Video tutoriál 1: Klasifikácia anorganických solí a ich nomenklatúra

Video tutoriál 2: Spôsoby získavania anorganických solí. Chemické vlastnosti soli

Prednáška: Charakteristické chemické vlastnosti solí: stredné, kyslé, zásadité; komplex (na príklade zlúčenín hliníka a zinku)

Charakteristika solí

Soli- to sú také chemické zlúčeniny pozostávajúce z katiónov kovov (alebo amónia) a kyslých zvyškov.

Soli by sa tiež mali považovať za produkt interakcie kyseliny a zásady. V dôsledku tejto interakcie sa môžu vytvoriť nasledovné:

normálny (priemerný),

• zásadité soli.

Normálne soli sa tvoria, keď je dostatočné množstvo kyseliny a zásady na úplnú interakciu. Napr.:

H3P04 + 3KON → K3P04 + 3H20.

Názvy normálnych solí sa skladajú z dvoch častí. Najprv sa volá anión (zvyšok kyseliny), potom katión. Napríklad: chlorid sodný - NaCl, síran železitý - Fe 2 (SO 4) 3, uhličitan draselný - K 2 CO 3, fosforečnan draselný - K 3 PO 4 atď.

Kyslé soli vznikajú pri nadbytku kyseliny a nedostatočnom množstve zásady, pretože v tomto prípade nie je dostatok katiónov kovov, ktoré by nahradili všetky vodíkové katióny prítomné v molekule kyseliny. Napr.:

H3P04 + 2KON = K2NP04 + 2H20;

H3P04 + KOH = KH2P04 + H20.

V kyslých zvyškoch tohto typu soli vždy uvidíte vodík. Kyslé soli sú vždy možné pre viacsýtne kyseliny, ale nie pre jednosýtne kyseliny.

Názvy kyslých solí majú predponu hydro- k aniónu. Napríklad: hydrogensíran železitý - Fe(HSO 4) 3, hydrogenuhličitan draselný - KHCO 3, hydrogenfosforečnan draselný - K 2 HPO 4 atď.

Zásadité soli vznikajú pri nadbytku zásady a nedostatočnom množstve kyseliny, pretože v tomto prípade anióny kyslých zvyškov nestačia úplne nahradiť hydroxylové skupiny prítomné v zásade. Napr.:

Cr(OH)3 + HN03 -> Cr(OH)2N03 + H20;

Cr(OH)3 + 2HN03 -> CrOH(N03)2 + 2H20.

Hlavné soli v katiónoch teda obsahujú hydroxoskupiny. Zásadité soli sú možné pre polykyselinové zásady, ale nie pre monokyselinové zásady. Niektoré zásadité soli sú schopné samostatného rozkladu, pričom v procese uvoľňujú vodu a vytvárajú oxosoli, ktoré majú vlastnosti zásaditých solí. Napr.:

Sb(OH)2Cl -> SbOCl + H20;

Bi(OH)2N03 -> BiONO3 + H20.

Názov hlavných solí je zostavený takto: predpona sa pridáva k aniónu hydroxo-. Napríklad: hydroxysíran železitý - FeOHSO4, hydroxysíran hlinitý - AlOHSO4, dihydroxychlorid železitý - Fe(OH)2Cl atď.

Veľa solí, ktoré sú v pevnom stave stav agregácie, sú kryštalické hydráty: CuS04.5H20; Na2CO3.10H2O atď.

Chemické vlastnosti solí

Soli sú dosť tvrdé kryštalické látky, ktoré majú iónové väzby medzi katiónmi a aniónmi. Vlastnosti solí sú určené ich interakciou s kovmi, kyselinami, zásadami a soľami.

Typické reakcie normálnych solí

Dobre reagujú s kovmi. Aktívnejšie kovy zároveň vytláčajú menej aktívne kovy z roztokov ich solí. Napr.:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.

S kyselinami, zásadami a inými soľami prebiehajú reakcie až do konca, za predpokladu, že sa vytvorí zrazenina, plyn alebo zle disociovateľné zlúčeniny. Napríklad pri reakciách solí s kyselinami vznikajú látky ako sírovodík H 2 S - plyn; síran bárnatý BaSO 4 – sediment; octová kyselina CH3COOH je slabý elektrolyt, slabo disociovaná zlúčenina. Tu sú rovnice pre tieto reakcie:

K2S + H2S04 -> K2S04 + H2S;

BaCl2 + H2S04 -> BaS04 + 2HCl;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

Pri reakciách solí s alkáliami vznikajú látky ako hydroxid nikelnatý Ni(OH) 2 - zrazenina; amoniak NH 3 – plyn; voda H2O je slabý elektrolyt, zle disociovaná zlúčenina:

NiCl2 + 2KOH -» Ni(OH)2 + 2KCl;

NH4CI + NaOH -> NH3+H20 +NaCl.

