Химия соли средние: Классификация солей — урок. Химия, 8–9 класс.

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:

Соли средние, кислые, основные | Решаем химию: вопросы и ответы

Соли встречаются в химии очень часто. Состоят они из металла и кислотного остатка, образуются чаще всего в реакции нейтрализации, то есть реакции между основанием и кислотой, хотя получить соли можно и другими способами. Изучение химии в школе предполагает знакомство со средними солями, но иногда в школьной химии встречаются кислые и основные соли. О них и пойдёт речь.

Фото: shutterstock.com

Фото: shutterstock.com

Классификация солей

Средние соли

Итак, средние соли образуются, когда в кислоте все атомы водорода замещены металлом. Примеры средних солей: КCl, Li2SO4, Na3PO4.

Из примеров как раз видно, что в кислотах, использованных для получения солей, все атомы водорода заместились на металл. Посмотрите, например, на фосфат натрия Na3PO4. Эта соль фосфорной кислоты h4PO4. Видно, что все три атома водорода заместились на атомы натрия.

Средние соли. Номенклатура

Здесь нет никакой сложности:

в названии используется название кислотного остатка и металл.

Примеры:

Ca(NO3)2 – нитрат кальция (нитрат – соль азотной кислоты),

MgSO4 – сульфат магния (сульфат – соль серной кислоты),

К3PO4 – фосфат калия (фосфат – соль фосфорной кислоты).

Кислые соли

Кислые соли – продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла. Примеры кислых солей: NaHCO3, KHSO3.

При составлении формул кислых солей важно понимать, как они образуются, иначе будет путаница с индексами. Давайте разберём это на примере гидрокарбоната натрия NaHCO3. Для начала вспомним о карбонате натрия Na2CO3. Это соль угольной кислоты Н2СО3. При образовании карбоната натрия заместились оба атома водорода на два атома натрия, то есть вместо двух атомов водорода в кислоте h3CO3 встали два атома натрия, образовав карбонат натрия Na2CO3:

в h3CO3 заместились 2 атома водорода на 2 атома натрия с образованием Na2CO3

А вот если атомов натрия не хватило, то атом натрия заместит лишь один атом водорода, второй при этом останется, то есть:

в h3CO3 заместился 1 атом водорода на 1 атом натрия с образованием NaHCO3

Обратите внимание, что все валентности учтены! Это важно! Вы знаете, что валентность кислотного остатка угольной кислоты СО3 равна II (потому что угольная кислота двухосновная, в ней два атома водорода). Валентность атома натрия I, валентность атома водорода I, поэтому и формула гидрокарбоната выглядят так: NaHCO3.

Кислые соли. Номенклатура

Чтобы назвать кислую соль правильно,

нужно к кислотному остатку добавить часть «гидро» (если в соли два атома водорода, то нужно добавить «дигидро»).

Примеры:

NaHSO3 – гидросульфит натрия (сульфит – соль сернистой кислоты h3SO3, но у нас соль кислая, поэтому добавляем «гидро»),

Na2HPO4 – гидрофосфат натрия (фосфат – соль фосфорной кислоты h4PO4, но у нас соль кислая, поэтому добавляем «гидро»),

Nah3PO4 – дигидрофосфат натрия (фосфат – соль фосфорной кислоты h4PO4, но у нас соль кислая, причём в ней два атома водорода, поэтому добавляем «дигидро»).

Запомните, что одноосновные кислоты не образуют кислых солей. Это довольно очевидно, ведь в одноосновных кислотах всего один атом водорода, и если он не заместится, то кислота так и останется кислотой, не превратившись в соль. Например, в соляной кислоте (одноосновной) HCl атом водорода в любом случае должен заместиться на атом металла, иначе соли не получится.

Основные соли

Основные соли получаются, когда не все гидроксильные группы в основании заместились кислотным остатком. Примеры основных солей: Zn(OH)Cl, Al(OH)SO4, Fe(OH)(NO3)2.

Здесь ситуация обратна той, что имеется при образовании кислых солей. Но если в кислых солях частично замещаются атомы водорода, то в основных — частично замещаются гидроксогруппы. Давайте рассмотрим это на примере гидроксохлорида цинка Zn(OH)Cl.

В гидроксиде цинка Zn(OH)2 заместились две группы ОН на два кислотных остатка соляной кислоты Cl с получением хлорида цинка ZnCl2 (средней соли).

Но бывает, что в гидроксиде цинка Zn(OH)2 заместилась одна группа ОН на один кислотный остаток соляной кислоты Cl с получением гидроксохлорида цинка Zn(ОН)Cl (средней соли).

Составление формул основных солей тоже требует внимательности. Здесь нужно учитывать число гидроксильных групп ОН и валентность кислотного остатка. Например, в Zn(OH)Cl валентность цинка II, валентность гидроксогруппы I, валентность кислотного остатка Cl – I.

Основные соли. Номенклатура

Чтобы правильно назвать основную соль,

нужно к кислотному остатку прибавить «гидроксо» (если в соли две гидроксильные группы, то добавляют «дигидроксо»).

Al(OH)SO4 – гидроксосульфат алюминия (сульфат – соль серной кислоты h3SO4, но у нас соль основная, поэтому добавляем «гидроксо»),

Fe(OH)2(NO3) – дигидроксонитрат железа (III) (нитрат – соль азотной кислоты HNO3, но у нас соль основная, причём в ней две гидроксильные группы ОН, поэтому добавляем «дигидроксо»),

Mg(ОН)Cl – гидроксохлорид магния (хлорид – соль соляной кислоты HCl, но у нас основная соль, поэтому добавляем «гидроксо»).

Пишите, пожалуйста, в комментариях, что осталось непонятным, и я обязательно дам дополнительные пояснения. Жалуйтесь на сложности в изучении школьного курса и говорите, что вас испугало в учебнике химии. И тогда следующая статья будет рассказывать именно об этой проблеме.

Соли: классификация и химические свойства

Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO₄ – сульфат кальция и т. д.

Практически все соли  являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла:

Na⁺Cl^– – хлорид натрия

Ca²⁺SO₄^2– – сульфат кальция и т.д.

Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты. Отсюда различают следующие виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na₂CO₃, KNO₃ и т.д.

2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO

3, NaH₂PO₄ ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO₃, KAl(SO₄)₂ и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO₄ , Zn(OH)Cl и т.д.

По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO₄ – сульфат кальция, Mg SO₄ – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI₂ – хлорид цинка и т.д.

В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl₃)₂ – бикарбонат или гидрокарбонат магния.

При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия.

Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.

Химические свойства солей

Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.

1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:

2NaCl + H₂ SO₄ → Na₂SO₄  +  2HCl↑.

3. Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание:

Ba(OH)₂ + Mg SO₄  → BaSO₄↓ + Mg(OH)₂.

