Важнейшие химические свойства оснований. Получение и свойства оснований

3. Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) - NaOH , Ba (OH ) 2 и т.п.; другие проявляют свойства кислот (кислотные гидроксиды) - HNO 3 , H 3 PO 4 и другие. Существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как свойства оснований, так и свойства кислот - Zn (OH ) 2 , Al (OH ) 3 и т.п.

3.1. Классификация, получение и свойства оснований

Основаниями (основными гидроксидами) с позиции теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов ОН - .

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием, если необходимо, валентности элемента (римскими цифрами в скобках): КОН - гидроксид калия, гидроксид натрия NaOH , гидроксид кальция Ca (OH ) 2 , гидроксид хрома (II ) - Cr (OH ) 2 , гидроксид хрома (III ) - Cr (OH ) 3 .

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами - Li , Na , K , Cs , Rb , Fr , Ca , Sr , Ba и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН - в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее, небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

По числу гидроксильных групп (кислотность) , способных замещаться на кислотный остаток, различают:

Однокислотные основания - KOH , NaOH ;

Двухкислотные основания - Fe (OH ) 2 , Ba (OH ) 2 ;

Трехкислотные основания - Al (OH ) 3 , Fe (OH ) 3 .

Получение оснований

1. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 ,

K 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = 2KOH + BaCO 3 ↓ .

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например,

AlCl 3 + 3KOH = Al(OH) 3 + 3KCl,

Al(OH) 3 + KOH = K.

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гидроксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

AlCl 3 + 3NH 4 OH = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl.

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O ↓ + H 2 O + 2KNO 3 .

2. Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2 .

(суммарная реакция электролиза)

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2 Li + 2 H 2 O = 2 LiOH + H 2 ,

SrO + H 2 O = Sr (OH ) 2 .

Химические свойства оснований

1. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

2 Fe (OH ) 3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O ,

Ca (OH ) 2 = CaO + H 2 O .

2. Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными и с амфотерными оксидами:

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O,

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O.

4. Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO 3 + 2KOH = Na 2 SO 3 + K 2 SO 3 +2H 2 O,

Ca(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = BaCO 3 ↓ + CaCO 3 + 2H 2 O.

Cu(OH) 2 + 2NaHSO 4 = CuSO 4 + Na 2 SO 4 +2H 2 O.

5. Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (на холоду),

6 KOH + 3 Cl 2 = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании),

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O,

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ,

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 .

6. Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагревании способны растворять также и некоторые металлы (те, соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 ,

Zn + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2 .

Растворы щелочей имеют рН > 7 (щелочная среда), изменяют окраску индикаторов (лакмус - синяя, фенолфталеин - фиолетовая).

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

2. ОСНОВАНИЯ

Основания – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксогрупп (ОН -).

С точки зрения теории электролитической диссоциации это электролиты (вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток), диссоциирующие в водных растворах на катионы металлов и анионы только гидроксид - ионов ОН - .

Растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся основания, которые образованы металлами 1-й группы главной подгруппы (LiOH , NaOH и другие) и щелочноземельными металлами (Са (ОН) 2 , Sr (ОН) 2 , Ва (ОН) 2). Основания, образованные металлами других групп периодической системы в воде практически не растворяются. Щелочи в воде диссоциируют полностью:

NaOH ® Na + + OH - .

Многокислотные основания в воде диссоциируют ступенчато:

Ba ( OH) 2 ® BaOH + + OH - ,

Ba ( OH) + Ba 2+ + OH - .

C тупенчатой диссоциацией оснований объясняется образование основных солей.

Номенклатура оснований.

Основания называются следующим образом: сначала произносят слово «гидроксид », а затем металл, который его образует. Если металл имеет переменную валентность, то она указывается в названии.

КОН – гидроксид калия;

Ca ( OH ) 2 – гидроксид кальция;

Fe ( OH ) 2 – гидроксид железа (II );

Fe ( OH ) 3 – гидроксид железа (III );

При составлении формул оснований исходят из того, что молекула электронейтральна . Гидроксид – ион всегда имеет заряд (–1). В молекуле основания их число определяется положительным зарядом катиона металла. Гидрокогруппа заключается в круглые скобки, а выравнивающий заряды индекс ставится справа внизу за скобками:

Ca +2 (OH ) – 2 , Fe 3+( OH ) 3 - .

