Clasificarea sărurilor, numele și metodele de preparare a acestora. Formula de sare de masă. Formula chimică: sare de masă. Proprietățile sării de masă. Definiție și compoziție chimică

Sare- substanțe complexeconstând dintr-un atom de metal sau ion de amoniu NH + 4 și un reziduu acid (uneori conțin hidrogen).

Practic toate sărurile sunt compuși ionici, prin urmare, în săruri, ionii de reziduuri acide și ionii metalici sunt legați între ei

Sărurile sunt solide cristaline. Multe substanțe au puncte de topire și fierbere ridicate. Prin solubilitate, acestea sunt împărțite în solubile și insolubile.

Sarea este produsul înlocuirii parțiale sau complete a unui metal pentru atomii de hidrogen ai unui acid. Prin urmare, se disting următoarele tipuri de săruri:

1. Săruri medii- toți atomii de hidrogen din acid sunt înlocuiți cu un metal: Na 2 CO 3, KNO 3 etc.
2. Săruri acide - nu toți atomii de hidrogen dintr-un acid sunt înlocuiți cu un metal. Desigur, sărurile acide pot forma doar acizi dibazici sau polibazici. Acizii monobazici ai sărurilor acide nu pot da: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 etc. etc.

3. Săruri duble - atomii de hidrogen ai unui acid di- sau polibazic sunt înlocuiți nu cu un singur metal, ci cu doi diferiți: NaKCO3, KAl (SO4) 2 etc.

4. Săruri de bază pot fi considerați ca produse de substituție incompletă sau parțială a grupărilor hidroxil bazice cu reziduuri acide: Al (OH) SO 4, Zn (OH) Cl etc.

CLASIFICAREA SĂRURILOR

Proprietăți chimice

1. În soluții apoase, sărurile pot reacționa cu alcalii.

(clorura de magneziu MgCl2 interacționează cu hidroxidul de sodiu, formând o sare nouă și o bază nouă :)

2. Sărurile pot reacționa cu acizii. Deci, o soluție de azotat de bariu

interacționează cu soluția de acid sulfuric pentru a forma acid nou și

sare nouă:

H. În soluții apoase, sărurile pot reacționa între ele.

Dacă combinați împreună soluții apoase de clorură de calciu CaCl2 și carbonat de sodiu Na2CO3, TO formează un precipitat alb de carbonat de calciu insolubil în apă CaCO3 și clorură de sodiu în soluție:

4. În soluțiile apoase de săruri, metalul care face parte din compoziția lor poate fi înlocuit cu un alt metal care este anterior acestuia în linia de activitate.

Dacă un fir de fier pur sau o bucată de zinc este coborât într-o soluție de sulfat de cupru, atunci cuprul este eliberat pe suprafața lor și în soluție se formează sulfat de fier (dacă s-a omis fierul) sau sulfat de zinc (dacă s-a omis zincul) :

Tine minte!!!

1. Sare reacţiona

cu alcalii (dacă apar precipitații sau se dezvoltă amoniac gazos)

cu acizi mai puternici decât cel cu care se formează sarea

cu alte săruri solubile (dacă apar precipitații)

cu metale (cele mai active le înlocuiesc pe cele mai puțin active)

cu halogeni (halogeni mai activi înlocuiesc mai puțin activ și sulf)

2. Nitrații descompuneți cu eliberarea de oxigen:

dacă metalul este de până la Mg, se formează azotit + oxigen

dacă metalul este de la Mg la Cu, se formează oxid de metal + NO2 + O2

dacă metalul este după Cu, se formează metal + NO2 + O2

azotatul de amoniu se descompune în N2O și H2O

3. Carbonati alcalinimetale nu se descompunecând este încălzit

4. Carbonati Metale din grupa II descompune pentru oxidul metalic și dioxidul de carbon

Bilet 11. Acid clorhidric (acid cloric). Cloruri. Proprietăți chimice.

Biletul 18. Tipuri legătură chimică... Ionic și covalent. Exemple.

În fiecare zi ne confruntăm cu săruri și nici măcar nu ne gândim la rolul pe care îl joacă în viața noastră. Dar fără ele, apa nu ar fi atât de gustoasă, iar mâncarea nu ar aduce plăcere, iar plantele nu ar crește, iar viața pe pământ nu ar putea exista dacă nu ar exista sare în lumea noastră. Deci, care sunt aceste substanțe și ce proprietăți ale sărurilor le fac de neînlocuit?

Ce este sarea

În ceea ce privește compoziția sa, aceasta este cea mai numeroasă clasă, care se distinge prin diversitatea sa. În secolul al XIX-lea, chimistul J. Verzelius a definit sarea ca un produs al reacției dintre un acid și o bază, în care un atom de hidrogen este înlocuit cu unul metalic. În apă, sărurile se disociază de obicei într-un metal sau amoniu (cation) și un reziduu acid (anion).

Puteți obține sare în următoarele moduri:

• prin interacțiunea metalului și nemetalului, în acest caz va fi lipsit de oxigen;
• când un metal interacționează cu un acid, se obține o sare și se eliberează hidrogen;
• metalul poate deplasa alt metal din soluție;
• în interacțiunea a doi oxizi - acid și bazic (sunt numiți și oxid nemetalic și respectiv oxid metalic);
• când oxidul metalic și acidul reacționează, se obțin sare și apă;
• reacția dintre o bază și un oxid nemetalic produce, de asemenea, sare și apă;
• folosind reacția de schimb ionic, în acest caz, pot reacționa diverse substanțe solubile în apă (baze, acizi, săruri), dar reacția va continua dacă gazul, apa sau sărurile sunt slab solubile (insolubile) în apă.

Proprietățile sărurilor depind doar de compoziția chimică. Dar mai întâi, să aruncăm o privire la clasele lor.

Clasificare

În funcție de compoziție, se disting următoarele clase de săruri:

• după conținutul de oxigen (conținând oxigen și fără oxigen);
• prin interacțiunea cu apa (solubilă, ușor solubilă și insolubilă).

Această clasificare nu reflectă pe deplin întreaga varietate de substanțe. Clasificarea modernă și cea mai completă, care reflectă nu numai compoziția, ci și proprietățile sărurilor, este prezentată în tabelul următor.

Sare
Normal	Acid	Principalul	Dubla	Amestecat	Complex
Hidrogenul este complet înlocuit	Atomii de hidrogen nu sunt complet înlocuiți cu metal	Grupurile bazice nu sunt complet substituite cu un reziduu acid	Conține două metale și un reziduu acid	Conține un metal și două reziduuri acide	Substanțe complexe constând dintr-un cation complex și un anion sau un cation și un anion complex
NaCI	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO 4	CaClBr	Deci 4

Proprietăți fizice

Indiferent cât de largă este clasa acestor substanțe, este posibil să se izoleze proprietățile fizice generale ale sărurilor. Acestea sunt substanțe cu structură non-moleculară, cu o rețea de cristal ionic.

Puncte de topire și fierbere foarte ridicate. În condiții normale, toate sărurile nu conduc electricitatea, dar în soluție majoritatea sunt perfect conductoare.

Culoarea poate fi foarte diferită, depinde de ionul metalic care face parte din acesta. Sulfatul feros (FeSO 4) este verde, clorura ferică (FeCl 3) este roșu închis, iar cromatul de potasiu (K 2 CrO 4) are o frumoasă culoare galben strălucitor. Dar majoritatea sărurilor sunt încă incolore sau albe.

Solubilitatea în apă variază, de asemenea, și depinde de compoziția ionilor. În principiu, toate proprietățile fizice ale sărurilor sunt deosebite. Acestea depind de ce ion metalic și ce reziduuri acide sunt incluse în compoziție. Să continuăm să ne uităm la săruri.

Proprietățile chimice ale sărurilor

Există, de asemenea, o caracteristică importantă aici. Ca și proprietățile fizice, chimice ale sărurilor depind de compoziția lor. Și, de asemenea, din ce clasă aparțin.

Dar proprietățile generale ale sărurilor pot fi încă distinse:

• multe dintre ele se descompun la încălzire cu formarea a doi oxizi: acid și bazic și fără oxigen - metal și nemetal;
• sărurile interacționează cu alți acizi, dar reacția se desfășoară numai dacă reziduul acid al unui acid slab sau volatil se află în compoziția sării sau, ca rezultat, se obține o sare insolubilă;
• interacțiunea cu alcalii este posibilă dacă cationul formează o bază insolubilă;
• o reacție este, de asemenea, posibilă între două săruri diferite, dar numai dacă una dintre sărurile nou formate nu se dizolvă în apă;
• poate apărea și o reacție cu un metal, dar este posibilă numai dacă luăm metalul situat în dreapta în rândul de stres din metalul conținut în sare.

Proprietățile chimice ale sărurilor normale sunt discutate mai sus, în timp ce alte clase reacționează cu substanțele într-un mod ușor diferit. Dar diferența este doar în produsele de ieșire. Practic, toate proprietățile chimice ale sărurilor sunt păstrate, la fel ca și cerințele pentru evoluția reacțiilor.

Sărurile sunt electroliți care se disociază în soluții apoase cu formarea unui cation metalic și a unui anion rezidual acid.
Clasificarea sărurilor este dată în tabel. 9.

Când scrieți formule pentru orice săruri, trebuie să vă ghidați după o singură regulă: încărcăturile totale de cationi și anioni trebuie să fie egale în valoare absolută. Pe baza acestora, ar trebui plasați indicii. De exemplu, atunci când scriem formula pentru azotatul de aluminiu, luăm în considerare faptul că sarcina cationului de aluminiu este +3, iar cea a ionului pitrat este 1: AlNO3 (+3), iar folosind indicii egalizăm sarcinile (cel mai mic multiplu comun pentru 3 și 1 este 3. Împarte 3 pe valoare absolută taxa cationului de aluminiu - se obține indicele. Împărțim 3 la valoarea absolută a sarcinii anionice NO 3 - obținem indicele 3). Formula: Al (NO 3) 3

Sare-l

Sărurile medii sau normale conțin doar cationi metalici și anioni reziduali acizi. Numele lor sunt derivate din denumirea latină a elementului care formează reziduul acid, prin adăugarea finalului corespunzător în funcție de starea de oxidare a acestui atom. De exemplu, sarea acidului sulfuric Na 2 SO 4 se numește (stare oxidare sulf +6), sare Na 2 S - (stare oxidare sulf -2), etc. În tabel. 10 prezintă denumirile sărurilor formate din cei mai frecvent utilizați acizi.

Numele sărurilor medii stau la baza tuturor celorlalte grupuri de sare.

■ 106 Scrieți formulele pentru următoarele săruri medii: a) sulfat de calciu; b) azotat de magneziu; c) clorură de aluminiu; d) sulfură de zinc; e); f) carbonat de potasiu; g) silicat de calciu; h) fosfat de fier (III).

