Глава 6. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ. СОЕДИНЕНИЙ

§ 6.1. Оксиды

Классификация веществ облегчает их изучение. Зная особен­ности классов соединений, можно охарактеризовать свойства от­дельных их представителей. Важнейшими классами неорганиче­ских соединений являются оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксидами называются сложные вещества, состоящие нэ двух элементов, один из которых кислород.

Почти все химические элементы образуют оксиды. До настоя­щего времени еще не получены оксиды трех элементов — благо­родных газов гелия, неона и аргона.

Названия оксидов. Согласно международной номенклатуре[********] названия оксидов образуют из латинского корня названия эле­мента с большей относительной электроотрицательностью с окончанием -ид и русского названия элемента с меньшей отно­сительной электроотрицательностью (см. табл. 2.2) в родитель­ном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, IbO — оксид водорода (вода), FeO — оксид железа (II), Fe2O3 — оксид желе­за (HI), Р2О3 — оксид фосфора (HI), Р2О5 — оксид фосфора (V), Р4О6 — гексаоксид тетрафосфора, Р4О10 — декаоксид тетрафос­фора, Cu2O — оксид меди (I) или оксид димеди.

Особую группу кислородных соединений элементов состав­ляют Пероксиды. Обычно их рассматривают как соли перокси­да водорода Н2О2, проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют Перок — сидную группу —0—0—). Например, пероксид натрия Na2O2 (пероксо—— название группы —0—0—). Надо уметь правиль­

Но определять степень окисления элементов в пероксидах. Так, в пероксиде бария BaO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода — I.

По химическим свойствам оксиды делятся на три группы: ос — нбвные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды. Основными называются такие оксиды, ко­торым соответствуют основания. Например, Na2O, CaO, FeO, NiO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)ι, Ni(OH)2. Некоторые ос­новные оксиды при взаимодействии с водой образуют основа­ния. Например:

Na2O + H2O = 2NaOH; CaO + H2O = Ca(OH)2

Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимо­действуют, а соответствующие им основания получаются из со­лей. Например:

NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2 + Na2SO4

Основные оксиды образуются только металлами.

Кислотные оксиды. Кислотными оксидами называются та­кие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO2, P2O5, SO2, SO3 — кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты H2CO3, H3PO4, H2SO3, H2SO4. Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, напри­мер:

CO2 + H2O = H2CO3; SO3 + H2O = H2SO4

Некоторые же кислотные оксиды с водой не взаимодейству­ют. Однако сами они могут быть получены из соответствующей кислоты. Например:

H2SiO3 — SiO2 + H2O

Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокие степени окисления (напри-

+7

Мер, оксиду Mn2O7 отвечает марганцовая кислота HMnO4).

Амфотерные оксиды. Амфотерными называются такие окси­ды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, т. е. обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, Al2O3, Cr2O3 и др. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединя­ются, но они реагируют и с кислотами, и с основаниями. На­пример:

ZnO + 2HC1 = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4j

1S2

При сплавлении Al2O3 со щелочами или карбонатами щелоч­ных металлов образуются метаалюминаты (безводные алюми­наты):

Al2O3 + 2NaOH = 2NaA102 + H2O

AI2O3 + Na2CO3 = 2NaAIO2 + CO2

Удобно рассматривать свойства оксидов, пользуясь периоди­ческой системой элементов Д. И. Менделеева, Так, свойства ок­сидов элементов третьего периода Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O3, SO3, Cl2O7 закономерно изменяются в соответствии со строением их атомов (§ 2,6) от основных (Na2O, MgO) через амфотерные (Al2O3) к кислотным (SiO2, P2Os, SO3, Cl2O7) Такой переход спра­ведлив для оксидов элементов всех периодов, кроме первого и седь­мого. Основные, кислотные и амфотерные оксиды являются Со — леобразующими, т. е. обладают способностью образовывать соли (при взаимодействии с кислотами или основаниями). Имеется не­большая группа оксидов, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств и не образуют солей. Такие оксиды называ­ются Безразличными или Индифферентными. К ним, например, от­носятся оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO и оксид кремния (H) SiO.

Получегше оксидов. Способы получения оксидов различны. Ос­новными являются три способа.

1. Непосредственное соединение простого вещества с кисло­родом (при различных условиях). Например:

C + O2 = CO2; 4Li + O2 = 2Li2O

2. Горение сложных веществ. Например:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

3. Разложение при нагревании кислородных соединений: кар­бонатов, нитратов, гидроксидов. Например:

CaCO3 = CaO + CO2; 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2;
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Разнообразны физические свойства оксидов. Одни из них яв­ляются газообразными веществами (C02, SO2, NO и др.), другие — жидкостями (N2O3, N2O4, CI2O2 и др.), третьи — твердыми (все ос­новные и амфотерные оксиды, некоторые кислотные оксиды — P2O5, SiO2 и др.).

