Химические свойства кислот и оснований.

Химические свойства ОСНОВАНИЙ:

1. Действие на индикаторы: лакмус - синий, метилоранж - жёлтый, фенолфталеин - малиновый,
2. Основание + кислота = Соли + вода Примечание:реакция не идёт, если и кислота, и щёлочь слабые. NaOH + HCl = NaCl + H2O
3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид = соли + вода
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O
4. Щёлочь + соли = (новое)основание + (новая) соль прим-е:исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы 1 из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться. Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaOH
5.Слабые основания при нагреве разлагаются: Cu(OH)2+Q=CuO + H2O
6.При нормальных условиях невозможно получить гидроксиды серебра и ртути, вместо них в реакции появляются вода и соответствующий оксид: AgNO3 + 2NaOH(p) = NaNO3+Ag2O+H2O

Химические свойства КИСЛОТ:
Взаимодействие с оксидами металлов с образованием соли и воды:
CaO + 2HCl(разб.) = CaCl2 + H2O
Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
ZnO+2HNO3=ZnNO32+H2O
Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
NaOH + HCl(разб.) = NaCl + H2O
Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:
CuOH2+H2SO4=CuSO4+2H2O
Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:
Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
K3PO4+3HCl=3KCl+H3PO4
Na2CO3 + 2HCl(разб.) = 2NaCl + CO2 + H2O
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4), если образующаяся соль растворима:
Mg + 2HCl(разб.) = MgCl2 + H2
С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:
Mg + 2H2SO4 = MgSO4 + 2H2O + SO4
Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):
CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O

Номенклатура и химические свойства солей.

Химические свойства СОЛЕЙ
Определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):
BaCl2(тверд.) + H2SO4(конц.) = BaSO4↓ + 2HCl
NaHCO3 + HCl(разб.) = NaCl + CO2 + H2O
Na2SiO3 + 2HCl(разб.) = SiO2↓ + 2NaCl + H2O
Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:
Cu+HgCl2=CuCl2+Hg
Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции; в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
NaCl(разб.) + AgNO3 = NaNO3 +AgCl↓
3Na2SO3 + 4H2SO4(разб.) + K2Cr2O7 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O + K2SO4
Некоторые соли разлагаются при нагревании:
CuCO3=CuO+CO2
NH4NO3 = N2O + 2H2O
NH4NO2 = N2 + 2H2O

Комплексные соединения: номенклатура, состав и химические свойства.

Ионообменные реакции с участием осадков и газов.

Молекулярные и молекулярно-ионные уравнения.

Это реакции, идущие в растворах между ионами. Сущность их выражается ионными уравнениями, которые записываются так:
сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты, газы, осадки (твердые вещества) – в виде молекул, независимо от того в какой части уравнения они находятся: левой или правой.

1. AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3 – молекулярное уравнение;
Ag + + NO 3 – + H + + Cl – = AgCl↓ + H + + NO 3 – – ионное уравнение.

Если одинаковые ионы в обеих частях уравнения сократить, то получится краткое, или сокращенное, ионное уравнение:

Ag + + Cl – = AgCl↓.

CaCO 3 ↓ + 2H + + 2Cl – = Ca 2+ + Cl – + CO 2 + H 2 O,
CaCO 3 ↓ + 2H + = Ca 2+ + CO 2 + H 2 O.

4. CH 3 COOH + NH 4 OH = CH 3 COONH 4 + H 2 O,
CH 3 COOH + NH 4 OH = CH 3 COO – + NH 4 + +H 2 O,
CH 3 COOH и NH 4 OH – слабые электролиты.

5. CH 3 COONH 4 + NaOH = CH 3 COONa + NH 4 OH		NH 3
H 2 O

CH 3 COO – +NH 4 + + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + + NH 3 + H 2 O,
CH 3 COO – + NH 4 + + OH – = CH3COO – + NH 3 + H 2 O.

Реакции в растворах электролитах идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

4.2) Молекулярное уравнение это обычное уравнение, которыми мы часто пользуемся на уроке.
Например: NaOH+HCl -> NaCl+H2O
CuO+H2SO4 -> CuSO4+H2O
H2SO4+2KOH -> K2SO4+2H2O и т.д
Ионное уравнение.
Некоторые вещества растворяются в воде, образуя при этом ионы. Эти вещества можно записать с помощью ионов. А малорастворимые или труднорастворимые оставляем в первоначальном виде. Это и есть ионное уравнение.
Например: 1) CaCl2+Na2CO3 -> NaCl+CaCO3-молекулярное уравнение
Ca+2Cl+2Na+CO3 -> Na+Cl+CaCO3-ионное уравнение
Cl и Na остались такими же, какими они были до реакции, т.н. они не приняли в нём участие. И их можно убрать и из правой, и из левой частей уравнения. Тогда получается:
Ca+CO3 -> CaCO3
2) NaOH+HCl -> NaCl+H2O-молекулярное уравнение
Na+OH+H+Cl -> Na+Cl+H2O-ионное уравнение
Na и Cl остались такими же, какими они были до реакции, т.н. они не приняли в нём участие. И их можно убрать и из правой, и из левой частей уравнения. Тогда получается?
OH+H -> H2O

1 . Составляется молекулярное уравнение реакции . Формулы веществ записываются в соответствии с правилом валентности. Рассчитываются (если необходимо) коэффициенты в соответствии с законом сохранения массы веществ.