Soli navzájom reagujú, ak sa vytvorí zrazenina:

Ca(N03)2 + Na2C03 → 2NaN03 + CaC03.

Alebo v prípade stabilnejšieho pripojenia:

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4.

Pri tejto reakcii vzniká čierny sulfid strieborný z tehlovočerveného chrómanu strieborného, ​​pretože ide o nerozpustnejšiu zrazeninu ako chróman.

Mnohé normálne soli sa pri zahrievaní rozkladajú na dva oxidy – kyslý a zásaditý:

CaC03 → CaO + CO2.

Dusičnany sa rozkladajú iným spôsobom ako ostatné normálne soli. Pri zahrievaní dusičnany alkalických kovov a kovov alkalických zemín uvoľňujú kyslík a menia sa na dusitany:

2NaN03 → 2NaN02 + O2.

Dusičnany takmer všetkých ostatných kovov sa rozkladajú na oxidy:

2Zn(N03)2 -> 2ZnO + 4N02 + O2.

Dusičnany niektorých ťažkých kovov (striebro, ortuť atď.) sa zahriatím na kovy rozkladajú:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Osobitné postavenie má dusičnan amónny, ktorý sa až do bodu topenia (170 o C) čiastočne rozkladá podľa rovnice:

NH4N03 -> NH3 + HN03.

Pri teplotách 170 - 230 o C, podľa rovnice:

NH4N03 -> N20 + 2H20.

Pri teplotách nad 230 o C - s výbuchom, podľa rovnice:

2NH4N03 -> 2N2 + 02 + 4H20.

Chlorid amónny NH 4 Cl sa rozkladá za vzniku amoniaku a chlorovodíka:

NH4CI -> NH3 + HCl.

Typické reakcie kyslých solí

Vstupujú do všetkých reakcií, do ktorých vstupujú kyseliny. Reagujú s alkáliami nasledujúcim spôsobom: ak soľ kyseliny a alkálie obsahujú rovnaký kov, potom sa ako výsledok vytvorí normálna soľ. Napr.:

NaH CO3+ Na OH→ Na 2 CO3+ H20.

Ak alkália obsahuje iný kov, tvoria sa dvojité soli. Príklad tvorby uhličitanu lítneho - sodíka:

NaHC03 + Li OH → Li NaCO3+ H20.

Typické reakcie Hlavná soli

Tieto soli podliehajú rovnakým reakciám ako zásady. Reagujú s kyselinami nasledujúcim spôsobom: ak soľ bázy a kyselina obsahujú rovnaký zvyšok kyseliny, potom sa ako výsledok vytvorí normálna soľ. Napr.:

Cu( OH)Cl+ H Cl → Cu Cl 2 + H20.

Ak kyselina obsahuje ďalší zvyšok kyseliny, tvoria sa dvojité soli. Príklad tvorby chloridu meďnatého - brómu:

Cu( OH)Cl + HBr → Cu Br Cl+ H20.

Komplexné soli

Komplexné spojenie- zlúčenina, ktorej miesta kryštálovej mriežky obsahujú komplexné ióny.

Uvažujme komplexné zlúčeniny hliníka – tetrahydroxoaluminátov a zinku – tetrahydroxoaluminátov. Komplexné ióny sú vo vzorcoch týchto látok uvedené v hranatých zátvorkách.

Chemické vlastnosti tetrahydroxoaluminátu sodného Na a tetrahydroxoaluminátu sodného Na2:

1. Ako všetky komplexné zlúčeniny, vyššie uvedené látky disociujú:

• Na → Na + + -;
• Na 2 → 2Na + + -.

Upozorňujeme, že ďalšia disociácia komplexných iónov nie je možná.

2. Pri reakciách s nadbytkom silných kyselín vznikajú dve soli. Zvážte reakciu tetrahydroxoaluminátu sodného so zriedeným roztokom chlorovodíka:

• Na + 4 HCl→ Al Cl 3 + Na Cl + H2O.