Sărurile acide diferă de cele medii prin faptul că, pe lângă cationul metalic, conțin un cation hidrogen, de exemplu, NaHCO3 sau Ca (H2PO4) 2. O sare acidă poate fi considerată ca un produs al substituției incomplete a unui metal pentru atomii de hidrogen dintr-un acid. Prin urmare, sărurile acide se pot forma numai cu doi sau mai mulți acizi bazici.
Molecula de sare acidă conține de obicei un ion „acid”, a cărui sarcină depinde de gradul de disociere a acidului. De exemplu, disocierea acidului fosforic are loc în trei etape:

În prima etapă a disocierii, se formează un anion Н 2 РО 4 încărcat individual. În consecință, în funcție de încărcarea cationului metalic, formulele de sare vor arăta ca NaH 2 PО 4, Ca (Н 2 РО 4) 2, Ba (Н 2 РО 4) 2 etc. În cea de-a doua etapă de disociere, un se formează anion HPO dublu încărcat 2 4 -. Formulele de sare vor arăta astfel: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 etc. A treia etapă de disociere a sărurilor acide nu dă.
Denumirile sărurilor acide sunt derivate din numele celor medii, cu adăugarea prefixului hidro- (din cuvântul "hidrogen" -):
NaHCO 3 - bicarbonat de sodiu KHSO 4 - hidrogen sulfat de potasiu CaHPO 4 - hidrogen fosfat de calciu
Dacă ionul acid conține doi atomi de hidrogen, de exemplu H 2 PO 4 -, la numele sării se adaugă prefixul di- (doi): NaH 2 PO 4 - dihidrogen fosfat de sodiu, Ca (H 2 PO 4) 2 - dihidrogen fosfat de calciu etc. .d.

■ 107. Scrieți formulele următoarelor săruri acide: a) hidrogen sulfat de calciu; b) dihidrogen fosfat de magneziu; c) hidrogen fosfat de aluminiu; d) bicarbonat de bariu; e) hidrosulfit de sodiu; f) hidrosulfit de magneziu.
108. Este posibil să se obțină săruri acide ale acizilor clorhidric și azotic. Justificați răspunsul dvs.

Sărurile bazice diferă de celelalte prin faptul că, pe lângă cationul metalic și anionul reziduului acid, conțin anioni hidroxil, de exemplu, Al (OH) (NO3) 2. Aici, încărcarea cationului de aluminiu este +3, iar încărcăturile ionilor hidroxil-1 și a celor doi ioni nitrați sunt 2, în total - 3.
Denumirile sărurilor de bază sunt formate din numele celor medii, cu adăugarea cuvântului de bază, de exemplu: Сu 2 (OH) 2 CO 3 - carbonat de cupru de bază, Al (OH) 2 NO 3 - azotat de aluminiu de bază .

■ 109. Scrieți formulele următoarelor săruri de bază: a) clorură de fier de bază (II); b) sulfat de fier (III) de bază; c) azotat de cupru (II) de bază; d) clorură de calciu bazică; e) clorură de magneziu bazică; f) sulfat de fier de bază (III) g) clorură de aluminiu de bază.

Formulele de săruri duble, de exemplu KAl (SO4) 3, sunt construite pe baza sarcinilor totale ale ambilor cationi metalici și a sarcinii totale a anionului

Sarcina totală a cationilor este de + 4, sarcina totală a anionilor este de -4.
Denumirile sărurilor duble se formează la fel ca cele din mijloc, sunt indicate doar denumirile ambelor metale: KAl (SO4) 2 - sulfat de potasiu-aluminiu.

■ 110. Scrieți formulele pentru următoarele săruri:
a) fosfat de magneziu; b) hidrogen fosfat de magneziu; c) sulfat de plumb; d) hidrogen sulfat de bariu; e) hidrosulfit de bariu; f) silicat de potasiu; g) azotat de aluminiu; h) clorură de cupru (II); i) carbonat de fier (III); j) azotat de calciu; l) carbonat de potasiu.

Proprietățile chimice ale sărurilor

1. Toate sărurile medii sunt electroliți puternici și se disociază ușor:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 -
Sărurile medii pot interacționa cu metalele care stau la o serie de tensiuni la stânga metalului care face parte din sare:
Fe + CuSO 4 \u003d Cu + FeSO 4
Fe + Cu 2+ + SO 2 4 - \u003d Cu + Fe 2+ + SO 2 4 -
Fe + Cu 2+ \u003d Cu + Fe 2+
2. Sărurile reacționează cu alcalii și acizii conform regulilor descrise în secțiunile Baze și acizi:
FeCl3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3ОН - \u003d Fe (OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - \u003d Fe (OH) 3
Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S03
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - \u003d 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 - \u003d SO 2 + H 2 O
3. Sărurile pot interacționa între ele, rezultând în formarea de săruri noi:
AgNO3 + NaCI \u003d NaNO3 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - \u003d Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - \u003d AgCl
Deoarece aceste reacții de schimb sunt efectuate în principal în soluții apoase, ele se desfășoară numai atunci când precipită una dintre sărurile formate.
Toate reacțiile de schimb au loc în conformitate cu condițiile de reacție până la sfârșitul enumerate în § 23, p. 89.

■ 111. Faceți ecuațiile următoarelor reacții și, utilizând tabelul solubilității, determinați dacă vor merge până la final:
a) clorură de bariu +;
b) clorură de aluminiu +;
c) fosfat de sodiu + azotat de calciu;
d) clorură de magneziu + sulfat de potasiu;
e) + azotat de plumb;
f) carbonat de potasiu + sulfat de mangan;
g) + sulfat de potasiu.
Scrieți ecuații în forme moleculare și ionice.