по следующим признакам:

1. По кислотности (по числу групп ОН - в молекуле основания): однокислотные – NaOH , KOH , многокислотные – Ca (OH ) 2 , Al (OH ) 3 .

2. По растворимости: растворимые (щелочи) – LiOH , KOH , нерастворимые – Cu (OH ) 2 , Al (OH ) 3 .

3. По силе (по степени диссоциации):

а) сильные (α = 100 %) – все растворимые основания NaOH , LiOH , Ba (OH ) 2 , малорастворимый Ca (OH ) 2 .

б) слабые (α < 100 %) – все нерастворимые основания Cu (OH ) 2 , Fe (OH ) 3 и растворимое NH 4 OH .

4. По химическим свойствам: основные – Са (ОН) 2 , Na ОН; амфотерные – Zn (ОН) 2 , Al (ОН) 3 .

Основания

Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (и магния), а также металлов в минимальной степени окисления (если она имеет переменное значение).

Например: NaOH , LiOH , Mg ( OH ) 2 , Ca (OH ) 2 , Cr (OH ) 2 , Mn (OH ) 2 .

Получение

1. Взаимодействие активного металла с водой:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

Mg + 2 H 2 O Mg( OH ) 2 + H 2

2. Взаимодействие основных оксидов с водой (только для щелочных и щелочноземельных металлов):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH,

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 .

3. Промышленным способом получения щелочей является электролиз растворов солей:

2NaCI + 4H 2 O 2NaOH + 2H 2 + CI 2

4. Взаимодействие растворимых солей со щелочами, причем для нерастворимых оснований это единственный способ получения:

Na 2 SO 4 + Ba (OH) 2 → 2NaOH + BaSO 4

MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 + Na 2 SO 4.

Физические свойства

Все основания являются твердыми веществами. В воде нерастворимы , кроме щелочей. Щелочи – это белые кристаллические вещества, мылкие на ощупь, вызывающие сильные ожоги при попадании на кожу. Поэтому они называются «едкими». При работе со щелочами необходимо соблюдать определенные правила и использовать индивидуальные средства защиты (очки, резиновые перчатки, пинцеты и др.).

Если щелочь попала на кожу необходимо промыть это место большим количеством воды до исчезновения мылкости, а затем нейтрализовать раствором борной кислоты.

Химические свойства

Химические свойства оснований с точки зрения теории электролитической диссоциации обусловлены наличием в их растворах избытка свободных гидроксид –

ионов ОН - .

1. Изменение цвета индикаторов:

фенолфталеин – малиновый

лакмус – синий

метиловый оранжевый – желтый

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

Растворимое

Cu( OH) 2 + 2HCI → CuCI 2 + 2H 2 O.

Нерастворимое

3. Взаимодействие с кислотными оксидами:

2 NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами :

а) при плавлении:

2 NaOH + AI 2 O 3 2 NaAIO 2 + H 2 O ,

NaOH + AI(OH) 3 NaAIO 2 + 2H 2 O.

б ) в растворе :

2NaOH + AI 2 O 3 +3H 2 O → 2Na[ AI(OH) 4 ],

NaOH + AI(OH) 3 → Na.

5. Взаимодействие с некоторыми простыми веществами (амфотерными металлами, кремнием и другими):

2NaOH + Zn + 2H 2 O → Na 2 [ Zn(OH) 4 ] + H 2

2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

6. Взаимодействие с растворимыми солями с образованием осадков:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,

Ba ( OH) 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 + 2KOH.

7. Малорастворимые и нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Ca( OH) 2 CaO + H 2 O,

Cu( OH) 2 CuO + H 2 O.

голубой цвет черный цвет

Амфотерные гидроксиды

Это гидроксиды металлов (Be (OH ) 2 , AI (OH ) 3 , Zn (OH ) 2) и металлов в промежуточной степени окисления (С r (OH ) 3, Mn (OH ) 4).

