Реферат - Соли, их свойства, гидролиз - файл n1.docx

Реферат - Соли, их свойства, гидролиз
скачать (44.3 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.docx45kb.01.06.2012 12:25скачать

n1.docx

ДЕПАРТАМЕНТ ОБРАЗОВАНИЯ ГОРОДА МОСКВЫ

ЦЕНТРАЛЬНОЕ ОКРУЖНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА № 182

Соли, их свойства, гидролиз

Автор работы:

Ученица 8 класс Б школы № 182

Петрова Полина

Учитель химии:

Харина Екатерина Алексеевна

МОСКВА 2009

В быту мы привыкли иметь дело лишь с одной солью – поваренной, т.е. хлоридом натрия NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений. Соли можно рассматривать как продукты замещения водорода в кислоте на металл. Поваренную соль, например, можно получить из соляной кислоты по реакции замещения:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 .

кислота соль

Если вместо натрия взять алюминий, образуется другая соль – хлорид алюминия:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Они являются продуктами полного или частичного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Например, если в серной кислоте H2SO4 заместить на калий один атом водорода, получим соль KHSO4, а если два – K2SO4.

Различают несколько типов солей.

Типы солей

Определение

Примеры солей

Средние

Продукт полного замещения водорода кислоты на металл. Ни атомов Н, ни ОН-групп не содержат.

Na2SO4 сульфат натрия

CuCl2 хлорид меди (II)

Ca3(PO4)2 фосфат кальция

Na2CO3 карбонат натрия (кальцинированная сода)


Кислые

Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Содержат в своем составе атомы водорода. (Они образованны только многоосновными кислотами)


CaHPO4 гидрофосфат кальция

Ca(H2PO4)2 дигидрофосфат кальция

NaHCO3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода)

Основные

Продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Включают ОН-группы. (Образованны только многокислотными основаниями)

Cu(OH)Cl гидроксохлорид меди (II)

Ca5(PO4)3(OH) гидроксофосфат кальция

(CuOH)2CO3 гидроксокарбонат меди (II) (малахит)


Смешанные


Соли двух кислот

Ca(OCl)Cl – хлорная известь



Двойные



Соли двух металлов



K2NaPO4 – ортофосфат дикалия-натрия


Кристаллогидраты

Содержат кристаллизационную воду. При нагревании они обезвоживаются – теряют воду, превращаясь в безводную соль.


CuSO4 . 5H2O – пятиводный сульфат меди(II) (медный купорос)

Na2CO3 . 10H2O – десятиводный карбонат натрия (сода)

Способы получения солей.

  1. Соли можно получить, действуя кислотами на металлы, основные оксиды и основания:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

хлорид цинка

t

3H2SO4 + Fe2O3 Fe2(SO4)3 + 3H2O

сульфат железа (III)

3HNO3 + Cr(OH)3 Cr(NO3)3 + 3H2O

нитрат хрома (III)

  1. Соли образуются при реакции кислотных оксидов со щелочами, а также кислотных оксидов с основными оксидами:

N2O5 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O

нитрат кальция

t

SiO2 + CaO CaSiO3

силикат кальция

  1. Соли можно получить при взаимодействии солей с кислотами, щелочами, металлами, нелетучими кислотными оксидами и другими солями. Такие реакции протекают при условии выделения газа, выпадения осадка, выделения оксида более слабой кислоты или выделения летучего оксида.

t

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 3CaSO4 + 2H3PO4

ортофосфат кальция сульфат кальция

Fe2(SO4)3 + 6NaOH 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

сульфат железа(III) сульфат натрия

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

сульфат меди (II) сульфат железа (II)

t

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

карбонат кальция силикат кальция

Al2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + 2AlCl3

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюминия бария бария алюминия

  1. Соли бескислородных кислот образуются при взаимодействии металлов с неметаллами:

горение

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

хлорид железа (III)

Физические свойства.

Соли – твердые вещества различного цвета. Растворимость в воде их различна. Растворимы все соли азотной и уксусной кислот, а также соли натрия и калия. О растворимости в воде других солей можно узнать из таблицы растворимости.

Химические свойства.