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:

NaCl + AgNO₃  → AgCl + NaNO₃ .

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:

Fe + CuSO₄ →  FeSO₄ + Cu↓.

Остались вопросы? Хотите знать больше о солях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.
Первый урок – бесплатно!

Зарегистрироваться

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Соли — классификация, получение и свойства » HimEge.ru

Общая формула соли М_nAc_m, где М – металл, Ас – кислотный остаток, n – число атомов металла, равное заряду иона кислотного остатка, m – число ионов кислотного остатка, равное заряду иона металла.

Средними солями называют продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или полного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.
Например, H₃PO₄ – Na₃PO₄;
Cu(OH)₂ – CuSO₄.

Кислыми солями называют продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.
Например,  H₂SO₄ – NaHSO₄,
H₃PO₄ – Na₂HPO₄ – NaH₂PO₄.

Основными солями называют продукты неполного замещения гидроксогрупп в многокислотных основаниях кислотными остатками.
Например, Ca(OH)₂ – CaOHCl;
Fe(OH)₃ – Fe(OH)₂Cl – FeOHCl₂.

Кислые  соли  вступают  в  реакции  с  щелочами  с  образованием средних солей.
KHCO₃  + KOH = K₂CO₃  + H₂O

Некоторые кислые соли, например, угольной кислоты разлагаются под действием более сильных кислот:
KHCO₃  + HCl = KCl + CO₂  + H₂O

Основные соли вступают в реакции с кислотами:
Cu(OH)Cl   + HCl = CuCl₂  + H₂O

Свойства комплексных солей (способы разрушения комплексных солей)

1) Комплексные  соли  реагируют  с  сильными  кислотами,  продукты реакции зависят от соотношения между реагентами. При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода. При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного  металла, амфотерный гидроксид и вода, например:

K₃[Al(OH)₆] + 3HCl = 3KCl + Al(OH)₃↓ + 3H₂O

K₃[Al(OH)₆] + 6HClизб = 3KCl + AlCl₃  + 6H₂O

K₂

[Zn(OH)₄] + 2HBr = 2KBr + Zn(OH)₂↓ + 2H₂O

K₂[Zn(OH)₄] + 4HBr изб = 2KBr + ZnBr₂  + 4H₂O

K₃[Cr(OH)₆] + 6HNO_3 изб. = 3KNO₃ + Cr(NO₃)₃ + 6H₂O

2) При нагревании комплексные соли теряют воду:

K[Al(OH)₄] = KAlO₂  + 2H₂O

K₃[Cr(OH)₆] = KCrO₂ + 2H₂O + 2KOH

3) При действии углекислого газа, сернистого газа или  сероводорода получается соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = NaHCO₃ + Al(OH)₃↓

K₃[Cr(OH)₆]+ 3SO₂ = 3KHSO₃ + Cr(OH)₃↓

Na[Al(OH)₄] + H₂S = NaHS + Al(OH)₃↓+ H₂O

4) При действии солей, образованных катионами Fe

3+, Al³⁺ и  Cr³⁺ происходит взаимное усиление гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль  активного металла:

3Na[Al(OH)₄] + FeCl₃ = 3Al(OH)₃↓ + Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

K₃[Cr(OH)₆] + Al(NO₃)₃ = Al(OH)₃↓ + Cr(OH)₃↓+ 3KNO₃

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  →  K

2HPO₄  +  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⁺ +  CO₃^2–

Основные соли также диссоциируют ступенчато.

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

 (CuOH)₂CO₃ → 2CuOH⁺ + CO₃^2–

CuOH⁺ → Cu²⁺ +  OH^–

Двойные соли диссоциируют в одну ступень.

Например, сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:

 KAl(SO₄)₂ → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2–

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 соль₂ = 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 соль₂ = соль₃ + кислота

Например, гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:

KHSO₄ + KHCO₃ = H₂O + CO₂↑ + K₂SO₄

Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями. 

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

K₃PO₄ + 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 + металл₁ = 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!

ZnCl_2(р-р) + Na ≠ 

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

ZnCl_2(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)₂ = 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

2AgNO₃ → 2Ag +2NO₂ + O₂

• Галогениды серебра (кроме AgF):

2AgCl  → 2Ag + Cl₂

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

• Карбонаты и гидрокарбонаты:

MgСO₃ → MgO + СО₂

2NaНСО₃ → Na₂СО₃ + СО₂ + Н₂О

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

NH₄Cl → NH₃+ HCl

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃+ CO₂ + H₂O

(NH₄)₂SO₄→ NH₄HSO₄+ 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.

Химия

СОЛИ

Оглавление:
1. Определение
2. Классификация
3. Электролитическая диссоциация
4. Получение
5. Важнейшие химические свойства
6. Специфические свойства
7. Задания
8. Ответы

Соли –  это сложные вещества, в состав которых входят катионы металлов (аммония) и анионы кислотных остатков.

КЛАССИФИКАЦИЯ

По химическому составу соли классифицируют на  средние, кислые,  основные и двойные.

Отдельным типом солей являются комплексные соли (соли с комплексными катионами или анионами) . В формулах этих солей комплексный ион заключён в квадратные скобки.
Комплексные ионы — это сложные ионы, состоящие из ионов элемента (комплексообразователя) и связанных с ним нескольких молекул или ионов (лигандов). 

Примеры комплексных солей приведены ниже.
а) С комплексным анионом:

K₂[PtCl]₄ — тетрахлороплатинат(II) калия,
K₂[PtCl]₆ — гексахлороплатинат(IV) калия,

К₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия.

б) С комплексным катионом:

[Cr(NH₃)₆]Cl₃ — хлорид гексаамминхрома (III),

[Ag(NH₃)₂]Cl  — хлорид диамминсеребра (I)
[Cu(NH₃)₄]SO₄ — сульфат тетраамминмеди (II)

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Растворимые соли при растворении в воде диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
NaCl → Na⁺ + Cl^—
K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄^2-
Al(NO3)3 → Al³⁺ + 3NO₃^—

 ВАЖНЕЙШИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ СОЛЕЙ

1. Металл + неметалл = соль
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2. Металл + кислота = соль + водород
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

3. Металл + соль = другой металл + другая соль (согласно электрохимическому ряду напряжений металлов)
Fe + CuSO₄ = Cu + FeSO₄

4. Кислота + основный (амфотерный) оксид = соль + вода
3H₂SO₄+Al₂O₃=Al₂(SO₄)₃+ 3H₂O

5. Кислота + основание = соль + вода
H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O
При неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием получают кислую соль: 
H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O
При неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой получают основную соль: 
Zn(OH)₂ + HCl = ZnOHCl + H₂O

6. Кислота + соль = другая кислота + другая соль (для этой реакции используют более сильную кислоту)
AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃
BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

