В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Электроли́т - вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония).

Как определить сильные и слабые электролиты

Одновременно в электролите протекают процессы ассоциации ионов в молекулы. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Чаще всего подразумевают водный раствор, содержащий те или иные ионы (напр., «всасывание электролитов» в кишечнике). Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения).

Основным объектом исследования и разработки в гальванотехнике являются электролиты для обработки поверхности и нанесения на неё покрытий. При химическом травлении металлов названия электролитов определяется названием основных кислот или щелочей, способствующих растворению металла. Так формируется групповое название электролитов. Иногда разница (особенно в величине поляризуемости) между электролитами разных групп нивелируется добавками, содержащимися в электролитах.

Электролиты и электролитическая диссоциация

Поэтому такое название не может являться классификационным (то есть групповым), а должно служить дополнительным подгрупповым наименованием электролита. Если плотность электролита во всех ячейках аккумулятора нормальная или близка к норме (1,25-1,28 г/см3), а НРЦ не ниже 12,5 В, то необходимо проверить на обрыв цепи внутри аккумулятора. При низкой плотности электролита во всех ячейках батарею следует зарядить до стабилизации плотности.

В технике[править править вики-текст]

При переходе от одного состояния в другое, показатели напряжения и плотности электролита линейно изменяются в определенных пределах (рис.4 и табл.1). Чем глубже происходит разряд аккумулятора, тем ниже плотность электролита. Соответственно, в объеме электролита содержится количество серной кислоты, необходимое для полного использования в реакции активного вещества пластин.

Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов. Степень диссоциации часто выражают в процентах. Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия.

Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация остается постоянной и вводится в константу равновесия. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций.

Термин электролит широко используется в биологии и медицине. Процесс распада молекул в растворе или расплаве электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Поэтому в электролитах диссоциирована определённая доля молекул вещества. Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Сильные и слабые электролиты

Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.

В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в водных растворах некоторых солей и органических веществ, полностью распадающихся на ионы в водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных доказательств того, что некоторые вещества в водных растворах распадаются на частицы. Так, водные растворы серной H 2 SO 4 , азотной HNO 3 , хлорной HClO 4 , хлороводородной (соляной) HCl, уксусной CH 3 COOH и других кислот имеют кислый вкус. В формулах кислот общей частицей является атом водорода, и можно предположить, что он (в виде иона) является причиной одинакового вкуса всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе ионы водорода придают раствору кислый вкус, поэтому такие вещества и названы кислотами. В природе только ионы водорода имеют кислый вкус. Они создают в водном растворе так называемую кислотную (кислую) среду.

Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.

Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия (NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН) 2), кальция (Са(ОН) 2) и других металлов имеют одинаковый неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это свойство ответственны гидроксид-ионы ОН – , входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком одинаково, несмотря на свой различный состав, т. к. в действительности с цинком реагирует не кислота:

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н2,

а ионы водорода:

Zn + 2H + = Zn 2+ + Н 2 ,

и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO 3 , не сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя после выпаривания раствора образуется смесь кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия КNO 3 и хлорида натрия NaCl. Можно предположить, что в растворе две исходные соли полностью распадаются на ионы, которые при его выпаривании образуют четыре кристаллических вещества:

Сопоставляя эти сведения с электропроводностью водных растворов кислот, гидроксидов и солей и с рядом других положений, С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой молекулы кислот, гидроксидов и солей при растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет приписать ионам положительные или отрицательные заряды. Очевидно, если кислота, например азотная НNO 3 , диссоциирует, предположим, на два иона и при электролизе водного раствора на катоде (отрицательно заряженный электрод) выделяется водород, то, следовательно, в растворе имеются положительно заряженные ионы водорода Н + . Тогда уравнение диссоциации следует записать так:

НNO 3 = Н + + .

