ЧЕТВЕРГ 23.12.21 Г. 208,401,406

ГРУППА 208 химия  22,23

ВНИМАНИЕ! НЕ ЗАБЫВАЕМ ГОТОВИТЬСЯ К ЭКЗАМЕНУ! 

 Тема:  Понятие о коррозии металлов. Способы защиты от коррозии.

Тема:Понятие о коррозии металлов. Способы за­щиты от коррозии.

Понятие о коррозии металлов. Способы защиты от коррозии

Посмотрите учебный фильм "Коррозия металлов, способы защиты от неё" и ответьте на вопросы: «Коррозия металлов» - «Школфильм» 1971г.  Что такое "коррозия"? Какие виды коррозии по механизму протекания  можно выделить? Какие виды защиты от коррозии существуют? КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ И СПЛАВОВ  1. Коррозия (от латинского «corrodere» разъедать) – самопроизвольный окислительно-восстановительный процесс разрушения металлов и сплавов вследствие взаимодействия с окружающей средой. 2. Виды коррозии: химическая и электрохимическая   I. Химическая – коррозия, обусловленная взаимодействием металлов с веществами, содержащимися в окружающей среде, при этом происходит окислительно-восстановительное разрушение металла без возникновения электрического тока в системе. К химической коррозии относятся: - газовая коррозия - коррозионное разрушение  под воздействием газов при высоких температурах; - коррозия в жидкостях-неэлектролитах. Газовая  - химическая коррозия, обусловленная взаимодействием металлов с газами. Основной окислитель – кислород воздуха. Процессы химической коррозии железа: 2Fe + O2 = 2FeO 4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 3Fe + 3O2 = FeO·Fe2O3 (смешанный оксид железа (II, III) ) 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3 (на воздухе в присутствии влаги) Fe(OH)3 t °C→    H2O + FeOOH (ржавчина) 3Fe + 4H2O(пар) = Fe3O4 + 4H2 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Химическая коррозия  в жидкостях-неэлектролитах Жидкости-неэлектролиты - это жидкие среды, которые не являются проводниками электричества. К ним относятся:  органические (бензол, фенол, хлороформ, спирты, керосин, нефть, бензин); неорганического происхождения (жидкий бром, расплавленная сера и т.д.). Чистые  неэлектролиты не реагируют с металлами, но с добавлением даже незначительного количества примесей процесс взаимодействия резко ускоряется.  Например, если нефть будет содержать серу или серосодержащие соединения (сероводород, меркаптаны) процесс химической коррозии ускоряется. Если вдобавок увеличится температура, в жидкости окажется растворенный кислород - химическая коррозия усилится. Присутствие в жидкостях-неэлектролитах влаги обеспечивает интенсивное протекание коррозии уже по электрохимическому механизму. Химическая коррозия в жидкостях-неэлектролитах подразделяется на несколько стадий: - подход окислителя к поверхности металла; - хемосорбция реагента на поверхности; - реакция окислителя с металлом (образование оксидной пленки); - десорбция оксидов с металлом (может отсутствовать); - диффузия оксидов в неэлектролит (может отсутствовать). Для защиты конструкций от химической коррозии в жидкостях-неэлектролитах на  ее поверхность наносят покрытия,  устойчивые в данной среде. II. Электрохимическая – окислительно-восстановительное разрушение сплавов и металлов, содержащих примеси, с возникновением электрического тока в системе. АНОД (более активный металл) – разрушается КАТОД (менее активный металл или примесь неметалла, способного + ē) – восстанавливается среда Ме0 – nē → Men+ (процесс окисления)   кислая среда: 2H+ + 2ē → H2 (процесс восстановления) влажный воздух: O2 + 2H2O + 4ē → 4OH- (процесс восстановления)  Пример: Электрохимическая коррозия железной детали с примесями меди во влажном воздухе. А:  Fe0 - 2ē → Fe2+ (Окисление) К:  O2 + 2H2O + 4ē → 4OH- (процесс восстановления) Итог: 2Fe + O2 + 2H2O  = 2Fe(OH)2 (белая ржавчина) 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2  = 4Fe(OH)3  (бурая ржавчина) Fe(OH)3 = FeOOH + H2O III. Защита от коррозии: 1). Металлические покрытия – анодное (покрытие более активным металлом Zn, Cr) – оцинкованное железо; катодное (покрытие менее активным металлом Ni, Sn, Ag, Au) – белая жесть (лужёное железо) – не защищает от разрушения в случае нарушения покрытия. 2). Неметаллические покрытия – органические (лаки, краски, пластмассы, резина - гумирование, битум); неорганические (эмали). 3). Протекторная защита – присоединение пластины из более активного металла (Al, Zn, Mg) – защита морских судов.                      4). Электрохимическая (катодная) защита – соединение защищаемого изделия с катодом внешнего источника тока, вследствие чего изделие становится катодом. Ток идёт в противоположном направлении. 5). Добавление ингибиторов ( в зависимости от природы металла – NaNO2, Na3PO4, хромат и бихромат калия, ВМС органические соединения), адсорбируются на поверхности металла и переводят его в пассивное состояние.

ТЕМА: Металлы главных подгрупп (А-групп) перио­дической системы химических элементов

Обзор металлов главных подгрупп (А-групп) периодической системы химических элементов.

Ще­лоч­ные ме­тал­лы – это се­реб­ри­сто-бе­лые ве­ще­ства с ха­рак­тер­ным ме­тал­ли­че­ским блес­ком. Они быст­ро туск­не­ют на воз­ду­хе из-за окис­ле­ния. Это мяг­кие ме­тал­лы, по мяг­ко­сти Na, K, Rb, Cs по­доб­ны воску. Они легко ре­жут­ся ножом. Они лег­кие.

Хи­ми­че­ские свой­ства ще­лоч­ных ме­тал­лов

1. Вза­и­мо­дей­ствие с неме­тал­ла­ми

2Na + Cl2→ 2NaCl

3Na + P  $<span\; style="font-size:\; medium;">\to </span>$→Na3P

2. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­ро­дом

Толь­ко с ли­ти­ем сразу об­ра­зу­ет­ся оксид лития.

4Li + О2 = 2Li2О, а при вза­и­мо­дей­ствии кис­ло­ро­да с на­три­ем об­ра­зу­ет­ся пе­рок­сид на­трия.

2Na + О2 = Na2О2. При го­ре­нии всех осталь­ных ме­тал­лов об­ра­зу­ют­ся над­пе­рок­си­ды.

3. Вза­и­мо­дей­ствие с водой

Литий и на­трий спо­кой­но вза­и­мо­дей­ству­ют с водой, калий – со вспыш­кой, а цезий – уже с взры­вом.

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑

4. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­та­ми – силь­ны­ми окис­ли­те­ля­ми

8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O

8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O

По­лу­че­ние ще­лоч­ных ме­тал­лов

Из-за вы­со­кой ак­тив­но­сти ме­тал­лов, по­лу­чать их можно при по­мо­щи элек­тро­ли­за расплава солей, чаще всего хло­ри­дов.

 

Щелочноземельные металлы

Хи­ми­че­ские свой­ства

1. Вза­и­мо­дей­ствие с неме­тал­ла­ми

Сa + S $<span\; style="font-size:\; medium;">\to </span>$→ СaS

Сa + H2 $<span\; style="font-size:\; medium;">\to </span>$→СaH2

2. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­ро­дом

2Сa + O2 → 2CaO

3. Вза­и­мо­дей­ствие с водой

Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но вза­и­мо­дей­ствие более спо­кой­ное, чем с ще­лоч­ны­ми ме­тал­ла­ми.