  1. Соли реагируют с металлами.

Так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой, либо проводить реакции в расплаве.

CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu

Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb

  1. Соли реагируют с кислотами. Эти реакции протекают, когда более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом выделяется газ или выпадает осадок.

При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

Na2SiO3 + 2HCl 2NaCl + H2SiO3

  1. Соли реагируют со щелочами в водных растворах.

Это способ получения нерастворимых оснований и щелочей.

FeCl3(p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH)3 + 3NaCl

CuSO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2SO4 + Cu(OH)2

Na2SO4 + Ba(OH)2 BaSO4 + 2NaOH

  1. Соли реагируют с солями.

Реакции протекают в растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.

AgNO3 + KBr AgBr + KNO3

CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl

  1. Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Характерным примером такой реакции является обжиг известняка, основной составной частью которого является карбонат кальция:

t

CaCO3 CaO + CO2 карбонат кальция

  1. Некоторые соли способны кристаллизироваться с образованием кристаллогидратов.

Сульфат меди (II) CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета. При его растворении в воде происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. Выделение теплоты и изменение цвета – это признаки химической реакции. При выпаривании раствора выделяется кристаллогидрат CuSO4 . 5H2O (медный купорос) . Образование этого вещества свидетельствует о том, что сульфат меди (II) реагирует с водой:

CuSO4 + 5H2O CuSO4 . 5H2O + Q

белого цвета сине-голубого цвета

Применение солей.

Большинство солей широко используется в промышленности и в быту. Например, хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, незаменим в приготовлении пищи. В промышленности хлорид натрия используется для получения гидроксида натрия, соды NaHCO3, хлора, натрия. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Например, нитрат калия KNO3 – калийная селитра. Она также входит в состав пороха и других пиротехнических смесей. Соли применяются для получения металлов, кислот, в производстве стекла. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества также относятся к классу солей. Перманганат калия KMnO4 часто называют марганцовкой. В качестве строительного материала используются известняки и гипс – CaSO4 . 2H2O, который также применяется в медицине.

Растворы и растворимость.

Как уже указывалось ранее, растворимость является важным свойством солей. Растворимость - способность вещества образовывать с другим веществом однородную, устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов.

Растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.

Так, например, раствор поваренной соли состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – ионов Na+ ,Cl-.

Ионы (от греч. iуn - идущий), электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или присоединении электронов (или других заряженных частиц) атомами или группами атомов. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 М. Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду), - анионами.

По степени растворимости в воде вещества делятся на три группы:

  1. Хорошо растворимые;

  2. Малорастворимые;

  3. Практически нерастворимые.

Многие соли хорошо растворимы в воде. При решении вопроса о растворимости в воде других солей придется пользоваться таблицей растворимости.

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном виде проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называют электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. Сами электролиты электрический ток не проводят. В растворах и расплавах они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией. Ее содержание сводится к трем следующим положениям:

  1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

  2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются – катионы, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются – анионами.

  3. Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).



KCl K++Cl-

обратимость

Сильные и слабые электролиты.

Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (?), т. Е. Отношения числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул. Например, ? = 1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а ? = 0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.

В зависимости от величины ? электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, (?0,95) средней силы (0,95

Сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH)2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (H2S, H2SO3, H2CO3, HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная CH3COOH), водный раствор аммиака (NH3 . 2O), вода, некоторые соли ртути (HgCl2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную H3PO4 и азотистую HNO2 кислоты.

Гидролиз солей.

Термин « гидролиз » произошел от греческих слов hidor (вода) и lysis (разложение). Под гидролизом обычно понимают обменную реакцию между веществом и водой. Гидролитические процессы чрезвычайно распространены в окружающей нас природе (как живой, так и неживой), а также широко используются человеком в современных производственных и бытовых технологиях.

Гидролизом соли называется реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора.

Гидролизу подвергаются три типа солей:

а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl2, NH4Cl, Fe2(SO4)3 — протекает гидролиз по катиону)

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

NH4Cl + H2O NH3.H2O + HCl

Реакция среды – кислая.

