Соединения марганца (2): пол-е и св-ва. Диоксид марганца, манганаты и перманганаты.
Mn+2H+=Mn2++H2
[Mn(H2O)6] бледно розовый, комплексы 2+
Mn2++OH-(без O2)=Mn(OH)2=(t)MnO+H2O
2Mn(OH)2+O2+2H2O=2Mn(OH)или(MnO2*xH2O)
Гидроксид Mn(+2) проявляет практически основные св-ва. Растворимые соли умеренно гидролиз-ся в водном р-ре:
Mn2++HOH=MnOH++H+
Сульфид MnS-это слаборастворимое в воде и растворимое в разб-ных р-рах кислот соед-е:
MnCl2+(NH4)2S=MnS+2NH4Cl
В очень жестких условиях гидроксид Mn проявляет признаки амфотерности:
Mn(OH)2+2NaOH(к)=Na2[Mn(OH)4]
MnO2+H2=MnO+H2O(нагревание)
Mn(OH)2=MnO+H2O(нагревание в атмосфере N2)
Диоксид Mn более устойчив, характерны в кислой среде окислительные св-ва, но в жестких условиях MnO2 может проявлять и восст-е св-ва
4MnO2+O2+12NaOH=4Na3MnO4+6H2O(t=800)
Манганат M 2 Mn 2 O 4(M=Na,K) получают окислением, при нагревании
2MnO2+O2+4KOH=2K2MnO4+2H2O
Манганаты проявляют и ок-е и восст-е св-ва
8HCl()+K2MnO4= MnCl2+2Cl2+2KCl+4H2O
2K2MnO4+Cl2+2KMnO4+2KCl
При нагревании до 500 они разлагаются
3K2MnO4=2K3MnO4+MnO2+O2
Соли марганцовой к-ты наз-ся перманганатами. Кристалл-кий перм-т калия разлагается при 2000С:
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2
KMnO4-сильные окислители.
Марганцовая кислота и ее ангидрид
HMnO4 – сильный ок-ль, неассоциированный электролит в разб. водных р-ах. Существует только в водных растворах
в промышленности получают электрохим. Ок-ем манганатов — на аноде протекате процесс:
MnO42—e=MnO4-
3 H2MnO4 = 2 HMnO4 + MnO2 + 2 H2O
Mn2O7 — ангидрид марганцевой к-ты, сильный окислитель
получение : 2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O
разлагается 2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2; Mn2O7 = 2MnO2 + O3
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4
| Реакции перм-та калия с восст-ми в кислой, нейтр-ной и щелочной средах
Перманганат анион Mn+7O4
В кислой среде (+5э) катион Mn2+
2KMn+7O4+5K2SO3+3H2SO4=2Mn+2SO4+6K2SO4+3H2O
В нейтральнойсреде (+3э) оксид марганца Mn+4O2
2KMnO4+3K2SO3+H2O=2Mn+4O3+3K3SO4+2KOH
В щелочной среде (+1э) манганат анион Mn+6O4
2KMnO4+K3SO4+2KOH=2K2Mn+6O4+K2SO4+H2O
| Общая хар-ка и хим св-ва Fe, Co, Ni(железа, кобольта, никеля)
Для элементов семейства железа, характерно преобладание горизонтальной повторяемости св-в над периодичностью в вертикальных столбцаж соответст-щих групп. Характерные ст ок-я: Fe +2,+3,+6; Co +2,+3; Ni +2,+3,+4 При переходе от железа к никелю повышается устойчивость низшей степени ок-я и понмжается устойчивость более высоких ст ок-я.