Электролитическая диссоциация – полный или частичный распад соединения при его растворении в воде на ионы в результате взаимодействия с молекулой воды (или другого растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или соли, водные растворы которых проводят электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на ионы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами .
Диссоциация электролитов количественно характеризуется степенью диссоциации – отношением числа распавшихся на ионы «молекул» (формульных единиц) к общему числу «молекул» растворенного вещества. Степень диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80 распадаются на ионы, то степень диссоциации растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные , средние и слабые . По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых > 30%, к слабым – < 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
В случае водных растворов к сильным электролитам ( > 30%) относят перечисленные ниже группы соединений.
1 . Многие неорганические кислоты, например хлороводородная НCl, азотная HNO 3 , серная H 2 SО 4 в разбавленных растворах. Самая сильная неорганическая кислота – хлорная НСlО 4 .
Сила некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

HCl – HBr – HI.

Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например йодная кислота НIО 4 слабее хлорной кислоты НСlО 4 .
Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО (хлорноватистая) – НСlО 2 (хлористая) – НСlО 3 (хлорноватая) – НСlО 4 (хлорная) последняя наиболее сильная.

Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.

Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.

2 . Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН) 2 и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.

Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К 2 СО 3 (поташ) и натрия Na 2 CO 3 (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO 3 (питьевая сода), буру Na 2 B 4 O 7 , гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.

Гидроксид кальция Са(ОН) 2 как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:

Са(ОН) 2 = Са 2+ + 2ОН – .

3 . Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

В случае водных растворов к слабым электролитам ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Вода H 2 O – важнейший электролит.

2 . Некоторые неорганические и почти все органические кислоты: H 2 S (сероводородная), H 2 SO 3 (сернистая), H 2 CO 3 (угольная), HCN (циановодородная), Н 3 РО 4 (фосфорная, ортофосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная, ортоборная), СН 3 СООН (уксусная) и др.
Заметим, что угольная кислота в формуле H 2 CO 3 не существует. При растворении углекислого газа СО 2 в воде образуется его гидрат СО 2 Н 2 О, который мы для удобства расчетов записываем формулой H 2 CO 3 , и уравнение реакции диссоциации выглядит так:

Диссоциация слабой угольной кислоты проходит в две ступени. Образующийся гидрокарбонат-ион также ведет себя как слабый электролит.
Точно так же ступенчато диссоциируют и другие многоосновные кислоты: Н 3 РО 4 (фосфорная), H 2 SiO 3 (кремниевая), H 3 BO 3 (борная). В водном растворе диссоциация практически проходит лишь по первой ступени. Как осуществить диссоциацию по последней ступени?
3 . Гидроксиды многих элементов, например Аl(OH) 3 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Fe(OH) 3 и др.
Все эти гидроксиды диссоциируют в водном растворе ступенчато, например гидроксид железа
Fe(OH) 3:

В водном растворе диссоциация проходит практически только по первой ступени. Как сместить равновесие в сторону образования ионов Fe 3+ ?
Осно"вные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, осно"вные свойства дигидроксида железа Fe(OH) 2 выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH) 3 . Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH) 3 проявляются сильнее, чем у Fe(OH) 2 .
4 . Гидроксид аммония NH 4 OH.
При растворении газообразного аммиака NH 3 в воде получается раствор, который очень слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора осно"вная, или щелочная. Объясняется такое поведение аммиака следующим образом. При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH 3 Н 2 О, которому условно мы приписываем формулу несуществующего гидроксида аммония NH 4 OH, считая, что это соединение диссоциирует с образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН – :

NH 4 OH = + ОН – .

5 . Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl 2 , тиоцианат железа Fe(NСS) 3 , цианид ртути Hg(CN) 2 и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.

К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н 3 РО 4 . Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Диссоциация – распад соединений на ионы.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

· Растворимые соли (смотри таблицу растворимости );

· Многие неорганические кислоты: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости );

· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости ).

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.

К слабым электролитам относятся:

· Почти все органические кислоты и вода (Н 2 О);

· Некоторые неорганические кислоты: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости );

· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) (смотри основания- c лабые электролиты в таблице растворимости ).

На степень электролитической диссоциации влияет ряд факторов:

природа растворителя и электролита : сильными электролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильно-полярными связями; хорошей ионизирующей способностью, т.е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектрической проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);

температура : поскольку диссоциация - процесс эндотермический, повышение температуры повышает значение α;

концентрация : при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает, а с увеличением концентрации - уменьшается;

стадия процесса диссоциации : каждая последующая стадия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000–10 000 раз; например, для фосфорной кислоты α 1 > α 2 > α 3:

H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α 1),

H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α 2),

НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α 3).