Получение

Амфотерные гидроксиды получают взаимодействием растворимых солей со щелочами взятых в недостатке или эквивалентном количестве, т.к. в избытке они растворяются:

AICI 3 + 3NaOH → AI(OH) 3 +3NaCI.

Физические свойства

Это твердые вещества, практически нерастворимые в воде. Zn ( OH ) 2 – белый, Fe (ОН) 3 – бурый цвет.

Химические свойства

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований и кислот, поэтому взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.

1. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

Zn( OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + 2H 2 O.

2. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды:

AI( OH) 3 + NaOH Na,

Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O,

2Fe( OH) 3 + Na 2 O 2NaFeO 2 + 3H 2 O.

Лабораторная работа № 2

Получение и химические свойства оснований

Цель работы : ознакомиться с химическими свойствами оснований и способами их получения.

Посуда и реактивы : пробирки, спиртовка. Набор индикаторов, магниевая лента, растворы солей алюминия, железа, меди, магния; щелочь(NaOH , К OH ), дистиллированная вода.

Опыт № 1. Взаимодействие металлов с водой.

В пробирку налить 3–5 см 3 воды и опустить в нее несколько кусочков мелко нарезанной магниевой ленты. Нагреть на спиртовке 3–5 мин, охладить и добавить туда 1–2 капли раствора фенолфталеина. Как изменился цвет индикатора? Сравнить с пунктом 1 на с. 27. Написать уравнение реакции. Какие металлы взаимодействуют с водой?

Опыт № 2. Получение и свойства нерастворимых

оснований

В пробирки с разбавленными растворами солей MgCI 2, FeCI 3 , CuSO 4 (5–6 капель) внести по 6–8 капель разбавленного раствора щелочи NaOH до образования осадков. Отметить их окраску. Записать уравнения реакций.

Разделить полученный синий осадок Cu (OH ) 2 на две пробирки. В одну из них добавить 2–3 капли разбавленного раствора кислоты, в другую _ столько же щелочи. В какой пробирке наблюдалось растворение осадка? Написать уравнение реакции.

Повторить этот опыт с двумя другими гидроксидами , полученными по обменным реакциям. Отметить наблюдаемые явления, записать уравнения реакций. Сделать общий вывод о способности оснований взаимодействовать с кислотами и щелочами.

Опыт№ 3. Получение и свойства амфотерных гидроксидов

Повторить предыдущий опыт с раствором соли алюминия (AICI 3 или AI 2 (SO 4 ) 3). Наблюдать образование белого творожистого осадка гидроксида алюминия и растворение его при прибавлении как кислоты, так и щелочи. Записать уравнения реакций. Почему гидроксид алюминия обладает свойствами как кислоты, так и основания? Какие еще амфотерные гидроксиды вы знаете?

Один из классов сложных неорганических веществ - основания. Это соединения, включающие атомы металла и гидроксильную группу, которая может отщепляться при взаимодействии с другими веществами.

Строение

Основания могут содержать одну или несколько гидроксо-групп. Общая формула оснований - Ме(ОН) х. Атом металла всегда один, а количество гидроксильных групп зависит от валентности металла. При этом валентность группы ОН всегда I. Например, в соединении NaOH валентность натрия равна I, следовательно, присутствует одна гидроксильная группа. В основании Mg(OH) 2 валентность магния - II, Al(OH) 3 валентность алюминия - III.

Количество гидроксильных групп может меняться в соединениях с металлами с переменной валентностью. Например, Fe(OH) 2 и Fe(OH) 3 . В таких случаях валентность указывается в скобках после названия - гидроксид железа (II), гидроксид железа (III).

Физические свойства

Характеристика и активность основания зависит от металла. Большинство оснований - твёрдые вещества белого цвета без запаха. Однако некоторые металлы придают веществу характерную окраску. Например, CuOH имеет жёлтый цвет, Ni(OH) 2 - светло-зелёный, Fe(OH) 3 - красно-коричневый.

Рис. 1. Щёлочи в твёрдом состоянии.

Виды

Основания классифицируются по двум признакам:

• по количеству групп ОН - однокислотные и многокислотные;
• по растворимости в воде - щёлочи (растворимые) и нерастворимые.