7. Основный (амфотерный) оксид + кислота = соль + вода
CaO + 2HCl = CaCl₂ +H₂O

8. Основный оксид + кислотный оксид = соль
Li₂O+CO₂ = Li₂CO₃

9. Кислотный оксид + основание = соль + вода
SO3 + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

10. Щёлочь + соль = основание + другая соль
CuSO₄  + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

11. Реакция обмена между солями: соль(1) + соль (2) = соль(3) + соль(4)
NaCl + AgNO₃ =Na NO₃ + AgCl

12. Кислые соли могут быть получены действием избытка кислоты на средние соли и оксиды:
Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄
Li2O + 2H₂SO₄ = 2LiHSO₄ + H₂O

13. Основные соли получают при осторожном добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей:
AlCl₃ + 2NaOH = Al(OH)₂Cl + 2NaCl

ВАЖНЕЙШИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

1. Соль + щёлочь = другая соль + другое основание
CuCl₂ + 2KOH = 2KCl + Cu(OH)₂

2. Соль + кислота = другая соль + другая кислота
BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

3. Соль(1) + соль (2) = Соль(3) + соль(4)
Na₂SO₄ + BaCl₂ =2NaCl + BaSO₄

4. Соль + металл = другая соль + другой металл (согласно электрохимическому ряду напряжений металлов)
Zn + Pb(NO₃)₂ =  Pb + Zn(NO₃)₂

5. Некоторые соли разлагаются при нагревании
CaCO₃ = CaO + CO₂
KNO₃ = KNO₂ + O₂

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Специфические химические свойства солей зависят от того, какой катион и какой анион образуют данную соль.

Специфические свойства солей по катиону	Специфические свойства солей по аниону
Ag+ + Cl— = AgCl↓ белый творожистый осадок Cu2+ + 2OH— = Cu(OH)2↓ синий осадок Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ белый мелкокристаллический осадок Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3 кроваво-красное окрашивание Al3+ + 3OH—  = Al(OH)3↓ белый желеобразный осадок Ca2+ + CO32- = CaCO3↓ белый осадок	Ag+ + Cl— = AgCl↓ белый творожистый осадок Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ белый мелкокристаллический осадок 2H+ + SO32- = H2O + SO2↑ газ с резким запахом 2H+ + CO32- = H2O + CO2↑ газ без запаха 3Ag+ + PO43- = Ag3PO4↓ жёлтый осадок 2H+ + S2- = H2S↑ газ с неприятным запахом тухлых яиц

ЗАДАНИЯ

Задание 1. Из приведённого перечня выберите соли, назовите их, определите тип.
1) КNO₂ 2) LiOH 3) CaS 4) CuSO₄ 5) P₂O₅ 6) Al(OH)₂Cl  7) NaHSO₃ 8) H₂SO₄

Задание 2. С какими из перечисленных веществ может реагировать а) BaCl₂ б) CuSO₄  в) Na₂CO₃?
1)Na₂O 2)HCl 3)H₂O 4) AgNO₃ 5)HNO₃  6)Na₂SO₄  7)BaCl₂  8)Fe 9)Cu(OH)₂ 10) NaOH

ОТВЕТЫ.

Наверх

Свойства солей

Соли — это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН₄⁺, гидроксилированных групп Ме(ОН)_n^m+) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме_nА_m, где А — кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония NН₄⁺) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные, смешанные и комплексные (см. таблицу).

 

Таблица — Классификация солей по составу

СОЛИ
Средние (нормальные) — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл AlCl3	Кислые(гидросоли) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл КHSO4	Основные (гидроксосоли) —продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток FeOHCl	Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток КNaSO4	Смешанные — содержат один металл и несколько кислотных остатков CaClBr	Комплексные [Cu(NH3)4]SO4

 

Физические свойства. Соли — это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

 

Химические свойства

 

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

 

NaCl  Na⁺ + Cl^–.

КNaSO₄ К⁺ + Na⁺ + SO₄^2– .

CaClBr Ca²⁺ + Cl ^–+ Br^–.

КHSO₄ К⁺ + НSO₄^–                     HSO₄^– H⁺ + SO₄^2–.

FeOHClFeOH⁺ + Cl^–                   FeOH⁺Fe²⁺ + OH^–.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–                   [Cu(NH₃)₄]²⁺ Cu²⁺ + 4NH₃.

 

2) Взаимодействие с индикаторами. В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н⁺ (кислая среда) или ионы ОН^– (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

 

индикатор + Н⁺ (ОН^–)  окрашенное соединение.

 

AlCl₃ + H₂O  AlOHCl₂ + HCl       Al³⁺ + H₂O  AlOH²⁺ + H⁺

 

3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:

 

СаСO₃ СаO + СО₂­.

 

соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

 

2AgCl Ag + Cl₂­.

 

Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:

2КNO₃  2КNO₂ + O₂­.

4) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

2HCl + Na₂CO₃  ® 2NaCl + CO₂­ + H₂O              2H⁺ + CO₃^2–® CO₂­ + H₂O.

СaCl₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2HCl             Сa²⁺ + SO₄^2- ® CaSO₄¯.

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

 

FeOHCl + HCl ® FeCl₂ + H₂O.

 

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

 

Na₂SO₄ + H₂SO₄ ® 2NaHSO₄.

 

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.

 

 CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄              Cu²⁺ + 2OH^– ® Cu(OH)₂¯.

 

6) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃                             Ag⁺ + Cl^– ® AgCl¯.

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:

Fe + CuSO₄ ® Cu¯ + FeSO₄            Fe + Cu²⁺ ® Cu¯ + Fe²⁺.

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока). Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

 

2NaCl + 2H₂O H₂­ + 2NaOH + Cl₂­.

2NaCl_{расплав} 2Na + Cl₂­.

 

9) Взаимодействие с кислотными оксидами.

 

СО₂ + Na₂SiO₃  ® Na₂CO₃  + SiO₂

 

Na₂CO₃  + SiO₂ СО₂­ + Na₂SiO₃

 

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами:

 

2Na + Cl₂ ® 2NaCl.

 

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами:

 

 CaO + SiO₂ CaSiO₃                       ZnO + SO₃ ZnSO₄.

 

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами:

 

Na₂O + ZnO  Na₂ZnO₂.

 

4) Взаимодействием металлов с кислотами:

 

2HCl + Fe ® FeCl₂ + H₂­.

 

5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:

 

Na₂O + 2HNO₃ ® 2NaNO₃ + H₂O                      ZnO + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O.

 

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами:

 

В растворе: 2NaOH + ZnO + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄]              2OH^–+ ZnO + H₂О ® [Zn(OH)₄]^2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na₂ZnO₂ + H₂O.

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂[Zn(OH)₄]                 2OH^–  +  Zn(OH)₂ ® [Zn(OH)₄]^2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)₂ Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

 

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:

 

Ca(OH)₂+ H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2H₂O                         Zn(OH)₂+ H₂SO₄ ® ZnSO₄ + 2H₂O.