По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 - наименьшая.

1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.

2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации

На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов : например, степень диссоциации муравьиной кислоты

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.

Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь - константа диссоциации электролита, - концентрация, и - значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где - степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: = = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = - lg Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = - lg Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.

Соли, их свойства, гидролиз

Ученица 8 класс Б школы № 182

Петрова Полина

Учитель химии:

Харина Екатерина Алексеевна

МОСКВА 2009

В быту мы привыкли иметь дело лишь с одной солью – поваренной, т.е. хлоридом натрия NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений. Соли можно рассматривать как продукты замещения водорода в кислоте на металл. Поваренную соль, например, можно получить из соляной кислоты по реакции замещения:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 .

кислота соль

Если вместо натрия взять алюминий, образуется другая соль – хлорид алюминия:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Они являются продуктами полного или частичного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Например, если в серной кислоте H 2 SO 4 заместить на калий один атом водорода, получим соль KHSO 4 , а если два – K 2 SO 4 .

Различают несколько типов солей.

Типы солей	Определение	Примеры солей
Средние	Продукт полного замещения водорода кислоты на металл. Ни атомов Н, ни ОН-групп не содержат.	Na 2 SO 4 сульфат натрия CuCl 2 хлорид меди (II) Ca 3 (PO 4) 2 фосфат кальция Na 2 CO 3 карбонат натрия (кальцинированная сода)
Кислые	Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Содержат в своем составе атомы водорода. (Они образованны только многоосновными кислотами)	CaHPO 4 гидрофосфат кальция Ca(H 2 PO 4) 2 дигидрофосфат кальция NaHCO 3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода)
Основные	Продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Включают ОН-группы. (Образованны только многокислотными основаниями)	Cu(OH)Cl гидроксохлорид меди (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) гидроксофосфат кальция (CuOH) 2 CO 3 гидроксокарбонат меди (II) (малахит)
Смешанные	Соли двух кислот	Ca(OCl)Cl – хлорная известь
Двойные	Соли двух металлов	K 2 NaPO 4 – ортофосфат дикалия-натрия
Кристаллогидраты	Содержат кристаллизационную воду. При нагревании они обезвоживаются – теряют воду, превращаясь в безводную соль.	CuSO 4 . 5H 2 O – пятиводный сульфат меди(II) (медный купорос) Na 2 CO 3 . 10H 2 O – десятиводный карбонат натрия (сода)

Способы получения солей.

1. Соли можно получить, действуя кислотами на металлы, основные оксиды и основания:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

хлорид цинка

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

сульфат железа (III)

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

нитрат хрома (III)

2. Соли образуются при реакции кислотных оксидов со щелочами, а также кислотных оксидов с основными оксидами:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

нитрат кальция

SiO 2 + CaO CaSiO 3

силикат кальция

3. Соли можно получить при взаимодействии солей с кислотами, щелочами, металлами, нелетучими кислотными оксидами и другими солями. Такие реакции протекают при условии выделения газа, выпадения осадка, выделения оксида более слабой кислоты или выделения летучего оксида.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

ортофосфат кальция сульфат кальция

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

сульфат железа (III) сульфат натрия

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

сульфат меди (II) сульфат железа (II)

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

карбонат кальция силикат кальция

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюминия бария бария алюминия

4. Соли бескислородных кислот образуются при взаимодействии металлов с неметаллами:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

хлорид железа (III)

Физические свойства.

Соли – твердые вещества различного цвета. Растворимость в воде их различна. Растворимы все соли азотной и уксусной кислот, а также соли натрия и калия. О растворимости в воде других солей можно узнать из таблицы растворимости.

Химические свойства.

1) Соли реагируют с металлами.

Так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой, либо проводить реакции в расплаве.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Соли реагируют с кислотами. Эти реакции протекают, когда более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом выделяется газ или выпадает осадок.

При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Соли реагируют со щелочами в водных растворах.

Это способ получения нерастворимых оснований и щелочей.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Соли реагируют с солями.