Химические свойства. Важнейшие химические свойства окси­дов обусловливаются их отношением к кислотам и основаниям.

1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Например:

FeO ÷ H2SO4 = FeSO4 + H2O

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, обра­зуя также соль и воду. Например:

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей. Например:

CaO + CO2 = CaCO3

§ 6.2. Кислоты

Определение класса кислот с точки зрения теории электроли­тической диссоциации см. § 5.8. Приведенные там примеры урав­нений их диссоциации можно записать более точно, с учетом гид­ратации ионов:

HCl (газ) +± H+ (водн.) + Ck (водн.)

CH3COOH (водн.) ÷⅛ H+(водн.) + CH3COO — (водн.)

Как видно, кислоты в воде диссоциируют на ионы водорода и кислотные остатки — анионы. Никаких других катионов, кроме ионов водорода, кислоты не образуют. Механизм диссоциации кислот был представлен на рис. 5.6: вокруг полярных молекул ориентируются диполи воды и в результате взаимодействия по­лярные молекулы превращаются в ионные, а последние — в гид­ратированные ионы.

Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кис­лоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозаряд­ные кислотные остатки (Cl-, NO^); молекула серной кислоты (H2SO4) может образовать два кислотных остатка: однозарядный (HSO7) и двухзарядный (SO4-); молекула фосфорной кислоты может дать три кислотных остатка: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (H2PO4, HPO4- и PQt-).

Различают Кислородные и Бескислородные кислоты. Как пока­зывает само название, первые содержат кислород (например, H2SO4, HNO3, H3PO4), вторые его не содержат (например, HCl, НВг, Hl, H2S).

Названия кислот Названия кислородных кислот производят­ся от названия неметалла с прибавлением окончаний -нал, — вал, Если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая,-истая, — оватистая‘

+7

HClO4

— хлорная кислота

+5

H3AsO4

— мышьяковая кислота

+5

Нао3

— хлорноватая кислота

+5

HNO3

— азотная кислота

+3

HClO2

— хлористая кислота

+3

HNO2

— азотистая кислота

+ 1

Нею

— хлорноватистая кислота

+6

H2SO4

— серная кислота

+4

H2SO3

— сернистая 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-, а с большим — Орто—.

HBO2 — метаборная кислота

H2ll(SiO3)n — полиметакремниевая кислота

H3BO3 — ортоборная кислота

H4SiO4 — ортокрем н иевая кислота

Названия бескислородных кислот образуются путем прибав­ления к названию неметалла слова Водородная при помощи соеди­нительной гласной о:

HF — фтороводородная, или плавиковая, кислота

HCl — хлороводородная, или соляная, кислота

HBr — бромоводородная кислота

HI — иодоводородная кислота

H2S — сероводородная кислота

Получение. Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии оксидов неметаллов (в высокой степени окисле­ния) с водой. Например:

SO3 + H2O H2SO4; N2O5 + H2O ~ 2HNO3

Если такие оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, а именно действием дру­гой кислоты (чаще всего серной) на соответствующую соль. На­пример:

Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3)

Бескислородные кислоты получают путем соединения водоро­да с неметаллом с последующим растворением водородного со­единения в воде. Таковы HF, HCl, HBr, HI, H2S.

Способы получения кислот, имеющих наибольшее значение в технике и народном хозяйстве, рассматриваются в ч. IL

Свойства. Кислоты представляют собой жидкости (H2SO4, HNO3 и др.) или твердые вещества (H3PO4 и др.). Многие кисло­ты хорошо растворимы в воде. Растворы их имеют кислый вкус, разъедают растительные и животные ткани, изменяют синий цвет лакмуса на красный.

Важнейшими химическими свойствами кислот являются:

1. Взаимодействие с металлами (с образованием соли и выде­лением водорода). Например:

2HCI + Fe = FeCl2 + H2 ↑

При этом атомы металлов окисляются, а ионы водорода вос­станавливаются. Металлы, стоящие в ряду стандартных элек­тродных потенциалов (см. §12.5) правее водорода, из кислот его не вытесняют. Не выделяется водород и при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами.

В этом случае восстанавливаются (понижают степень окисления) +5 +6

Азот N и сера S.

2. Взаимодействие с основными оксидами, основаниями и со­лями:

H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O

H2SO4 + 2K0H = K2SO4 + 2H2O

H2SO4 + K2SiO3 = H2Sio3 J + κ2so4

C точки зрения теории электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цве­та индикатора, взаимодействие с основаниями, основными окси­дами, солями) обусловлены ионами водорода H+, точнее, ионами гидроксония H3O+.

