Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Вопрос № 8. Растворы. Основы теории электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Механизм растворения в воде веществ с ионной и ковалентной полярной связью. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: проводят электрический ток или проводниками не являются.
С особенностями растворения веществ можно познакомиться экспериментально, исследуя электропроводность растворов этих веществ с помощью прибора, изображённого на рисунке
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации.
В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи.
Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:
1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно(анионы) заряженные частицы.
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО3-, SO2-4, РОЗ-4 и т.д.).
2. В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.
Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные - к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые - анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами
|
ВЕЩЕСТВА |
|
|
ЭЛЕКТРОЛИТЫ |
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ |
|
Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток |
Неэлектролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток |
|
Вещества с ионной химической связью или ковалентной сильнополярной химической связью – кислоты, соли, основания |
Вещества с ковалентной неполярной химической связью или ковалентной слабополярной химической связью |
|
В растворах и расплавах образуются ионы |
В растворах и расплавах не образуются ионы |
3. Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К+ и анион А- в общем виде записывается так:
КА ↔ K+ + A-
Рассмотрим процесс растворения электролитов в воде
В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. ). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.
|
Рис. Молекула воды полярна и представляет собой диполь |
Растворение в воде веществ с ионной химической связью (на примере хлорида натрия – поваренной соли)
Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na+ и Сl– из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.
|
Рис. 2. Механизм растворения хлорида натрия в воде: |
Растворение в воде веществ с ковалентной сильнополярной химической связью
(на примере соляной кислоты)
При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. Если растворитель неводный, то ионы называют сольватированными (рис.).
|
Рис. 3. Диссоциация молекул HCl на ионы в водном растворе |
Основные положения:
Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении.
Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.
Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.
Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам
Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.
|
Атом водорода |
Ион водорода |
|
+1Н0 1s1
|
+1Н+ 1s0 |
Пример 2. Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона.
|
Атом хлора |
Ион хлора |
|
+17Cl0 1s22s22p63s23p5
|
+17Cl- 1s22s22p63s23p6 |
|
Атомы хлора имеют незавершённый внешний уровень, поэтому они химически очень активны, принимают электроны и восстанавливаются. Именно поэтому газообразный хлор ядовит, при вдыхании его наступает отравление организма. |
Ионы хлора имеют завершённый внешний уровень, поэтому они химически неактивны, находятся в устойчивом электронном состоянии. Ионы хлора входят в состав поваренной соли, употребление в пищу которой не вызывает отравления организма. |
Запомните!
1. Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам;
2. Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов;
3. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов.
Степень электролитической диссоциации
Поскольку электролитическая диссоциация - процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Другими словами, различные электролиты, согласно теории С. Аррениуса, диссоциируют на ионы в различной степени. Полнота распада (сила электролита) характеризуется количественной величиной – степенью диссоциации.
Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N):
Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации электролита, температуры.
1. Зависимость степени диссоциации от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем сильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.
2. Зависимость степени диссоциации от концентрации электролита: с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.
3. Зависимость степени диссоциации от температуры: степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).
Сильные и слабые электролиты
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.
Классификация электролитов в зависимости от степени электролитической диссоциации (памятка)
|
Классификация электролитов |
Сильные электролиты |
Средние электролиты |
Слабые электролиты |
|
Значение степени диссоциации (α) |
α>30% |
3%≤α≤30% |
α<3% |
|
Примеры |
1. Растворимые соли; 2. Сильные кислоты (НСl, HBr, HI, НNО3, НClO4, Н2SO4(разб.)); 3. Сильные основания – щёлочи. |
H3PO4 H2SO3 |
1. Почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); 2. Некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.); 3. Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); 4. Вода. |
Вопрос № 9. Электролитическая диссоциация кислот, солей, щелочей. Водородный показатель (pH среды). Окраска индикаторов метилоранжа, фенолфталеина, лакмуса в кислой, нейтральной и щелочной средах.
Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах
С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.
Диссоциация кислот
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H +).
Например,
HCl → H + + Cl -
HNO 3 → H + + NO 3 -
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато :
Н3РО4 Н+ + Н2РО-4 (первая ступень) – дигидроортофосфат ион
Н2РО-4 Н+ + НРO2-4 (вторая ступень) – гидроортофосфат ион
НРО2-4 Н+ + PОЗ-4 (третья ступень) – ортофосфат ион
Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.
Основания
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH -).
|
Диссоциация щелочей |
Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов) |
|
Вспомните! Щёлочи – это основания, растворимые в воде. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaОН, КОН, Rb ОН, С s ОН, Fr ОН и Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2, R а(ОН)2, а также N Н4ОН |
Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H +) и гидроксид-ионы ( OH -). |
|
Примеры уравнений диссоциации щелочей KOH → K + + OH -, NH 4OH NH +4 + OH - Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ba(ОН)2 Bа(ОН)+ + OH-(первая ступень) Ba(OH)+ Ba2++OH- (вторая ступень) |
Примеры уравнений диссоциации амфолитов Н2O ↔ Н+ + ОН- Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn(ОН)2 можно выразить уравнением: 2ОН- + Zn2+ + 2Н2О Zn (ОН)2 + 2Н2О [Zn(ОН)4]2-+ 2Н+ |
Соли
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+ SO2-4;
Na3PO 4 3 Na + + PO 3- 4
Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато:
Например,
|
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- |
Водородный показатель (рН)
В воде всегда присутствует немного катионов водорода и гидроксид-ионов, которые образуются в результате обратимой диссоциации:
H2O H+ + OH-
В 1 л чистой воды при комнатной температуре содержится 1 .10-7 моль катионов водорода и 1 .10-7 моль гидроксид-ионов.
Поскольку оперировать числами такого порядка неудобно, для количественной характеристики кислотности среды используют так называемый водородный показатель рН ("пэ аш", от латинского "pundus hydrogenium" - "вес водорода"). Каждое значение рН отвечает определенному содержанию катионов водорода в 1 л раствора.
В чистой воде и в нейтральных растворах, где в 1 л содержится 1 .10-7 моль катионов водорода, значение рН равно 7.
В растворах кислот содержание катионов водорода увеличивается, а содержание гидроксид-ионов уменьшается, в растворах щелочей наблюдается обратная картина. В соответствии с этим меняется и значение водородного показателя (рН).
Кислоты, попадая в воду, диссоциируют, и содержание катионов водорода в расчете на 1 л раствора становится больше 1 .10-7 моль.
Сильные кислоты в водной среде диссоциируют необратимо. Например, хлороводородная кислота полностью превращается в катионы водорода H+ и хлоридные анионы Cl-
HCl → H+ + Cl-
Если в 1 л водного раствора содержится 1 .10-2 моль HCl, то катионов водорода H+ в этом объеме тоже 1 .10-2моль. Значение водородного показателя (рН) для этого раствора оказывается равным 2. Когда в том же объеме раствора содержится 1 .10-3 моль HCl, то катионов H+ становится уже 1 .10-3 моль (рН = 3), если хлороводородной кислоты 1 .10-4 моль, то содержание H+ 1 .104 моль (рН = 4), и т.д.
Диссоциация слабых кислот, например угольной, протекает обратимо:
H2CO3 H+ + HCO3-
Далеко не все присутствующие в растворе молекулы H2CO3 превращаются в катионы H+ и анионы HCO3-. Тем не менее катионов H+ в растворах таких кислот больше, чем в чистой воде (например, 1 .10-5 или 1 .10-6 моль в каждом литре раствора).
Таким образом, в растворах кислот катионов водорода в 1 л раствора содержится всегда больше, чем 1 .10-7, а рН оказывается меньше 7. Водородный показатель рН, меньший 7, отвечает кислотной среде раствора.