Щёлочи образуются щелочными металлами - литием (Li), натрием (Na), калием (K), рубидием (Rb) и цезием (Cs). Кроме того, к активным металлам, образующим щёлочи, относят щелочноземельные металлы - кальций (Ca), стронций (Sr) и барий (Ba).

Эти элементы образуют следующие основания:

• LiOH;
• NaOH;
• RbOH;
• CsOH;
• Ca(OH) 2 ;
• Sr(OH) 2 ;
• Ba(OH) 2 .

Все остальные основания, например, Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 , относятся к нерастворимым.

По-другому щёлочи называются сильными основаниями, а нерастворимые - слабыми основаниями. При электролитической диссоциации щёлочи быстро отдают гидроксильную группу и быстрее вступают в реакцию с другими веществами. Нерастворимые или слабые основания менее активные, т.к. не отдают гидроксильную группу.

Рис. 2. Классификация оснований.

Особое место в систематизации неорганических веществ занимают амфотерные гидроксиды. Они взаимодействуют и с кислотами, и с основаниями, т.е. в зависимости от условий ведут себя как щёлочь или как кислота. К ним относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 и другие основания.

Получение

Основания получают различными способами. Самый простой - взаимодействие металла с водой:

Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 .

Щёлочи получают в результате взаимодействия оксида с водой:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

Нерастворимые основания получаются в результате взаимодействия щелочей с солями:

CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 .

Химические свойства

Основные химические свойства оснований описаны в таблице.

Реакции	Что образуется	Примеры
С кислотами	Соль и вода. Нерастворимые основания взаимодействуют только с растворимыми кислотами	Cu(OH) 2 ↓ + H 2 SO 4 → CuSO 4 +2H 2 O
Разложение при высокой температуре	Оксид металла и вода	2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
С кислотными оксидами (реагируют щёлочи)		NaOH + CO 2 → NaHCO 3
С неметаллами (вступают щёлочи)	Соль и водород	2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 +H 2
Обмена с солями	Гидроксид и соль	Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓
Щелочей с некоторыми металлами	Сложная соль и водород	2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

С помощью индикатора проводится тест на определение класса основания. При взаимодействии с основанием лакмус становится синим, фенолфталеин - малиновым, метилоранж - жёлтым.

Рис. 3. Реакция индикаторов на основания.

Что мы узнали?

Из урока 8 класса химии узнали об особенностях, классификации и взаимодействии оснований с другими веществами. Основания - сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильной группы ОН. Они делятся на растворимые или щёлочи и нерастворимые. Щёлочи - более агрессивные основания, быстро реагирующие с другими веществами. Основания получают при взаимодействии металла или оксида металла с водой, а также в результате реакции соли и щёлочи. Основания реагируют с кислотами, оксидами, солями, металлами и неметаллами, а также разлагаются при высокой температуре.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.5 . Всего получено оценок: 135.

1. Основание + кислота соль + вода

КОН + HCl
KCl + H 2 O.

2. Основание + кислотный оксид
соль + вода

2KOH + SO 2
K 2 SO 3 + H 2 O.

3. Щелочь + амфотерный оксид/гидроксид
соль + вода

2NaOH (тв) + Al 2 O 3
2NaAlO 2 + H 2 O;

NaOH (тв) + Al(OH) 3
NaAlO 2 + 2H 2 O.

Реакция обмена между основанием и солью протекает только в растворе (и основание, и соль должны быть растворимы) и только в том случае, если хотя бы один из продуктов – осадок или слабый электролит (NH 4 OH, H 2 O)

Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4
BaSO 4 + 2NaOH;

Ba(OH) 2 + NH 4 Cl
BaCl 2 + NH 4 OH.

Термостойки только основания щелочных металлов за исключением LiOH

Ca(OH) 2
CaO + H 2 O;

NaOH ;

NH 4 OH
NH 3 + H 2 O.

2NaOH (тв) + Zn
Na 2 ZnO 2 + H 2 .

КИСЛОТЫ

Кислотами с позиции ТЭД называются сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н + .

Классификация кислот

1. По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (HF, HNO 2), двухосновные (H 2 CO 3 , H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4).

