Химические свойства кислых солей

⇐ ПредыдущаяСтр 4 из 4

1) кислые соли содержат атомы водорода, способные принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать со щелочами, превращаясь в средние или другие кислые соли – с меньшим числом атомов водорода. Например:

KH₂PO₄+2KOH®K₃PO₄+2H₂O,

KH₂PO₄+KOH®K₂HPO₄+H₂O,

K₂HPO₄+KOH®K₃PO₄+H₂O,

6K₂HPO₄+3Ba(OH)₂®Ba₃(PO₄)₂+4K₃PO₄+6H₂O.

2) кислые соли слабых кислот взаимодействуют с сильными кислотами с образованием средней соли и слабой кислоты:

NaHCO₃+HCl®NaCl+CO₂+H₂O.

3) кислые соли разлагаются при нагревании с образованием средней соли, воды и ангидрида (если он выделяется в виде газа) или соли, соответствующей другой форме кислородсодержащей кислоты с той же степенью окисления элемента:

2NaHCO₃®Na₂CO₃+H₂O+CO₂↑,

2KHSO₃®H₂O+K₂S₂O₅(дисульфит или пиросульфит калия),

2NaHSO₄® H₂O+Na₂S₂O₇ (дисульфат или пиросульфат натрия),

2Na₂HPO₄®H₂O+Na₄P₂O₇ (дифосфат или пирофосфат натрия).

Получение кислых солей

Кислую соль можно получить:

1) реакцией неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием:

2H₂SO₄+Cu(OH)₂®Cu(HSO₄)₂+2H₂O;

2) взаимодействием многоосновной кислоты и ее средней соли:

4H₃PO₄+Ca₃(PO₄)₂®3Ca(H₂PO₄)₂;

3) при взаимодействии кислотного оксида многоосновной кислоты с недостатком щелочи:

CO₂+NaOH→NaHCO₃;

4) кислые соли образуются при гидролизе солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:

K₂CO₃+H₂O«KHCO₃+KOH.

Основные соли

Основными (гидроксосолями) называются соли, которые образуются в результате неполного замещения гидроксидных ионов основания анионами кислот.

Однокислотные основания, например, NaOH, KOH, NH₄OH и другие, не образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион ОН^-, способный замещаться анионами кислоты.

Двухкислотные основания, такие как Mg(OH)₂, Cu(OH)₂, Mn(OH)₂и другие, образуют основные соли, содержащие гидроксокатионы: Mg(OH)⁺, Cu(OH)⁺, Mn(OH)⁺, называемые соответственно гидроксомагний-ионом, гидроксокупрум-ионом и гидроксомарганец (II)-ионом.

Заряды этих ионов определяются как результат отрыва отрицательно заряженного иона ОН^- от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме:

Mg(OH)₂↔OH^-+Mg(OH)⁺

и представляют собой сочетание положительно заряженного иона металла Ме²⁺ с ионом ОН^-.

Зная заряд гидроксокатиона, входящего в состав основной соли, а также заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH)⁺, их формулы имеют следующий вид:

для однозарядных анионов –

Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO₃;

для двухзарядных анионов –

[Mg(OH)]₂SO₄, [Mg(OH)]₂CO₃;

для трехзарядных анионов -

[Mg(OH)]₃PO₄, [Mg(OH)]₃AsO₄;

для четырехзарядных анионов –

[Mg(OH)]₄P₂O₇, [Mg(OH)]₄SiO₄.

Трехкислотные основания (Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃ и другие) способны образовывать два типа основных солей. В одно случае происходит замещение одного иона ОН^- анионом кислоты, а два других входят в состав однозарядного гидроксокатиона, например, [Al(OH)₂]⁺, называемого дигидроксоалюминий-ионом:

Al(OH)₃↔Al(OH)₂⁺+OH^-.

Основные соли алюминия этого типа характеризуются следующими формулами (в зависимости от заряда аниона):

Al(OH)₂NO₃, [Al(OH)₂]₂SO₄, [Al(OH)₂]₃PO₄, [Al(OH)₂]₄P₂O₇.

Графические формулы этих солей имеют вид:

H-O

mmmmmmm

H-O

—

H-O

—

—O

H-O

—

—O

H-O

В другом случае происходит замещение двух ионов ОН^- анионами кислоты, а третий гидроксид-ион входит в состав двухзарядного гидроксоалюминий-иона:

Al(OH)₃↔Al(OH)²⁺+2OH^-.

Для кислот различной основности основные соли алюминия этого типа будут иметь следующие формулы:

Al(OH)Cl₂, Al(OH)SO₄, [Al(OH)]₃(PO₄)₂, [Al(OH)]₂P₂O₇.

Графические формулы основных солей имеют следующий вид:

Названия основных солей слагаются из международных названий отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже положительно заряженных гидроксо- или дигидроксо- ионов. Так, основные соли

[Mg(OH)]₂CO₃, Al(OH)SO₄ и [Al(OH)₂]₃PO₄,

называются соответственно карбонатом гидроксомагния, сульфатом гидроксоалюминия и фосфатом дигидроксоалюминия (в русской номенклатуре – основной углекислый магний, основной двухзамещенный сернокислый алюминий, основной однозамещенный фосфорнокислый алюминий).

Химические свойства основных солей

1) основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние соли или в основные соли с меньшим числом гидроксогрупп. Например:

Fe(OH)₂Cl+2HCl®FeCl₃+2H₂O,

Fe(OH)₂Cl+HCl®Fe(OH)Cl₂+H₂O,

Fe(OH)Cl₂+HCl®FeCl₃+H₂O,

6Fe(OH)Cl₂+3H₂SO₄®4FeCl₃+Fe₂(SO₄)₃+6H₂O.

3) при нагревании основные соли могут терять воду, образуя оксосоли:

2ZnOHCl®Zn₂OCl₂+H₂O.

Получение основных солей

Основную соль можно получить:

1) реакцией неполной нейтрализации основания кислотой:

2Cu(OH)₂+H₂SO₄®(CuOH)₂SO₄+2H₂O;

2) взаимодействием средней соли и щелочи (недостаток):

2CuSO₄+2NaOH®(CuOH)₂SO₄+Na₂SO₄;

3) основные соли образуются при гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой:

Fe(NO₃)₂+H₂O«Fe(OH)NO₃+HNO₃.

Взаимное превращение кислых, средних и основных солей можно представить следующей схемой:

+ кислота + кислота

Основные соли

Средние соли

Кислые соли

+ щелочь +щелочь

Двойные и смешанные соли

Если смешать растворы, содержащие одинаковые молярные количества двух солей, например сульфата калия и сульфата алюминия, а затем выпарить такой раствор, то образуются кристаллы не двух исходных солей, а кристаллы новой соли, имеющей состав KAl(SO₄)₂·12H₂O (алюмокалиевые квасцы). Такого рода соли, содержащие один кислотный остаток (SO₄^2-), но два разных катиона (K⁺, Al³⁺), называют двойными солями. Наиболее типичным примером двойных солей, часто встречающихся в химической практике, являются квасцы – двойные сульфаты состава Ме^IMe^III(SO₄)₂·12H₂O, где Me^I – K⁺, Na⁺, NH₄⁺, а Me^III – Fe³⁺, Cr³⁺, Al³⁺ и другие трехзарядные ионы. Двойные соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте разными металлами.

С другой стороны, продуктами замещения гидроксогрупп основания разными кислотными остатками являются смешанные соли. Иными словами, смешанными называются соли, содержащие атомы одного металла, но разные кислотные остатки. Примером смешанной соли может служить белильная известь Ca(ClO)Cl, в которой содержатся два вида кислотных остатков – хлорид (Cl^-) и гипохлорит (ClO^-).

В водных растворах двойные и смешанные соли ведут себя как смесь соответствующих простых солей. Так, алюмокалиевые квасцы, о которых говорилось выше, ведут себя как смесь сульфатов калия и алюминия, давая в растворе ионы K⁺, Al³⁺ и SO₄^2-.

ГАЛОГЕНАНГИДРИДЫ

Галогенангидридами называются соединения, являющиеся продуктами замещения гидроксильных групп кислородсодержащих кислот атомами галогенов.

Реальные методы получения неорганических галогенангидридов являются специфическими для каждого отдельного представителя этой группы соединений и в данных методических указаниях не рассматриваются.

Принципиально возможны неполные галогенангидриды, то есть продукты частичного замещения гидроксильных групп кислородсодержащих кислот атомами галогенов, а также смешанные галогенангидриды, содержащие атомы различных галогенов.

Названия галогенангидридов кислот определяются названиями галогенов и кислот, производными которых являются рассматриваемые галогенангидриды, например:

Н-O

═

Н-О

Угольная кислота

Хлорангидрид угольной кислоты или хлорид оксоуглерода (IV)

Н-О

—

═

Н-О

Ортофосфорная кислота

Бромангидрид ортофосфорной кислоты или бромид оксофосфора (V)

Наиболее важным и общим для всех галогенангидридов химическим свойством является их отношение к воде. Галогенангидриды большей частью легко, а в некоторых случаях труднее, необратимо разлагаются водой с образованием двух кислот, а именно: галогеноводородной кислоты HHal (HF, HCl, HBr HI), и кислоты, производной которой является рассматриваемый галогенагидрид. Применительно к рассмотренным галогенангидридам уравнения их взаимодействия с водой имеют следующий вид:

POBr₃+3H₂O®H₃PO₄+3HBr,

COCl₂+H₂O®CO₂+2HCl.

В ряде случаев формула галогенангидрида не выводится из формулы известной кислоты. Так PCl₅, получающийся при взаимодействии хлора с фосфором, является хлорангидридом фосфорной кислоты и разлагается водой по реакции:

PCl₅+4H₂O®H₃PO₄+5HCl.

Как известно, нет резкой грани между металлическими и неметаллическими элементами; некоторые элементы занимают как бы промежуточное положение, и свойства их являются переходными, характеризуясь некоторой двойственностью.

Одним из конкретных проявлений таких переходных свойств в ряде случаев является химический характер соединения элемента с галогеном. Так, если сравнивать, например, химические свойства галогенидов элементов главных подгрупп IV и V групп Периодической системы, а именно:

SiCl₄, GeCl₄, SnCl₄, PbCl₄;

PCl₃, AsCl₃, SbCl₃, BiCl₃,

нетрудно сделать вывод, что крайний левый представитель ряда практически ведет себя как галогенагидрид, а далее характер галогенангидрида ослабевает в направлении слева – направо, все более уступая свои позиции характеру соли. А такие соединения, как GeCl₄ и AsCl₃, характеризуются свойствами, промежуточными между свойствами галогенангидрида и соли.

К такому же выводу приводит сравнение свойств оксигалогенидов элементов некоторых других групп.

Так, в рядах

NOCl, …, SbOCl, BiOCl

CrO₂Cl₂, MoO₂Cl₂, WO₂Cl₂

крайние левые представители – NOCl и CrO₂Cl₂ – практически ведут себя как галогенангидриды азотистой и хромовой кислот; что же касается BiOCl и WO₂Cl₂, то они фактически являются дегидратированными основными солями.

Таким образом, нельзя провести резкой границы, как между металлами и неметаллами, так и между солями и галогенангидридами кислот.

ЛИТЕРАТУРА

1.	Глинка Н.Л. Общая химия. Изд.16-е, перераб. - Л.: Химия, 1973. – 728 с.
2.	Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М. Рубинова. – 24-е изд., испр. – Л.: Химия, 1986. – 272с.
3.	Недильно С.А., Попель П.П. Общая и неорганическая химия. Сборник задач. – К.: Выща школа. Головное издательство, 1988. – 256 с.

Дата добавления: 2019-02-22; просмотров: 792; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 2 34

Мы поможем в написании ваших работ!