Если рН находится в интервале 5-7, то среда раствора считается слабокислотной, если рН меньше 5, то сильнокислотной: чем сильнее кислота, тем ниже значение рН.
В результате диссоциации оснований в водном растворе появляются гидроксид-ионы, которые связывают катионы водорода, присутствующие в чистой воде, и уменьшают их количество в щелочном растворе:
NaOH → Na+ + OH-
H+ + OH- H2O
Растворение в 1 л воды 1 .10-2 моль сильного основания - гидроксида натрия NaOH - приводит к появлению 1.10-2 моль гидроксид-ионов. Содержание катионов водорода в полученном растворе оказывается равным 1.10-12 моль, а рН принимает значение 12.
Если в 1 л воды растворить 1 .10-3 моль NaOH, то гидроксид-ионов получится 1 .10-3 моль (1 .10-11 моль катионов H+, рН = 11).
Растворение в том же объеме 1 .10-4 моль NaOH даст 1 .10-4 моль OH- (1 .10-10 моль катионов H+, рН = 10), и т.д.
Таким образом, в растворах оснований содержание катионов водорода всегда меньше 1 .10-7 моль в 1 л, а водородный показатель (рН) - больше 7. Среда в таких растворах щелочная.
Для растворов сильных оснований, диссоциация которых идет необратимо, значение рН будет существенно выше 7. Диссоциация слабых оснований, например, гидрата аммиака, протекает лишь частично, гидроксид-ионов в этом случае образуется меньше, и рН не столь заметно превышает значение, характерное для нейтральной среды. Раствор считается слабощелочным при рН от 7 до 9 и сильнощелочным при рН выше 9.
Значения водородного показателя (рН) водных растворов распространенных веществ обычно находятся в интервале от 1 до 13. Приближенно оценить рН растворов можно с помощью кислотно-основных индикаторов. Для более точного измерения водородного показателя используют приборы - рН-метры
|
Индикатор |
Цвет индикатора |
||
|
В чистой воде (нейтральная среда) |
В растворах кислот (кислотная среда) |
В растворах щелочей (щелочная среда) |
|
|
Метилоранж |
оранжевый |
красный |
жёлтый |
|
Лакмус |
фиолетовый |
красный |
синий |
|
Фенолфталеин |
бесцветный |
бесцветный |
малиновый |
Вывод значения pH
Различают три типа сред
Нейтральная – это среда, в которой концентрации ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов. [Н+] = [ОН-] = 10-7моль\л, рН = 7
Кислотная – это среда, в которой концентрации ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов. [Н+]˃ [ОН-]; [Н+] ˃10-7моль\л, рН˂ 7
Щелочная – это среда, в которой концентрации ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов. [Н+] ˂[ОН-] ;[Н+]˂ 10-7моль\л, рН ˃7
Для характеристики растворов применяют так называемый водородный показатель.
Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода pH = -lg[H+]
В свою очередь гидроксильным показателем рОН называется отрицательный логарифм концентрации гидроксид-ионов. рОН = -lg [ОН-].
Зная численное значение одной величины, можно определять другую и наоборот.
Например, в растворе концентрация ионов водорода равна 10-4 моль\л. Следовательно рН
= -lg[H+] = -lg10-4 = -(-4) = 4
В любом водном растворе [Н+] [ОН-] = 10-14, логарифмируя это выражение, получаем
lg[Н+] + lg[ОН-] = -14
Изменяя знаки на обратные, имеем - lg[Н+] +(- lg[ОН-] ) = 14
Но так как - lg[Н+] = рН, а - lg[ОН-] = рОН, то рН + рОН = 14
Вопрос № 10. Кислоты, их состав, классификация. Химические свойства и способы получения на основе представлений об электролитической диссоциации
Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в качестве положительных ионов отщепляются только ионы водорода Н+.