2. По составу кислоты делят на бескислородные (HCl, H 2 S) и кислородсодержащие (HClO 4, HNO 3).

3. По способности кислот диссоциировать в водных растворах их делят на слабые и сильные . Молекулы сильных кислот в водных растворах распадаются на ионы полностью и их диссоциация необратима.

Например, HCl
H + + Cl - ;

H 2 SO 4
H + + HSO.

Слабые кислоты диссоциируют обратимо, т.е. их молекулы в водных растворах распадаются на ионы частично, а многоосновные - ступенчато.

СН 3 СООН
СН 3 СОО - + Н + ;

1) H 2 S
HS - + H + , 2) HS -
H + + S 2- .

Часть молекулы кислоты без одного или нескольких ионов водорода Н + называется кислотным остатком . Заряд кислотного остатка всегда отрицательный и определяется числом ионов Н + , отнятых от молекулы кислоты. Например, ортофосфорная кислота H 3 PO 4 может образовать три кислотных остатка: H 2 PO- дигидрофосфат-ион, HPO- гидрофосфат-ион, PO- фосфат-ион.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN - - циан) окончание - водородная: HCl – хлороводородная кислота (соляная кислота), H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота (синильная кислота).

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «…ная» или «…овая», например, H 2 SO 4 – серная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «…ная» (HClO 4 – хлорная кислота), «…оватая» (HClO 3 – хлорноватая кислота), «…истая» (HClO 2 – хлористая кислота), «…оватистая» (HClO- хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисления элемента, получает окончание «…истая» (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).

Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р 2 О 5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO 3 и H 3 PO 4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода в молекуле, добавляется приставка «мета…», а к названию кислоты, содержащей в молекуле наибольшее число атомов кислорода – приставка «орто…» (HPO 3 – метафосфорная кислота, H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота).

Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то к ее названию добавляется числительная приставка, например, Н 4 Р 2 О 7 – дву фосфорная кислота, Н 2 В 4 О 7 – четырех борная кислота.

Н 2 SO 5 H 2 S 2 O 8

S H – O – S –O – O – S – O - H

H - O - O O O O

Пероксосерная кислота Пероксодвусерная кислота

Химические свойства кислот

HF + KOH
KF + H 2 O.

H 2 SO 4 + CuO
CuSO 4 + H 2 O.

2HCl + BeO
BeCl 2 + H 2 O.

Кислоты взаимодействуют с растворами солей, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая (летучая) по сравнению с исходной кислота

H 2 SO 4 + BaCl 2
BaSO 4 +2HCl;

2HNO 3 + Na 2 CO 3
2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 .

Н 2 СО 3
Н 2 О + СО 2 .

H 2 SO 4(разб) + Fe
FeSO 4 + H 2 ;

HCl + Cu .

На рисунке 2 показано взаимодействие кислот с металлами.

КИСЛОТА - ОКИСЛИТЕЛЬ

Металл в ряду напряжения после Н 2

+
реакция не идет

Металл в ряду напряжения до Н 2

+
соль металла + Н 2

в min степени

H 2 SO 4 концентриро-

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

окисления (с.о.)

+
реакция не идет

/Mq/Zn

от условий

Сульфат металла в max с.о.

+
+ +

Металл (остальные)

+
+ +

HNO 3 концентриро-

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

Нитрат металла в max с.о.

Металл (остальные; Al,Cr, Fe, Co, Ni при нагревании)

ТN +

+

HNO 3 разбавленная

Au, Pt, Ir, Rh, Ta

+
реакция не идет

Металл щелочной/ щелочноземельный

NH 3 (NH 4 NO 3)

Нитратметал

ла в max с.о.

+
+

Металл (остальные в ярду напряжений до Н 2)

NO/N 2 O/N 2 /NH 3 (NH 4 NO 3)

от условий

+

Металл (остальные в ряду напряжений после Н 2)

Рис.2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТ С МЕТАЛЛАМИ

СОЛИ

Соли – это сложные вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положителльно заряженных ионов (катионов – основных остатков), за исключением ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов (анионов – кислотных остатков), отличных от гидрокисид – ионов.