Хим св-ва
Все три ме горят в атмосфере кислорода, образуя оксиды Fe2O3, CoO, NiO. Они реагируют с расплавленной серой, активно с хлором, бромом и йодом. При более 5000 ме обратимо взаимодействуют с С
3M+C=M3C
C кислотами взаим-ют при нагревании
M+2H3O++4H2O=[M(H2O)6]2++H2
В холодных конц к-тах ме пассивируются. В HNO3(разб) устойчивые ст ок-я
Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O
3Co+8HNO3=3Co(NO3)2+2NO+4H2O
Активно Fe взаим-ет с водой, в отличие Co,Ni, при температуре ниже 600, оно окисляется:
3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2
При более высоких темп-рах равновесие влево. Только железо подвергается коррозии под действием атмосферной влаги и воздуха:
4Fe+2H2O+3O2=4FeO(OH)
Ме Fe,Co,Ni взаим-ют при нагревании с конц-ными р-рами щелочей, образуя гидроксокомплексы:
Fe+2NaOH+2H2O=Na2[Fe(OH)4]+H2
Эти ме разрушаются также расплавами щелочей:
4Co+4NaOH+3O2=4NaCoO2+2H2O
Никель устойчив к действию р-ров и расплавов щелочей.
| |
| Пирометаллургические способы получения металлов(свинец, медь, цинк) из сульфидных руд
1.- 2PbS+3O2=2PbO+2SO2
PbO+C=Pb+CO
- PbS+2O2=PbSO4
2PbSO4+2SiO4=2PbSiO3+2SO2+O2
PbSiO3+CaO+CO=Pb+CaSiO3+CO2
2.2CuFeS2+5O2+2SiO2=2Cu+2FeSiO3+4SO2
3.2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2
2ZnO+C=2Zn+CO2
| |
| Окислительное действие нитрата калия и хлората калия при нагревании(сплавлении)
MnO2+KNO3+2KOH=K2MnO4+KNO2+H2O
Cr+3KNO3+2KOH=K2CrO4+3KNO2+H2O
KCLO3+H2SO4=K2SO4+2HCLO3
| |
| Получение Fe, Ni, Cr, Mn(железа, никеля, хрома и марганца) в промышленности
Fe : 2Fe2O3+6CO=4Fe+6CO2; доменный процесс, восст метаном
Ni: NiO+C=Ni+CO(t)
Cr: Fe(CrO2)2+4C=Fe+2Cr+4CO
Cr2O3+2AL=2Cr+AL2O3(t)
Mn: MnO2+2C=Mn+2CO(t)
| |
|
Получение и св-ва гидроксидов и солей железа(2 и 3). Качественные р-ции на ионы железа
Получение гидроксидов железа(2 и 3):
Fe2++2OH-=Fe(OH)2
FeCL3+3NaOH=Fe(OH)3+3NaCL
Получение солей железа(2 и 3):
2FeCL3+2KI=2FeCL2+I2+2KCL
Качественные реакции:
FeCL3+K4[Fe(CN)6]=KFe[Fe(CN)6]+3KCL
Fe3++CNS-=Fe(CNS)2+; Fe(CNS)2+; Fe(CNS)3
| |
|
|
|
|
|
| |
| Общая характеристика и химические свойства подгруппы ванадия
Ванадий довольно широко распространен в природе и составляет около 0,005% от общего числа атомов земной коры. Однако богатые месторождения его минералов встречаются весьма редко. Помимо подобных месторождений, важным источником сырья для промышленного получения ванадия являются некоторые железные руды, содержащие примеси соединений этого элемента.
Содержание ниобия (2•10–4 %) и тантала (2•10–5 %) в земной коре значительно меньше, чем ванадия. Встречаются они главным образом в виде минералов колумбита [Fe(NbO3 )2 ] и танталита [Fe(TaO3 )2 ], которые обычно смешаны друг с другом.
Технологическая переработка руд V, Nb и Та довольно сложна. Для получения свободных элементов может быть использовано взаимодействие их окислов Э2 О5 с алюминием по схеме:
ЗЭ2 О5 + 10Al = 5Аl2 О3 + 6Э
ЗЭ+5HNO3+21HF=3H2[ЭF7]+5NO+0H2O
Ванадий растворяется только в кислотах, являющихся одновременно сильными окислителями, например, азотной:
3V + 5HNO3 = 3HVO3 + 5NO + Н2 О
Растворы щелочей на рассматриваемые металлы не действуют.
V.
