Решебник по химии 8 класс Габриелян §26

Соли образуются в реакциях между веществами различных классов: кислотами и металлами (Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂), кислотами и оксидами металлов (CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O), кислотами и основаниями (NaOH + HCl → NaCl + H₂O), а также между солями и другими солями (CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaCl). Эти реакции показывают, что соли — это продукты замещения атомов водорода в кислотах атомами металлов или замещения гидроксогрупп в основаниях кислотными остатками.

Классифицируют соли по составу и способу замещения на средние (нормальные), кислые и основные. Средние соли образуются при полном замещении атомов водорода в кислоте на металл, кислые — при неполном замещении атомов водорода в кислоте на металл, а основные — при неполном замещении гидроксогрупп основания кислотными остатками. Названия солей образуются из названия кислотного остатка и названия металла в родительном падеже, с указанием валентности металла, если она переменная (например, сульфат меди(II), хлорид железа(III)).

Все соли обладают общими химическими свойствами: взаимодействуют с кислотами, основаниями, металлами и другими солями, если при реакции образуются нерастворимые вещества, газ или малодиссоциирующие соединения (слабые электролиты). Эти свойства обусловлены наличием в составе солей ионов металла и кислотного остатка.

Ознакомьтесь с коллекцией выданных вам образцов солей. Запишите их формулы, охарактеризуйте физические свойства, в том числе и растворимость в воде. Рассчитайте относительную молекулярную массу одной из выданных вам солей. Рассчитайте массовые доли элементов для этой же соли.

Выданные соли:

1. Хлорид натрия (NaCl) – бесцветные прозрачные кристаллы, хорошо растворим в воде, не имеет запаха, солёный на вкус.

2. Карбонат кальция (CaCO₃) – белое твёрдое вещество, практически нерастворим в воде, не имеет запаха, используется в строительстве и производстве бумаги.

3. Сульфат меди(II) (CuSO₄) – голубые кристаллы, хорошо растворимы в воде, не имеют запаха, используется в сельском хозяйстве, в качестве фунгицида.

Рассчитаем относительную молекулярную массу и массовые доли элементов для соли CuSO₄ (сульфат меди(II)):

Относительная молекулярная масса (Mr):

CuSO₄ = 64 + 32 + (16 × 4) = 64 + 32 + 64 = 160.

Массовые доли элементов:

• Медь (Cu): (64 ÷ 160) × 100% = 40%

• Сера (S): (32 ÷ 160) × 100% = 20%

• Кислород (O): (64 ÷ 160) × 100% = 40%

Таким образом, массовые доли элементов в сульфате меди(II): Cu – 40%, S – 20%, O – 40%.

При погружении стальной кнопки или скрепки в раствор сульфата меди(II) (CuSO₄) наблюдается постепенное покрытие поверхности металла красновато-коричневым налётом меди. Это происходит потому, что железо, содержащееся в стали, является более активным металлом, чем медь, и вытесняет её из раствора соли. В результате реакции образуется растворимый сульфат железа(II) и металлическая медь, оседающая на поверхности металла.

Уравнение наблюдаемой реакции выглядит следующим образом:

(Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu).

В пробирке с раствором хлорида натрия (NaCl) после добавления раствора нитрата серебра (AgNO₃) появляется белый творожистый осадок хлорида серебра (AgCl), нерастворимый в воде: (NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃).

В пробирке с раствором фосфата натрия (Na₃PO₄) при добавлении нитрата серебра образуется жёлтый осадок фосфата серебра (Ag₃PO₄), который также плохо растворим в воде: (Na₃PO₄ + 3AgNO₃ → Ag₃PO₄↓ + 3NaNO₃).

В пробирке с раствором иодида натрия (NaI) появляется осадок жёлтого цвета – иодид серебра (AgI), нерастворимый в воде: (NaI + AgNO₃ → AgI↓ + NaNO₃).

Таким образом, в каждой пробирке образуются характерные осадки различного цвета, что доказывает качественную реакцию на хлорид-, фосфат- и иодид-ионы с помощью раствора нитрата серебра.

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка. Это определение верно для средних или нормальных солей, в которых все атомы водорода кислоты полностью заменены на металл. Однако оно не учитывает кислые соли, содержащие ещё незамещённые атомы водорода, и основные соли, где часть гидроксогрупп основания остаётся в составе.

Соли классифицируются на средние, кислые и основные. Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл, например, (NaCl, K₂SO₄). Кислые соли содержат ионы водорода, не полностью замещённые на металл, например, (NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂). Основные соли содержат гидроксогруппы, не заменённые на кислотные остатки, например, (Cu(OH)Cl, ZnOHCl). Их сходство заключается в том, что они являются продуктами реакции кислоты и основания и содержат как катионы металлов, так и кислотные остатки.

Растворимость солей в воде зависит от их состава. Растворимыми являются соли натрия, калия, аммония, а также нитраты. Не растворяются в воде фосфаты, карбонаты, силикаты и сульфиды, за исключением соединений натрия, калия и аммония. Хлориды, сульфаты и многие другие соли растворимы, но есть исключения: хлорид серебра (AgCl) и сульфат бария (BaSO₄) не растворяются в воде.

Среди предложенных веществ солями являются:

(NiCl₂ – хлорид никеля(II), растворим),

(Pb(NO₃)₂ – нитрат свинца(II), растворим),

(Fe₂(SO₄)₃ – сульфат железа(III), растворим),

(Ba₃(PO₄)₂ – фосфат бария, нерастворим),

(CuSO₄ – сульфат меди(II), растворим),

(Sn(NO₃)₂ – нитрат олова(II), растворим).

Остальные соединения не являются солями:

(LiOH – основание),

(POCl₃ – хлорид фосфора),

(SiH₄ – гидрид кремния),

(SiCl₄ – хлорид кремния).

Получить сульфат цинка можно следующими реакциями:

1. Взаимодействием цинка с серной кислотой:

(Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑).

2. Взаимодействием оксида цинка с серной кислотой:

(ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O).

3. Взаимодействием гидроксида цинка с серной кислотой:

(Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + 2H₂O).

4. Взаимодействием карбоната цинка с серной кислотой:

(ZnCO₃ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + CO₂↑ + H₂O).

5. Реакцией между солью цинка и растворимым сульфатом, при которой образуется сульфат цинка и осадок другой соли, например:

(ZnCl₂ + Na₂SO₄ → ZnSO₄ + 2NaCl).

Эти реакции можно представить следующим образом:

1. Углерод сгорает с образованием углекислого газа:

(C + O₂ → CO₂).

2. Пропуская углекислый газ через растворимую соль магния (например, гидроксид магния), получаем карбонат магния:

(Mg(OH)₂ + CO₂ → MgCO₃↓ + H₂O).

3. При нагревании карбоната магния происходит его разложение с образованием оксида магния:

(MgCO₃ → MgO + CO₂↑).

4. Оксид магния реагирует с азотной кислотой, образуя нитрат магния:

(MgO + 2HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + H₂O).

5. Нитрат магния при действии щёлочи даёт гидроксид магния:

(Mg(NO₃)₂ + 2NaOH → Mg(OH)₂↓ + 2NaNO₃).

6. Гидроксид магния разлагается при нагревании до оксида магния:

(Mg(OH)₂ → MgO + H₂O).

Таким образом осуществляются все заданные превращения:

C → CO₂ → MgCO₃ → MgO → Mg(NO₃)₂ → Mg(OH)₂ → MgO

При нагревании гидрокарбонат натрия (NaHCO₃) разлагается по следующему уравнению:

(2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O↑)

По уравнению из 2 моль NaHCO₃ получается 1 моль CO₂ и 1 моль H₂O (то есть 2 моль газов). При нормальных условиях 1 моль газа занимает 22,4 л. Значит, из 2 моль NaHCO₃ образуется 2 × 22,4 = 44,8 л газов.

Рассчитаем, сколько моль газов нужно получить: 9 л: 22,4 л/моль ≈ 0,4018 моль газов.

Поскольку на 2 моль NaHCO₃ приходится 2 моль газов, количество вещества гидрокарбоната натрия равно количеству вещества газов, то есть 0,4018 моль.