■ 112. Cu care dintre următoarele substanțe va reacționa clorura de fier (II): a); b) carbonat de calciu; c) hidroxid de sodiu; d) anhidridă silicică; e); f) hidroxid de cupru (II); g)?

113. Descrieți proprietățile carbonatului de calciu ca sare medie. Scrieți toate ecuațiile în forme moleculare și ionice.
114. Cum se realizează o serie de transformări:

Scrieți toate ecuațiile în forme moleculare și ionice.
115. Ce cantitate de sare se va obține prin reacția a 8 g de sulf și 18 g de zinc?
116. Ce volum de hidrogen va fi eliberat în timpul interacțiunii a 7 g de fier cu 20 g de acid sulfuric?
117. Câți moli de clorură de sodiu se vor obține prin reacția a 120 g de hidroxid de sodiu și 120 g de acid clorhidric?
118. Cât nitrat de potasiu se va obține prin reacția a 2 moli de potasiu caustic și 130 g de acid azotic?

Hidroliza sărurilor

O proprietate specifică a sărurilor este capacitatea lor de a hidroliza - a suferi hidroliză (din grecescul "hidro" - apă, "liza" - descompunere), adică descompunerea sub acțiunea apei. Este imposibil să considerăm hidroliza ca descompunere în sensul în care o înțelegem de obicei, dar un lucru este cert - participă întotdeauna la reacția de hidroliză.
- electrolit foarte slab, se disociază slab
H 2 O ⇄ H + + OH -
și nu schimbă culoarea indicatorului. Alcalii și acizii schimbă culoarea indicatorilor, deoarece atunci când se disociază în soluție, se formează un exces de ioni OH (în cazul alcalinilor) și ioni H + în cazul acizilor. În săruri precum NaCl, K2S04, care sunt formate dintr-un acid puternic (HCI, H2S04) și o bază puternică (NaOH, KOH), indicatorii de culoare nu se schimbă, deoarece într-o soluție a acestor
săruri, hidroliza practic nu are loc.
În hidroliza sărurilor, sunt posibile patru cazuri, în funcție de faptul dacă sarea este formată cu un acid și o bază puternică sau slabă.
1. Dacă luăm o sare a unei baze puternice și a unui acid slab, de exemplu K 2 S, se întâmplă următoarele. Sulfura de potasiu se disociază în ioni ca un electrolit puternic:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Împreună cu aceasta, disociază slab:
H 2 O ⇄ H + + OH -
Anionul de sulf S 2- este un anion de acid hidrosulfuric slab, care se disociază slab. Acest lucru duce la faptul că anionul S 2 începe să atașeze cationi de hidrogen din apă la sine, formând treptat grupuri cu disociere redusă:
S 2- + H + + OH - \u003d HS - + OH -
HS - + H + + OH - \u003d H 2 S + OH -
Deoarece cationii H + din apă se leagă și anionii OH rămân, reacția mediului devine alcalină. Astfel, în timpul hidrolizei sărurilor formate dintr-o bază puternică și un acid slab, reacția mediului este întotdeauna alcalină.

■ 119. Explicați procesul de hidroliză a carbonatului de sodiu folosind ecuații ionice.

2. Dacă luați o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic, de exemplu Fe (NO 3) 3, atunci se formează ioni în timpul disocierii sale:
Fe (NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Cationul Fe3 + este un cation de bază slab - fier, care se disociază foarte slab. Acest lucru duce la faptul că cationul Fe 3+ începe să atașeze anionii OH - din apă la sine, formând astfel grupuri cu disociere redusă:
Fe 3+ + H + + OH - \u003d Fe (OH) 2+ + + H +
și mai departe
Fe (OH) 2+ + H + + OH - \u003d Fe (OH) 2 + + H +
În cele din urmă, procesul poate ajunge la ultima etapă:
Fe (OH) 2 + + H + + OH - \u003d Fe (OH) 3 + H +
În consecință, va exista un exces de cationi de hidrogen în soluție.
Astfel, în timpul hidrolizei unei sări formate dintr-o bază slabă și un acid puternic, reacția mediului este întotdeauna acidă.

■ 120. Explicați cu ajutorul ecuațiilor ionice cursul hidrolizei clorurii de aluminiu.

3. Dacă sarea este formată dintr-o bază puternică și un acid puternic, atunci nici cationul, nici anionul nu leagă ionii de apă și reacția rămâne neutră. Practic nu apare hidroliza.
4. Dacă sarea este formată dintr-o bază slabă și un acid slab, atunci reacția mediului depinde de gradul lor de disociere. Dacă baza și acidul sunt practic aceleași, atunci reacția mediului va fi neutră.

■ 121. Este adesea necesar să vedem cum, în timpul reacției de schimb, în \u200b\u200bloc de precipitatul de sare așteptat, se formează un precipitat de metal, de exemplu, reacția dintre clorura de fier (III) FeCl 3 și carbonatul de sodiu Na 2 CO 3 nu formează Fe 2 (CO 3) 3, ci Fe (OH) 3. Explicați acest fenomen.
122. Dintre sărurile enumerate mai jos, indicați pe cele care suferă hidroliză în soluție: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3.

Caracteristicile proprietăților sărurilor acide

Sărurile acide au proprietăți ușor diferite. Ele pot reacționa cu conservarea și distrugerea ionului acid. De exemplu, reacția unei sări acide cu un alcalin duce la neutralizarea sării acide și la distrugerea ionului acid, de exemplu:
NaHSO4 + KOH \u003d KNaSO4 + H2O
sare dublă
Na + + HSO 4 - + K + + OH - \u003d K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO 4 - + OH - \u003d SO 2 4 - + H2O
Distrugerea unui ion acid poate fi reprezentată după cum urmează:
HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - \u003d SO 2 4 - + H2O
Ionul acid este, de asemenea, distrus prin reacția cu acizii:
Mg (HCO3) 2 + 2HCI \u003d MgCl2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2HCO 3 - + 2Н + + 2Сl - \u003d Mg 2+ + 2Сl - + 2Н2O + 2СO2
2HCO 3 - + 2H + \u003d 2H2O + 2CO2
HCO 3 - + H + \u003d H2O + CO2
Neutralizarea poate fi efectuată cu același alcalin care a format sarea:
NaHSO4 + NaOH \u003d Na2SO4 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - \u003d 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 - + OH - \u003d SO 4 2- + H2O
Reacțiile cu sărurile se desfășoară fără a distruge ionul acid:
Ca (HCO3) 2 + Na2CO3 \u003d CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2HCO 3 - + 2Na + + CO 2 3 - \u003d CaCO3 ↓ + 2Na + + 2HCO 3 -
Ca 2+ + CO 2 3 - \u003d CaCO3
■ 123. Scrieți în forme moleculare și ionice ecuațiile următoarelor reacții:
a) hidrosulfură de potasiu +;
b) hidrogen fosfat de sodiu + hidroxid de potasiu;
c) dihidrogen fosfat de calciu + carbonat de sodiu;
d) bicarbonat de bariu + sulfat de potasiu;
e) hidrosulfit de calciu +.

Producția de sare

Pe baza proprietăților studiate ale claselor principale substanțe anorganice puteți deduce 10 moduri de a obține săruri.
1. Interacțiunea metalului cu nemetalul:
2Na + Cl2 \u003d 2NaCl
În acest fel, se pot obține numai săruri ale acizilor anoxici. Aceasta nu este o reacție ionică.
2. Interacțiunea metalului cu acidul:
Fe + H2SO4 \u003d FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - \u003d Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + \u003d Fe 2+ + H2
3. Interacțiunea metalului cu sarea:
Cu + 2AgNO3 \u003d Cu (NO3) 2 + 2Ag ↓
Cu + 2Ag + + 2NO 3 - \u003d Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag ↓
Cu + 2Ag + \u003d Cu 2+ + 2Ag
4. Interacțiunea oxidului bazic cu acidul:
CuO + H2SO4 \u003d CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - \u003d Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + \u003d Cu 2+ + H2O
5. Interacțiunea oxidului bazic cu anhidrida acidă:
3CaO + P2O5 \u003d Ca3 (PO4) 2
Reacția nu este ionică.
6. Interacțiunea oxidului acid cu o bază:
CO2 + Ca (OH) 2 \u003d CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - \u003d CaCO3 + H2O
7, Reacția acizilor cu baza (neutralizare):
HNO3 + KOH \u003d KNO3 + H2O
H + + NO 3 - + K + + OH - \u003d K + + NO 3 - + H2O
H + + OH - \u003d H2O

8. Interacțiunea bazei cu sarea:
3NaOH + FeCl3 \u003d Fe (OH) 3 + 3NaCl
3Na + + 3ОН - + Fe 3+ + 3Cl - \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3Na - + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - \u003d Fe (OH) 3 ↓
9. Interacțiunea acidului cu sarea:
H2SO4 + Na2CO3 \u003d Na2SO4 + H2O + CO2
2H + + SO 2 4 - + 2Na + + CO 2 3 - \u003d 2Na + + SO 2 4 - + H2O + CO2
2H + + CO 2 3 - \u003d H2O + CO2
10. Interacțiunea sării cu sarea:
Ba (NO3) 2 + FeSO4 \u003d Fe (NO3) 2 + BaSO4
Ba 2+ + 2NO 3 - + Fe 2+ + SO 2 4 - \u003d Fe 2+ + 2NO 3 - + BaSO4 ↓
Ba 2+ + SO 2 4 - \u003d BaSO4 ↓

■ 124. Oferiți toate modurile în care știți cum să obțineți sulfatul de bariu (scrieți toate ecuațiile în forme moleculare și ionice).
125. Oferiți toate modalitățile generale posibile de obținere a clorurii de zinc.
126. Amestecat 40 g de oxid de cupru și 200 ml de 2 N. soluție de acid sulfuric. Cât sulfat de cupru se produce?
127. Cât carbonat de calciu se va obține prin reacția a 2,8 litri de CO2 cu 200 g de soluție 5% de Ca (OH) 2?
128. Amestecat 300 g soluție de acid sulfuric 10% și 500 ml 1,5 N. soluție de carbonat de sodiu. Cât dioxid de carbon va produce acest lucru?
129. Pentru 80 g de zinc, conținând 10% impurități, acționează 200 ml de acid clorhidric 20%. Cât de multă clorură de zinc este produsă de reacție?

Articol de sare

Tutorial video 1: Clasificarea sărurilor anorganice și nomenclatura acestora

Tutorial video 2: Metode de producere a sărurilor anorganice. Proprietățile chimice ale sărurilor

Lectura: Proprietăți chimice caracteristice ale sărurilor: mediu, acid, bazic; complex (de exemplu, compuși de aluminiu și zinc)

Caracteristicile sărurilor

Sare - acești compuși chimici constau din cationi metalici (sau amoniu) și reziduuri acide.

Sărurile ar trebui, de asemenea, considerate ca un produs al interacțiunii unui acid și a unei baze. Ca urmare a acestei interacțiuni, se pot forma următoarele:

normal (mediu),

• săruri de bază.

Săruri normale se formează atunci când cantitatea de acid și bază este suficientă pentru o interacțiune completă. De exemplu:

H 3 PO 4 + 3KON → K 3 PO 4 + 3H 2 O.

Sărurile normale sunt denumite în două părți. La început se numește anion (reziduu acid), apoi cation. De exemplu: clorură de sodiu - NaCI, sulfat de fier (III) - Fe 2 (SO 4) 3, carbonat de potasiu - K 2 CO 3, fosfat de potasiu - K 3 PO 4 etc.

Săruri acide se formează cu un exces de acid și o cantitate insuficientă de alcali, deoarece în acest caz cationii metalici devin insuficienți pentru a înlocui toți cationii de hidrogen prezenți în molecula de acid. De exemplu:

H 3 PO 4 + 2KON \u003d K 2 HPO 4 + 2H 2 O;

H 3 PO 4 + KOH \u003d KH 2 PO 4 + H 2 O.

Veți vedea întotdeauna hidrogen în reziduurile acide ale acestui tip de sare. Sărurile acide sunt întotdeauna posibile pentru acizii polibazici, dar nu și pentru acizii monobazici.

În numele sărurilor acide se pune prefixul hidro- la anion. De exemplu: hidrogen sulfat de fier (III) - Fe (HSO 4) 3, bicarbonat de potasiu - KHCO 3, hidrogen fosfat de potasiu - K 2 HPO 4 etc.

Săruri de bază se formează cu un exces de bază și o cantitate insuficientă de acid, deoarece în acest caz anionii de reziduuri acide nu sunt suficiente pentru a înlocui complet grupurile hidroxo prezente în bază. De exemplu:

Cr (OH) 3 + HNO3 → Cr (OH) 2 NO 3 + H20;

Cr (OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH (NO 3) 2 + 2H 2 O.

Astfel, sărurile de bază din compoziția cationilor conțin grupări hidroxil. Sărurile bazice sunt posibile pentru bazele multi-acide, dar nu și pentru bazele cu un singur acid. Unele săruri de bază sunt capabile să se descompună de la sine, eliberând în același timp apă, formând oxosări, care au proprietățile sărurilor de bază. De exemplu:

Sb (OH) 2CI → SbOCl + H20;

Bi (OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.

Denumirea sărurilor de bază este construită după cum urmează: prefixul este adăugat la anion hidroxi... De exemplu: hidroxosulfat de fier (III) - FeOHSO 4, hidroxosulfat de aluminiu - AlOHSO 4, dihidroxiclorură de fier (III) - Fe (OH) 2 Cl etc.

Multe săruri, aflate într-o stare solidă de agregare, sunt hidrați cristalini: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O etc.

Proprietățile chimice ale sărurilor

Sărurile sunt substanțe cristaline destul de solide care au o legătură ionică între cationi și anioni. Proprietățile sărurilor se datorează interacțiunii lor cu metale, acizi, baze și săruri.

Reacții tipice ale sărurilor normale

Reacționează bine cu metalele. În același timp, metale mai active înlocuiesc metalele mai puțin active din soluțiile sărurilor lor. De exemplu:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.

Cu acizi, alcali și alte săruri, reacțiile continuă până la capăt, cu condiția să se formeze un precipitat, un gaz sau compuși slab disociați. De exemplu, în reacțiile sărurilor cu acizi astfel de substanțe se formează ca hidrogen sulfurat H 2 S - gaz; sulfat de bariu BaSO 4 - precipitat; acid acetic CH 3 COOH - electrolit slab, compus slab disociat. Iată ecuațiile pentru aceste reacții:

K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;

BaCI2 + H2S04 → BaSO4 + 2HCI;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

În reacțiile sărurilor cu alcalii, se formează substanțe precum hidroxidul de nichel (II) Ni (OH) 2 - un precipitat; amoniac NH 3 - gaz; apă H 2 O - electrolit slab, compus slab disociat:

NiCI2 + 2KOH → Ni (OH) 2 + 2KCI;

NH4CI + NaOH → NH3 + H20 + NaCI.

Sărurile reacționează între ele dacă se formează un precipitat:

Ca (NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3.

Sau în cazul unei conexiuni mai stabile:

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4.

În această reacție, sulfura de argint negru se formează din cromat de argint roșu de cărămidă, deoarece este un precipitat mai insolubil decât cromatul.

Multe săruri normale se descompun atunci când sunt încălzite pentru a forma doi oxizi - acizi și bazici:

CaCO3 → CaO + CO2.

Nitrații se descompun într-un mod diferit de alte săruri normale. Când sunt încălziți, nitrații metalelor alcaline și alcalino-pământoase eliberează oxigen și se transformă în nitriți:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.

Nitrații din aproape toate celelalte metale se descompun în oxizi:

2Zn (NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2.

Nitrații unor metale grele (argint, mercur etc.) se descompun atunci când sunt încălziți în metale:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + О 2.

O poziție specială este ocupată de azotatul de amoniu, care, până la punctul de topire (170 ° C), se descompune parțial conform ecuației:

NH4NO3 → NH3 + HNO3.

La temperaturi de 170 - 230 ° C, conform ecuației:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2 H 2 O.

La temperaturi peste 230 ° C - cu explozie, conform ecuației:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.