4. Вза­и­мо­дей­ствие с кис­ло­та­ми – силь­ны­ми окис­ли­те­ля­ми

4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O +4H2O

4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O

По­лу­че­ние ще­лоч­но­зе­мель­ных ме­тал­лов

Ме­тал­ли­че­ский каль­ций и строн­ций по­лу­ча­ют элек­тро­ли­зом рас­пла­ва солей, чаще всего хло­ри­дов.

CaCl2  $<span\; style="font-size:\; medium;">\to </span>$→ Сa + Cl2

Барий вы­со­кой чи­сто­ты можно по­лу­чить алю­мо­тер­ми­че­ским спо­со­бом из ок­си­да бария

3BaO +2Al $<span\; style="font-size:\; medium;">\to </span>$→ 3Ba + Al2O3

(ПРОДОЛЖЕНИЕ СМ. В ЭЛЕКТРОННОМ  УЧЕБНИКЕ-ПАРАГРАФ 21

ГРУППА 401 биология 24,25

ТЕМА:  Дигибридное скрещивание. Третий закон Менделя.

ТЕМА: Решение задач. 

Законы Менделя кратко и понятно

Открытие Менделя заложило основу генетики, науки изучающей вопросы наследования и изменения особенностей организмов. Она сгорала большую роль в развитии различных сфер человеческой деятельности.

В 19 веке австрийский ботаник и биолог Грегор Иоганн Мендель проводил исследования посевного гороха. Он смог установить, как передаются признаки по наследству. Это исследование выявило три закономерности, которые получили название «Законы Менделя».

Открытие Менделя заложило основу генетики, науки изучающей вопросы наследования и изменения особенностей организмов. Она сгорала большую роль в развитии различных сфер человеческой деятельности.

 

 

 

Содержание:

1. Закон единообразия

2. Закон расщепления

3. Закон независимого наследования признаков

4. Заключение

ЗАКОН ЕДИНООБРАЗИЯ

Порядок проведения эксперимента

Этот закон был установлен в ходе первого этапа эксперимента. Были взяты два гороха с разными особенностями – разным цветом семян. Они были обозначены как родительские растения или «РР». Одни были желтые, другие зеленые. Для чистоты эксперимента проводилось искусственное опыление.

Результат

Результатом стало появление гороха первого поколения «F1». У таких растений семена всегда были желтыми. Это значит, что второе поколение представляло собой один определенный тип и имело признаки только одного из растений первого поколения (желтый цвет в данном случае). Такие признаки называются доминантными.

Таким образом у всего второго поколения проявилось единообразие, что и дало название закону.

ЗАКОН РАСЩЕПЛЕНИЯ

Порядок проведения эксперимента

Для следующего этапа исследования использовался только горох первого поколения. Мендель высадил его и оставил без вмешательства, чтобы горох мог самостоятельно опылиться. Это позволило появиться растениям второго поколения «F2».

Результат

Из-за самостоятельного опыления появились семена желтого и зелёного цвета. А поскольку жёлтый цвет является доминантным признаком, то соотношение семян желтого цвета к зеленому составило 3 к 1.

Разделение, а точнее расщепление родительского типа на два различных, дало название второму закону.

Данный опыт помог установить, что признак одного из родителей (зеленый цвет) не исчез полностью, а просто неактивен или подавлен. За него отвечал тот же ген, что и за желтый цвет, за который отвечала часть гена – доминантный аллель. Желтый цвет в себе содержала рецессивная аллель – «а», подавляемая доминантной «А».

Поэтому строение растений:

• зеленый горох-родитель – две рецессивных аллели «аа»;

• желтый горох-родитель – две доминантных аллели «АА»;

• желтый горох первого поколения – одна доминантная и одна рецессивная аллели «Аа»;

• желтый горох второго поколения – он может содержать следующие аллели: «АА», «Аа», «аА». В них цвет обуславливается наличием доминанта;

• зеленый горох второго поколения – две рецессивных аллели «аа».

ТРЕТИЙ ЗАКОН НЕЗАВИСИМОГО НАСЛЕДОВАНИЯ ПРИЗНАКОВ

Порядок проведения эксперимента

Для третьего опыта Мендель использовал растения гороха с несколькими различающимися признаками: цвет семян и их гладкость. Один вид имел семена гладкие желтые, а второй – зеленые и ребристые.

В первом поколении растение приобрело следующие признаки: желтый цвет и гладкость семян.

Во втором поколении уже наблюдалось расщепление:

• желтый цвет и гладкие семена;

• желтый цвет и ребристые семена;

• зеленый цвет и гладкие семена;

• зеленый цвет и ребристые семена.

Получившийся результат говорит о том, что передача и наследование двух разных признаков не зависит друг от друга. А соответственно за гладкость отвечает другой ген, у которого своей набор аллелей. Гладкие семена обуславливаются сочетанием аллелей «BB», «Bb», «bB».

Таким образом строение растений:

• зеленый горох-родитель с ребристыми семенами – «аа» и «bb»;

• желтый горох-родитель с гладкими семенами – «АА» и «BB»;

• желтый горох первого поколения с гладкими семенами – «Аа» и «Bb»;

• желтый горох второго поколения с гладкими семенами – «АА», «Аа», «аА» в сочетании с «BB», «Bb», «bB».

• желтый горох второго поколения с ребристыми семенами – «АА», «Аа», «аА» и «bb»

• зеленый горох второго поколения с гладкими семенами – «аа» в сочетании с «BB», «Bb», «bB»;

• зеленый горох второго поколения с ребристыми семенами «аа» и «bb».

Таким образом соотношение цветов и гладкости: 9-3-3-1.

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

В ходе экспериментов Мендель смог установить, что любой ген может содержать рецессивную и(или) доминантную части. Она подавляет рецессивную. Обе эти части впоследствии были названы аллелями. При соединении растений с разными генами, их аллели будут передаваться независимо друг от друга, что начнет проявляться во втором поколении. Если в первом поколении растение приобретает только доминантные признаки, то во втором начнут проявляться и рецессивные. На этом и основываются три закона Менделя и это позволяет ученым-генетикам предугадывать поведение организма при размножении.

Материал взят с сайта https://nauka.club

ЗАПИШИТЕ КРАТКО ЗАКОНЫ:

Первый закон Менделя (закон единообразия): В первом поколении все гибриды одинаковы, похожи на одного из родителей.
Второй закон Менделя (закон расщепления): При скрещивание гетерозиготных гибридов первого поколения происходит расщепление признаков в соотношении 3:1.
Третий закон Менделя (закон независимого наследования признаков):  При дигибридном скрещивании расщепление по каждой паре признаков идет независимо от других признаков.

Моногибридное скрещивание — скрещивание форм, отличающихся друг от друга по одной паре изучаемых  признаков, за которые отвечают аллели одного гена.

Дигибридное скрещивание — скрещивание организмов, различающихся по двум парам альтернативных признаков, например, окраске цветков (белая, смешанная или окрашенная) и форме семян (гладкая или морщинистая).

ГРУППА 301 ХИМИЯ 37

Тема: Фенол. Физические и химические свойства фенола. Взаимное влияние атомов в молекуле фенола: взаимодействие с гидроксидом натрия и азотной кислотой. Применение фенола на основе свойств.

СМОТРИМ ВИДЕО, КОНСПЕКТИРУЕМ, УЧИМ.

1.  Фенолы - производные ароматических углеводородов, в молекулах которых гидроксильная группа (- ОН) непосредственно связана  с атомами углерода в бензольном кольце.

2. Классификация фенолов

Различают одно-, двух-, трехатомные фенолы в зависимости от количества ОН-групп в молекуле:

В соответствии с количеством конденсированных ароматических циклов в молекуле различают сами фенолы (одно ароматическое ядро – производные бензола), нафтолы (2 конденсированных ядра – производные нафталина), антранолы (3 конденсированных ядра – производные антрацена) и фенантролы: 

 

3. Изомерия и номенклатура фенолов 

Возможны 2 типа изомерии:

• изомерия положения заместителей в бензольном кольце

• изомерия боковой цепи (строения алкильного радикала и числа радикалов)

Для фенолов широко используют тривиальные названия, сложившиеся исторически. В названиях замещенных моноядерных фенолов используются также приставки орто-, мета- и пара -, употребляемые в номенклатуре ароматических соединений. Для более сложных соединений нумеруют атомы, входящие в состав ароматических циклов и с помощью цифровых индексов указывают положение заместителей  

4. Строение молекулы

Фенильная группа C₆H₅ – и гидроксил –ОН взаимно влияют друг на друга

• 
   неподеленная электронная пара атома кислорода притягивается 6-ти электронным облаком бензольного кольца, из – за чего связь О–Н еще сильнее поляризуется. Фенол - более сильная кислота, чем вода и спирты. 

• В бензольном кольце нарушается симметричность электронного облака, электронная плотность повышается в положении 2, 4, 6. Это делает более реакционноспособными связи С-Н в положениях 2, 4, 6. и – связи бензольного кольца.

5. Физические свойства

Большинство одноатомных фенолов при нормальных условиях представляют собой бесцветные кристаллические вещества с невысокой температурой плавления и характерным запахом. Фенолы малорастворимы в воде, хорошо растворяются в органических растворителях, токсичны, при хранении на воздухе постепенно темнеют в результате окисления.

Фенол C₆H₅OH (карболовая кислота) — бесцветное кристаллическое вещество на воздухе окисляется и становится розовым, при обычной температуре ограниченно растворим в воде, выше 66 °C смешивается с водой в любых соотношениях. Фенол — токсичное вещество, вызывает ожоги кожи, является антисептиком

6. Токсические свойства

Фенол ядовит. Вызывает нарушение функций нервной системы. Пыль, пары и раствор фенола раздражают слизистые оболочки глаз, дыхательных путей, кожу. Попадая в организм, Фенол очень быстро всасывается даже через неповрежденные участки кожи и уже через несколько минут начинает воздействовать на ткани головного мозга. Сначала возникает кратковременное возбуждение, а потом и паралич дыхательного центра. Даже при воздействии минимальных доз фенола наблюдается чихание, кашель, головная боль, головокружение, бледность, тошнота, упадок сил. Тяжелые случаи отравления характеризуются бессознательным состоянием, синюхой, затруднением дыхания, нечувствительностью роговицы, скорым, едва ощутимым пульсом, холодным потом, нередко судорогами. Зачастую фенол является причиной онкозаболеваний.

7. Применение фенолов

1.     Производство синтетических смол, пластмасс, полиамидов 

2.     Лекарственных препаратов

3.     Красителей

4.     Поверхностно-активных веществ

5.     Антиоксидантов

6.     Антисептиков

7.     Взрывчатых веществ

8-

9. Химические свойства фенола (карболовой кислоты)

I. Свойства гидроксильной группы

Кислотные свойства – выражены ярче, чем у предельных спиртов (окраску индикаторов не меняют):

• С активными металлами- 

2C₆H₅-OH + 2Na → 2C₆H₅-ONa + H₂

                                  фенолят натрия

• Со щелочами -

C₆H₅-OH + NaOH (водн. р-р) ↔ C₆H₅-ONa + H₂O

! Феноляты – соли слабой карболовой кислоты, разлагаются угольной кислотой –

C₆H₅-ONa + H₂O + СO₂ → C₆H₅-OH + NaHCO₃

По кислотным свойствам фенол превосходит этанол в 10⁶ раз. При этом во столько же раз уступает уксусной кислоте. В отличие от карбоновых кислот, фенол не может вытеснить угольную кислоту из её солей

C₆H₅-OH + NaHCO₃ = реакция не идёт – прекрасно растворяясь в водных растворах щелочей, он фактически не растворяется в водном растворе гидрокарбоната натрия.

Кислотные свойства фенола усиливаются под влиянием связанных с бензольным кольцом электроноакцепторных групп (NO₂^-, Br^-)

C6H5-OH< п-нитрофенол < 2,4,6-тринитрофенол

2,4,6-тринитрофенол или пикриновая кислота сильнее угольной 

II. Свойства бензольного кольца

1). Взаимное влияние атомов в молекуле фенола проявляется не только в особенностях поведения гидроксигруппы (см. выше), но и в большей реакционной способности бензольного ядра. Гидроксильная группа повышает электронную плотность в бензольном кольце, особенно, в орто- и пара-положениях (+М-эффект ОН-группы):

Поэтому фенол значительно активнее бензола вступает в реакции электрофильного замещения в ароматическом кольце.

• Нитрование. Под действием 20% азотной кислоты HNO₃ фенол легко превращается в смесь орто- и пара-нитрофенолов:

При использовании концентрированной HNO₃ образуется 2,4,6-тринитрофенол (пикриновая кислота):

• Галогенирование. Фенол легко при комнатной температуре взаимодействует с бромной водой с образованием белого осадка 2,4,6-трибромфенола (качественная реакция на фенол):

• Конденсация с альдегидами. Например:

Фенолформальдегидные смолы 

2).  Гидрирование фенола                      

C₆H₅-OH + 3H₂ ^{Ni, 170ºC} → C₆H₁₁ – OH    циклогексиловый спирт (циклогексанол) 

III. Качественная реакция   - обнаружение фенола 

6C₆H₅-OH + FeCl₃ → [Fe(C₆H₅-OH)₃](C₆H₅O)₃ + 3HCl

FeCl₃ - светло-жёлтый    раствор                    

[Fe(C₆H₅-OH)₃](C₆H₅O)₃ - фиолетовый раствор     

ГРУППА  406 ХИМИЯ 41,42

Тема: Соли и их свойства.   Взаимодействие солей с металлами. Взаимодействие солей друг с другом. 

Соли - это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН₄⁺, гидроксилированных групп Ме(ОН)_n^m+) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме_nА_m, где А - кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония NН₄⁺) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные, смешанные и комплексные (см. таблицу).

 

Таблица - Классификация солей по составу

СОЛИ
Средние (нормальные) - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл AlCl3	Кислые(гидросоли) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл КHSO4	Основные (гидроксосоли) -продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток FeOHCl	Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток КNaSO4	Смешанные - содержат один металл и несколько кислотных остатков CaClBr	Комплексные [Cu(NH3)4]SO4

 

Физические свойства. Соли - это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

 

Химические свойства

 

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

 

NaCl  Na⁺ + Cl^–.

КNaSO₄  К⁺ + Na⁺ + SO₄^2– .

CaClBr  Ca²⁺ + Cl ^–+ Br^–.

КHSO₄  К⁺ + НSO₄^–                     HSO₄^–  H⁺ + SO₄^2–.

FeOHClFeOH⁺ + Cl^–                   FeOH⁺Fe²⁺ + OH^–.

[Cu(NH₃)₄]SO₄  [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–                   [Cu(NH₃)₄]²⁺  Cu²⁺ + 4NH₃.

 

2) Взаимодействие с индикаторами. В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н⁺ (кислая среда) или ионы ОН^– (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

 

индикатор + Н⁺ (ОН^–)  окрашенное соединение.

 

AlCl₃ + H₂O  AlOHCl₂ + HCl       Al³⁺ + H₂O  AlOH²⁺ + H⁺

 

3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:

 

СаСO₃  СаO + СО₂­.

 

Соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

 

2AgCl  Ag + Cl₂­.

 

Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:

2КNO₃  2КNO₂ + O₂­.

4) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

2HCl + Na₂CO₃  ® 2NaCl + CO₂­ + H₂O              2H⁺ + CO₃^2– ® CO₂­ + H₂O.

СaCl₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2HCl             Сa²⁺ + SO₄^2- ® CaSO₄¯.

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

 

FeOHCl + HCl ® FeCl₂ + H₂O.

 

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

 

Na₂SO₄ + H₂SO₄ ® 2NaHSO₄.

 

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.

 

 CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄              Cu²⁺ + 2OH^– ® Cu(OH)₂¯.

 

6) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃                             Ag⁺ + Cl^– ® AgCl¯.

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:

Fe + CuSO₄ ® Cu¯ + FeSO₄            Fe + Cu²⁺ ® Cu¯ + Fe²⁺.

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока). Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

 

2NaCl + 2H₂O H₂­ + 2NaOH + Cl₂­.

2NaCl_{расплав} 2Na + Cl₂­.

 

9) Взаимодействие с кислотными оксидами.

 

СО₂ + Na₂SiO₃  ® Na₂CO₃  + SiO₂

 

Na₂CO₃  + SiO₂  СО₂­ + Na₂SiO₃

 

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами:

 

2Na + Cl₂ ® 2NaCl.

 

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами:

 

 CaO + SiO₂ CaSiO₃                       ZnO + SO₃ ZnSO₄.

 

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами:

 

Na₂O + ZnO  Na₂ZnO₂.

 

4) Взаимодействием металлов с кислотами:

 

2HCl + Fe ® FeCl₂ + H₂­.

 

5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:

 

Na₂O + 2HNO₃ ® 2NaNO₃ + H₂O                      ZnO + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O.

 

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами:

 

В растворе: 2NaOH + ZnO + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄]              2OH^– + ZnO + H₂О ® [Zn(OH)₄]^2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO  Na₂ZnO₂ + H₂O.

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂[Zn(OH)₄]                 2OH^–  +  Zn(OH)₂ ® [Zn(OH)₄]^2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)₂  Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

 

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:

 

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2H₂O                         Zn(OH)₂ + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + 2H₂O.

 

8) Взаимодействием кислот с солями:

 

2HCl + Na₂S ® 2NaCl + Н₂S­.

 

9) Взаимодействием солей со щелочами:

 

ZnSО₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + Zn(OH)₂¯.

 

10) Взаимодействием солей друг с другом:

 

AgNO₃ + KCl ® AgCl¯ + KNO₃.

Тема: Соли как электролиты. Соли средние, кислые и оснóвные. 

Химические  свойства солей в свете теории электролитической диссоциации. 

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH⁺₄) и анионы кислотных остатков.

Например, диссоциация средних солей :

(NH₄)₂SO₄ -> 2NH⁺₄+ SO^2-₄;

Na₃PO ₄ -> 3 Na ⁺ + PO ^3- ₄

Кислые же и основные соли диссоци­ируют ступенчато:

Диссоциация кислых солей	Диссоциация основных солей
У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. KHSO4 -> K + + HSO -4 HSO -4 ↔ H + + SO 2-4	У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg( OH )Cl -> Mg( OH )++ Cl - Mg ( OH )+↔ Mg2+ + OH

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Дайте названия следующим солям:
NaCl
KNO₃
FeCl₃
Li₂SO₄
KHSO₄
BaOHCl
CaSO₃
Al₂S₃
NaH₂PO₄
CuCl₂

№2. Составьте химические формулы солей по их названиям: хлорид железа (II), гидросульфид калия, сульфид калия, сульфит калия, сульфат калия, ортофосфат железа (III), нитрат магния, карбонат натрия.

№3. Как  двумя способами из оксида кальция можно получить:

а) сульфат кальция; б) ортофосфат кальция.

Составьте уравнения реакций.