Примеры солей в химии формулы: Классификация солей — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

Составить 20 формул солей. Химия, 8 класс

определите массу хлора для хлорирования смеси меди и железа массой 60 г. Массовая доля меди в смеси = 53.3%. В результате реакции образуется хлорид ме … ди 2 и хлорид железа 3. Мои расчёты : m (Cu) = 31.98 г m (Fe) = 28.02 г Потом я вычислила кол-во в-ва железа и меди n(Cu) = 0.5 моль n(Fe)=0.5 моль Дальше я не понимаю как решать

Фосфорная кислота, получаемая обработкой фосфата кальция серной кислотой, часто содержит примеси последней. Рассчитайте массовую долю серной кислоты в … водном растворе, если известно, что соотношение числа атомов фосфора и серы равно 900:1, а число атомов кислорода в системе в 1,276 раза больше числа атомов водорода. Ответ приведите в % с точностью до десятых.

При восстановлении фосфора в качестве исходного сырья использовали 100 г фосфата кальция. В результате переработки выход фосфора составил 75% от теоре … тически возможного. Рассчитайте объём фосфина (н. у.), который можно получить при взаимодействии полученного фосфора со щёлочью, если выход этой реакции составляет 80%?

Имеются два газа, взятых при одинаковых, отличных от нормальных, условиях.22 Общее число атомов в Газе 1 равно общему числу атомов в Газе 2 Общее число атомов кислорода в Газе 1 равно общему числу атомов кислорода в Газе 2 Количество вещества CO примерно равно 0,089 моль Число молекул в Газе 1 равно числу молекул в Газе 2

3. Напишите уравнения реакцииа) хлорирования 2- метилгексанаб) нитрования 2,2- диметилбутанав) сульфирования 2,3,4 — триметилпентана4. Составьте урав … нения реакций: а) горения гексана; б) бромирования метана; в) горения пентанапожалуйста ,ответьте​

Пожалуйста помогите 104 108 110 С объяснением

Объём кислорода (н.у.), необходимый для окисления 26,6 г меди, составляет ______ л. Ответ запишите с точностью до сотых.

1.Составьте формулы двух изомеров и двухгомологов для веществаСН3 – СН2 – СН – СН2 – СН3 ….. ………..|…………..СН3Дайте названия всем вещест … вам.пожалуйста ,ответьте ​

Два из трёх нитратов (натрия, цинка и серебра) смешали. При прокаливании смеси и оставшегося нитрата были получены газовые смеси с одинаковой молярной … массой. Какие нитраты смешали? Массовая доля какого нитрата в смеси больше?

Обчисліть масу (г) крейди CaCo3 кількістю речовини 0.2 моль

ПРИМЕР Урока развивающего контроля (химия) // Урок развивающего контроля // ГБОУ Лицей № 410

ПРИМЕР Урока развивающего контроля (химия) // Урок развивающего контроля // ГБОУ Лицей № 410

ПРИМЕР Урока развивающего контроля (химия)

УРОК _ХИМИИ
ТЕМА_«Основные классы соединений»
КЛАСС _8

ВИД   И   ТИП УРОКА: УРОК РАЗВИВАЮЩЕГО КОНТРОЛЯ

МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ: Учебник О.С. Габриелян «Химия. 8 класс.», М., Дрофа, 2010.

 

ТЕХНИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ: тексты заданий для проведения контрольной работы; вспомогательные алгоритмы, эталон контрольной работы, алгоритм исправления ошибок школьниками, система заданий для  коррекции ошибок, задания, аналогичные к/р для выборочного выполнения школьниками, дополнительные задания для учащихся, которые без ошибок справились с работой – для проведения урока по анализу к/р. 

 

ОБЩИЕ ЦЕЛИ УРОКА
Деятельностная цель: Формирование  мотивации образовательной деятельности школьников на основе личностно-ориентированного подхода для контроля уровня усвоения материала по теме «Основные классы соединений». Формирование способности учащихся к осуществлению контрольной функции.
Развивающая цель: контроль и самоконтроль изученных понятий и алгоритмов.

Формы работы учащихся:

  1. Самостоятельная индивидуальная работа учащихся по выполнению контрольной работы, которая состоит из трёх заданий. Первое задание проверяет знание учащимися основных классов соединений и их названия. Второе – умение составлять формулы гидроксидов и оксидов по степени окисления элементов. Третье —  расчётные задачи. Это позволяет проверить не только уровень специальных умений и навыков, но и степень овладения общеобразовательными компетенциями (методологические, логические умения; сравнение, сопоставление объектов по предложенным основаниям работа с информацией, представленной в разных формах и др.).
  2. Самоконтроль  — эталонный вариант предлагается ученику для сравнения и самостоятельного оценивания собственного варианта. Для каждого задания прописаны критерии, по которым будет осуществляться контроль. Таким образом, учащиеся изначально владеют информацией о «стоимости» каждого задания и могут прогнозировать свою оценку за контрольную работу.
  3. Педагогический контроль – эталон находится у педагога.  Способность к самооценке формируется путём согласования с учителем результата, на основе ранее установленных критериев и рефлексивного анализа допущенных ошибок.

Структура урока .

№ п/п

Этап урока

Деятельность учителя

Деятельность учащихся

УУД

1

Мотивация к контрольно-коррекционной деятельности. Продолжительность 2-3 минуты.

Применяет прием «До-после», в ходе которого школьники сами формулируют цель урока, создаёт условия для возникновения внутренней потребности включения в контрольно- коррекционную деятельность («хочу»), актуализирует требования к ученику со стороны контрольно-коррекционной деятельности  («надо»). Устанавливает тематические рамки и создает основу контрольно-коррекционных действий «могу». Организовывает повторение контролируемых способов действий, сопоставление учащимися своих работ по готовому образцу.

Принимают участие в диалоге с учителем, задают вопросы.

Регулятивные
целеполагание, включая постановку новых целей, преобразование практической задачи в познавательную;
прогнозирование — предвосхищение результата и уровня усвоения знаний;
Познавательные
умение структурировать знания;
Коммуникативные
умение слушать и вступать в диалог;  интегрироваться в группу сверстников и строить продуктивное взаимодействие и сотрудничество со сверстниками и взрослыми.

2

Контроль и самопроверка знаний. Продолжительность 37-42 минуты.

Организует индивидуальную деятельность учащихся (написание контрольной работы).
Консультирует учащихся.

Индивидуальная  работа. (Приложение 1). Проверяют свою работу по эталону (Приложение 2.).

Регулятивные
прогнозирование — предвосхищение результата и уровня усвоения знаний;
Познавательные
умение структурировать знания;
осуществлять выбор наиболее эффективных способов решения задач в зависимости от конкретных условий;
структурировать тексты, включая умение выделять главное и второстепенное, главную идею текста, выстраивать последовательность описываемых событий;
Личностные
формирование потребности в самовыражении и самореализации, позитивной моральной самооценки и моральных чувств.

3

Локализация индивидуальных затруднений. Продолжительность – 6-8 минут.

Применяет прием «З-Х-У», организует мотивирование учащихся к коррекционной деятельности.
Анализирует правильность самопроверки учащимися своих работ.
Уточняет алгоритм и правила устранения ошибок.

Определяют цель урока.
Определяют места
ошибок.
Указывают способы действий.
Сравнивают с эталоном и выполняют задания творческого уровня.

Познавательные
действия постановки и решения проблем.
установление  причинно-следственных связей;

4

Целеполагание и построение проекта коррекции выявленных затруднений. Продолжительность: 10-12 минут.

Применяет прием «Связующие Алгоритмы», организует процесс обсуждения учащимися целей коррекции, а также помогает выбрать необходимые средства и способы их достижения (Приложение 4) .

Формулируют индивидуальные цели и алгоритм коррекционных действий.
Выбирают способ и средство коррекции.

Регулятивные
постановка новых целей, преобразование практической задачи в познавательную;
самостоятельно анализировать условия достижения цели на основе учёта выделенных учителем ориентиров действия в новом учебном материале

5

Реализация построенного проекта. Продолжительность 7-8 минут.

Применяет прием «Мудрые совы», организует выполнение учащимися самостоятельной работы.
Осуществляет знаковую фиксацию преодоления затруднений.

Коррекция учащимися своих ошибок (работа с эталоном) в контрольной работе и применение соответствующих способов действий. Выполняют самостоятельную работу.

Выполняют самопроверку.

Регулятивные
контроль в форме сличения способа действия и его результата с заданным эталоном с целью обнаружения отклонений и отличий от эталона;
Познавательные
формулирование проблем и самостоятельное создание способов решения проблем творческого и поискового характера.

6

Обобщение затруднений во внешней речи
Продолжительность – 3-4 минуты

Применяет прием «Хочу спросить». Организует обсуждение типовых затруднений.
Проговаривает формулировки способов действий, которые вызвали затруднение.

Задают вопросы, участвуют в выявлении типичных ошибок.
Формулируют способы действий, которые вызвали затруднение.

Коммуникативные
умение слушать и вступать в диалог;  интегрироваться в группу сверстников и строить продуктивное взаимодействие и сотрудничество со сверстниками и взрослыми.
планирование учебного сотрудничества с учителем и сверстниками;

7

Самостоятельная работа с самопроверкой по эталону.
Продолжительность – 7-10 минут

Применяет прием «Райтинг», Организует выполнение учащимися самостоятельной работы.
Осуществляет знаковую фиксацию преодоления затруднений.

Выполняют самостоятельную работу.
Выполняют самопроверку, выставляют себе оценку.
Учащиеся, не допустившие ошибок в контрольной работе, выполняют самопроверку заданий творческого уровня по предложенному образцу (приложение 3.).

Регулятивные
контроль в форме сличения способа действия и его результата с заданным эталоном с целью обнаружения отклонений и отличий от эталона;
Познавательные
создавать и преобразовывать модели и схемы для решения задач;
осуществлять выбор наиболее эффективных способов решения задач в зависимости от конкретных условий;
давать определение понятиям;
устанавливать причинно-следственные связи;

8

Включение в систему знаний и повторения. Продолжительность 5-7 минут

Применяет прием «Мысли во времени», организует применение способов действий, вызвавших затруднения, повторение и закрепление ранее изученного материала и подготовка к изучению следующих разделов курса.

В течение 1 минуты учащиеся записывать свои мысли, которые «приходят в голову» и связаны со словом «Ошибка».

Регулятивные
Осуществление  констатирующий и предвосхищающий контроль по результату и по способу действия; актуальный контроль на уровне произвольного внимания;
самостоятельно оценивать правильность выполнения действия и вносить необходимые коррективы в исполнение как в конце действия, так и по ходу его реализации;
Коммуникативные
задавать вопросы, необходимые для организации собственной деятельности и сотрудничества с партнёром;
осуществлять взаимный контроль и оказывать в сотрудничестве необходимую взаимопомощь;
адекватно использовать речь для планирования и регуляции своей деятельности.

9

Рефлексия.
Продолжительность – 3-5 минут

Применяет прием «Рюкзак». Проговаривает механизм деятельности по контролю. 
Ведёт диалог с учащимися, в ходе которого школьники сами формулируют цель последующей деятельности. Предлагает учащимся:
-зафиксировать степень соответствия поставленной цели контрольной деятельности  и её результатов;
— оценить полученные результаты собственной деятельности;
-при необходимости определить задание для самоподготовки (домашнее задание с элементами выбора)

Принимают участие в игре, продолжая фразу «Я на уроке…» и передавая по цепочке импровизированный «рюкзак».
Фиксируют  степень соответствия поставленной цели контрольной деятельности  и её результатов.
Оценивают полученные результаты собственной деятельности.
При необходимости определяют задание для самоподготовки (домашнее задание с элементами выбора).
Записывают домашнее задание.

Познавательные
рефлексия способов и условий действий; контроль и оценка процесса и результатов действия
Личностные
самоопределение на основе развития самосознания и мировоззрения


Приложение 1.
Контрольная работа по теме
«Соединения химических элементов»

1. Из перечня формул выпишите отдельно формулы оксидов, оснований, кислот, солей и дайте им названия:
1 вариантh3SO4, Na2O, CuSO4, KOH, SO3, h3S, Mg(OH)2, Al2(SO4)3, FeS, h3O, Fe(OH)3, HCl
2 вариантCr(OH)3, HNO3, MgCl2, LiOH, FeSO4, h3SO3, CO2, AgNO3, Na2O, HF, Fe2O3, Ca(OH)2
3 вариант– NaCl, Cu2O, Cu(OH)2, HNO2, Al2S3, h3, N2O5, Al(OH)3, FeO, BaSO4, AgOH, h3CO3.
Критерии  оценки:


Правильно указаны оксиды – 1 б.
Правильно указаны основания – 1б.
Правильно указаны кислоты — 1б.
Правильно указаны соли — 1б.

Правильно названы все оксиды – 1 б.
Правильно названы все основания – 1 б.
Правильно названы все кислоты – 1 б.
Правильно названы все соли – 1 б.

ИТОГО

8 б.

2. Укажите заряды ионов и степени окисления элементов в формулах веществ. Для гидроксидов (кислоты и основания) запишите формулы соответствующих им оксидов, а для соли – формулы гидроксидов.
1 вариант – CaCO3, Cr(OH)3, h3SO4
2 вариант – Mg(OH)2, h3CO3, Na2SO4
3 вариант – NaOH, HNO3, Ba(NO3)2.
Критерии  оценки:


Правильно указаны заряды всех ионов — 1б.
Правильно указаны степени окисления всех элементов – 1б.
Правильно записаны формулы оксидов для гидроксидов – 1 б.
Правильно записаны формулы гидроксидов для соли – 1 б.

ИТОГО          4 б.

3. Решите задачу. Ответ запиши с точностью до сотых.
1 вариантСколько граммов сахара и сколько граммов воды надо взять для приготовления 250 г 12% раствора?
2 вариант – К 100 г 30 %-го раствора  сахара добавили 10 г сахара. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
3 вариант – К 200 г 10 %-го раствора  сахара добавили 100 г воды. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
Критерии  оценки:


Правильно записано условие задачи — 1б.
Правильно записана формула для нахождения неизвестного  – 1б.
Правильно сделаны вычисления – 1 б.

ИТОГО          3 б.

Критерии оценки за контрольную работу


Количество баллов

15-14

13-11

10-8

7-0

Оценка

«5»

«4»

«3»

«2»


Рекомендации по проведению и проверке контрольной работы.
Контрольная работа представляется в четырёх вариантах. В каждом задании представлены критерии оценивания. Эти критерии необходимо заранее (перед началом работы) оговорить с учащимися. Ребята должны знать, какую оценку они могут получить и что для этого необходимо выполнить. Проверку контрольной работы можно организовать таким способом, чтобы учащиеся использовали другой цвет ручки. На этом этапе не предполагается  выяснение причин своих ошибок и их исправление. Данный этап завершается фиксацией своих ошибок и выставлением самооценки и сдачей контрольной работы учителю. На этапе  выполнения самостоятельной работы учащиеся выполняют аналогичные задания из другого варианта в контрольной работе.
Данный формат контрольных работ позволяет учителю провести поэлементный анализ качества знаний по предложенной теме с целью дальнейшей коррекции содержания и методов обучения.
Приложение 2.
Контрольная работа по теме
«Соединения химических элементов»
Эталонный вариант

1. Из перечня формул выпишите отдельно формулы оксидов, оснований, кислот, солей и дайте им названия:
1 вариант


Оксиды

Основания

Кислоты

Соли

Na2O – оксид натрия
SO3 —  оксид серы (VI)
h3O – оксид водорода

KOH – гидроксид калия
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)
Mg(OH)2 – гидроксид магния

h3SO4 — серная
h3S — сероводородная
HCl – соляная (хлороводородная)

CuSO4 – сульфат меди (II)
Al2(SO4)3 — сульфат алюминия
FeS – сульфид железа (II)

2 вариант


Оксиды

Основания

Кислоты

Соли

CO2 – оксид углерода (IV)
Na2O – оксид натрия
Fe2O3 – оксид железа (III)

Cr(OH)3 —  гидроксид хрома(III)
LiOH – гидроксид лития
Ca(OH)2 – гидроксид кальция

HNO3 —  азотная
h3SO3 — сернистая
HF — фтороводородная

MgCl2 – хлорид магния
FeSO4 – сульфат железа (II)
AgNO3 – нитрат серебра  (I)

3 вариант


Оксиды

Основания

Кислоты

Соли

Cu2O – оксид меди (II)
FeO  — оксид железа (II)
N2O5 – оксид азота (V)

Cu(OH)2  — гидроксид меди (II)
AgOH  —  гидроксид серебра (I)
Al(OH)3 – гидроксид алюминия

 HNO2 —  азотистая
h3CO3 —  угольная
h3SiO3 —  кремневая

NaCl — хлорид натрия
Al2S3 — сульфид алюминия
BaSO4 – сульфат бария

2. Укажите заряды ионов и степени окисления элементов в формулах веществ. Для гидроксидов (кислоты и основания) запишите формулы соответствующих им оксидов, а для соли – формулы гидроксидов.

1 вариантзаряды ионовCa2+CO32-, Cr3+(OH)3-, H2+SO42-
                               степени окисления: Ca+2C+4O3-2, Cr3+(O-2H+1)3-, H2+1S+6O4-2
                               CaCO3→Ca(OH)2, Cr(OH)3 → Cr2O3, h3SO4→ SO3
                                               h3CO3
2 вариантзаряды ионов:  Na+2SO2-4, Mg2+ (OH) -2, H+2CO2-3
                               степени окисления: Na+12S+6O2-4, Mg2+ (O-2H+1)2, H+2C+4O2-3
                               Na2SO4→NaOH,   Mg(OH)2 → MgO, h3CO3→ CO2
                                               h3SO4

3 вариантзаряды ионов:  Ba2+ (NO3) -2, Na+OH- , H+NO-3
                               степени окисления: Ba+2 (N+5O2-3) -2, Na+1 O-2H+1, H+1N+5O2-3
                               Ba(NO3) 2→Ba(OH)2,   NaOH→ Na2O, HNO3→ N2O5
                                                   HNO3

3. Решите задачу.
1 вариантСколько граммов сахара и сколько граммов воды надо взять для приготовления 250 г 12% раствора?

Дано:                                      Решение:
mр-ра= 250 г                            mр.в.= ω* mр-ра = 0,12*250 = 30 г
ω = 12% = 0,12            mр-ль = mр-ра — mр.в = 250 – 30 = 220 г
 

mр.в.= х г
mр-ль= у г                       Ответ: 30 г, 220 г

2 вариант – К 100 г 30 %-го раствора  сахара добавили 10 г сахара. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
Дано:                                      Решение:
m1 р-ра= 100 г        m1р.в  = ω1* m1 р-ра = 0,3 * 100 = 30 г
ω1 = 30% = 0,3                    
m р.в .= 10 г          ω2= (m1р.в + m р.в )/  (m1 р-ра + m р.в ) = (30+10)/100+10 = 0,37
                                               
ω2 = x %                        Ответ: 37%

3 вариант – К 200 г 10 %-го раствора  сахара добавили 100 г воды. Какова массовая доля сахара в полученном растворе?
Дано:                                      Решение:
m1 р-ра= 200 г        m1р.в  = ω1* m1 р-ра = 0,1 * 200 = 20 г
ω1 = 10% = 0,1
m р-ль.= 100 г       ω2= m1р.в /  (m1 р-ра + m р-ль ) = 20/200+100= 0,07

 

ω2 = x %              Ответ: 7%


Приложение 3.
Дополнительные задания
для учащихся, которые без ошибок справились с контрольной работой.
Вариант 1

  1. Составьте формулы следующих веществ: нитрита магния, бромида кальция,  фосфата стронция, оксида мышьяка (V), фосфата калия, гидроксида свинца (II), оксида кремния (II), бромной кислоты (правильно составлены все формулы — 8 б.).
  2. Заполните таблицу по образцу (правильно составлены все формулы — 9 б.):

 

  1. Смешали 200 г 40 %-го и 100 г 30 %-го растворов азотной кислоты. Определите массовую долю кислоты в полученном растворе (правильно записано условие задачи, правильно записана формула для нахождения неизвестного, правильно сделаны вычисления – 3 б.).

