Номенклатура кислот и кислотных остатков

Л. Н. КРУГЛОВА, И. М. ЗЫРЯНОВА

 

КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА

НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ,

ОСОБЕННОСТИ ИХ ПЕРЕВОЗКИ

ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНЫМ ТРАНСПОРТОМ

 

 

ОМСК 2001

Министерство путей сообщения Российской Федерации

Омский государственный университет путей сообщения

_____________________

 

 

Л. Н. Круглова, И. М. Зырянова

 

 

КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА

НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ,

ОСОБЕННОСТИ ИХ ПЕРЕВОЗКИ

ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНЫМ ТРАНСПОРТОМ

 

Утверждено редакционно-издательским советом университета

в качестве методических указаний к самостоятельной работе по курсу “Химия”

для студентов 1-го курса очного и заочного обучения

 

Омск 2001

УДК 546.

Классификация и свойства неорганических веществ, особенности их перевозки железнодорожным транспортом: Методические указания к самостоятельной работе по курсу “Химия” / Л. Н. Круглова, И. М. Зырянова. Омский гос. ун-т путей сообщения. Омск, 2001. 29 с.

 

Методические указания включают в себя классификацию, номенклатуру и краткие теоретические сведения о химических свойствах веществ различных классов, имеющих практическое значение. Описаны особенности перевозки железнодорожным транспортом наиболее технически важных веществ.

Предназначены для студентов 1-го курса очного и заочного обучения.

 

Библиогр.: 4 назв. Табл. 3.

 

Рецензенты: доктор техн. наук В. Р. Ведрученко;

канд. хим. наук Н. В. Власова.

 

 

С Омский гос. университет

путей сообщения, 2001

 

С О Д Е Р Ж А Н И Е

 

Введение....................................................................................................................5

1. Классификация неорганических веществ............................................................6

1.1. Оксиды...........................................................…................................................6

1.1.1. Классификация и номенклатура оксидов......................................................6

1.1.2. Способы получения оксидов..........................................................................6

1.1.3. Свойства оксидов............................................................................................7

1.2. Кислоты..............................................................................................................7

1.2.1. Классификация кислот...................................................................................8

1.2.2. Номенклатура кислот и кислотных остатков................................................8

1.2.3. Способы получения кислот............................................................................9

1.2.4. Общие свойства кислот..................................................................................9

1.2.5. Химические свойства кислот и особенности их транспортировки............10

1.3. Основания........................................................................................................13

1.3.1. Классификация и номенклатура оснований................................................13

1.3.2. Способы получения оснований....................................................................13

1.3.3. Свойства оснований.....................................................................................14

1.3.4. Особенности транспортировки оснований..................................................15

1.4. Соли..................................................................................................................16

1.4.1. Классификация и номенклатура солей........................................................16

1.4.2. Способы получения солей............................................................................17

1.4.3. Реакция нейтрализации................................................................................18

1.4.4. Свойства солей..............................................................................................18

1.4.5. Электролитическая диссоциация и гидролиз солей...................................19

1.4.6. Кристаллогидраты........................................................................................23

1.4.7. Особенности транспортировки солей..........................................................24

2. Контрольные вопросы........................................................................................25

3. Тест для самоконтроля.......................................................................................26

Библиографический список...................................................................................28

 

3

 

ВВЕДЕНИЕ

 

Перевозка химических веществ железнодорожным транспортом, применение тех или иных профилактических мер, обезвреживание и очистка цистерн и вагонов от остатков химических грузов требуют знания физико-химических свойств перевозимых веществ, процессов, протекающих при их взаимодействии с окружающей средой и материалами тары.

Студенту для понимания особенностей транспортировки химических веществ нужно знать прежде всего такие разделы химической дисциплины, как классы неорганических соединений и их свойства с точки зрения теории электролитической диссоциации, ионные равновесия, окислительно-восстанови-тельные процессы.

Настоящие методические указания содержат основные теоретические сведения о классификации, номенклатуре, химических свойствах неорганических веществ, особенностях их перевозки, контрольные вопросы и тест для самоконтроля по выше представленным разделам химии.