Vidíme tvorbu dvoch solí: chloridu hlinitého, chloridu sodného a vody. Podobná reakcia nastane v prípade tetrahydroxycinátu sodného.

3. Ak nestačí silná kyselina, povedzme namiesto toho 4 HCl Zobrali sme 2 HCl, potom soľ tvorí najaktívnejší kov, v tomto prípade je aktívnejší sodík, čo znamená, že sa tvorí chlorid sodný a výsledné hydroxidy hliníka a zinku sa vyzrážajú. Uvažujme tento prípad pomocou reakčnej rovnice s tetrahydroxycinát sodný:

Na 2 + 2 HCl→ 2Na Cl+ Zn (OH) 2↓ +2H2O.

Základy môžu interagovať:

• s nekovmi -

  6KOH + 3S -» K2S03 + 2K2S + 3H20;

• s oxidmi kyselín -

  2NaOH + C02 -> Na2C03 + H20;

• so soľami (zrážanie, uvoľňovanie plynu) -

  2KOH + FeCl2 -> Fe(OH)2 + 2KCl.

Existujú aj iné spôsoby, ako ho získať:

• interakcia dvoch solí

  CuCl2 + Na2S -> 2NaCl + CuS↓;

• reakcia kovov a nekovov -
• kombinácia kyslých a zásaditých oxidov -

  S03 + Na20 -> Na2S04;

• interakcia solí s kovmi -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Chemické vlastnosti

Rozpustné soli sú elektrolyty a podliehajú disociačným reakciám. Pri interakcii s vodou sa rozpadajú, t.j. disociovať na kladne a záporne nabité ióny – katióny a anióny, resp. Katióny sú kovové ióny, anióny sú kyslé zvyšky. Príklady iónových rovníc:

• NaCl -> Na + + Cl -;
• Al2(S04)3 -> 2Al3 + + 3SO42-;
• CaClBr —> Ca2+ + Cl- + Br-.

Okrem katiónov kovov môžu soli obsahovať katióny amónne (NH4 +) a fosfóniové (PH4 +).

Ďalšie reakcie sú popísané v tabuľke chemických vlastností solí.

Ryža. 3. Izolácia zrazeniny po interakcii so zásadami.

Niektoré soli sa podľa druhu zahrievaním rozkladajú na oxid kovu a zvyšok kyseliny resp jednoduché látky. Napríklad CaC03 → CaO + CO2, 2AgCl → Ag + Cl2.

Čo sme sa naučili?

Na hodine chémie v 8. ročníku sme sa dozvedeli o vlastnostiach a druhoch solí. Komplexné anorganické zlúčeniny pozostávajú z kovov a kyslých zvyškov. Môže obsahovať vodík (soli kyselín), dva kovy alebo dva zvyšky kyselín. Ide o pevné kryštalické látky, ktoré vznikajú v dôsledku reakcií kyselín alebo zásad s kovmi. Reagujte so zásadami, kyselinami, kovmi a inými soľami.

Soli sú zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov (niekedy môžu obsahovať vodík). Napríklad NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atď.

Prakticky všetky soli sú iónové zlúčeniny, Preto sú v soliach ióny kyslých zvyškov a kovové ióny spolu viazané:

Na + Cl – – chlorid sodný

Ca 2+ SO 4 2– – síran vápenatý atď.

Soľ je produkt čiastočnej alebo úplnej substitúcie atómov vodíka v kyseline kovom. Preto sa rozlišujú tieto typy solí:

1. Stredné soli– všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom: Na 2 CO 3, KNO 3 atď.

2. Soli kyselín– nie všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom. Samozrejme, kyslé soli môžu tvoriť len dvoj- alebo viacsýtne kyseliny. Jednosýtne kyseliny nedokážu vytvárať kyslé soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 atď. d.

3. Podvojné soli– atómy vodíka dvojsýtnej alebo viacsýtnej kyseliny nie sú nahradené jedným kovom, ale dvoma rôznymi: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 atď.

4. Zásadité soli možno považovať za produkty neúplnej, alebo čiastočnej substitúcie hydroxylových skupín zásad kyslými zvyškami: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl atď.