Clorura de amoniu NH 4 Cl se descompune cu formarea de amoniac și clorură de hidrogen:

NH4CI → NH3 + HCI.

Reacții tipice ale sărurilor acide

Acestea intră în toate reacțiile în care intră acizii. Reacționează cu alcalii în felul următor, dacă compoziția sării acide și a alcalinului conține același metal, atunci se formează o sare normală. De exemplu:

NAH CO 3 + Nu OH → Na 2 CO 3 + H 2 O.

Dacă alcalinul conține un alt metal, atunci se formează săruri duble. Un exemplu de formare a carbonatului de sodiu de litiu:

NаHCO 3 + Li OH → LiNаCO 3 + H 2 O.

Reacții tipice major săruri

Aceste săruri suferă aceleași reacții ca și bazele. Reacționează cu acizii în felul următor, dacă compoziția sării bazice și a acidului conține același reziduu de acid, atunci se formează o sare normală. De exemplu:

Cu ( OH)Cl + H Cl → Cu Cl 2 + H 2 O.

Dacă acidul conține un alt reziduu acid, atunci se formează săruri duble. Un exemplu de formare a clorurii de cupru - brom:

Cu ( OH) Cl + HBr → Cu FrCl + H 2 O.

Săruri complexe

Compus complex - un compus, ale cărui noduri ale rețelei cristaline conțin ioni complexi.

Luați în considerare compușii complexi de aluminiu - tetrahidroxoaluminați și zinc - tetrahidroxozincați. Ionii complecși sunt indicați între paranteze pătrate ale formulelor acestor substanțe.

Proprietățile chimice ale tetrahidroxoaluminatului de sodiu Na și ale tetrahidroxozincatului de sodiu Na 2:

1. Ca toți compușii complecși, substanțele de mai sus se disociază:

• Na → Na + + -;
• Na 2 → 2Na + + -.

Vă rugăm să rețineți că nu este posibilă o altă disociere a ionilor complexi.

2. În reacțiile cu un exces de acizi puternici, se formează două săruri. Luați în considerare reacția tetrahidroxoaluminatului de sodiu cu o soluție diluată de clorură de hidrogen:

• N / A + 4HCl→ Al Cl 3 + N / A Cl + H 2 O.

Vedem formarea a două săruri: clorură de aluminiu, clorură de sodiu și apă. O reacție similară va avea loc în cazul tetrahidroxozincatului de sodiu.

3. Dacă nu există suficient acid puternic, să spunem în loc de4 acid clorhidric Am luat2 Acid clorhidric, atunci sarea formează cel mai activ metal, în acest caz sodiul este mai activ, ceea ce înseamnă că se formează clorură de sodiu și hidroxizii de aluminiu și zinc formați vor precipita. Vom lua în considerare acest caz la ecuația reacției cu tetrahidroxozincat de sodiu:

Na 2 + 2HCl→ 2N / A Cl + Zn (OH) 2 ↓ +2H 2 O.

Sarea de masă este clorură de sodiu utilizată ca aditiv alimentar, conservant alimentar. Este, de asemenea, utilizat în industria chimică și medicină. Servește ca cea mai importantă materie primă pentru producerea de sodă caustică, sodă și alte substanțe. Formula de sare de masă este NaCI.

Formarea unei legături ionice între sodiu și clor

Compoziția chimică a clorurii de sodiu reflectă formula condițională NaCl, care oferă o idee despre numărul egal de atomi de sodiu și clor. Dar substanța nu este formată din molecule diatomice, ci este formată din cristale. Când un metal alcalin interacționează cu un nemetal puternic, fiecare atom de sodiu degajă un clor mai electronegativ. Există cationi de sodiu Na + și anioni ai reziduului acid al acidului clorhidric Cl -. Particulele puțin încărcate sunt atrase, formând o substanță cu o rețea de cristal ionic. Cationii mici de sodiu sunt localizați între anionii mari de clor. Numărul de particule pozitive din compoziția clorurii de sodiu este egal cu numărul celor negative; substanța în ansamblu este neutră.

Formula chimica. Sare de masă și halită

Sărurile sunt substanțe complexe de structură ionică, ale căror nume încep cu numele reziduului acid. Formula de sare de masă este NaCI. Geologii numesc un mineral din această compoziție „halită”, iar roca sedimentară - „sare de rocă”. Un termen chimic învechit care este adesea folosit în fabricare este clorura de sodiu. Această substanță a fost cunoscută oamenilor din cele mai vechi timpuri, odată ce a fost considerată „aur alb”. Școlarii moderni și elevii care citesc ecuațiile reacțiilor care implică clorură de sodiu se numesc semne chimice („clor de sodiu”).

Să efectuăm calcule simple conform formulei substanței:

1) Mr (NaCl) \u003d Ar (Na) + Ar (Cl) \u003d 22,99 + 35,45 \u003d 58,44.

Ruda este 58,44 (în amu).

2) Număr egal cu greutatea moleculară a masei molare, dar această valoare are unități de măsură g / mol: M (NaCl) \u003d 58,44 g / mol.

3) O probă de 100 g de sare conține 60,663 g de atomi de clor și 39,337 g de sodiu.

Proprietățile fizice ale sării de masă

Cristalele de halită fragile sunt incolore sau albe. În natură, există și depozite de sare de rocă, vopsite în gri, galben sau albastru. Uneori, substanța minerală are o nuanță roșie, care se datorează tipurilor și cantității de impurități. Duritatea halitei este de numai 2-2,5, sticla lasă o linie pe suprafața sa.

