Химические свойства солей

Названия солей.

Кислотный остаток (анион)	Название соли
Cl^-	хлорид
F^-	фторид
NO3^-	нитрат

Если металл имеет переменную валентность, то она указывается после химического элемента римской цифрой, заключённой в скобки. Например CuSO₄- сульфат меди (II).

Разложение при прокаливании	CaCO3=CaO+CO2
Cоль+металл	Fe+CuSO4=FeSO4+Cu
Соль+соль	AgNO3+NaCl=AgCl +NaNO3
Соль+щелочь	CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2 +Na2SO4
Соль+кислота	Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2

Задание №2. Начертить электронные схемы строения ионов Na⁺, Ca²⁺, Fe³⁺.

Условия выполнения задания:

Задание №2. Начертить электронные схемы строения ионов Na⁺, Ca²⁺, Fe³⁺.

Na⁺ +11))

2 8

Ca²⁺ +20)))

2 8 8

Fe³⁺ ++26))))

2 8 11 2

Задание №1. Виды дисперсных систем. Классификация растворов.

Задание №2. Указать особенности электронного строения атомов меди (№ 28), хрома (№ 24).

Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.

Виды дисперсных систем

Дисперсная система - это система, когда одно вещество мелко раздроблено в другом веществе.

Дисперсная фаза - это раздробленное вещество.

Дисперсионная среда - вещество, в котором распределена дисперсная фаза.

По агрегатному состоянию различают:

– газовые системы (воздух);

– твердые системы (сплавы металлов);

– жидкие (дисперсионная среда - вода, бензол, этиловый спирт).

Твердая или жидкая гомогенная система состоящая из 2-х или более компонентов называется раствором.

Растворенное вещество равномерно распределено в виде молекул, атомов или ионов в другом - растворителе.

В зависимости от размера растворенных частиц выделяют:

1. Грубодисперсные системы:

– суспензии - дисперсная фаза твердая (раствор глины);

– эмульсии - дисперсная фаза жидкая (молоко).

2. Коллоидные растворы (золи) - состоят из частиц очень малого размера (10^-5 - 10^-7 см), равномерно распределенных в какой-либо среде:

– в воде (гидрозоли),

– в органической жидкости (органозоли),

– в воздухе или другом газе (аэрозоли).

Золи занимают промежуточное положение между истинными растворами и грубодисперсными системами.

3. Истинные растворы - растворы, в которых частицы не могут быть обнаружены оптическим путем.

Диаметр дисперсных частиц в И.р. меньше 10 ^-7 см.

Жидкие растворы состоят из растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Задание №2. Указать особенности электронного строения атомов меди (№ 28), хрома (№ 24).

Энергетические диаграммы валентных подуровней атомов хрома и меди.

У атома хрома на 4 s -подуровне не два, как этого следовало бы ожидать, а только один электрон. Зато на 3 d -подуровне пять электронов, а ведь этот подуровень заполняется после 4 s -подуровня. Каждое из пяти 3 d -облаков в этом случае образовано одним электроном. Общее электронное облако таких пяти электронов имеет шарообразную форму, или, как говорят, сферически симметрично. По характеру распределения электронной плотности по разным направлениям оно похоже на 1 s -ЭО. Энергия подуровня, электроны которого образуют такое облако, оказывается меньше, чем в случае менее симметричного облака. В данном случае энергия орбиталей 3 d -подуровня равна энергии 4 s -орбитали. При нарушении симметрии, например, при появлении шестого электрона, энергия орбиталей 3 d -подуровня вновь становится больше, чем энергия 4 s -орбитали. Поэтому у атома марганца опять появляется второй электрон на 4 s -АО. Сферической симметрией обладает общее облако любого подуровня, заполненного электронами как наполовину, так и полностью. Уменьшение энергии в этих случаях носит общий характер и не зависит от того, наполовину или полностью заполнен электронами какой-либо подуровень. А раз так, то следующее нарушение мы должны искать у атома, в электронную оболочку которого последним "приходит"девятый d -электрон. И действительно, у атома меди на 3 d -подуровне 10 электронов, а на 4 s -подуровне только один. Уменьшение энергии орбиталей полностью или наполовину заполненного подуровня является причиной целого ряда важных химических явлений.

Задание №1. Способы выражения концентрации растворов.

Условия выполнения задания:

Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.

Способы выражения концентрации растворов

1. Процентная концентрация – количество г вещества, находящихся в 100 г раствора.

5% р-ра С₆Н₁₂О₆

100г р-ра – 5 г С₆Н₁₂О₆, т. е.

5г С₆Н₁₂О₆ +95г Н₂О

Процентная концентрация связана массовыми единицами.

2. Молярная концентрация – количество молей, находящихся в 1 л раствора:

5м HCl NaСl=23+35,5=58,5

1 л – 58,5*5

3. Нормальная или эквивалентная концентрация – количество г эквивалентов, находящихся в 1 л раствора

Эквивалент кислоты = ;

Э(HCl) = , Э(H₂SO₄)= ,

Эквивалент основания = ;

Э(NaOH) = , Э(Al(OH)₃)= ,

Эквивалент соли = ;

Э(NaCl) = , Э(Na₂СО₃) = ,

Э(Al ₂(SO₄)₃) = ;

Эквивалент оксида =

2н Al ₂(SO₄) ₃, эквивалент Al ₂(SO₄) ₃=

Например, в 1л раствора 2

Задание №2. Приведите примеры следующих типов химических реакций: реакции разложения; реакции обмена

Задание №2. Реакции разложения:

AgNO₃+NaCl=AgCl +NaNO₃

CaCO₃=CaO+CO₂

Задание для экзаменующегося №23

Задание №1. Теория электролитической диссоциации.

Задание №2. Составить молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций следующих солей: а) хлорида хрома(III) и нитрата серебра; б) хлорида бария и сульфата марганца; в) нитрата железа (III) и гидроксида калия.

Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.

Электролиты обладают различной способностью к диссоциации.

Степень диссоциации (a) -это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул электролита (n₀):

a = n n₀.

Степень диссоциации выражается или в десятичных дробях или, чаще, в процентах:

Если a = 1, или 100 %, электролит полностью диссоциирует на ионы.

Если a = 0,5, или 50 %, то из каждых 100 молекул данного электролита 50 находятся в состоянии диссоциации.

В зависимости от a различают:

Сильные электролиты, их a в 0,1 н. растворе выше 30 %.

Диссоциируют практически полностью.

Относятся:

– почти все соли;

– многие минеральные кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HClO₄, HBr, HJ, HMnO₄ и др.

– основания щелочных металлов и некоторых щелочноземельных металлов: Ba(OH)₂ и Ca(OH)₂.

Средние электролиты, их a от 3 до 30 %. К ним относятся кислоты H₃PO₄, H₂SO₃, HF и т.д.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциированы лишь частично, их a менее 3 %.

Относятся:

– некоторые минеральные кислоты: H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HCN;

– почти все органические кислоты;

– многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также гидроксид аммония;

– некоторые соли: HgCl₂, Hg(CN)₂.

Факторы, влияющие на a

Природа растворителя:

Чем больше диэлектрическая постоянная растворителя, тем больше степень диссоциации электролита в нем.

Концентрация раствора:

Степень диссоциации электролита увеличивается при разбавлении раствора.

При увеличении концентрации раствора уменьшается степень диссоциации (частое столкновение ионов).

Природа электролита:

Диссоциация электролита зависит от степени диссоциации.

Температура:

У сильных электролитов с повышением температуры a уменьшается, т.к. увеличивается число столкновений между ионами.

У слабых электролитов при повышении температуры a вначале повышается, а после 60⁰ С начинает уменьшаться.

Константа электролитической диссоциации

В растворах слабых электролитов при диссоциации устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами:

CH₃COOH + H₂O «CH₃COO^- + H₃O⁺

[CH₃COO^-]^.[ H₃O⁺] / [CH₃COOH] =К_дисс

Задание №2. Составить молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций перечисленных солей.

а) CrCl₃ + 3AgNO₃ → Cr(NO₃)₃ + 3AgCl↓

Cr³⁺ + 3Cl^- + 3Ag⁺ + 3NO₃ → Cr³⁺ + 3NO₃ + 3AgCl↓

Cl^- + Ag⁺ → AgCl↓

б) BaCl₂ + MnSO₄ → BaSO₄↓ + MnCl₂

Ba²⁺ + 2Cl^- + Mn²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ + Mn²⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

в) Fe(NO₃)₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KNO₃

Fe³⁺ + 3NO₃^- + 3K⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3K⁺ + 3NO₃^-

Fe³⁺ + 3OH^- → Fe(OH)₃↓

Задание №1. Гидролиз солей.

Задание №1. Ответить на поставленный вопрос.

Гидролиз солей - это обменная реакция соли с водой, в результате которой образуются слабые электролиты.

Вода, являясь слабым электролитом, диссоциирует на ионы Н⁺ и ОН^-:

Н₂О <-> ОН^- + Н⁺

При растворении некоторых солей в воде ионы растворяемой соли взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН^- воды.

Происходит смещение равновесия диссоциации воды:

один из ионов воды (или оба) связываются ионами растворенного вещества с образованием малодиссоциированного, или малорастворимого, продукта.

Каждую соль можно представить себе образованной основанием и кислотой.

Кислоты и основания – это сильные и слабые электролиты,

по этому признаку соли можно разделить на четыре типа:

соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты;

2) соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты;

3) соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты;

4) соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Соли, образованные катионом сильного основании и анионом сильной кислоты гидролизу не подвергаются.

Такие соли полностью диссоциируют на ионы металла и кислотного остатка.

Например:

соль NaCl образована сильным основанием NaOH и сильной кислотой НСl и полностью диссоциирует на ионы.

Cоли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты

Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами кислотного остатка ионов водорода от молекулы воды и в высвобождении ионов гидроокиси, которые обуславливают щелочную реакцию среды,

рН > 7

Na₂S<-> 2Na⁺ + S^2-

НОН <-> ОН^- + Н⁺

HS^-

S^2- + НОН <-> HS^- + ОН^-

Na₂ S + НОН = NaOH + NaHS

рН > 7

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты

Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами металла или ионами аммония ионов гидроокиси от молекулы воды и в высвобождении ионов водорода, которые обуславливают кислую реакцию среды,

рН < 7.

ZnCl₂ <-> Zn²⁺ + 2Cl^-

НОН =ОН^- +Н⁺

ZnOH⁺

Zn²⁺ + НОН <-> ZnOH⁺ + Н⁺

ZnCl₂ + НОН <-> НСl + ZnOHCl

рН < 7

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты

Гидролиз этой соли заключается в присоединении ионами металла или ионами аммония ионов гидроокиси, а ионами кислотного остатка ионов водорода от молекулы воды. Реакция среды будет нейтральная.

рН = 7

CH₃COONH₄ <-> CH₃COO^- + NH₄⁺

НОН = Н⁺ + ОН^-

СНзСООН NH₄OH

СН₃СОО + NH4+ + НОН <-> СН_зСООН + NH₄ OH

рН = 7

Задание №2. Дать характеристику положения элементов № 21, 32, 38 в Периодической системе Д.И. Менделеева. Написать их электронные формулы и структуры атомов.

Дата добавления: 2015-08-31