Allgemeine Eigenschaften von Salzen. Chemische Eigenschaften von Salzen und Methoden zu ihrer Herstellung

Gründe

Basen sind Verbindungen, die ausschließlich Hydroxidionen OH - als Anion enthalten. Die Anzahl der Hydroxidionen, die durch einen sauren Rest ersetzt werden können, bestimmt den Säuregehalt der Base. In dieser Hinsicht gibt es Basen mit einer, zwei oder mehreren Säuren; echte Basen umfassen jedoch am häufigsten eine und zwei Säuren. Unter ihnen sind wasserlösliche und wasserunlösliche Basen zu unterscheiden. Bitte beachten Sie, dass Basen, die in Wasser löslich sind und sich fast vollständig dissoziieren, als Alkalien (starke Elektrolyte) bezeichnet werden. Dazu gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalielementen und auf keinen Fall eine Lösung von Ammoniak in Wasser.

Der Name der Base beginnt mit dem Wort Hydroxid und wird danach im Genitiv angegeben Russischer Name Kation, und seine Ladung ist in Klammern angegeben. Es ist erlaubt, die Anzahl der Hydroxidionen mit den Präfixen Di-, Tri-, Tetra anzugeben. Zum Beispiel: Mn(OH) 3 – Mangan(III)-hydroxid oder Mangantrihydroxid.

Beachten Sie, dass es zwischen Basen und basischen Oxiden gibt genetische Verbindung: Basische Oxide entsprechen Basen. Daher haben basische Kationen meist eine Ladung von eins oder zwei, was den niedrigsten Oxidationsstufen von Metallen entspricht.

Denken Sie an die grundlegenden Möglichkeiten, Basen zu erhalten

1. Wechselwirkung aktiver Metalle mit Wasser:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

La + 6H 2 O = 2La(OH) 3 + 3H 2

Wechselwirkung basischer Oxide mit Wasser:

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

MgO + H 2 O = Mg(OH) 2.

3. Wechselwirkung von Salzen mit Alkalien:

MnSO 4 + 2KOH = Mn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = 2NaOH + CaCO 3

MgOHCl + NaOH = Mg(OH) 2 + NaCl.

Elektrolyse wässriger Salzlösungen mit einem Diaphragma:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + H 2

Bitte beachten Sie, dass in Schritt 3 die Ausgangsreagenzien so ausgewählt werden müssen, dass sich unter den Reaktionsprodukten entweder eine schwerlösliche Verbindung oder ein schwacher Elektrolyt befindet.

Beachten Sie, dass bei der Betrachtung der chemischen Eigenschaften von Basen die Reaktionsbedingungen von der Löslichkeit der Base abhängen.

1. Wechselwirkung mit Säuren:

NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

2Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = (MgOH) 2 SO 4 + 2H 2 O

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

Mg(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Mg(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2. Wechselwirkung mit Säureoxiden:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

Fe(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe(PO 3) 2 + H 2 O

3Fe(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe 3 (PO 4) 2 + 2H 2 O

3. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden:

A1 2 O 3 + 2NaOH p + 3H 2 O = 2Na

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

Cr 2 O 3 + Mg(OH) 2 = Mg(CrO 2) 2 + H 2 O

4. Wechselwirkung mit ampheterischen Hydroxiden:

Ca(OH) 2 + 2Al(OH) 3 = Ca(AlO 2) 2 + 4H 2 O

3NaOH + Cr(OH) 3 = Na 3

Wechselwirkung mit Salzen.

Zu den in Punkt 3 der Herstellungsmethoden beschriebenen Reaktionen ist Folgendes hinzuzufügen:

2ZnSO 4 + 2KOH = (ZnOH) 2 S0 4 + K 2 SO 4

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

BeSO 4 + 4NaOH = Na 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 + 4NH 3 ∙H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O

6. Oxidation zu amphoteren Hydroxiden oder Salzen:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2Cr(OH) 2 + 2H 2 O + Na 2 O 2 + 4NaOH = 2Na 3.

7. Wärmezersetzung:

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

Bitte beachten Sie, dass Alkalimetallhydroxide, außer Lithium, an solchen Reaktionen nicht beteiligt sind.

!!!Gibt es alkalische Niederschläge?!!! Ja, das gibt es, aber sie sind nicht so weit verbreitet wie saure Niederschläge, wenig bekannt und ihre Auswirkungen auf Objekte Umfeld praktisch unerforscht. Dennoch verdient ihre Betrachtung Beachtung.

Der Ursprung alkalischer Niederschläge lässt sich wie folgt erklären.

CaCO 3 →CaO + CO 2

In der Atmosphäre verbindet sich Calciumoxid bei der Kondensation, bei Regen oder Schneeregen mit Wasserdampf und bildet Calciumhydroxid:

CaO + H 2 O →Ca(OH) 2,

Dies führt zu einer alkalischen Reaktion des atmosphärischen Niederschlags. Zukünftig ist es möglich, Calciumhydroxid mit Kohlendioxid und Wasser zu Calciumcarbonat und Calciumbicarbonat zu reagieren:

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HC0 3) 2.

