Тема: «Растворы» icon

Тема: «Растворы»




НазваниеТема: «Растворы»
страница6/7
Дата конвертации05.06.2013
Размер0.57 Mb.
ТипПояснительная записка
источник
1   2   3   4   5   6   7

5. Соли. Классификация, состав и свойства.


Солями называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием обязательно катиона металла и аниона кислотного остатка.


Классификация солей


Средние (нормальные) соли

Кислые соли

Основные соли

Двойные соли

Комплексные соли

Na2S04

Са3(Р04)2

MgC03

NaHCO3

Са(Н2Р04)2

KHS03

Си2(ОН)2С03

Fe(OH)Cl2

Al(OH)2N03

KA1(S04)2

KNaC03

KCr(S04)2

K3[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3

При написании формул любых солей необходимо руко­водствоваться одним правилом: суммарные заряды катио­нов и анионов должны быть равны по абсолютной вели­чине.


1^ . Все средние соли являются сильными электролитами и легко диссоциирую:

Na2S04 → 2Na+ + SO42-

2.Средние соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений левее металла, входящего в состав соли:

Fe + CuS04 = Сu + FeS04

2^ . Соли реагируют со щелочами и кислотами по прави­лам, описанным в разделах «Основания» и «Кислоты»:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl

Fe3+ + 3C1- + 3Na+ + ЗОН-↓ = Fe(OH)3 + 3Na+ + ЗСl-

Fe3+ + 30H- = Fe(OH)3


Na2S03 + 2HC1 = 2NaCl + H2S03

2Na+ + SO42- + 2H+ + 2Сl- = 2Na+ + 2Сl- + S02↑ + H20

2H+ + SO42- = S02↑ + H2O

3^ . Соли могут взаимодействовать между собой, в ре­зультате чего образуются новые соли:

AgN03 + NaCl = NaN03 + AgCl↓

Ag+ + NО3 + Na+ + CI- = Na+ + N03- + AgCl↓

Ag+ + Cl- = AgCI↓

Поскольку эти обменные реакции осуществляются в основном в водных растворах, они протекают лишь тогда, когда одна из образующихся солей выпадает в осадок.


^ 6.Оксиды. Классификация. Свойства.


Классификация


Солеобразующие оксиды - взаимодействуют с кислотами и основаниями, образуя соли.

Несолеобразующие оксиды- не

взаимодействуют с кислотами и основаниями, не образуют соли.

CaO, SO2

СО, NO



В свою очередь солеобразующие оксиды бывают:


Основные - образованы атомами металла

Кислотные – образованы атомами

неметалла

СaO

SO2


Рассмотрим химические свойства основных оксидов:

1.Взаимодействие с водой:

СaO +Н2О→ Сa(OH)2

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

СaO+ SO2→ СaSO3

3.Взаимодействие с кислотами

СaO+ 2НС1 = СаС12 + Н2О

СaO + 2Н+ + 2Сl- = Са2+ + 2Сl- + Н2О

СaO + 2Н+ = Са2+ + Н2О

Рассмотрим химические свойства кислотных оксидов:

1.Взаимодействие с водой:

SO22О→H2SO3

2. Взаимодействие с основными оксидами:

СaO+ SO2→ СaSO3

3.Взаимодействие с основаниями:

Са(ОН)2 + SO2 = СаSОз + Н2О

Са2+ + 2OН- + SO2 = СаSO3 + Н2О


Вопросы для самоподготовки по теме «Химичесие реакции в водных растворах»:

1. Какие реакции называются ионными?

2. Как составляются полное ионное и сокращенное ионное урав­нения?

3. Составьте молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения следующих реакций:

а) хлорид хрома (Ш)+нитрат серебра;

б) хлорид железа(III)+едкий натр;

в) сульфид натрия + соляная кислота;

г) гидроксид кальция + азотная кислота;

д) хлорид натрия + нитрат свинца;

е) нитрат бария+сульфат натрия;

ж) сульфат алюминия + едкое кали;

з) хлорид бария + сульфат марганца;

и) фосфат натрия+хлорид кальция.

4. Составьте ионные уравнения реакции; укажите, какие из них будут обратимы и почему:

а) едкий натр + хлорид калия;

б) сульфат железа (III)+хлорид бария;

в) хлорид магния+нитрат натрия;

г) нитрат железа (III) +едкое кали;

д) хлорид цинка+едкий натр;

е) сульфат натрия + хлорид меди (П).

5. Укажите, могут ли находиться в растворе одновременно ионы: а) Ва2+ и SO42-; б) Са2+ и Mg2+; в) Сu2+ и ОН-; г) Fe3+ и S042-; д) S2- и Na+; е) Р043- и Mg2+.

6. Напишите несколько уравнений реакций нейтрализации и вы­делите для них общее сокращенное ионное уравнение.

7. Пользуясь периодической системой, напишите формулы сле­дующих оснований и укажите, к какой группе по числу гидроксид-ио­нов и по растворимости они относятся: а) гидроксид лития; б) гид­роксид стронция; в) гидроксид галлия; г) гидроксид алюминия; д) гидроксид калия; е) гидроксид меди (П); ж) гидроксид желе­зами.

8. С какими из перечисленных веществ будет реагировать едкое кали: а) хлорид цинка; б) оксид кальция; в) оксид серы (IV); г) кремниевая кислота; д) карбонат магния; е) карбонат натрия; ж) нитрат меди (П)? Подтвердите свой вывод уравнениями реакций в молекулярной и ионной форме.

9. Рассчитайте, сколько гидроксида кальция вступит в реакцию с 280 г азотной кислоты, если она содержит 10% примесей

10. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 10 г едкого натра, содержащего 20% примесей?

11. Сколько получится соли при реакции 570 г гидроксида бария с серной кислотой, если гидроксид бария содержит 10% примесей?

12. Имеются медь, кислород, соляная кислота, вода, металличе­ский натрий. Каким образом, пользуясь только этими веществами, можно получить гидроксид меди?

13. В трех колбах находятся растворы: в одной — азотной кис­лоты, в другой — гидроксида натрия, в третьей — гидроксида бария; в четвертой колбе — вода. Как определить, в какой колбе какой рас­твор? Какие реактивы для этого требуются?

14. Сколько оксида кальция потребуется для получения 37 г гид­роксида, если оксид содержит 20% примесей?

15. Какой объем оксида углерода (IV) израсходуется на реакцию с 500 мл 2 н. раствора едкого кали?

16. Напишите формулы следующих солей: а) фосфат магния; б) гидрофосфат магния; в) сульфит свинца; г) гидросульфат бария; д) гидросульфит бария; е) силикат калия; ж) нитрат алюминия; м) хлорид меди (II); и) нитрат кальция; к) карбонат калия; л) гидросульфат алюминия; м) дигидроксосульфат алюминия.


^ IY. Гидролиз солей

Специфическим свойством солей является их способность гидролизоваться — подвергаться гидролизу (от греч. «гидро» — вода, «лизис» — разложение), т.е. разложению под действием воды.

1^ . При гидролизе соли, образованной катионом сильного основания и слабой кислот, например K2 S, сульфид калия диссоциирует на ионы как сильный электролит:

K2S = 2К+ + S2-

Анион серы S2- является анионом слабой сероводород­ной кислоты, которая диссоциирует плохо. Это приводит к тому, что анион S2- начинает присоединять к себе из воды катионы водорода, постепенно образуя малодиссоциирующие группировки:

1) S2- + НОН → HS- + ОН-

2) HS- + HOHH2S+ ОН-

Вторая стадия процесса протекает значительно слабее, так как ионы ОН- накапливаются в растворе, а повыше­ние их концентрации приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ.

Поскольку в растворе накапливаются анионы ОН-, то реакция среды становится щелочной. Таким образом, при гидролизе солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, реакция среды всегда бывает щелочная.

Запись в молекулярной форме выглядит следующим об­разом:

1) K2S + НОН →KHS + КОН

2) KHS + НОН → H2S + КОН


2. Если берут соль, образованную катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, например Fe(N03)3, то при ее диссоциации образуются ионы: Fe (NO3)3 Fe3+ + 3NO3-

Катион железа Fe3+ является катионом слабого осно­вания — гидроксида железа, который диссоциирует очень плохо. Это приводит к тому, что катион Fe3+ начинает при­соединять к себе из воды анионы ОН-, образуя при этом малодиссоциирующие группировки:

1) Fe3+ + HOH→ (FeOH)2+ + H+

На второй ступени:

2) Fe(OH)2++HOH →Fe(OH)2++ Н+

И, наконец, в очень малой степени может осуществиться и третья ступень гидролиза:

3) Fe(OH)2+ + НОН→ Fe(OH)3 + Н+

Как видно из записи уравнений, в растворе накапливаются катионы водорода. Следовательно, раствор данной соли будет иметь иметь кислую реакцию.

В молекулярной форме запись выглядит следующим образом

1) Fe (NO3)3 + НOН→ FeOH(N03)2 + HN03

2) FeOH(NO3)2 + НОН →Fe(0H)2N03 + HN03

Fe(0H)2N03 + НОН→ Fe(0H)3+HNO3

Таким образом, при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, реакция среды всег­да кислая.

3.Если соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, то ни катион, ни анион не присоединяет ионов воды и реакция остается нейтральной. Гидролиз практически не происходит.

4. Если соль образована катионом слабого основания анионом слабой кислоты, то такая соль может подвергаться сразу полному и необратимому гидролизу. Например, если сульфид алюминия A12S3, полученный сжиганием алюминия в порошке серы, бросить в воду, то моментально произойдет бурная реакция гидролиза:

Al 2S3+ 6HOH = 2Al(OH)3+3H2S↑

В результате образуется осадок А1(ОН)3 ↓ и выделится сероводород. Этот гидролиз необратим, поэтому при реакции обмена в растворе A12S3 получить нельзя. Вместо него образуются продукты гидролиза. В связи с этим, напри-

мер, уравнение реакции между А1С13 и Na2S в растворе нужно записывать так:

AICl3 + 3Na2S + 6Н20 = 2А1(ОН)3↓ + 6NaС1 + 3H2S

Таким образом, гидролиз солей — это обменная реак­ция их с водой.

На гидролиз влияет не только природа вещества, но и другие факторы, например разбавление раствора: увеличение количества воды в растворе усиливает гидро­лиз. При нагревании гидролиз также усиливается.

Таким образом, гидролиз — явление, существенно воз­действующее на течение химических процессов, чего нель­зя не учитывать.

^ Вопросы для самоподготовки по теме «Гидролиз»

1 .Что такое гидролиз и от каких факторов он зависит?

2 .Среди перечисленных ниже солей укажите те, которые в растворе подвергаются гидролизу: NaNО3, Cr2(SO4)3, АlCl3, СаСl2, K2SiО3. Составьте уравнения тех реакций гидролиза, которые осу­ществимы.


V.Электролиз

Если в раствор или расплав электролита опустить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионы начнут двигаться направленно: катионы — к катоду (отрицательно заряженному электроду), анионы — к аноду (положительно заряженному электроду).

На катоде катионы принимают электроны и восстанавливаются. На аноде анионы отдают электроны и окисляются, процесс называют электролизом.

Электролиз - это окислительно-восстановительно-восстановительный процесс протекающий на электродах при прохождении электрического тока через расплав или раствop электролита.

Простейший пример таких процессов — электролиз расплавов солей.

Рассмотрим процесс электролиза хлорида натрия:

NaCl → Na+ + Сl-

Под действием электрического тока Na+ движутся к катоду и принимают от него электроны:

Na++1e→Na0 (восстановление)

Ионы Cl- движутся к аноду и отдают ему электроны:

2Cl-- → С120 (окисление)

Сумарное уравнение процессов:

2 Na++2Cl-→ Na0 + С120

На катоде образуется металлический натрий, на катоде газообразный хлор.

Сложнее дело обстоит в случае электролиза растворов| электролитов.

В растворе соли, кроме ионов металла и кислотного остатка, присутствуют молекулы воды. Поэтому при рассмотрении процессов на электродах необходимо учитывать их участие в электролизе.

Для определения продуктов электролиза водных раствором электролитов существуют следующие правила:

1. Процесс на катоде зависит не от материала катода, из которого он сделан, а от положения металла (катиона электролита) в электрохимическом ряду напряжений, при этом если:

1.1. Катион электролита расположен в ряду напряжений с начала

ряда по А1 включительно, то на катоде идет процесс восстановления воды (выделяется водород Н2). Катионы металла не восстанавливаются, они остаются в растворе.

1.2. Катион электролита находится в ряду напряжений между алюминием и водородом, то на катоде восстанавливаются одновременно и ионы металла, и молекулы воды.

1.3. Катион электролита находится в ряду напряжений после водорода, то на катоде восстанавливаются катионы металла.


Li, К, Сa, Na, Mg, Al Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, Н Сu, Ag, Hg, Pt, Au

Не восстанавливаются, Возможно выделение Восстанавливаются

выделяется Н2: металла и водорода выделяется металл

2H2O+2e→Н2+2ОH- 2H2O+2e→Н2+2ОH-


2. Процесс на аноде зависит от материала анода и от природы аниона

ляется металл анода, несмотря на природу аниона.

Если анод не растворяется (его называют инертным-графит, золото, платина), то:

а) при электролизе растворов солей бескислородных кислот кроме фторидов) на аноде идет процесс окисления аниона;

б) при электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот и фторидов на аноде идет процесс окисления воды (выделяется 02). Анионы не окисляются, они остаются в растворе:

на аноде: 2H2O-4e→O2+4H+

Пример электролиза растворов солей:

а) 2КCl+2Н2O→ H2↑+Сl2↑+2KOH

(катод) 2H++2e→ H20 │ 1

(анод) 2Cl- -2е→ Сl2 │ 1

На аноде окисляются анионы Cl, а не кислород молекул воды, т.к. электроотрицательность хлора меньше, чем кислорода, и следовательно, хлор отдаёт электроны легче, чем кислород.

Электролиз широко применяется в ряде производств. Это единственный экономически выгодный промышленный путь получения активных металлов: калия, натрия, алюминия, а также неметаллов: хлора, фтора. Электролиз можно использовать для очистки металлов, покрытия одного металла другим для защиты от коррозии.

^ Вопросы для самоподготовки по теме «Электролиз»

1. Почему при элекролизе расплава NaCl можно получить металлический натрий, а при элекролизе раствора NaCl его получить нельзя?

2. Чем объяснить, что в растворе при элекролизе NaCl обрауется щёлочь NaOH?

3 .Где применяется электролиз?


Тест № 1

Электролитическая диссоциация

^ 1.Сильными электролитами являются все вещества, указанные в ряду

1. KOH, HNO3, H2SO4

2. H2S, H2SO3, H2SO4

3. Mg Сl2, CH3COOH, NaOH

4. H2S, CH3COOH, H2SO3

^ 2. Слабым электролитом является кислота

1. иодоводородная

2. сероводородная

3. азотная

4. хлороводородная

3. Электролитом не является

1. расплав гидроксида натрия

2. азотная кислота

3. раствор гидроксида натрия

4. этиловый спирт

^ 4. Ионы I- образуются при диссоциации

1. KIO3

2. KI

3. CH3CH2I

4. NaIO4

5. В качестве анионов только ионы OH- образуются при диссоциации

1. CH3OH

2. Zn(OH)Br

3. NaOH

4. CH3COOH

^ 6. В качестве катионов только ионы H+образуются при диссоциации

1. NaOH

2. NaH2PO4

3. H2SO4

4. NaHSO4

7. Электрическая лампочка загорится при опускании электродов в раствор

1. формальдегида

2. ацетата натрия

3. глюкозы

4. метилового спирта

^ 8. Диссоциация по трём ступеням возможна в растворе

1. хлорида алюминия

2. нитрата алюминия

3. ортофосфата калия

4. ортрфосфорной кислоты

^ 9. Наиболее слабым электролитом является

1. HF

2. HCl

3. H Br

4. HI

10. Одновременно не могут находиться в растворе ионы группы

1. Fe3+, K+, H+, Cl-, SO42-

2. Fe2+, Na +, NO3-, SO42-

3. Ba2+, Li+, NO3-, S2-

4. .Ba2+, Cu2+, OH-, F-

Тест № 2

«Химические реакции в водном растворе»

^ 1. Одновременно не могут находиться в растворе ионы группы:

1. K+, H+, NO3, SO4

2. Ba2+, Cu2+, OH-, F-

3. H3O+, Ca2+, Сl-, NO3

4. Mg2+, H3O+, Br-, Сl-

^ 2. Гидроксид калия реагирует, образуя осадок, с

1. NaСl 3. CuСl2

2. NH4Сl 4. BaСl2

3. При взаимодействии водных растворов хлорида кальция и карбоната натрия в осадок выпадает:

1. оксид кальция

2. гидроксид кальция

3. карбонат кальция

4.гидрокарбонат кальция

^ 4. Нерастворимая соль образуется при взаимодействии

1. KOH (р-р) и H3PO4 (р-р)

2. HNO3 (р-р) и CuO

3. HСl (р-р) и MgNO3 (р-р)

4. Ca(OH)2(р-р) и CO2

^ 5. Газ выделяется при взаимодействии растворов

1. сульфата калия и азотной кислоты

2. хлороводородной кислоты и гидроксида хрома

3. серной кислоты и сульфита калия

4. карбоната натрия и гидроксида бария
1   2   3   4   5   6   7




Похожие:

Тема: «Растворы» iconУрок "математика + химия" в 9 классе на тему «Задачи на растворы»
Цель: повторение и закрепление материала по теме «Проценты», «Массовая доля» при решении задач на растворы

Тема: «Растворы» iconРастворы Раствор
Жидкие растворы состоят из растворителя и растворимого вещества. Чаще всего в качестве растворителя выступает вода. При растворении...

Тема: «Растворы» iconТема: «Растворение. Растворы»
Содействовать формированию комплекса познавательных умений и навыков, развитию умений учебного труда: наблюдать за ходом эксперимента,...

Тема: «Растворы» iconРастворы. Способы выражения состава растворов. Основные положения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионный состав раствора, степень диссоциации. Реакции ионного обмена, причины протекания до конца
Идкими, твердыми и газообразными. Жидкие растворы состоят из растворителя и растворимого вещества. Чаще всего в качестве растворителя...

Тема: «Растворы» iconРастворы в миллилитрах, твердые вещества в граммах

Тема: «Растворы» iconДокументы
1. /РАСТВОРЫ.doc

Тема: «Растворы» iconКислоты, их получение, свойства
Так как растворы кислот имеют кислую среду, они меняют окраску индикаторов. Причина – наличие в растворе ионов Н+(H3O+)

Тема: «Растворы» iconЭлектролитическая диссоциация моу навлинская сош №1
Электролиты вещества водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, примеры: соли, кислоты, основания

Тема: «Растворы» iconКонтрольная работа №5 «Растворы для наружного и внутреннего применения»
При проработке рекомендуемой литературы следует выполнить сквозной конспект и практическое задание к данной теме

Тема: «Растворы» iconУрок на тему: «Решение задач на растворы»
Вид урока : Беседа с использованием средств наглядности, решение расчётных задач

Разместите кнопку на своём сайте:
Документы


База данных защищена авторским правом ©znanie.podelise.ru 2000-2013
При копировании материала обязательно указание активной ссылки открытой для индексации.
обратиться к администрации
Документы