Номенклатура средних солей

Название средней соли составляется из названия кис­лотного остатка кислоты и названия катиона металла с указанием в скобках его валентности римскими цифрами. Например: СuСОз - карбонат меди (II), Сu₂CO₃ - карбонат меди (I),  МgSO₄ - сульфат маг­ния, Ва₃(PO₄)₂ - фосфат бария, К₂S - сульфид калия.

Если атомы водорода в кислоте частично замещены на металл, то кислотный остаток будет содержать один или несколько атомов водорода, и соль, образованная таким кислотным остатком,  называется кислой солью. Кислые соли могут образовывать лишь многоосновные кислоты. Например, в ортофосфорной кислоте может происходить последова­тельное замещение атомов водорода на атом металла, и она способна образовывать две кислых соли: КН₂PO₄ и K₂HPO₄  или Mg(H₂PO₄)₂ и MgHPO₄.

Номенклатура кислых солей

Название соли составляется аналогично средним солям с прибавлением приставки "гидро". Например: КН₂PO₄ – дигидрофосфат  калия, К₂HPO₄ - гидрофосфат калия, Са(НСОз)₂ - гидрокарбонат кальция.

Основные соли  - являются продуктами неполного замещения гидроксид - ионов в основании на кис­лотный остаток кислоты. Такие соли содержат в своем со­ставе гидроксид-ион ОН⁻. Например, СuОНСl,

(СаОН)₂СОз, ВаОНNОз.

Номенклатура основных солей

Название основной соли составляется из названия средней соли с добавлением приставки «гидроксо». Например, CuOHCl – гидроксохлорид меди (II), (CaOH)₂CO₃ – гидроксокарбонат кальция, Al(OH)₂NO₃ – дигидроксо нитрат алюминия.

Превращение  кислых  и основных солей в средние возможно осуществить при взаимодействии их с соответствующими  основными или кислотными гидроксидами, например:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃ + 2H₂O

(CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄→ 2CaSO₄ + 2H₂O

Комплексные соли, например K₄[Fe(CN)₆] –гексацианоферрат (II) калия, Na[Al(OH)₄] – терагидроксоалюминат натрия.

Встречаются также двойные соли, в молекулах которых содержатся два разных катиона: KAl(SO₄)₂ - сульфат алюминия-калия, СaBa(CO₃)₂ – карбонат кальция-бария.

Существуют и так называемые смешанные соли, которые образованны одним и тем же катионом металла, но различаются анионами, например:

BaClNO₃ – хлорид-нитрат  бария.

С химическими свойствами неорганических соединений студенты должны ознакомиться самостоятельно по рекомендуемой литературе.

1.3.1. Методические указания и уровень требований к знаниям

студентов по теме

Студент должен:

 знать:

- классы неорганических соединений на основании характерных химических свойств;

- номенклатуру химических соединений;

уметь:

- изображать формулы неорганических соединений по их названию;

- записывать уравнения взаимопревращений различных классов соединений;

- на основе химических свойств соединений прогнозировать поведение конкретного соединения в окружающей среде (атмосфере, почве, воде);

владеть:

- методами решения задач по неорганической химии.

 

1.3.2. Контрольные задания 31-40

Осуществите превращения между веществами в схемах; составьте соответствующие уравнения реакций:

№ варианта	Цепь превращений
31	CO 2 → MgCO 3 → Mg ( HCO 3 )2 → MgCO 3
32	FeS → H2S → S → SO2 → SO3 → H2SO4
33	Zn → ZnS → ZnO → (ZnOH)2SO4 → ZnCl2 → ZnO → Zn
34	Ca3(PO4)2→P→P2O5→H3PO4→CaHPO4 ∙ 2H2O
35	Fe → FeCl2 → FeCl3 → FeOHSO4 → Fe2O3
36	Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2 → Na2[Zn(OH)4] → ZnCl2 → Zn
37	Cu → Cu(NO3)2 → (CuOH)2CO3 → CuO → Cu → CuSO4 ∙ 5H2O
38	Fe2(SO4)3 → Fe2O3 → FeO → (NH4)2Fe(SO4) 2→ FeCl3
39	SiO2 → Si → Mg2Si → SiH4                        SiO2  → K2SiO3 → H2SiO3
40	CaCl 2→ Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO3 → Ca(HCO3)2

Равновесия в растворах электролитов

Данная тема содержит следующие разделы:

1) Понятие о растворах. Растворитель, растворенное вещество и характер их взаимодействия между собой.

2) Способы выражения концентрации растворов.

3) Водные растворы электролитов, механизм электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований и солей.

4) Количественные характеристики диссоциации: степень и константа диссоциации.

5) Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

6) Ионные реакции в растворах электролитов, условия протекания.

7) Реакции гидролиза солей в водных растворах, механизм и условия их протекания. Количественные характеристики процесса гидролиза солей.

8) Буферные растворы, типы, механизм действия.

9) Значение процесса гидролиза, реакции сред для экологического равновесия в атмосфере, почве и воде.

Понятие растворов

Растворы - это гомогенные  газофазные,  твердые или жидкие многокомпонентные системы, состав которых может меняться в широких пределах и между компонентами которых возможны химические и физические взаимодействия. Растворы - это сложные системы, включающие растворитель,  растворенное вещество и продукты их взаимодействия (сольватированные  молекулы, ионы, их ассоциаты  и продукты более глубокого их взаимодействия, например, гидролиза).  Растворенное вещество взаимодействует с молекулами растворителя, образуя непрочные химические соединения сольваты; если растворитель – вода, эти соединения называются гидратами. Растворы - это не статические системы, в них обратимо протекают процессы диссоциации – ассоциации, нейтрализации – гидролиза, сольватации – десольватации.  Растворитель обладает определённым значением диэлектрической проницаемости ε.  Величина ε  показывает во сколько раз сила притяжения двух зарядов в вакууме больше силы притяжения зарядов в растворителе. Вода – уникальный растворитель, ε = 81; для этилового спирта C₂H₅OH ε = 25; для четыреххлористого углерода CCl₄ ε =2.2. Диэлектрическая проницаемость ε_H2O = 81 показывает, что при попадании вещества в воду прочность химической связи в молекуле его ослабевает в 81 раз, и молекула вещества становится источником ионов, т.е. происходит процесс электролитической диссоциации. В биологических системах, в растительных и животных клетках, в объектах окружающей среды (почве, воде, атмосфере) наибольшее значение имеют жидкие водные растворы. Свойства растворов зависят от их состава. Для выражения состава существуют разные способы выражения концентрации растворов.

 

1.4.1. Способы выражения концентрации растворов

Концентрация – величина, выражающая относительное содержание растворенного вещества в растворе. Из известных способов выражения концентрации растворов рассмотрим:

1. Массовая доля  w ( Х) - содержание растворенного вещества относят к массе раствора. Х – любое растворенное вещество;

2. Молярная концентрация С(Х)  и молярная концентрация эквивалента C (1/ z X )  - содержание растворённого вещества относят к объёму раствора.

Массовая доля растворенного вещества – ω(Х) – отношение массы растворенного вещества m (Х) к массе раствора  m _р-ра (выражается либо в %, либо в долях единицы):

                                                      m (X)

                                                w(X) =                  ∙ 100 %                            (1.3)

                                                           m_р-ра

 

Масса раствора m _р-ра складывается из массы воды m _воды и массы растворенного вещества m (Х) т.е.

                                                    m(Х)

                                                    w(Х) =                     ∙ 100%                               (1.4)

                                               m_воды + m(Х)

                                     

Каждый раствор обладает определенным значением плотности ρ, г/см³, тогда m_р-ра = r ∙V  и

                                            m(Х) ∙ 100%

                     w(Х)      =                            ;                                    (1.5)

                                                 r ∙V    

                                        

где V- объем раствора, см³  или мл.

Например, для раствора NaOH с массовой долей  20%

                     m_(NaOH)

w_(NaOH) =                       ∙100%  =  20 % или 0.2.                  

                  m_воды + m_(NaOH)

Это означает, что в таком растворе на каждые 100г раствора приходится 20 г NaOH и 80 г воды.

Нередко при проведении анализов необходимо приготовить растворы нужной концентрации путем разбавления водой более концентрированных растворов или путем смешивания 2-х растворов различной концентрации. Для расчета объемов исходных растворов применяют «правило креста» или «диагонали».

Сущность расчета сводится к следующему: слева в столбик записываются массовые доли ω₁ и ω₂ исходных растворов, в центре записывается число - массовая доля ω₃ раствора, который нужно приготовить, затем по диагонали вычитают эти числа, получают значения массовых частей (или масс) исходных растворов.

Пример: рассчитать объемы исходных растворов V ₁ и V ₂ серной кислоты с массовыми долями ω₁=40%  (ρ₁=1.303 г/см³) и ω₂=10%  (ρ₂=1.066 г/см³) для приготовления 250 см³ раствора с массовой долей ω₃=20%.

Решение: Записываем схему «диагонали» 

                   

40                   10 грамм  раствора с ω=40%; V₁ = 10/1.303 =7.67 см³

          20                                                   

10                   20 грамм  раствора с ω=10%; V₂ = 20/1.066 =8.76 см³

                                     

Таким образом,  на 10 г раствора  или  на 7.67  см³ раствора с массовой  долей 40% , надо взять 20 г раствора или 18.76 см³ раствора с массовой  долей 10%.  Отсюда,  для  приготовления (7.67+18.76 = 26.43) см³ раствора «3» надо взять 7.67 см³ раствора «1», а  для приготовления 250 см³  раствора «3» надо   взять             X (V₁ см³)  раствора «1».

 Отсюда X = V₁=7,67∙250/26.43 = 72.55см³ раствора «1».

V₂ = V_колбы - V₁ = 250 см³ - 72.55 см³ =177.45 см³                                                                                                 

Молярная концентрация раствора C ( X ), моль/л (М) – показывает количество растворенного вещества, содержащееся в одном литре раствора:          

      n (Х)        m(Х)

                                           С(Х) =         =                , моль/л            (1.6)

                                                      V       M(X) ∙ V                  

где n - количество растворенного вещества (Х) в молях,

М (Х) – молярная масса вещества (Х), в г/моль.

Для раствора серной кислоты, молярная концентрация которого равна 0.1 моль/л это означает, что в 1л раствора содержится 0,1 моля H₂SO₄, то есть

0.1 х 98 = 9.8 г серной кислоты.

Молярная концентрация эквивалента С(1/ z X ) моль/л (н)  показывает содержание молей эквивалента вещества в одном литре раствора.

                                                          m(Х)

                                  C(1/ z X) =                     , моль/л                           (1.7)                   

                                                      M(1/z X) ∙V

 

где M(1/z X) - молярная масса эквивалента вещества (Х), г/моль;

1/z - фактора эквивалентности.