Die chemische Analyse des Regenwassers ergab, dass es Sulfat- und Nitrationen in geringen Mengen (ca. 0,2 mg/l) enthält. Die Ursache für die saure Natur des Niederschlags sind bekanntlich Schwefel- und Salpetersäure. Gleichzeitig wird beobachtet toller Inhalt Calciumkationen (5-8 mg/l) und Bicarbonationen, deren Gehalt im Bereich der Baukomplexunternehmen 1,5-2 mal höher ist als in anderen Stadtteilen und 18-24 mg/l beträgt l. Dies zeigt, dass das Calciumcarbonatsystem und die darin ablaufenden Prozesse eine wesentliche Rolle bei der Bildung lokaler alkalischer Sedimente spielen, wie oben erwähnt.

Alkalische Niederschläge wirken sich auf Pflanzen aus; es werden Veränderungen in der phänotypischen Struktur von Pflanzen festgestellt. Es gibt Spuren von „Verbrennungen“ an den Blattspreiten, weiße Beschichtung auf den Blättern und dem depressiven Zustand krautiger Pflanzen.

Es sind zahlreiche Reaktionen bekannt, die zur Bildung von Salzen führen. Wir stellen die wichtigsten davon vor.

1. Wechselwirkung von Säuren mit Basen (Neutralisierungsreaktion):

NaOH + HNEIN 3 = NANEIN 3 + N 2 UM

Al(OH) 3 + 3HC1 =AlCl 3 + 3H 2 UM

2. Wechselwirkung von Metallen mit Säuren:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + N 2 

Zn+ N 2 SUM 4 div. = ZnSO 4 + N 2 

3. Wechselwirkung von Säuren mit basischen und amphoteren Oxiden:

MITuO+ N 2 ALSO 4 = CUSO 4 + N 2 UM

ZnO + 2 HCl = ZnMITl 2 + N 2 UM

4. Wechselwirkung von Säuren mit Salzen:

FeCl 2 + H 2 S = FeS + 2 HCl

AgNO 3 + HCl = AgCl +HNO 3

Ba(NEIN 3 ) 2 +H 2 ALSO 4 = BaSO 4  + 2HNO 3

5. Wechselwirkung von Lösungen zweier verschiedener Salze:

BaCl 2 +Na 2 ALSO 4 = VaALSO 4  +2NаСl

Pb(NR 3 ) 2 + 2NaCl =RBMIT1 2  + 2NaNO 3

6. Wechselwirkung von Basen mit sauren Oxiden (Laugen mit amphoteren Oxiden):

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3  + N 2 UM,

2 Nund er (FERNSEHER) + ZnO N / A 2 ZnO 2 + N 2 UM

7. Wechselwirkung basischer Oxide mit sauren:

SaO + SiO 2 SaSiO 3

N / A 2 O+SO 3 =Na 2 ALSO 4

8. Wechselwirkung von Metallen mit Nichtmetallen:

2K + S1 2 = 2KS1

Fe +S FeS

9. Wechselwirkung von Metallen mit Salzen.

Cu + Hg(NR 3 ) 2 = Hg + Cu(NR 3 ) 2

Pb(NR 3 ) 2 +Zn=Rb + Zn(NR 3 ) 2

10. Wechselwirkung von Alkalilösungen mit Salzlösungen

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 +H 2 Ö

1. Verwendung von Salzen.

Eine Reihe von Salzen sind Verbindungen, die in erheblichen Mengen notwendig sind, um die lebenswichtigen Funktionen tierischer und pflanzlicher Organismen sicherzustellen (Natrium-, Kalium-, Calciumsalze sowie Salze, die die Elemente Stickstoff und Phosphor enthalten). Im Folgenden werden anhand von Beispielen einzelner Salze die Einsatzgebiete von Vertretern dieser Klasse anorganischer Verbindungen, unter anderem in der Erdölindustrie, aufgezeigt.

NàС1- Natriumchlorid (Speisesalz, Kochsalz). Die Breite der Verwendung dieses Salzes wird durch die Tatsache belegt, dass die weltweite Produktion dieses Stoffes mehr als 200 Millionen Tonnen beträgt.

Dieses Salz wird häufig in der Lebensmittelindustrie verwendet und dient als Rohstoff für die Herstellung von Chlor. Salzsäure, Natriumhydroxid, Soda (N / A 2 CO 3 ). Natriumchlorid findet in der Erdölindustrie vielfältige Verwendung, beispielsweise als Zusatz zu Bohrspülungen zur Erhöhung der Dichte, zur Verhinderung der Hohlraumbildung beim Bohren von Bohrlöchern, als Regler der Abbindezeit von Zementinjektionsmassen, zur Senkung des Gefriergrades Punkt (Frostschutzmittel) von Bohr- und Zementflüssigkeiten.