Alți parametri fizici ai clorurii de sodiu:

• miros - absent;
• gustul este sărat;
• densitate - 2,165 g / cm3 (20 ° C);
• punctul de topire - 801 ° C;
• punctul de fierbere - 1413 ° C;
• solubilitate în apă - 359 g / l (25 ° C);

Obținerea clorurii de sodiu în laborator

Când sodiul metalic interacționează cu clorul gazos într-o eprubetă, se formează o substanță albă - clorură de sodiu NaCl (formula pentru sare de masă).

Chimia oferă informații despre diferite moduri de a obține același compus. Aici sunt cateva exemple:

NaOH (aq) + HCI \u003d NaCl + H 2 O.

Reacția redox între metal și acid:

2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H2.

Acțiunea acidului asupra oxidului metalic: Na2O + 2HCl (apos) \u003d 2NaCl + H20

Deplasarea unui acid slab dintr-o soluție a sării sale cu una mai puternică:

Na2C03 + 2HCI (apos) \u003d 2NaCl + H20 + CO2 (gaz).

Toate aceste metode sunt prea scumpe și complexe pentru a fi aplicate la scară industrială.

Producția de sare de masă

Chiar și în zorii civilizației, oamenii știau că după sărare, carnea și peștele durează mai mult. Cristalele de halită transparente, în formă regulată, au fost folosite în unele țări antice în loc de bani și au valorat greutatea lor în aur. Căutarea și dezvoltarea zăcămintelor de halită au făcut posibilă satisfacerea nevoilor tot mai mari ale populației și industriei. Cele mai importante surse naturale de sare de masă:

• depozite de halit mineral în diferite țări;
• apa mărilor, oceanelor și lacurilor sărate;
• straturi și cruste de sare de pe malul corpurilor de apă sărată;
• cristale de halită pe pereții craterelor vulcanice;
• mlaștinile sărate.

Există patru metode principale utilizate în industrie pentru a obține sare de masă:

• levigarea halitei din stratul subteran, evaporarea saramurii rezultate;
• minerit în;
• evaporarea sau saramura lacurilor sărate (77% din reziduul uscat este clorură de sodiu);
• utilizarea unui subprodus al desalinizării cu apă sărată.

Proprietățile chimice ale clorurii de sodiu

Prin compoziția sa, NaCI este o sare medie formată din alcali și acid solubil. Clorura de sodiu este un electrolit puternic. Atracția dintre ioni este atât de mare încât numai solvenții puternic polari îl pot distruge. În apă, substanța se descompune, se eliberează cationi și anioni (Na +, Cl -). Prezența lor se datorează conductivității electrice pe care o are o soluție de clorură de sodiu. Formula în acest caz este scrisă în același mod ca și pentru substanța uscată - NaCl. Una dintre reacțiile calitative la cationul de sodiu este culoarea galbenă a flăcării arzătorului. Pentru a obține rezultatul experimentului, trebuie să colectați puțină sare solidă pe o buclă de sârmă curată și să adăugați la mijlocul flăcării. Proprietățile sării de masă sunt, de asemenea, asociate cu particularitatea anionului, care este o reacție calitativă la ionul clorură. Atunci când interacționează cu azotatul de argint, un precipitat alb de clorură de argint precipită în soluție (foto). Clorura de hidrogen este deplasată din sare de acizi mai puternici decât acidul clorhidric: 2NaCl + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2HCl. În condiții normale, clorura de sodiu nu suferă hidroliză.

Domenii de aplicare a sării de rocă

Clorura de sodiu scade punctul de topire al gheții, astfel încât un amestec de sare și nisip este folosit pe drumuri și trotuare iarna. Absoarbe o cantitate mare de impurități și, atunci când se topește, poluează râurile și cursurile de apă. Sarea rutieră accelerează, de asemenea, procesul de coroziune al caroseriei mașinii și dăunează copacilor plantați lângă drumuri. În industria chimică, clorura de sodiu este utilizată ca materie primă pentru un grup mare de substanțe chimice:

• de acid clorhidric;
• sodiu metalic;
• clor gazos;
• sodă caustică și alți compuși.

În plus, sarea de masă este utilizată la producerea săpunurilor și coloranților. Ca antiseptic alimentar, este utilizat în conserve, decapare ciuperci, pește și legume. Pentru a combate tulburările glandei tiroide din populație, formula de sare de masă este îmbogățită prin adăugarea de compuși de iod siguri, de exemplu, KIO 3, KI, NaI. Astfel de suplimente susțin producția de hormon tiroidian și previn gușa endemică.

Valoarea clorurii de sodiu pentru corpul uman

Formula sării de masă, compoziția sa a devenit vitală pentru sănătatea umană. Ionii de sodiu sunt implicați în transmiterea impulsurilor nervoase. Anionii de clor sunt esențiali pentru producerea de acid clorhidric în stomac. Dar prea multă sare de masă în alimente poate duce la hipertensiune arterială și la un risc crescut de boli cardiace și vasculare. În medicină, cu pierderi mari de sânge, pacienților li se injectează o soluție salină fiziologică. Pentru a-l obține, 9 g clorură de sodiu sunt dizolvate într-un litru de apă distilată. Corpul uman are nevoie de o alimentare continuă a acestei substanțe cu alimente. Sarea este excretată prin organele excretoare și piele. Conținutul mediu de clorură de sodiu din corpul uman este de aproximativ 200 g. Europenii consumă aproximativ 2-6 g de sare de masă pe zi, în țările fierbinți această cifră este mai mare datorită transpirației mai mari.