Вариант 2.

  1. Составьте формулы следующих веществ: нитрата кальция, фторида алюминия, карбоната лития, оксида мышьяка (III), сульфита натрия, гидроксида железа (II), оксида меди (II), хлорной кислоты (правильно составлены все формулы — 8 б.).
  2. Заполните таблицу по образцу (правильно составлены все формулы — 9 б.):

 

  1. Смешали два раствора гидроксида натрия: 120 г 5 %-го раствора и 130 г 15 %-го раствора. Рассчитайте массовую долю гидроксида натрия в полученном растворе (правильно записано условие задачи, правильно записана формула для нахождения неизвестного, правильно сделаны вычисления – 3 б.).

Приложение 4.
Алгоритм исправления ошибок школьниками:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Приложение 5.
Алгоритм конструирования урока развивающего контроля.

    1. Определить форму и процедуру проведения контрольной работы.
    2. Составить список знаний – понятий, алгоритмов, правил, способов действий и т.д., которые требуют контроля усвоения. Подобрать соответствующие эталоны.
    3. В соответствии с принципом минимакса подобрать задания для контрольной работы на применение перечисленных знаний.
    4. Составить контрольную работу.
    5. Подобрать задания для этапа самостоятельной работы с самопроверкой.
    6. Определить критерии оценивания контрольной работы и форму его представления учащимся.
    7. Подготовить образцы и эталоны для самопроверки.
    8. Определить способы организации самопроверки контрольной и самостоятельной работ.
    9. Продумать форму организации этапа мотивации.
    10. Продумать форму организации актуализации знаний.
    11. Продумать организацию работы с алгоритмом исправления и, при необходимости, составить диалог для его коррекции на уроке.
    12. Спроектировать деятельность учащихся, зафиксировавших отсутствие затруднений (подобрать задания более высокого уровня сложности, продумать способ их предъявления и проверки, продумать возможность их включения в консультационную работу и пр.)
    13. Продумать формы организации работы в классе на каждом этапе урока.
    14. Продумать форму организации этапа рефлексии.
    15. Сконструировать диалоги для организации коллективной работы на всех этапах урока.
    16. В случае организации  групповой работы, сформулировать задания и способы организации обратной связи по результатам работы групп.
    17. Подобрать задания для этапа повторения, продумать аргументацию выбора заданий.
    18. Составить технологическую карту урока.
    19. Провести анализ технологической карты. Внести корректировку.

Алгоритм подготовки урока развивающего контроля см. Приложение 5.

Соли: химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Соли – это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.

 

 

1. Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными. 

кислотный оксид + основный оксид = соль

Например, оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия:

SO3  +  Na2O  →  Na2SO4

 

2. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми. 

Щелочь + любая кислота = соль + вода

Например, гидроксид натрия реагирует с соляной кислотой:

HCl  +  NaOH → NaCl  +  H2O

При взаимодействии щелочей с избытком многоосновной кислоты образуются кислые соли.

Например, гидроксид калия взаимодействует с избытком фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата калия или дигидрофосфата калия:

 

H3PO4  +  KOH  →  KH2PO4  +  H2O

H3PO4  +  2KOH  →  K2HPO4  +  2H2O

 

Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.

Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) реагирует с серной кислотой:

H2SO4  +  Cu(OH)2 → CuSO4  +  2H2O

Все амфотерные гидроксиды — нерастворимые. Следовательно, они ведут себя как нерастворимые основания при взаимодействии с кислотами:

Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода

Например, гидроксид цинка (II) реагирует с соляной кислотой:

2HCl  +  Zn(OH)2 → ZnCl2  +  2H2O

Также соли образуются при взаимодействии аммиака с кислотами (аммиак проявляет основные свойства).

Аммиак + кислота = соль

Например, аммиак реагирует с соляной кислотой:

NH3  +  HCl → NH4Cl

 

 

 

 

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты  взаимодействуют с любыми основными оксидами.

Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Например, соляная кислота реагирует с оксидом меди (II):

2HCl  +  CuO   →  CuCl2  +  H2O

 

 

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.

Щёлочь + кислотный оксид → соль + вода

Например, гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия:

2NaOH  +  CO2  →  Na2CO3  +  H2O

При взаимодействии щелочей с избытком кислотных оксидов, которым соответствуют многоосноосновные кислоты, образуются кислые соли.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия с избытком углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия:

NaOH  +  CO2  →  NaHCO3

Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI), но не вступает в реакцию с углекислым газом:

Cu(OH)2  +  CO2  ≠  

Cu(OH)2  +  SO3  →  CuSO4  +  H2O  

 

 

 

 

 

5. Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.

Например: карбонат кальция CaCO3  (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

CaCO3 + H2SO4  →  CaSO4 + 2H2O + CO2

Силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота:

Na2SiO3 + 2HCl  →  H2SiO3↓ + 2NaCl

 

 

 

6. Соли можно получить окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например, кислород  окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:

2Na2SO3  + O2  →  2Na2SO4

 

7. Еще один способ получения солей — взаимодействие металлов с неметаллами. Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.

Например, сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция:

Ca  + S  →  CaS

 

8. Соли образуются при растворении металлов в кислотах. Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.

Кислоты-окислители реагируют с металлами с образованием продуктов восстановления азота и серы. Водород в таких реакциях не выделяется! 

Минеральные кислоты реагируют по схеме: 

металл + кислота → соль + водород

При этом с кислотами реагируют только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. А образуется соль металла с минимальной степенью окисления.

Например, железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl2  + H2

 

 

9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H2+O = 2Na[Al+3(OH)4] + 3H20

 

 

10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметаллами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH + Cl20 = NaCl + NaOCl+ + H2O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH + Cl20 = 5NaCl + NaCl+5O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH + Si0 + H2+O= Na2Si+4O3 + 2H20

Фтор окисляет щёлочи:

2F20 + 4NaO-2H = O20 + 4NaF + 2H2O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

 

 

 

11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.

Например, хлор взаимодействует с бромидом калия:

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2 

Но не реагирует с фторидом калия:

KF +Cl2

 

1. В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме+ и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.

Например, хлорид кальция диссоциирует почти полностью:

CaCl2  →  Ca2+  +  2Cl

Кислые и основные соли диссоциируют cтупенчато. При диссоциации кислых солей сначала разрываются ионные связи металла с кислотными остатком, затем диссоциирует кислотный остаток кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка.

Например, гидрокарбонат натрия диссоциирует в две ступени:

 NaHCO3 → Na+ + HCO3

HCO3  → H+ +  CO32–

Основные соли также диссоциируют ступенчато.

Например, гидроксокарбонат меди (II) диссоциирует в две ступени:

 (CuOH)2CO3 → 2CuOH+ + CO32–

CuOH+ → Cu2+ +  OH

Двойные соли диссоциируют в одну ступень.

Например, сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:

 KAl(SO4)2 → K+ + Al3+ + 2SO42–

Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.

Например, хлорид-гипохлорид кальция диссоциирует в одну ступень:

 CaCl(OCl) → Ca2+ + Cl + ClO

Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.

Например, тетрагидроксоалюминат калия распадается на ионы калия и тетрагидроксоалюминат-ион:

 K[Al(OH)4] → K+ + [Al(OH)4]

 

 

2. Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами. При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении

соль1 + амфотерный оксид = соль2 + кислотный оксид

соль1 + твердый кислотный оксид = соль2 + кислотный оксид

соль + основный оксид ≠ 

Например, карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV)  с образованием силиката калия и углекислого газа:

K2CO3 + SiO2 → K2SiO3 + CO2

Карбонат калия также взаимодействует с оксидом алюминия  с образованием алюмината калия и углекислого газа:

K2CO3 + Al2O3 → 2KAlO2 + CO2

 

 

3. Соли взаимодействуют с кислотами. Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».

4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.

Растворимая соль + щелочь  = соль2 + основание

Например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II):

CuSO4 + 2KOH  →  Cu(OH)2 + K2SO4

Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:

(NH4)2SO4 + 2KOH  →  2NH3↑ + 2H2O + K2SO4

Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.

Кислая соль + щелочь  = средняя соль + вода

Например, гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:

KHCO3 + KOH  →  K3CO3 + H2O

 

 

5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.

Растворимая соль1 + растворимая соль= соль3 + соль4

Растворимая соль + нерастворимая соль ≠ 

Например, сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария:

CuSO4 + BaCl2  →  BaSO4↓+ CuCl2

Некоторые кислые соли взаимодействуют с кислыми солями более слабых кислот. При этом более сильные кислоты вытесняют более слабые:

Кислая соль1 + кислая соль= соль3 + кислота

Например, гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:

KHSO+ KHCO3 = H2O + CO2↑ + K2SO4

Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями. 

Например, фосфат калия взаимодействует с дигидрофосфатом калия с образованием гидрофосфата калия:

K3PO+ KH2PO4 = 2K2HPO4

 

 

6. Cоли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные. 

Например, железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

А вот серебро вытеснить медь не сможет:

CuSO4 + Ag ≠ 

Соль1 + металл= соль2 + металл2

Обратите внимание! Если реакция протекает в растворе, то добавляемый металл не должен реагировать с водой в растворе. Если мы добавляем в раствор соли щелочной или щелочноземельный металл, то этот металл будет реагировать  преимущественно с водой, а с солью будет реагировать незначительно.

Например, при добавлении натрия в раствор хлорида цинка натрий будет взаимодействовать с водой: 

2H2O + 2Na = 2NaOH + H2

Образующийся гидроксид натрия, конечно, будет реагировать с хлоридом цинка:

ZnCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Zn(OH)2

Но сам-то натрий с хлоридом цинка, таким образом, взаимодействовать напрямую не будет!

ZnCl2(р-р) + Na ≠ 

А вот в расплаве эта реакция при определенных условиях уже может протекать, так как в расплаве никакой воды нет.  

ZnCl2(р-в) + 2Na = 2NaCl + Zn

И еще один нюанс. Чтобы получить расплав, соль необходимо нагреть. Но многие соли при нагревании разлагаются.  И реагировать с металлом, естественно, при этом не могут. Таким образом, реагировать с металлами в расплаве могут только те соли, которые не разлагаются при нагревании. А разлагаются при нагревании почти все нитраты, нерастворимые карбонаты и некоторые другие соли.

Например, нитрат меди (II) в расплаве не реагирует с железом, так как при нагревании нитрат меди разлагается: 

2Cu(NO3)= 2CuO + 4NO2 + O2

Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:

CuO + Fe = FeO + Cu

Но сам-то нитрат меди, получается, с железом реагировать напрямую не будет!

Cu(NO3)2, (расплав) + Fe ≠ 

 

 

 

При добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO3) произойдет химическая реакция:

2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag

 

При добавлении железа (Fe) в  раствор соли меди (CuSO4) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

CuSO4  + Fe = FeSO4 + Cu

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

Pb(NO3)2  + Zn = Pb + Zn (NO3)2

 

 

7. Некоторые соли при нагревании разлагаются

Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией. К таким солям относятся:

  • Нитрат, дихромат, нитрит аммония:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

NH4NO2→ N2 + 2H2O

(NH4)2Cr2O7  → N2 + 4H2O + Cr2O3

2AgNO→ 2Ag +2NO2 + O2

  • Галогениды серебра (кроме AgF):

2AgCl  → 2Ag + Cl2

Некоторые соли разлагаются без изменения степени окисления элементов. К ним относятся:

  • Карбонаты и гидрокарбонаты:

MgСO3MgO + СО2

2NaНСО3Na2СО3 + СО2 + Н2О

  • Карбонат, сульфат, сульфит, сульфид, хлорид, фосфат аммония:

NH4Cl NH3+ HCl

(NH4)2CO32NH3+ CO2 + H2O

(NH4)2SO4NH4HSO4+ NH3

 

 

7. Соли проявляют восстановительные свойства. Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.

Например, йодид калия окисляется хлоридом меди (II):

4KI + 2Cu+2 Cl2 → 4KCl  +  2Cu+l + I20

 

 

8. Соли проявляют и окислительные свойства. Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлов или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления. Окислительные свойства некоторых солей рассмотрены в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Опасные и легковоспламеняющиеся вещества » Предметы запрещенные для пересылки » Посылка » Бизнес » Omniva

Взрывоопасные и взрывчатые вещества
 
Определение:
Любые химические соединения, смеси или средства, которые могут вызвать взрыв или использование которых сопровождается риском моментального разогревания и выделения газа. Все взрывчатые вещества запрещены.

 

Пример:
нитроглицерин, пистоны, ракеты для салюта, зажигательные смеси, взрывчатка, осветительные ракеты, амуниция и т.д.
 
Газы (сжатые, сжиженные или растворенные под давлением)
Определение:
Стабильные газы, которые не сжижаются под воздействием температуры окружающей среды, растворенные в растворителе под давлением. Запрещены:
  • сжатые и воспламеняющиеся газы: водород, этан, метан, пропан, бутан, зажигалки, газовые цилиндры для примусов, паяльные лампы и т.д.
  • токсичные сжатые газы: хлор, фтор и др.
  • невоспламеняющиеся сжатые газы: диоксид углерода, азот, неон, огнетушительные аппараты, в которых есть такие газы, и т.п.
  • аэрозоли
 
ВОСПЛАМЕНЯЮЩИЕСЯ ЖИДКОСТИ
 
Определение:
Жидкости, смеси жидкостей или жидкости, в которых есть твердые частицы в виде раствора или суспензии, создающие горючие пары. Запрещены все жидкости, температура возгорания которых в закрытом сосуде ниже 55ºC.

 

Пример:
ацетон, бензол, чистящие средства, бензин, горючее для зажигалок, растворители для красок и чистящие средства, керосин, растворители и т.п.
 
ЛЕГКОВОСПЛАМЕНЯЮЩИЕСЯ ТВЕРДЫЕ ВЕЩЕСТВА
 
Определение:
Твердые материалы. причиной возгорания которых может быть трения, поглощения влаги, спонтанной химической реакции или тепло, удерживаемого в процессе обработки, или которые легко воспламеняется и горят.

 

Пример:
спички, карбид кальция, целлюлоза, вещества, содержащие нитрат, металлический магний, пленка на базе нитроцеллюлозы, фосфор, калий, натрий, гидрид натрия, порошок цинка, гидрид циркония и т.п.
 
ОКСИДИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА И ОРГАНИЧЕСКИЕ ПЕРОКСИДЫ
 
Определение:
Эти вещества являются самовоспламеняемыми, хоть и не всегда, но они могут вызвать или способствовать воспламенению других веществ. Кроме этого, они могут взорваться, вызвать опасную реакцию, взаимодействовать с другими веществами и создавать угрозу для здоровья.

 

Пример:
броматы, хлораты, компоненты средств для ремонта изделий из стекловолокна, перхлораты, перманганаты, пероксиды и т.п.
 
ТОКСИЧНЫЕ ВЕЩЕСТВА И ВЕЩЕСТВА, СПОСОБСТВУЮЩИЕ РАСПРОСТРАНЕНИЮ ИНФЕКЦИЙ, ДРУГИЕ МЕДИЦИНСКИЕ ВЕЩЕСТВА
 
Определение:
Вещества, которые после их заглатывания, вдыхания или соприкосновения с кожей могут вызвать смерть или повреждения. Вещества, содержащие микроорганизмы или их токсины, которые определенно или, возможно, могут способствовать распространению заболеваний.

 

Пример:
мышьяк, бериллий, цианид, фтор, водород, селенит, ртуть, ртутные соли, иприт, диоксид азота, патогенный материал, крысиный яд, сыворотка, вакцины и т.п.
 
РАДИОАКТИВНЫЙ МАТЕРИАЛ
 
Определение:
Все материалы, специфическая активность которых выше 74 килобеккерелей на килограмм (0,002 микрокюри на грамм). Все радиоактивные материалы запрещены.

 

Пример:
распадающиеся вещества (уран 235 и т.п.), радиоактивные отходы, урановая руда или ториевая руда и т.п.
 
ЕДКИЕ ВЕЩЕСТВА
 
Определение:
Вещества, которые могут причинить серьезный вред, поскольку они оказывают химическое воздействие на живые ткани, товары или транспортное средство.

 

Пример:
хлорид алюминия, гидроксид натрия, едкая чистящая жидкость, средство для снятия/предотвращения ржавчины, едкое средство для снятия краски, электробатарейки, соляная кислота, азотная кислота, серная кислота и т.п.
 
ДРУГИЕ ОПАСНЫЕ ВЕЩЕСТВА
 
Определение:
Вещества, создающие угрозу, которую невозможно классифицировать в соответствии с вышеуказанными категориями.

 

Пример:
асбест, сухой лед, магнетизированный материал с силой магнитного поля 0,159 А или выше на расстоянии 2,1 м от упаковки и т.п.

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных.

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)x.

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

  • в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
  • исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

  • 1) PbS + KOH
  • 2) FeCl3 + NaOH

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H2S, H2CO3, H2SO3, HF, HNO2, H2SiO3 и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H2S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

  • исходные соли растворимы;
  • в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH4+ и анионы NO2 , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):

Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N2 или оксид азота (I):

Разложение хлората калия

Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO2), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:

Без катализатора, реакция будет протекать по типу сопропорционирования:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 оС. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)4] и [Zn(OH)4]2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:

Общий анализ мочи с микроскопией

Общий анализ мочи — это совокупность различных диагностических тестов, направленных на определение общих свойств мочи, а также физико-химического и микроскопического ее исследования. При этом определяются такие показатели, как цвет, запах, прозрачность, реакция (рН), плотность, содержание в моче белка, глюкозы, кетоновых тел, билирубина и продуктов его метаболизма. В осадке мочи определяется наличие клеточных элементов, а также солей и цилиндров.

Синонимы русские

Клинический анализ мочи, ОАМ.

Синонимы английские

Complete Urinalysis.

Метод исследования

Метод «сухой химии» + микроскопия.

Единицы измерения

Клет./мкл (клетка на микролитр).

Какой биоматериал можно использовать для исследования?

Среднюю порцию утренней мочи, первую порцию утренней мочи, третью порцию утренней мочи.

Как правильно подготовиться к исследованию?

  • Исключить прием мочегонных препаратов в течение 48 часов до сбора мочи (по согласованию с врачом).
  • Женщинам рекомендуется сдавать мочу до менструации или через 2-3 дня после ее окончания.

Общая информация об исследовании

Моча – конечный продукт работы почек, который является одним из основных компонентов обмена веществ и отражает состояние крови и метаболизма. Она содержит воду, продукты метаболизма, электролиты, микроэлементы, гормоны, слущенные клетки канальцев и слизистой мочевыводящих путей, лейкоциты, соли, слизь. Совокупность физических и химических параметров мочи, а также анализ содержания в ней различных продуктов метаболизма дает возможность оценить не только функцию почек и мочевыводящих путей, но и состояние некоторых обменных процессов, а также выявить нарушения в работе внутренних органов. Эту информацию помогает получить расшифровка общего анализа мочи.

Микроскопия осадка мочи – это качественное и количественное определение в моче ряда нерастворимых соединений (органических и неорганических). Доступные для изучения показатели позволяют получить дополнительную информацию, касающуюся обмена веществ, а также инфекционных и воспалительных процессов.

В основе метода «сухой химии» лежит эффект изменения окраски реакционной зоны тест-полоски в результате реакции красителя, присутствующего в реакционной зоне с молекулами белка мочи. Реакционная зона представляет собой пористую полоску, пропитанную раствором реагентов и высушенную. В состав реагентов входят вещества, обеспечивающие стабилизацию рН (буфер), и краситель. Когда реакционная зона пропитывается мочой, сухие компоненты растворяются и происходит реакция с компонентами мочи. Если в моче отсутствует белок, то реакционная зона остается бесцветной либо слегка желтоватой, поскольку молекулы красителя поглощают свет в синей области спектра. Если в пробе мочи, которой пропитывается реакционная зона, присутствуют молекулы белка, то молекулы красителя образуют комплексы с последними и их спектр поглощения сдвигается в красную сторону, что позволяет осуществить оценку реакции и составить отчет по анализируемым показателям.

Необходимо помнить, что результаты общего анализа мочи может правильно интерпретировать, оценить их соответствие нормам только лечащий врач с учетом клинических и лабораторных данных, данных объективного осмотра и заключений инструментальных исследований.

Для чего используется исследование?

  • Для комплексного обследования организма.
  • Для диагностики и дифференциальной диагностики заболеваний почек и мочевыводящих путей.
  • Для того чтобы оценить эффективность лечения заболеваний органов мочевыделения.
  • Для диагностики заболеваний обмена веществ, нарушений водно-электролитного баланса.
  • Для диагностики заболеваний желудочно-кишечного тракта.
  • Для диагностики инфекционных и воспалительных заболеваний.
  • Для оценки и мониторинга клинического состояния пациента в период хирургического и/или терапевтического лечения.

Когда назначается исследование?

  • При комплексном обследовании и мониторинге пациентов различного профиля.
  • При профилактическом обследовании.
  • При симптомах заболевания мочевыделительной системы (изменение цвета и запаха мочи, частое или редкое мочеиспускание, увеличение или уменьшение суточного объема мочи, боли в нижней части живота, боли в поясничной области, повышение температуры, отеки).
  • Во время и после курса лечения патологии почек и мочевыводящих путей.
  • На фоне приема нефротоксичных лекарственных препаратов.

Что означают результаты?

Расшифровка общего анализа мочи:

Референсные значения (показатели нормы)

Цвет: от соломенно-желтого до желтого.

Прозрачность: прозрачная.

Белок: не обнаружено или менее 0,1 г/л.

Глюкоза: не обнаружено.

Билирубин: не обнаружено.

Уробилиноген: не обнаружено или следы.

Кетоновые тела: не обнаружено.

Нитриты: не обнаружено.

Реакция на кровь (гемоглобин): не обнаружено.

Удельный вес: 1.003 — 1.030.

Реакция: 5.0 — 7.5.

Лейкоцитарная эстераза:* не обнаружено или следы.

Исследование осадка мочи

  • Бактерии: не обнаружены или небольшое количество.
  • Эпителий плоский 

Пол

Референсные значения

Мужской

0 — 9 клет./мкл

Женский

0 — 15 клет./мкл

Пол

Референсные значения

Мужской

0 — 16,5 клет./мкл

Женский

0 — 27,5 клет./мкл

  • Эритроциты: 0 — 11 клет./мкл.
  • Цилиндры: не обнаружено.
  • Слизь: небольшое количество.
  • Кристаллы (оксалаты): отсутствуют.

* Лейкоцитарная эстераза — фермент, вырабатываемый лейкоцитами.

Цвет

Цвет мочи в норме колеблется от соломенного до насыщенного желтого. Он определяется присутствием в ней красящих веществ – урохромов, от концентрации которых в основном и зависит интенсивность окраски. Насыщенный желтый цвет обычно указывает на относительную высокую плотность и концентрированность мочи. Бесцветная или бледная моча имеет низкую плотность и выделяется в большом количестве.

Изменение окраски мочи иногда связано с рядом патологических состояний. Темный цвет может свидетельствовать о присутствии билирубина или высокой концентрации уробилиногена. Различные оттенки красного могут появляться при выделении крови с мочой. Некоторые лекарственные средства и пищевые продукты тоже придают моче различные оттенки красного и желтого. Белесый цвет мочи может быть обусловлен примесью гноя, выпадением в осадок солей, присутствием лейкоцитов, клеток и слизи. Сине-зеленые оттенки мочи могут быть следствием усиления процессов гниения в кишечнике, что сопровождается образованием, всасыванием в кровь и выделением специфических красящих веществ.

Реакция

Кислотно-щелочная реакция (рН), как и некоторые другие показатели общего анализа мочи, зависит от пищи и некоторых метаболических процессов. Животная пища вызывает закисление мочи (рН менее 5), молочно-растительная – способствует ее защелачиванию (рН более 7). Почки тоже могут влиять на кислотность мочи.

Кроме того, к закислению мочи приводит нарушение солевого баланса крови (гипокалиемия) и некоторые заболевания (сахарный диабет, подагра, лихорадки и др.).

Чрезмерная щелочная реакция мочи может возникать при воспалительных/инфекционных заболеваниях почек и мочевыводящих путей, массивной потере солей (из-за рвоты, поноса), нарушении почечной регуляции кислотности мочи или примеси крови в ней.

Удельный вес

Удельный вес мочи (относительная плотность) отражает способность почек к концентрированию и разведению мочи. Он существенно зависит от объема потребляемой жидкости.

Удельный вес мочи превышает норму, например, при ухудшении фильтрации крови через почки (заболевания почек, ослабление работы сердца), больших потерях жидкости (понос, рвота) и накоплении в моче растворимых примесей (глюкозы, белка, лекарств, а также их метаболитов). Снижаться он может из-за некоторых заболеваний почек и нарушений гормональной регуляции процесса концентрации мочи.

Прозрачность

В норме моча должна быть прозрачной. Мутнеть она может из-за примеси эритроцитов, лейкоцитов, клеток эпителия мочевыводящих путей, жировых капель, кислотности и выпадения в осадок солей (уратов, фосфатов, оксалатов). При длительном хранении моча иногда становится мутной в результате размножения бактерий. В норме небольшая мутность обусловлена присутствием эпителия и слизи.

Цвет

Цвет мочи в норме колеблется от соломенного до насыщенного желтого и зависит от содержания урохромов. Насыщенный желтый цвет обычно указывает на относительно высокую плотность и концентрированность мочи. Бесцветная или бледная моча имеет низкую плотность и выделяется в большом количестве. Темный цвет может свидетельствовать о присутствии билирубина или высокой концентрации уробилиногена. Различные оттенки красного появляются при выделении крови с мочой. Некоторые лекарственные средства и пищевые продукты тоже придают моче различные оттенки красного и желтого. Белесый цвет мочи бывает обусловлен примесью гноя, выпадением в осадок солей, присутствием лейкоцитов, клеток и слизи. Сине-зеленые оттенки бывают следствием усиления процессов гниения в кишечнике, что сопровождается образованием специфических красящих веществ, их всасыванием в кровь и выделением.

Белок

Причины протеинурии:

  • Нарушение фильтрационного барьера – потеря альбуминов (гломерулонефрит, нефротический синдром, амилоидоз, злокачественная гипертензия, люпус-нефрит, сахарный диабет, поликистоз почек)
  • Уменьшение реабсорбции – потеря глобулинов (острый интерстициальный нефрит, острый почечный некроз, синдром Фанкони)
  • Увеличение продукции способных к фильтрации белков (множественная миелома, миоглобинурия)
  • Изолированная протеинурия без нарушения функции почек (на фоне лихорадки, физических упражнений, длительного пребывания в вертикальном положении, застойной сердечной недостаточности или идиопатических причин)

Билирубин появляется в моче при патологии печени, нарушении проходимости желчевыводящих путей.

Уробилиноген окрашивает мочу в желтый цвет.

Причины повышения:

  • гемолитические анемии,
  • энтериты,
  • нарушение функции печени.

Причины понижения:

  • снижение печеночной функции (уменьшение продукции желчи),
  • механическая желтуха,
  • кишечный дисбиоз.

Нитриты

Причины повышения: присутствие бактерий в моче.

Глюкоза

Причины повышения:

  • Сахарный диабет, гестационный диабет
  • Другие эндокринные нарушения (тиреотоксикоз, синдром Кушинга, акромегалия)
  • Нарушение канальцевой реабсорбции в почках (синдром Фанкони)

Кетоновые тела в норме отсутствуют в моче. Повышаются при сахарном диабете и указывают на ухудшение состояния больного. Могут появляться в моче при голодании, резком ограничении употребления углеводов, продолжительных подъемах температуры (лихорадке).

Реакция на кровь (гемоглобин). В норме моча не содержит кровь или продукты ее распада (гемоглобин). Форменные элементы крови (эритроциты, лейкоциты и др.) могут попадать в нее из сосудистого русла через почечный фильтр (например, при заболеваниях крови или токсических состояниях, сопровождающихся гемолизом) и при фильтрации эритроцитов из крови (при заболевании почек или при кровотечениях из органов мочевыделения).

Плоский эпителий в норме встречается в виде единичных клеток. Увеличение их числа указывает на воспалительный процесс мочевыводящих путей.

Эритроциты в норме присутствуют в моче в незначительном количестве.

Причины гематурии:

  • Подострый инфекционный эндокардит
  • Застойная сердечная недостаточность
  • Доброкачественная семейная гематурия, доброкачественная рецидивирующая гематурия
  • Туберкулез почки
  • Травма, повреждение уретры мочевым катетером
  • Тромбоз вен почки
  • Васкулиты
  • Инфаркт почки
  • Поликистоз почек
  • Инфекция (цистит, уретрит, простатит)
  • Новообразования (рак почек, рак простаты, рак мочевого пузыря)
  • Мочекаменная болезнь, или кристаллурия
  • Системная красная волчанка, люпус-нефрит
  • Гломерулонефрит

Лейкоциты в моче здорового человека встречаются в незначительном количестве.

Причины лейкоцитурии:

  • Лихорадка
  • Туберкулез почки
  • Гломерулонефрит
  • Интерстициальный нефрит, пиелонефрит
  • Инфекция мочевыделительного тракта

Цилиндры (указывают на нарушения функции клубочка и канальцев). Высокочувствительный метод, применяемый при общем анализе мочи, может выявить минимальное количество цилиндров в моче здорового человека.

Причины появления появления цилиндров в моче:

  • Инфаркт почки
  • Гломерулонефрит
  • Нефротический синдром и протеинурия
  • Тубуло-интерстициальный нефрит, пиелонефрит
  • Хроническая почечная недостаточность
  • Застойная сердечная недостаточность
  • Диабетическая нефропатия
  • Злокачественная гипертензия
  • Лихорадка с обезвоживанием, перегрев
  • Интенсивные физические нагрузки, эмоциональный стресс
  • Отравление тяжелыми металлами
  • Амилоидоз почек
  • Туберкулез почки
  • Отторжение трансплантата почки
  • Липоидный нефроз
  • Парапротеинурия при миеломной болезни

Слизь выделяется клетками, выстилающими внутреннюю поверхность мочевыводящих путей, и выполняет защитную функцию, предотвращая химическое или механическое повреждение эпителия. В норме ее концентрация в моче незначительная, однако при воспалительных процессах она повышается.

Кристаллы появляются в зависимости от коллоидного состава мочи, рН и других свойств, могут указывать на нарушения минерального обмена, наличие камней или повышенный риск развития мочекаменной болезни, нефролитиаза.

Бактерии указывают на бактериальную инфекцию мочевыделительного тракта.

Что может влиять на результат?

  • Несоблюдение правил сдачи материала (например, невыполнение гигиенических процедур, сдача анализа в период менструации).

  • Парентеральное введение солевых растворов, растворов глюкозы, контрастных веществ незадолго до исследования.
  • Травма уретры мочевым катетером.
 Скачать пример результата

Также рекомендуется

Кто назначает исследование?

Врач общей практики, терапевт, педиатр, уролог, нефролог, гастроэнтеролог, кардиолог, невропатолог, хирург, акушер-гинеколог, эндокринолог, инфекционист.

Литература

  • Морозова В. Т., Миронова И. И., Марцишевская Р. Л. Исследование мочи. – М.: РМАПО. – 1996, – 84 с.
  • Fischbach F.T., Dunning M.B. A Manual of Laboratory and Diagnostic Tests, 8th Ed. Lippincott Williams & Wilkins, 2008: 1344 p.
  • Hauss O. Bringing Urinalysis into the 21st Century: From Uroscopy to Automated Flow Cytometry. Sysmex Journal International Vol. 18 No.2 (2008).
  • Wilson D. McGraw-Hill Manual of Laboratory and Diagnostic Tests 1st Ed. Normal, Illinois, 2007: 666 p.

Физические и химические свойства воды

Дата публикации: 16.10.2020
Дата обновления: 23.05.2021

Кузьминчук Анна

аспирант кафедры ТНВ,В и ОХТ НТУУ «КПИ»

В блоге мы часто ссылаемся на определенные свойства воды, но редко раскрываем их суть. Сегодня попробуем побыть Википедией и окунуться в курс физики и химии воды, и простым языком рассказать о том, почему же она не только “источник жизни на земле”, а и поистине особенное химическое вещество.

Физические свойства воды

Чистая вода не имеет вкуса и запаха, при нормальной температуре (20оС) находится в жидком виде.

“Вода” — это тривиальное название, химическое соединение называют оксидом водорода. Из названия можно понять, что в ее составе содержатся ионы водорода и кислорода, которые связаны между собой так называемой ковалентной связью.

Атом водорода имеет валентность (способность образовать связи) 1, а атом кислорода — 2. Благодаря этому формула воды именно H2O.

Также каждая молекула воды способна образовывать до четырех водородных связей (2 из них водород, 2 кислород). Все аномалии физических свойств воды связаны именно с ними — у воды довольно высокая температура кипения (100оС). Если бы не существовало водородных связей, то вода кипела бы при температуре -80 оС, а замерзала бы при -100оС. Такое строение позволяет нам видеть воду в трех агрегатных состояниях (лед, жидкость, газ) в окружающей нас естественной среде. Тут кратко описаны физические свойства воды, а вот детальнее о том, как кипит и замерзает вода, чем и почему отличается тяжелая вода, мы писали ранее.

Химические свойства воды

Тут мы детальнее поговорим о том, какие химические свойства может проявлять вода, и как они связаны с показателями воды на Земле.

Если рассматривать воду, как компонент реакций, то основные химические свойства H2O, которые нужно знать, чтобы понимать процессы в окружающей среде, можно описать небольшим списком.

Взаимодействие воды с простыми веществами

С щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействие происходит довольно бурно с выделением тепла, а иногда даже света, например, натрий, калий, кальций способны двигаться и даже “прыгать” по воде.

2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH.

Менее активные металлы реагируют либо при нагревании, либо не реагируют совсем, например железо:

3Fe + 4H2O = 4H2+ Fe3O4 (только при нагревании)

Эти реакции в естественной среде не происходят, а вот реакция коррозии, когда к воде присоединяется воздух, очень даже распространена:

4Fe + 3O2 + 6H2O ➝ 4Fe(OH)3.

Это уравнение описывает формирование ржавчины на железных поверхностях. Подобные процессы могут происходить также с медью, цинком и их сплавами.

Реакции с неметаллами происходят исключительно при нагревании или других типах воздействия. Они также не принципиальны для изучения свойств воды.


Реакции с оксидами неметаллов

Очень часто вода в природе встречается с углекислым газом, а также оксидами серы и азота, которые являются компонентами выхлопных газов, по такому механизму:

SO2 + H2O = H2SO4.

В результате именно этих процессов образуются кислотные дожди.

Фотосинтез

Эта уникальная реакция позволяет растениям под воздействием солнечного излучения из углекислого газа и воды синтезировать питательные вещества: крахмал и глюкозу.

6nCO2 + 5nH2O = (C6H10O5)n + 6n O2

Это, пожалуй, все реакции, которые могут быть интересны в отношении воды, как отдельного элемента.


Вода — идеальный растворитель

Вода является идеальным растворителем, поэтому много процессов происходит невидимо для нашего глаза. Вот они – как раз, и наиболее интересны. В природе не существует воды, которая не содержит примесей. В воде всегда растворены неорганические соли, газы, а при антропогенном влиянии еще и огромный ассортимент органических веществ.

Например, природная жесткость воды обусловлена тем, что в момент ее движения через породы, она насыщается минералами. В зависимости от состава пород, их растворимости, температуры окружающей среды определенные их концентрации способны растворяться в воде. Преимущественно такие породы представлены карбонатами, сульфатами, нитратами кальция, магния, натрия, калия и пр. катионов. Пожалуй, основными минералами, которые составляют базис жесткости, являются гипс (CaSO4), доломит (CaCO3•MgCO3), известняки (CaCO3).

Что касается растворенного железа и марганца, то они характерны преимущественно для природных скважинных вод, так как растворимые соли железа обычно “обитают” в пространстве с недостатком воздуха. Источниками их являются преимущественно магнитный, бурый, красный железняки, магнезит и пр.

Сероводород также хранится глубже грунтовых вод, как продукт химических изменений органических веществ. На воздухе тоже склонен окисляться до элементарной серы и выпадать в осадок (обычно невидимый человеческим глазом).

В природных поверхностных водах всегда содержится растворенный кислород и азотсодержащие компоненты, которые получаются как следствие жизнедеятельности микроорганизмов — это аммоний, нитриты, нитраты, которые с легкостью преобразуются друг в друга. Также в водоемах всегда есть белки и аминокислоты.

Что же касается антропогенной нагрузки, то именно благодаря ей в воду вносятся самые токсичные загрязнители:

  • соли тяжелых металлов;
  • промышленные органические продукты;
  • нитраты и фосфаты применяемые в качестве удобрений.

В воде постоянно происходят какие-то реакции. Это и обменные процессы, которые вызывают, например, осаждение известкового налета состоящего из карбоната кальция. И окислительно восстановительные, из-за которых в скважинной воде появляется рыжеватая железная муть или осадок на стенках. Вода — это сложная химическая система, и каждый элемент всегда имеет свой источник.

Пять примеров солей для научного класса

Крошечное белое кристаллическое вещество, которое вы посыпаете картофелем фри, — всего лишь один пример того, что химики называют солями. Фактически, любая ионная молекула, состоящая из кислоты и основания, которая растворяется в воде с образованием ионов, является солью. Хотя соли обычно нейтральны, когда они растворяются в воде, они могут образовывать кислый или щелочной раствор, в зависимости от того, какой из составляющих ионов сильнее. Если ионы одинаковой силы, раствор нейтрален.

TL; DR (слишком долго; не читал)

Соли всегда называются, перечисляя сначала кислотный ион или катион. Ион основания или анион указан вторым. Поваренная соль, например, называется хлоридом натрия (NaCl).

Хлорид натрия

••• brian Wilcox / iStock / Getty Images

Хлорид натрия (NaCl) — самый распространенный вид соли в нашей жизни. Известная как поваренная соль, в твердой форме она образует кубическую решетку. Это один из самых безопасных материалов, который вы можете использовать на уроке химии или на кухне.

Катион Na + является кислотой, потому что он акцептор электронной пары. Однако это чрезвычайно слабая кислота из-за большого радиуса действия и низкого заряда. Вы можете узнать, что анион Cl- входит в состав соляной кислоты (HCl). Заряд Cl- иона настолько слаб, что он практически нейтрален. При растворении в воде хлорид натрия образует нейтральный раствор.

Дихромат калия

••• Marika- / iStock / Getty Images

Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7 ) представляет собой соль оранжевого цвета, состоящую из калия, хрома и кислорода.Он не только токсичен для людей, но и является окислителем, опасным для возгорания. Никогда не выбрасывайте дихромат калия. Вместо этого его следует смыть в канализацию большим количеством воды. Всегда используйте резиновые перчатки при работе с этим составом. Если вы пролите раствор дихромата калия на кожу, это вызовет химический ожог. Имейте в виду, что любое соединение, содержащее хром, является потенциальным канцерогеном.

Хлорид кальция

••• Carme Balcells / iStock / Getty Images

Хлорид кальция (CaCl 2 ) своим белым цветом напоминает поваренную соль.Он широко используется для удаления льда с дорог. Он более эффективен, чем хлорид натрия в качестве антиобледенителя, потому что хлорид кальция производит три иона, а хлорид кальция — только два. Хлорид кальция может растопить лед до минус 25 F, что на 10 градусов ниже, чем у хлорида натрия. Хлорид кальция настолько гигроскопичен, что означает способность поглощать воду, что, если вы оставите его в комнате непокрытым, он может поглотить достаточно воды из воздуха, чтобы раствориться в растворе самостоятельно.

Бисульфат натрия

••• Эдвард Лам / iStock / Getty Images

Бисульфат натрия (NaHSO 4 ) образуется из натрия, водорода, серы и кислорода.Он создан из серной кислоты и удерживает один из ионов водорода кислоты, что придает этой соли кислотные свойства. Бисульфат натрия, известный как сухая кислота, используется в коммерческих целях, например, для снижения уровня pH в спа-салонах и плавательных бассейнах, для мытья бетона и очистки металлов. В твердой форме бисульфат натрия образует белые шарики. Эта соль ядовита и может повредить кожу, поэтому при обращении с ней используйте резиновые перчатки. В случае проглатывания немедленно обратитесь в токсикологический центр и не вызывайте рвоту.

Сульфат меди

••• Svetl / iStock / Getty Images

Сульфат меди (CuSO 4 ) представляет собой синюю соль, состоящую из меди, серы и кислорода. При растворении в воде становится бесцветным. Если вы окунете железный предмет в раствор сульфата меди и воды, железо вскоре приобретет красный цвет. Это пленка из меди, образовавшаяся в результате химической реакции между раствором и железом. Та же реакция заставляет железо заменять медь в растворе с образованием сульфата железа.

От чего зависит сила кислоты?

Кислота получает свои характеристики от атомов водорода в ее молекулах. Сильные кислоты имеют слабосвязанные атомы водорода, и молекулы легко отделяются от них в растворе. Сколько из этих атомов водорода диссоциируют и образуют ионы водорода, определяет силу кислоты. Сильные кислоты теряют большую часть или все свои атомы водорода в водном растворе и образуют ионы H 3 O с положительным зарядом. Остальная часть молекулы кислоты образует отдельный ион с отрицательным зарядом.

TL; DR (слишком долго; не читал)

Для сильных кислот большинство или все слабосвязанные атомы водорода в их молекулах образуют ионы водорода в водном растворе. Слабые кислоты остаются в основном вместе в виде молекул, и только некоторые из их атомов водорода образуют ионы. Положительные ионы водорода и соответствующие отрицательные ионы остальной части молекулы кислоты придают кислотам их основные характеристики.

Сильные кислоты и как они диссоциируют

К наиболее сильным общедоступным кислотам относятся соляная кислота, HCl и серная кислота, H 2 SO 4 .Связь между атомами водорода и хлора соляной кислоты достаточно слабая, чтобы все атомы водорода отделялись от атомов хлора, когда кислота растворяется в воде. Атомы водорода в молекулах соляной кислоты потеряли свои одиночные электроны на атомы хлора в химической реакции, в результате которой образовалось соединение соляной кислоты. В результате атомы водорода образуют ионы с зарядом плюс один, а атомы хлора образуют ионы с зарядом минус один.

Точно так же атомы водорода молекулы серной кислоты потеряли свои электроны в химической реакции, в результате которой образовалась серная кислота.Они также слабо удерживаются и отделяются от атомов SO 4 , образуя два иона водорода с зарядом плюс один. Атомы SO 4 образуют отрицательный сульфат-ион с зарядом минус два.

Как диссоциируют сильные основания

Там, где ионы водорода сильных кислот диссоциируют в воде и придают раствору характеристики кислоты, гидроксид-ион играет ту же роль для сильных оснований. Гидроксид натрия, NaOH, и гидроксид кальция, Ca (OH) 2 , являются примерами сильных оснований, которые полностью диссоциируют в воде.Слабо удерживаемый ион ОН с зарядом минус один диссоциирует от иона натрия с зарядом плюс один или от иона кальция с зарядом плюс два. Большое количество ионов ОН в воде придает раствору характеристики сильного основания.

Когда сильные кислоты и сильные основания вступают в реакцию

Поскольку сильные кислоты и основания полностью диссоциируют в воде, они могут нейтрализовать друг друга и образовать стабильную соль. Если правильные пропорции кислоты и основания медленно смешиваются, ионы водорода H с положительным зарядом объединяются с отрицательно заряженными ионами гидроксида OH с образованием воды.Остальные части молекул, растворенные в воде, объединяются в соль.

Например, если гидроксид натрия медленно добавляют к соляной кислоте, ионы ОН гидроксида натрия соединяются с ионами Н соляной кислоты с образованием воды. Ионы натрия соединяются с ионами хлора с образованием хлорида натрия или поваренной соли. Из-за силы кислоты и основания все их ионы растворились и все вместе образовали воду. Сильные кислоты и сильные основания могут полностью нейтрализовать друг друга.

Что такое сульфат? | Sciencing

Сульфат — это встречающийся в природе многоатомный ион, состоящий из центрального атома серы, окруженного четырьмя атомами кислорода. Его химическая формула: SO 4 2- . Атомы кислорода расположены в тетраэдрической структуре, и внутри структуры атом серы находится в степени окисления +6, в то время как каждый из атомов кислорода находится в степени окисления -2. Отсюда общий заряд иона -2. Сульфаты — это соли, получаемые при соединении серной кислоты с другими веществами.

Сульфаты обычны в геофизической структуре Земли и образуют соединения с большим количеством металлов. Некоторые из наиболее распространенных комбинаций катионов и анионов — это гидратированный сульфат кальция, который представляет собой гипс, содержащийся в гипсокартоне; сульфат магния или соли Эпсома; и сульфат меди, который является альгицидом. Фактически, в земной коре есть сотни минералов, которые содержат сульфат в качестве одного из компонентов.

Сульфат в шампунях и моющих средствах

Сульфат является поверхностно-активным веществом, что означает, что он притягивает как масло, так и воду, и в значительной степени отвечает за пенообразование мыла, шампуней и моющих средств.Самый распространенный сульфат, содержащийся в чистящих средствах, — это лауретсульфат натрия или SLES. Его получают из петролатума. Это еще одно название вазелина, производного от нефти.

Сульфат может вызвать раздражение кожи и глаз, что может подтвердить любой, кто хоть раз попадал мыло в глаза. Он также очищает волосы от натуральных масел, потому что действует очень агрессивно. Однако такие органы, как Канадская ассоциация косметики, туалетных принадлежностей и парфюмерии, согласны с тем, что в целом это безопасно.Сульфат может сделать ваши волосы тусклыми, оставив анионный (отрицательный) заряд при полоскании. Кондиционер нужен для того, чтобы нейтрализовать этот заряд. Кроме того, вашим волосам может потребоваться больше времени для высыхания после мытья сульфатным средством.

Поскольку SLES получают из нефти, он может содержать следовые количества канцерогенных химических веществ, таких как оксид этилена и 1,4-диоксан. Концентрации этих химикатов редко бывают достаточно высокими, чтобы вызывать беспокойство, хотя власти изучают их.

Разница между сульфатом и сульфитом

У сульфит-иона на один атом кислорода меньше, чем у сульфат-иона, поэтому его химическая формула SO 3 2- . Если вы читаете этикетки, вы часто найдете сульфиты в пищевых продуктах, потому что они добавлены в качестве консерванта. Вы также найдете сульфиты в вине. Ферментация дрожжей естественным образом производит определенное количество сульфитов, но виноделы обычно добавляют их, чтобы продлить срок хранения продукта.

При попадании внутрь сульфиты перерабатываются печенью и превращаются в сульфаты.Примерно 1 из 100 человек страдает аллергическими реакциями на сульфиты, поэтому их следует избегать. Помимо вина и пива, это означает отказ от многих обработанных пищевых продуктов, включая джемы, картофельные чипсы, сушеные фрукты и овощные соки.

Сульфазы — третий класс соединений серы

Лекарства сульфаминового ряда — это органические соединения, называемые сульфаниламидами. Сульфатиазол (в некоторых странах его называют сульфатиазолом) является одним из самых известных из них. Противомикробное соединение для местного и перорального применения, широко использовалось до тех пор, пока не были разработаны менее токсичные альтернативы.Существуют тысячи препаратов этого типа, и они действуют, подавляя рост бактерий, хотя на самом деле они не убивают их.

Так же, как у людей могут быть аллергические реакции на сульфиты, у них также может быть аллергия на сульфамидные препараты, которые часто используются в качестве антибиотиков. Однако аллергии разные, поэтому, если вы не чувствительны к сульфитам, у вас все равно может быть реакция на сульфаниламиды и наоборот.

Примеры солей в химии | Education

В химии соли — это ионные продукты, когда кислота реагирует с основанием и нейтрализует.В твердой форме соли имеют нейтральный заряд. При растворении в воде они становятся ионами. Некоторые соли можно отличить по цвету. Химики часто используют испытания пламенем, чтобы наблюдать цвета, возникающие при возбуждении электронов пламенем. Многие соли обычно встречаются и используются в домашних условиях.

Хлорид натрия

Поваренная соль или хлорид натрия — это ионный продукт комбинации щелока или гидроксида натрия и соляной кислоты. От прозрачного до молочно-белого, хлорид натрия ценился как приправа к пище уже более 2000 лет.Это было так высоко, что римляне платили своим солдатам соляными пайками. Вкус мяса и пищевых продуктов усиливается за счет добавления поваренной соли.

Дихлорат аммония

Используемый в литографии, очистке масел и некоторых формах проявки фотографий, дихромат аммония представляет собой оранжевый кристалл. Это сильный агент окисления и может вызвать серьезные ожоги кожи, если обращаться с ним без защиты. Одно из забавных применений дихромата аммония на уроках естественных наук — это поджечь небольшую кучу химического вещества и позволить ученикам наблюдать.Небольшая кучка дихромата аммония окислится и сформирует образец вулкана. Студентам нравится наблюдать, как летят искры, когда пепел образует типичный вулканический конус.

Сульфат магния

Сульфат магния — это белый кристалл природного происхождения, также известный как английская соль. Это продукт химической реакции между гидроксидом магния и серной кислотой. В натуральной медицине английскую соль можно использовать как слабительное. Раствор солей используется во многих домах в качестве замачивания при болях в ногах, ушибах и растяжениях.Некоторым людям нравится добавлять это химическое вещество в воду в ванне.

Бикарбонат натрия

Бикарбонат натрия — это белый натуральный продукт, широко известный как пищевая сода. Хотя он встречается в естественных условиях, он может быть образован в результате химической реакции гидроксида натрия и диоксида углерода. Он также производится реакцией гидроксида натрия и угольной кислоты. Бикарбонат натрия обычно используется в выпечке. В научных проектах ученики начальной школы часто используют реакцию бикарбоната натрия и уксусной кислоты для имитации извержения вулкана.

Ссылки

Ресурсы

Биография писателя

Рассел Грей — профессор педагогических наук в различных университетах. Он специализируется на обучении лучшим практикам преподавания, образовательным технологиям и поликультурному образованию. Грей имеет докторскую степень. и преподает более 30 лет.

Использование химических реакций для получения соли

Нейтрализация

Реакция между кислотой и основанием называется нейтрализацией.Именно так работают лекарства от расстройства желудка — они содержат химические вещества, которые реагируют и нейтрализуют избыток желудочной кислоты. Промышленность использует этот же метод для производства широкого спектра солей и продуктов.

Вот как работает нейтрализация:

Кислые растворы содержат ионы водорода (H + ).
Щелочные растворы содержат ионы гидроксида (OH ).

Вот слово уравнение реакции между кислотой и щелочью:

Кислота + щелочь → соль + вода

Ионное уравнение для всех реакций нейтрализации:

H + (водн.) + OH (водн.) → H 2 O (л)

Тип соли, образующейся во время реакции, зависит от используемых кислоты и щелочи.

Кислоты, щелочи и соли, которые они производят

При нейтрализации соляной кислоты образуются хлоридные соли.

Соляная кислота + гидроксид натрия → хлорид натрия + вода

При нейтрализации азотной кислоты образуются нитратные соли.

Азотная кислота + гидроксид калия → нитрат калия + вода.

При нейтрализации серной кислоты образуются сульфатные соли.

Серная кислота + гидроксид натрия → сульфат натрия + вода.

Изготовление солей из оксидов металлов

Оксиды металлов также могут использоваться в качестве оснований и вступать в реакцию с кислотами с образованием солей и воды.

Вот словесное уравнение реакции между кислотой и металлическим основанием:

Оксид металла + кислота → соль + вода

Например:
Оксид меди (CuO) + соляная кислота (2HCl) → хлорид меди (CuCl 2 ) + вода (H 2 0)

В то время как достаточно химически активные металлы могут реагировать с кислотами с образованием соли и водорода, соли очень инертных металлов, таких как медь, не могут быть получены таким способом, потому что эти металлы не реагируют с кислотами.

И соли очень реакционноспособных металлов, таких как натрий, не могут быть получены таким способом, потому что реакция между металлом и кислотой слишком интенсивна, чтобы ее можно было проводить безопасно.

Получение соли из реакции осаждения

Некоторые нерастворимые соли могут быть получены в результате реакции между двумя растворами. Сульфат бария — нерастворимая соль. Это может быть получено реакцией между растворами хлорида бария и сульфата натрия.
Например:
Хлорид бария + сульфат натрия → сульфат бария + хлорид натрия

Реакции осаждения могут использоваться для удаления нежелательных ионов из растворов. Этот метод используется для очистки питьевой воды и сточных вод.

Изготовление солей из карбонатов металлов

Кислоты можно нейтрализовать карбонатами металлов с образованием солей. Большинство карбонатов металлов нерастворимы, поэтому они являются основаниями, но не щелочами.

Когда кислоты нейтрализуются карбонатами металлов, образуются соль, вода и диоксид углерода. Это означает, что такие породы, как известняк, содержащие карбонатные соединения, повреждаются кислотными дождями.

Вот слово уравнение реакции:

Карбонат металла + кислота → соль + вода + диоксид углерода

5.1: Сахар и соль — Chemistry LibreTexts

Хлорид натрия, также известный как поваренная соль, представляет собой ионное соединение с химической формулой \ (\ ce {NaCl} \), представляющей соотношение 1: 1 ионов натрия и хлорида. Он обычно используется в качестве приправы и пищевого консерванта. Соль можно создать, сложив вместе два очень реактивных элемента: металлический натрий (\ (\ ce {Na (s)} \) и газообразный хлор (\ (\ ce {Cl2 (g)} \).

)

\ [\ ce {2Na (s) + Cl2 (g) \ rightarrow 2NaCl (s)} \ label {eq1} \]

Элемент натрий (рисунок \ (\ PageIndex {1a} \)) является очень химически активным металлом; при возможности он вступит в реакцию с потом на ваших руках и образует гидроксид натрия, который является очень едким веществом.Элемент хлор (рис. \ (\ PageIndex {1b} \)) — это бледно-желтый едкий газ, который нельзя вдыхать из-за его ядовитости. Однако объедините эти два опасных вещества вместе, и они вступят в реакцию с образованием ионного соединения хлорида натрия (рис. \ (\ PageIndex {1c} \)), известного просто как соль.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Натрий + Хлор = Хлорид натрия (a) Натрий — очень реактивный металл. (b) Хлор — это бледно-желтый ядовитый газ. (c) Вместе натрий и хлор образуют хлорид натрия — соль, которая необходима для нашего выживания.{-}} \) ионы необходимы для нормальной работы нервов и дыхания. Оба эти иона поставляются солью. Вкус соли — один из основных вкусов; соль, вероятно, самый древний из известных ароматизаторов и один из немногих камней, которые мы едим. Очевидно, что когда элементарный натрий и хлор объединяются (уравнение \ ref {eq1}), полученный солевой продукт имеет радикально разные свойства (как физические, так и химические). Наблюдать за этой реакцией очень интересно (Видео \ (\ PageIndex {1} \)).

Видео \ (\ PageIndex {1} \): Приготовление столовой соли с использованием металлического натрия и газообразного хлора

Еще одно соединение — сахар, общее название сладких растворимых углеводов, многие из которых используются в пище.Сахар имеет химическую формулу \ (\ ce {C12h32O11} \) и состоит из элементов, отличных от соли: углерода, водорода и кислорода. Хотя сахар качественно напоминает поваренную соль (которую часто путают на кухне), они имеют совершенно разные физические и химические свойства. Существуют разные типы сахара, полученные из разных источников. Хотя сахар состоит из углерода, водорода и кислорода, его значительно сложнее синтезировать из составляющих его элементов, чем поваренную соль (уравнение \ ref {eq1}).Однако термическое разложение значительно проще и может быть представлено как дегидратация сахарозы до чистого углерода и водяного пара в уравнении \ ref {eq2} и продемонстрировано в видео \ (\ PageIndex {2} \).

\ [\ ce {C12h32O11 (s) + тепло → 12C (s) + 11h3O (g)} \ label {eq2} \]

Видео \ (\ PageIndex {2} \): Научный эксперимент на кухне показывает, что происходит с молекулами сахара при их нагревании. Эксперимент не разочаровал!

Как и соль, сахар имеет радикально другие свойства (как физические, так и химические), чем составляющие его элементы.Это различие в свойствах составляющих элементов и соединений является главной особенностью химических реакций.

Добавления и авторства

Эта страница была создана на основе содержимого следующими участниками и отредактирована (тематически или всесторонне) командой разработчиков LibreTexts в соответствии со стилем, представлением и качеством платформы:

Столовая соль Молекулярная формула: хлорид натрия

Поваренная соль — это ионное соединение, которое распадается на составляющие ионы или диссоциирует в воде.Это ионы Na + и Cl . Атомы натрия и хлора присутствуют в равных количествах (соотношение 1: 1), образуя кубическую кристаллическую решетку. Молекулярная формула поваренной соли — хлорида натрия — NaCl.

В твердой решетке каждый ион окружен шестью ионами, имеющими противоположный электрический заряд. Расположение образует правильный октаэдр. Ионы хлора намного больше, чем ионы натрия. Ионы хлора расположены кубическим массивом относительно друг друга, в то время как небольшие катионы натрия заполняют промежутки между анионами хлорида.

Почему столовая соль на самом деле не NaCl

Если бы у вас был чистый образец хлорида натрия, он бы состоял из NaCl. Однако поваренная соль на самом деле не является чистым хлоридом натрия. К нему могут быть добавлены агенты, предотвращающие слеживание, плюс большая часть поваренной соли содержит микроэлемент йода. В то время как обычная поваренная соль (каменная соль) очищается, чтобы содержать в основном хлорид натрия, морская соль содержит гораздо больше химикатов, включая другие типы соли. Природный (нечистый) минерал называется галит.

Один из способов очистки поваренной соли — ее кристаллизовать. Кристаллы будут относительно чистым NaCl, в то время как большинство примесей останется в растворе. Тот же процесс можно использовать для очистки морской соли, хотя полученные кристаллы будут содержать другие ионные соединения.

Свойства хлорида натрия и его применение

Хлорид натрия жизненно важен для живых организмов и важен для промышленности. Большая часть солености морской воды связана с хлоридом натрия. Ионы натрия и хлора обнаруживаются в крови, гемолимфе и внеклеточных жидкостях многоклеточных организмов.Поваренная соль используется для сохранения пищи и улучшения вкуса. Он также используется для удаления льда с дорог и пешеходных дорожек и в качестве химического сырья. Соль можно использовать как чистящее средство. Огнетушители Met-L-X и Super D содержат хлорид натрия для тушения металлических пожаров.

Название ИЮПАК : хлорид натрия

Другие названия : поваренная соль, галит, натрий хлористый

Химическая формула : NaCl

Молярная масса : 58,44 грамма на моль

Внешний вид : Чистый хлорид натрия образует бесцветные кристаллы без запаха.Многие маленькие кристаллы вместе отражают свет, заставляя соль казаться белой. Кристаллы могут принимать другие цвета, если присутствуют примеси.

Другие свойства : Кристаллы соли мягкие. Они также гигроскопичны, что означает, что они легко впитывают воду. Чистые кристаллы в воздухе в конечном итоге приобретают матовый вид из-за этой реакции. По этой причине чистые кристаллы часто запаивают в вакууме или в полностью сухой среде.

Плотность : 2.165 г / см 3

Точка плавления : 801 ° C (1474 ° F; 1074 K) Как и другие ионные твердые вещества, хлорид натрия имеет высокую температуру плавления, поскольку для разрыва ионных связей требуется значительная энергия.

Точка кипения : 1413 ° C (2575 ° F, 1686 K)

Растворимость в воде : 359 г / л

Кристаллическая структура : гранецентрированная кубическая (ГЦК)

Оптические свойства : Совершенные кристаллы хлорида натрия пропускают около 90% света между 200 нанометрами и 20 микрометрами.

Author: alexxlab

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.