Podľa medzinárodnej nomenklatúry názov soli každej kyseliny pochádza z latinského názvu prvku. Napríklad soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany: CaSO 4 - síran vápenatý, Mg SO 4 - síran horečnatý atď.; soľ kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCI 2 - chlorid zinočnatý atď.

K názvu solí dvojsýtnych kyselín sa pridáva častica „bi“ alebo „hydro“: Mg(HCl 3) 2 – hydrogenuhličitan alebo hydrogénuhličitan horečnatý.

Za predpokladu, že v trojsýtnej kyseline je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom, potom sa pridáva predpona „dihydro“: NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný.

Soli sú pevné látky s veľmi rozdielnou rozpustnosťou vo vode.

Chemické vlastnosti solí

Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré sú ich súčasťou.

1. Niektorí soli sa pri zahrievaní rozkladajú:

CaC03 = CaO + C02

2. Interakcia s kyselinami s tvorbou novej soli a novej kyseliny. Na uskutočnenie tejto reakcie musí byť kyselina silnejšia ako soľ ovplyvnená kyselinou:

2NaCl + H2S04 -> Na2S04 + 2HCl.

3. Interakcia so základňami, čím sa vytvorí nová soľ a nová zásada:

Ba(OH)2 + MgS04 → BaS04↓ + Mg(OH)2.

4. Interakcia medzi sebou s tvorbou nových solí:

NaCl + AgN03 → AgCl + NaN03.

5. Interakcia s kovmi, ktoré sú v rozsahu aktivity vzhľadom na kov, ktorý je súčasťou soli:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o soliach?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

webové stránky, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na pôvodný zdroj.

Kyslé soli

Úlohy na aplikáciu poznatkov o kyslých soliach sa nachádzajú vo variantoch Jednotnej štátnej skúšky
na rôznych úrovniach obtiažnosti (A, B a C). Preto pri príprave študentov na vykonanie Jednotnej štátnej skúšky
Je potrebné zvážiť nasledujúce otázky.

1. Definícia a nomenklatúra.

Kyslé soli sú produkty neúplného nahradenia atómov vodíka viacsýtnych kyselín kovom. Nomenklatúra kyslých solí sa líši od priemerných solí len pridaním predpony „hydro...“ alebo „dihydro...“ k názov soli, napríklad: NaHCO 3 – bikarbonát sodík, Ca(H 2 PO 4) 2 – dihydrogenfosforečnan vápnik.

2. Potvrdenie.

Kyslé soli vznikajú reakciou kyselín s kovmi, oxidy kovov, hydroxidy kovov, soli, amoniak, ak je kyseliny v nadbytku.

Napríklad:

Zn + 2H2S04 = H2 + Zn(HS04)2,

CaO + H3PO4 = CaHPO4 + H20,

NaOH + H2S04 = H20 + NaHS04,

Na2S + HCl = NaHS + NaCl,

NH3 + H3P04 = NH4H2P04,

2NH3 + H3P04 = (NH4)2HP04.

Reakciou sa získavajú aj soli kyselín kyslých oxidov s alkáliami, ak je oxid v nadbytku. Napríklad:

CO2 + NaOH = NaHC03,

2S02 + Ca(OH)2 = Ca(HS03)2.

3. Vzájomné konverzie.

Stredná soľ je kyslá soľ; Napríklad:

K2CO3 KHC03.

Do od stredná soľ aby ste sa okyslili, musíte pridať prebytočnú kyselinu alebo zodpovedajúci oxid a vodu:

K2C03 + H20 + C02 = 2KHC03.

Ak chcete získať strednú soľ z kyslej soli, musíte pridať nadbytok zásady:

KHC03 + KOH = K2C03 + H20.

Uhľovodíky sa pri varení rozkladajú na uhličitany:

2KHCO3 K2C03 + H20 + CO2.

4. Vlastnosti.

Vystavujú sa kyslé soli vlastnosti kyselín interagujú s kovmi, oxidmi kovov, hydroxidmi kovov, soľami.

Napríklad:

2KНSO4 + Mg = H2 + MgS04 + K2S04,

2KHS04 + MgO = H20 + MgS04 + K2S04,

2KHS04 + 2NaOH = 2H20 + K2S04 + Na2S04,

2KHS04 + Cu(OH)2 = 2H20 + K2S04 + CuS04,

2KHS04 + MgC03 = H20 + CO2 + K2S04 + MgS04,

2KHS04 + BaCl2 = BaS04 + K2S04 + 2HCl.