V2O5 + 5Ca = 5CaO+2V;
2VCl3 + 3Mg== 3MgCl2+2V,
V2О3 + 3C = 3CO+2V,
2VI3 = 2V+3I2
4V + 12NaOH + 5O2 = 4Na3VО4 + 6H2О
V + 4H2SО4 = V(SО4)2 + 2H2О + 2SО2
3V + Fе3С = V3С + 3Fе
6V + 2NН3 = 2V3N + 3Н2
V2О2 + 2NH3 = 2VN + 2H2О + H2
VO + H2SО4 = VSО4 + H2О
Nb.
2Nb2O5 + 5NbC = 9Nb + 5CO3,
4Nb+4NaOH+5О2 = 4NaNbO3+2H2О
2Nb + 5Cl2 = 2NbCl5
Nb2O5 + 3Nа2СО3 = 2Nа3NbO4 + ЗС02
Nb2O5 + Н2 = 2NbО2 + Н2О
2NbO + 3Cl2=2NbOCl3
2NbO + 6HCl = 2NbOCl3 + 3H2
К2[NbOF5] + 3Na = NbO + 2KF + 3NaF
NbCl5 + 4H2О = 5HCl + H3NbО4
Ta.
4Та+5О2 = 2Та2О5,
2Ta + 5Cl2 = 2TaCl5,
Ta + 2S = TaS2
2Ta +N2 = 2TaN
3Та2О5 + 10А1 = 5А12О3 + 6Та;
2TaCl5 = Ta + 5Cl2;
K2TaF7+5Na = Ta + 5NaF + 2KF
Та2О5 + 2NаОН = 2NаТаО3 + Н2О
Та2О5 + 3Nа2СО3 = 2Nа3ТаО4 + 3СО2
Та2O5+ 10НС1==2ТаС15+5Н2О
2K2TaF7+2H2SO4+5H2O=Ta2O5+2K2SO4+14HF
4ТаС+9О2 = 2Та2О5+4СО2
| Общая характеристика и химические свойства подгруппы титана
На долю титана приходится около 0,2% от общего числа атомов земной коры, т. е. он является одним из весьма распространенных в природе элементов. Доля циркония составляет 3 •10–3% и гафния – 5 •10–5%. Минералов ильменит (FeTiO3 ), рутил (TiO2 ), циркон (ZrSiO4 ), баддалеит (ZrO2 ).
В свободном состоянии элементы подгруппы титана обычно получают путём восстановления их хлоридов магнием по схеме:
ЭCl4 + 2 Mg = 2 MgCl2 + Э (при нагрев., в атм. Ar).
. В обычных условиях вполне устойчивы по отношению к воздуху и воде. С соляной, серной и азотной кислотами взаимодействует только титан, тогда как HF и царская водка растворяют все три металла по реакциям, например:
Zr + 6HF = H2 [ZrF6 ] + 2Н2
3Zr+12НСl+4HNO3=3ZrCl4 + 4NO + 8H2O
При высоких температурах реагируют с Hal, O2, S, C, N2.
4 Тi + 6 HCl = 2 TiCl3 + 2 TiH2 + H2.
2TiN+4KOH+2H2O=2K2TiO3+2NH3+H2
Для элементов подгруппы титана характерны пероксидные соединения.
TiO22+ + 3 H2O2 = TiO84- + 6 H+.
Нитрат четырёхвалентного титана был получен при -80 °С по реакции:
TiCl4 + 4 ClNO3 = 4 Cl2 + Ti(NO3)4
Из других производных Ti, Zr и Hf наибольшее значение имеют галогениды типа ЭГ4:
ЭО2 + 2 С + 2 Г2 = 2 СО + ЭГ4.
ZrГ4 + Н2О= ZrOГ2 + 2 HГ и
ZrCl4 + Cl2O = 2 Cl2 + ZrOCl2.
Для всех рассматриваемых соединений очень характерно комплексообраз. (H2[TiF6] и пр.)
2Ti(ОН)3+O2+ 2 H2O = 2 Ti(OH)4 + H2O2.
