Классификация сложных веществ

Размещено на http://www.allbest.ru/

Государственное Автономное Образовательное учреждение

среднего профессионального образования

Республики Башкортостан

Бирский медико - фармацевтический колледж

Реферат

Классификация сложных веществ

Выполнила: студентка 109 фарм ком Б группы

Накарякова О.Н.

Руководитель: Бобер Ю.В.

Бирск 2012

Оксиды

Оксиды - это сложные химические вещества, которые состоят из двух химических алиментов, один из которых кислород. Они бывают солеобразующие и не соли образующие.

Солеобразующие - это оксиды, которые взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, и образуют соль и воду. При этом солеобразующие оксиды бывают 3-х типов: основными, кислотными и амфотерными.

Несолеобразующие - это оксиды, которые не взаимодействуют не с кислотами, ни со щелочами, и не образуют соль и воду.

Примером оксидов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) - представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере и н-р CO (окись углерода) - газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом.

Основные оксиды

Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к оксидам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами. Они не реагируют с основаниями или основными оксидами. Основные оксиды состоят из металла и кислорода. Н-р: K2O (оксид калия), CaO (оксид кальция), FeO (оксид железа 2-валентного).

соль оксид водород кислота

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой:

- взаимоджействие с водой с образованием основания (или щёлочи) CaO+H2O = Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла).

2. Взаимодействие с кислотами: - взаимоджействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде) CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли CaO+CO2=CaCO3 (это вещество известно всем - обычный мел).

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к оксидам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Они не взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами.

Кислотные оксиды состоят из неметалла и кислорода. Н-р: CO2 -оксид углерода ( углекислый газ), P2O5 - оксид фосфора , SO3 - оксид серы.

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой:

- взаимоджействие с водой с образованием кислоты CO2+H2O=H2CO3

2. Взаимодействие со щелочами (основаниями): CO2+NaOH=Na2CO3 - образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира.

3. Взаимодействие с основными оксидами: образование соли CO2+MgO=MgCO3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к оксидам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово "амфотерный" относится к оксидам металлов.

Примером амфотерных оксидов могут быть:

ZnO - окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al2O3 - окись алюминия (называют еще "глинозёмом").

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они мрогут вступать в химические реакции, как с основаниями, так и с кислотами.

Например:

- реакция с кислотой:

ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O

- Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

- реакция с основанием:

ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O

- полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами.

1. Химическое взаимодействие простых элементов с кислородом: Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды. Например, если раскалённое железный прутик, да и не толко железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, сивнец Pb, медь Cu ) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O2=2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами, Например: Цинк сгорает в кислороде с образованием оксида цинка.

2Zn+O2=2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух оксидов: угарного газа и углекислого газа

2C+O2=2CO - образование угарного газа.

C+O2=CO2 - образование углекислого газа.

Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом уганый газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.

2. Химическая реакция разложения. Например, для получения оксида железа или оксида алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов:

Fe(OH)2=FeO+H2O

2Al(OH)3=Al2O3+3H2O

3. Разложение отдельных кислот:

H2CO3=H2O+CO2 - разложение угольной кислоты

H2SO3=H2O+SO2 - разложение сернистой кислоты

4. Из солей металлов при сильном нагревании, например:

CaCO3=CaO+CO2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или не гашенная известь) и углекислый газ.

Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 - в этой реакции разложения получается сразу два оксида: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

5. Окислительно-восстановительныеми реакцииями, например

Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

S + H2SO4(конц.) = 3SO2 + 2H2O

Применение

1.Fe2O3 - оксид железа (III) - темно-красного цвета - гематит или красный железняк - для изготовления красок.

2. Fe3O4 - оксид железа (II, III) - минерал магнетит или магнитный железняк, хороший проводник электричества - для получения и изготовления электродов.

3. CaO - оксид кальция (II) - порошок белого цвета - «негашеная» известь, используют в строительстве.

4. Al2O3 - оксид алюминия (III) - минерал твердый корунд - как полирующее средство.

5. SO2 - оксид серы (IV) или сернистый газ - бесцветный газ, имеющий удушливый запах, убивает микроорганизмы, плесневые грибки - окуривают подвалы, погреба, при перевозке и хранении фруктов и ягод.

6. CO2 - оксид углерода (IV), углекислый газ. Твердый оксид углерода - сухой лед. Для изготовления соды, сахара, газированных напитков, в жидком виде в огнетушителях.

7.SiO2 - оксид кремния (IV) - твердое, тугоплавкое вещество в природе в двух видах:

а) кристаллический кремнезем - в виде минерала кварца и его разновидностей: горный хрусталь, халцедон, агат, яшма, кремень - используют в силикатной промышленности, строительстве.

б) аморфный кремнезем SiO2 • nH2O - минерал опал.