5. Problémy so soľami kyselín. Tvorba jednej soli.

Pri riešení problémov zahŕňajúcich prebytok a nedostatok musíte pamätať na možnosť tvorby kyslých solí, preto najprv vytvorte rovnice všetkých možné reakcie. Po zistení množstva reagujúcich látok urobia záver o tom, aká soľ sa získa, a problém vyriešia pomocou príslušnej rovnice.

Úloha 1. 44,8 litra CO 2 prešlo cez roztok obsahujúci 60 g NaOH. Nájdite hmotnosť vytvorenej soli.

Riešenie

(NaOH) = m/M= 60 (g)/40 (g/mol) = 1,5 mol;

(C02) = V/Vm= 44,8 (1)/22,4 (1/mol) = 2 mol.

Keďže (NaOH) : (CO 2) = 1,5 : 2 = 0,75 : 1, dospeli sme k záveru, že CO 2 je v nadbytku, výsledkom je teda kyslá soľ:

NaOH + C02 = NaHC03.

Látkové množstvo vzniknutej soli sa rovná látkovému množstvu zreagovaného hydroxidu sodného:

(NaHC03) = 1,5 mol.

m(NaHC03) = M= 84 (g/mol) 1,5 (mol) = 126 g.

odpoveď: m(NaHC03) = 126 g.

Úloha 2. Oxid fosforečný s hmotnosťou 2,84 g sa rozpustil v 120 g 9 % kyseliny fosforečnej. Výsledný roztok sa povaril, potom sa k nemu pridalo 6 g hydroxidu sodného. Nájdite hmotnosť získanej soli.

Vzhľadom na to:	Nájsť: m(soľ).
m(P205) = 2,84 g,
m( roztok (H3PO4) = 120 g,
(H3P04) = 9 %,
m(NaOH) = 6 g.

Riešenie

(P205) = m/M= 2,84 (g)/142 (g/mol) = 0,02 mol,

teda 1 (získaná H3P04) = 0,04 mol.

m(H3P04) = m(roztok) = 120 (g) 0,09 = 10,8 g.

2 (H3P04) = m/M= 10,8 (g)/98 (g/mol) = 0,11 mol,

(H3P04) = 1 + 2 = 0,11 + 0,04 = 0,15 mol.

(NaOH) = m/M= 6 (g)/40 (g/mol) = 0,15 mol.

Pretože

(H3P04): (NaOH) = 0,15: 0,15 = 1:1,

potom dostanete dihydrogenfosforečnan sodný:

(NaH2P04) = 0,15 mol,

m(NaH2P04) = M = 120 (g/mol) 0,15 (mol) = 18 g.

odpoveď: m(NaH2P04) = 18 g.

Úloha 3. Objem 8,96 litra sírovodíka prešiel cez 340 g 2 % roztoku amoniaku. Pomenujte soľ, ktorá je výsledkom reakcie, a určte jej hmotnosť.

odpoveď: hydrosulfid amónny,
m(NH4HS) = 20,4 g.

Úloha 4. Plyn získaný spálením 3,36 litra propánu reagoval so 400 ml 6 % roztoku hydroxidu draselného (= 1,05 g/ml). Nájdite zloženie výsledného roztoku a hmotnostný zlomok soli vo výslednom roztoku.

odpoveď:(KНСО 3) = 10,23 %.

Úloha 5. Všetok oxid uhličitý vytvorený spaľovaním 9,6 kg uhlia prešiel cez roztok obsahujúci 29,6 kg hydroxidu vápenatého. Nájdite hmotnosť získanej soli.

odpoveď: m(Ca(HC03)2) = 64,8 kg.

Úloha 6. 1,3 kg zinku sa rozpustilo v 9,8 kg 20 % roztoku kyseliny sírovej. Nájdite hmotnosť získanej soli.

odpoveď: m(ZnS04) = 3,22 kg.

6. Problémy so soľami kyselín. Tvorba zmesi dvoch solí.

Toto je komplexnejšia verzia problémov týkajúcich sa kyslých solí. V závislosti od množstva reaktantov sa môže vytvoriť zmes dvoch solí.