2 . Составляется полное ионно-молекулярное уравнение . В молекулярной форме следует записывать малорастворимые и газообразные вещества, а также слабые электролиты (табл. 4.4, 4.5). Все эти вещества или не образуют в растворах ионов, или образуют их очень мало. В видеионов записывают сильные кислоты и основания, а также растворимые соли. Эти электролиты существуют в растворе в виде ионов, но не молекул.

3 . Составляется сокращённое ионно-молекулярное уравнение . Ионы, которые в ходе реакции не изменяются, сокращаются. Полученное уравнение показывает суть реакции.

Таблица 4.5

Растворимость солей кислот и оснований в воде

Примечание. Р ─ растворимое вещество, М ─ малорастворимое,

Н ─ нерастворимое, «─» ─ разлагается водой

В качестве примера решим вопрос о том, в каком случае произойдет химическое взаимодействие: если к раствору хлорида кальция добавить раствор нитрата натрия или сульфата натрия? Ответ подтвердите, написав ионно-молекулярные реакции.

Запишем молекулярные уравнения предполагаемых реакций, указав растворимость всех участников реакции (Р – растворимое,Н – нерастворимое). Все растворимые соли являются сильными электролитами.

CaCl 2 + 2NaNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NaCl; CaCl 2 + Na 2 SO 4 → CaSO 4 ↓ + 2NaCl.

Р Р Р Р Р Р Н Р

В соответствии с правилами написания ионно-молекулярных уравнений сильные, растворимые электролиты запишем в виде ионов, аслабые или нерастворимые – в виде молекул.

Ca 2+ + 2Cl ‾ + 2Na + + 2NO 3 ‾ → Ca 2+ + 2NO 3 ‾ + 2Na + + 2Cl‾;

Ca 2+ + 2Cl ‾ + 2Na + + SO 4 2‾ → CaSO 4 ↓ + 2Na + + 2Cl ‾ .

В первом случае все ионы сокращаются, а во втором – сокращенное ионно-молекулярное уравнение имеет вид: Ca 2+ + SO 4 2‾ → CaSO 4 ↓, т.е. в данном случае имеет место химическое взаимодействие с образованием малорастворимого вещества. Данная реакция является практически необратимой , т.к. в обратном направлении, т.е. в сторону растворения осадка, она протекает в очень незначительной степени (рис. 4.6).

Рассмотрим реакции, приводящие к образованию слабого электролита и газа (рис. 4.7).

NH 4 Cl + KOH → NH 4 OH + KCl,

NH 4 + + Cl¯ + K + + OH¯ → NH 4 OH + K + + Cl¯,

NH 4 + + OH¯ → NH 4 OH.

Na 2 CO 3 + 2 HCl → 2 NaCl + H 2 CO 3 (H 2 O + CO 2 ),

2 Na + + CO 3 2 ¯ + 2 H + + 2 Cl → 2 Na + + 2 Cl¯ + H 2 O + CO 2 ,

2 H + + CO 3 2 ¯ → H 2 O + CO 2 .

Рис. 4.6 – Практически необратимая реакция двойного обмена с образованием осадка

Рис. 4.7 – Практически необратимые реакции двойного обмена

с образованием слабого электролита и газа

Если малорастворимые или малодиссоциирующие вещества есть и среди исходных веществ и среди продуктов реакции, то ионно-молекулярное равновесие смещается в сторону менее диссоциирующего или менее растворимого электролита.

СН 3 СООН + NaOH ↔ CH 3 COONa + H 2 O,

СН 3 СООН + Na + + OH¯ ↔ СН 3 СОО¯ +Na + + H 2 O,

СН 3 СООН + OH¯ ↔ СН 3 СОО¯ + H 2 O.

слабая кислота слабый электролит

Константа диссоциации уксусной кислоты равна около 10 –5 , а воды около 10 –16 , т.е. вода является более слабым электролитом и равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции.

На смещении ионно-молекулярного равновесия основано растворение малорастворимого гидроксида магния при добавлении порциями раствора хлорида аммония:

Mg(OH) 2 + 2 NH 4 Cl ↔ MgCl 2 + 2 NH 4 OH,

Mg(OH) 2 + 2 NH 4 + + 2 Cl¯ ↔ Mg 2+ + 2 Cl¯ + 2 NH 4 OH,

Mg(OH) 2 + 2 NH 4 + ↔ Mg 2+ + 2 NH 4 OH.

Введение дополнительных порций иона NH 4 + смещает равновесие в сторону продуктов реакции.

В растворах электролитов реакции происходят между гидратированными ионами, поэтому их называют ионными реакциями. В направлении их важное значение имеют природа и прочность химической связи в продуктах реакции. Обычно обмен в растворах электролитов приводит к образованию соединения с более прочной химической связью. Так, при взаимодействии растворов солей хлорида бария ВаСl 2 и сульфата калия K 2 SO 4 в смеси окажутся четыре вида гидратированных ионов Ва 2 +(Н 2 О)n, Сl - (H 2 O)m, K + (H 2 O)p, SO 2 -4 (H 2 O)q, между которыми произойдет реакция по уравнению:

BaCl 2 +K 2 SO 4 =BaSO 4 +2КСl

Сульфат бария выпадет в виде осадка, в кристаллах которого химическая связь между ионами Ва 2+ и SO 2- 4 более прочная, чем связь с гидратирующими их молекулами воды. Связь же ионов К+ и Сl - лишь незначительно превышает сумму энергий их гидратации, поэтому столкновение этих ионов не приведет к образованию осадка.

Следовательно, можно сделать следующий вывод. Реакции обмена происходят при взаимодействии таких ионов, энергия связи между которыми в продукте реакции намного больше, чем сумма энергий их гидратации.

Реакции ионного обмена описываются ионными уравнения-ми. Труднорастворимые, летучие и малодиссоциированные соеди-нения пишут в молекулярной форме. Если при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из указанных видов соединения, это означает, что практически реакции не протекают.

Образование труднорастворимых соединений

Например, взаимодействие между карбонатом натрия и хлоридом бария в виде молекулярного уравнения запишется так:

Na 2 CO 3 + ВаСl 2 = BaCO 3 +2NaCl или в виде:

2Na + +СO 2- 3 +Ва 2+ +2Сl - = BaCO 3 + 2Na + +2Сl -

Прореагировали только ионы Ва 2+ и СО -2 , состояние остальных ионов не изменилось, поэтому краткое ионное уравнение примет вид:

CO 2- 3 +Ba 2+ =BaCO 3

Образование летучих веществ

Молекулярное уравнение взаимодействия карбоната кальция и соляной кислоты запишется так:

СаСO 3 +2НСl=СаСl 2 +Н 2 О+CO 2

Один из продуктов реакции - диоксид углерода СО 2 - выделился из сферы реакции в виде газа. Развернутое ионное уравнение имеет вид:

СаСО 3 +2Н + +2Сl - = Са 2+ +2Сl - +Н 2 O+CO 2

Результат реакции описывается следующим кратким ионным уравнением:

СаСO 3 +2Н + =Са 2+ +Н 2 О+CO 2

Образование малодиссоцированного соединения

Примером такой реакции служит любая реакция нейтрализации, в результате чего образуется вода - малодиссоциированное соединение:

NaOH+НСl=NaCl+Н 2 О

Na + +ОН-+Н + +Cl - = Na + +Сl - +Н 2 О

ОН-+Н+= Н 2 O

Из краткого ионного уравнения следует, что процесс выразился во взаимодействии ионов Н+ и ОН-.

Все три вида реакций идут необратимо, до конца.

Если слить растворы, например, хлорида натрия и нитрата кальция, то, как показывает ионное уравнение, никакой реакции не произойдет, так как не образуется ни осадка, ни газа, ни малодиссоциирующего соединения:

По таблице растворимости устанавливаем, что AgNO 3 , КСl, KNO 3 - растворимые соединения, AgCl - нерастворимое вещество.

Составляем ионное уравнение реакции с учетом растворимости соединений:

Краткое ионное уравнение раскрывает сущность происходящего химического превращения. Видно, что фактически приняли участие в реакции лишь ионы Ag+ и Сl - . Остальные ионы остались без изменения.

Пример 2. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции между: а) хлоридом железа (III) и гидроксидом калия; б) сульфатом калия и иодидом цинка.

а) Составляем молекулярное уравнение реакции между FeCl 3 и КОН:

По таблице растворимости устанавливаем, что из полученных соединений нерастворим только гидроксид железа Fe(OH) 3 . Составляем ионное уравнение реакции:

В ионном уравнении показано, что коэффициенты 3, стоящие в молекулярном уравнении, в равной степени относятся к ионам. Это общее правило составления ионных уравнений. Изобразим уравнение реакции в краткой ионной форме:

Это уравнение показывает, что в реакции принимали участие лишь ионы Fe3+ и ОН-.

б) Составим молекулярное уравнение для второй реакции:

K 2 SO 4 +ZnI 2 = 2KI+ZnSO 4

Из таблицы растворимости следует, что исходные и полученные соединения растворимы, поэтому реакция обратима, не доходит до конца. Действительно, здесь не образуется ни осадка, ни газообразного соединения, ни малодиссоциированного соединения. Составим полное ионное уравнение реакции:

2К + +SO 2- 4 +Zn 2+ +2I - + 2К + + 2I - +Zn 2+ +SO 2- 4

Пример 3. По ионному уравнению: Cu 2+ +S 2- -= CuS составить молекулярное уравнение реакции.

Ионное уравнение показывает, что в левой части уравнения Должны быть молекулы соединений, имеющих в своем составе ионы Cu 2+ и S 2-. Эти вещества должны быть растворимы в воде.

По таблице растворимости выберем два растворимых соединения, в состав которых входят катион Cu 2+ и анион S 2-. Составим молекулярное уравнение реакции между данными соединениями:

CuSO 4 +Na 2 S CuS+Na 2 SO 4