KS1- Kaliumchlorid. In Bohrflüssigkeiten enthalten, die dazu beitragen, die Stabilität von Bohrlochwänden in Tongesteinen aufrechtzuerhalten. Kaliumchlorid wird in der Landwirtschaft in erheblichen Mengen als Makrodünger eingesetzt.

N / A 2 CO 3 - Natriumcarbonat (Soda). Enthalten in Mischungen für die Glasherstellung und Reinigungsmitteln. Reagenz zur Erhöhung der Alkalität der Umgebung und zur Verbesserung der Tonqualität für Tonbohrflüssigkeiten. Wird verwendet, um die Härte von Wasser zu entfernen, wenn es für den Gebrauch vorbereitet wird (z. B. in Boilern), und wird häufig zur Reinigung verwendet Erdgas aus Schwefelwasserstoff und zur Herstellung von Reagenzien für Bohr- und Zementierungsflüssigkeiten.

Al 2 (ALSO 4 ) 3 - Aluminiumsulfat. Ein Bestandteil von Bohrflüssigkeiten, ein Koagulans zur Reinigung von Wasser aus feinen Schwebeteilchen, ein Bestandteil viskoelastischer Mischungen zur Isolierung von Absorptionszonen in Öl- und Gasquellen.

NA 2 IN 4 UM 7 - Natriumtetraborat (Borax). Es ist ein wirksames Reagenz – ein Verzögerer für Zementmörtel, ein Inhibitor der thermisch-oxidativen Zerstörung von Schutzreagenzien auf Basis von Celluloseethern.

BASUM 4 - Bariumsulfat (Baryt, Schwerspat). Wird als Beschwerungsmittel (  4,5 g/cm 3) für Bohr- und Zementschlämme verwendet.

Fe 2 ALSO 4 - Eisen(I)sulfat (Eisensulfat). Es wird zur Herstellung von Ferrochromlignosulfonat verwendet – einem Reagenz-Stabilisator für Bohrspülungen, einem Bestandteil hochwirksamer Bohrspülungen auf Emulsionsbasis auf Kohlenwasserstoffbasis.

FeS1 3 - Eisenchlorid (III). In Kombination mit Alkali wird es zur Reinigung von Wasser von Schwefelwasserstoff beim Bohren von Brunnen mit Wasser, zur Injektion in schwefelwasserstoffhaltige Formationen zur Verringerung ihrer Durchlässigkeit, als Zusatz zu Zementen zur Erhöhung ihrer Widerstandsfähigkeit gegen die Einwirkung von verwendet Schwefelwasserstoff, um Wasser von Schwebeteilchen zu reinigen.

CaCO 3 - Calciumcarbonat in Form von Kreide, Kalkstein. Es ist ein Rohstoff für die Herstellung von Branntkalk CaO und Löschkalk Ca(OH) 2. Wird in der Metallurgie als Flussmittel verwendet. Es wird beim Bohren von Öl- und Gasquellen als Beschwerungsmittel und Füllstoff für Bohrflüssigkeiten verwendet. Calciumcarbonat in Form von Marmor mit einer bestimmten Partikelgröße wird als Stützmittel beim hydraulischen Fracking produktiver Formationen verwendet, um die Ölgewinnung zu verbessern.

CaSO 4 - Calciumsulfat. In Form von Alabaster (2СаSO 4 · Н 2 О) wird es häufig im Bauwesen verwendet und ist Bestandteil schnellhärtender Zementmischungen zur Isolierung von Absorptionszonen. Wenn es Bohrspülungen in Form von Anhydrit (CaSO 4) oder Gips (CaSO 4 · 2H 2 O) zugesetzt wird, verleiht es den gebohrten Tongesteinen Stabilität.

CaCl 2 - Calciumchlorid. Wird zur Herstellung von Bohr- und Zementlösungen zum Ausbohren von instabilem Gestein verwendet und senkt den Gefrierpunkt der Lösungen erheblich (Frostschutzmittel). Es wird verwendet, um Lösungen mit hoher Dichte zu erzeugen, die keine feste Phase enthalten und sich wirksam für die Öffnung produktiver Formationen eignen.

NA 2 SiUM 3 - Natriumsilikat (lösliches Glas). Zur Verfestigung instabiler Böden und zur Herstellung schnell abbindender Mischungen zur Isolierung von Absorptionszonen. Es wird als Metallkorrosionshemmer verwendet und ist Bestandteil einiger Bohrzemente und Pufferlösungen.

AgNO 3 - Silbernitrat. Wird zur chemischen Analyse verwendet, einschließlich Formationswasser und Bohrflüssigkeitsfiltraten auf den Gehalt an Chlorionen.

N / A 2 ALSO 3 - Natriumsulfit. Wird zur chemischen Entfernung von Sauerstoff (Entgasung) aus Wasser verwendet, um Korrosion bei der Abwassereinspritzung zu bekämpfen. Zur Hemmung der thermisch-oxidativen Zerstörung von Schutzreagenzien.

