9. Реакция металлов с неметаллами. Некоторые из таких окислительно-восстановительных реакций внешне напоминают горение. Металл "сгорает" в среде неметалла, при этом образуются соли:**
§8.8 Соли. Получение и химические свойства.Рассмотрим важнейшие способы получения солей.
1. Реакция нейтрализации. Этот способ уже неоднократно встречался в предыдущих параграфах. Растворы кислоты и основания смешивают (осторожно!) в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль. Например:
|
H2SO4 |
+ |
2 KOH |
= |
K2SO4 |
+ |
2 H2O |
|
сульфат калия |
Впрочем, сильные кислоты способны реагировать даже с нерастворимыми основаниями. Например, при действии соляной кислоты на нерастворимый гидроксид меди осадок растворяется и образуется растовор соли - хлорида меди:
Cu(OH)2 + 2 HCl = CuCl2 + 2 H2O
2. Реакция кислот с основными оксидами. Такой способ получения солей уже упоминался в §8.3. Фактически, это тоже вариант реакции нейтрализации. Например:
|
H2SO4 |
+ |
CuO |
= |
CuSO4 |
+ |
H2O |
|
сульфат меди |
3. Реакция оснований с кислотными оксидами (см. §8.2). Это также вариант реакции нейтрализации:
|
Ca(OH)2 |
+ |
CO2 |
= |
CaCO3↓ |
+ |
H2O |
|
карбонат кальция |
Если пропускать в раствор избыток СО2, то получается избыток угольной кислоты Н2СО3 и нерастворимый карбонат кальция превращается в растворимую кислую соль – гидрокарбонат кальция Са(НСО3)2:
СО2 + Н2О = Н2СО3
СаСО3 + Н2СО3 = Са(НСО3)2 (раствор, нагреванием которого можно снова получить карбонат кальция и углекислый газ).
4.
Реакция основных и кислотных оксидов между собой:|
CaO |
+ |
SO3 |
= |
CaSO4 |
|
сульфат кальция |
5. Реакция кислот с солями. Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:
|
H2S |
+ |
CuCl2 |
= |
CuS↓ (осадок) |
+ |
2 HCl |
|
сульфид меди |
6. Реакция оснований с солями. Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. Например:
|
3 NaOH |
+ |
FeCl3 |
= |
Fe(OH)3↓ |
+ |
3 NaCl |
(осадок) |
хлорид натрия |
7. Реакция двух различных солей. Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок. Например:
|
AgNO3 |
+ |
KCl |
= |
AgCl↓ (осадок) |
+ |
KNO3 |
|
хлорид серебра |
нитрат калия |
Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:
NaCl + KBr = Na+ + Cl- + K+ + Br-
Если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.
8. Реакция металлов с кислотами. В способах 1 – 7 мы имели дело с реакциями обмена (только способ 4 – реакция соединения). Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов (таблица 8-4 в §8.3), вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:
|
Fe |
+ |
H2SO4 (разб.) |
= |
FeSO4 |
+ |
H2 |
|
сульфат железа (II) |
9. Реакция металлов с неметаллами. Некоторые из таких окислительно-восстановительных реакций внешне напоминают горение. Металл "сгорает" в среде неметалла, при этом образуются соли:
|
2 K |
+ |
Cl2 |
= |
2 KCl |
|
хлорид калия |
|
2 Al |
+ |
3 Br2 |
= |
2 AlBr3 |
|
бромид алюминия |
Теперь рассмотрим химические свойства солей.
Наиболее распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.
1. Окислительно-восстановительные реакции солей.
Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.
а) Реакции за счет иона металла
.В солях содержится ион металла в положительной степени окисления, который может участвовать в окислительно-восстановительных реакциях в роли окислителя. Восстановителем часто служит какой-нибудь другой (более активный) металл в свободном виде. Например:
|
Hg2+SO4 |
+ |
Sn0 |
= |
Hg0↓ |
+ |
Sn2+SO4 |
|
соль менее активного металла (окислитель) |
более активный металл (восстановитель) |
Олово активнее ртути (см. ряд активности металлов в §8.3), оно вытесняет ртуть из ее соли HgSO4. Ртуть при этом выделяется в виде металла, а олово начинает входить в состав соли. Цинк - еще более активный металл и, в свою очередь, способен вытеснять теперь уже олово из его солей:
SnCl2 + Zn = ZnCl2 + Sn↓
Если цинковую пластину поместить в раствор хлорида олова, то она тут же, словно ёжик, начинает обрастать длинными игольчатыми кристаллами металлического олова. Этот красивый опыт так и называется - "оловянный ёжик".
Таким образом, одни металлы могут вытесняться из солей другими, более активными. Металлы, находящиеся в ряду активности левее, являются более активными.
б) Реакции за счет кислотного остатка
.В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда
– многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками. Например:|
Na2S–2 |
+ |
Br20 |
= |
S0 |
+ |
2NaBr–1 |
|
соль сероводородной кислоты |
сера |
|
2KI–1 |
+ |
H2O2–1 |
+ |
H2SO4 |
= |
I20 |
+ |
K2SO4 |
+ |
2H2O–2 |
|
соль иодоводородной кислоты |
иод |
|
2KMn+7O4 |
+ |
16HCl–1 |
= |
5Cl20 |
+ |
2KCl |
+ |
2Mn+2Cl2 |
+ |
8H2O |
|
соль марганцовой кислоты |
хлорид марганца |
|
2Pb(N+5O3–2)2 |
= |
2PbO |
+ |
4N+4O2 |
+ |
O20 |
|
соль азотной кислоты |
при нагревании |
2. Обменные реакции солей.
Такие реакции могут происходить в растворах, когда соли реагируют: а) с кислотами, б) с щелочами, в) с другими солями. Например:
а) CuSO
4 + H2S = CuS↓ (осадок) + H2SO4AgNO3 + HCl = AgCl↓ (осадок) + HNO3
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S ↑ (выделяется газ)
б) FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3↓ (осадок) + 3 NaCl
CuSO4 + 2 KOH = Cu(OH)2↓ (осадок) + K2SO4
в) BaCl2 + K2SO4 = BaSO4↓ (осадок) + 2 KCl
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ (осадок) + 2 NaCl
Во всех случаях хотя бы один из продуктов обменной реакции обязательно должен покидать реакционную смесь в виде осадка или газообразного вещества. Либо должно получаться прочное соединение, не распадающееся в растворе на ионы - например, вода в реакции нейтрализации. Если эти условия не выполняется, то при смешивании реагентов в растворе образуется смесь не реагирующих между собой ионов - реакция не идет. Подробнее о реакциях ионного обмена будет рассказано в главе 10, §10.4.
Задачи
8.27 (ФМШ). Продолжите уравнения реакций и уравняйте их. Если есть продукты, выпадающие в осадок или выделяющиеся в виде газа, поставьте после них стрелку вниз или вверх.
1) AgNO3 + FeCl3 =
2) Pb(NO3)2 + K2S =
3) Ba(NO3)2 + Al2(SO4)3 =
4) CaCl2 + Na3PO4 =
5) Na2S + HCl =
6) (NH4)2SO4 + KOH =
7) K2CO3 + H2SO4 =
8) Ba(HCO3)2 + H2SO4 =
9) Al2O3
+ KOH (избыток) =10) SiO2 + NaOH =
11) NaHCO3 + HCl =
12) NaHCO3 + NaOH =
13) [Cu(OH)]2SO4 + KOH =
14) [Cu(OH)]2SO4 + H2SO4 =
15) MgO + HBr =
16) MgO + SO3 =
17) K2S + HNO3
= кислая соль + ...18) Mg(OH)2 + H2SO4
= основная соль + ...19) FeSO4 + KMnO4 + ... = MnSO4 + ...
20) K2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 =
_________________