 

 

1. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

 

По составу все неорганические вещества делятся на простые и сложные.

К простым веществам относятся такие вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента. В свою очередь простые вещества делятся на металлы и неметаллы. К сложным веществам относятся вещества, молекулы которых образованы атомами разных элементов. Сложные вещества делят на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

 

Оксиды

 

1.1.1. Классификация и номенклатура оксидов

 

О к с и д ы - это сложные вещества, которые состоят из двух элементов, одним из которых является кислород. (Общая формула оксидов - Э₂ⁿO_n.)

Это определение нуждается в уточнении, так как под него попадают и пероксиды H₂O₂, Na₂O₂ и т. д. В пероксидах, в отличие от оксидов, имеются связи между атомами кислорода (графические формулы: Н-О-О-Н; Na-О-О-Na), поэтому степень окисления кислорода в них не -2, а другая - -1.

Классифицируются оксиды обычно по их кислотно-основным свойствам: кислотные, основные, амфотерные, безразличные (несолеобразующие).

Кислотные - это оксиды, которым соответствуют кислоты. Например: Cl₂O₇, SO₃, SO₂, Na₂O₅, P₂O₅, CO₂, Mn₂O₇, CrO₃.

Основные - это оксиды, которым соответствуют основания. Например: Na₂O, CaO, MgO, FeO, CuO, MnO.

Амфотерные - это оксиды, образующие амфотерные гидроксиды. Например: Al₂O₃, ZnO, Fe₂O₃.

Безразличные - это оксиды, которым нет соответствующих кислот и оснований; элемент в данной степени окисления не входит в состав солей. Например: СО, N₂O, NO, NO₂.

Названия оксидов строятся следующим образом: говорится слово оксид и далее название элемента в родительном падеже. Например: CaO - оксид кальция. Если элемент образует несколько оксидов, то после соответствующего названия римской цифрой в круглых скобках указываются степень окисления, которую проявляет данный элемент. Например: FeO - оксид железа (II), Fe₂O₃ - оксид железа (III).

1.1.2. Способы получения оксидов

Оксиды получаются различными способами. Основными являются следующие:

 

1) взаимодействие веществ (простых и сложных) с кислородом. Например:

S + O₂ = SO₂; 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃; CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O; (1)

2) разложение кислородосодержащих веществ. Например:

термическое разложение оснований:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O; (2)

оксокислот:

H₂SiO₃ ® SiO₂ + H₂O; (3)

солей оксокислот:

2Cu (NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂; (4)

3) действие водоотнимающего реагента на гидроксиды. Например:

действие твердого P₂O₅ или концентрированной H₂SO₄ на оксокислоты:

6HClO₄ + P₂O₅ ® 3Cl₂O₇ + 2H₃PO₄; (5)

 

H₂SO₄ концентрированная

2HMnO₄ Mn₂O₇ + H₂O. (6)

 

 

1.1.3. Свойства оксидов

 

Основные свойства оксидов – кислотно-основные (реакции с кислотами, щелочами, оксидами) и способность взаимодействовать с водой. Причем с водой взаимодействуют те оксиды, которые дают растворимые в воде гидроксиды. Это, в частности, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, большинство кислотных оксидов. Оксиды могут находиться в различном агрегатном состоянии. Например: СаО, ТеО, Р₂О₅ – твердые, SO₃, Mn₂O₇, N₂O₄ – жидкие; SO₂, CO, CO₂ – газообразные вещества.

 

Кислоты

 

К и с л о т а м и называются сложные вещества, образующие при диссоциации в водном растворе ионы водорода Н⁺ и кислотные остатки. Общая формула кислот – H_xAn^x.

Например:

1) Na₂O + H₂O ® 2NaOH; (7)

2) CaO + H₂O ® Ca(OH)₂; (8)

3) SO₂ + H₂O ® H₂SO₃. (9)

 

 

1.2.1. Классификация кислот

 

По составу кислоты делятся на кислородосодержащие (оксокислоты) и бескислородные, а по числу содержащихся в них атомов водорода, способных замещаться на металл, - на одно- (HСl), двух- (H₂SO₄), трех- (H₃PO₄) и более основные, например, H₄P₂O₇ - пирофосфорная, H₄SiO₄ - ортокремниевая, H₆TeO₆ - ортотеллуровая кислоты и т.д.

