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.

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

Инструкция

В левой части уравнения запишите вещества, вступающие в химическую реакцию. Их называют «исходными веществами». В правой части, соответственно, образовавшиеся вещества («продукты реакции»).

Количество атомов всех элементов в левой и правой части реакции должно быть . При необходимости, «уравновешивание» количества произведите путем подбора коэффициентов.

При написании уравнения химической реакции, сначала убедитесь, что она вообще возможна. То есть, что ее протекание не противоречит известным физико-химическим правилам и свойствам веществ. Например, реакция:

NaI + AgNO3 = NaNO3 + AgI

Она протекает быстро и до конца, в ходе реакции образуется нерастворимый светло-желтый осадок йодистого серебра. А обратная реакция:

AgI + NaNO3 = AgNO3 + NaI - невозможна, хоть и записана правильными символами, и количество атомов всех элементов в левой и правой части одинаково.

Запишите уравнение в «полной» форме, то есть, используя их молекулярные формулы. Например, реакцию образования осадка сульфата :

BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4

А можете ту же реакцию записать в ионной форме:

Ba 2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO4 2- = 2Na+ + 2Cl- + BaSO4

Точно так же можно записать в ионной форме уравнение другой реакции. Запомните, что каждая молекула растворимого (диссоциирующего) вещества записывается в ионном виде, одинаковые ионы в левой и правой части уравнения исключаются.

Касательная к кривой - прямая, которая прилегает к этой кривой в заданной точке, то есть проходит через нее так, что на небольшом участке вокруг этой точки можно без особой потери точности заменить кривую на отрезок касательной. Если эта кривая является графиком функции, то касательную к ней можно построить по специальному уравнению.

Инструкция

Предположим, что у вас есть график некоторой функции. Через две точки, лежащие на этом , можно провести прямую. Такая прямая, пересекающая график заданной функции в двух точках, называется секущей.

Если, оставляя первую точку на месте, постепенно двигать в ее направлении вторую точку, то секущая постепенно станет поворачиваться, стремясь к какому-то определенному положению. В конце концов, когда две точки сольются в одну, секущая будет плотно прилегать к вашему в этой единственной точке. Иными , секущая превратится в касательную.

Любая наклонная (то есть не вертикальная) прямая на координатной плоскости является графиком уравнения y = kx + b. Секущая, проходящая через точки (x1, y1) и (x2, y2), должна, таким образом, соответствовать условиям:
kx1 + b = y1, kx2 + b = y2.
Решая эту систему двух линейных уравнений, получаем: kx2 - kx1 = y2 - y1. Таким образом, k = (y2 - y1)/(x2 - x1).

Когда расстояние между x1 и x2 стремится к нулю, разности превращаются в дифференциалы. Таким образом, в уравнении касательной, проходящей через точку (x0, y0) коэффициент k будет равен ∂y0/∂x0 = f′(x0), то есть значению производной от функции f(x) в точке x0.

Чтобы узнать коэффициент b, подставим уже вычисленное значение k в уравнение f′(x0)*x0 + b = f(x0). Решая это уравнение относительно b, мы получим, что b = f(x0) - f′(x0)*x0.

В качестве примера рассмотрим уравнение касательной к функции f(x) = x^2 в точке x0 = 3. Производная от x^2 равна 2x. Следовательно, уравнение касательной приобретает вид:
y = 6*(x - 3) + 9 = 6x - 9.
Правильность этого уравнения легко

Инструкция

Рассмотрите пример образования труднорастворимого соединения.

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl

Или вариант в ионном виде:

2Na+ +SO42- +Ba2++ 2Cl- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-

При решении ионных уравнений, необходимо соблюдать следующие правила:

Одинаковые ионы из обеих его частей исключаются;

Следует помнить, что сумма электрических зарядов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов в правой части уравнения.

Написать ионные уравнения взаимодействия между водными растворами следующих веществ: a) HCl и NaOH; б) AgNO3 и NaCl; в) К2СO3 и H2SO4; г) СН3СOOH и NaOH.

Решение. Запишите уравнения взаимодействия указанных веществ в молекулярном виде:

а) HCl + NaOH = NaCl + H2O

б) AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3

в) K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + CO2 + H2O

г) СН3СOOH + NaOH = CH3COONa + H2O

Отметьте, что взаимодействие этих веществ возможно, ибо в результате происходит связывание ионов с образованием либо слабых (Н2О), либо труднорастворимого вещества (AgCl), либо газа (СO2).