Napríklad pri neutralizácii oxidu fosforečného alkáliou môžu v závislosti od molárneho pomeru činidiel vzniknúť nasledujúce produkty:

P205 + 6NaOH = 2Na3P04 + 3H20,

(P205): (NaOH) = 1:6;

P205 + 4NaOH = 2Na2HP04 + H20,

(P205): (NaOH) = 1:4;

P205 + 2NaOH + H20 = 2NaH2P04,

(P205): (NaOH) = 1:2.

Malo by sa pamätať na to, že neúplná neutralizácia môže viesť k vytvoreniu zmesi dvoch zlúčenín. Keď 0,2 mol P205 reaguje s alkalickým roztokom obsahujúcim 0,9 mol NaOH, molárny pomer je medzi 1:4 a 1:6. V tomto prípade sa vytvorí zmes dvoch solí: fosforečnan sodný a hydrogénfosforečnan sodný.

Ak alkalický roztok obsahuje 0,6 mol NaOH, potom bude molárny pomer iný: 0,2:0,6 = 1:3, je to medzi 1:2 a 1:4, takže dostanete zmes dvoch ďalších solí: dihydrogenfosforečnanu a vodíka fosforečnan sodný

Tieto problémy sa dajú vyriešiť rôzne cesty. Budeme vychádzať z predpokladu, že dve reakcie prebiehajú súčasne.

ALGORITHMOVÉ RIEŠENIA

1. Vytvorte rovnice pre všetky možné reakcie.

2. Nájdite množstvá reagujúcich látok a na základe ich pomeru určte rovnice dvoch súčasne prebiehajúcich reakcií.

3. Označte množstvo jedného z reaktantov v prvej rovnici ako X krtek, v druhom - pri Krtko.

4. Express cez X A pri množstvá iného reaktantu podľa molárnych pomerov podľa rovníc.

5. Vytvorte sústavu rovníc s dvoma neznámymi.

Úloha 1. Oxid fosforečný, získaný spálením 6,2 g fosforu, prešiel cez 200 g 8,4 % roztoku hydroxidu draselného. Aké látky sa vyrábajú a v akom množstve?

Vzhľadom na to:	Nájsť: 1 ; 2 .
m(P) = 6,2 g,
m(roztok KOH) = 200 g,
(KOH) = 8,4 %.

Riešenie

(P) = m/M= 6,2 (g)/31 (g/mol) = 0,2 mol,

Odpoveď.((NH4)2HP04) = 43,8 %,
(NH4H2P04) = 12,8 %.

Úloha 4. K 50 g roztoku kyseliny ortofosforečnej s hmotnostným zlomkom 11,76 % sa pridalo 150 g roztoku hydroxidu draselného s hmotnostným zlomkom 5,6 %. Zistite zloženie zvyšku získaného odparením roztoku.

odpoveď: m(K3P04) = 6,36 g,
m(K2HP04) = 5,22 g.

Úloha 5. Spálili sme 5,6 litra butánu (N.O.) a vzniknutý oxid uhličitý sme nechali prejsť cez roztok obsahujúci 102,6 g hydroxidu bárnatého. Nájdite hmotnosti výsledných solí.

odpoveď: m(BaC03) = 39,4 g,
m(Ba(HC03)2) = 103,6 g.

Táto lekcia je venovaná štúdiu všeobecných chemických vlastností inej triedy anorganických látok - solí. Dozviete sa, s akými látkami môžu soli interagovať a aké sú podmienky pre vznik takýchto reakcií.

Téma: Triedy anorganických látok

Lekcia: Chemické vlastnosti solí

1. Interakcia solí s kovmi

Soli sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a kyslých zvyškov.

Preto vlastnosti solí budú spojené s prítomnosťou určitého kovu alebo kyslého zvyšku v zložení látky. Napríklad väčšina solí medi v roztoku má modrastú farbu. Soli kyseliny mangánovej (manganistan) sú hlavne fialové. Začnime sa zoznamovať s chemickými vlastnosťami solí nasledujúcim pokusom.

Vložte železný klinec do prvého pohára s roztokom síranu meďnatého. Do druhého pohára vložte medenú platňu s roztokom síranu železnatého. Medenú platňu tiež spustíme do tretieho pohára s roztokom dusičnanu strieborného. Po nejakom čase uvidíme, že železný klinec bol pokrytý vrstvou medi, medený plech z tretieho skla bol pokrytý vrstvou striebra a medeným plechom z druhého skla sa nič nestalo.

