Ответы к §42. Соли, их классификация и свойства

Лабораторный опыт №31

Взаимодействие солей с кислотами.
В трёх пробирках слейте попарно по 1 − 2 мл растворов:
1−я пробирка − силиката натрия и серной кислоты;
2−я пробирка − карбоната натрия и азотной кислоты;
3−я пробирка − нитрата натрия и серной кислоты.
Составьте молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций.
Ответьте на вопрос: при каких условиях соли взаимодействуют с кислотами?

Ответ:

Пробирка 1.
$Na_{2}SiO_{3} + H_{2}SO_{4} = Na_{2}SO_{4} + H_{2}SiO_{3}↓ $
$2Na^{+} + SiO_{3}^{2-} + 2H^{+} + SO_{4}^{2-} = 2Na^{+} + SO_{4}^{2-} + H_{2}SiO_{3}↓$
$2H^{+} + SiO_{3}^{2-} = H_{2}SiO_{3}↓ $
Пробирка 2.
$Na_{2}CO_{3} + 2HNO_{3} = 2NaNO_{3} + H_{2}O + CO_{2}↑ $
$2Na^{+} + CO_{3}^{2-} + 2H^{+} + 2NO^{3-} = 2Na^{+} + 2NO^{3-} + H_{2}O + CO_{2}↑$
$2H^{+} + CO_{3}^{2-} = H_{2}O + CO_{2}↑$
Пробирка 3.
$NaNO_{3} + H_{2}SO_{4}$ ⇸
Соли взаимодействуют с кислотами, если в результате реакции образуется осадок или газ.

Лабораторный опыт №32

Взаимодействие солей с щелочами.
В трёх пробирках слейте попарно по 1 − 2 мл растворов веществ:
1−я пробирка — сульфата железа (III) и гидроксида натрия;
2−я пробирка — сульфата аммония и гидроксида калия;
3−я пробирка — нитрата бария и гидроксида калия.
Немного нагрейте содержимое 2−й пробирки и определите по запаху один из продуктов реакции.
Ответьте на вопрос: при каких условиях соли взаимодействуют с щелочами?

Ответ:

Пробирка 1.
$Fe_{2}(SO_{4})_{3} + 6NaOH = 3Na_{2}SO_{4} + 2Fe(OH)_{3}↓$
$2Fe^{3+} + 3SO_{4}^{2-} + 6Na^{2+} + 6OH^{-} = 6Na^{+} + 3SO_{4}^{2-} + 2Fe(OH)_{3}↓$
$Fe3^{3+} + 3OH^{-} = Fe(OH)_{3}↓ $
Пробирка 2.
$(NH_{4})_{2}SO_{4} + 2KOH = K_{2}SO_{4} + 2NH_{3}↑ + 2H_{2}O$
$2NH^{4+} + SO_{4}^{2-} + 2K^{+} + 2OH^{-} = 2K^{+} + SO_{4}^{2-} + 2NH_{3}↑ + 2H_{2}O $
$NH_{4}^{+} + OH^{-} = NH_{3}↑ + H_{2}O $
При нагревании содержимого 2−й пробирки чувствуется запах аммиака.
Пробирка 3.
$Ba(NO_{3})_{2} + KOH$ ⇸
Соли взаимодействуют с щелочами, если в результате реакции образуется осадок, или газ, или малодиссоциирующие соединение.

Лабораторный опыт №33

Взаимодействие солей с солями.
Проведите качественные реакции, подтверждающие состав хлорида железа (III), используя в качестве реактивов только соли. Составьте молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций.

Ответ:

Реакция, подтверждающая, что в составе соли имеется катион железа (III): $FeCl_{3} + Na_{3}PO_{4} ⟶ 3NaCl + FePO_{4}↓$
$Fe^{3+} + 3Cl^{-} + 3Na^{+} + PO_{4}^{3-} ⟶ 3Na^{+} + 3Cl^{-} + FePO_{4}↓$
$Fe^{3+} + PO_{4}^{3-} ⟶ FePO_{4}↓$
В результате реакции образуется желтоватый осадок.
Реакция подтверждающая, что в составе соли имеются хлорид−анионы:
$FeCl_{3} + 3AgNO_{3} ⟶ Fe(NO_{3})_{3} + 3AgCl↓$
$Fe^{3+} + 3Cl^{-} + 3Ag^{+} + 3NO^{3-} ⟶ Fe^{3+} + 3NO_{3}^{-} + 3AgCl↓ $
$Ag^{+} + Cl^{-} ⟶ AgCl↓ $
В результате реакции образуется белый творожистый осадок.

Лабораторный опыт №34

Взаимодействие растворов солей с металлами.
Возьмите три пробирки.
В 1−ю пробирку поместите кусочек железной проволоки (скрепку), во 2−ю − свинцовую пластину, а в 3−ю — медную проволоку.
Налейте в 1−ю и во 2−ю пробирки по 2—3 мл раствора сульфата меди (II), а в 3−ю — раствор сульфата железа (II).
Через 5 минут извлеките с помощью пинцета металлические предметы из растворов и рассмотрите их.
Составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Сделайте вывод о том, в какой из пробирок произошла химическая реакция.
Сделайте вывод об условиях, при которых растворы солей взаимодействуют с металлами.

Ответ:

Пробирка 1.
$Fe + CuSO_{4} = FeSO_{4} + Cu↓$
$Fe + Cu^{2+} + SO_{4}^{2-} = Fe^{2+} + SO_{4}^{2-} + Cu↓ $
$Fe + Cu^{2+} = Fe^{2+} + Cu↓$
Пробирка 2.
$Pb + CuSO_{4} $ ⇸
Пробирка 3.
$Cu + FeSO_{4} $ ⇸
Реакция протекает в 1−й пробирке, железная проволока покрывается красноватым налётом меди.
Во второй пробирке реакция не протекает, т. к. на поверхности свинца образуется пленка из сульфата свинца (II), которая защищает его от дальнейшего взаимодействия с сульфатом меди (II).
В третьей пробирке реакция не протекает, т. к. медь в ряду напряжений металлов стоит левее железа.
Таким образом, взаимодействие солей с металлами возможно, если металл более активный, чем вытесняемый из соли металл, и если на поверхности металла не образуется нерастворимой плёнки.

i. Работа в информационной среде

1. Найдите в Интернете электронные адреса, раскрывающие содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа для создания классного банка данных.

Ответ:

1. https://www.yaklass.ru/p/himija/89−klass/klassy−neorganicheskikh−veshchestv−14371/soli−sostav−i−svoistva−15178
2. http://www.hemi.nsu.ru/ucheb188.htm
3. https://himi4ka.ru/arhiv−urokov/urok−40−himicheskie−svojstva−solej.html
4. https://foxford.ru/wiki/himicheskie−svoystva−soley
5. http://www.hemi.nsu.ru/text187.htm

2. Используя ресурсы Интернета, подготовьте информационный продукт (по выбору): презентацию по теме урока или сообщение по одному из ключевых слов (словосочетаний) параграфа.

Ответ:

Типичные свойства средних солей: взаимодействие их с кислотами, щелочами, другими солями и металлами.
Солями называют сложные вещества, состоящие из металлических элементов и кислотных остатков.
С точки зрения теории электролитической диссоциации, солями называют электролиты, которые, диссоциируя, образуют положительно заряженные ионы (катионы) металла (или аммония) и отрицательно заряженные ионы (анионы) кислотного остатка.
Химические свойства.
1. Соли являются электролитами.
В водных растворах соли диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) металлов и отрицательно заряженные ионы (анионы) кислотных остатков.
2. Соли могут взаимодействовать с металлами.
В ходе реакции замещения, протекающей в водном растворе, химически более активный металл вытесняет менее активный. Образующиеся в этих реакциях менее активные металлы осаждаются на поверхности более активных металлов в виде рыхлой корочки. Если менее активным металлом является жидкая ртуть, она выделяется в виде сплошной блестящей пленки.
3. Соли могут взаимодействовать с кислотами.
Протекает реакция обмена, в ходе которой химически более активная кислота вытесняет менее активную. Соль реагирует в растворе с кислотой лишь в том случае, если в результате реакции выделяется газ (↑) или образуется нерастворимое вещество, выпадающее в осадок (↓). Валентность атомов металлов и кислотных остатков не изменяется.
4. Растворимые в воде соли могут взаимодействовать со щелочами.
Реакция обмена возможна в том случае, если в результате хотя бы один из продуктов является практически нерастворимым (выпадает в осадок).Валентность атомов металлов, гидроксогрупп и кислотных остатков не изменяется.
5. Растворимые в воде соли могут вступать в реакцию обмена с другими растворимыми в воде солями, если в результате образуется хотя бы одно практически нерастворимое вещество.Валентность атомов металлов и кислотных остатков не изменяется.
6. Некоторые соли при нагревании разлагаются.
Разложение солей может происходить:
− без изменения степени окисления элементов;
− с изменением степени окисления элементов (то есть, протекают окислительно−восстановительные реакции).

?. Вопросы и задания

1. Из перечня формул выпишите отдельно формулы средних, кислых и осно́вных солей, дайте их названия и запишите уравнения их диссоциации:
$Ca(HSO_{4})_{2}, (CaOH)_{2}SO_{4}, Ca(NO_{3})_{2}, NaH_{2}PO_{4}, Na_{3}PO_{4}, MgOHNO_{3}$.

Ответ:

Средние соли:
$Ca(NO_{3})_{2} $− нитрат кальция
$Ca(NO_{3})_{2} ⟶ Ca^{2+} + 2NO^{3-} $
$Na_{3}PO_{4}$ − фосфат натрия
$Na_{3}PO_{4} ⟶ 3Na^{+} + PO_{4}^{3-}$
Кислые соли:
$Ca(HSO_{4})_{2} $− гидросульфат кальция
$Ca(HSO_{4})_{2} ⟶ Ca^{2+} + 2HSO^{4-} $
$NaH_{2}PO_{4} $− дигидрофосфат натрия
$NaH_{2}PO_{4} ⟶ Na^{+} + H_{2}PO_{4}^{-}$
Основные соли:
$(CaOH)_{2}SO_{4} $− гидроксосульфат кальция
$(CaOH)_{2}SO_{4} ⟶ 2CaOH^{+} + SO_{4}^{2-}$
$MgOHNO_{3}$ − гидроксонитрат магния
$MgOHNO_{3} ⟶ MgOH^{+} + NO_{3}^{-}$

2. Закончите молекулярные уравнения возможных реакций, протекающих в растворах, и запишите соответствующие им ионные уравнения:
а) $HCl + Na_{2}SO_{4}$ ⟶
б) $H_{3}PO_{4} + CaCl_{2}$ ⟶
в) $FeCl_{3} + AgNO_{3}$ ⟶
г) $KNO_{3} + NaCl$ ⟶
д) $NaOH + FeS$ ⟶
е) $KOH + Al_{2}(SO_{4})_{3}$ ⟶
ж) $Ca + CuCl_{2}$ ⟶
з) $Cu + AgNO_{3}$ ⟶
и) $Mg + ZnS$ ⟶
к) $Cu + Fe(NO_{3})_{2}$⟶
Если реакция не может быть осуществлена, объясните почему.

Ответ:

а) $2HCl + Na_{2}SO_{4} ⇄ 2NaCl + H_{2}SO_{4}$
Реакция обратима, т.к. все реагенты растворимы.
Реакция не идет, т. к.не образуется вода, не выделяется газ, и не выпадает осадок.

б) $2H_{3}PO_{4} + 3CaCl_{2} = 6HCl + Ca_{3}(PO_{4})_{2}$↓
$6H^{+} + 2PO_{4}^{3-} + 3Ca^{2+} + 6Cl^{-} = 6H^{+} + 6Cl^{-} + Ca_{3}(PO_{4})_{2}↓$
$3Ca^{2+} + 2PO_{4}^{3-} = Ca_{3}(PO_{4})_{2}↓$

в) $FeCl_{3} + 3AgNO_{3} = Fe(NO_{3})_{3} + 3AgCl↓$
$Fe^{3+} + 3Cl^{-} + 3Ag^{+} + 3NO_{3}^{-} = Fe^{3+} + 3NO_{3}^{-} + 3AgCl↓$
$Ag^{+} + Cl^{-} = AgCl↓$

г) $KNO_{3} + NaCl = NaNO_{3} + KCl$
Реакция обратима, т.к. все соли растворимы.
Реакция не идет, т. к.не образуется вода, не выделяется газ, и не выпадает осадок.

д) NaOH + FeS ⇸ реакция не идет, т. к. FeS − сульфид железа (II) растворим только в кислотах.

е) $6KOH + Al_{2}(SO_{4})_{3} = 3K_{2}SO_{4} + 2Al(OH)_{3}↓$
$6K^{+} + 6OH^{-} + 2Al^{3+} + 3SO_{4}^{2-} = 6K^{+} + 3SO_{4}^{2-} + 2Al(OH)_{3}↓$
$Al^{3+} + 3OH^{-} = Al(OH)_{3}↓$

ж) $Ca + CuCl_{2} = CaCl_{2} + Cu↓$
Реакция не идёт, т.к. $СuCl_{2}$ и $CaCl_{2}$ распадаются, а ионы Ca и Cu после обмена не могут давать никаких реакций.

з) $Cu + 2AgNO_{3} = Cu(NO_{3})_{2} + 2Ag↓$
$Cu + 2 Ag^{+} + 2NO_{3}^{-} = Cu^{2+} + 2NO_{3}^{-} + 2 Ag ↓$
$Cu+ 2 Ag^{+} = Cu^{2+} + 2 Ag ↓$

и) Mg + ZnS ⇸ реакция не идет, т. к. ZnS (сульфид цинка (II)) – нерастворимая соль, MgS в растворе не существует.

к) $Cu + Fe(NO_{3})_{2}$ ⇸ медь не может вытеснить железо, т. к. в электрохимическом ряду напряжений металлов Cu правее Fe, поэтому реакция не идет.

3. К 5%−му раствору серной кислоты массой 980 г прилили избыток раствора нитрата бария. Найдите массу выпавшего осадка.

Ответ:

Дано:
m (р−ра) = 980 г;
ω ($H_{2}SO_{4}$) = 5% = 0,05.
_____________
m($BaSO_{4}$) − ?
Решение:
$H_{2}SO_{4}+Ba(NO_{3})_{2(изб.)} = 2HNO_{3} + BaSO_{4}$↓
m (вещ−во) = m (р−ра) * ω;
$m (H_{2}SO_{4}) = m (р-ра) * ω (H_{2}SO_{4}) = 980 * 0,05 = 49$ г;
$n = \frac{m}{M}$;
M ($H_{2}SO_{4}$) = 2 * Ar (H) + 1 * Ar (S) + 4 * Ar (O) = 2 * 1 + 1 * 32 + 4 * 16 = 98 г/моль;
$n (H_{2}SO_{4}) = \frac{m (H_{2}SO_{4})}{M (H_{2}SO_{4})} = \frac{49}{98} = 0,5$ моль;
Запишем уравнение реакции и составим пропорции:
$\underset{1 моль}{\overset{0,5 моль}{H_{2}SO_{4}}} +Ba(NO_{3})_{2(изб.)} = 2HNO_{3} + \underset{1 моль}{\overset{x}{BaSO_{4}}}↑$;
$x = n (BaSO_{4}) = \frac{0,5 * 1}{1} = 0,5 $ моль;
m = n * M;
M ($BaSO_{4}$) = 1 * Ar (Ba) + 1 * Ar (S) + 4 * Ar (O) = 1 * 137 + 1 * 32 + 4 * 16 = 233 г/моль;
$m (BaSO_{4}) = n (BaSO_{4}) * M (BaSO_{4}) = 0,5 * 233 = 116,5$ г.
Ответ.116,5 г.

4. Запишите уравнения реакций всех возможных способов получения сульфата железа (II).

Ответ:

Способы получения сульфата железа (II) $FeSO_{4}$
$Fe + H_{2}SO_{4} = FeSO_{4} + H_{2}↑$
$Fe(OH)_{2} + H_{2}SO_{4} = FeSO_{4} + 2H_{2}O$
$FeO + H_{2}SO_{4} = FeSO_{4} + H_{2}O$
$FeS + H_{2}SO_{4} = FeSO_{4} + H_{2}S↑ $
$FeCO_{3} + H_{2}SO_{4} = FeSO_{4} + H_{2}O + CO_{2}↑$
$FeCl_{2} + Ag_{2}SO_{4(разб.)} = FeSO_{4} + 2AgCl↓$
$CuSO_{4} + Fe = FeSO_{4} + Cu↓ $

5. Определите степени окисления элементов в солях, формулы которых:
$Na_{2}SO_{4}, K_{2}SO_{3}, Fe(NO_{3})_{3}, Fe(NO_{2})_{2}, Mg(HCO_{3})_{2}, Ca_{3}(PO_{4})_{2}, NaHSO_{4}, CuOHNO_{3}$.
Дайте названия солей

Ответ:

1.$Na_{2}SO_{4}$ − сульфат натрия.
Натрий в соединениях всегда проявляет степень окисления +1, кислород в сложных соединениях всегда проявляет степень окисления −2. Молекула электронейтральная, исходя из этого, вычислим степень окисления серы. Пусть степень окисления серы равна − х.
1 * 2 + х + (−2) * 4 = 0,
х = 6.
${\overset{+1}{Na_{2}}}{\overset{+6}{S}}{\overset{-2}{O_{4}}}$.

2.$K_{2}SO_{3}$ − сульфит калия.
Калий в соединениях всегда проявляет степень окисления +1, кислород в сложных соединениях всегда проявляет степень окисления −2. Молекула электронейтральная, исходя из этого, вычислим степень окисления серы. Пусть степень окисления серы равна − х.
1 * 2 + х + (−2) * 3 = 0,
х =4.
${\overset{+1}{K_{2}}}{\overset{+4}{S}}{\overset{-2}{O_{3}}}$.

3.$Fe(NO_{3})_{3}$ − нитрат железа (III).
Нитрат − это остаток азотной кислоты $HNO_{3}$. Степень окисления водородов в кислотах всегда +1. Степень окисления кислородов в кислотах всегда −2. Молекула электронейтральная, исходя из этого, вычислим степень окисления азота.
Пусть степень окисления азота равна − х.
1 * 1 + х + (−2) * 3 = 0,
х =5
Степень окисления азота +5.
Азотная кислота имеет 1 атом водорода, значит суммарный заряд 3 остатков кислоты равен −1 * 3 = − 3. Чтобы молекула была нейтральной, суммарный положительный заряд должен быть равен +3, значит и степень окисления железа равна +3.
${\overset{+3}{Fe}}({\overset{+5}{N}}{\overset{-2}{O_{3}})_{3}}$.

4.$Fe(NO_{2})_{2}$ − нитрит железа (II).
Нитрит − это остаток азотистой кислоты $HNO_{2}$. Степень окисления водородов в кислотах всегда +1. Степень окисления кислородов в кислотах всегда −2. Молекула электронейтральная, исходя из этого, вычислим степень окисления азота.
Пусть степень окисления азота равна − х.
1 * 1 + х + (−2) * 2 = 0,
х =3
Степень окисления азота +3.
Азотистая кислота имеет 1 атом водорода, значит суммарный заряд 2 остатков кислоты равен −1 * 2 = − 2. Чтобы молекула была нейтральной, суммарный положительный заряд должен быть равен +2, значит и степень окисления железа равна +2.
${\overset{+2}{Fe}}({\overset{+3}{N}}{\overset{-2}{O_{2}})_{2}}$.

5.$Mg(HCO_{3})_{2}$ − гидрокарбонат магния.
Углерод в карбонат − анионах всегда проявляет степень окисления +4, кислород в сложных соединениях всегда проявляет степень окисления −2, водород в соединениях с неметаллами всегда проявляет степень окисления +1, магний в соединениях проявляет степень окисления +2.
${\overset{+2}{Mg}}({\overset{+1}{H}}{\overset{+4}{C}}\overset{-2}{O_{3})_{2}}$.

6.$Ca_{3}(PO_{4})_{2}$ − фосфат кальция.
Фосфор в фосфат − анионах всегда проявляет степень окисления +5, кислород в соединениях всегда проявляет степень окисления −2, кальций в соединениях всегда проявляет степень окисления +2.
${\overset{+2}{Са_{3}}}({\overset{+5}{P}}{\overset{-2}{O_{4}})_{2}}$.

7. $NaHSO_{4}$ − гидросульфат натрия.
Сера в нитрат − анионах проявляет степень окисления +6, кислород в сложных соединениях всегда проявляет степень окисления −2, натрий проявляет степень окисления +1, водород проявляет степень окисления +1,
${\overset{+1}{Na}}{\overset{+1}{H}}{\overset{+6}{S}}\overset{-2}{O_{4}}$.

8.$CuOHNO_{3}$ − гидроксонитрат меди (II).
Азот в нитрат − анионах всегда проявляет степень окисления +5, кислород в сложных соединениях всегда проявляет степень окисления −2, водород в соединениях с неметаллами всегда проявляет степень окисления +1. Молекула электронейтральная, исходя из этого, вычислим степень окисления меди. Пусть степень окисления меди равна − х.
x + 1 * (−2) + 1 * 1 + 1 * 5 + (−2) * 3 = 0,
х = 2.
${\overset{+2}{Cu}}{\overset{-2}{O}}{\overset{+1}{H}}\overset{+5}{N}\overset{-2}{O_{3}}$.