§ 6.3. Основания

Определение класса оснований см. § 5.8. Приведенные там примеры диссоциации оснований более точно, с учетом гидрата­ции ионов, следует писать так:

KOH (к.) <— К+(водн.) + ОН" (водн.)

NH3 ∙ H2O[††††††††] NH4 (водн.) + ОН (водн.)

Основания в воде диссоциируют на ионы металла (аммония в случае гидрата аммиака) и гидроксид-ионы. Никаких других ани­онов, кроме гидроксид-ионов, основания не образуют.

Названия оснований. Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова Гидроксид и назва­ния металла. Например, NaOH ~ гидроксид натрия, KOH — гидроксид калия, Ca(OH)2 — гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается сте­пень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 — гид­роксид железа (H), Fe(OH)3 — гидроксид железа (III).

Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных ос­нований применяются и другие, в основном традиционные рус­ские названия. Например, гидроксвд натрия NaOH называют ед­кий натр; гидроксид калия KOH — едкое кали; гидроксид каль­ция Ca(OH)2 — гашеная известь; гидроксид бария Ba(OH)2 — едкий барит.

Получение. Растворимые в воде основания, т. е. щелочи, по­лучаются при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

2Na + 2H2O ≈ 2NaOH + H2

Na2O + H2O « 2NaOH

Промышленный способ получения NaOH и KOH см. § 13.3. Малорастворимые в воде основания получают косвенным путем, а именно действием щелочей на водные растворы соответствую­щих солей:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 J + Na2SO4

AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)31 + 3NaCl

Свойства. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют ок­раску индикаторов: красного лакмуса — в синий цвет, бесцветно­го фенолфталеина — в малиновый цвет.

Щелочи NaOH и KOH очень устойчивы к нагреванию. На­пример, NaOH кипит при температуре 1400 ‘С без разложения. Однако большинство оснований при нагревании разлагается. Например:

Cu(OH)2 ≈ CuO + H2O
2Fe(OH)3≈ Fe2O3+ 3H2O

Важнейшие химические свойства оснований обусловливают­ся их отношением к кислотам, кислотным оксидам и солям.

1. При взаимодействий оснований с кислотами в эквивалент­ных количествах образуются соль и вода:

Кон + На = κα + H2o
2Na0H + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Взаимодействие оснований с кислотами называется Реакцией нейтрализации. Любая реакция нейтрализации сводится к взаи­модействию ионов ОН“ и H+ с образованием малодиссоцииро — ванного электролита —> воды.

2. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO31 + H2O
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

Последняя реакция протекает лишь при нагревании.

3. Щелочи взаимодействуют с растворами различных солей. Например:

2K0H + CuSO4 = Cu(OH)2i + K2SO4

C точки зрения теории электролитической диссоциации все об­щие щелочные свойства растворов (мыльность на ощупь, изме­нение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислот­ными оксидами, солями) обусловлены гидроксид-ионами ОН-.

Амфотерные гидроксиды. Амфотерными называются такие гид­роксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и кати­оны водорода H+, И гидроксид-ионы ОН-. Такими являются Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 и др.

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Например:

Al(OH)3 + 3HC1 = AICl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH + 2H3O = Na [AI(OH)4(H2O)2]

В настоящее время растворение амфотерных гидроксидов в ще­лочных растворах обычно рассматривается как процесс образова­ния гидроксосолей (гидроксокомплексов). Экспериментально до­казано существование гидроксокомплексов многих металлов: [Zn(OH4)J2-, [Al(OH)4(H2O)2]-, [Ai(OH)6]3- и т. д. Наиболее проч­ны гидроксокомплексы алюминия, а из них — [Al(OH)4(H2O)2]-.

Такой подход не меняет сделанных выводов: у амфотерного гидроксида, например у Al(OH)3 и ему подобных, в кислой среде равновесие смещается в сторону образования солей алюминия, в щелочной — в сторону образования гидроксокомплексов. Очевид­но, в водном растворе существует равновесие, которое более точ­но описывается уравнением:

Al3+ + ЗОН- Al(OH)3 ≡ Al(OH)3 + 3H2O ≠t (Al(OH)4(H2O)2]- + H+ 158

§ 6.4. Соли

Определение класса солей см. § 5.8. Уравнения диссоциации их, с учетом гидратации ионов, следует записывать так:

NaCl (к.) Na+ (водн.) + CI — (водн.)

K3PO4 (к.) 5=t 3K+(водн.) + POf — (водн.)