Применяют соединения оксида кремния в ювелирном деле, изготовлении химической посуды, кварцевых ламп.

8. Для создания цветных стекол используют следующие оксиды:

CO2O3 - синий цвет , Cr2O3 - зеленый цвет, MnO2 - розовый цвет.

Номенклатура

Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SО2 - оксид серы (IV), SO3 - оксид серы (VI), CrO - оксид хрома (II), Сr2О3 - оксид хрома (III), СrО3 - оксид хрома (VI).

Кислоты

Кислота - это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.

Классификация кислот

Кислоты классифицируют по таким признакам:

а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле

б) по числу атомов водорода

По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бес кислородные.

Классификация кислот по составу

Кислородсодержащие кислоты: Бес кислородные кислоты:

H2SO4 серная кислота HCl хлороводородная кислота

H2SO3 сернистая кислота HBr бромоводородная кислота HNO3 азотная кислота HI иодоводородная кислота

НNO2 азотистая кислота H2S сероводородная кислота

H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная кислота

H2SiO3 кремниевая кислота

Классификация кислот по числу атомов водорода

Одноосновные: HNO3 азотная,НNO2 азотистая, HF фтороводородная, HCl хлороводородная, HBr бромоводородная,

HI иодоводородная.

Двухосновные: H2SO4 серная, H2SO3 сернистая,H2S сероводородная,

H2CO3 угольная,H2SiO3 кремниевая.

Трех основные: H3PO4 фосфорная.

Термин "одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется "одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

1. HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

HCl + KOH = KCl + H2O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже "два основания", а трехосновная - "три основания":

2. H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

3. H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3 H2O

Химические свойства кислот

1. Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ - индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый - тоже в красный цвет.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот.

2. Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:

H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O

H3PO4+Fe(OH)3=FePO4+3 H2O

HCl + KOH = KCl + H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде.

Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями.

Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями - такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды - ближайшие родственники оснований - с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

2 HCl+CaO=CaCl2+H2O

2 H3PO4+ Fe2O3=2 FePO4 +3 H2O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

4. Взаимодействие кислот с металлами. Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда). Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют.

Такие металлы как натрий, кальций, цинк - напротив - реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

HCl + Hg =не образуется

2 HCl +2 Na =2 NaCl +H2

H2SO4+Zn =ZnSO4+ H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов . Слева находятся наиболее активные металлы, справа - неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот - по силе.

Классификация на сильные и слабые кислоты

Сильные кислоты: HCl хлороводородная, HI иодоводородная,

HBr бромоводородная, H2SO4 серная,HNO3 азотная.

Слабые кислоты: HF фтороводородная,H3PO4 фосфорная,

H2SO3 сернистая,H2S сероводородная,H2CO3 угольная,

H2SiO3 кремниевая

Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение.

При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель - азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа.

Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S+6 также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

Cu + 4 HNO3(конц.) =Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

8 K + 5 H2SO4(конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами - серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы - Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие - при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

Применение

Кислоты - необходимые для жизни человека химические соединения.

Н-р: бактерицидным действием обладает уксусная кислота. Именно поэтому ее раствор используют при консервировании продуктов.

Серная, азотная, соляная и фосфорная кислоты - важнейшие продукты химической промышленности. Можно смело сказать, что серная кислота известна наибольшему числу людей. По разнообразию применения и объему промышленного производства она занимает первое место среди всех кислот.

Применение кислот часто происходит на производствах и в быту. Среди применяемых в быту кислот выделяют: азотную, соляную, фосфорную.

Номенклатура

Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая: HClO4 - хлорная кислота, HClO3 - хлорноватая кислота,

HClO2 - хлористая кислота, HClO - хлорноватистая кислота.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс «мета», при наибольшем числе - префикс « орто»:

НВО2 - метаборная кислота, Н2n(SiO3)n - полиметакремниевая кислота, Н3ВО3- ортоборная кислота, H4SiO4 - ортокремниевая кислота.

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием о и прибавлением слова водородная:

НF - фтороводородная, или плавиковая, кислота;

НCl - хлороводородная, или соляная, кислота;

НBr - бромоводородная кислота, НI - йодоводородная кислота.

Основания

Основания- это сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп. Например: NaOH, Ca(OH)2 и т.п. Однако класс оснований не ограничивается гидроксидами металлов. Понятие «основание» более сложное, оно возникает из рассмотрения кислотно-основных химических равновесий. В реакциях:

OH + H2SO4 o HSO4 + H2O

CH3COOH + NH3 o CH3COO + NH4

Серная и уксусная кислоты взаимодействуют с основаниями, отдавая им протон H+. Вещества, стремящиеся принять протон, называются основаниями (определение Й. Бренстенда, 1923). С точки зрения теории электролитической диссоциации (Сванте Август Аррениус) даётся определение и описывается свойства оснований: основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:

Ca(OH)2 o CaOH + OH

CaOH o Ca + OH

Классификация оснований

1. По числу гидроксидных групп в молекуле

· Однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу

· Двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы

· Трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидые группы.