Агрегатное состояние веществ, водные растворы которых являются кислотами, может быть газообразным (как правило, для бескислородных кислот: галогеноводородных, сероводородной и др.), жидким (H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ и др.) и твердым (H₃РO₄, H₂SiO₃ и др.).

 

1.2.2. Номенклатура кислот и кислотных остатков

 

Названия кислот зависят от кислотных остатков, образующих данные кислоты. Традиционные названия наиболее важных кислот и их кислотных остатков представлены в табл. 1.1.

 

Таблица 1.1

 

Номенклатура кислот и кислотных остатков

 

Кислота	Кислотный остаток
формула	название	формула	название
HСl HBr HJ HF H2S H2SO3 H2SO4 HNO2 HNO3 H2CO3 Н3РО4 CH3COOH	Соляная Бромисто-водородная Иодисто-водородная Фтористо-водородная (плавиковая) Сероводородная Сернистая Серная Азотистая Азотная Угольная Фосфорная Уксусная	Сl- Br- J- F- S2- SO32- SO42- NO2- NO3- CO32- РО43- СH3COO-	Хлорид Бромид Иодид Фторид Сульфид Сульфит Сульфат Нитрит Нитрат Карбонат Фосфат Ацетат

 

Названия кислотных остатков оксокислот оканчиваются на “ ат ” с указанием степени окисления элемента. Однако оксокислоты и их кислотные остатки могут иметь не только систематическое, но и традиционное название (табл. 1.2).

 

Таблица 1.2

Номенклатура оксокислот

Кислота	HClO	HСlO2	HClO3	HClO4
Название кислоты	Хлорноватистая	Хлористая	Хлорноватая	Хлорная
Название соли	системати-ческое	Хлорат (I)	Хлорат (III)	Хлорат (V)	Хлорат (VII)
традиционное	Гипохлорит	Хлорит	Хлорат	Перхлорат

 

1.2.3. Способы получения кислот

 

Оксокислоты в промышленности (серная, фосфорная и азотная кислоты) получают при взаимодействии их ангидридов (оксидов элементов) с водой:

 

SO₃ + H₂O = H₂SO₄; (10)

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄; (11)

4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃. (12)

 

Бескислородные кислоты могут быть получены синтетически с последую- щим растворением в воде. Небольшое количество соляной кислоты получают по следующей реакции:

H₂ + Сl₂ ® 2HCl. (13)

to

Однако шире используют способ, который заключается в действии кислоты на соль:

2NaCl_тв + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + 2H₂Cl­. (14)

^конц.

Такой способ применяется чаще всего при получении других (кроме оксокислот) кислот:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃¯ + 2NaCl; (15)

FeS + H₂SO₄ ® H₂S­ + FeSO₄. (16)

 

1.2.4. Общие свойства кислот

 

Многие химические вещества, в частности кислоты (и щелочи), перевозят в металлических емкостях.

Кислоты взаимодействуют почти со всеми металлами, разрушая их. Степень разрушения, образование тех или иных продуктов взаимодействия кислот

с металлами зависит не только от активности металла, но и от природы кислоты, и ее концентрации. В народном хозяйстве наиболее широко используется соляная, азотная, серная, фосфорная кислоты.

Взаимодействуя с металлами, кислоты окисляют их. Окислителем в бескислородных кислотах, разбавленной серной и фосфорной кислотах являются ионы водорода:

Fe + 2HCl ® FeCl₂ + H₂­; (17)

2Cr + 3H₂SO₄ ® Cr(SO₄)₃ + 3H₂­; (18)

2Cr⁰ — 6 ® 2Cr³⁺ 1 (Oкисление восстановителя);

2H⁺ + 2 ® H₂⁰ 3 (Bосстановление окислителя).

 

В кислородосодержащих кислотах (HNO₃, HClO₄, концентрированной H₂SO₄ и др.) окислителем являются анионы этих кислот:

 

Fe + 6HNO₃ ® Fe(NO₃)₃ + 3NO₃ + 3H₂O; (19)

Fe⁰ — 3 ® Fe³⁺ 1 (Oкисление восстановителя);

NO₃^— + + 2H⁺ ® NO₂ + H₂O 3 (Bосстановление окислителя).

 

Cu + 2H₂SO₄ ® CuSO₄ +SO₂ + 2H₂O; (20)

Cu⁰ — 2 ® Cu²⁺ (Oкисление восстановителя);

SO₄^2— + 2 + 4H⁺ ® SO₂ + 2H₂O (Bосстановление окислителя).

 

1.2.5. Химические свойства кислот и особенности их транспортировки

С о л я н а я к и с л о т а. Большое количество соляной кислоты расходуется в производстве солей, синтетических смол, красителей. В промышленности выпускается три сорта соляной кислоты: концентрированная (37 % НСl), синтетическая (31 %), техническая (27,5 %).

Соляная кислота обладает высокой химической активностью, содержащиеся в ней ионы хлора разрушают защитные оксидные пленки металлов, поэтому перевозят соляную кислоту в специальных гуммированных (покрытых изнутри слоем резины) цистернах. В лаборатории кислоту хранят в стеклянных бутылях.

Соляную кислоту с содержанием 18-25 % хлорида водорода ингибируют - вводят в нее специальные противокоррозионные добавки (гексаметилентетрааммин, каталин и др.). Транспортируют ингибированную кислоту в цис-тернах, покрытых изнутри кислотоустойчивой эмалью, на цистернах с соляной кислотой должны быть трафареты “ОПАСНО”, “СОЛЯНАЯ КИСЛОТА” или “ИН-

ГИБИРОВАННАЯ СОЛЯНАЯ КИСЛОТА”. На документах ставят штемпели “ОПАСНО”, “НЕ СПУСКАТЬ С ГОРКИ”.

В специальных гуммированных цистернах перевозят также плавиковую кислоту HF. Хранят ее в сосудах, покрытых изнутри парафином или каучуком, так как плавиковая кислота разрушает стекло:

4HF + SiO₂ ® SiF₄ + 2H₂O. (21)

А з о т н а я к и с л о т а. В больших количествах азотная кислота расходуется в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ, органических красителей.

Безводная азотная кислота - бесцветная едкая жидкость, гигроскопична, “дымит” на воздухе. Под действием света она разлагается с выделением бурого газа - диоксида азота:

2HNO₃ 2NO₂ + ¹/₂O₂ + H₂O. (22)

В лаборатории такую кислоту хранят в темных склянках и под тягой.

Азотная кислота является сильнейшим окислителем. Она разрушает животные и растительные ткани, окисляет почти все металлы и неметаллы. Однако концентрированная азотная кислота пассивирует такие металлы как алюминий, железо, кобальт, никель, хром, образуя на их поверхности прочные защитные оксидные пленки. Поэтому концентрированную азотную кислоту перевозят в цистернах с котлом из алюминия. Хранить ее можно в железной таре.

Концентрированная азотная кислота энергично окисляет многие органические вещества и материалы - скипидар, хлопок, бумагу, древесину и пр. Кусочки раскаленного угля, попадая в концентрированную азотную кислоту, быстро сгорают в ней:

3С + 4HNO₃ ® 3CO₂ + 4NO + 2H₂O + Q. (23)

Это свойство азотной кислоты следует обязательно учитывать при комплектовании железнодорожных составов. Сильными окислительными свойствами обладает смесь концентрированных азотной и серной кислот. В технике используется кислотный меланж - смесь, содержащая 89 % концентрированной азотной кислоты, 7,5 % концентрированной серной кислоты и 0,3 % оксидов азота. Эта смесь пассивирует железо, поэтому перевозят ее в цистернах из низколегированной углеродистой стали.

Разбавленную азотную кислоту перевозят в цистернах из коррозионностойкой нержавеющей стали.

С е р н а я к и с л о т а. Одним из главных потребителей серной кислоты является промышленность, производящая минеральные удобрения. Серная кислота используется в металлургической промышленности и в промышленности органического синтеза, для получения кислот, солей и т. д.

 

 

Чистая 100%-ная серная кислота (моногидрат) - бесцветная, вязкая, маслообразная жидкость, застывающая при температуре +10,3°С. Она пассивирует хром, железо. Перевозят ее в специальных цистернах с котлом из нержавеющей стали, снабженным обогревательным устройством.

В специальных цистернах-термосах перевозят также олеум - раствор триоксида серы в концентрированной серной кислоте.

Концентрированная серная кислота окисляет почти все металлы, восстанавливаясь в зависимости от их активности до SO₂, S или H₂S:

Cu + 2H₂SO₄ ® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O; (24)

3Zn + 4H₂SO₄ ® 3ZnSO₄ + S + 4H₂O; (25)

4Ca + 5H₂SO₄ ® CaSO₄ + H₂S + 4H₂O. (26)

Горячая концентрированная серная кислота окисляет серу, уголь:

2H₂SO₄ + S ® 3SO₂ + 2H₂O; (27)

2H₂SO₄ + C ® 2SO₂ + CO₂ + 2H₂O. (28)

Энергично окисляя углеводы, растительные и животные ткани, концентрированная серная кислота отнимает от них воду. Вещества обугливаются, вспучиваются выделяющимися при окислении газами:

C₁₂H₂₂O₁₁ + 8H₂SO₄ ® 4CO₂ + 8C + 8SO₂ + 19H₂O. (29)

Растворение концентрированной серной кислоты в воде сопровождается большим выделением тепла и сильным разбрызгиванием. Поэтому при приготовлении растворов серной кислоты приливают осторожно кислоту к воде, а не наоборот!

В случае разлива больших количеств серной кислоты ее нейтрализуют известью:

H₂SO₄ + CaO ® CaSO₄ + H₂O. (30)

Над местом обработки кислоты известью от соприкосновения капелек влаги с воздухом образуется туман.

Разбавленную серную кислоту, аккумуляторную (30-39 %), купоросное масло (содержит 90,5-92,5 % H₂SO₄) перевозят в специальных сернокислотных стальных цистернах.

Ф о с ф о р н ы е к и с л о т ы. Оксид фосфора Р₂О₅ образует несколько кислот. Важнейшая из них - ортофосфорная кислота Н₃РО₄, которую часто называют просто фосфорной кислотой. Остальные фосфорные кислоты являются полимерными соединениями.

Ортофосфорная кислота является важным полупродуктом в производстве минеральных удобрений. Ее используют для создания защитных покрытий металлов, при изготовлении многих органических веществ.

В промышленности в основном используется ортофосфорная кислота двух сортов - экстракционная (60 % Р₂О₅) и термическая - более чистая и концентрированная (75 % Р₂О₅).

Безводная ортофосфорная кислота - бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. При нагревании кислота летуча, в горячем состоянии разъедает стекло и почти все металлы.

Фосфорные кислоты перевозят в специальных цистернах из нержавеющей стали.

 

Основания

 

1.3.1. Классификация и номенклатура оснований

 

Основаниями называют сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами. Общая формула оснований - Meⁿ(OH)_n.

Основания по количеству гидроксогрупп делятся на однокислотные (например, NaOH, KOH) и многокислотные (например, Ca(OH)₂ - двукислотное, Al(OH)₃ - трехкислотное). По растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. Растворимые основания (щелочи) образуют элементы первой группы главной подгруппы (1А группы) и некоторые элементы второй группы главной подгруппы (2А группы), такие как Ca, Ba, Sr. Остальные металлы образуют нерастворимые или малорастворимые основания. Например: Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃.

Названия гидроксидов строятся следующим образом: говорится слово гидроксид и добавляется название катиона в родительном падеже. Например: NaOH - гидроксид натрия, Ca(OH)₂ - гидроксид кальция.

Если элемент образует несколько оснований, то указывается его степень окисления. Например: Fe(OH)₂ - гидроксид железа (II); Fe(OH)₃ - гидроксид железа (III).

