Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды в зависимости от условий могут проявлять свойства кислоты или основания (например, Zп(ОН)₂)

при сплавлении

t⁰

Zп(ОН)₂ + 2NaOH = Н₂ZпO₂ +2NaOH = Na₂ZпO_{2 +} 2Н₂O

или в растворе

Zп(ОН)₂ + 2NaOH = Na₂[Zп(ОН)₄] проявляет свойства кислоты.

Zп(ОН)₂₊ НCI = ZпCI₂ проявляет свойства основания.

Соли

Исходя из состава, соли — сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотных остатков. Более сложное определение: соли — это кристаллические вещества с ионной решеткой, образованной из ионов металла и ионов кислотного остатка. Согласно теории электролитической диссоциации, соли электролиты, которые при растворении в воде или при расплавлении диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания:

кислота + основание = соль + вода,

поэтому соли это продукты замещения водородных ионов кислоты катионами или продукты замещения гидроксид-ионов основания анионами.

В зависимости от соотношения кислоты и основания могут получаться несколько типов солей: средние (их еще называют простые, нормальные), кислые, основные. Все они имеют свои особенности в составлении названий и свойств.

В формулах солей электрооположительную составляющую (катион) всегда следует помещать на первое место (КСI, Na₂SO_4, NaHSO_4, MgOHСI и т.д.).

При составлении химических формул солей суммарный заряд катионов должен быть равен суммарному заряду анионов:

Na₂⁺ SO₄^2- AI³⁺CI₃

(1⁺) _* 2 = (2^-) _* 1 (3+) * 1 = (1^-) * 3

Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в кислоте металлом или гидроксид-ионов в основании остатками кислот, например,

H₂SO₄ + Сu(OH)₂ = СuSO₄ + 2Н₂O

Средние соли — это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют с образованием только положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряженных ионов кислотных остатков:

Na₂SO_4, → 2Na⁺¹ + SO₄^2-

Названия средних солей состоят из двух слов: названия аниона в именительном и названия катиона в родительном падеже. Число анионов и катионов не указывается. Но если металл проявляет различную степень окисления, то последняя указывается римскими цифрами в скобках после названия катиона.

Название анионов бескислородных кислот образуется от латинского корня названия кислотообразующего элемента с добавлением суффикса «-ид» например,

FеСI₂ — хлорид железа(ΙΙ).

Название анионов кислородсодержащих кислот образуется от латинского корня названия кислотообразующего элемента с добавлением суффикса «-ат», если элемент-кислотообразователь проявляет высшую степень окисления, и суффикс «-ит» если элемент находится в более низкой степени окисления, например:

FеSO₄ — сульфат железа(II);

FеSO₃ — сульфит железа(II).

Элементы VII А-подгруппы могут образовывать кислоты более чем в двух степенях окисления. Тогда если элемент-кислотообразователь находится в высшей степени окисления, то суффикс «-ат» сохраняется и добавляется приставка «пер-». При низшей степени окисления суффикс «ит-» сохраняется и перед названием аниона добавляется приставка «гипо-», например:

КСIО₄ — перхлорат калия;

КСIО₃ — хлорат калия;

КСIО₂ — хлорит калия;

КСIО — гивохлорит

Если в названии кислоты имеются приставки «мета-», «орто-», «пероксо-», «ди-» и т.д., то они сохраняются и в названии аниона:

Н₂Сr₂O₇ — дихромовая кислота;

К₂Сr₂O₇ — дихромат калия;

Н₂Р₂О₇ — дифосфорная кислота;

К₄Р₂О₇ — дифосфат калия;

Н₂S₂O₈ — пероксодисерная;

К₂S₂O₈ — пероксодисульфат

Наряду с химическими названиями солям даются и технические, «производственные» названия, исторически сложившиеся, по способу получения и т.д., например:

АgNO3 — ляпис (нитрат серебра);

СаF — плавиковый шпат (фторид кальция);

Сц$O₄* 5Н₂O — медный купорос (сульфат меди пентагидрат).

Химические свойства средних солей определяются особенностями поведения катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли вступают в реакции с металлами, щелочами, кислотами и солями.

Взаимодействие с металлами:

Сu$O₄ + Fе = Fе$O₄ + Сu,

Сu²⁺ + $O₄^2- + Fе = Fе²⁺+$O₄^2- + Сu

Сu^2- + Fе = Fе²⁺ + Сu.

Причем надо помнить, что взаимодействие между солью и металлом возможно в том случае, если металл находится в ряду напряжений левее металла, входящего в состав исходной соли. Рассмотрим возможность протекания данной реакции в стандартных условиях. для этого рассчитаем ЭДС реакции:

Сu²⁺+ 2е^- = Сu⁰ – процесс восстановления; Сu — окислитель

Fе⁰ – 2е^- = Fе²⁺ - процесс окисления; Fе⁰ — восстановитель.

ЭДС реакции = Е⁰_ок — Е_восст

Э,ДС = Е_Сu — Е_Fе

Е_Сu ²⁺ = +0,34 В,

Е⁰_Fе²⁺ = —0,44 В,

ЭДС = 0,34 — (—0,44) = 0,78 В.

ЭДС реакции положительна (0,78 В), следовательно, протекание реакции возможно.

После аналогичных рассуждений можно сделать вывод, что протекание реакции Fе$O₄ + Сu, невозможно.

Примечание. Значение ЭДС реакции во всех случаях используется для определения возможности протекания реакций (если значение ЭДС реакции положительно — реакция возможна, отрицательно — невозможна, равно нулю — наступает химическое равновесие).

Взаимодействие со щелочами:

СuСI₂ +2NaOH = Сu(ОН)₂↓ + 2NaСI,

Сu + 2СI +2Na⁺ + 2ОН^- =Сu(ОН)₂↓ + 2Na⁺ +2СI

Сu²⁺ + 2ОН^- = Сu(ОН)₂↓

Взаимодействие с кислотами:

АgNO₃ + НС1 = АgС1↓ + НNO₃

Аg⁺ +NO₃^- + Н⁺ + С1^- = АgС1↓ + Н⁺ +NO₃^-

Аg⁺ + С1^-= АgС1↓

Взаимодействие с солями (в растворе):

АgNO₃ + NaС1 = АgС1↓ + NaNO₃

Аg⁺ + NO₃^- + Na⁺ + С1^-= АgС1↓ +Na⁺ + NO₃^-

Аg⁺ + С1^-= АgС1↓

(Ионные реакции протекают согласно правилам Бертолле. Реакции протекают практически до конца, если один из продуктов реакции уходит из ее сферы, то есть выделяется в виде газа, выпадает в виде осадка или образуется малодис-социированное вещество.)

Средние соли могут вступать в реакции окисления-восстановления. Они легче выступают в роли окислителей при повышенных температурах или в кислой среде, когда в равновесии воз можно образование свободной кислоты:

10FеSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ =5Fе₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

Mn⁺⁷ + 5e =Mn⁺² Ι 5 Ι Ι 2

Ι Ι 5 Ι

Fе²⁺ - 2e = Fе³⁺ Ι 1 Ι Ι 10

Продолжение следует ( Тема: Кислые соли)

Литература: А.И.Хохлова «Задачи по химии»