Число гидроксогрупп определяется валентностью металла. Например:

- гидроксид калия

- гидроксид бария.

Если металл имеет переменную валентность, то указывают в названии основания римскими цифрами в скобочках.

Например: Cu(OH)2 - гидроксид меди (II), Fe(OH)3 -гидроксид железа (III).

2. По растворимости в воде

· Растворимые

· Нерастворимые

Хорошо растворимые в воде основания называются щёлочами. Основания бывают, растворимы и практически не растворимые. Растворимые и не растворимые основания имеют общее свойство: они реагируют с кислотами с образованием соли и воды.Н-р: реакция нейтрализации - это реакции взаимодействия между кислотами и основаниями с образованием соли и воды:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O

Реакцию нейтрализации обычно проводят титрованием - постепенным добавлением раствора одного из реагентов к раствору другого, например раствора соляной

кислоты HCl к раствору гидроксида натрия NaOH. Реакции нейтрализации помогают определить в лаборатории свойства растворимых гидроксидов, если они вступают в реакцию нейтрализации со щелочами, их относят к кислотам; если реагируют с кислотами, то относят к основаниям.

3. По степени диссоциации различают слабые и сильные основания. Например:

- NH4OH, они не полностью диссоциируют при растворении в воде и их называют, как кислоты, слабыми.

- сильные основания, например NaOH, Ca(OH). Их называют щелочами.

Физические свойства

Все неорганические основания - твердые вещества (кроме гидроксида аммония). Основания имеют разный цвет: гидроксид калия-белого цвета, гидроксид меди - голубого, гидроксид железа - красно-бурого.

Химические свойства

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

Индикатор Цвет индикатора в щелочной среде

1. Лакмус - синий

2.Фенолфталеин - малиновый

3. Метиловый оранжевый - жёлтый

2. Взаимодействие с кислотами

Основание + Кислота = Соль + H2O

KOH + HCl = KCl + H2O

3. С кислотными оксидами

Щелочь + Кислотный оксид = Соль + H2O

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

4. С растворами

Раствор щелочи + Раствор соли = Новое основание + Новая соль

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4

5. С амфотерными металлами

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2

6. Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на основной оксид и воду:

Нерастворимое основание = Основной оксид + H2O

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Получение

1. Растворимые в воде основания (щелочи) в лаборатории можно получить при взаимодействии активных металлов и их оксидов с водой

3Li + 2HOH 2LiOH + H2

2. Взаимодействие оксида кальция CaO с водой используется также в технике для получения гашёной извести, основной составной частью которой является гидроксид кальция Ca(OH)2. Этот процесс можно изобразить так:

CaO + HOH Ca(OH)2

3. Щёлочи - гидроксид натрия NaOH и гидроксид калия KOH - в технике получают электролизом водных растворов хлорида натрия NaCl и хлорида калия KCl.

Применение

Основания находят широкое применение в промышленности и быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция Ca(OH)2, или гашёная известь - белый рыхлый порошок. При смешивании его с водой образуется так называемое известковое молоко. Так как гидроксид кальция немного растворяется в воде, то после отфильтровывания известкового молока получается прозрачный раствор - известковая вода, которая мутнеет при пропускании через неё оксида углерода (IV). Происходит реакция:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2

Эта же реакция происходит при затвердении строительного раствора.

Гашёную известь применяют для приготовления бордосской смеси - средства борьбы с болезнями и вредителями растений. Известковое молоко широко используется в химической промышленности, например в производстве сахара, соды и других веществ.

Гидроксид натрия NaOH применяют для очистки нефти, производства мыла, в текстильной промышленности. Гидроксид калия KOH и гидроксид лития LiOH используют в аккумуляторах.

Номенклатура

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

КОН - гидроксид калия;

Ca(OH)2 - гидроксид кальция;

Fe(OH)2 - гидроксид железа (II);

Fe(OH)3 - гидроксид железа (III);

Соли

Соли- это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или это продукты замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками.

Классификация солей

1. Средние соли - это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами неметалла, или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекуле основания кислотными остатками.

2. Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.

3. Основные соли - это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками.

4. Также существует группа комплексных солей, состав которых нельзя объяснить, используя обычные представления о валентности.

Физические свойства

Большинство солей - твердые вещества белого цвета. Некоторые соли имеют окраску. Например, дихромат калия - оранжевого, сульфат никеля - зеленого.

Растворимость в воде

По растворимости в воде соли делятся на растворимые в воде, малорастворимые в воде и нерастворимые.

Растворимые соли в водных растворах диссоцииируют на ионы:

· Средние соли диссоцииируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков KCl = K + Cl

· Кислые соли диссоцииируют не катионы металла и сложные анионы

KHSO3 = K + HSO3

· Основные металлы диссоцииируют на сложные катионы и анионы кислотных остатков AlOH(CH3COO)2 = AlOH + 2CH3COO

Химические свойства

1. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла

Ме(1) + Соль(1) = Ме(2) + Соль(2)

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

2. Растворы взаимодействуют со щелочами

Раствор соли + Раствор щелочи = Новая соль + Новое основание

FeCl3 + 3KOH = Fe(OH)3 + 3KCl

3. Соли взаимодействуют с кислотами:

Соль + Кислота = Соль + Кислота

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

4. Соли могут взаимодействовать между собой

Соль(1) + Соль(2) = Соль(3) + Соль(4)

AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3

5. Основные соли взаимодействуют с кислотами

Основная соль + Кислота = Средняя соль + H2O

CuOHCl + HCl = CuCl2 + H2O

6. Кислые соли взаимодействуют со щелочами

Кислая соль + Щелочь = Средняя соль + H2O

NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O

7. Многие соли разлагаются при нагревании

MgCO3 = MgO + CO2

Получение солей

К наиболее общим способам получения солей относятся химические взаимодействия:

1. Металлов с неметаллами: 2Na + Cl2 = 2NaCl

2. Металлов с кислотами: Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2­

3. Основных оксидов с кислотными: CaO + CO2 = CaCO3.

4. Кислот с солями: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl.

5. Оснований с солями: 2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu (ОН)2

6. Кислот с основаниями: NaOH + HCl = NaCl + H2O

7. Основных оксидов с кислотами: H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O

8. Кислотных оксидов с основаниями: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

9. Двух солей между собой: K2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2KCl

10. Металлов с солями Fe+ CuSO4 = FeSO4 + Cu

Кислые соли получают при неполной нейтрализации кислоты с основанием, при этом гидроксид берут в количестве, недостаточном для полной нейтрализации кислоты

NaOH + H2S = NaHS + H2O

Основные соли получают частичной нейтрализацией основания с кислотой:

Zn(ОН) 2 + HCl = Zn(ОН)Cl + H2O

Применение

Соли повсеместно используются как в производстве, так и в повседневной жизни.

1.Соли соляной кислоты. Из хлоридов больше всего используют хлорид натрия и хлорид калия. Хлорид натрия выделяют из озерной и морской воды, а также добывают в соляных шахтах. Поваренную соль используют в пищу.

В промышленности хлорид натрия служит сырьём для получения хлора, гидроксида натрия и соды. Хлорид калия используют в сельском хозяйстве как калийное удобрение.

2.Соли серной кислоты. В строительстве и в медицине широко используют полуводный гипс, получаемый при обжиге горной породы. Будучи смешан с водой, он быстро застывает, образуя дигидрат сульфата кальция, то есть гипс. Декагидрат сульфата натрия используют в качестве сырья для получения соды.

3.Соли азотной кислоты. Нитраты больше всего используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве. Важнейшим из них является нитрат натрия, нитрат калия, нитрат кальция и нитрат аммония. Обычно эти соли называют селитрами.

4.Из ортофосфатов важнейшим является ортофосфат кальция. Эта соль служит основной составной частью минералов -- фосфоритов и апатитов. Фосфориты и апатиты используются в качестве сырья в производстве фосфорных удобрений, например, суперфосфата и преципитата.5.Соли угольной кислоты. Карбонат кальция используют в качестве сырья для получения извести. Карбонат натрия применяют в производстве стекла и при варке мыла.

Карбонат кальция в природе встречается и в виде известняка, мела и мрамора.

Номенклатура

Название соли каждой кислоты происходит от латинского названия кислотного остатка.

Например, соли азотистой кислоты называются нитритами: нитрит калия KNO2, нитрит магния Mg(NO2)2. Названия солей бес кислородных кислот оканчиваются на "ид", например, сульфид калия K2S.

В случае, когда соль образована металлом, имеющим разную валентность, то она указывается после названия металла римской цифрой в скобках. Например, FeCl2 - хлорид железа (II), Fe2(SO4)3 - сульфат железа (III). Если в кислой соли в кислотный остаток входит один атом водорода, то к названию соли добавляются частицы "би" или "гидро", а если два атома, то "дигидро": Mg(HCO3)2 - бикарбонат, или гидрокарбонат магния, Na2HPO4 - гидрофосфат натрия, или NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия.

Список использованной литературы

1. Учебник по химии за 8 класс 2000г. (Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман).

2. Мир химии 1988г. (Марк Колтун).

3. БЭС 1999г. (А.М. Прохоров)

4. Справочник школьника 2000г. (А.В. Паноренко).

5. Малый энциклопедический словарь 2000г. (В.И. Бородулина, А.П. Горкин).

Размещено на Allbest.ur

...