25.01.21 г. 303,306,305,108 группы 

ГРУППА 303

ТЕМА:Соли как электролиты. Способы получения солей.

1. Соли являются электролитами.

 

В водных растворах соли диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) металлов и отрицательно заряженные ионы (анионы) кислотных остатков.

Например, при растворении кристаллов хлорида натрия в воде положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные ионы хлора, из которых образована кристаллическая решётка этого вещества, переходят в раствор:

NaCl→Na++Cl−.

При электролитической диссоциации сульфата алюминия образуются положительно заряженные ионы алюминия и отрицательно заряженные сульфат-ионы:

Al2(SO4)3→2Al3++3SO2−4.

2. Соли могут взаимодействовать с металлами.

  

В ходе реакции замещения, протекающей в водном растворе, химически более активный металл вытесняет менее активный.

Например, если кусочек железа поместить в раствор сульфата меди, он покрывается красно-бурым осадком меди. Раствор постепенно меняет цвет с синего на бледно-зелёный, поскольку образуется соль железа(II):

Fe+CuSO4→FeSO4+Cu↓.

Видеофрагмент:

взаимодействие сульфата меди(II) с железом

При взаимодействии хлорида меди(II) с алюминием образуются хлорид алюминия и медь:
2Al+3CuCl2→2AlCl3+3Cu↓.

 

3. Соли могут взаимодействовать с кислотами.

Протекает реакция обмена, в ходе которой химически более активная кислота вытесняет менее активную.

Например, при взаимодействии раствора хлорида бария с серной кислотой образуется осадок сульфата бария, а в растворе остаётся соляная кислота:
BaCl2+H2SO4→BaSO4↓+2HCl.

При взаимодействии карбоната кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция и угольная кислота, которая тут же разлагается на углекислый газ и воду:

CaCO3+2HCl→CaCl2+H2O+CO2↑H2CO3.

 

Видеофрагмент:

Взаимодействие кислот с солями

 

4. Растворимые в воде соли могут взаимодействовать со щелочами.

Реакция обмена возможна в том случае, если в результате хотя бы один из продуктов является практически нерастворимым (выпадает в осадок).

Например, при взаимодействии нитрата никеля(II) с гидроксидом натрия образуются нитрат натрия и практически нерастворимый гидроксид никеля(II):
Ni(NO3)2+2NaOH→Ni(OH)2⏐↓+2NaNO3.

Видеофрагмент:

Взаимодействие нитрата никеля(II) с гидроксидом натрия

При взаимодействии карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашёной известью) образуются гидроксид натрия и практически нерастворимый карбонат кальция:
Na2CO3+Ca(OH)2→2NaOH+CaCO3⏐↓.

 

5. Растворимые в воде соли могут вступать в реакцию обмена с другими растворимыми в воде солями, если в результате образуется хотя бы одно практически нерастворимое вещество.

Например, при взаимодействии сульфида натрия с нитратом серебра образуются нитрат натрия и практически нерастворимый сульфид серебра:
Na2S+2AgNO3→2NaNO3+Ag2S↓.

 

Видеофрагмент:

Взаимодействие сульфида натрия с нитратом серебра

При взаимодействии нитрата бария с сульфатом калия образуются нитрат калия и практически нерастворимый сульфат бария:
Ba(NO3)2+K2SO4→2KNO3+BaSO4⏐↓.

6. Некоторые соли при нагревании разлагаются.

 

Причём химические реакции, которые протекают при этом, можно условно разделить на две группы:

• реакции, в ходе которых элементы не изменяют степень окисления,
• окислительно-восстановительные реакции.

A. Реакции разложения солей, протекающие без изменения степени окисления элементов.

 

В качестве примеров таких химических реакций рассмотрим, как протекает разложение карбонатов.

При сильном нагревании карбонат кальция (мел, известняк, мрамор) разлагается, образуя оксид кальция (жжёную известь) и углекислый газ:
CaCO3⇄t°CaO+CO2↑.

 

Видеофрагмент:

Разложение мела при нагревании

 

Гидрокарбонат натрия (пищевая сода) при небольшом нагревании разлагается на карбонат натрия (соду), воду и углекислый газ:
2NaHCO3⇄t°Na2CO3+H2O+CO2↑.

 

Видеофрагмент:

Разложение гидрокарбоната натрия

Кристаллогидраты солей при нагревании теряют воду. Например, пентагидрат сульфата меди(II) (медный купорос), постепенно теряя воду, превращается в безводный сульфат меди(II):
CuSO4⋅5H2O→t°CuSO4+5H2O.

При обычных условиях образовавшийся безводный сульфат меди можно превратить в кристаллогидрат:
CuSO4+5H2O→CuSO4⋅5H2O

Видеофрагмент:

Разрушение и образование медного купороса

Аналогичная химическая реакция протекает, когда к гемигидрату сульфата кальция (жжёному гипсу) при помешивании добавляют воду. Получившаяся кашица быстро застывает в результате образования дигидрата сульфата кальция (гипса):
CaSO4⋅0,5H2O+1,5H2O→CaSO4⋅2H2O

Видеофрагмент:

Застывание гипса

Б. Окислительно-восстановительные реакции разложения солей.

 

Окислительно-восстановительные процессы протекают при разложении нитратов.
Например, при термическом разложении нитрата калия образуются нитрит этого металла и кислород:
2KN+5O−23−→−t°2KN+3O2+O2↑0 

Видеофрагмент:

Разложение нитрата калия

Разложение перманганата калия в лабораторных условиях можно использовать для получения кислорода. При разложении этой соли, кроме кислорода, образуются манганат калия и оксид марганца(IV):
2KMn+7O−24−→−t°K2Mn+6O4+Mn+4O2+O2↑0

Способы получения кислых солей

1. Кислые соли образуются при взаимодействии средних солей с кислотами.

  

Например, если к раствору сульфата натрия добавить раствор серной кислоты, из полученного раствора можно выкристаллизовать гидросульфат натрия:

Na2SO4+H2SO4→2NaHSO4.

 

Нерастворимые в воде природные карбонаты (известняк и другие) в присутствии воды и углекислого газа (угольной кислоты) превращаются в растворимые гидрокарбонаты.

 

Например, карбонат кальция превращается в гидрокарбонат:

CaCO3+H2O+CO2H2CO3→Ca(HCO3)2.

 

В результате этой химической реакции возрастает жёсткость природной воды, обусловленная присутствием растворимых солей кальция и магния, образуются карстовые пещеры, а также происходит разрушение коралловых рифов.

 

Видеофрагмент:

Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов

2. Кислые соли образуются при неполной нейтрализации многоосновных кислот.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия с серной кислотой в соотношении количества вещества 1:1 образуется гидросульфат натрия:
NaOH+H2SO4→NaHSO4+H2O.

Если гидроксид кальция взаимодействует с фосфорной (ортофосфорной) кислотой в
соотношении количества вещества 1:2, образуется дигидрофосфат кальция:
Ca(OH)2+2H3PO4→Ca(H2PO4)2+2H2O.

3. Кислые соли образуются при действии избытка кислотного оксида на основание.

Например, если гидроксид натрия реагирует с оксидом углерода(IV) в соотношении количества вещества 1:1, образуется гидрокарбонат натрия:

NaOH+CO2→NaHCO3.

Способы получения основных солей

1. Основные соли образуются при взаимодействии щелочей с растворимыми в воде солями.

Например, если смешать растворы хлорида кальция и гидроксида кальция, из полученного раствора можно выкристаллизовать гидроксохлорид кальция:
Ca(OH)2+CaCl2→2CaOHCl.

 

2. Основные соли образуются при взаимодействии избытка основания с кислотой.