N / A 2 Cr 2 UM 7 - Natriumbichromat. Es wird in der Ölindustrie als Hochtemperatur-Viskositätsreduzierer für Bohrflüssigkeiten, als Aluminium-Korrosionsinhibitor und zur Herstellung einer Reihe von Reagenzien verwendet.

Salze sind komplexe Substanzen, deren Moleküle aus Metallatomen und sauren Resten bestehen (manchmal können sie Wasserstoff enthalten). NaCl ist beispielsweise Natriumchlorid, CaSO 4 ist Calciumsulfat usw.

Praktisch alle Salze sind ionische Verbindungen, Daher sind in Salzen Ionen saurer Reste und Metallionen miteinander verbunden:

Na + Cl – – Natriumchlorid

Ca 2+ SO 4 2– – Calciumsulfat usw.

Ein Salz ist das Produkt der teilweisen oder vollständigen Substitution der Wasserstoffatome einer Säure durch ein Metall. Daher unterscheiden sie sich die folgenden Typen Salze:

1. Mittlere Salze– alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt: Na 2 CO 3, KNO 3 usw.

2. Saure Salze– Nicht alle Wasserstoffatome in der Säure sind durch ein Metall ersetzt. Natürlich können saure Salze nur zwei- oder mehrwertige Säuren bilden. Einbasige Säuren können keine sauren Salze produzieren: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 usw. D.

3. Doppelsalze– Die Wasserstoffatome einer zwei- oder mehrbasischen Säure werden nicht durch ein Metall, sondern durch zwei verschiedene ersetzt: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 usw.

4. Grundsalze können als Produkte einer unvollständigen oder teilweisen Substitution von Hydroxylgruppen von Basen durch saure Reste betrachtet werden: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl usw.

Gemäß der internationalen Nomenklatur stammt der Name vom Salz jeder Säure lateinischer Name Element. Salze der Schwefelsäure werden beispielsweise Sulfate genannt: CaSO 4 – Calciumsulfat, Mg SO 4 – Magnesiumsulfat usw.; Salze der Salzsäure werden Chloride genannt: NaCl – Natriumchlorid, ZnCI 2 – Zinkchlorid usw.

Dem Namen von Salzen zweibasiger Säuren wird das Teilchen „bi“ oder „hydro“ hinzugefügt: Mg(HCl 3) 2 – Magnesiumbicarbonat oder -bicarbonat.

Vorausgesetzt, dass in einer dreibasigen Säure nur ein Wasserstoffatom durch ein Metall ersetzt ist, wird das Präfix „Dihydro“ hinzugefügt: NaH 2 PO 4 – Natriumdihydrogenphosphat.

Salze sind Feststoffe, mit sehr unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser.

Chemische Eigenschaften Salze

Die chemischen Eigenschaften von Salzen werden durch die Eigenschaften der Kationen und Anionen bestimmt, aus denen sie bestehen.

1. Manche Salze zersetzen sich beim Erhitzen:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Mit Säuren interagieren unter Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Säure. Um diese Reaktion durchzuführen, muss die Säure stärker sein als das Salz, auf das die Säure einwirkt:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interagiere mit Basen, ein neues Salz und eine neue Base bilden:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. Interagieren Sie miteinander unter Bildung neuer Salze:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Mit Metallen interagieren, die im Wirkungsbereich des im Salz enthaltenen Metalls liegen:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

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1. Basen reagieren mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. Mit Säureoxiden unter Bildung von Salz und Wasser:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden unter Bildung von Salz und Wasser:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Alkalien reagieren mit löslichen Salzen und bilden entweder eine schwache Base, einen Niederschlag oder ein Gas:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

Base

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Alkalien reagieren mit einigen Metallen, die amphoteren Oxiden entsprechen:

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

6. Einfluss von Alkali auf den Indikator:

OH - + Phenolphthalein® purpurrote Farbe

OH - + Lackmus® blaue Farbe

7. Zersetzung einiger Basen beim Erhitzen:

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Amphotere Hydroxide – Chemische Komponenten, das sowohl die Eigenschaften von Basen als auch von Säuren aufweist. Amphotere Hydroxide entsprechen amphoteren Oxiden (siehe Abschnitt 3.1).

Amphotere Hydroxide werden üblicherweise in Form einer Base geschrieben, können aber auch in Form einer Säure dargestellt werden:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

Stiftung

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

1. Amphotere Hydroxide interagieren mit Säuren und Säureoxiden:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Wechselwirkung mit Alkalien und basischen Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

H 3 AlO 3 saures Natriummetaaluminat

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Alle amphoteren Hydroxide sind schwache Elektrolyte

Salze

Salze- Dies sind komplexe Substanzen, die aus Metallionen und einem Säurerest bestehen. Salze sind Produkte des vollständigen oder teilweisen Ersatzes von Wasserstoffionen durch Metall- (oder Ammonium-)Ionen in Säuren. Salzarten: mittel (normal), sauer und basisch.