1.3.2. Способы получения оснований

Существует три основных способа получения оснований:

1) растворимые основания получают при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

2Na + H₂O = 2NaOH + H₂­; (31)

Na₂O + H₂O = 2NaOH. (32)

Гидроксиды щелочно-земельных металлов также получают действием воды на их оксиды, например в процессе гашения извести:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂; (33)

2) нерастворимые в воде основания получают в лаборатории реакцией обмена:

FeCl₃ + 3NaOH ® Fe(OH)₃¯ + 3NaCl. (34)

в промышленности используют необратимый гидролиз, например при получении гидроксида алюминия:

Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃¯ + 3H₂SO₄. (35)

Для смещения равновесия вправо раствор иногда нейтрализуют содой:

Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O + 3Na₂CO₃ = 2Al(OH)₃¯ + 3Na₂SO₄ + 3CO₂¯. (36)

В промышленном производстве алюминия в процессе очистки сырья получают алюминат натрия, при добавлении к которому кислоты выпадает осадок гидроксида алюминия:

NaAl(OH)₄ + HCl = Al(OH)₃¯ + NaCl + H₂O; (37)

NaAlO₂ + H₂O + HCl = Al(OH)₃¯ + NaCl. (38)

3) гидроксиды щелочных металлов получают электролизом их водных растворов. Так в промышленности производят каустическую соду – гидроксид натрия:

2NaCl + H₂O ^{электролиз} 2NaOH + Cl₂­. (39)

 

1.3.3. Свойства оснований

 

Свойства растворимых в воде оснований определяется присутствием в их растворах ионов ОН^-.

Гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, называемые щелочами, – сильные электролиты, их диссоциация необратима:

NaOH = Na⁺ + OH^-, Ca(OH)₂ = Ca²⁺ + 2OH^-. (40)

Растворы щелочей, мыльные на ощупь, изменяют окраску индикаторов.

Гидроксид аммония (как и гидроксиды аминов) – слабое основание:

NH₃ × H₂O = NH₄⁺ + OH^-. (41)

Нерастворимые в воде основания практически не дают ионов ОН^- в раствор, и поэтому для них не характерны свойства оснований как электролитов, диссоциирующих с образованием ионов ОН^-. Они, например, не изменяют цвет индикаторов, но с кислотами реагируют:

Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3 H₂O. (42)

Для нерастворимых оснований характерна неустойчивость. Уже при незначительном нагревании, а иногда прямо в момент образования они отщепляют воду:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O; (43)

2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O; (44)

2Ag⁺ + 2OH^- = Ag₂O + H₂O. (45)

Важнейшие химические свойства оснований обусловлены их взаимодействием с кислотами, ангидридами кислот, солями и растворами солей:

KOH + HCl = KCl + H₂O; (46)

Ca(OH)₂ + CO₂­ = CaCO₃¯ + H₂O; (47)

2NaOH + FeSO₄ = Fe(OH)₂¯ + Na₂SO₄. (48)

Амфотерные гидроксиды - это такие гидроксиды, которые проявляют свойства как оснований, так и кислот. Они соответствуют амфотерным оксидам: ZnO ® Zn(OH)₂; Cr₂O₃ ® Cr(OH)₃; Al₂O₃ ® Al(OH)₃.

Рассмотрим амфотерные свойства гидроксида на примере Аl(OH)₃:

Al(OH)₃ + 3HCl ® AlCl₃ + H₂O; (49)

Al(OH)₃ + NaOH ® Na[Al(OH)₄]. (50)

 

1.3.4. Особенности транспортировки оснований

 

Наибольшее применение в технике из щелочей имеют гидроксиды натрия, калия, кальция и аммония.

Гидроксиды натрия и калия очень гигроскопичные кристаллические вещества, “расплываются” на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ:

2NaOH + CO₂ ® Na₂CO₃ + H₂O. (51)

Хранят эти гидроксиды и их водные растворы в хорошо закупоренных емкостях.

Водные растворы NaOH и KOH – сильные щелочи, их концентрированные растворы разрушают животные и растительные ткани, амфотерные металлы (алюминий, хром, цинк и др.).

Алюминий окисляется в воде в присутствии даже небольшого количества щелочи:

2Al + 6HOH + 2NaOH ® 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­; (52)

2Al + 6H⁺ + 8OH^- ® 2[Al(OH)₄]^- + 3H₂­.

Техническое название гидроксида натрия – жидкий каустик, или сода каустическая, гидроксида калия –едкое кали.

Гидроксид кальция в технике называют гашеной известью, так как он получается при действии на оксид кальция водой (гашение):

CaO + H₂O ® Ca(OH)₂. (53)

Растворы щелочей перевозят в специальных цистернах с нижним сливом, хранят в стальных герметичных резервуарах. Также перевозят и хранят гидроксид аммония – водный раствор аммиака:

NH₃ + H₂O ⇄ NH₃ × H₂O. (54)

В технике используют обычно 20–25%-ный раствор аммиака.

Не действуя на черные металлы, аммиак и его водные растворы разрушают медь и ее сплавы:

Cu + ½O₂ + 4NH₃ + H₂O ® [Cu(NH₃)₄](OH)₂. (55)

С воздухом газообразный аммиак образует взрывоопасные смеси при комнатной температуре с содержанием аммиака в смеси от 14,5 до 26,8 объемных процентов. Поэтому перевозят аммиак в сжиженном состоянии под давлением в стальных баллонах или в специальных железнодорожных цистернах в охлажденном состоянии (р = 2,5 атм.). Хранят аммиак в стальных резервуарах (танках). На цистернах обязательны трафареты “сжиженный газ”, “яд”, “опасно”.

Cоли

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислотах атомами металлов. Общая формула солей - Me_b^aAn_a^b.

1.4.1. Классификация и номенклатура солей

В зависимости от степени сложности состава различают пять типов солей - средние, кислые, основные, двойные, комплексные.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты (т. е. реакции нейтрализации):

1) если кислота и основание взяты в эквивалентных отношениях, то образуются средние соли:

(фосфат натрия)

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O; (56)

 

(хлорид магния)

2HCl + Mg(OH)₂ = MgCl₂ + 2H₂O; (57)

 

2) если основания взято меньше, то при упаривании образуются кристаллы кислых солей:

(гидрофосфат натрия)

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂НPO₄ + 2H₂O; (58)

 

(дигидрофосфат натрия)

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O. (59)

 

 

Значит в кислых солях помимо ионов металла и кислотного остатка содержатся ионы водорода. Образование кислых солей принципиально возможно в тех случаях, когда заряд аниона кислоты больше единицы;

3) основные соли - это соли, которые кроме ионов металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппы:

(гидроксохлорид магния)

HCl + Mg(OH)₂ = MgOHCl + H₂O. (60)

Образование основных солей принципиально возможно в тех случаях, когда степень окисления катиона основания больше единицы.

Названия солей бескислородных кислот имеют окончание “ ид ”: фторид, хлорид, сульфид и т. д. Названия солей оксокислот оканчиваются на “ ат ” с указанием степени окисления элемента: Na₂SO₄ - cульфат (VI) натрия; Na₂SO₃ - сульфат (IV) натрия.

Однако традиционно соли серной кислоты называются просто сульфатами, а сернистой - сульфитами. Точно также и для других кислот;

4) двойные соли - это такие соли, молекулы которых состоят из двух разнородных катионов и кислотного остатка.

Примерами двойных солей могут служить квасцы:

KAl(SO₄)₂ – алюмокалиевые квасцы (сульфат калия-алюминия);

NH₄Fe(SO₄)₂ – железоаммонийные квасцы (сульфат аммония-железа);

5) комплексные соли - это сложные координационные соединения, состоящие из внутренней и внешней сфер, например K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (III) калия.

 

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)

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)

 

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)

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):

a = . (80)

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процен­тах. Если a > 30 %, то электролит называется сильным, если a < 3 % - это слабый электролит, а если a = 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.

 

 

Т а б л и ц а 1.3

12Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: