Материал: 777

H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O;

2HBr + MgO = MgBr2 + H2O;

6HI + Al2O3 = 2AlBr3 + 3H2O;

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O;

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3.

Обычно кислоты взаимодействуют только с теми металлами, которые в электрохимическом ряду напряжения стоят до водорода ( < 0), при этом выделяется свободный водород. С малоактивными металлами ( > 0) такие кислоты не взаимодействуют. Кислоты, являющиеся сильными окислителями (азотная, концентрированная серная), реагируют со всеми металлами, за исключением благородных (золото, платина), нопри этом выделяется не водород, а водаи оксид,например, SO2 или NO2.

Солью называют продукт замещения водорода в кислоте на ме-

талл. Все соли делятся на: средние – NaCl, K2CO3, KMnO4, Ca3(PO4)2 и др.; кислые – NaHCO3, KH2PO4; основные – CuOHCl, Fe(OH)2NO3;

10

комплексные – Na[Al(OH)4], K3[Fe(CN)6]; двойные – KAl(SO4)2, NaKCO3.

Средней солью называется продукт полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты атомами металла.

Кислые соли содержат атомы водорода, способные участвовать в химических обменных реакциях. При образовании кислых солей произошлонеполноезамещениеатомовводородавкислотеатомамиметалла.

Основные соли – это продукт неполного замещения гидроксогрупп оснований многовалентных металлов кислотными остатками. Основные соли всегда содержат гидроксогруппу.

Комплексные соли всегда содержат сложный ион, части которого связаны донорно-акцепторной связью. В двойных солях атомы водорода замещены двумя разными металлами.

Средние соли получают взаимодействием: 1) кислоты и основания:

NaOH + HCl = NaCl + H2O; 2) кислоты и основного оксида:

H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) кислотного оксида и основания:

SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O;

4)кислотного и основного оксидов: MgO + CO2 = MgCO3;

5)металла с кислотой:

Fe + 6HNO3 = Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O; 6) двух солей:

AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3; 7) соли и кислоты:

Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3 ; 8) соли и щелочи:

CuSO4 + 2CsOH = Cu(OH)2 + Cs2SO4.

Кислые соли получают:

1) при нейтрализации многоосновных кислот щелочью в избытке кислоты:

H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O;

2)при взаимодействии средних солей с кислотами:

СaCO3 + H2CO3 = Ca(HCO3)2;

3)при гидролизе солей, образованных слабой кислотой: Na2S + H2O = NaHS + NaOH.

11

Основные соли получают:

1) при реакции между основанием многовалентного металла и кислотой в избытке основания:

Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O;

2)при взаимодействии средних солей со щелочами:

СuCl2 + KOH = CuOHCl + KCl;

3)пригидролизесреднихсолей,образованныхслабымиоснованиями: AlCl3 +H2O = AlOHCl2 + HCl.

Методы получения комплексных солей рассмотрены в лабораторной работе «Комплексные соединения».

Двойные соли можно получать, действуя на кислые соли щелочью, содержащей другой металл:

NaHCO3 + KOH = NaKCO3 + H2O.

Соли могут взаимодействовать с кислотами, щелочами, другими солями, с водой (реакция гидролиза):

2H3PO4 + 3Ca(NO3)2 = Ca3(PO4)2 + 6HNO3;

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl;

Na2S + NiCl2 = NiS + 2NaCl.

Реакции ионного обмена идут до конца только тогда, когда образуетсямалорастворимоегазообразное соединениеили слабый электролит.

Кроме того, соли могут взаимодействовать с металлами при условии, что металл более активный (имеет меньший электродный потенциал), чем металл, входящий в состав соли:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Для солей также характерны реакции разложения: BaCO3 = BaO + CO2 ;

2KClO3 = 2KCl + 3O2 .

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение и свойства оксидов.

1. В колбу налейте немного дистиллированной воды и добавьте несколько капель индикатора метилового оранжевого. Железной ложечкой возьмите немного серы и внесите в пламя спиртовки (опыт проводить под тягой!). Ложечку с горящей серой опустите в колбу и держите над водой. После сгорания серы ложечку выньте, колбу прикройте часовым стеклом и осторожно перемешайте воду и находящийся в колбе газ. Обратите внимание на изменение цвета индикатора. Напишите реакции, протекающие при сгорании серы и при рас-

12

творении газа в воде. О чем свидетельствует изменение цвета индикатора? Какими свойствами обладает оксид серы?