Mittlere Salze- Dies sind die Produkte des vollständigen Ersatzes von Wasserstoffkationen in Säuren durch Metall- (oder Ammonium-)Ionen: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl usw.

Chemische Eigenschaften mittlerer Salze

1. Salze interagieren mit Säuren, Laugen und anderen Salzen und bilden entweder einen schwachen Elektrolyten oder einen Niederschlag; oder Gas:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

Base

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Salze interagieren mit aktiveren Metallen. Ein aktiveres Metall verdrängt ein weniger aktives Metall aus der Salzlösung (Anhang 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Saure Salze- Dies sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffkationen in Säuren durch Metall- (oder Ammonium-)Ionen: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 usw. Saure Salze können nur von mehrbasigen Säuren gebildet werden. Fast alle sauren Salze sind in Wasser gut löslich.

Gewinnung saurer Salze und Umwandlung in mittlere Salze

1. Saure Salze werden durch Reaktion eines Überschusses an Säure oder Säureoxid mit einer Base erhalten:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Wenn überschüssige Säure mit dem basischen Oxid interagiert:

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Saure Salze werden aus mittleren Salzen durch Zugabe von Säure gewonnen:

· namensgebend

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Saure Salze werden mit Alkali in mittlere Salze umgewandelt:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Basische Salze– Dies sind Produkte unvollständiger Substitution von Hydroxogruppen (OH). - ) Basen mit saurem Rest: MgOHCl, AlOHSO 4 usw. Basische Salze können nur durch schwache Basen mehrwertiger Metalle gebildet werden. Diese Salze sind im Allgemeinen schwer löslich.

Gewinnung basischer Salze und Umwandlung in mittlere Salze

1. Basische Salze werden durch Reaktion eines Überschusses an Base mit einer Säure oder einem Säureoxid erhalten:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

Hydroxo-

Magnesiumchlorid

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

Hydroxo-

Eisen(III)sulfat

2. Aus mittlerem Salz entstehen durch Zugabe von Alkalimangel basische Salze:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Basische Salze werden durch Zugabe einer Säure (vorzugsweise derjenigen, die dem Salz entspricht) in mittlere Salze umgewandelt:

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ELEKTROLYTE

Elektrolyte- Dies sind Stoffe, die in Lösung unter dem Einfluss polarer Lösungsmittelmoleküle (H 2 O) in Ionen zerfallen. Basierend auf ihrer Fähigkeit zur Dissoziation (Zerlegung in Ionen) werden Elektrolyte herkömmlicherweise in starke und schwache Elektrolyte unterteilt. Starke Elektrolyte dissoziieren fast vollständig (in verdünnten Lösungen), während schwache Elektrolyte nur teilweise in Ionen dissoziieren.

Zu den starken Elektrolyten gehören:

· starke Säuren (siehe S. 20);

· starke Basen – Alkalien (siehe S. 22);

· fast alle löslichen Salze.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören:

schwache Säuren (siehe S. 20);

· Basen sind keine Alkalien;

Eines der Hauptmerkmale eines schwachen Elektrolyten ist Dissoziationskonstante – ZU . Zum Beispiel für eine einbasige Säure:

HA Û H + +A - ,

wobei die Gleichgewichtskonzentration von H + -Ionen ist;

– Gleichgewichtskonzentration der Säureanionen A - ;

– Gleichgewichtskonzentration der Säuremoleküle,

Oder für ein schwaches Fundament,

MOH Û M + +OH - ,

,

wobei die Gleichgewichtskonzentration der M + -Kationen ist;

– Gleichgewichtskonzentration der Hydroxidionen OH - ;

– Gleichgewichtskonzentration schwacher Grundmoleküle.

Dissoziationskonstanten einiger schwacher Elektrolyte (bei t = 25°C)

Salze sind Elektrolyte, die in dissoziieren wässrige Lösungen unter Bildung eines Metallkations und eines Säurerestanions
Die Klassifizierung der Salze ist in der Tabelle angegeben. 9.

Beim Schreiben von Formeln für Salze müssen Sie sich an einer Regel orientieren: Die Gesamtladungen von Kationen und Anionen müssen im absoluten Wert gleich sein. Darauf aufbauend sollten Indizes platziert werden. Wenn wir beispielsweise die Formel für Aluminiumnitrat schreiben, berücksichtigen wir, dass die Ladung des Aluminiumkations +3 und das Pitration 1 beträgt: AlNO 3 (+3), und mithilfe von Indizes gleichen wir die Ladungen aus (am wenigsten). Das gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3. Teilen Sie 3 durch den Absolutwert der Ladung des Aluminiumkations – wir erhalten den Index. Teilen Sie 3 durch den Absolutwert der Ladung des NO 3 -Anions – wir erhalten den Index 3). Formel: Al(NO 3) 3

Mittlere oder normale Salze enthalten nur Metallkationen und Anionen des Säurerests. Ihre Namen leiten sich vom lateinischen Namen des Elements ab, das den sauren Rest bildet, indem je nach Oxidationsstufe dieses Atoms die entsprechende Endung hinzugefügt wird. Beispielsweise heißt das Schwefelsäuresalz Na 2 SO 4 (Oxidationszustand von Schwefel +6), Salz Na 2 S - (Oxidationszustand von Schwefel -2) usw. In der Tabelle. Tabelle 10 zeigt die Namen der Salze, die von den am häufigsten verwendeten Säuren gebildet werden.

