Общая химия (стр. 17 )

с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu (OH)2↓;

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl;

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑,

NaClтв + H2SO4конц = NaHSO4 + HCl↑;

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl;

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH;

cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

AgNO3 + NaCl = NaNO3+ AgCl↓,

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al (OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2.

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CaCO3 = CaO + CO2.

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

CuSO4 + 5H2O = CuSO4٭ 5H2O ΔH<0

белого цвета сине-голубого цвета

Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.

V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.

VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:

NaHSO4 + NaOH= Na2SO4 + H2O,

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O.

Получение солей:

1. Взаимодействие основного оксида с кислотой :

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

2. Взаимодействие металла с солью другого металла:

Mg + ZnCl2 = MgCl2 + Zn.

3. Взаимодействие металла с кислотой:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2.

4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

Fe(OH)3 + 3HCl= FeCl3 + 3H2O.

6. Взаимодействие соли с основанием:

FeCl2 + 2KOH = Fe(OH)2 ¯ + 2KCl.

7. Взаимодействие двух солей:

Ba(NO3)2 + K2SO4 = BaSO4 ¯ + 2KNO3.

8. Взаимодействие металла с неметаллом:

2K + S = K2S.

9. Взаимодействие кислоты с солью:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.

10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:

CaO + CO2 = CaCO3.

Номенклатура солей. Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончания и в некоторых случаях приставки.

Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид. Например: SnS – сульфид олова (II), Na2Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат. Например, соли азотной кислоты HNO3 называются нитратами, серной кислоты H2SO4 - сульфатами, хромовой кислоты H2CrO4 – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO2 называются нитритами, сернистой кислоты H2SO3 – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “ ), ее анион получает приставку гипо - и окончание -ит. Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO4 называют перманганатами, хлорной кислоты HClO4 – перхлоратами, йодной кислоты HIO4 – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H2MnO4, хлорноватой HClO3 и йодноватой HIO3 кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na2HPO4 – гидроортофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия.

Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH)2NO3 – нитрат дигидроксохрома (III).

Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.

Таблица 4.1

Названия и формулы кислот и их кислотных остатков

Название кислоты	Формула кислоты	Кислотный остаток	Название кислотного остатка
1	2	3	4
Азотная	HNO3	NO3 ‾	нитрат
Азотистая	HNO2	NO2 ‾	нитрит
Бромоводородная	HBr	Br ‾	бромид
Йодоводородная	HI	I ‾	йодид
Кремниевая	H2SiO3	SiO32¯	силикат
Марганцовая	HMnO4	MnO4¯	перманганат
Марганцовистая	H2MnO4	MnO42¯	манганат
Метафосфорная	HPO3	PO3¯	метафосфат
Мышьяковая	H3AsO4	AsO43¯	арсенат

Продолжение табл. 4.1

1	2	3	4
Мышьяковистая	H3AsO3	AsO33¯	арсенит
Ортофосфорная	H3PO4	PO43¯	ортофосфат (фосфат)
Пирофосфорная	H4P2O7	P2O74¯	пирофосфат (дифосфат)
Двухромовая	H2Cr2O7	Cr2O72¯	дихромат
Родановодородная	HCNS	CNS¯	роданид
Серная	H2SO4	SO42¯	сульфат
Сернистая	H2SO3	SO32¯	сульфит
Фосфористая	H3PO3	PO33¯	фосфит
Фтороводородная (плавиковая)	HF	F¯	фторид
Хлороводородная (соляная)	HCl	Cl¯	хлорид
Хлорная	HClO4	ClO4¯	перхлорат
Хлорноватая	HClO3	ClO3¯	хлорат
Хлористая	HClO2	ClO2¯	хлорит
Хлорноватистая	HClO	ClO¯	гипохлорит
Хромовая	H2CrO4	CrO42¯	хромат
Циановодородная (синильная)	HCN	CN¯	цианид

5. ЭНЕРГЕТИКА И НАПРАВЛЕННОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ (ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ)

Эти вопросы входят в круг задач науки химической термодинамики, которая изучает взаимные превращения различных видов энергии в зависимости от условий протекания процесса, устанавливает количественные законы этих переходов, а также направление и пределы самопроизвольного протекания химических реакций при заданных условиях.

5.1 Основные понятия и определения.

Объект изучения в термодинамике – система. Под системой понимается тело или группа тел, состоящих из большого числа частиц и мысленно (или фактически) обособленных от окружающей среды. Различают гомогенные системы, они состоят из одной фазы; и гетерогенные, они состоят из двух или нескольких фаз.

Фаза – часть термодинамической системы, однородная во всех точках по составу и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.

Кроме того, системы делят на:

·  открытые – те, которые обмениваются с окружающей средой и веществом и энергией;

·  закрытые – те, которые обмениваются с окружающей средой энергией;

·  изолированные – те, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Переход системы из одного состояния в другое называется процессом.

Химическая система – частный случай термодинамической системы. Она может быть однофазной (гомогенной) или многофазной (гетерогенной). Пример: истинный раствор любой соли (NaCl, CuSO4) – гомогенная система; насыщенный раствор любой соли с кристаллами (NaCl, CuSO4) – гетерогенная система.

Для полного описания системы достаточно знать некоторое минимальное количество термодинамических свойств. Это параметры состояния системы: t, P, V, концентрация. Они связаны между собой функцией состояния. В общем случае функцию состояния можно записать: f(t, P, V, n1, …, ni) = 0. Частный случай функции состояния: PV = nRT – уравнение состояния n молей идеального газа.