2.Кусочек магния тигельными щипцами внесите в пламя спиртовки. Что наблюдаете? Полученный белый оксид положите на часовое стекло, добавьте несколько капель дистиллированной воды и каплю индикатора фенолфталеина. Как изменилась окраска раствора? Напишите реакции, проходящие при горении магния и при растворении оксида. О чем свидетельствует изменившаяся окраска фенолфталеина? Какими свойствами обладает оксид магния?

3.В пробирку налейте 5 – 10 мл раствора сульфата меди CuSO4 и добавьте немного раствора щелочи (NaOH). Какого цвета образовавшийся осадок? Какое вещество получилось в ходе этой реакции? Полученный осадок нагрейте в пламени спиртовки. Что происходит? Напишите уравнение получения гидроксида меди и реакцию его разложения.

4.Возьмите две пробирки. В одну налейте немного раствора соляной кислоты HCl, в другую – немного раствора щелочи NaOH. В обе пробирки добавьте немного оксида цинка ZnO. Наблюдайте растворение оксида в обеих пробирках (при необходимости пробирки можно подогреть). О каких свойствах оксида цинка это свидетельствует? Напишите уравнения протекающих реакций.

Сделайте вывод о методах получения оксидов и об их свойствах.

Опыт 2. Получение оснований.

1.В две пробирки налейте по 3 – 5 мл воды. В одну из них всыпьте небольшое количество негашеной извести CaO, а в другую – жженой магнезии MgO. Содержимое пробирок встряхните и добавьте

вобе пробирки по капле индикатора фенолфталеина. Где ярче окраска? Чем это можно объяснить? Напишите уравнения реакций.

2.В три пробирки налейте по 2 – 3 мл растворов солей: в первую

–хлорид железа FeCl3, во вторую – сульфат меди CuSO4, в третью – хлорид никеля NiCl2. В каждую пробирку добавьте по несколько капель щелочи NaOH. Наблюдайте образование осадков. Отметьте их цвет. Напишите уравнения реакций. Осадки сохраните для опыта 4.

3.В две пробирки налейте 3 – 5 мл воды, добавьте 2 – 3 капли фенолфталеина. В одну пробирку положите кусочек натрия, в другую

–стружку магния. Где реакция идет интенсивнее? Пробирку с магнием можно слегка подогреть. Объясните результаты опыта и напишите уравнения реакций.

13

Опыт 3. Получение и свойства кислот.

1.В пробиркуналейте 3– 5 млраствора серной кислотыи добавьте несколько кристаллов ацетата натрия СН3СООNa. Пробирку слегка подогрейте в пламени спиртовки. Какой запах ощущается? Об образовании какойкислоты этосвидетельствует?Напишите уравнениереакции.

2.Налейте в пробирку 3 –5 мл концентрированного раствора силиката натрия Na2SiO3 и добавьте 5 – 7 мл раствора соляной кислоты. Наблюдайте образование гелеобразного осадка метакремниевой кислоты. Напишите уравнение реакции.

3.В пробирку поместите небольшое количество оксида хрома CrO3 и прилейте 5 – 10 мл воды. Добавьте несколько капель индикатора метилоранжевого. О чем свидетельствует изменившийся цвет индикатора? Напишите уравнение реакции.

4.В пробирку с оксидом кальция CaO прилейте раствор соляной кислоты HCl. Наблюдайте растворение оксида. Напишите уравнение реакции.

5.В пробирку добавьте 3 – 5 мл раствора щелочи NaOH, несколько капель индикатора фенолфталеина. Затем по каплям приливайте раствор серной кислоты до обесцвечивания раствора. Какая реакция произошла? Как изменилась реакция среды? Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод о способах получения кислот и об их свойствах.

Опыт 4. Получение и свойства средних солей.

1.К осадкам Cu(OH)2, Fe(OH)3, Ni(OH)2, полученным в опыте 2, добавьте немного раствора серной кислоты H2SO4. Перемешайте содержимое пробирок. Что происходит с осадками? Напишите уравнения реакций.

2.В две пробирки налейте небольшое количество растворов хлорида бария BaCl2 и нитрата свинца Pb(NO3)2. В обе пробирки добавьте немного раствора серной кислоты. Что происходит? Напишите уравнения реакций.

3.В пробирку налейте немного раствора хлорида бария BaCl2, а затем столько же хромата калия K2CrO4. Какого цвета осадок образуется? Напишите уравнение реакции.

4.В две пробирки налейте раствор сульфата меди CuSO4, в одну пробирку бросьте кусочек железа, в другую – цинка. При необходимости пробирки нагрейте. Где реакция идет быстрее и почему? Напишите уравнения реакций.

14