В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные и комплексные.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т, е. реакции нейтрализации. Например:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O r

Уравнение диссоциации Средней соли Na2SO4 можно запи­сать так:

Na2SO4 Т 2Nβ+ + SOf-

Если основания взято меньше, чем требуется для полной ней­трализации серной кислоты, то при упаривании будут выпадать кристаллы Кислой соли:

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O

Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением KHSO4 ≠t κ+ + HSO;

Анион кислой соли подвергается вторичной диссоциации как слабый электролит:

HSO4- ≠ H+ + SOf-

Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одно­основные кислоты кислых солей не образуют.

Основные соли можно представить как продукт неполного за­мещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки. На­пример:

Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H3O или в ионной форме:

Mg(OH)2 +H+ = Mg(OH)+ + H2O

Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением
Mg(OH)Cl ÷± Mg(OH)+ + Cb

Катион основной соли в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации:

Mg(OH)+ Mg2÷ + OH-

Итак, осповI Lbie соли образуются многокислотными (двух и бо­лее) основаниями. Однокислотные основания основных солей не образуют.

Двойные соли состоят из ионов двух разных металлов и кис­лотного остатка. Например, KAl(SO4)2, (NH4)2Fe(SO4)2. Диссоци­ацию таких солей можно выразить уравнениями:

KAI(SO4)2 ÷± K+ + Al3+ + 2SC⅛~

(NH4)2Fe(SO4)2 +* 2NH4 + Fe2+ + 2SθΓ

Двойные соли диссоциируют на ионы металлов и кислотного ос­татка.

В состав Комплексных солей входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки), кото­рые и отщепляются при диссоциации. Например:

K4IFe(CN)6J ÷± 4K+ + [Fe(CN)6J+-

[Ag(NH3)2JCl [Ag(NH3)2]+ + Cl-

B свою очередь, сложные (комплексные) ионы в очень малой степени подвергаются дальнейшей диссоциации:

[Fe(CN)6J+- ≠* Fe2÷ + 6CN~; [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3

Таким образом, комплексные соли при диссоциации сначала от­щепляют комплексные ионы, которые затем подвергаются вторич­ной диссоциации как слабые электролиты.

Названия солей. Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов — названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, KNO3 ~ нитрат калия, FeSO4 — сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 — сульфат железа (Ш), NaCl — хлорид натрия.

Названия кислых солей образуют добавлением к названию аниона приставки Гидро-, а если необходимо, то с соответствую­щими числительными: NaHSO4 — гидросульфат натрия, KH2PO4 — дигидрофосфат калия.

Названия основных солей образуют, добавляя к наименова­нию аниона соответствующей средней соли приставки Гидроксо-. 160

AI(OH)SO4 — гидроксосульфат алюминия, Al(OH)2Cl — дигидрок — сохлорид алюминия.

Получение. Соли получают при химическом взаимодействии Соединений различных классов и простых веществ. Отметим важ­нейшие способы получения солей.

1. Реакция нейтрализации:

KOH + KNO3 = KNO3 + H2O

2. Взаимодействие кислот с основными оксидами:

H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O

3. Взаимодействие кислот с солями:

H2S ∣ CuC!2—CuSH 2НС1

4. Взаимодействие двух различных солей:

Na2SO4 + BaCI2 = BaSO4J+ 2NaCl

5. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3∣ + H2O

6. Взаимодействие щелочей с солями:

ЗКОН + FeCl3 = 3KC1 + Fe(OH)3J

7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:

CaO + SiO2 = CaSiO3

8. Взаимодействие металлов с неметаллами:

2K + Cl2 = 2 KCl

9. Взаимодействие металлов с кислотами:

2A1 + 6HC1 = 2A1C13 + 3H2 ↑

10. Взаимодействие металлов с солями:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Существуют и другие способы получения солей.

Свойства. Соли, за небольшим исключением, являются твер­дыми кристаллическими веществами. По растворимости в воде их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практиче­ски нерастворимые. Все соли азотной и уксусной кислот раство­римы в воде. Растворимы в воде соли соляной кислоты, кроме AgCl, Hg2Cl2. Химические свойства солей обусловливаются их от­ношением к металлам, кислотам и солям.

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый пре — 6*1328 161

Дыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:

Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg

2. Соли взаимодействуют со щелочами:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2∣ + Na2SO4

3. Соли взаимодействуют с кислотами:

CuSO4 + H2S = CuS I + H2SO4

4. Многие соли взаимодействуют между собой:

CaCl2 + Na2CO3 — CaCO3J + 2NaCl

При проведении реакций 1—4 обычно берутся растворы солей. Реакции протекают до конца лишь в том случае, если один из об­разующихся продуктов уходит из сферы реакции, т. е. выпадает в виде осадка, уходит в виде газа или представляет собой малодис — социированное соединение.

§ 6.5. Гидролиз солей

Определение. Опыт показывает, что растворы средних солей имеют щелочную, кислую или нейтральную реакции, хотя они и не содержат ни водородных, ни гидроксильных ионов. Объясне­ние этому факту следует искать во взаимодействии солей с водой. Рассмотрим, например, раствор ацетата натрия CH3COONa, име­ющий щелочную реакцию. Ацетат натрия как сильный электро­лит при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы Na+ и CH3COO-. Последние взаимодействуют с H+ и ОН~-ионами воды. При этом ионы Na+ не могут связать ионы OH — в молеку­лы, так как NaOH является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетат-ионы свя­зывают ионы H+ с образованием молекул слабого электролита — уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы H2O диссо­циируют на H+- и ОН—ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установится равновесие:

CH3COO — + H+ ÷÷ CH3COOH H2O ÷± H+ + он

Суммарное уравнение одновременно протекающих процес­сов имеет вид

CH3COO — + H2O +½ CH3COOH + OH-

Это уравнение показывает, что в результате образования сла­бого электролита {уксусной кислоты) смещается ионное равно­весие диссоциации воды и создается избыток OH—hohob, а по­тому раствор приобретает щелочную реакцию.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом соли.

Как показано в примере, раствор стал щелочным в результате гидролиза соли CH3COONa.

Случаи пщролиза солей. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Так, ацетат натрия CH3COONa образован слабой кислотой СНзСООН и сильным ос­нованием NaOH, хлорид аммония NH4CI — слабым основанием NH4OH и сильной кислотой HCl, CH3COONH4 — слабой кисло­той СНзСООН и слабым основанием NH4OH, a NaCl — сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl.

1. Bee соли, образованные слабой кислотой и сильным осно­ванием, Подвергаются гидролизу. Они сообщают раствору Щелоч­ную реакцию (pH > 7).

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основани­ем, также подвергаются гидролизу. Они сообщают раствору Кис­лую реакцию, как это имеет место в растворе хлорида аммония NH4Cl. В этом случае образуется слабый электролит NH4OH. В результате часть ионов OH — связывается ионами NH 4, а ионы H+ остаются в избытке.

Следовательно, в результате гидролиза NH4Ci раствор этой соли приобретает кислую реакцию (pH < 7). Уравнение гидроли­за[‡‡‡‡‡‡‡‡] можно записать так:

NH∣ + H2O ~* NH4OH + H+

Или, точнее,

NHt + H2O NH3 ∙ H2O + H+

3. Еще легче подвергаются гидролизу соли, образованные сла­бой кислотой и слабым основанием. Например: C H3COON Н4. Ионы этой соли одновременно связывают ионы H+ и ОН, сме­щая равновесие диссоциации воды:

CH3COO — + NHt + H2O CH3COOH + NH4OH(NH3 ∙ H2O)

В этом случае реакция раствора зависит от степени диссоциа­ции продуктов гидролиза — кислоты и основания; если преобла­дают ионы ОН-, она щелочная, а если ионы H+ — кислая, если же их число одинаково — нейтральная. Поскольку в рассматри­ваемом примере степени диссоциации СНзСООН и NH4OHj об­разующихся в результате гидролиза, примерно равны, то раствор соли будет нейтральным.

Однако реакция водного раствора карбоната аммония (NH4)2CO3 — тоже соли слабой кислоты и слабого основания — слабощелочная:

N H↑ + COl" + H2O ÷± NH4OH + HCO?

Так как степень диссоциации NH4OH больше степени диссоциа­ции иона HCO?.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кис­лотой, гидролизу не подвергаются. Ионы таких солей не могут об­разовывать с водой слабых электролитов. В этом случае ионы соли практически в реакции не участвуют и равновесие диссоциации воды не нарушается, концентрация H+- и ОН_-ионов остается такой же, как у чистой воды, а значит, раствор будет иметь нейт­ральную реакцию (pH 7)[§§§§§§§§].

Гидролиз солей всегда происходит в тех случаях, когда их ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации, спо­собны образовывать с водой слабые (малодиссоциированные) электролиты.

Для большинства солей гидролиз — процесс обратимый. Ког­да продукты гидролиза уходят из сферы реакции, гидролиз про­текает необратимо, например:

Al2S3 + 6H2O = 2A1(OH)31 + 3H2S ↑

(в уравнениях необратимого гидролиза ставится знак равенства).

Гидролиз рассматривается протолитическоЙ теорией как реак­ция перехода протона от кислоты к основанию, поскольку вода мо­жет играть роль и кислоты и основания. Так, ацетат-ион, являю­щийся акцептором протона, реагирует с водой, как с кислотой:

CH3COO — + H2O CH3COOH + OH — основание! кислота2 кислота! основание2

Катион же аммония NH4+, являющийся донором протона, ре­агирует с водой, как с основанием:

NH4 + H2O NH3 + H3O+

Кислота! основаниег основание] кислота^

Составление уравнений гидролиза солей. Гидролиз солей, об­разованных слабыми многоосновными кислотами и сильными ос­нованиями, протекает ступенчато (соответственно обратному про­цессу — ступенчатой диссоциации), и при этом получаются Кис­лые соли (точнее, анионы кислых солей). Так, гидролиз карбоната натрия Na2CO3 может быть выражен уравнениями:

1) первая ступень:

Cθi" + H2O HCO3- + Oi г

Или

Na2CO3 + H2O τ½ NaHCO3 + NaOH

2) вторая ступень:

HCO3 + H2O ÷⅛ H2CO3 + OH-

Или

NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH

Однако в обычных условиях гидролиз практически ограничи­вается первой ступенью: ионы CO3′ связывают ионы H+ воды, об­разуя сначала ионы HCOj, а не молекулы H2CO3. Это объясняет­ся тем, что ионы HCOj диссоциируют гораздо труднее, чем моле­кулы H2CO3. И лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли.

Для составления уравнений гвдролиза Na2CO3 исходим из сле­дующего положения. Соль образована сильным основанием и сла­бой кислотой, поэтому ион C03^ (анион слабой кислоты) будет связывать ионы водорода воды. Так как ионы CO3" содержат два заряда, то следует рассматривать две ступени гидролиза и для каж­дой ступени записывать три уравнения: а) в сокращенной ион­ной форме, б) в ионной форме и в) в молекулярной форме. При этом должны быть учтены правила написания ионных уравнений реакций обмена (§ 5.11).

Первая ступень: а) уравнение гидролиза в сокращенной ион­ной ферме:

COi — + H2O ÷± HCOJ + OH — б) уравнение гидролиза в ионной форме:

2Na+ + COi" ÷ H2O ≠t Na+ + HCOj + Na+ + OH"

В) уравнение гидролиза в молекулярной форме:

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH

Таким образом, чтобы перейти от уравнения в сокращенной ионной форме к уравнению в ионной форме, надо к ионам пер­вого уравнения (а) приписать ионы противоположного знака (б). Объединяя ионы уравнения (б) в молекулы, получим уравнение гидролиза в молекулярной форме (в)?

Вторая ступень:

A) HCOf + H2O ÷± H2CO3 + ОН-

Б) Na+ + HCO3 + H2O *± H2CO3 + Na+ + OH-

В) NaHCO3 + H2O ≠± H2CO3 + NaOH

Аналогично при гидролизе солей, образованных многокислот­ными слабыми основаниями и сильными кислотами, получают Ос­новные соли (точнее, катионы основных солей). Гидролиз проте­кает главным образом по первой ступени. Рассмотрим в качестве примера соль AlCl3. При составлении уравнений ее гидролиза ис — юдим из того, что эта соль образована слабым основанием и силь­ной кислотой. Ион Al3+ (катион слабого основания) будет связы­вать гидроксид-ионы воды. Но поскольку Al3+ имеет три заряда, гидролиз будет протекать по трем ступеням. Уравнения состав­ляем так же, как и в предыдущем примере.

Первая ступень:

A) Al3+ + H2O AlOH2+ ÷ H+

Б) Al3+ + ЗСГ + H2O ÷± AlOH2+ + 2CΓ + H+ + Ch

В) AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl

Вторая ступень:

A) AlOH2+ + H2O ÷± Al(OH)J + H+

Б) AlOH2+ + 2С1- + H2O Al(OH)J + CI" + H+ + Ch

В) AlOHCI2 + H2O ÷± Al(OH)2Cl + HCl

Третья ступень — реакция практически не протекает, ввиду на­копления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ. Однако разбавление раствора и повышение температу­ры усиливают гидролиз. В этом случае можно записать уравне­ния гидролиза и по третьей ступени.

Гидролиз вообще. Гидролиз солей — один из важных приме­ров гидролиза веществ, который хорошо изучен.

Гидролиз вообще, в широком смысле, — это реакция обменного разложения между различными веществами и водой.