б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К2CO3, Na2S — протекает гидролиз по аниону)

SiO32- + 2H2O H2SiO3 + 2OH-

K2SiO3 +2H2O H2SiO3 +2KOH

Реакция среды – щелочная.

в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH4)2CO3, Fe2(CO3)3 – протекает гидролиз по катиону и по аниону.

2NH4+ + CO32- + 2H2O 2NH3 . H2O + H2CO3

(NH4)2CO3 + H2O 2NH3 . H2O + H2CO3

Часто реакция среды – нейтральная.

г) соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, Ba(NO3)2) гидролизу не подвержены.

В ряде случаев гидролиз протекает необратимо (как говорят, идет до конца). Так при смешении растворов карбоната натрия и сульфата меди выпадает голубой осадок гидратированной основной соли, которая при нагревании теряет часть кристаллизационной воды и приобретает зеленый цвет – превращается в безводный основный карбонат меди – малахит:

2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O (CuOH)2CO3 + 2Na2SO4 + CO2

При смешении растворов сульфида натрия и хлорида алюминия гидролиз также идет до конца:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Поэтому Al2S3 нельзя выделить из водного раствора. Эту соль получают из простых веществ:

2Al + 3S Al2S3.

Роль и практическое применение гидролиза.

Гидролиз в природе.

Обменные реакции между солями и водой широко распространены в природе. Явление гидролиза играет огромную роль в химическом преобразовании земной коры. Многие минералы земной коры - это сульфиды металлов, которые хотя и плохо растворимы в воде, постепенно взаимодействуют с ней. Такие процессы идут и на поверхности Земли, и особенно интенсивно в ее глубинах при повышенной температуре. В результате образуется огромное количество сероводорода, который выбрасывается на поверхность при вулканической деятельности. А силикатные породы постепенно переходят в гидроксиды, а затем в оксиды металлов. В результате гидролиза минералов – алюмосиликатов – происходит разрушение горных пород.

В Мировом океане соли также интенсивно взаимодействуют с водой. Выносимые речной водой гидрокарбонаты кальция и магния придают морской воде слабощелочную реакцию. Именно в такой слабощелочной среде прибрежных вод наиболее интенсивно протекает фотосинтез в морских растениях, и наиболее быстро развиваются морские животные.

Гидролиз в народном хозяйстве.

Этот же процесс используют для очистки питьевой воды и промышленных стоков: рыхлый аморфный осадок гидроксида алюминия обволакивает частички грязи и адсорбирует вредные примеси, увлекая все это на дно. Примерно таков же механизм очистки природной воды глинами, которые представляют собой соединения алюминия.

Гидролиз солей Na2CO3 ,Na3PO4 применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости.

Посредством гидролиза в промышленности из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы вырабатывается ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкоза, сухой лед).

Гидролиз в жизни человека.

В повседневной жизни мы постоянно сталкиваемся с явлением гидролиза – при стирке белья, мытье посуды, умывании мылом. Даже процессы пищеварения, в частности, расщепление жиров, протекают благодаря гидролизу.

Список используемой литературы:

  1. В. А. Володин, И. Ленсон Энциклопедия для детей. Том 17. Химия. Аванта+, 2003



  1. В. В. Еремин, А. А. Дроздов, Н. Е. Кузьменко, В.В. Лунин Учебник для общеобразовательных учреждений. Химия 8 класс. ОНИКС 2007



  1. Н. Е. Кузнецова, И. М. Титова, Н. Н. Гара, А. Ю. Жегин Учебник для учащихся 8 класса общеобразовательных учреждений. Вентана-граф, 2008



  1. Н. Е. Кузнецова, И. М. Титова, Н. Н. Гара Учебник для учащихся 9 класса общеобразовательных учреждений. Вентана-граф, 2008



  1. Г. П. Хомченко Пособие по химии для поступающих в вузы. Новая волна, 2008



  1. Н. Е. Кузьменко, В. В. Еремин Пособие для учащихся 8 – 9 классов. Общая химия. Экзамен, 1998



  1. Н. Е. Кузьменко Пособие для учащихся 8 – 9 классов. Неорганическая химия. Экзамен, 1998


Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации