1.4.2. Способы получения солей

Основные способы получения солей:

1) реакции нейтрализации:

KOH + HNO₃  KNO₃ + H₂O; (61)

2) взаимодействие кислот с основными оксидами:

H₂SO₄ + CuO  CuSO₄ + H₂O; (62)

3) взаимодействие кислот с солями:

H₂S + CuCl₂  CuS + 2HCl; (63)

4) взаимодействие двух различных солей:

Na₂SO₄ + BaCl₂  BaSO₄ + 2NaCl; (64)

5) взаимодействие оснований с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂  CaCO₃ + H₂O; (65)

17

6) взаимодействие металлов с неметаллами:

2K + Cl₂  2KCl; (66)

7) взаимодействие металлов с кислотами:

Zn + 2HCl  ZnCl₂ + H₂; (67)

Cu + 4HNO₃  Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O. (68)

1.4.3. Реакция нейтрализации

В реакции нейтрализации исчезают кислота и основание, и раствор становится нейтральным:

H⁺ + OH^ = H₂O. (69)

Но нейтральным раствор может стать и при условии удаления из раствора кислоты и основания, например:

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + CO₂ + H₂O; (70)

2H⁺ + CO₃^2 = CO₂ + H₂O

или

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄; (71)

2OH^ + Cu²⁺ = Cu(OH)₂.

Поэтому такие реакции (особенно с участием соды) также называют реакциями нейтрализации.

1.4.4. Свойства солей

Химические свойства солей определяются свойствами их катионов и анионов, так что их все невозможно перечислить. Основные свойства солей обусловлены их отношением к металлам, щелочам и солям. Перечислим некоторые общие для всех солей свойства:

1) в ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей:

Zn + Hg(NO₃)₂  Zn(NO₃)₂ + Hg; (72)

2) соли взаимодействуют с кислотами:

CuSO₄ + H₂S  CuS + H₂SO₄; (73)

3) соли взаимодействуют со щелочами:

FeSO₄ + 2NaOH  Fe(OH)₂ + Na₂SO₄; (74)

18

4) соли взаимодействуют между собой:

CaCl₂ + Na₂CO₃  CaCO₃ + 2NaCl; (75)

5) соли взаимодействуют с водой (гидролиз).

1.4.5. Электролитическая диссоциация и гидролиз солей

Электролитической диссоциацией называется процесс полного или частичного разъединения нейтральных молекул растворенного ве­щества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Вещества, диссоциирующие в растворах на ионы, называются электро-литами, их растворы проводят электрический ток. Хорошая электропровод-ность растворов сильных кислот, щелочей и солей объ­ясняется тем, что значи-тельная часть молекул этих веществ при растворении в воде диссоциирует на катионы (положительные ионы) и анионы (отрицательные ионы). Ионы, окру-женные в растворе оболоч­кой из молекул растворителя, называют гидратиро-ванными, если растворителем является вода, и сольватированными – в случае како­го-либо другого растворителя:

HCl = H⁺ + Cl^; (76)

NaOH = Na⁺ + OH^; (77)

KNO₃ = K⁺ + NO₃^. (78)

Диссоциация молекул, состоящих из большого числа ионов, про­ходит обычно в несколько стадий, причем на первой ступени диссо­циация больше, чем на последующих:

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^, K₁ = 30; (79)

HSO₄^ = H⁺ + SO^2, K₂ = 110^2.

Электролитическая диссоциация является обратимым процессом: в растворе ионы растворенного вещества могут взаимодействовать между собой, образуя нейтральные, недиссоциированные молекулы. Поэтому в растворах электролитов имеет место равновесие между ио­нами и недиссоциированными молекулами.

Не все вещества, растворы которых проводят электрический ток, пол-ностью диссоциируют на ионы. Шведский физикохимик Аррениус ввел поня-тие степени диссоциации. Степень диссоциации (a) – это отношение числа мо-лекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (n_o):

 = . (80)

19

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процен­тах. Если  > 30 %, то электролит называется сильным, если  < 3 %  это слабый электролит, а если  = 3–30 %  электролит средней силы. Степень диссоци-ации увеличивается при разбавлении растворов.

Сильные электролиты диссоциируют полностью:

Na₂SO₄  2Na⁺ + SO₄^2. (81)

Диссоциация слабых электролитов протекает обратимо:

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^ + H⁺. (82)

Многоосновные кислоты и слабые основания с валентностью катиона больше единицы диссоциируют ступенчато:

H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄^ ⇄ 2H⁺ + HPO₄^2 ⇄ 3H⁺ + PO₄^3;

Mg(OH)₂ ⇄ MgOH⁺ + OH^ ⇄ Mg₂+ + 2OH^. (83)

Гидроксиды, которые в кислой среде диссоциируют как основания, а в щелочной как кислоты, называются амфотерными:

в кислой среде – Zn(OH)₂ ⇄ Zn²⁺ + 2OH^;

в щелочной среде – Zn(OH)₂ ⇄ H₂ZnO₂ ⇄ 2H⁺ + ZnO₂^2. (84)

Поскольку процесс диссоциации протекает одновременно с ассоциацией, то в растворе устанавливается динамическое равновесие процесса, и, применив к нему закон действия масс, можно получить константу равновесия, или для данного случая – константу диссоциации, которая также характеризует этот процесс количественно. Например, для H₃PO₄ при диссоциации по первой ступени:

. (85)

Общая константа диссоциации будет выглядеть так:

, (86)

где [H⁺] и [PO₄^3] – молярные концентрации ионов.

Для слабых электролитов константа диссоциации не меняется с изменением концентрации и дает более общую характеристику элект­ролита, чем степень диссоциации.

20

Т а б л и ц а 1.3