Например, гидроксохлорид кальция  образуется при неполной нейтрализации гидроксида кальция соляной кислотой:
Ca(OH)2+HCl→CaOHCl+H2O.

 

3. Гидроксокарбонат меди(II), свинца(II), цинка и некоторых других металлов образуется при взаимодействии растворов солей этих металлов с растворами карбонатов.

Например, при взаимодействии раствора сульфата меди(II) (медного купороса) с раствором карбоната натрия (соды) образуется осадок гидроксокарбоната меди:

2CuSO4+2Na2CO3+H2O→(CuOH)2CO3⏐↓+CO2↑⏐+2Na2SO4.

 

Видеофрагмент:

Получение основного карбоната меди

Получение комплексных солей

1. Комплексные соли образуются при действии растворов щелочей на амфотерные гидроксиды.
 
Например, при действии раствора гидроксида калия на гидроксид цинка образуется тетрагидроксоцинкат калия:
2KOH+Zn(OH)2→K2[Zn(OH)4].

При действии разбавленного раствора гидроксида натрия на гидроксид алюминия образуется тетрагидроксоалюминат натрия:

NaOH+Al(OH)3→Na[Al(OH)4].

2. Ещё один способ получения комплексных солей — действие растворов щелочей на амфотерные оксиды.

Например, при действии раствора гидроксида натрия на оксид цинка образуется тетрагидроксоцинкат натрия:

2NaOH+ZnO+H2O→Na2[Zn(OH)4].

Комплексные соли образуются также при растворении в щёлочи цинка или алюминия.

 

Одним из продуктов реакции в этом случае является водород:

2NaOH+Zn+2H2O→Na2[Zn(OH)4]+H2↑⏐,

2NaOH+2Al+6H2O→2Na[Al(OH)4]+3H2↑⏐.

ГРУППА 306

1.ТЕМА: Электронные конфигурации атомов. 

Электронная конфигурация атома — это численное представление его электронных орбиталей. Электронные орбитали — это области различной формы, расположенные вокруг атомного ядра, в которых математически вероятно нахождение электрона. Электронная конфигурация помогает быстро и с легкостью сказать читателю, сколько электронных орбиталей есть у атома, а также определить количество электронов, находящихся на каждой орбитали. Прочитав эту статью, вы освоите метод составления электронных конфигурац

1. Атомная орбиталь

   Все химические свойства веществ, то есть способность вступать в химические реакции, определяются строением электронных оболочек атомов. Электрон — главная элементарная частица для химии, так как именно благодаря обмену электронами могут образовываться новые химические соединения. Электрон — уникальная элементарная частица: обладая свойствами, отличающими его от всех других частиц, он одновременно является и частицей, и волной. Говоря научным языком, имеет двойственную природу. С одной стороны, обладая малой массой (почти в 2 тыс. раз меньше, чем масса протона и нейтрона), электрон проявляет свойства частицы. С другой стороны, электрон движется с такой высокой скоростью, что фактически «размазан» по атому, он находится не в одной конкретной точке, а образует «электронное облако». В этой области  пространства электронная плотность достаточно велика. Этим объясняются волновые свойства электрона. Дуализм электрона подтверждается экспериментально. Так, например, для потока электронов, как и для световых волн, характерны явления интерференции (наложения) и дифракции (огибание препятствия). 

   

   Определение

   Атомная орбиталь — это область пространства, в которой вероятность нахождения  электрона максимальна.

   

   На каждой орбитали могут максимально размещаться два электрона, обладающие равной энергией, но отличающиеся особым свойством, спином.

   

   Если очень условно уподобить электрон детской игрушке — волчку, то электроны с разными спинами будут соответствовать волчкам, вращающимся в разные стороны. Графически орбиталь принято изображать в виде квадрата, а электроны — в виде стрелок, направленных вверх или вниз. Стрелки, направленные в противоположные стороны, означают электроны с двумя противоположными спинами.