Масса NaHCO₃ = 0,4018 моль × 84 г/моль ≈ 33,75 г.

Таким образом, для получения 9 л газов потребуется примерно 33,75 г гидрокарбоната натрия.

Сначала найдём массу чистого вещества BaCl₂ в растворе:

62,4 г × 0,05 = 3,12 г.

Запишем реакцию между BaCl₂ и Na₂SO₄:

(BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl)

Из 1 моль BaCl₂ (208 г) получается 1 моль BaSO₄ (233 г). Найдём количество вещества BaCl₂:

3,12 г : 208 г/моль = 0,015 моль.

Количество вещества осадка BaSO₄ будет тоже 0,015 моль.

Масса осадка BaSO₄:

0,015 моль × 233 г/моль ≈ 3,495 г.

Таким образом, масса выпавшего осадка составит около 3,5 г.

Запишем реакцию растворения карбоната кальция в соляной кислоте:

(CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O)

Рассчитаем массу HCl в растворе:

Масса раствора: 50 мл × 1,05 г/мл = 52,5 г.

Масса HCl: 52,5 г × 0,10 = 5,25 г.

Количество вещества HCl: 5,25 г : 36,5 г/моль ≈ 0,144 моль.

Количество вещества CaCO₃: 5 г : 100 г/моль = 0,05 моль.

По уравнению на 1 моль CaCO₃ требуется 2 моль HCl. Следовательно, на 0,05 моль CaCO₃ необходимо 0,1 моль HCl.

У нас имеется 0,144 моль HCl, что больше необходимого (0,1 моль). Таким образом, данной кислоты вполне достаточно для полного растворения кусочка мела массой 5 г.

Сода — это общее название двух химических соединений: карбоната натрия (Na₂CO₃), называемого также кальцинированной содой, и гидрокарбоната натрия (NaHCO₃), известного как пищевая или питьевая сода. Эти вещества имеют огромное значение в промышленности, быту и медицине, благодаря чему они получили широкое распространение в народном хозяйстве.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) используется в стекольной промышленности при производстве стекла и стеклоизделий. Она способствует снижению температуры плавления сырья и улучшает его прозрачность и прочность. Кроме того, карбонат натрия широко применяется в производстве моющих и чистящих средств, мыла, текстиля, бумаги, а также в металлургии для очистки металлов от примесей.

Гидрокарбонат натрия (пищевая сода) имеет особое значение в пищевой промышленности и кулинарии. Он используется в качестве разрыхлителя теста для хлебобулочных и кондитерских изделий, обеспечивая пышность выпечки. В медицине сода применяется в качестве антацидного средства, снимающего симптомы изжоги и кислотности желудка. Также сода используется в быту как универсальное чистящее средство, способное удалять загрязнения, жир и неприятные запахи.

История содового производства началась в глубокой древности. Уже в Древнем Египте люди получали соду естественным путём, выпаривая озёрную воду и получая твёрдое белое вещество, содержащее карбонат натрия. Такая сода использовалась египтянами для мумификации и изготовления стекла. Позже, в Средние века, сода стала важным сырьём для стеклодувов и мыловаров.

Однако вплоть до XVIII века соду получали только из природных источников, что ограничивало её доступность. Прорывом стало открытие в конце XVIII века французским химиком Николя Лебланом промышленного способа получения соды из поваренной соли. Этот метод стал первым шагом к массовому производству соды и получил название «метод Леблана». Несмотря на эффективность, метод имел серьёзные недостатки, связанные с загрязнением окружающей среды.

В середине XIX века бельгийский химик Эрнест Сольве предложил более экологичный и экономичный способ производства соды — аммиачный метод или метод Сольве. По этому способу сода образуется в результате реакции хлорида натрия, аммиака и углекислого газа в водном растворе. Метод Сольве значительно удешевил и упростил процесс получения соды, что сделало её доступной и массовой продукцией, необходимой практически во всех отраслях промышленности.

Таким образом, сода на протяжении многих веков была и остаётся одним из важнейших химических соединений, имеющих широкое применение в народном хозяйстве. Современное производство соды основано на эффективных и экологически безопасных технологиях, что делает её неотъемлемой частью промышленного и бытового использования.