2 TiCl3 = TiCl4 + TiCl2.
4 TiCl3 + O2 +2 H2O = 4 TiOCl2 + 4 HCl.
2 ЭГ3 = ЭГ4 + ЭГ2.
| Гидриды, оксиды, пероксиды, гидроксиды ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ получение
Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью
Оксиды. Получение
Все оксиды (кроме Li2O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:
Na2O2 + 2Na →2Na2O
KO2 + 3K→2K2O
Химические свойства
Типичные основные оксиды.
Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li2O + H2O = 2LiOH
Na2O + SO3 = Na2SO4
K2O + 2HNO3 = 2KNO3 + H2O
Пероксид натрия Na2O2
1. Сильный окислитель:
2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 = I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
2. Разлагается водой:
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
Надпероксид калия KO 2
Получение
2Na + O2 = Na2O2
Гидриды реагируют с водой и кислородом:
MeH + H2O = MeOH + H2 ; 2MeH + O2 = 2 MeOH
Получение
2Na + H2 =2NaH
Гидроксиды щелочных металлов. Белые, кристаллические вещества,;хорошо растворимы в воде В водных растворах диссоциированы.
Получение
1. Электролиз растворов хлоридов:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
катод: 2H+ + 2ē= H02
анод: 2Cl- - 2ē =Cl02
2.Обменные реакции между солью и основанием:
K2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2KOH
3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
Li2O + H2O = 2LiOH
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2
Химические свойства.
2LiOH+H2SO4=Li2SO4+2H2O
2KOH+CO2=K2CO3+H2O
KOH+Al(OH)3=K[Al(OH)4]
при прокаливании разлагается на оксид и воду
2LiOH→Li2O+H2O
пероксиды и надпероксиды реагируют с водой:
Ме2O2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2
2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2
с кислотными оксидами и кислотами:
Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4 + H2O2
4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2
являются сильными окислителями:
Me2O2+2FeSO4+2H2SO4→Fe2(SO4)3+Me2SO4+2H2O
но могут и сами окисляться:
5Me2O2+2KMnO4+8H2SO4→2MnSO4+5Me2SO4+
K2SO4+8H2O+5O2
Получение4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2
K + O2 = KO2
| Общая характеристика ИНДИЯ, АЛЮМИНИЯ, ТАЛЛИЯ, ГАЛЛИЯ
Свойства его аналогов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр1 и могут проявлять степень окисления +3
Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность
В рядуАl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов, Аl(ОН)3 и Gа(ОН)3 — амфотерные основания
Химические свойства
-Реакции с щелочами при сплавлении протекают таким образом:
2AI+6KOH ——>- 2КзАЮ3+ЗН2 А12О3+2КОН ——v 2KA1O,+H2O А1(ОН)3+КОН ——>• КА1О2+2Н2О
при избытке щелочи
2А1+6КОН +6Н20→2Кз[А1(ОН)6]+ЗН2
А12О3+6КОН+ЗН2О →2Кз[А1(ОН)6] [Ai(OH)3(H2O)3]+3KOH→Кз[А1(ОН)6]+ЗН20
- с кислородом:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
- с галогенами:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
- с азотом, образуя нитрид алюминия:
2Al + N2 = 2AlN
- с углеродом, образуя карбид алюминия:
4Al + 3С = Al4С3
-Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4
- с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами горячей щёлочи):
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
- Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2
- 2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2In + 6HCl = 2InCl3 + 3H2
2In + 6HF + 3H2O2 = 2InF3 + 6H2O
2In + 6H2SO4 = In2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (при нагревании)
In + 2H2SO4 + 3,5H2O= HIn(SO4)2·3,5H2OЇ+2H2(на холоде)
in + 4HNO3 = In(NO3)3 + NO + 2H2O
In(OH)3 = In2O3 + H2O
4In(NO3)3 = 2In2O3 + 12NO2 + 3O2
In2O3 + 3H2 = 2In + 3H2O
3Ga2O + 2P4 --> 6GaP + P2O3
6GaCl + P4 --> 4GaP + 2GaCl3
Соединения таллия весьма ядовиты и вызывают выпадение волос
| Особенности соед-ия ЛИТИЯ по сравнению с щел.Ме
В отличие от щелочных металлов, почти все соли которых хорошо растворимы в воде, литий образует малорастворимый фторид LiF карбонат Li2CO3 и фосфат Li3PO4.
В реакциях образуются бинарные соединения:
2Li + Cl2 = 2LiCl(галогениды)
6Li + N2 = 2Li3N(нитриды)
2Li + 2C = 2Li2C2(карбиды)
Типичные основные оксиды.Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 ;Li2O + H2O = 2LiOH
RОH сильные основания (щелочи) (основность увеличивается в ряду LiOH NaOH KOH RbOH CsOH); реагируют с кислотными оксидами и кислотами:2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
LiOH + HCl =LiCl + H2O
Литий находится в основном в виде алюмосиликатов и алюмофосфатов. Из литиевых минералов наиболее важны сподумен Li2О·Аl2О3·4SiO2
Получение. Поскольку содержание лития в рудах мало, их предварительно обогащают
1) сернокислотный метод
Li2O·Аl2О3·4SiO2 + H2SO4= Li2SO4 + Аl2O3·4SiO2·H2O
2)Еще один основан на реакции восстановления оксида:
Si + 2Li2O SiO2 + 4Li
Хим-ие св-ва
-наиболее трудно окисл-ый из щ-ых Ме ,реагирует в сравнительно мягких условиях с С и N2 образуя соответственно нитрид Li3N, карбид Li2С2 и силицид Li6Si2
-образует слабые комплексные соед-ия
-min радиус катиона,max поляризующее действие наиболее ковалентные связи,мощно гидрированный ион
-при термическом разложении образуется Li2O
2Li + Cl2 = 2LiCl(галогениды)
2Na + S = Na2S(сульфиды)
2Na + H2 = 2NaH(гидриды)
6Li + N2 = 2Li3N(нитриды)
2Li + 2C = 2Li2C2(карбиды)
Нахождение в природе
Li
Li2O ∙ Al2O3 ∙ 4SiO2 сподумен
Na
NaCl каменная соль
Na2SO4 ∙ 10H2O глауберова соль (мирабилит)
NaNO3 чилийская селитра
K
KCl ∙ NaCl сильвинит
KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2O карналлит
K2O ∙ Al2O3 ∙ 6SiO2 полевой шпат (ортоклаз)
| |
| Особенности соединения БЕРИЛИЯ по сравнению с др щелочными Металлами
Физические свойства
Щелочноземельные металлы (по сравнению со щелочными металлами) обладают более высокими t╟пл. и t╟кип., потенциалами ионизации, плотностями и твердостью.
Получение
Бериллий получают восстановлением фторида:
BeF2 + Mg═ t═ Be + MgF2
1. Реакция с водой.
В обычных условиях поверхность Be и покрыт ыинертной оксидной пленкой, поэтому устойчив по отношению к воде. В отличие от них Ca, Sr и Ba растворяется в воде с образованием гидроксидов, которые являются сильными основаниями:Be + 2H2O═ t═ Be(OH)2 + H2
2. Реакция с кислородом
2Ве + O2 = 2ВеО
3. С другими неметаллами образуются бинарные соединения: Бериллий сравнительно медленно реагируют с неметаллами.
Be + Cl2 = BeCl2 (галогениды)$Be + S = BeS
ЗВе + N2 = Be2N2
2Ве + С (графит) = Вe2С
4. Все металлы растворяются в кислотах:
Be + 2НСl (разб ) = ВеСl2 + H2
3Ве + 8HNO3 (разб , гор ) = 3Ве(NО3)2 + 2NO + 4Н2О
И щелочах Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2
Be + 2NaOH = Na2BeO2 + Н2
Оксиды.Получение.Ве(ОН)2=BeO +Н2О;ВеСО3=BeO+CO2
BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O
BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах:
BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O
BeO + 2NaOH (к) + H2O = Na2[Be(OH)4]
BeO + 2HCl (к) = BeCl2 + Н2О
BeO + H2SO4 (к) = ВеS04 + H2O
Be ( OH )2 - нерастворим в воде, растворяется в щелочах) Be(OH)2 - амфотерный гидроксид
Ве(ОН)2 + 2HCl (разб.) = BeCl2 +2H2O
Ве(ОН)2 + 2NaOH (конц.) = Na2[Be(OH)4)
Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2O
2Ве(ОН)2 + СО2 = Ве2СО3(ОН)2 + H2О
Ве(ОН)2 + 2HF (разб) = BeF2 + 2Н20
Ве(ОН)2 + 4HF (конц.) = H2[BeF4] + 2Н2O
Be(OH)2 + 2NaOH (изб) = Na2[Be(OH)4]
| Общая хар-ка и хим св-ва Cr, Mo, W(хрома, молибдена и вольфрама)
Тугоплавкие, хрупкие, механически прочные и твердые мет. Серебристо-серый цвет. 6Б-подгруппа. ст.окисл.:Cr-(0),(+2),(+3),(+6); Mo, W-(0),(+4),(+5),(+6)
ковалентные связи между атомами. Валентность может достигать 8.
Хим.св-ва:
1.Cr+2HCL(разб)=CrCL2+H2
Cr+H2SO4(разб)=CrSO4+H2
4Cr+12HCL+O2=4CrCL3+4H2+2H2O
Cr пассивируется в к-ах-ок-ях, устойчив в царской водке, ра-ры щелоч. Не действуют
2.W+4HF+6HNO3=H2[WO2F4]+4H2O+
6NO2
Mo+4HF+6HNO3=H2[MoO2F4]+4NO2+ 6H2O
Mo, W раств в щел в присутствии окисл.
3.в царской водке Mo+6HCL+2HNO3=H2[MoCL6]+2NO+3H2O
4.Cr пассивируется HNO3(конц)
Mo+4HNO3(конц)=H2MoO3+4NO2+H2O
5.в минер. к-ах раств. только Cr(HCL,H2SO4(разб))
6.Э+KCLO3+2KOH=(спл.)K2ЭO4+KCL+H2O
7.Mo+2S=MoS2; Mo+C=MoC; Mo+3F2=MoF6
W+3CL2=WCL6; Cr+2F2=CrF4; 2Cr+N2=2CrN
| Гидролиз солей (по катиону, по аниону, одновременный гидролиз двух солей)
По катиону : Соли образованные слабым основанием (Fe(OH)2, Pb(OH)2,Cu(OH)7, NH4OH) и сильной кислотой (H ClO4,HClO3,HNO3,H2SO4,HCl,HI,HBr). Катион соли связывает, гидроксид-ион OH- воды, образуя слабый электролит (основание). Показывают кислую реакцию среды, pH<7
Ktn++H2O=KtOH(n-1)+H+
NH4I-NH4OH-слабое осн-е,HI-сильная к-та
NH4I+HOH=NH4OH+HI
NH4++H2O=NH4OH+H+
По аниону : Соли образованные сильным основанием (LiOH,NaOH,KOH,RbOH,CsOH,Ca(OH)2,Sr(OH)2,Ba(OH)2) и слабой кислотой(HClO2,HClO,HNO2,H2SO3,H2CO3,H2SiO3,H3PO4,H3PO3,H3BO3,CH3COOH,H2S,HCN,HF) подвергаются гидролизу по аниону. Связывает катион H+ молекулы воды, слабый эл-т (кислоту) Показывают щелочную реакцию среды, pH>7
An-+H2O=HA(n-1)+OH-
KNO2-KOH-сильная к-та,KNO2-слабая одноосновная к-та
KNO2+HOH=KOH+HNO2
NO2-+H2O=OH-+HNO2
Одновременный гидролиз:
Соли образованные слабым основанием и слабой к-той, гидрол-ся и по катиону и по аниону. Реакция растворов солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. ( pH =7) Это зависит от констант дисс-ции слабой к-ты и слабого осн-я, кот-е образ-ся в результате гидролиза.
Kt++A-+H2O=KtOH+HA
CH3COONH4-CH3COOH,NH4OH-слабые эл-ты
CH3COO-+NH4++H2O=CH3COOH+NH4OH
( Соли образ-ные сильной к-той и сильным осн-ем. Эти соли не гидролизуются.)
| | |
©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (243)
2019-08-13
243
Обсуждений (0)