Реакции протекают в растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Характерным примером такой реакции является обжиг известняка, основной составной частью которого является карбонат кальция:

CaCO 3 CaO + CO2 карбонат кальция

1. Некоторые соли способны кристаллизироваться с образованием кристаллогидратов.

Сульфат меди (II) CuSO 4 – кристаллическое вещество белого цвета. При его растворении в воде происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. Выделение теплоты и изменение цвета – это признаки химической реакции. При выпаривании раствора выделяется кристаллогидрат CuSO 4 . 5H 2 O (медный купорос) . Образование этого вещества свидетельствует о том, что сульфат меди (II) реагирует с водой:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q

белого цвета сине-голубого цвета

Применение солей.

Большинство солей широко используется в промышленности и в быту. Например, хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, незаменим в приготовлении пищи. В промышленности хлорид натрия используется для получения гидроксида натрия, соды NaHCO 3 , хлора, натрия. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Например, нитрат калия KNO 3 – калийная селитра. Она также входит в состав пороха и других пиротехнических смесей. Соли применяются для получения металлов, кислот, в производстве стекла. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества также относятся к классу солей. Перманганат калия KMnO 4 часто называют марганцовкой. В качестве строительного материала используются известняки и гипс – CaSO 4 . 2H 2 O, который также применяется в медицине.

Растворы и растворимость.

Как уже указывалось ранее, растворимость является важным свойством солей. Растворимость - способность вещества образовывать с другим веществом однородную, устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов.

Растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.

Так, например, раствор поваренной соли состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – ионов Na + ,Cl - .

Ионы (от греч. ión - идущий), электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или присоединении электронов (или других заряженных частиц) атомами или группами атомов. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 М. Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду), - анионами.

По степени растворимости в воде вещества делятся на три группы:

1) Хорошо растворимые;

2) Малорастворимые;

3) Практически нерастворимые.

Многие соли хорошо растворимы в воде. При решении вопроса о растворимости в воде других солей придется пользоваться таблицей растворимости.

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном виде проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называют электролитами .

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами .

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. Сами электролиты электрический ток не проводят. В растворах и расплавах они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией . Ее содержание сводится к трем следующим положениям:

1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2) Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются – катионы, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются – анионами.

3) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

обратимость

Сильные и слабые электролиты.

Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (α), т. Е. Отношения числа молекул, распавшихся на ионы, кобщему числу молекул. Например, α = 1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а α = 0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.

В зависимости от величины α электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, (α 0,95) средней силы (0,95

Сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная CH 3 COOH), водный раствор аммиака (NH 3 . 2 O), вода, некоторые соли ртути (HgCl 2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную H 3 PO 4 и азотистую HNO 2 кислоты.

Гидролиз солей.

Термин « гидролиз » произошел от греческих слов hidor (вода) и lysis (разложение). Под гидролизом обычно понимают обменную реакцию между веществом и водой. Гидролитические процессы чрезвычайно распространены в окружающей нас природе (как живой, так и неживой), а также широко используются человеком в современных производственных и бытовых технологиях.

Гидролизом соли называется реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора.

Гидролизу подвергаются три типа солей:

а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - протекает гидролиз по катиону)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCl

Реакция среды – кислая.

б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К 2 CO 3 , Na 2 S - протекает гидролиз по аниону)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

Реакция среды – щелочная.

в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH 4) 2 CO 3 , Fe 2 (CO 3) 3 – протекает гидролиз по катиону и по аниону.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3 . H 2 O + H 2 CO 3

Часто реакция среды – нейтральная.

г) соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, Ba(NO 3) 2) гидролизу не подвержены.

В ряде случаев гидролиз протекает необратимо (как говорят, идет до конца). Так при смешении растворов карбоната натрия и сульфата меди выпадает голубой осадок гидратированной основной соли, которая при нагревании теряет часть кристаллизационной воды и приобретает зеленый цвет – превращается в безводный основный карбонат меди – малахит:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

При смешении растворов сульфида натрия и хлорида алюминия гидролиз также идет до конца:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Поэтому Al 2 S 3 нельзя выделить из водного раствора. Эту соль получают из простых веществ.