 71-80) и после этого разобраться
с гидролизом солей в соответствии с
настоящими методическими указаниями.

Контрольные вопросы

61. Какие системы
называются растворами? Что у них общего
со смесями?

62.
Водные растворы и их значение в жизни
растений и животных.

63.
Каковы причины образования растворов?
Какова природа взаимодействия веществ
в растворах?

64. Что
такое электрическая диссоциация? Какова
роль растворителя в процессе электрической
диссоциации? Какие вещества называются
электролитами, неэлектролитами?

65. Что называется
степенью электролитической диссоциации
от концентрации и температуры раствора?

66. Что такое
константа диссоциации? От каких факторов
она зависит? Какова взаимосвязь между
степенью диссоциации и константой
диссоциации? Активность и коэффициент
активности иона.

67. Какие соединения
называются кислотами и основаниями с
точки зрения электрической диссоциации?
Чем обуславливается сравнительная сила
кислот и оснований?

68.
Какие гидроксиды называются амфотерными?
Напишите примеры уравнений их диссоциации
в кислой и щелочной средах.

69. Что
называется ионным произведением воды?
Чему оно равно? Дайте вывод выражения
ионного произведения воды (Кв). Как
влияет температура на ионное произведение
воды?

70. Что такое рН,
рОН? Какими величинами рН характеризуется
нейтральная, кислая и щелочная среда?
Как рассчитывать рН растворов сильных
и слабых кислот и оснований?

1.5.1. Концентрация
растворов

Методические
советы

В химических
расчетах используется в основном три
вида концентрации:

• процентная
  концентрация показывает, сколько
  граммов растворенного вещества находится
  в 100 г раствора,

• молярная
  концентрация показывает, сколько молей
  растворенного вещества находится в 1
  л (1000 мл) раствора,

• нормальная
  концентрация показывает, сколько молей
  эквивалентов растворенного вещества
  находится в 1 л (1000 мл) раствора.

При решении задач
по переходу от одного вида концентрации
к другому важно четко разграничить
количество растворенного вещества и
растворителя, массу и объем и т. д.
Контролируется это согласованием единиц
измерения в «столбиках» составляемых
пропорций.

Количество
растворенного вещества выражают в
граммах гпг, в молях пм, в молях эквивалентов
пэ.

Количество
раствора выражают в граммах G,
в миллилитрах V,

Связь между этими
величинами:

m
m

G

Пм=—–
Пэ=——- p=——–

М
(1) Э (2) V
(3)

Где М и Э –
молекулярная и эквивалентная масса
соответственно.

р – плотность
раствора.

Задачи на пересчет
из одной концентрации в другую являются
составным этапом большинства задач,
включающих свойства растворов.

ПРИМЕР
4. Найти молярную концентрацию 10% раствора
сахарозы. Плотность раствора 1,08 г/мл.
Формула сахарозы –C1₂H22O11

Запишем условия
задачи так, чтобы было ясно, какие
количества вещества нам даны.

Количество
растворенного вещества
Количество
раствора

Хм

——————-1000мл

10г
——————-
100г

«Столбики» этой
записи сознательно отклонены от
«вертикалей» вследствие различия единиц
измерения. Это сразу определяет
необходимость дополнительных
предварительных действий:

а) выясним, каково
количество молей в 10 г сахарозы (можно
использовать формулу 1)

m
10

nm
= —-=—– моль

M
342

б) вычислим массу
1000 мл раствора (можно использовать
формулу

3):
G=1.08*1000
г

Пропорция для
решения задачи будет иметь вид:

Хм
——————1000мл=1,08*1000г

10

—– моль=10г
—————— 100г

342

Решаем ее, используя
строгие «вертикали» с совпадающими
единицами измерения:

H2SO4 (p=1.03).

Исходная пропорция:

Хг
———————–100г

0,1 моль экв.
———————– 1000мл

С
учетом эквивалента H2SO4
(49) и плотности:

Хг
———————- 100г

49*0,1 г = 0,1 моль экв.
—————— 1,03*1000 г = 1000мл

Получаем:
49*0,1*100

Х=
——————–=0,475 г

1,03*1000

Контрольные
задания

71-80. В соответствии
с номером вашего задания заполните
пропуски в таблице 8. Например, в задаче
76 надо найти молярную
и нормальную концентрацию 10%-ного
раствора Си_ЗО₄
(плотность раствора 1,1 г/мл).

Таблица 8

№ задания	Растворенное вещество	Концентрация раствора	Плотность раствора
Процент.	молярная	нормальная
71		12			1,05
72			1,3		1,02
73		7			1,05
74				0,3	1,01
75			0,5		1,027
76		15			Принять 1,1
77				0,1	Принять 1,0
78		4			1,01
79			0,8		Принять 1,0
80				0,2	Принять 1,0

1.5.2. Гидролиз солей

Методические
советь/

Ввиду особой
важности гидролиза солей в регулировании
биологических процессов следует четко
отработать навыки написания уравнений
гидролиза после проработки по учебнику
(§ 9 с. 170—173).

Поставим себе
задачу составления уравнений гидролиза
только по первой ступени (наиболее
реальной в обычных условиях). Рекомендуемая
последовательность действий:

а) составить
уравнения диссоциации соли;

б) выяснить, по
какому иону идет гидролиз.

Это и есть сугубо
химический аспект гидролиза. Здесь
используются справочные данные для
определения «слабости» электролита,
таблица растворимости (приложение 2),
таблица степеней диссоциации (приложение
3).

в) составить для
этого иона уравнение реакции взаимодействия
с водой (с одной молекулой, т. к. речь
идет о первой ступени). Это уравнение и
будет сокращенным ионным уравнением
гидролиза, оно определяет наступающее
в растворе равновесие и характеризуется
собственной константой.

г) записать уравнение
гидролиза в молекулярном виде. При этом
в основу берется ионное уравнение (пункт
в), а для составления нейтральных молекул
используются противоионы из уравнения
диссоциации соли (пункт а).

ПРИМЕР 6. Составить
уравнение гидролиза сульфата меди.

а)
CuSO₄
= Cu₂⁺+SO₄^2-

б) из
приложений 3 выясняем, что иону Сu₂⁺
соответствует слабое основание, а иону
SO42-—
сильная кислота, значит, гидролиз идет
по катиону:

в)
Cu₂⁺
+H₂O
= (CuHO)⁺+H⁺

Естественно,
что положительный ион Сu₂⁺
«вырвет» из воды отрицательную часть
OH-
Заряд образовавшегося иона СuОН⁺
определяем суммированием зарядов Си₂+
и ОН~. Не забудьте, что связывание ионов
ОН^–
ведет к избытку в растворе ионов Н⁺,
что определит кислую реакцию среды.

Выражение для
константы гидролиза имеет вид:

(CuOH+)*(H+)

Kr= ———————–

(Cu2+)

г) при
составлении уравнения в молекулярной
форме констатируем, что всем положительным
ионам уравнения (2) соответствуют
имеющиеся в свободном виде (уравнение
1) отрицательные ионы SO₄^2-
С учетом зарядов ионов составляем
электронейтральные молекулы:

CuSO₄+H₂O=(CuOH)₂SO₄+Н₂SО₄

а затем подбираем
необходимые коэффициенты:

2CuSО₄+2H₂O=
(CuOH)₂SO₄+H₂SO₄

Напоминаем,
что в растворе реально существуют ионы
НзО⁺
а не Н⁺.

Контрольные
задания:

81-90.
Составьте ионные и молекулярные уравнения
гидролиза приведенных в вашем задании
солей. Укажите реакцию среды в растворе
соли. Напишите выражения для константы
гидролиза.

81. Нитрат магния,
сульфит натрия.

82. Нитрат меди,
карбонат калия.

83. Сульфат алюминия,
силикат калия

84.
Хлорид железа (III),
сульфид натрия.

85. Сульфат аммония,
цианид калия.

86. Хлорид аммония,
сульфид бария.

87.
Сульфат магния (II),
карбонат калия.

88.
Нитрат алюминия, ацетат кальция

89. Хлорид цинка,
силикат калия.

90.
Сульфат железа (II)?
Фосфат калия.

1.6. Комплексные
соединения

Литература
:1, гл .VI,
& 1 -8, с.193 – 207

Методические
указания

При
изучении этой темы обратите внимание
на отсутствие строгого определения
понятия «комплексное соединение».
Комплексным соединением можно называть
соединения сложного состава, в которых
выделяют центральный атом
(комплексообразователь) и непосредственно
связанные с ним молекулы или ионы
(лиганды). Проанализируйте, какие частицы
из ниже перечисленных можно называть
комплексными с этой точки зрения: NO₃-;
NH₄+
; (Cu
(NH3)₄)₂+;
CaCl₂;
K₃(Fe(CN)₆)
; H₂S

В
некоторых случаях указывают, что
комплексообразователь должен быть
связан с лигандами донорно- акцепторной
связью. Учитывая этот факт, проанализируйте
еще раз приведенный перечень. Какие
частицы являются комплексными с учетом
этой второй точки зрения?

Названия
комплексных частиц дают, указывая
сначала названия лигандов, затем
комплексообразователя с указанием
степени окисления.

CN-
(и др. галогены) – хлоро;, H₂O
– акво = ; NH₃
– амин; CN-
_ циано = (и др.)

Количество
лигандов указывают приставками: ди,
три, тетра, пента, гекса.

Названия
соединений с комплексным анионом
оканчиваются суффиксом «-ат», в комплексных
катионах название комплексообразователя
дается без специальных окончаний,

Примеры:

Ca₂(Fe(CN)₆)
– гексацианоферрат (II)
кальция,

(Fe(Н₂O₆)SO₄
– сульфат гексааквожелеза (II)

Вопросы
для самопроверки:

1.
Основные положения координационной
теории Вернера.

2. Что
такое лиганды? Комплексообразователь?
Координационное число? Внутренняя и
внешняя сфера комплекса?

3.
Номенклатура комплексных соединений.

4. Как
происходит диссоциация комплексных
электроситов?

5. Что
такое константы устойчивости комплексных
соединений?

Контрольные
задания:

91-100.
Заполните таблицу 9 в соответствии с
вашим вариантом, указав комплексообразователь
лиганды, координационное число, внутреннюю
и внешнюю среду по формуле комплексного
соединения, или составив соответствующую
формулу по указанному комплексообразователю,
лигандам и координационному числу.
Дайте название этим веществам.

Таблица 9

№ задания	Комплексообразователь	Лиганд	Координационное число	Внутренняя сфера комплекса	Ионы внешней сферы	Формула комплексного соединения	Выражение для общей константы устойчивости комплексного иона
1	2	3	4	5	6	7	8
91	Zn2+	OH-	4		Na+	K2(PtCl6)
92	Al3+	OH-	6 6		K+ K+	K4(Fe(CN)6)
93	Cr3	OH-	6		K+	K3(Fe(CN)6)
94	Pt4+	NH3	4	(Cu(H2O)52+	SO42- Cl-
95		NO2–		(Co(No2)6)3+	Na+	(Cu(NH3)4)SO4
96				(PtBr6)2–	Na+	Fe3(Fe(CN)6)4
97	Co3+	NO2–	6		K+	(Cr(H2O)6)Cl3
98				(SiF6)2–	Na+	(Ca(NH3)8)Cl2
99	Ag+	CN-	2		Na+	K2(PtCl4)
100	Co2+	CNS-	4		NH4+	(Ag(NH3)2)Cl

1.7. Реакции
окисления-восстановления

ЛИТЕРАТУРА:
1, гл. VI,
§ 1—6, с. 209-253

Методические
советы

Тщательно
проработайте по учебнику (1, гл. VI,
§ 3) метод электронного баланса с целью
выработки умения подбора коэффициентов
в окислительно-восстановительных
реакциях. Вопросы контрольных заданий
могут послужить вам в качестве упражнений.

Контрольные
задания:

101-110. Составьте
электронные уравнения и подберите
коэффициенты в реакциях, соответствующих
вашему заданию. Рассчитайте, сколько
граммов окислителя требуется для
восстановления 10 г соответствующего
реакции восстановителя.

101.
KMnO₄+Na₂S+H₂SO₄=K₂SO₄+MnSO4+Na₂SO₄+H₂O

102.
KMnO₄+H₂O₂+H₂SO₄
= K₂SO₄
+MnSo₄+O₂+H₂O

103.
MnO₂+HCl
= MnCl₂+Cl₂
+H₂O

104.
Cu+HNO₃
= Cu (NO₃)₂+No+H₂O

105.
K₂Cr₂O₇+Na₂SO₃+H₂SO₄=K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+Na₂SO₄+H₂O

106.
KMnO₄+H₃PO₃+H₂SO₄
=MnSO₄+H₃PO₄+K₂SO₄+H₂O

107.
K₂Cr₂O₇+HCl
= Cl₂+CrCl₃+KCl+H₂O

108.
KMnO₄+KNO₂+H₂SO₄
= K₂SO₄+MnSO₄+KNO₃+H₂O

109.
Na₂S+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄
=Na₂SO₄+K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+H₂O

110.
KMnO₄+HCl+HCl
= Cl₂+KCl+MnCl₂+H₂O