Ryža. 1. Interakcia roztokov solí s kovmi

Vysvetlime si výsledky experimentu. Reakcie nastali len vtedy, ak kov reagujúci so soľou bol reaktívnejší ako kov v soli. Aktivitu kovov je možné navzájom porovnávať ich postavením v rade aktivít. Čím viac doľava sa v tomto rade nachádza kov, tým väčšia je jeho schopnosť vytesniť iný kov zo soľného roztoku.

Rovnice uskutočnených reakcií:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Keď železo reaguje s roztokom síranu meďnatého, vzniká čistá meď a síran železnatý. Táto reakcia je možná, pretože železo má väčšiu reaktivitu ako meď.

Cu + FeSO4 → reakcia neprebieha

Reakcia medzi meďou a roztokom síranu železnatého neprebieha, pretože meď nemôže nahradiť železo zo soľného roztoku.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

Keď meď reaguje s roztokom dusičnanu strieborného, ​​vzniká striebro a dusičnan meďnatý (II). Meď nahrádza striebro z roztoku jeho soli, pretože meď sa nachádza v rade aktivít naľavo od striebra.

Soľné roztoky môžu interagovať s kovmi, ktoré sú aktívnejšie ako kov v soli. Tieto reakcie sú substitučného typu.

2. Vzájomná interakcia roztokov solí

Uvažujme o ďalšej vlastnosti solí. Soli rozpustené vo vode sa môžu navzájom ovplyvňovať. Urobme experiment.

Zmiešajte roztoky chloridu bárnatého a síranu sodného. V dôsledku toho sa vytvorí biela zrazenina síranu bárnatého. Očividne tam bola reakcia.

Reakčná rovnica: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Soli rozpustené vo vode môžu prejsť výmennou reakciou, ak výsledkom je soľ nerozpustná vo vode.

3. Interakcia solí s alkáliami

Skúsme zistiť, či soli interagujú s alkáliami vykonaním nasledujúceho experimentu.

Pridajte roztok hydroxidu sodného do roztoku síranu meďnatého. Výsledkom je modrá zrazenina.

Ryža. 2. Interakcia roztoku síranu meďnatého s alkáliou

Rovnica reakcie: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Táto reakcia je výmennou reakciou.

Soli môžu reagovať s alkáliami, ak reakciou vzniká látka, ktorá je nerozpustná vo vode.

4. Interakcia solí s kyselinami

Pridajte roztok kyseliny chlorovodíkovej do roztoku uhličitanu sodného. V dôsledku toho vidíme uvoľňovanie plynových bublín. Vysvetlime si výsledky experimentu napísaním rovnice pre túto reakciu:

Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + H2C03

H2CO3 = H2O + CO2

Kyselina uhličitá je nestabilná látka. Rozkladá sa na oxid uhličitý a vodu. Táto reakcia je výmennou reakciou.

Soli môžu podstúpiť výmennú reakciu s kyselinami, ak reakcia produkuje plyn alebo tvorí zrazeninu.

1. Zbierka úloh a cvičení z chémie: 8. ročník: pre učebnice. P. A. Orzhekovsky a ďalší „Chémia. 8. ročník“ / P. A. Oržekovskij, N. A. Titov, F. F. Hegele. – M.: AST: Astrel, 2006. (s.107-111)

2. Ushakova O. V. Pracovný zošit z chémie: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a iných „Chémia. 8. ročník“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; pod. vyd. Prednášal prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 108-110)

3. Chémia. 8. trieda. Učebnica pre všeobecné vzdelanie inštitúcie / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.: Astrel, 2013. (§34)

4. Chémia: 8. ročník: učebnica. pre všeobecné vzdelanie inštitúcie / P. A. Oržekovskij, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Chémia: inorg. chémia: učebnica. pre 8. ročník. všeobecné vzdelanie inštitúcie / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Vzdelávanie, OJSC „Moskva učebnice“, 2009. (§33)

6. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V. A. Volodin, vedúci vedecký vyd. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Ďalšie webové zdroje

1. Interakcie kyselín so soľami.

2. Interakcie kovov so soľami.

Domáca úloha

1) str. 109-110 č. 4.5 od Pracovný zošit v chémii: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a iných „Chémia. 8. ročník“ / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; pod. vyd. Prednášal prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) str. 193 č. 2,3 z učebnice P. A. Orzhekovského, L. M. Meshcheryakovej, M. M. Shalashovej „Chémia: 8. ročník“, 2013.