а) Таблица кислород содержащих кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов:
|
Кислота (НnА) |
Кислотный остаток (А) |
Соответствующий кислотный оксид |
|
HClO4 хлорная |
ClO4 (I) перхлорат |
Cl2O7 оксид хлора (VII ) |
|
H2SO4 серная |
SO4 (II) сульфат |
SO3 оксид серы (VI ), серный ангидрид |
|
HNO3 азотная |
NO3 (I) нитрат |
N2O5 оксид азота ( V ) |
|
HMnO4 марганцевая |
MnO4 (I)перманганат |
Mn2O7 оксид марганца (VII ) |
|
H2SO3 сернистая |
SO3 (II) сульфит |
SO2 оксид серы (IV ) |
|
H3PO4ортофосфорная |
PO4 (III) ортофосфат |
P2O5 оксид фосфора (V ) |
|
HNO2 азотистая |
NO2 (I) нитрит |
N2O3 оксид азота (III ) |
|
H2CO3 угольная |
CO3 (II) карбонат |
CO2 оксид углерода ( IV), углекислый газ |
|
H2SiO3 кремниевая |
SiO3 (II) силикат |
SiO2 оксид кремния (IV) |
б) Таблица бескислородных кислот
|
Кислота (НnА) |
Кислотный остаток (А) |
|
HCl соляная, хлороводородная |
Cl (I) хлорид |
|
H2S сероводородная |
S(II) сульфид |
|
HBr бромоводородная |
Br (I) бромид |
|
HI йодоводородная |
I(I) йодид |
|
HF фтороводородная, плавиковая |
F(I) фторид |
Способы получения кислот
|
бескислородные |
кислородсодержащие |
|
HCl, HBr, HI, HF, H2S |
HNO3, H2SO4 и другие |
|
ПОЛУЧЕНИЕ |
|
|
1. Прямое взаимодействие неметаллов H2 + Cl2 = 2 HCl |
1. Кислотный оксид + вода = кислота SO3 + H2O = H2SO4 |
|
2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой 2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = Na2SO4 + 2HCl |
Физические свойства кислот
Многие кислоты, например серная, азотная, соляная – это бесцветные жидкости. известны также твёрдые кислоты: ортофосфорная, метафосфорнаяHPO3, борная H3BO3. Почти все кислоты растворимы в воде. Пример нерастворимой кислоты – кремниевая H2SiO3. Растворы кислот имеют кислый вкус. Так, например, многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты. Отсюда названия кислот: лимонная, яблочная и т.д.
Химические свойства кислот
1. Изменяют окраску индикаторов
|
Название индикатора |
Нейтральная среда |
Кислая среда |
|
Лакмус |
Фиолетовый |
Красный |
|
Фенолфталеин |
Бесцветный |
Бесцветный |
|
Метилоранж |
Оранжевый |
Красный |
|
Универсальная индикаторная бумага |
Оранжевая |
Красная |
Вопрос № 11. Основания, их состав, классификация. Химические свойства и способы получения на основе представлений об электролитической диссоциации
Основания - это электролиты, при диссоциации которых в качестве отрицательных ионов отщепляются только гидроксид-ионы ОН-.
KOH → K + + OH -,
NH 4OH NH +4 + OH -
Ba(ОН)2 Bа(ОН)+ + OH-(первая ступень)
Ba(OH)+ Ba2++OH- (вторая ступень)
Физические свойства
Большинство оснований – твёрдые вещества с различной растворимостью в воде.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ
ЩЁЛОЧЕЙ
1. Металл + H2O = ЩЁЛОЧЬ + Н2↑
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Здесь, Металл – это щелочной металл (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельный (Ca, Ba, Ra)
2. ОКСИД МЕТАЛЛА + H2O = ЩЁЛОЧЬ
Na2O + H2O = 2 NaOH
Здесь, ОКСИД МЕТАЛЛА – щелочного металла (Li, Na, K, Rb, Cs) или щелочноземельного (Ca, Ba, Ra)
НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ
СОЛЬ + ЩЁЛОЧЬ = новое ОСНОВАНИЕ + новая СОЛЬ
CuSO4 + 2 NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Общие химические свойства
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧЕЙ
1). Изменяют окраску индикаторов
|
Название индикатора |
Нейтральная среда(OH=H) |
Щелочная среда (OH>H) |
|
Лакмус |
Фиолетовый |
Синий |
|
Фенолфталеин |
Бесцветный |
Малиновый |
|
Метилоранж |
Оранжевый |
Жёлтый |
|
Универсальная индикаторная бумага |
Оранжевая |
Синяя |
2) Взаимодействие с кислотными оксидами
|
Щёлочь + Кислотный оксид = Соль + Вода |
-реакция обмена
2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O
2 K+ + 2OH - + CO2 → 2 K+ + CO32-+ H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O
Ca2+ + 2 OH- + CO2 → CaCO3↓ + H2O
3) Взаимодействие с кислотами
|
Щёлочь + Кислота Соль + Вода |
-реакция обмена (нейтрализация)
Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O
Ca2+ + 2 OH- +2H+ +2 NO3- → Ca2+ +2 NO3-+ 2H2O
4) С растворами солей, если в результате образуется осадок
|
Соль (раствор) + Щёлочь = Нерастворимое основание↓ + Новая соль |
-реакция обмена
FeCI3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3+ +3CI- + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na++ 3Cl-
Fe3+ +3CI-→ Fe(OH)3↓
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ
1) С кислотами - реакция обмена
|
Ме(OH)n↓ + Кислота = Соль + вода |
2) Разлагаются при нагревании
|
Ме(OH)n ↓ → Mx Oy + H2O |
-реакция разложения
Cu(OH)2↓ → CuO + H2O или 2Fe(OH)3↓ → Fe2O3 +3H2O
Внимание! Валентность металла в оксиде и соответствующем гидроксиде одинаковая.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ГИДРОКСИДОВ
(нерастворимы в воде)
1.Реагируют с кислотами: Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O
2.Реагируют со щелочами: Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2 [ Zn(OH)4]
Вопрос № 12. Соли, их состав, классификация. Химические свойства и способы получения на основе представлений об электролитической диссоциации
Соли - это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков.
|
СРЕДНИЕ |
КИСЛЫЕ |
ОСНОВНЫЕ |
ДВОЙНЫЕ |
СМЕШАННЫЕ |
КОМПЛЕКСНЫЕ |
|
Na2SO4 |
NaHSO4 |
Mg(OH)Cl |
K2NaPO4 |
Ca-OCl │ Cl |
Na[Al(OH)4] |
Чаще всего мы будем работать со средними солями:
Названия солей
для средней соли - название кислотного остатка + название металла + указываем валентность для металла с переменной валентностью
Na2SO4- сульфат натрия,
CuSO4- сульфат меди (II)
для кислой соли – «гидро» или «дигидро» + название кислотного остатка + название металла + указываем валентность для металла с переменной валентностью
NaHSO4 – гидросульфат натрия;
NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия
для основной соли – «гидроксо» + название кислотного остатка + название металла + указываем валентность для металла с переменной валентностью
Mg(OH)Cl - гидроксохлорид магния
Получение солей
Химические свойства
Вопрос № 13. Реакции ионного обмена в водных растворах, условия их необратимости.
Памятка
Вопрос № 14. Гидролиз солей. Обратимый и необратимый гидролиз.
Вопрос № 15. Понятие об электролизе растворов и расплавов
Вопрос № 16. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Условия смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Вопрос № 17. Скорость химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ, площади поверхности соприкосновения реагентов, концентрации, температуры, действия катализатора
Вопрос № 17. Водород. Получение. Физические свойства. Химические свойства (смотри лекции по водороду)