 

8) Взаимодействием кислот с солями:

 

2HCl + Na₂S ® 2NaCl + Н₂S­.

 

9) Взаимодействием солей со щелочами:

 

ZnSО₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + Zn(OH)₂¯.

 

10) Взаимодействием солей друг с другом:

 

AgNO₃ + KCl ® AgCl¯ + KNO₃.

Л.А. Яковишин

Водные растворы солей — Chemistry LibreTexts

1. Последнее обновление

2. Сохранить как PDF

1. Когда солевой раствор является щелочным или кислым?
2. Соли полипротонных кислот
3. Вопросы
   1. Ответы
4. Практические вопросы
5. Ссылки
6. Авторы и атрибуты

Соли, помещенные в воду, часто вступают в реакцию с водой с образованием H ₃ O ⁺ или ОН ^— .Это известно как реакция гидролиза. В зависимости от того, насколько сильно ион действует как кислота или основание, он будет производить различные уровни pH. Когда вода и соли вступают в реакцию, появляется много возможностей из-за различной структуры солей. Соль может состоять из слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, сильной кислоты и сильного основания или слабой кислоты и слабого основания. Реагенты состоят из соли и воды, а сторона продуктов состоит из конъюгированного основания (от кислоты стороны реакции) или конъюгата кислоты (от основания стороны реакции).В этом разделе химии мы обсуждаем значения pH солей на основе нескольких условий.

Когда солевой раствор является основным или кислым?

Есть несколько руководящих принципов, которые подводят итог:

1. Соли сильных оснований и сильных кислот не гидролизуются. pH останется нейтральным при 7. Галогениды и щелочные металлы диссоциируют и не влияют на H ⁺ , поскольку катион не изменяет H ⁺ , а анион не притягивает H ⁺ из воды.Вот почему NaCl — нейтральная соль. Общее: Соли, содержащие галогениды (кроме F ^— ) и щелочные металлы (кроме Be ^{2 +} ), будут диссоциировать на ионы-зрители.
2. Соли, состоящие из сильных оснований и слабых кислот, гидролизуются, что дает им pH более 7. Анион в соли является производным слабой кислоты, скорее всего, органической, и будет принимать протон из вода в реакции. Это заставит воду действовать как кислота, которая в этом случае будет оставлять гидроксид-ион (OH ^—) .Катион будет происходить из сильного основания, то есть из щелочных или щелочноземельных металлов, и, как и прежде, он будет диссоциировать на ион и не повлияет на H ⁺ .
3. Соли слабых оснований и сильных кислот гидролизуются, что дает им pH менее 7 . Это связано с тем, что анион станет ионом-наблюдателем и не сможет привлечь H ⁺ , в то время как катион из слабого основания будет отдавать протон воде, образуя ион гидроксония.
4. Соли слабого основания и слабой кислоты также гидролизуются, как и другие, но немного более сложные и требуют учета K _a и K _b . Какая бы кислота ни была сильнее, она будет доминирующим фактором при определении, является ли она кислотной или основной. Катион будет кислотой, а анион будет основанием и будет образовывать ион гидроксония или гидроксид-ион, в зависимости от того, какой ион легче реагирует с водой.

Соли полипротонных кислот

Не пугайтесь солей полипротонных кислот.Да, они больше и «круче», чем большинство других солей. Но с ними можно обращаться так же, как и с другими солями, только с немного большей математикой. Прежде всего, мы знаем несколько вещей:

• Это все еще просто соль. Все вышеперечисленные правила по-прежнему действуют. К счастью, поскольку мы имеем дело с кислотами, pH соли полипротонной кислоты всегда будет больше 7.
• Так же, как полипротонные кислоты теряют H ⁺ ступенчато, соли полипротонных кислот приобретают H ⁺ таким же образом, но в обратном порядке полипротонной кислоты.{-11} \).

  Это означает, что при расчете значений для K _b CO ₃ ^{2 —} , K _b первой реакции гидролиза будет \ (K_ {b1} = \ dfrac {K_w} { K_ {a2}} \), поскольку он пойдет в обратном порядке.

  Обзор кислотно-основных свойств солей

  Тип решения	Катионы	Анионы	pH
  Кислый	Из слабых оснований NH 4 + , Al 3 + , Fe 3+	Из сильных кислот: Cl — , Br — , I — , NO 3 — , ClO 4 —	<7
  Базовый	Из сильных баз: Группа 1 и Группа 2, но не Be 2+	Из слабых кислот: F — , NO 2 — , CN — , CH 3 COO —	> 7
  нейтраль	Из сильных баз: Группа 1 и Группа 2, но не Be 2 + .	Из сильных кислот: Cl — , Br — , I — , NO 3 — , ClO 4 —	= 7

  Вопросы

  1. Предскажите, будет ли pH каждой из следующих солей, помещенных в воду, кислотным, основным или нейтральным.
     1. NaOCl _(т)
     2. KCN _(т)
     3. NH ₄ NO _{3 (с)}
  2. Найдите pH раствора.200 M NH ₄ NO ₃ где (K _a = 1,8 * 10 ^-5 ).
  3. Найдите pH раствора .200 M Na ₃ PO ₄ где (K _{a 1} = 7,25 * 10 ^-5 , K _a2 = 6,31 * 10 ^-8 , К _а3 = 3,98 * 10 ^-3 ). -_ {(aq)} \)

     В то время как Na ⁺ не будет гидролизоваться, OCl ^— будет (помните, что это сопряженное основание HOCl).-] \]

     \ [pH = 12,77 \]

     Практические вопросы

     1. Почему соль, содержащая катион сильного основания и анион слабой кислоты, образует щелочной раствор?
     2. Почему соль, содержащая катион слабого основания и анион сильной кислоты, образует кислый раствор?
     3. Как значения K _a или K _b помогают определить, будет ли слабая кислота или слабое основание доминирующей движущей силой реакции?

     Ответы на эти вопросы можно найти в разделе прикрепленных файлов внизу страницы.

     Список литературы

     1. Петруччи, Ральф Х., Уильям С. Харвуд, Ф. Г. Херринг и Джеффри Д. Мадура. Общая химия: принципы и современные приложения. 9-е изд. Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Pearson Prentice Hall, 2007.
     2. Тимберлейк, Карен К. Химия 101 Введение в химию. 2-е изд. Сан-Франциско: Pearson Education, 2007. Печать.

     Авторы и авторство

     • Кристофер Ву (UCD), Кристиан Доуэлл (UCD), Николь Хупер (UCD)

     натрия | Факты, использование и свойства

     Полная статья

     натрий (Na) , химический элемент группы щелочного металла (Группа 1 [Ia]) периодической таблицы.Натрий — очень мягкий серебристо-белый металл. Натрий — самый распространенный щелочной металл и шестой по распространенности элемент на Земле, составляющий 2,8 процента земной коры. Он широко встречается в природе в составе соединений, особенно поваренной соли — хлорида натрия (NaCl), который образует минеральный галит и составляет около 80 процентов растворенных компонентов морской воды.