Исключив одинаковые ионы из левых и правых частей равенства (в случае варианта а) – ионы и , в случае б) – ионы натрия и -ионы, в случае в) – ионы калия и сульфат-ионы), г) – ионы натрия, получите решение этих ионных уравнений:

а) H+ + OH- = H2O

б) Ag+ + Cl- = AgCl

в) CO32- + 2H+ = CO2 + H2O

г) СН3СOOH + OH- = CH3COO- + H2O

Довольно часто в самостоятельных и контрольных работах встречаются задания, предполагающие решение уравнений реакций. Однако без некоторых знаний, навыков и умений даже самые простые химические уравнения не написать.

Инструкция

Прежде всего нужно изучить основные органических и неорганических соединений. На крайний случай можно иметь перед собой подходящую шпаргалку, которая сможет помочь во время выполнения задания. После тренировки все равно в памяти отложатся необходимые знания и умения.

Базовым является материал, охватывающий , а также способы получения каждого соединений. Обычно они представлены в виде общих схем, например: 1. + основание = соль + вода
2. кислотный оксид + основание = соль + вода
3. основный оксид + кислота = соль + вода
4. металл + (разб) кислота = соль + водород
5. растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + растворимая соль
6. растворимая соль + = нерастворимое основание + растворимая соль
Имея перед глазами таблицу растворимости солей, и , а также схемы-шпаргалки, можно по ним решать уравнения реакций. Важно только иметь полный перечень таких схем, а также сведения о формулах и названиях различных классов органических и неорганических соединений.

После того, как удастся само уравнение, необходимо проверить правильность написания химических формул. Кислоты, соли и основания легко проверяются по таблице растворимости, в которой указаны заряды ионов кислотных остатков и металлов. Важно помнить, что любая должна быть в целом электронейтральна, то есть, количество положительных зарядов должно совпадать с количеством отрицательных. Обязательно при этом учитываются индексы, которые перемножаются на соответствующие заряды.

Если и этот этап пройден и имеется уверенность в правильности написания уравнения химической реакции , то можно теперь смело расставлять коэффициенты. Химическое уравнение представляет собой условную запись реакции с помощью химических символов, индексов и коэффициентов. На этом этапе выполнения задания обязательно нужно придерживаться правил: Коэффициент ставится перед химической формулой и относится ко всем элементам, входящим в состав вещества.
Индекс ставится после химического элемента немного внизу, и относится только к стоящему слева от него химическому элементу.
Если группа (например, кислотный остаток или гидроксильная группа) стоит в скобках, то нужно усвоить, что два, рядом стоящих индекса (перед скобкой и после нее) перемножаются.
При подсчете атомов химического элемента коэффициент умножается (не складывается!) на индекс.

Далее подсчитывается количество каждого химического элемента таким образом, чтобы суммарное число элементов, входящих в состав исходных веществ совпадало с числом атомов, входящих в состав соединений, образовавшихся продуктов реакции . Путем анализа и применения, вышеизложенных, правил можно научиться решать уравнения реакций, входящих в состав цепочек веществ.

SO 4 2- + Ba 2+ → BaSO 4 ↓

Алгоритм:

Подбираем к каждому иону противоион, пользуясь таблицей растворимости, чтобы получилась нейтральная молекула – сильный электролит.

1. Na 2 SO 4 + BaCl 2 → 2 NaCl + BaSO 4

2. BaI 2 + K 2 SO 4 → 2KI + BaSO 4

3. Ba(NO 33) 2 + (NH 4) 2 SO 4 → 2 NH 4 NO 3 + BaSO 4

Ионные полные уравнения:

1. 2 Na + + SO 4 2- + Ba 2- + 2 Cl‾ → 2 Na + + 2 Cl‾ + BaSO 4

2. Ba 2+ + 2 I‾ + 2 K + + SO 4 2- → 2 K + + 2 I‾ + BaSO 4

3. Ba 2+ + 2 NO 3 ‾ + 2 NH 4 + + SO 4 2- → 2 NH 4 + + 2 NO 3 ‾ + BaSO 4

Вывод: к одному краткому уравнению можно составить множество молекулярных уравнений.

ТЕМА 9. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз солей – ионообменная реакция соли с водой, приводя-

от греч. «гидро» щая к образованию слабого электролита (либо

Вода, «лизис» - слабого основания, либо слабой кислоты) и изме-

разложение нению среды раствора.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с

кислотой.

Сильное Слабое Сильная Слабая может быть образована

1. LiOH NH 4 OH или 1. Н 2 SO 4 все осталь- 1. Сильным основанием и

2. NaOH NH 3 · H 2 O 2. HNO 3 ные слабой кислотой.

3. KOH все осталь - 3. HCl 2. Слабым основанием и

4. RbOH ные 4. HBr сильной кислотой.

5. CsOH 5. HI 3. Слабым основанием и

6. FrOH 6. HClO 4 слабой кислотой.

7. Ca(OH) 2 4. Сильным основанием и

8. Sr(OH) 2 сильной кислотой.

9. Ва(ОН) 2

СОСТАВЛЕНИЕ ИОННО-МОЛЕКУЛЯРНЫХ УРАВНЕНИЙ ГИДРОЛИЗА.

РЕШЕНИЕ ТИПОВЫХ ЗАДАЧ ПО ТЕМЕ: «ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»

Задача № 1.

Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли Na 2 CO 3 .

Алгоритм Пример

1. Составить уравнение диссо-

циации соли на ионы. Na 2 CO 3 → 2Na + + CO 3 2- Na + →NaOН - сильное

2. Проанализировать, каким CO 3 2- →H 2 CO 3 - слабая

Основанием и какой кисло-

той образована соль. продукт

3. Сделать вывод, какой сла- гидролиза

бый электролит – продукт

гидролиза.

4. Написать уравнения гидроли-

I ступень.

А) составить краткое ионное I. а) CO 3 2- + H + │OH ‾ HCO 3 ‾ + OH ‾

уравнение, определить среду

раствора. pH>7, щелочная среда

Б) составить полное ионное б) 2Na + +CO 3 2- +HOH Na + +HCO 3 ‾ +Na + +OH ‾

уравнение, зная, что молеку-

ла – электронейтральная ча-

стица, подобрать к каждому

иону противоион.

В) составить молекулярное в) Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH

уравнение гидролиза.

Гидролиз протекает ступенчато, если слабое основание – многокислотное, а слабая кислота – многоосновная.

II ступень (см. алгоритм выше NaHCO 3 Na + + HCO 3 ‾

1, 2, 3, 4а, 4б, 4в). II. а) HCO 3 ‾ + HOH H 2 CO 3 + OH ‾

Б) Na + + HCO 3 ‾ H 2 CO 3 + Na + + OH ‾

В) NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH

Вывод: соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами подвергаются частичному гидролизу (по аниону), среда раствора щелочная (рН>7).

Задача № 2.

Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли ZnCl 2 .

ZnCl 2 → Zn 2+ + 2 Cl ‾ Zn 2+ → Zn(OH) 2 – слабое основание

Cl ‾ → HCl – сильная кислота

I. а) Zn 2+ + H + /OH ‾ ZnOH + + H + среда кислая, рН<7

Б) Zn 2+ + 2 Cl ‾ + HOH ZnOH + + Cl ‾ + H + + Cl ‾

В) ZnCl 2 + HOH ZnOHCl + HCl

II. а) ZnOH + + HOH Zn(OH) 2 + H +

Б) ZnOH + + Cl ‾ + HOH Zn(OH) 2 + H + + Cl ‾

В) ZnOHCl + HOH Zn(OH) 2 + HCl

Вывод: соли, образованные слабыми основаниями и сильными кислотами подвергаются частичному гидролизу (по катиону), среда раствора кислая.

Задача № 3.

Составить ионно-молекулярные уравнения гидролиза соли Al 2 S 3 .

Al 2 S 3 → 2 Al 3+ + 3 S 2- Al 3+ → Al(OH) 3 – слабое основание

S 2- → H 2 S – слабая кислота

а), б) 2 Al 3+ + 3 S 2- + 6 HOH → 2 Al(OH) 3 ↓ + 3 H 2 S

в) Al 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 Al(OH) 3 + 3 H 2S S

Вывод: соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами подвергаются полному (необратимому) гидролизу, среда раствора близка к нейтральной.