   Электронные орбитали имеют определенную форму и энергию. Ряд орбиталей, обладающих равной или близкой энергией, образует энергетический уровень (слой). Номер уровня обозначают числом (n = 1, 2, 3…) или заглавной латинской буквой (K, L, M и дальше по алфавиту). Различают первый (n = 1 или K), второй (n = 2 или L), третий (n = 3 или M) и т. д. энергетические уровни, вплоть до бесконечности (  означает, что электрон улетает из атома, и атом превращается в ион). Уровень с номером n включает ровно  орбиталей, на которых может разместиться максимально  электронов. Номер энергетического уровня  называют главным квантовым числом.

   Таким образом, на первом энергетическом уровне могут максимально находиться 2 электрона, на втором — 8, на третьем — 18 и т. д.

   Формы атомных орбиталей

   Каждый энергетический уровень делится на энергетические подуровни, которые образованы орбиталями, имеющими одинаковую форму и равную энергию. По форме различают s-, p-, d- и f-орбитали. s-орбитали имеют форму шара, иными словами, электрон, находящийся на такой орбитали (его называют s-электроном), большую часть времени проводит внутри сферы. s-орбиталь, находящуюся на первом энергетическом уровне, обозначают 1s, на втором — 2s и т. д.

   

   р-орбитали имеют форму объемной восьмерки (см. рис. б и в). Следует подчеркнуть, что любая орбиталь является объемной. Они могут быть направлены по одной из трех координатных осей (обозначаются ,, ), поэтому на каждом энергетическом уровне (кроме первого, где есть только s-орбиталь) существуют три р-орбитали, обладающие одинаковой энергией. Формы d- и f-орбиталей намного сложнее. На рисунке видно, что существует 5 форм d-орбиталей и 7 форм f-орбиталей. На каждой из орбиталей, как вы помните, могут размещаться не более двух электронов, следовательно, s-подуровень максимально вмещает 2 электрона, p — 6, d — 10, f — 14.

   

    

   Орбитали одной и той же формы, но находящиеся на разных энергетических уровнях (например, 1s, 2s и 3s-орбитали), отличаются по энергии. Чем больше номер уровня, тем выше энергия орбитали и тем больше ее размер.

   Рассмотрим три первых энергетических уровня. На первом уровне (n = 1) есть только 1s-подуровень (одна 1s-орбиталь), на котором максимально могут находиться два электрона (2 = 2×1). Второй энергетический уровень включает два подуровня: 2s- подуровень (одна 2s- орбиталь) и 2p-подуровень (три 2p-орбитали), всего четыре орбитали, на которых может находиться до 8 электронов (8 = 2×22). В состав третьего уровня (максимально 18 электронов) входят три подуровня: 3s- (одна орбиталь), 3p- (три орбитали) и 3d- (пять орбиталей), всего 9 орбиталей, содержащих не более 18 электронов (18 = 2×32).

   Номер энергетического уровня (n)	Подуровни и их схематичное изображение				Максимальное число электронов на энергетическом уровне ()
   	s-	p-	d-	f-
   1					2
   2					8
   3					18
   4					32

    

   Электроны занимают уровни и орбитали последовательно, в порядке увеличения энергии. Сначала заполняется первый энергетический уровень, после его завершения — второй и т. д. 

   Принципы построения электронной конфигурации элемента

   Количество электронов в атоме элемента равно его порядковому номеру.

   Количество энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором расположен элемент.

   Количество электронов на внешнем (валентном) уровне равно номеру группы, в которой расположен элемент.

   При более подробном описании электронной конфигурации рассматривают не только количество электронов на данном энергетическом уровне, но и их распределение по подуровням. 

   

   Разместим уже известные нам орбитали на энергетической диаграмме. Каждую незаполненную орбиталь мы обозначим пустым квадратиком (вертикальная ось показывает направление возрастания энергии).

   Для полного описания электронного строения атома надо знать, как именно распределены электроны по энергетическим уровням. Перечень энергетических уровней, заполненных электронами, называют электронной конфигурацией атома.

   При заполнении орбиталей электронами используют следующие правила.

   1. Принцип минимума энергии

      Орбитали заполняются в порядке увеличения энергии, снизу вверх. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, т. е. среди свободных орбиталей он выбирает орбиталь с самой низкой энергией.

      Порядок заполнения энергетических подуровней (см. рис.) можно запомнить в виде ряда: 
                       1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s….
      
      
   2. Принцип Паули

      На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.  Если два электрона находятся на одной орбитали, то они обладают противоположными спинами (стрелки направлены в разные стороны). Такие электроны называют спаренными. Если на орбитали находится только один электрон, то его называют неспаренным.

      

   3. Правило Хунда (Гунда)

      Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

      

   Обратите внимание, что 4s-орбиталь обладает меньшей энергией, чем  3d-орбиталь. Это означает, что в первую очередь электроны заполнят 4s-подуровень и лишь затем 3d-подуровень. Для удобства запоминания порядка заполнения энергетических подуровней лучше воспользоваться следующей схемой: в каждой отдельной строке написать возможные типы орбиталей для каждого уровня, провести стрелки под углом 45 и «расселять» электроны по подуровням, ориентируясь по стрелкам сверху вниз.

   

   Запись электронной конфигурации атома

   Подробные электронные конфигурации атомов изображают двумя способами:

   1. графически, с помощью квадратиков со стрелками (часто называют энергетическими диаграммами);
   2. в строчку, когда перечисляются все занятые энергетические подуровни с указанием общего числа электронов на каждом из них.

   

   Рассмотрим порядок заполнения электронами энергетических уровней, воспользовавшись периодической системой. Число электронов в атоме элемента, как вы помните, равно заряду его ядра, а следовательно, и порядковому номеру элемента в периодической системе. Так, например, в атоме водорода (N = 1) содержится всего один электрон, а в атоме кислорода (N = 8) — восемь. В каждом периоде периодической системы электронная оболочка атома каждого последующего элемента повторяет строение электронной оболочки предыдущего элемента с добавлением одного электрона.

   Число заполненных энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором расположен элемент.

   Электронные конфигурации некоторых элементов 

   Первый энергетический уровень вмещает максимально два электрона. Поэтому первый период состоит лишь из двух элементов — водорода и гелия. Простейший из атомов — водород, H. Он содержит один электрон, который занимает орбиталь с самой низкой энергией — 1s-орбиталь. Электронная конфигурация атома водорода. В атоме гелия первый энергетический уровень полностью завершен.

   

    У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

   

   В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.

   

   В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).

    

   Определение

   Элементы, в атомах которых происходит заполнение предвнешнего энергетического уровня, называют переходными.

   Такие элементы расположены в побочных подгруппах периодической системы. Начиная с элемента галлия заполнение четвертого уровня продолжается. 

   Химические свойства элементов определяются не всеми электронами, а только внешними, обладающими наибольшей энергией.

   Внешние электроны называют валентными, и их количество, как правило, равно номеру группы, в которой расположен элемент.

   Их атом может отдавать в результате химических реакций, они обуславливают его химические свойства. У элементов главных подгрупп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня. Число валентных электронов равно номеру группы, в которой находится элемент. Например, водород, натрий и калий, расположенные в первой группе, имеют по одному валентному электрону, а элементы четвертой группы — углерод и кремний — по четыре. Как вы помните, элементы, входящие в одну и ту же подгруппу, обладают сходными химическим свойствами. Это объясняется тем, что они имеют сходные электронные конфигурации, т. е. являются электронными аналогами. Полностью завершенные внутренние энергетические уровни не оказывают существенного влияния на химические свойства.  

   Элементы, в атомах которых валентные электроны расположены на  s-подуровне, называют  s-элементами, p-подуровне — p-элементами, d-подуровне — d-элементами, а f-подуровне — f-элементами. 

   s-элементы расположены в начале периодов, а р-элементы — в конце. В короткопериодном варианте периодической системы f-элементы (лантаноиды и актиноиды) вынесены за пределы таблицы. Малые периоды и главные подгруппы состоят лишь из s- и р-элементов. Все d- и f-элементы расположены в побочных подгруппах. 

   В длиннопериодном варианте s-, p-, d- и f-элементы занимают отдельные поля.

   Именно конфигурация валентных электронов определяет то, является ли элемент металлом или неметаллом, с какими другими элементами он может взаимодействовать и какова его валентность. При заполнении орбиталей электронами конфигурация валентных электронов периодически повторяется, что приводит к периодическому изменению химических свойств элементов. 

   
   

    

   
   

   

2.ТЕМА: Ионная химическая связь.

Ионная связь

Это крайний случай ковалентной полярной связи: разница электроотрицательностей элементов настолько велика (>2), что один из них полностью "забирает" электрон у второго и превращается в отрицательно заряженный ион (анион), а второй, отдав электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион).

Запомни! Как правило, ионная связь образуется между атомами металлов и атомами неметаллов.

 Например, на рисунке сверху изображены атомы натрия и фтора. Натрий - щелочной металл, представитель IA группы, имеет всего 1 валентный электрон и проявляет восстановительные свойства (электроотрицательность по шкале Полинга =0,98). Фтор - представитель галогенов (VIIA группа), имеет 7 валентных электронов, является сильным окислителем (=4,0). Фтор, будучи более электроотрицательным, "забирает" у атома натрия валентный электрон и превращается в анион, а атом натрия - в катион.

Ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между разноименно заряженными частицами: катионами и анионами.

Характеристики ионной связи

В отличие от ковалентной связи, ионная связь является ненасыщенной и ненаправленной. Это легко себе представить: ведь взаимодействие ионов в пространстве не зависит от направления, а каждый анион может притягивать к себе несколько катионов.

Следует подчеркнуть, что полностью ионной связи не существует. Корректнее говорить об "ионности", или ионном характере связи. В случае, если разница ЭО составляет более 2 (например, между щелочными металлами и галогенами), происходит почти полная "передача" электрона к более электроотрицательному элементу с образованием соответствующих ионов. 

ГРУППА 305

ТЕМА: Контрольная работа №1

A1. Атом, на внешнем электронном уровне которого находится 3 электрона:
1) Хлор
2) Сера
3) Натрий
4) Алюминий

A2. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами:
1) Лития и кислорода
2) Кислорода
3) Серы и водорода
4) Калия и фтора

A3. Такую же степень окисления, как и в SO2, сера имеет в соединении:
1) Na2SO4
2) K2SO3
3) CaS
4) SO3

A4. Формула сульфит-иона:
1) S0
2) SO32-
3) SO42-
4) S2-

A5. Реакция разложения представлена в уравнении:
1) 2NaI+Cl2=2NaCl+I2
2) Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
3) CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
4) 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

A6. Взаимодействие каких ионов приводит к возникновению газа?
1) Н+ и NO3—
2) Н+ и CO32—
3) NН4+ и SO42—
4) NН4+ и Cl—

A7. С разбавленной серной кислотой реагирует:
1) Медь
2) Серебро
3) Цинк
4) Кислород

A8. Функциональную группу –CООН содержит:
1) Метиловый спирт
2) Пропан
3) Муравьиная кислота
4) Ацетилен

A9. Какое из суждений является верным?
А. Минеральная вода – это чистое вещество.
Б. Духи – это смесь веществ.
1) Верно только А
2) Верно только Б
3) Верны оба суждения
4) Оба суждения неверны

A10. Металлические свойства у кальция выражены сильнее, чем у:
1) Лития
2) Калия
3) Магния
4) Натрия

А11. В результате физических явлений:
1) Изменяется состав вещества и его агрегатное состояние
2) Из одного вещества образуется другое
3) Размеры, форма тел или агрегатное состояние вещества претерпевают изменения, а состав остается постоянным

А12. Ряд, состоящий только из сложных веществ:
1) S, Mg, O2
2) CO, Si, H2O
3) HCl, NaOH, H2SO4
4) Cu, P4, Al2O3

А13. Определите элемент, в атоме которого содержится 34 электрона:
1) Алюминий
2) Селен
3) Хром
4) Марганец

А14. Число протонов в атоме можно определить по:
1) Порядковому номеру
2) Номеру периода
3) Номеру группы
4) Числу нейтронов в ядре

А15. Ряд, состоящий только из гидроксидов:
1) NH3, CuO, KOH
2) OF2, CO2, AlOH3
3) KOH, Mg(OH)2, Ca(OH)2
4) CS2, HCl, B2O3

А16. Что такое соль?
1) Сложное вещество, в состав которого обязательно входит кислород.
2) Сложное вещество, состоящее из атома металла и кислотного остатка.
3) Сложное вещество, состоящее из атома металла и гидроксогруппы.
4) Сложное вещество, состоящее из атома водорода и кислотного остатка.

А17. Что относится к химическим явлениям?
1) Испарение воды
2) Горение древесины
3) Перегонка нефти
4) Плавление металла

А18. Ряд, состоящий только из электролитов:
1) Эфир, поваренная соль, соляная кислота
2) Глюкоза, спирт, бензин
3) Азотная кислота, нитрат бария, гидроксид натрия
4) Серная кислота, оксид цинка, сульфат калия

А19. Формулы основания, кислоты, основного оксида, кислой соли в указанном порядке расположены в ряду:
1) NaOH, HNO3, CaO, Na(HSO4)
2) Ca(OH)2, MgO, CO, KHS
3) (CuOH)2CO3, CO2, HNO3, Ca(HCO3)2
4) NaOH, HCN, BaO, Na2S

ГРУППА 108

ТЕМА: Соли. Классификация солей. Особенности свойств солей органических и неорганических кислот.

 Соли. Названия и классификация солей.

В предыдущих параграфах этой главы вы постоянно встречались с реакциями, в которых образуются соли.

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.

Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH₄⁺. Примеры типичных солей приведены ниже.

NaCl – хлорид натрия,

Na₂SO₄ – сульфат натрия,

СаSO₄ – сульфат кальция,

СаCl₂ – хлорид кальция,

(NH₄)₂SO₄ – сульфат аммония.

Формула соли строится с учетом валентностей металла и кислотного остатка. Практически все соли – ионные соединения, поэтому можно говорить, что в солях связаны между собой ионы металла и ионы кислотных остатков:

Na⁺Cl^– – хлорид натрия

Ca²⁺SO₄^2– – сульфат кальция и т.д.

Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии является кислотный остаток. Названия солей в зависимости от кислотного остатка показаны в таблице 8-6.

Таблица 8-6. Построение названий солей. В верхней части таблицы приведены кислородсодержащие кислотные остатки, в нижней – бескислородные.

Соль какой кислоты	Кислотный остаток	Валентность остатка	Название солей	Примеры
Азотная HNO3	NO3-	I	нитраты	Ca(NO3)2 нитрат кальция
Кремниевая H2SiO3	SiO32-	II	силикаты	Na2SiO3 силикат натрия
Серная H2SO4	SO42-	II	сульфаты	PbSO4 сульфат свинца
Угольная H2CO3	CO32-	II	карбонаты	Na2CO3 карбонат натрия
Фосфорная H3PO4	PO43-	III	фосфаты	AlPO4 фосфат алюминия

Бромоводородная HBr	Br-	I	бромиды	NaBr бромид натрия
Иодоводородная HI	I-	I	иодиды	KI иодид калия
Сероводородная H2S	S2-	II	сульфиды	FeS сульфид железа (II)
Соляная HCl	Cl-	I	хлориды	NH4Cl хлорид аммония
Фтороводородная HF	F-	I	фториды	CaF2 фторид кальция

Из таблицы 8-6 видно, что названия кислородсодержащих солей имеют окончания "ат", а названия бескислородных солей – окончания "ид".

В некоторых случаях для кислородсодержащих солей может использоваться окончание "ит". Например, Na₂SO₃ – сульфит натрия. Это делается для того, чтобы различать соли серной кислоты (H₂SO₄) и сернистой кислоты (H₂SO₃) и в других таких же случаях.

** Все соли разделяются на средние, кислые и основные. Средние соли содержат только атомы металла и кислотного остатка. Например, все соли из таблицы 8-6 являются средними солями.

Любую соль можно получить соответствующей реакцией нейтрализации. Например, сульфит натрия образуется в реакции между сернистой кислотой и основанием (едким натром). При этом на 1 моль кислоты требуется взять 2 моля основания:

H2SO3	+	2 NaOH	=	Na2SO3	+	2 H2O
				сульфит натрия (средняя соль)

Если взять только 1 моль основания – то есть меньше, чем требуется для полной нейтрализации, то образуется кислая соль – гидросульфит натрия:

H2SO3	+	NaOH	=	NaHSO3	+	H2O
				гидросульфит натрия (кислая соль)

Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода.

Названия кислых солей содержат приставку "гидро" (от слова hydrogenium – водород). Например:

NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия,

K₂HPO₄ – гидрофосфат калия,

KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия.

Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо". Ниже приведен пример, показывающий отличие основных солей от обычных (средних):

Mg(OH)2	+	2 HCl	=	MgCl2	+	2 H2O
				хлорид магния (средняя соль)

Mg(OH)2	+	HCl	=	Mg(OH)Cl	+	H2O
				гидроксохлорид магния (основная соль)

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат гидроксильные группы.

Основные соли образуются только из многокислотных оснований. Одноокислотные основания таких солей образовать не могут.

В таблице 8-6 приведены международные названия солей. Однако полезно знать также русские названия и некоторые исторически сложившиеся, традиционные названия солей, имеющих важное значение (таблица 8-7).

Таблица 8-7. Международные, русские и традиционные названия некоторых важных солей.

Соль	Международное название	Русское название	Традиционное название	Применение
Na2CO3	Карбонат натрия	Натрий углекислый	Сода	В быту – как моющее и чистящее средство
NaHCO3	Гидрокарбонат натрия	Натрий углекислый кислый	Питьевая сода	Пищевой продукт: выпечка кондитерских изделий
K2CO3	Карбонат калия	Калий углекислый	Поташ	Применяется в технике
Na2SO4	Сульфат натрия	Натрий сернокислый	Глауберова соль	Лекарственное средство
MgSO4	Сульфат магния	Магний сернокислый	Английская соль	Лекарственное средство
KClO3	Хлорат калия	Калий хлорнова-токислый	Бертолетова соль	Применяется в зажигательных смесях для головок спичек

Например, ни в коем случае нельзя путать соду Na₂CO₃ и питьевую соду NaHCO₃. Если нечаянно использовать в пищу соду вместо питьевой соды, можно получить тяжелый химический ожог.

В химии и в технике до сих пор сохраняется много старинных названий. Например, каустическая сода – вовсе не соль, а техническое название гидроксида натрия NaOH. Если обыкновенной содой можно почистить раковину или посуду, то каустическую соду ни при каких обстоятельствах брать в руки или использовать в быту нельзя!

Эти простые знания могут пригодиться в жизни – мало ли с какими веществами придется столкнуться в будущем.