     Свойства элемента

     атомный номер	11
     атомный вес	22.9898
     точка плавления	97,81 ° C (208 ° F)
     точка кипения	882,9 ° C (1621 ° F)
     удельный вес	0,971 (20 ° C)	степени окисления	+1, −1 (редко)
     электронная конфигурация	2-8-1 или 1 с 2 2 с 2 2 p 6 3 s 1

     Свойства и производство

     Поскольку натрий чрезвычайно реактивен, он никогда не встречается в свободном состоянии в земной коре.В 1807 году сэр Хамфри Дэви стал первым, кто получил натрий в его элементарной форме, применив электролиз к плавленому гидроксиду натрия (NaOH). Натрий является важным компонентом ряда силикатных материалов, таких как полевые шпаты и слюды. Есть огромные месторождения каменной соли в различных частях мира, а месторождения нитрата натрия существуют в Чили и Перу. Содержание натрия в море составляет примерно 1,05 процента, что соответствует концентрации галогенидов натрия примерно 3 процента. Натрий был идентифицирован как в атомной, так и в ионной формах в спектрах звезд, включая Солнце, и в межзвездной среде.Анализ метеоритов показывает, что присутствующий силикатный материал имеет среднее содержание примерно 4,6 атома натрия на каждые 100 атомов кремния.

     Сэр Хамфри Дэви

     Сэр Хэмфри Дэви, фрагмент масляной картины после сэра Томаса Лоуренса; в Национальной портретной галерее в Лондоне.

     Предоставлено Национальной портретной галереей, Лондон

     Британская викторина

     118 Названия и символы Периодической таблицы викторины

     Периодическая таблица Менделеева состоит из 118 элементов.Насколько хорошо вы знаете их символы? В этой викторине вам будут показаны все 118 химических символов, и вам нужно будет выбрать название химического элемента, который представляет каждый из них.

     Натрий легче воды, его можно разрезать ножом при комнатной температуре, но он хрупкий при низких температурах. Он легко проводит тепло и электричество и в значительной степени проявляет фотоэлектрический эффект (испускание электронов при воздействии света).

     Натрий на сегодняшний день является наиболее коммерчески важным щелочным металлом.Большинство процессов производства натрия включают электролиз расплавленного хлорида натрия. Недорогой и доступный в количествах в цистернах, этот элемент используется для производства присадок к бензину, полимеров, таких как нейлон и синтетический каучук, фармацевтических препаратов и ряда металлов, таких как тантал, титан и кремний. Он также широко используется в качестве теплообменника и в натриевых лампах. Желтый цвет натриевой лампы и натриевого пламени (основа аналитического теста на натрий) идентифицируется двумя заметными линиями в желтой части светового спектра.

     Колба натриевой лампы высокого давления.

     (вверху и в центре) W.H. Родс и Дж. Вэй в R.W. Cahn и M.B. Bever (eds.), Encyclopedia of Materials Science and Engineering, Supplementary Vol. 3, © 1993 Pergamon Press; (внизу) General Electric Company Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту. Подпишитесь сейчас

     Существенные области применения

     Два из первых применений металлического натрия были в производстве цианида натрия и пероксида натрия.Значительные количества использовались при производстве тетраэтилсвинца в качестве присадки к бензину, и этот рынок исчез с появлением неэтилированного бензина. В производстве алкилсульфатов натрия в качестве основного ингредиента синтетических моющих средств используются значительные количества натрия.

     Натрий также используется в качестве исходного материала при производстве гидрида натрия (NaH) и боргидрида натрия (NaBH ₄ ). Кроме того, натрий используется в производстве красителей и промежуточных продуктов красителей, в синтезе духов и в большом количестве органических восстановлений.Он используется при очистке углеводородов и полимеризации непредельных углеводородов. Во многих органических применениях натрий используется в форме дисперсий в жидких углеводородных средах.

     Расплавленный натрий является отличным теплоносителем, и благодаря этому свойству он нашел применение в качестве хладагента в жидкометаллических реакторах на быстрых нейтронах. Натрий широко используется в металлургии в качестве раскислителя и восстановителя для получения кальция, циркония, титана и других переходных металлов.Промышленное производство титана включает восстановление тетрахлорида титана (TiCl ₄ ) натрием. Продукция — металлический Ti и NaCl.

     Основные соединения

     Натрий обладает высокой реакционной способностью, образуя широкий спектр соединений почти со всеми неорганическими и органическими анионами (отрицательно заряженными ионами). Обычно он имеет степень окисления +1, и его одиночный валентный электрон легко теряется, давая бесцветный катион натрия (Na ⁺ ). Синтезированы также соединения, содержащие анион натрия Na ^— .Основными коммерческими соединениями натрия являются хлорид, карбонат и сульфат.

     Самым важным и знакомым соединением натрия является хлорид натрия или поваренная соль NaCl. Большинство других соединений натрия получают прямо или косвенно из хлорида натрия, который встречается в морской воде, в природных рассолах и в виде каменной соли. Большие количества хлорида натрия используются в производстве других тяжелых (промышленных) химикатов, а также используются непосредственно для удаления льда и снега, для кондиционирования воды и в продуктах питания.

     Другие основные коммерческие применения хлорида натрия включают его использование в производстве хлора и гидроксида натрия путем электролитического разложения и в производстве карбоната натрия (Na ₂ CO ₃ ) с помощью процесса Сольвея. Электролиз водного хлорида натрия дает гипохлорит натрия, NaOCl, соединение натрия, кислорода и хлора, используемое в больших количествах в бытовых отбеливателях с хлором. Гипохлорит натрия также используется в качестве промышленного отбеливателя для бумажной массы и текстиля, для хлорирования воды и в некоторых лекарственных препаратах в качестве антисептика и фунгицида.Это нестабильное соединение, известное только в водном растворе.

     Карбонаты содержат карбонат-ион (CO ₃ ^2–). Бикарбонат натрия, также называемый гидрокарбонатом натрия или бикарбонатом соды, NaHCO ₃ , является источником диоксида углерода и поэтому используется в качестве ингредиента в разрыхлителях, шипучих солях и напитках, а также в качестве основного компонента сухих продуктов. химические огнетушители. Его небольшая щелочность делает его полезным при лечении повышенной кислотности желудка или мочи и ацидоза.Он также используется в некоторых промышленных процессах, таких как дубление и подготовка шерсти. Карбонат натрия, или кальцинированная сода, Na ₂ CO ₃ , широко распространен в природе, встречается в составе минеральных вод и твердых минералов натрон, трона и термонатрит. В больших количествах эта щелочная соль используется для изготовления стекла, моющих и чистящих средств. Карбонат натрия обрабатывают диоксидом углерода для получения бикарбоната натрия. Моногидратная форма карбоната натрия, Na ₂ CO ₃ · H ₂ O, широко используется в фотографии как компонент в проявителях.

     бикарбонат натрия

     Бикарбонат натрия (NaHCO3), также известный как пищевая сода или бикарбонат соды.

     © Geo-grafika / Shutterstock.com

     Сульфат натрия, Na ₂ SO ₄ , представляет собой белое кристаллическое твердое вещество или порошок, используемый при производстве крафт-бумаги, картона, стекла и моющих средств, а также в качестве сырья. для производства различных химикатов. Его получают либо из месторождений сульфатных минералов мирабилита и тенардита, либо синтетическим путем путем обработки хлорида натрия серной кислотой.Кристаллизованный продукт представляет собой гидрат Na ₂ SO ₄ · 10H ₂ O, широко известный как глауберова соль. Тиосульфат натрия (гипосульфит натрия), Na ₂ S ₂ O ₃ , используется фотографами для фиксации проявленных негативов и отпечатков; он действует, растворяя часть солей серебра, покрытых пленкой, которые остаются неизменными под воздействием света.

     Гидроксид натрия (NaOH) представляет собой коррозионно-белое кристаллическое твердое вещество, которое легко впитывает влагу до растворения.Гидроксид натрия, обычно называемый едким натром или щелоком, является наиболее широко используемой промышленной щелочью. Он вызывает сильную коррозию тканей животных и растений. Щелочные растворы, которые он образует при растворении в воде, нейтрализуют кислоты в различных промышленных процессах: при переработке нефти он удаляет серную и органические кислоты; в мыловарении реагирует с жирными кислотами. Растворы NaOH используются при обработке целлюлозы и производстве многих химикатов.

     испаритель

     Испаритель с падающей пленкой для концентрирования растворов едкого натра (гидроксида натрия).

     Рубен Кастельнуово

     Нитрат натрия, или натриевая селитра, NaNO ₃ , обычно называют чилийской селитрой из-за ее месторождений полезных ископаемых на севере Чили, основного источника. Нитрат натрия используется как азотное удобрение и как компонент динамита.

     Гидролиз солей: уравнения | Химия для неосновных

     Цели обучения

     • Определить гидролиз соли.
     • Напишите уравнения солей, образующих основные растворы.
     • Напишите уравнения для солей, образующих кислые растворы.
     • Напишите уравнения солей, образующих нейтральные растворы.

     Печенье лучше

     Выпечка кажется легкой со всеми доступными смесями в коробках («просто добавьте воды и перемешайте»). Однако выпечка включает в себя много химии — независимо от того, работаете ли вы с коробкой или с ингредиентами, которые вы отмеряете.

     Одним из важных компонентов любого печенья является бикарбонат натрия (более известный как разрыхлитель).Если у вас рецепт без дрожжей, любая взбитость готового печенья обычно возникает из-за углекислого газа, образующегося из разрыхлителя. Одна популярная марка упакованной смеси использует комбинацию бикарбоната натрия и сульфата натрия и алюминия для производства CO ₂ . Реакция видна ниже:

     Если все пойдет хорошо, печенье поднимется, блины будут воздушными, и все будут довольны.

     Гидролиз солей: уравнения

     Соль — это ионное соединение, которое образуется, когда кислота и основание нейтрализуют друг друга.Хотя может показаться, что солевые растворы всегда будут нейтральными, они часто могут быть кислыми или щелочными.

     Рассмотрим соль, образовавшуюся при нейтрализации слабокислой плавиковой кислоты сильным щелочным гидроксидом натрия. Молекулярные и чистые ионные уравнения показаны ниже.

     Поскольку фторид натрия растворим, ион натрия является ионом-наблюдателем в реакции нейтрализации. Фторид-ион способен в небольшой степени реагировать с водой, принимая протон.

     Ион фтора действует как слабое основание Бренстеда-Лоури. Ион гидроксида, который образуется в результате вышеуказанной реакции, делает раствор слегка щелочным. Гидролиз соли — это реакция, в которой один из ионов соли реагирует с водой, образуя кислотный или щелочной раствор.

     Соли, образующие основные растворы

     Когда твердый фторид натрия растворяется в воде, он полностью диссоциирует на ионы натрия и ионы фтора. Ионы натрия не обладают способностью к гидролизу, но фторид-ионы гидролизуются с образованием небольшого количества фтористоводородной кислоты и гидроксид-иона.

     Соли, полученные в результате нейтрализации слабой кислоты (HF) сильным основанием (NaOH), всегда будут давать солевые растворы, которые являются основными.

     Соли, образующие кислотные растворы

     Хлорид аммония (NH ₄ Cl) представляет собой соль, которая образуется, когда сильная кислота HCl нейтрализуется слабым основанием NH ₃ . Хлорид аммония растворим в воде. Образовавшийся хлорид-ион не может гидролизоваться, потому что он является сопряженным основанием сильной кислоты HCl.Другими словами, ион Cl ^— не может принимать протон из воды с образованием HCl и OH ^— , как это сделал ион фтора в предыдущем разделе. Однако ион аммония способен незначительно реагировать с водой, отдавая протон и, таким образом, действуя как кислота.

     Соли, образующие нейтральные растворы

     Соль, полученная в результате реакции сильной кислоты с сильным основанием, образует раствор с pH 7. Примером является хлорид натрия, образующийся при нейтрализации HCl с помощью NaOH.Раствор NaCl в воде не обладает ни кислотными, ни основными свойствами, поскольку ни один ион не способен гидролизоваться. Другие соли, образующие нейтральные растворы, включают нитрат калия (KNO ₃ ) и бромид лития (LiBr). В таблице ниже приводится краткое описание того, как определить кислотность или основность солевого раствора.

     Соль, образованная из:	Солевой раствор
     Сильная кислота + сильное основание	нейтральный
     Сильная кислота + Слабое основание	Кислый
     Слабая кислота + сильное основание	Базовый

     Соли, образующиеся в результате реакции слабой кислоты и слабого основания, труднее анализировать из-за конкурирующих реакций гидролиза между катионом и анионом.Эти соли не будут рассматриваться в этой концепции.

     Сводка

     • Определен гидролиз солей.
     • Описаны реакции гидролиза солей с образованием кислых, основных или нейтральных растворов.

     Практика

     Выполните задачи 1, 2, 3 и 5 в ChemWiki.

     Обзор

     1. Каким образом F ^— дает базовое решение?
     2. Как ион аммония производит кислый раствор?
     3. Почему растворенный NaCl дает нейтральный раствор?

     Глоссарий

     • гидролиз соли: Реакция, в которой один из ионов соли реагирует с водой, образуя кислотный или щелочной раствор.

     Неорганическая соль — обзор

     Токсичность для животных

     Металлический Sn и его неорганические соли обычно считаются низкотоксичными при пероральном введении из-за их плохой абсорбции с пищей, и сообщения об их токсичности ограничиваются экспериментами на лабораторных животных и ограниченными наблюдениями в люди.

     Необходимо подчеркнуть, что металлический олово или его неорганические соли обычно требуют больших доз в течение продолжительных периодов времени, чтобы вызвать токсичность, в отличие от органических олов, которые более токсичны, чем неорганические соединения.Поскольку соединения олова являются жирорастворимыми и стабильными в биологических жидкостях при рН ткани, может происходить обширное проникновение в мозг и застой в центральной нервной системе. Металлический Sn токсичен только при пероральном приеме в больших дозах, в то время как нестабильный газ гидрида олова при вдыхании является нейротоксичным, но, хотя он подобен газу арсина, его эффекты менее серьезны, поскольку он не вызывает гемолиза. Нерастворимые соединения Sn относительно безвредны, тогда как катионные соединения Sn, растворимые в воде или разбавленных кислотах, являются раздражителями желудка и могут быть очень токсичными из-за высокой абсорбции из желудочно-кишечного тракта, но кислотность растворов солей Sn и их раздражающие свойства усложняют интерпретацию Sn токсичность.Поскольку соли двухвалентного Sn легче всасываются из желудочно-кишечного тракта, они более токсичны, чем соли Sn ^{4 +} . Кроме того, они могут образовывать более стабильные комплексы с соединениями SH ^— , чем Sn ^{4 +} , что объясняет большую токсичность соединений Sn ^{2 +} . У крыс наблюдаются заметные различия в пероральной токсичности различных соединений Sn; нерастворимые соединения двухвалентного олова, такие как оксид, сульфид и олеат, и оксид олова относительно безвредны на уровнях до 1% от рациона, но катионные соединения сульфата, хлорида и тартрата Sn ^{2 +} токсичны на уровнях питания выше 0.3%.

     Хроническое отравление Sn у крыс вызывает умеренную дегенерацию яичек, тяжелую атрофию поджелудочной железы, острую бронхопневмонию, энтерит, неврологическое и почечное повреждение, но существуют заметные различия в токсичности оксида олова и двухвалентного олова у крыс в отношении задержки роста. Пожизненное потребление 5 ppm Sn ^{2 +} с питьевой водой мышами и крысами вызывает жировую дегенерацию печени и увеличение частоты сосудистых изменений в их почечных канальцах. Аденокарцинома молочной железы, саркома матки и аденокарцинома около челюсти наблюдались у крыс, которых кормили диетой, содержащей 2% хлоростанната, в течение более 1 года.Гепатоцеллюлярная аденома или карцинома возникла у мышей, а гистолитические лимфомы — у самок мышей (приблизительно 16%), получавших 2 г ^{— 1} хлорида олова в течение 105 недель, но не было отмечено никаких побочных эффектов и не было никаких различий в заболеваемость опухолями в группе мышей, получавших в течение нескольких поколений хлоростаннат натрия в дозе 1 или 5 г Sn на кг ^{— 1} с питьевой водой или олеат двухвалентного олова в дозе 5 г ^{— 1} с пищей. Исследования in vitro показали, что экспозиция хлорида олова приводит к потере способности клеток и повреждению ДНК дозозависимым образом, что было связано с опосредованным оловом образованием активных форм кислорода, предполагая, что олово может препятствовать образованию гема за счет конкурентного антагонизма с железо, цинк и медь.Более того, генотоксический эффект хлорида олова был продемонстрирован на тестовом штамме Escherichia coli .

     OTC более токсичны, чем ITC. Сообщалось об острой токсичности (LD ₅₀ ) для экспериментальных млекопитающих, водных беспозвоночных и позвоночных. За исключением трех акарицидов (ACT, TCHT, FBTO), мыши обычно оказываются наиболее чувствительными видами по сравнению с другими млекопитающими, а пероральный прием менее опасен, поскольку безрецептурные препараты плохо всасываются в желудочно-кишечном тракте.Вкратце, открытия механизмов токсичности ОТЦ из окружающей среды у млекопитающих можно резюмировать следующим образом: (1) ингибирование АТФ-синтазы; (2) нарушение стероидного гомеостаза TBT и TPT, которые усиливают активность ароматазы (CYP19) так же эффективно, как гонадотропин человека, и ингибируют стероидную 5α-редуктазу человека, а также β-гидроксистероид дегидрогеназы человека и крысы; (3) агонистическая активность в отношении NR; (4) ожирение и иммунотоксичность через агонистическую активность PPARγ; (5) нейротоксичность; и (6) снижение уровня белка GluR2 при длительном воздействии эндогенных уровней TBT, в результате чего нейроны становятся более уязвимыми к токсичности глутамата.

     Среди водных беспозвоночных наиболее чувствительными к TBT являются бентосные, питающиеся фильтром виды, такие как двустворчатые моллюски, мшанки и оболочники. Морские костистые более чувствительны к ТБО, чем пресноводные.

     Состав минеральной солевой среды

     Калориметры теплового потока находят широкое применение в системах мониторинга и управления химическими процессами. В отличие от химических процессов, биохимические процессы представляют собой сложные системы, включающие ферментативные реакции на внутриклеточном и внеклеточном уровнях.Измерение процесса в реальном времени действительно необходимо, чтобы лучше понять динамику роста клеток. Что касается биотермодинамики, избыточная энергия Гибба рассеивается в виде тепла в процессе роста клеток. Следовательно, измерения метаболического теплового потока могут предоставить в режиме реального времени информацию о физиологии клеток и поведении биопроцессов. Кроме того, измерения теплового потока являются надежными, неспецифическими и неинвазивными, независимо от биотехнологических систем. В последние несколько десятилетий возрос интерес к использованию калориметрии теплового потока для исследования систем биохимических реакций.Для измерения тепла доступно несколько подходов, но калориметрия теплового потока, как было доказано несколькими исследовательскими группами, больше подходит для мониторинга биопроцессов. В этом обзоре делается попытка выделить важные результаты исследований, проведенных до сих пор исследовательскими группами, использующими лабораторный биокалориметр теплового потока в различных биологических системах. Технические и конструктивные изменения калориметров теплового потока для достижения высокого разрешения сигнала теплового потока, а также основные недостатки, обнаруженные в предлагаемых ими стратегиях, обсуждаются в отдельном разделе.Дается краткое описание количественных биокалориметрических исследований процесса роста микробов, стехеометрического анализа роста клеток, определения коэффициента теплового выхода и диауксического поведения с подходящими иллюстративными калориметрическими результатами. Значение калориметрических данных для оценки биотермодинамических параметров и связанные с ними сложности обобщены в разделе «Биотермодинамика». Применение лабораторной калориметрии теплового потока для мониторинга различных биотехнологических систем в реальном времени, а именно., аэробная, ферментационная, анаэробная, фотоавтотрофная и экологическая, обсуждаются в отдельных разделах. Хотя в течение нескольких лет велась обширная работа, реальный потенциал биокалориметрии теплового потока в промышленном биотехнологическом секторе еще не использовался. Разработка эффективного протокола преобразования биореакторов в биокалориметры может проложить путь к появлению «крупномасштабной калориметрии», и это, безусловно, откроет преимущества для биотехнологических промышленных сообществ из-за ее экономической жизнеспособности.Этот обзор познакомит читателей с наукой и применением биокалориметрии теплового потока. Более того, этот вклад может служить инициативой для академических кругов и промышленности по использованию «биокалориметрии теплового потока» в качестве аналитического инструмента «будущего поколения» в реальном времени для приложений мониторинга биопроцессов.

     Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

     Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

     ---

     Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

     Есть много причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

     • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
     • Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
     • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
     • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
     • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

     ---

     Почему этому сайту требуются файлы cookie?

     Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

     ---

     Что сохраняется в файле cookie?

     Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

     Как правило, в файлах cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

     % PDF-1.5 % 1 0 объект > / OCGs [7 0 R] >> / Страницы 2 0 R / Тип / Каталог >> эндобдж 59 0 объект > поток 2021-08-26T11: 34: 39-07: 002006-09-16T10: 27: 00 + 08: 002021-08-26T11: 34: 39-07: 00uuid: 792f5d1a-c376-46e8-8592-9b64e741a880uuid: 89c40811- 1dd2-11b2-0a00-5b00b8dbceffapplication / pdf конечный поток эндобдж 2 0 obj > эндобдж 60 0 объект > эндобдж 61 0 объект > эндобдж 29 0 объект > / Font> / T1_1> / T1_2> / T1_3> / T1_4> / T1_5> / T1_6> / T1_7> / T1_8 65 0 R >> / ProcSet [/ PDF / Text / ImageB] / Properties> / XObject >>> / Тип / Страница >> эндобдж 22 0 объект > / Ресурсы> / Шрифт> / T1_1> / T1_2> / T1_3> / T1_4> / T1_5 65 0 R >> / ProcSet [/ PDF / Text / ImageB] / Свойства> / XObject >>> / Type / Page >> эндобдж 17 0 объект > / Font> / T1_1> / T1_2> / T1_3 65 0 R >> / ProcSet [/ PDF / Text / ImageB] / Properties> / XObject >>> / Type / Page >> эндобдж 12 0 объект > / Font> / T1_1> / T1_2> / T1_3> / T1_4> / T1_5 65 0 R >> / ProcSet [/ PDF / Text / ImageB] / Properties> / XObject >>> / Type / Page >> эндобдж 5 0 obj > / Font> / T1_1> / T1_2> / T1_3> / T1_4> / T1_5 65 0 R >> / ProcSet [/ PDF / Text / ImageB] / Properties> / XObject >>> / Type / Page >> эндобдж 62 0 объект > / ProcSet [/ PDF / Text / ImageC] / XObject >>> / Type / Page >> эндобдж 74 0 объект [80 0 R 81 0 R 82 0 R 83 0 R 84 0 R] эндобдж 75 0 объект > поток q 540.0594177 0 0 68.6011963 35.9702911 675.3988037 см / Im0 Do Q BT / T1_0 1 Тс 10 0 0 10 85,56995 576,99985 тм (1960; 20: 1646-1655.) Tj / T1_1 1 Тс -5.55699 0 Тд (Рак Res \ 240) Tj / T1_0 1 Тс 0 1 ТД (\ 240) Tj 0 1.00001 TD (Элтон Стабблфилд и Джеральд К. Мюллер) Tj / T1_2 1 Тс 0 1 ТД (\ 240) Tj / T1_3 1 Тс 18 0 0 18 30 616,99997 тм (Биохимический состав и метаболизм клеток HeLa) Tj Т * (Влияние концентрации хлорида натрия на рост) Tj ET 30 522 552 35 рэ 0 0 мес. S BT / T1_0 1 Тс 11 0 0 11 120,94 202 529.99997 Тм (\ 240) Tj / T1_3 1 Тс -7,55696 1 тд (Обновленная версия) Tj ET BT / T1_2 1 Тс 10 0 0 10 141 521,99994 тм (\ 240) Tj / T1_0 1 Тс 23.17895 1 тд () Tj 0 0 1 рг -23.17895 0 Тд (http://cancerres.aacrjournals.org/content/20/11/1646)Tj 0 г 0 1.00001 TD (См. Самую последнюю версию этой статьи по адресу:) Tj ET BT / T1_2 1 Тс 10 0 0 10 30 501,99997 тм (\ 240) Tj 0 1 ТД (\ 240) Tj ET BT / T1_2 1 Тс 10 0 0 10 30 481,99997 тм (\ 240) Tj Т * (\ 240) Tj ET BT / T1_2 1 Тс 10 0 0 10 30 461,99997 тм (\ 240) Tj Т * (\ 240) Tj ET 30 347 552 115 рэ 0 0 мес. S BT / T1_0 1 Тс 11 0 0 11 120.94202 429,99997 тм (\ 240) Tj / T1_3 1 Тс -5.66901 1 тд (Оповещения по электронной почте) Tj ET BT / T1_0 1 Тс 10 0 0 10 295,4996 442 тм (относится к этой статье или журналу.) Tj 0 0 1 рг -15.44996 0 Тд (Зарегистрируйтесь, чтобы получать бесплатные уведомления по электронной почте) Tj ET BT 0 г / T1_0 1 Тс 11 0 0 11 120.94202 396.99994 тм (\ 240) Tj / T1_3 1 Тс -6.38997 1 тд (Подписки) Tj 0,556 1,00001 тд (Отпечатки и) Tj ET BT / T1_0 1 Тс 10 0 0 10 141 399,99994 тм (\ 240) Tj 13,46496 1 тд (.) Tj 0 0 1 рг -6.85098 0 Тд ([email protected]) Tj 0 г -6.61398 0 Тд (Отделение) Tj 0 1.00001 TD (Чтобы заказать перепечатку статьи или подписаться на журнал, свяжитесь с нами \ t Публикации AACR) Tj ET BT / T1_0 1 Тс 11 0 0 11 120,94 202 374,99997 тм (\ 240) Tj / T1_3 1 Тс -5.66901 1 тд (Разрешения) Tj ET BT / T1_0 1 Тс 10 0 0 10 141 346,99988 тм (\ 240) Tj 0 1 ТД (Сайт с правами.) Tj 0 1.00001 TD (Нажмите «Запросить разрешения», чтобы перейти на страницу защиты авторских прав \ раннс Центр \ (CCC \)) Tj 23.