Die Namen der Mittelsalze liegen allen anderen Salzgruppen zugrunde.

■ 106 Schreiben Sie die Formeln der folgenden durchschnittlichen Salze: a) Calciumsulfat; b) Magnesiumnitrat; c) Aluminiumchlorid; d) Zinksulfid; D) ; f) Kaliumcarbonat; g) Calciumsilikat; h) Eisen(III)phosphat.

Saure Salze unterscheiden sich von durchschnittlichen Salzen dadurch, dass ihre Zusammensetzung zusätzlich zum Metallkation ein Wasserstoffkation enthält, beispielsweise NaHCO3 oder Ca(H2PO4)2. Man kann sich ein Säuresalz als das Produkt eines unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen in einer Säure durch ein Metall vorstellen. Folglich können saure Salze nur aus zwei oder mehr basischen Säuren gebildet werden.
Die Zusammensetzung des Moleküls saures Salzüblicherweise ist ein „saures“ Ion enthalten, dessen Ladung vom Dissoziationsstadium der Säure abhängt. Beispielsweise erfolgt die Dissoziation von Phosphorsäure in drei Schritten:

In der ersten Dissoziationsstufe entsteht ein einfach geladenes Anion H 2 PO 4. Abhängig von der Ladung des Metallkations sehen die Salzformeln daher wie NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2 usw. aus. In der zweiten Stufe der Dissoziation , entsteht das doppelt geladene HPO-Anion 2 4 — . Die Formeln der Salze sehen folgendermaßen aus: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 usw. In der dritten Dissoziationsstufe entstehen keine sauren Salze.
Die Namen saurer Salze leiten sich von den Namen der mittleren Salze mit dem Zusatz hydro- (vom Wort „hydrogenium“ -) ab:
NaHCO 3 – Natriumbicarbonat KHCO 4 – Kaliumhydrogensulfat CaHPO 4 – Calciumhydrogenphosphat
Wenn das saure Ion zwei Wasserstoffatome enthält, zum Beispiel H 2 PO 4 -, wird dem Namen des Salzes das Präfix di- (zwei) hinzugefügt: NaH 2 PO 4 - Natriumdihydrogenphosphat, Ca(H 2 PO 4) 2 - Calciumdihydrogenphosphat usw. .d.

■ 107. Schreiben Sie die Formeln der folgenden Säuresalze: a) Calciumhydrogensulfat; b) Magnesiumdihydrogenphosphat; c) Aluminiumhydrogenphosphat; d) Bariumbicarbonat; e) Natriumhydrosulfit; f) Magnesiumhydrosulfit.
108. Ist es möglich, saure Salze von Salz- und Salpetersäure zu erhalten? Rechtfertige deine Antwort.

Basische Salze unterscheiden sich von anderen dadurch, dass sie neben dem Metallkation und dem Anion des Säurerestes auch Hydroxylanionen enthalten, beispielsweise Al(OH)(NO3) 2. Hier beträgt die Ladung des Aluminiumkations +3 und die Ladungen des Hydroxylions-1 und zweier Nitrationen betragen 2, also insgesamt 3.
Die Namen der Hauptsalze leiten sich von den Namen der Mittelsalze mit dem Zusatz des Wortes basisch ab, zum Beispiel: Cu 2 (OH) 2 CO 3 – basisches Kupfercarbonat, Al (OH) 2 NO 3 – basisches Aluminiumnitrat .

■ 109. Schreiben Sie die Formeln der folgenden basischen Salze: a) basisches Eisen(II)-chlorid; b) basisches Eisen(III)sulfat; c) basisches Kupfer(II)-nitrat; d) basisches Calciumchlorid; e) basisches Magnesiumchlorid; f) basisches Eisen(III)sulfat g) basisches Aluminiumchlorid.

Formeln von Doppelsalzen, zum Beispiel KAl(SO4)3, basieren auf den Gesamtladungen beider Metallkationen und der Gesamtladung des Anions

Die Gesamtladung der Kationen beträgt +4, die Gesamtladung der Anionen beträgt -4.
Die Namen der Doppelsalze werden auf die gleiche Weise gebildet wie die mittleren, lediglich die Namen beider Metalle werden angegeben: KAl(SO4)2 – Kalium-Aluminiumsulfat.

■ 110. Schreiben Sie die Formeln der folgenden Salze:
a) Magnesiumphosphat; b) Magnesiumhydrogenphosphat; c) Bleisulfat; d) Bariumhydrogensulfat; e) Bariumhydrosulfit; f) Kaliumsilikat; g) Aluminiumnitrat; h) Kupfer(II)chlorid; i) Eisen(III)carbonat; j) Calciumnitrat; l) Kaliumcarbonat.

Chemische Eigenschaften von Salzen

1. Alle mittleren Salze sind starke Elektrolyte und dissoziieren leicht:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Mittlere Salze können mit Metallen interagieren, die eine Reihe von Spannungen links von dem Metall liegen, das Teil des Salzes ist:
Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Cu + Fe 2+
2. Salze reagieren mit Laugen und Säuren nach den in den Abschnitten „Basen“ und „Säuren“ beschriebenen Regeln:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - =Fe(OH) 3
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 - = SO 2 + H 2 O
3. Salze können miteinander interagieren, was zur Bildung neuer Salze führt:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Da diese Austauschreaktionen überwiegend in wässrigen Lösungen ablaufen, treten sie nur auf, wenn eines der entstehenden Salze ausfällt.
Alle Austauschreaktionen verlaufen gemäß den in § 23, S. 89 aufgeführten Bedingungen für den vollständigen Ablauf der Reaktionen.

■ 111. Schreiben Sie Gleichungen für die folgenden Reaktionen auf und bestimmen Sie anhand der Löslichkeitstabelle, ob sie vollständig ablaufen:
a) Bariumchlorid + ;
b) Aluminiumchlorid + ;
c) Natriumphosphat + Calciumnitrat;
d) Magnesiumchlorid + Kaliumsulfat;
e) + Bleinitrat;
f) Kaliumcarbonat + Mangansulfat;
g) + Kaliumsulfat.
Schreiben Sie die Gleichungen in molekularer und ionischer Form.

■ 112. Mit welchen der folgenden Stoffe reagiert Eisen(II)-chlorid: a) ; b) Calciumcarbonat; c) Natriumhydroxid; d) Siliziumanhydrid; D) ; f) Kupfer(II)hydroxid; Und) ?

113. Beschreiben Sie die Eigenschaften von Calciumcarbonat als durchschnittliches Salz. Schreiben Sie alle Gleichungen in molekularer und ionischer Form.
114. So führen Sie eine Reihe von Transformationen durch:

Schreiben Sie alle Gleichungen in molekularer und ionischer Form.
115. Welche Salzmenge wird durch die Reaktion von 8 g Schwefel und 18 g Zink gewonnen?
116. Welche Menge Wasserstoff wird freigesetzt, wenn 7 g Eisen mit 20 g Schwefelsäure reagieren?
117. Wie viele Mol Speisesalz erhält man durch die Reaktion von 120 g Natriumhydroxid und 120 g Salzsäure?
118. Wie viel Kaliumnitrat wird durch die Reaktion von 2 Mol Kaliumhydroxid und 130 g Salpetersäure erhalten?

Hydrolyse von Salzen

Eine besondere Eigenschaft von Salzen ist ihre Fähigkeit zur Hydrolyse – zur Hydrolyse (von griech. „hydro“ – Wasser, „lysis“ – Zersetzung), also zur Zersetzung unter dem Einfluss von Wasser. Es ist unmöglich, Hydrolyse als Zersetzung in dem Sinne zu betrachten, wie wir sie normalerweise verstehen, aber eines ist sicher: Sie ist immer an der Hydrolysereaktion beteiligt.
- sehr schwacher Elektrolyt, dissoziiert schlecht
H 2 O ⇄ H + + OH -
und verändert die Farbe des Indikators nicht. Laugen und Säuren verändern die Farbe von Indikatoren, da bei ihrer Dissoziation in Lösung ein Überschuss an OH – -Ionen (bei Laugen) und H + -Ionen bei Säuren entsteht. In Salzen wie NaCl, K 2 SO 4, die durch eine starke Säure (HCl, H 2 SO 4) und gebildet werden starkes Fundament(NaOH, KOH) ändern die Indikatoren ihre Farbe nicht, da sie in einer Lösung vorliegen
Es findet praktisch keine Hydrolyse von Salzen statt.
Bei der Hydrolyse von Salzen sind vier Fälle möglich, je nachdem, ob das Salz mit einer starken oder schwachen Säure und Base gebildet wurde.
1. Wenn wir ein Salz aus einer starken Base und einer schwachen Säure, zum Beispiel K 2 S, nehmen, passiert Folgendes. Kaliumsulfid zerfällt als starker Elektrolyt in Ionen:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Gleichzeitig dissoziiert es schwach:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Das Schwefelanion S2- ist ein Anion einer schwachen Schwefelwasserstoffsäure, die schlecht dissoziiert. Dies führt dazu, dass das S 2- Anion beginnt, Wasserstoffkationen aus Wasser an sich zu binden und dabei nach und nach niedrig dissoziierende Gruppen bildet:
S 2- + H + + OH - = HS - + OH -
HS - + H + + OH - = H 2 S + OH -
Da die H+-Kationen aus dem Wasser gebunden werden und die OH-Anionen zurückbleiben, wird die Reaktion des Mediums alkalisch. Bei der Hydrolyse von Salzen, die aus einer starken Base und einer schwachen Säure bestehen, ist die Reaktion des Mediums daher immer alkalisch.

■ 119. Erklären Sie anhand von Ionengleichungen den Prozess der Hydrolyse von Natriumcarbonat.

2. Nimmt man ein Salz, das aus einer schwachen Base und einer starken Säure besteht, zum Beispiel Fe(NO 3) 3, dann entstehen bei der Dissoziation Ionen:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Das Fe3+-Kation ist ein Kation einer schwachen Base – Eisen, das sehr schlecht dissoziiert. Dies führt dazu, dass das Fe 3+-Kation beginnt, OH-Anionen aus Wasser zu binden und dabei leicht dissoziierende Gruppen zu bilden:
Fe 3+ + H + + OH - = Fe(OH) 2+ + + H +
und weiter
Fe(OH) 2+ + H + + OH - = Fe(OH) 2 + + H +
Schließlich kann der Prozess seine letzte Phase erreichen:
Fe(OH) 2 + + H + + OH - = Fe(OH) 3 + H +
Folglich liegt in der Lösung ein Überschuss an Wasserstoffkationen vor.
Während der Hydrolyse eines Salzes, das aus einer schwachen Base und einer starken Säure besteht, ist die Reaktion des Mediums daher immer sauer.

■ 120. Erklären Sie anhand von Ionengleichungen den Verlauf der Hydrolyse von Aluminiumchlorid.

3. Bildet sich ein Salz aus einer starken Base und einer starken Säure, dann bindet weder das Kation noch das Anion Wasserionen und die Reaktion bleibt neutral. Eine Hydrolyse findet praktisch nicht statt.
4. Wenn ein Salz aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildet wird, hängt die Reaktion des Mediums von deren Dissoziationsgrad ab. Wenn Base und Säure nahezu den gleichen Wert haben, ist die Reaktion des Mediums neutral.

■ 121. Es ist häufig zu beobachten, dass bei einer Austauschreaktion anstelle des erwarteten Salzniederschlags ein Metallniederschlag ausfällt, beispielsweise bei der Reaktion zwischen Eisen(III)-chlorid FeCl 3 und Natriumcarbonat Na 2 CO 3, nicht Fe 2 Es entsteht (CO 3) 3, aber Fe( OH) 3 . Erklären Sie dieses Phänomen.
122. Geben Sie unter den unten aufgeführten Salzen diejenigen an, die in Lösung hydrolysiert werden: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .

Merkmale der Eigenschaften von Säuresalzen

Saure Salze haben leicht unterschiedliche Eigenschaften. Sie können unter Erhalt und Zerstörung des sauren Ions Reaktionen eingehen. Beispielsweise führt die Reaktion eines Säuresalzes mit einem Alkali zur Neutralisierung des Säuresalzes und zur Zerstörung des Säureions, zum Beispiel:
NaHSO4 + KOH = KNaSO4 + H2O
doppeltes Salz
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Die Zerstörung eines sauren Ions kann wie folgt dargestellt werden:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Auch bei der Reaktion mit Säuren wird das saure Ion zerstört:
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HCO 3 - + 2H + = 2H2O + 2CO2
HCO 3 - + H + = H2O + CO2
Die Neutralisation kann mit demselben Alkali durchgeführt werden, das das Salz gebildet hat:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 4 2- + H2O
Reaktionen mit Salzen erfolgen ohne Zerstörung des sauren Ions:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca 2+ + CO 2 3 - = CaCO3
■ 123. Schreiben Sie die Gleichungen für die folgenden Reaktionen in molekularer und ionischer Form:
a) Kaliumhydrogensulfid +;
b) Natriumhydrogenphosphat + Kaliumhydroxid;
c) Calciumdihydrogenphosphat + Natriumcarbonat;
d) Bariumbicarbonat + Kaliumsulfat;
e) Calciumhydrosulfit +.

Gewinnung von Salzen

Basierend auf den untersuchten Eigenschaften der Hauptklassen anorganischer Stoffe lassen sich 10 Methoden zur Gewinnung von Salzen ableiten.
1. Wechselwirkung von Metall mit Nichtmetall:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Auf diese Weise können nur Salze sauerstofffreier Säuren gewonnen werden. Dies ist keine ionische Reaktion.
2. Wechselwirkung von Metall mit Säure:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - =Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Wechselwirkung von Metall mit Salz:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Wechselwirkung eines basischen Oxids mit einer Säure:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Die Wechselwirkung eines basischen Oxids mit einem Säureanhydrid:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Die Reaktion ist nicht ionischer Natur.
6. Wechselwirkung eines sauren Oxids mit einer Base:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Wechselwirkung von Säuren mit Basen (Neutralisation):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH - = H2O