Такое определение охватывает и гидролиз органических соеди­нений — сложных эфиров, жиров, углеводов, белков — и гидро­лиз неорганических веществ — солей, галогенов, галогенидов, не­металлов и т. д. Например:

CH3COOC2H5 + H2O *± CH3COOH + C3H5OH
CaC2 + 2H2O Ca(OH)2 + C2H2

Cl2 + H2O ÷± HCl + HClO
PI3 + 3H2O ÷± H3PO3 + 3HI

В результате гидролиза минералов — алюмосиликатов — про­исходит разрушение горных пород. Гидролиз солей (например, Na2CO3, Na3POO применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости. В больших масштабах осуществляется гидролиз дре­весины. Растущая быстрыми темпами Гидролизная промышлен­ность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы, кукурузной кочерыжки) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкозу, твердый оксид углерода (IV), фурфурол, метиловый спирт, лиг­нин и многие другие. В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений.

§ 6.6. Связь между классами неорганических
соединений

Между простыми веществами, оксидами, кислотами, осно­ваниями и солями существует генетическая Связь, а именно — возможность их взаимного перехода. Так, например, простое ве­щество — металл кальций — в результате соединения его с кис­лородом превращается в оксид кальция. Оксид кальция при вза­имодействии с водой образует гидроксид кальция, а последний при взаимодействии с кислотой превращается в соль. Эти превра­щения можно представить схемой

Ca → CaO → Ca(OH)2 → CaSO4

К тому же продукту можно прийти исходя из неметалла, на­пример серы:

S -→ SO3 → H2SO4 -→ CaSO4

Итак, различными путями получена одна и та же соль.

Возможен и обратный переход — от соли к другим классам неорганических соединений и простым веществам. Например» от сульфата меди путем его взаимодействия со щелочью можно перейти к гидроксиду меди (II), от него с помощью прокалива­ния — к оксиду меди (II), а из последнего посредством восста­новления водородом при нагревании получить простое веще­ство — медь:

CuSO4 → Cu(OH)2 → CuO → Cu

Подобная связь между классами неорганических соединений, основанная на получении веществ одного класса из веществ дру­гого класса, называется Генетической. Однако следует иметь в виду, что часто получение веществ осуществляется не прямым, а косвенным путем. Например, гидроксид меди (H) нельзя получить реакцией взаимодействия оксида меди (II) с водой, так как в этом случае взаимодействие отсутствует. Тогда применяют косвенный путь: на оксид меди (H) действуют кислотой, получают соль, а из соли действием раствора щелочи получают гидроксид меди (II).

Генетическую связь между классами неорганических соедине­ний можно выразить схемой

Металл —► Основный оксид —► Основание

1

Соль

Неметалл —^ Кислотный оксид —*■ Кислота

§ 6.7. Решение типовых задач

Оксиды, кислоты, основания, соли

Задача 1. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

CuSO4 → Cu → CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → Cu(OH)NO3 →
→ Cu(NO3)2.

Решение. 1) Медь можно получить из соли меди (II) по реак­ции замещения:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

2) Оксид меди (II) получим, сжигая медь в кислороде:

3) Оксид меди (II) растворяется в соляной кислоте, образуя хлорид меди (II):

CuO + 2HC1 = CuCl2 + H2O

4) Гидроксид меди (II) можно получить, добавив к раствору хлорида меди (II) раствор щелочи:

CuCl2 + 2K0H = Cu(OH)2∣ + 2K. CI

5) Основная соль — гидроксонитрат меди (II) — получится при обработке гидроксида меди (H) азотной кислотой, взятой в коли­честве, достаточном для замещения одной гидроксогруппы, т. е. 1 моль HNO3 на I моль Cu(OH)2:

Cu(OH)2 + HNO3 = Cu(OH)NO3 + H2O

6) При действии избытка азотной кислоты на гидроксонитрат меди (II) получается нитрат меди (И):

Cu(OH)NO3 + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

Задача 2. Напишите уравнения реакций, при помощи которых, исходя из натрия, серы, кислорода и водорода, можно получить три средние соли, три кислые соли и три кислоты.

Решение. Из кислорода и водорода можно получить воду:

2H2 + O2 = 2H2O

Из серы и кислорода можно получить оксид серы (IV), дальней­шим окислением которого — оксид серы (VI):

S + O2 = SO2; 2SO2 + O2 = 2SO3 Натрий, взаимодействуя с кислородом, образует оксид:

4Na + O2 = 2Na2O

Основный оксид натрия с кислотными оксидами серы (IV) и серы (VI) образует соответственно сульфит и сульфат натрия (две средние соли):

Na2O + SO2 =c Na2SO3; Na2O + SO3 = Na2SO4

Еще одна средняя соль — сульфид натрия — может быть получе­на непосредственным взаимодействием натрия и серы:

2Na + S = Na2S Водород с серой образуют сероводород:

H2 + S = H2S↑,

Раствор которого в воде — сероводородная кислота. Оксид серы (IV) и серы (VI) взаимодействует с водой, образуя сернистую и серную кислоты:

SO2 + H2O = H2SO3; SO3 + H2O = H2SO4

Наконец, три кислые соли можно получить, если провести ре­акции между оксидом натрия и тремя полученными кислотами, взяв их в избытке:

Na2O + 2H2S = 2NaHS + H2O

Na2O + 2H2SO3 = 2NaHSO3 + H2O

Na2O + 2 H2SO4 = 2NaHSO4 + H2O

Задача 3. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно; оксид кальция, оксид фосфора (V), Хлороводородная кислота, гидроксид натрия, сульфат меди (II), Сульфид калия.

Решение. Определяем, к каким классам неорганических соеди­нений относятся названные в условиях задачи вещества: CaO — основный оксид, P4Oio (или P2O3) — кислотный оксид, HCi (рас­твор) — кислота, NaOH- основание (щелочь), CuSO4 и K2S — средние соли.

Основный оксид CaO взаимодействует с кислотным оксидом и кислотой:

ЗСаО + P2O5 = Ca3(PO4)2
CaO + 2HC1 = CaCl2 + H2O

Кислотный оксид P2O5 реагирует, кроме того, со щелочью:

P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O

Хлороводородная кислота взаимодействует с гидроксидом на­трия и сульфидом калия:

HCi + NaOH = NaCl + H2O
2HCl + K2S = H2S↑ + 2КС1

Гидроксид натрия вступает в реакцию обмена с сульфатом меди (II):

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 { + Na2SO4 Наконец, сульфат меди (H) реагирует с сульфидом калия:

CuSO4 + K2S = CuSj + K2SO4

Гидролиз солей

Задача 1. Составьте уравнения реакций гидролиза солей Na3PO4, Cu(NO3)2f KCJ, Как изменится водородный показатель при раство­рении в воде этих солей?

Решение. 1) Гидролиз Na3PO4 протекает ступенчато (в три ступени), причем главным образом по первой ступени. В резуль­тате реакции по первой и второй ступеням образуются кислые соли.

Первая ступень: а) уравнение гидролиза в сокращенной ион­ной форме:

POt + H2O ÷± HPOt + он

Б) уравнение гидролиза в ионной форме:

3Na+ + POt + H2O <=½ 2Na+ + HP0i^ + Na+ + ОН

В) уравнение гидролиза в молекулярной форме:

Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + NaOH

Вторая ступень:

A) HPOt + H2O H2PO; + OH"

Б) 2Na+ + HPOt + H2O ÷± Na+ + H2PO; + Na+ + OH" в) Na2HPO4 + H2O ?* NaH2PO4 + NaOH

Третья ступень:

A) H2PO; + H2O ÷± H3PO4 + ОН

6) Na+ + H2PO; + H2O ÷± H3PO4 + Na+ + ОН —

В) NaH2PO4 + H2O H3PO4 + NaOH

В результате реакции гидролиза концентрация гидроксид — ионов в растворе превышает концентрацию ионов водорода, сле­довательно, pH >7.

2) Гидролиз Cu(NO3)2 протекает ступенчато и главным обра­зом по первой ступени, причем образуется основная соль.

Первая ступень:

A) Cu2+ + H2O Cu(OH)+ + H+

Б) Cu2÷ + 2N0; + H2O ≠t Cu(OH)+ + NO3 + H+ + N0;

В) Cu(NO3)2 + H2O Cu(OH)NO3 + HNO3

Вторая ступень:

A) Cu(OH)+ + H2O Cu(OH)2 + H+

Б) Cu(OH)+ + NOy + H2O Cu(OH)2 + H+ + NOy

В) Cu(OH)NO3 + H2O Cu(OH)2 + HNO3

В результате гидролиза концентрация ионов водорода в растворе превышает концентрацию гидроксид-ионов, следовательно, pH < 7.

3) Соль KCl, образованная сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается, pH 7.

Задача 2. Пробирку с раствором хлорида цинка нагрели и помес­тили в нее предварительно зачищенный кусочек цинка. Какой газ выделяется при этом? Напишите уравнения реакций.

Решение. Нагревание приводит к смещению равновесия в рас­творе в сторону продуктов гидролиза:

ZnCl2 + H2O ÷± Zn(OH)Cl + HCl
Zn2+ + H2O <=≥ Zn(OH)+ + H+

Образующиеся ионы водорода взаимодействуют с металлическим цинком:

Zn + 2HC1 = ZnCl2 + H2
Zn + 2H+ = Zn2+ + H2

Увеличение концентрации ионов цинка приводит к смещению равновесия в реакции гидролиза в сторону продуктов.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *