Головна

Солі, основні властивості. Гідроліз солей. Приклади.

солі - Електроліти, диссоциирующие в розчин-х з утворенням «+» заряджених іонів Ме і «-» зарядженого кислотного залишку. Солі бувають: середні (нормальні), кислі (КНСО3), Основні (Mg (OH) NO3), Подвійні (KAl (SO4) Сульфат калію-алюмінію, змішані (СаCl2O (Cl-Ca-OCl) хлорид-гіпохлорид кальцію. властивості:1) сіль + підставу = нова сіль і нове основаніе.FeCl3 + 3NaOH = Fe (OH)3v + 3NaCl2). Сіль + кислота = нова сіль + нова кіслотаCaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2^3). Сіль + сіль = 2 нові соліCuSO4 + BaCl2 = BaSO4v + CuCl24). Більш активний Ме витісняє менш активний з розчину його соліCuSO4 + Fe = Cu + FeSO45). При нагріванні разлагаются2KNO3 = 2KNO2 + O2; 2Cu (NO3)2 = 2 CuO + 4 NO2 + O2

отримання: Середні 1. метал + неметалл 2Fe + 3Cl2= 2FeCl3 2. Метал + кислота = сіль + Водень Mg + 2HCl = MgCl2+ H23. Металл1 + соль1 = металл2 + соль2 Zn + CuSo4= Cu + ZnSo4 4. Основний оксид + кислотний оксид = Сіль CaO + CO2= CaCO3 5. Взаємодія кислот з основними і амфотерними оксидами CuO + H2SO4= CuSO4+ H2O. кислі солі: 1. Неповна нейтралізація кислоти підставою. У реакції бере участь надлишок кислоти і недолік підстави H3PO4 + KOH = KH2PO4+ H2O 2. Середня сіль + кислота = Кисла сіль CaCO3+ CO2+ H2O = Ca (HCO3)2 . Основні солі: 1. Неповна нейтралізація підстави кислотою (надлишок підстави + недолік кислоти) = основна сіль Fe (OH)3+ HCl = Fe (OH)2Cl 2. Середня соль1 + луг = основна сіль + середня соль2 FeCl2+ KOH = FeOHCl + KCl 3. Середня сіль + однойменне підставу = основна сіль CaSO4+ Ca (OH)2= (CaOH)2SO4

способи отримання: Взаємодія кислот з підставами, взаємодії металів з кислотами, взаємодія кислот з підставами і амфотерними оксидами, взаємодія кислот з солями, взаємодії підстав з кислотними оксидів, взаємодії солі і солі, основними оксидами з кислотами, металів з не металами.

застосування:Ряд солей є сполуками необхідними в значних кількостях для забезпечення життєдіяльності тварин і рослинних організмів, як висотемпературного понижувача в'язкості бурових розчинів (біхромат натрію).

Гідроліз - реакція обміну м \ у розчиненим у воді вещ-му і водою, що супроводжується зміною рН.

1. Сіль освічена сильним підставою і слабкої кислотою (Na2CO3) - гідроліз за аніоном,зводиться до прісоедіненіюН до іонів кислотного залишку і отщеплению гідроксид іонів від молекули води (середовище лужне, рН> 7, фенолфталеїн мальновий, лакмус синій) CO32 + H2O = HCO3? + OH?
 Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH

2. Сіль образ-а слабким підставу і сильною кислотою (CuCl2) - гідроліз по катіону,зводиться до приєднання ОН до іонів Ме і звільнення Н від молекули води. (Середовище кисле, фенолфт. Не зміниться, лакмус рожевий, метилоранж рожевий) Cu2+ + Н2О = CuOH++ Н+; CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl

3. Сіль освічена сильним підставу і сильною кислотою (NaCl) - гідроліз не відбувається, індикатори забарвлення не міняють.

4. Сіль освічена слабким підставу і слабкою киць-ой (Al2S3) -гідроліз по катіону і аніону,гідроліз відбувається без остачі, і сіль перестає існувати. Константа гідролізу - Константа рівноваги гидролитической реакції.

У загальному випадку для солі, утвореним слабкою кислотою і сильною основою:

 , де Ka - Константа дисоціації слабкої кислоти, що утворюється при гідролізі

для солі, утвореної сильною кислотою і слабкою основою:

 , де Kb - Константа дисоціації слабкої основи, що утворюється при гідролізі

для солі, утвореним слабкою кислотою і слабкою основою:

КВИТОК 8



 Кислоти і підстави. Кислотно-основні свойтсва по Арреніус, Бренстед-Лоурі та Льюїса. |  Хімія як наука про речовини та їх перетворення. Місце хімії в системі наук. Матерія. Хімічна форма енергії. Суміші і речовини. Властивості матеріалів. Аналіз і синтез.

 ковалентні з'єднання |  Гальванічні елементи. Електрорушійна сила (ЕРС) ГЕ. Електрохімічний ряд напруг металів. |  Хімічна рівновага. Константа рівноваги. Хімічна рівновага і каталіз. Фактори, що впливають на зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє. |  Металева зв'язок. Кластери. |  Типи розчинів. Способи вираження концентрації. Ідеальні та неідеальні розчини. Колігативні св-ва розчинів. Закони Генрі, Рауля, Вант-Гоффа. |  ковалентні з'єднання |  Фазові діаграми систем. Фракційна перегонка. |  Квантовомеханічний пояснення будови атома. Характеристика енергетичного стану електрона квантовими числами. Атомні орбіталі. Принцип Паулі. Правила Гунда. |  Розчини електролітів. Сильні і слабкі електроліти. Ступінь і константа дисоціації. Закон розведення Оствальда. |  Ефективні заряди атомів в молекулах. Електричний момент. Постійні і наведені диполі. Дисперсійне, орієнтаційна та індукційне взаімодейтсвіе. |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати