Кислая соль угольной кислоты: Угольная кислота и её соли — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

Кислая соль — угольная кислота

Кислая соль — угольная кислота

Cтраница 1

Кислые соли угольной кислоты ( бикарбонаты) образуются при ее избытке.  [1]

Все кислые соли угольной кислоты растворимы в воде, наименее растворим бикарбонат натрия. Из средних солей растворимы только карбонаты натрия, калия и аммония.  [2]

Все кислые соли угольной кислоты растворимы в воде, наименее растворим NaHCOs — Из средних солей растворимы только карбонаты натрия, калия и аммония.  [3]

Все кислые соли угольной кислоты растворимы в воде, наименее растворим бикарбонат натрия. Из средних солей растворимы только карбонаты натрия, калия и аммония.  [4]

В зависимости от содержания растворенных кислых солей угольной кислоты Са ( НСО3Ь, М § ( НСОзЬ и сернокислых солей CaSO4 и MgSO4 различают мягкую и жесткую воду. Жесткая вода, содержащая много этих солей, непригодна для питания паровых котлов, так как при кипячении они выпадают в осадок и образуют толстый слой накипи, являющейся плохим проводником тепла, и требует на нагрев воды большой избыток топлива.  [5]

При действии на поваренную соль какой-нибудь хорошо растворимой кислой соли угольной кислоты, например кислого углекислого аммония МН4НСОз, образуется малорастворимый кислый углекислый натрий, который выпадает в осадок.  [6]

При проведении этого опыта учитель должен помнить о том, что учащиеся еще ничего не знают о кислых солях угольной кислоты.  [7]

Средние соли угольной кислоты называют карбонатами. Кислые соли угольной кислоты — гидрокарбонаты — хорошо растворимы в воде.  [8]

Различают временную, или карбонатную ( устранимую), жесткость воды и постоянную. Временная жесткость воды обусловлена наличием кислых солей угольной кислоты и устраняется кипячением воды.  [9]

Средние соли угольной кислоты называют карбонатами. В воде хорошо растворимы лишь карбонаты щелочных металлов, кроме LijCOs. Кислые соли угольной кислоты — гидрокарбо-н а ты — хорошо растворимы в воде.  [10]

В соединении с формулой II только один из двух атомов водорода в молекуле угольной кислоты замещен кальцием. Эта формула соответствует гидрокарбонату кальция. Заметьте, что в кислых солях угольной кислоты только один из двух атомов водорода замещен атомом металла.  [11]

Страницы:      1

Соли угольной кислоты

Соли угольной кислоты — твердые кристаллические вещества.

Карбонат натрия Na2CO3 — сода — важнейший продукт химической промышленности.

Применяется:

  1. Для снижения жесткости воды, так как соли кальция и магния, присутствие которых обуславливает жесткость воды, взаимодействуют с карбонатом натрия с образованием осадка:
    CaCl2 + Na2CO3 = 2NaCl + CaCO3↓              (1)
  2. В качестве моющего средства, так как раствор соды обладает щелочной реакцией вследствие гидролиза (взаимодействия с водой):
    CO32− + HOH = HCO3+ OH                      (2)
  3. В производстве стекла, мыла. В нефтяной, целлюлозно-бумажной промышленности.

Соду в промышленности получают прокаливанием гидрокарбоната натрия — питьевой соды:

2NaHCO3 = Na2CO3 + H2

O+ CO2↑                   (3)

Питьевая сода применяется:

  1. для выпечки в качестве разрыхлителя, лучше с добавлением лимонной кислоты:
    NaHCO3 + H+ = Na+ + H2O+ CO2
  2. 2%-ный раствор — для нейтрализации кислоты, попавшей на кожу (та же реакция)
  3. Питьевая сода тоже гидролизуется и обладает щелочной реакцией раствора, поэтому применяется для мытья посуды, чистки сантехники и т. п.
  4. В составе наполнителя в пенных огнетушителях.

Химику полезно знать, что из-за образования большого количества газа сода не используется при попадании кислоты в пищеварительный тракт. В этом случае применяется оксид магния.

Карбонат калия K2CO3 — пота́ш. Белый порошок, расплывающийся во влажном воздухе и хорошо растворимый в воде.

Применяется для получения жидкого мыла, тугоплавкого и хрустального стекла.

Карбонат кальция

широко встречается в природе в виде мела, известняка, мрамора (минерал кальцит). Нерастворим в воде, гидрокарбонат кальция малорастворим.

Применение:

  1. В строительстве. Известняк — для кладки стен и, в виде щебня, для бетонных работ, строительства дорог. Мел — в виде порошка как наполнитель в шпаклевках, замазках, масти́ках. Мрамор — для облицовки зданий и станций метрополитена.
  2. О́бжигом известняка в промышленности получают жжёную известь и углекислый газ:
    CaCO3 = CaO + CO2↑                            (4)
  3. Для известкования кислых почв. Известняк нейтрализует почвенные кислоты, при этом выделяется углекислый газ, повышая рыхлость почвы:
    CaCO3 + 2H+ =  Ca2+ + H2O +CO2

Для распознавания карбонатов приливают раствор соляной кислоты, происходит бурное выделение газа:

CaCO3 + 2HCl =  CaCl2 + H

2
O +CO2↑          (5)

Хотя в формулировке вопроса билета нет химических свойств, в старых «билетниках» они перечисляются и преподаватель может задать такой вопрос. В этом случае назовите:

  1. Реакции обмена с солями (уравнение 1)
  2. Гидролиз (уравнение 2)
  3. Взаимопревращения карбонатов и гидрокарбонатов (уравнение 3 — реакция обратимая)
  4. Разложение при нагревании, кроме солей щелочных металлов (уравнение 4)
  5. Взаимодействие с кислотами (уравнение 5)

автор: Владимир Соколов

Угольная кислота в воде, соли

    Угольная кислота образует соли нормальные — карбонаты и кислые — гидрокарбонаты. Карбонаты и гидрокарбонаты щелочных металлов, кроме лития растворимы в воде, карбонаты щелоч- [c.155]

    Угольная кислота очень слабая, поэтому ее соли в воде сильно гидролизованы  [c.136]

    Соединения углерода (за исключением некоторых наиболее простых) издавна получили название органических соединений, так как в природе они встречаются почти исключительно в организмах животных и растений, принимают участие в жизненных процессах или же являются продуктами жизнедеятельности или распада организмов. В отличие от органических соединений, такие вещества, как песок, глина, различные минералы, вода, оксиды углерода, угольная кислота, ее соли и другие, встречающиеся в неживой природе , получили название неорганических или минеральных веществ. 

[c.549]


    Что образуется на катоде (или в пространстве около катода), а также на аноде (или в пространстве около анода) при электролизе а) расплавленного хлористого натрия (электроды платиновые) б) водного раствора поваренной соли (электроды угольные) в) воды, слегка подкисленной серной кислотой г) раствора хлорной меди (электроды угольные) д) раствора медного купороса (электроды мед ные)  [c.71]

    Угольная кислота двухосновна, ее сила характеризуется следующими константами электролитической диссоциации /fi = 4,5-10 /С2 = 4,7-10 . Она образует два ряда солей средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты). Из средних солей растворимы только карбонаты щелочных металлов и аммония. Все гидрокарбонаты растворимы в воде. 

[c.197]

    Предположим, чto вода не содержит солей слабых кислот, помимо угольной кислоты. Тогда при титровании воды количество добавляемой кислоты будет эквивалентно количеству карбонатов и бикарбонатов, плюс ОН или минус №, в зависимости от pH воды [c.404]

    Растворимые соли определяют посредством кипячения с водой, не содержащей угольной кислоты. На соли других металлов испытывают после растворения в уксусной кислоте. [c.584]

    Прямое измерение энтальпии этого процесса связано с некоторыми трудностями, обусловленными в основном небольшой степенью гидролиза карбонатов щелочных металлов, тогда как определение энтальпии обратного процесса — нейтрализации кислой соли — легко осуществимо. Определив энтальпию такого процесса Q , легко найти искомую величину энтальпии гидролиза карбонатов щелочных металлов (на 1 моль соли), используя константу диссоциации угольной кислоты по второй ступени К2, ионное произведение воды Л НгО и степень гидролиза аг  

[c.73]

    Мочевина — кристаллическое вещество без запаха и цвета, плотность 1,335 кг/м . Производимый на заводах технический продукт имеет более или менее желтоватый оттенок. Насыпная масса кристаллической мочевины в зависимости от влажности составляет 600 50 кг/м . Мочевина, или полный амид угольной кислоты,— высококонцентрированная соль, содержащая 46,6 об.% азота, хорошо растворяется в воде, а также в спирте и жидком аммиаке, образуя с последним соединение СО(ЫН2)г-ЫНз. Мочевина нестабильна при повышенных температурах как в кристаллическом виде, так и в водных растворах. [c.143]

    Не растворяются в воде соли сернистой кислоты (сульфиты), соли угольной кислоты (карбонаты), соли фосфорной кислоты (фосфаты) (как и в предыдущей группе), а кроме того, и соли сероводородной кислоты (сульфиды). 

[c.49]


    Не растворяются в воде соли угольной кислоты (карбонаты), соли фосфорной кислоты (фосфаты) и соли сернистой кислоты (сульфиты). [c.38]

    Феноляты в отлич[1е от алкоголятов водой не разлагаются, но все же и они з водных растворах, подобно солям слабых кислот и сильных оснований, частично гидролизованы и их растворы имеют щелочную реакцию. Фенол вытесняется нз фенолята даже угольной кислотой. [c.480]

    Реакционная вода содержит жирные спирты, продукты сульфирования и сульфат-ион Сточные воды загрязнены органическими кислотами, формальдегидом, ацетоном, метанолом, высшими спиртами Фузельные воды с растворенными углеводородами и альдегидами Сточные воды от промывки газов загрязнены взвешенными веществами, сульфатами, кислыми солями угольной кислоты, сероводородом и фенолами Сточные воды содержат каустическую соду, углеводороды, фосфорную кислоту, хлористый алюминий и Др. 

[c.331]

    Выполнение работы. Поместить в тигель 3—4 микрошпателя порошка гидрокарбоната натрия, поставить тигель в треугольник и прокаливать содержимое пламенем горелки в течение 10— 15 мин. Охладить тигель на воздухе, внести в него 12—14 капель дистиллированной воды, перемешать стеклянной палочкой и разделить растЬор на две пробирки. Доказать, что в растворе находится соль угольной кислоты. Для этого в одну из пробирок добавить 3—4 капли 2 и. раствора хлороводородной кислоты и наблюдать выделение пузырьков газа. Какой газ выделяется В другую пробирку к полученному раствору прибавить такое же количество нейтрального раствора лакмуса. Сравнить окраску лакмуса в данном растворе с окраской растворов в контрольных пробирках, оставшихся после предыдущего опыта. По окраске лакмуса определить, какая соль находится в растворе карбонат натрия или гидрокарбонат Описать проделанную работу. Написать уравнение реакции разложения гидрокарбоната натрия при нагревании. Эта реакция применяется в промышленном способе получения кальцинированной соды. [c.265]

    Соли угольной кислоты — карбонаты обычно лс раетворимы в воде. Хорошо растворяются в воде карбонаты На, К, КЬ, Сз, Т1+ и карбонат аммония. При нагревании карбонаты разлагаются, образуя оксид металла и СОа. Чем сильнее выражены металлические свойства элемента, тем более устойчив карбонат. Так, Нв СОз плавится без разложения, СаСОз разлагается при 825 °С, а АдаСОз при 100°С. [c.361]

    Щелочные и щелочноземельные. соли цианистоводородной кислоты легко растворимы в воде, дают щелочную реакцию и разлагаются уже при действии угольной кислоты. Щелочные соли синильной кислоты устойчивы при прокаливании. Цианистый калий, соль, наиболее важная для органика, легко растворим в разбавленном и трудно рагуоорим в абсолютном спирте. [Приготовление чистого цианистого кальция описано Франком и Фрейтагом Кислая кальциевая соль синильной кислоты a( N)a-2H N устойчива до 60 и при действии воды отщепляет цианистый водород, вследствие чего эту соль называют твердой синильной кислотой Доп. ред.] [c.22]

    Натрий наиболее дешевый и доступный из щелочных металлов. Чрезвычайно активен к кислороду, водороду, сере, фосфору, галоидам, органическим соединениям, инертен к азоту. При хранении на воздухе легко окисляется, образуя гидрат окиси и соль угольной кислоты. Воду и лед (даже при —90°) натрий разлагает с выделением водорода. Хранят натрий обычно в сухом керосине, бензине или трансформаторном масле (обязательно отсутствие даже следов воды ). Под слоем керосина, бензина и др. натрий может храниться продолжительное время, надо только следить за тем. чтобы бензин, керосин и др. не содержали пдсторонних примесей. [c.183]

    Реакпия с углекислым аммонием (N114) 2СО3. При взаимодействии (КН4)2СОз (и других растворимых в воде солей угольной кислоты) с солями бария выпадает аморфный белый осадок ВаСОд, который постепенно переходит в кристаллический  [c.81]

    Для получения хромового ангидрида насыщенный раствор двухромовокалиевой соли при обыкновенной температуре приливают тонкою струею к равному объему чистой серной кислоты. При смешении, разумеется, температура повышается. При медленном охлаждении хромовый ангидрид выделяется в длинных игольчатых кристаллах красного цвета, ногда в несколько сантиметров длиною. Чтобы освободить кристаллы от маточного раствора, их кладут на пористую глиняную массу, напр., на кирпич (ни процеживания, ни промывания здесь употребить нельзя, потому что бумагою хромовый ангидрид восстановляется, а промыванием растворяется). Весьма важно обратить здесь внимание на то, что при разложении хромовых соединений никогда не выделяется гидрата хромовой кислоты, а всегда ангидрид СгО . Соответственный гидрат СгО Н- или какой-либо другой даже вовсе неизвестны. Тем не менее надо принять, что хромовая кислота двуосновна, потому что она образует соли изоморфные или совершенно аналогические с солями серной кислоты, которая есть лучший пример двуосновных кислот. Доказательство этому видно и в том, что СгО при нагревании с Na l и H SO дает летучий хлорангидрид rO l с двумя [атомами] хлора, как следует для двуосновной кислоты. Хромовый ангидрид представляет красное кристаллическое вещество, при нагревании дающее черную массу при накаливании до 190° плавится, выше 250° выделяет кислород и оставляет двуокись хрома СгО [556], а при еще более возвышенной температуре — окись хрома СгЮ . Хромовый ангидрид чрезвычайно легко растворяется в воде, притягивает даже влагу воздуха, но определенного соединения с водою, как сказано выше, не образует. Уд. вес кристаллов равен 2,7 (сплавленных 2,6). Раствор представляет совершенно ясные кислотные свойства из угольных солей выделяет угольную кислоту, в солях бария, свинца, серебра и ртути производит осадок нарастворимых солей. [c.236]


    Воды производственные тепловых электростанций. Метод определения ЭДТА и ее солей Воды производственные тепловых электростанций. Метод определения сульфатов Воды производственные тепловых электростанций. Метод определения свободной угольной кислоты Воды производственные тепловых электростанций. Методы определения нитратов. — Взамен Инструкции по эксплуатационному анализу воды и пара на тепловых электростанциях в части определения нитратов (разд. 23) Воды производственные тепловых электростанций. Методы определения кислорода. — Взамен Инструкции по эксплуатационному анализу воды и пара на тепловых электростанциях в части определения растворенного кислорода (разд. 26, 27) [c.388]

    Раствор обыкновенного калн в равном или двойно.м количестве воды, при своем насыщении какой-либо слабой кис.потой, например дистиллированным уксусом или виннокаменной кислотой, а также и кислотами, более крепкими — серной, селитряной и т. д., растворенными в большом количестве воды, в начале нейтрализации, несмотря на присутствие угольной кислоты в поташе, поглощает довольно значительное количество названных кислот без заметного разогревания. При изготовлении листовой виннокаменной соли для фармацевтических целей я всегда замечал, что подобное разогревание не В Озникает прежде, чем будет добавлена примерно половина всего количества уксуса, необходимого для полного насыщения. Это явление известно уже давно, однако оно до сего времени объясняется химиками ошибочно, а именно — они считают, что такая задержка в разогревании должна быть отнесена за счет изобилия воды в растворе, которая, будто бы, поглощает углекислоту, выделяющуюся из поташа. Насколько малоценно это объяснение, явствует уже из того, что названное явление, как я убедился при многократных опытах, имеет место и тогда, когда насыщение обьжновенного кали разбавленными кислотами производится на огне при кипячении раствора. В этом случае, очевидно, никакого поглощения угольной кислоты водою не происходит, поскольку холодная вода, содержащая угольную кислоту, будучи поставлена на самый слабый огонь, уже выделяет эту кислоту, улетучивающуюся при самом начале кипения почти полностью в виде воздуха. Наконец, указанное мнение опровергается в особенности и следующим аргументом известно, что в случае, когда, наоборот, поташ добавляется к кислотам, происходит разогревание в самом начале процесса без всякого промедления и без всякого притока тепла. Действительную причин -медленного разогревания, как я уже нашел пять лет тому назад, следует искать в том, что кислоты, добавляемые к обыкновенному [c.268]

    Карбонат и гидрокарбонат кальция. Известны две кальциевые соли угольной кислоты карбонат СаСОз и гидрокарбонат Са(НСОз)2. Первая, как отмечалось ранее, практически не растворима в воде и обладает сравнительно высокой термической устойчивостью, а гидрокарбонат в обычных условиях существует только в водных растворах и обладает малой термической устойчивостью. [c.63]

    В то время как сульфамиды растворимы только в едкой щелочи и вновь осаждаются при действии угольной кислоты, дисульфимиды, обладающие более кислотным характером, растворяются уже при обработке содой или аммиаком. По этой причине часть сульфимида, образующегося в качестве побочного продукта при аминировании сульфохлоридов, получается в виде аммонийной соли [71]. Эта последняя растворима в воде и у высокомолекулярных продуктов обнаруживает капиллярно-активные свойства. Поэтому при переработке неочищенного сульфамида промывкой водой (для удаления хлористого аммония) часто получаются стойкие эмульсии. Это последнее обстоятельство может быть устранено, если предварительно прибавить немного минеральной кислоты для разложения аммонийной соли дисульфимида. [c.419]

    Диоксид углерода при обычных условиях — бесцветный газ, примерно в 1,5 раза тяжелее воздуха, благодаря чему его можно переливать, как жидкость, из одного сосуда в дру1ой. Масса 1 л СО2 при нормальных условиях составляет 1,98 г. Растворимость диоксида углерода в воде невелика 1 объем воды при 20 °С растворяет 0,88 объема СО2, а при О °С—1,7 объема. Применяется диоксид углерода прн получении соды по аммиачно-хлорндному способу (см. стр. 441), для синтеза карбамида (стр, 442), для получения солей угольной кислоты, а также для газирования фрук-T0B1.1X и минеральных вод и других напитков. [c.438]

    Для того чтобы предотвратить разложение раствора Na2SjOj угольной кислотой, соль растворяют в воде, лишенкой СО, воду предварительно кипятят некоторое время и затем охлаждают, защищая от проникновения Oj из воздуха пробкой с хлоркальциевой трубкой, наполненной натронной известью. Растворы Na SjO, при хранении подобным же образом защищают от соприкосновения с атмосферным воздухом. [c.407]

    К слабым электролитам относятся почти все органические кислоты (муравьиная, уксусная, бензойная), цианистоводородная кислота, борная кислота, угольная кислота, сероводородная кислота, гидроксид аммония, вода, а также некоторые соли (Hg l2, СёСЬ). Для растворов слабых электролитов характерна очень небольшая величина электрической проводимости. [c.111]

    С, Н. Виноградский сыграл большую роль в развитии микробиологии. Им были изучены серобактерии (1887), железобактерии (1888) и нитрифицирующие бактерии (1890), исследования которых дали результаты важного научного значения. Эти бактерии обладали способностью развиваться на сре.аах, не содержащих органических веществ, и синтезировать составные части своего тела за счет углерода угольной кислоты. Необходимую энергию эти бактерии получают за счет биохимических процессов, протекающих при окислении азота аммонийных солей в нитриты и нитраты, или за счет окисления двухвалентного железа в трехвалентное. Такой своеобразный процесс синтеза органического вещества из угольной кислоты 1 воды назьпзается хемосинтезом. Это явилось кр 1шспшим открытием в области физиологии микроорганизмов. [c.241]

    КАРБОНАТЫ — соли угольной кислоты Н2СО3. Известны средние К- (с анионом СО3 ) и кислые, или гидрокарбона ты (с анионом НСО ). Из средних К. в воде растворимы только соли щелоч1п>1Х металлов, аммокия и таллия растворы имеют щелочную реакцию. Гидрокарбонаты хорошо растворяются в воде, при нагревании они легко переходят в средние соли  [c.120]

    Так как э , то связь —О прочнее связи О. Поэтому соединения, содержащие группу Э+ —О—Н, проявляют кислотные свойства. Углерод в степени окисления +4 образует угольную кислоту Н2СО3 это очень слабая кислота, Ещ , более слабыми являются кислоты 1448104, Н2[0е(0Н)в], Н2[8п(ОН)б] и Н2[РЬ(0Н)в]. Координационное число в этом ряду веществ в соответствии с укрупнением возрастает от 3 (для С+ ) до 6 (для РЬ ). Все эти соединения малоустойчивы они разлагаются с отщеплением воды, однако вполне устойчивы их соли. Медленность ослабления кислотных свойств обусловлена причиной, знакомой нам по третьей группе ионы Qe 8п и РЬ имеют 18-электронные оболочки поэтому возрастание радиусов происходит медленно. Здесь также проявляется диагональное сходство. Так, 81 похож на В . Их сходство, в частности, выражается в том, что для кремния, как и для бора, известно большое количество изополисоединений. [c.93]

    Магниевые соли угольной кислоты — карбонат и гидрокарбонат магния. Карбонат Mg Oa почти не растворим в воде. При насыщении двуокисью у лерода взвеси Mg Os в воде образуется растворимый гидрокарбонат Mg(H Os)g  [c.58]

    Угольная кислота образует два ряда солей гид рокарбонаты (кислые соли) и карбонаты (средние соли). Все гидрокарбонаты растворимы в воде, из сред- [c.408]

    Угольная кислота и ее соли. Угольная кислота И СО , как отмечено выше, образуется при растворении СОа в иоде. Однако концентрация получающейся кислоты очень мала. Так, 1 л водного раствора при 4° содержит около 0,38 г СОа, и только 0,6% указанного количества соединяется с водой в угольную кислоту Н2СО3. [c.437]


Угольная кислота и ее соли

Угольная кислота и её соли

 H2CO

Угольная кислота слабая, существует только в водном растворе:    CO2 + H2« H2CO3

 1) Диссоциация – двухосновная кислота, диссоциирует слабо в две ступени, индикатор — лакмус краснеет в водном растворе:

                                  H2CO3 « H+ + HCO3

                                  HCO3 « H+ + CO32-

 Характерны все свойства кислот.

Угольная кислота образует  соли двух типов:

  • средние соли — карбонаты (СO32-)       Na2СO3, (NH4)2CO3
  • кислые соли — бикарбонаты, гидрокарбонаты (HCO3)  NaHCO, Ca(HCO3)2

Карбонаты в природе

CaCO3 карбонат кальция (мел, мрамор, известняк)

Na2CO3 – сода, кальцинированная сода

K2CO3(поташ, в золе растений)

Na2COx 10H2O – кристаллическая сода

Физические свойства карбонатов:

Все карбонаты – твёрдые кристаллические вещества. Большинство из них в воде не растворяются. Гидрокарбонаты растворяются в воде.

Химические свойства солей угольной кислоты:

Общие свойства солей:

        1) Вступают в реакции обмена с другими растворимыми солями                  

            Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓ + 2NaCl

        2) Разложение гидрокарбонатов при нагревании

            NaHCO3 t˚C → Na2CO3 + H2O + CO2

        3) Разложение нерастворимых карбонатов при нагревании

            CaCO3 t˚C  CaO+ CO2

        4) Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга:

Опыт «Взаимопревращение карбонатов и гидрокарбонатов»

  • Превращение гидрокарбонатов в карбонаты

            Са(HCO3)2 + Са(OH)= СаCO3+H2O

            Me(HCO3)n t˚C= MeCO3↓+H2O+CO2

  • Превращение карбонатов в гидрокарбонаты

            СаCO3+H2O+CO2= Са(HCO3)2

Специфические свойства солей угольной кислоты:

 Качественная реакция на CO32-  карбонат – ион «вскипание» при действии сильной кислоты: 

            Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2­↑

Задания для самостоятельной работы:

1. Осуществите превращения 

1) Al4C3→ CH4→ CO2→ CaCO3→ Ca(HCO3)2→ CaCO 3

2) Ca → CaC2→ Ca(OH)2→ CaCO3→ CO2→ C

3) CO2 → H2CO→ Na2CO3 → CO2

4) CaCO3 → CO2 → NaHCO3 → Na2CO3

2. Решите задачу

Вычислите объём углекислого газа, который выделится при обжиге карбоната кальция массой 150 г (н.у.)

Все формулы солей по химии. Кислые соли

Рассмотрим важнейшие способы получения солей.

    Реакция нейтрализации . Растворы кислоты и основания смешивают в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль. Например:

2 . Реакция кислот с основными оксидами . Фактически, это вариант реакции нейтрализации. Например:

3 . Реакция оснований с кислотными оксидами . Это также вариант реакции нейтрализации:

4 . Реакция основных и кислотных оксидов между собой :

5 . Реакция кислот с солями . Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:

6 . Реакция оснований с солями . Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. Например:

7. Реакция двух различных солей. Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:

Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:

NaCl + KBr = Na + + Cl  + K + + Br 

Если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8 . Реакция металлов с кислотами . Соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов (таблица 4-3), вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:

9 . Реакция металлов с неметаллами . Эта реакция внешне напоминает горение. Металл «сгорает» в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый «дым»:

10 . Реакция металлов с солями . Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее , способны вытеснять менее активные (расположенные правее ) металлы из их солей:

Рассмотрим химические свойства солей.

Наиболее распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.

1 . Окислительно-восстановительные реакции солей .

Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.

А) Реакции за счет иона металла.

Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл:

Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности левее (см. параграф 8.3), являются более активными.

Б) Реакции за счет кислотного остатка.

В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда –многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками. Например:

соль иодоводородной кислоты

соль марганцевой кислоты

хлорид марганца

2 . Обменные реакции солей .

Такие реакции могут происходить, когда соли реагируют: а) с кислотами, б) с щелочами, в) с другими солями. При проведении обменных реакций берут растворы солей. Общим требованием для таких реакций является образование малорастворимого продукта, который удаляется из раствора в виде осадка. Например:

а) CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ (осадок) + H 2 SO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ (осадок) + HNO 3

б) FeCl 3 + 3 NaOH = Fe(OH) 3 ↓ (осадок) + 3 NaCl

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 ↓ (осадок) + K 2 SO 4

в) BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ (осадок) + 2 KCl

CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ (осадок) + 2 NaCl

Если хотя бы один продукт таких обменных реакций не уходит из сферы реакции в виде осадка (иногда – в виде газа), то при смешивании растворов образуется только смесь ионов, на которые при растворении распадаются исходная соль и реагент. Таким образом, обменная реакция произойти не может.

СОЛИ, продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или другой катион либо HО групп оснований на кислотный остаток или другой анион. По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. Сырьем… … Современная энциклопедия

Соли — СОЛИ, продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или другой катион либо HО–групп оснований на кислотный остаток или другой анион. По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. Сырьем… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

СОЛИ — класс хим. соединений, в твёрдом состоянии кристаллические вещества, состоящие из катионов (см.) и анионов (см.), а в водном растворе диссоциирующие на эти (см.). С. являются продуктами полного млн. частичного замещения атомов водорода в молекуле … Большая политехническая энциклопедия

СОЛИ — СОЛИ, продукты замещения ионов водорода. в к тах ионами металлов; могут быть получены разными способами: 1) замещением водорода к ты металлом, напр. Zn + h3S04=ZnS04 fh3, или вытеснением в С. одного металла другим: CuS04 +Fo =FeS04 + Си; 2)… … Большая медицинская энциклопедия

Солить(ся), солю, солишь, солят(ся) … Русское словесное ударение

Соледар Географические названия мира: Топонимический словарь. М: АСТ. Поспелов Е.М. 2001 … Географическая энциклопедия

Продукты замещения атомов водорода кислоты на металл или групп ОН основания на кислотный остаток. При полном замещении образуются средние, или нормальные, соли (NaCl, K2SO4 и др.), при неполном замещении атомов Н кислые (напр., NaHCO3), неполном … Энциклопедический словарь

Соли — класс химических соединений; в обычных условиях кристаллические вещества, для которых типична ионная структура. Соли в растворах диссоциируются на положительно заряженные ионы катионы (в основном металлов) и отрицательно заряженн ионы… … Энциклопедический словарь по металлургии

Солю, солишь и солишь; прич. страд. прош. соленный, лен, а, о; несов. 1. (сов. посолить) перех. Сыпать соль в какое л. или на какое л. кушанье, приправлять солью. Солить суп. Солить хлеб. □ Воробьев ел что придется, рассеянно солил и перчил,… … Малый академический словарь

соли — СОЛИ, ей, мн Спец. Химическое соединение, вещество, представляющее собой продукт полного или частичного замещения водорода кислоты металлом. Многие соли растворимы в воде … Толковый словарь русских существительных

Книги

  • Спор о соли и железе (Янь те лунь). Том II , Хуань Куань. В древнекитайском памятнике, важнейшем источнике сведений об идеологии, истории и культуре Западной Хань (II-I вв. до н. э.), в форме дискуссии (спора) приведены точки зрения высших…
  • 299рецептов заготовок без соли и сахара , А. А. Синельникова. Домашние заготовки, приготовленные традиционным способом, содержат большое количество соли или сахара, которые вредны в определенных количествах и особенно – принекоторых заболеваниях. Свежие… электронная книга

В предыдущих разделах постоянно встречались реакции, в которых образуются соли.

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.

Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH 4 + . Примеры типичных солей приведены ниже.

NaCl – хлорид натрия,

Na 2 SO 4 – сульфат натрия,

СаSO 4 – сульфат кальция,

СаCl 2 – хлорид кальция,

(NH 4) 2 SO 4 – сульфат аммония.

Формула соли строится с учетом валентностей металла и кислотного остатка. Практически все соли – ионные соединения, поэтому можно говорить, что в солях связаны между собой ионы металла и ионы кислотных остатков:

Na + Cl – – хлорид натрия

Ca 2+ SO 4 2– – сульфат кальция и т.д.

Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии является кислотный остаток. Названия солей в зависимости от кислотного остатка показаны в таблице 4.6. В верхней части таблицы приведены кислородсодержащие кислотные остатки, в нижней – бескислородные.

Таблица 4-6. Построение названий солей.

Соль какой кислоты

Кислот-ный остаток

Валент-ность остатка

Название солей

Азотная HNO 3

Ca(NO 3)2 нитрат кальция

Кремниевая H 2 SiO 3

силикаты

Na 2 SiO 3 силикат натрия

Серная H 2 SO 4

сульфаты

PbSO 4 сульфат свинца

Угольная H 2 CO 3

карбонаты

Na 2 CO 3 карбонат натрия

Фосфорная H 3 PO 4

AlPO 4 фосфат алюминия

Бромоводородная HBr

NaBr бромид натрия

Иодоводородная HI

KI иодид калия

Сероводородная H 2 S

сульфиды

FeS сульфид железа (II)

Соляная HCl

NH 4 Cl хлорид аммония

Фтороводородная HF

CaF 2 фторид кальция

Из таблицы 4-6 видно, что названия кислородсодержащих солей имеют окончания «ат », а названия бескислородных солей – окончания «ид ».

В некоторых случаях для кислородсодержащих солей может использоваться окончание «ит ».Например, Na 2 SO 3 – сульфит натрия. Это делается для того, чтобы различать соли серной кислоты (H 2 SO 4) и сернистой кислоты (H 2 SO 3) и в других таких же случаях.

Все соли разделяются на средние, кислые и основные . Средние соли содержат только атомы металла и кислотного остатка. Например, все соли из таблицы 4-6 являются средними солями.

Любую соль можно получить соответствующей реакцией нейтрализации. Например, сульфит натрия образуется в реакции между сернистой кислотой и основанием (едким натром). При этом на 1 моль кислоты требуется взять 2 моля основания:

Если взять только 1 моль основания – то есть меньше, чем требуется для полной нейтрализации, то образуется кислая соль – гидросульфит натрия:

Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода.

Названия кислых солей содержат приставку «гидро» (от слова hydrogenium – водород). Например:

NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия,

K 2 HPO 4 – гидрофосфат калия,

KH 2 PO 4 – дигидрофосфат калия.

Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия основных солей образуют с помощью приставки «гидроксо». Ниже приведен пример, показывающий отличие основных солей от обычных (средних):

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат гидроксильные группы.

Основные соли образуются только из многокислотных оснований. Однокислотные основания таких солей образовать не могут.

В таблице 4.6 приведены международные названия солей. Однако полезно знать также русские названия и некоторые исторически сложившиеся, традиционные названия солей, имеющих важное значение (таблица 4.7).

Таблица 4.7. Международные, русские и традиционные названия некоторых важных солей.

Международное название

Русское название

Традиционное название

Применение

Карбонат натрия

Натрий углекислый

В быту – как моющее и чистящее средство

Гидрокарбонат натрия

Натрий углекислый кислый

Питьевая сода

Пищевой продукт: выпечка кондитерских изделий

Карбонат калия

Калий углекислый

Применяется в технике

Сульфат натрия

Натрий сернокислый

Глауберова соль

Лекарственное средство

Сульфат магния

Магний сернокислый

Английская соль

Лекарственное средство

Хлорат калия

Калий хлорнова-токислый

Бертолетова соль

Применяется в зажигательных смесях для головок спичек

Например, ни в коем случае нельзя путать соду Na 2 CO 3 и питьевую соду NaHCO 3 . Если нечаянно использовать в пищу соду вместо питьевой соды , можно получить тяжелый химический ожог.

В химии и в технике до сих пор сохраняется много старинных названий. Например, каустическая сода – вовсе не соль, а техническое название гидроксида натрия NaOH. Если обыкновенной содой можно почистить раковину или посуду, то каустическую соду ни при каких обстоятельствах брать в руки или использовать в быту нельзя!

Строение солей аналогично строению соответствующих кислот и оснований. Ниже приведены структурные формулы типичных средних, кислых и основных солей.

Приведем строение и название основной соли, формула которой выглядит: 2 CO 3 – дигидроксокарбонат железа (III). При рассмотрении структурной формулы такой соли становится ясно, что эта соль –продукт частичной нейтрализации гидроксида железа (III) угольной кислотой:

Соли можно рассматривать как продукты, полученные путём замещения атомов водорода в кислотах на металлы или ионы аммония, или гидроксогрупп в основаниях на кислотные остатки. В зависимости от этого выделяют средние, кислые и основные соли. Рассмотрим, как составить формулы этих солей.

Средние соли

Средними или нормальными называют те соли, в которых присутствуют только атомы металлов и кислотные остатки. Их рассматривают как продукты полного замещения атомов H в кислотах или ОН− групп в основаниях.

Составим формулу средней соли, образованной фосфорной кислотой h4PO4 и основанием Ca(OH)2. Для этого на первом месте запишем формулу металла, а на втором — кислотного остатка. Металл в данном случае — Ca, остаток — PO4.

Далее определим валентности этих частиц. Кальций, будучи металлом второй группы, двухвалентен. Валентность остатка трёхосновной фосфорной кислоты равна трём. Запишем эти значения римскими цифрами над формулами частиц: для элемента Ca – а II, а для PO4 –III.

Если полученные значения сокращаются на одно и то же число, то предварительно производим сокращение, если нет — сразу записываем их арабскими цифрами накрест. То есть индекс 2 пишем у фосфата, а 3 — у кальция. Получаем: Ca3(PO4)2

Ещё проще воспользоваться значениями зарядов этих частиц. Они записаны в таблице растворимости. У Ca – 2+, а у PO4 – 3-. Остальные действия будут теми же, что и при составлении формул по валентности.

Кислые и основные соли

Теперь составим формулу кислой соли, образованной этими же веществами. Кислыми называют соли, в которых не все атомы H из соответствующей кислоты замещены металлами.

Предположим, что из трех атомов H в фосфорной кислоте только два замещены катионами металлов. Составление формулы вновь начинаем с записи металла и кислотного остатка.

Валентность остатка HPO4 равна двум, так как в кислоте h4PO4 заместили два атома H. Записываем значения валентностей. В этом случае II и II сокращаются на 2. Индекс 1, как уже было сказано выше, в формулах не указывают. Получаем в итоге формулу CаHPO4

Можно воспользоваться и значениями зарядов. Величину заряда частицы HPO4 определяем следующим образом: заряд H равен 1+, заряд PO4 — 3-. Итого в сумме +1 + (-3) = -2. Запишем полученные значения над символами частиц: 2 и 2 сокращаются на 2, индекс 1 в формулы солей не записывают. В итоге получается формула CaHPO4 — гидрофосфат кальция.

Если при образовании соли не все группы ОН- в основании замещены на кислотные остатки, соль называют основной.

Запишем формулу основной соли, образованной серной кислотой (h3SO4) и гидроксидом магния(Mg(OH)2).

Из определения следует, что в состав основной соли входит кислотный остаток. В данном случае это SO4. Валентность его равна II, заряд 2-. Вторая частица — это продукт неполного замещения групп ОН в основании, то есть MgOH. Его валентность равна I (убрали одну одновалентную группу ОН), заряд +1 (сумма зарядов Mg 2+ и ОН −.

Обратите внимание на названия кислых и основных солей. Их называют так же, как и нормальные, только с добавлением приставки «гидро» к названию кислой соли и «гидроксо» к основной.

Двойные и комплексные соли

Двойными называют соли, в которых один кислотный остаток соединен с двумя металлами. Например, в составе алюмокалиевых квасцов на один сульфат-ион приходится ион калия и ион алюминия. Составим формулу:

  1. Запишем формулы всех металлов и кислотного остатка: KAl SO4.
  2. Проставим заряды: K (+), Al (3+) и SO4 (2-). В сумме заряд катионов 4+, а анионов — 2-. Сокращаем 4 и 2 на 2.
  3. Записываем итог: KAl(SO4)2 — сульфат алюминия-калия.

Комплексные соли содержат комплексный анион или катион: Na — тетрагидроксоалюминат натрия, Cl — хлорид диамминмеди (II). Подробнее комплексные соединения будут рассмотрены в отдельной главе.

Когда слышишь слово «соль», то первая ассоциация, конечно же, поваренная, без которой любое блюдо покажется невкусным. Но ведь это не единственное вещество, которое относится к классу химических веществ соли. Примеры, состав и химические свойства солей вы сможете найти в этой статье, а также научитесь правильно составлять название любой из них. Прежде чем продолжить, давайте договоримся, в этой статье мы рассмотрим только неорганические средние соли (полученные при реакции неорганических кислот с полным замещением водорода).

Определение и химический состав

Одно из определений соли звучит так:

  • (т. е. состоящее из двух частей), в состав которого входят ионы металлов и кислотный остаток. То есть это вещество, получившееся в результате реакции кислоты и гидроксида (оксида) любого металла.

Есть еще одно определение:

  • Это соединение, представляющее собой продукт полного или частичного замещения ионов водорода кислоты ионами металла (подходит для средних, основных и кислых).

Оба определение правильные, но не отражают всю суть процесса получения соли.

Классификация солей

Рассматривая различных представителей класса солей, можно заметить, что они бывают:

  • Кислородсодержащими (соли серной, азотной, кремниевой и других кислот, в состав кислотного остатка которых входит кислород и еще один неметалл).
  • Бескислородными, т. е. соли, образованные при реакции остаток которой не содержит кислород, — соляная, бромоводородная, сероводородная и другие.

По количеству замещенных водородов:

  • Одноосновные: соляная, азотная, иодоводородная и другие. В состав кислоты входит один ион водорода.
  • Двухосновные: два иона водорода замещены ионами металлов при образовании соли. Примеры: серная, сернистая, сероводородная и другие.
  • Трехосновные: в составе кислоты три иона водорода замещены металлическими ионами: фосфорная.

Есть и другие типы классификаций по составу и свойствам, но мы не станем их разбирать, так как цель статьи немного другая.

Учимся называть правильно

У любого вещества есть название, которое понятно только жителям определенного региона, его еще называют тривиальным. Поваренная соль — пример разговорного названия, по международной номенклатуре оно будет называться уже по-другому. Но в разговоре абсолютно любой человек, знакомый с номенклатурой названий, без проблем поймет, что речь идет о веществе с химической формулой NaCl. Эта соль является производной от соляной кислоты, а соли ее называют хлоридами, то есть называется она хлорид натрия. Нужно просто выучить названия солей, приведенных ниже в таблице, а затем добавить название металла, образовавшего соль.

Но так просто составляется название, если у металла неизменная валентность. А теперь рассмотрим с названием), у которой металл с переменной валентностью — FeCl 3. Вещество называется хлорид железа трехвалентного. Именно такое название правильное!

Формула кислотыНазвание кислоты

Кислотный остаток (формула)

Номенклатурное названиеПример и тривиальное название
HClсолянаяCl —хлоридNaCl (поваренная соль, каменная соль)
HIиодоводороднаяI —иодидNaI
HFфтороводороднаяF —фторидNaF
HBrбромоводороднаяBr —бромидNaBr
H 2 SO 3сернистаяSO 3 2-сульфитNa 2 SO 3
H 2 SO 4сернаяSO 4 2-сульфатCaSO 4 (ангидрит)
HClOхлорноватистаяClO —гипохлоритNaClO
HClO 2хлористаяClO 2 —хлоритNaClO 2
HClO 3хлорноватаяClO 3 —хлоратNaClO 3
HClO 4хлорнаяClO 4 —перхлоратNaClO 4
H 2 CO 3угольнаяCO 3 2-карбонатCaCO 3 (известняк, мел, мрамор)
HNO 3азотнаяNO 3 —нитратAgNO 3 (ляпис)
HNO 2азотистаяNO 2 —нитритKNO 2
H 3 PO 4фосфорнаяPO 4 3-фосфатAlPO 4
H 2 SiO 3кремниеваяSiO 3 2-силикатNa 2 SiO 3 (жидкое стекло)
HMnO 4марганцоваяMnO 4 —перманганатKMnO 4 (марганцовка)
H 2 CrO 4хромоваяCrO 4 2-хроматCaCrO 4
H 2 SсероводороднаяS-сульфидHgS (киноварь)

Химические свойства

Как класс, соли по своим химическим свойствам характеризуются тем, что могут взаимодействовать со щелочами, кислотами, солями и более активными металлами:

1. При взаимодействии со щелочами в растворе обязательным условием реакции является выпадение в осадок одного из получаемых веществ.

2. При взаимодействии с кислотами реакция проходит, если образуется летучая кислота, нерастворимая кислота или нерастворимая соль. Примеры:

  • К летучим кислотам относится угольная, так как она легко распадается на воду и углекислый газ: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2.
  • Нерастворимая кислота — кремниевая, образуется в результате реакции силиката с другой кислотой.
  • Одним из признаков химической реакции является выпадение осадка. Какие соли можно посмотреть в таблице растворимости.

3. Взаимодействие солей между собой происходит только в случае связывания ионов, т. е. одна из образовавшихся солей выпадает в осадок.

4. Чтобы определить, пойдет ли реакция между металлом и солью, нужно обратиться к таблице напряжения металлов (иногда ее еще называют рядом активности).

Только более активные металлы (расположенные левее) могут вытеснять из соли металл. Примером является реакция железного гвоздя с медным купоросом:

CuSO 4 + Fe= Cu + FeSO 4

Такие реакции свойственны большинству представителей класса солей. Но есть и более специфические реакции в химии, свойства соли индивидуальные отражающие, например разложение при накаливании или образование кристаллогидратов. Каждая соль индивидуальна и по-своему необычна.

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  →  K2CO3 + 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.

Сода пищевая — Биохимрос

Назначение

  • в химической промышленности — для производства красителей, пенопластов и других органических продуктов, фтористых реактивов, товаров бытовой химии, наполнителей в огнетушителях, для отделения диоксида углерода, сероводорода из газовых смесей (газ поглощается в растворе гидрокарбоната при повышенном давлении и пониженной температуре, раствор восстанавливается при подогреве и пониженном давлении).
  • в лёгкой промышленности — в производстве подошвенных резин и искусственных кож, кожевенном производстве (дубление и нейтрализация кож), текстильной промышленности (отделка шёлковых и хлопчатобумажных тканей).
  • в пищевой промышленности — хлебопечении, производстве кондитерских изделий, приготовлении напитков.

Отличительные особенности

Используется в пищевой промышленности, в кулинарии, в медицине как нейтрализатор ожогов кожи и слизистых оболочек человека кислотами и снижения кислотности желудочного сока. Также — в буферных растворах, так как в широком диапазоне концентраций растворов его pH незначительно изменяется.

  • в химической промышленности — для производства красителей, пенопластов и других органических продуктов, фтористых реактивов, товаров бытовой химии, наполнителей в огнетушителях, для отделения диоксида углерода, сероводорода из газовых смесей (газ поглощается в растворе гидрокарбоната при повышенном давлении и пониженной температуре, раствор восстанавливается при подогреве и пониженном давлении).
  • в лёгкой промышленности — в производстве подошвенных резин и искусственных кож, кожевенном производстве (дубление и нейтрализация кож), текстильной промышленности (отделка шёлковых и хлопчатобумажных тканей).
  • в пищевой промышленности — хлебопечении, производстве кондитерских изделий, приготовлении напитков.
  • в химической промышленности — для производства красителей, пенопластов и других органических продуктов, фтористых реактивов, товаров бытовой химии, наполнителей в огнетушителях, для отделения диоксида углерода, сероводорода из газовых смесей (газ поглощается в растворе гидрокарбоната при повышенном давлении и пониженной температуре, раствор восстанавливается при подогреве и пониженном давлении).
  • в лёгкой промышленности — в производстве подошвенных резин и искусственных кож, кожевенном производстве (дубление и нейтрализация кож), текстильной промышленности (отделка шёлковых и хлопчатобумажных тканей).
  • в пищевой промышленности — хлебопечении, производстве кондитерских изделий, приготовлении напитков.

Угольная кислота | DrugBank Online

Бикарбонат натрия Соединение, используемое для симптоматического лечения изжоги, кислотного несварения и расстройства желудка, а также для лечения метаболического ацидоза, связанного с такими состояниями, как тяжелая почечная недостаточность и недостаточность кровообращения из-за шока.
Гидроксид алюминия Антацид, используемый для облегчения симптомов изжоги, кислотного несварения и кислого желудка.
Карбонат кальция Ионное соединение, используемое в качестве добавки кальция или антацида, используемого для облегчения симптомов изжоги, кислотного расстройства желудка и кислого желудка.
Карбонат натрия Используется местно при дерматитах, жидкости для полоскания рта, вагинальном спринцевании; Ветеринарное применение в качестве экстренного рвотного средства. Иногда при дерматитах местно в виде лосьона. Лекарства (ветеринары): в растворе для очищения кожи, при экземе и смягчения струпьев…
Бикарбонат калия Ингредиент, используемый в качестве антацида или для лечения гипокалиемии.
Карбонат лоденафила Карбонат лоденафила использовался в исследованиях, посвященных лечению коронаропатии и эректильной дисфункции.
Карбонат калия Карбонат калия (K2CO3) представляет собой белую соль, растворимую в воде (не растворимую в этаноле), которая образует сильно щелочной раствор.Может быть получен как продукт абсорбента гидроксида калия …
Субкарбонат висмута Без аннотации
Карбонат цинка Без аннотации
Карбонат лития используется для лечения маниакальных эпизодов биполярного расстройства.
Lactobacillus acidophilus Не аннотировано
Бикарбонат аммония Не аннотировано
Карбонат аммония показан для лечения кокосового ореха 9000 отхаркивающего вещества 9000

Углекислота (YMDB00382) — База данных метаболома дрожжей

0003 Углеродная кислота Углеродная кислота
Идентификация
Идентификатор YMDB YMDB00382
Название
9117
Пекарские дрожжи
Описание Карбонат водорода, также известный как h3CO3 или [co (OH) 2], относится к классу органических соединений, известных как органические угольные кислоты.Органические угольные кислоты представляют собой соединения, содержащие функциональную группу угольной кислоты. Карбонат водорода существует у всех живых существ, от бактерий до растений и людей. На основании обзора литературы было опубликовано значительное количество статей по водородному карбонату.
Структура

Синонимы
  • Кислотный карбонат
  • Кислота воздушная
  • Бикарбонат
  • ИОН БИКАРБОНАТА
  • Карбонат натрия
  • Кальцинированный
  • Натриевая соль угольной кислоты
  • Консал
  • Кристалл карбонат
  • дигидрокарбонат
  • Карбонат динатрия
  • Гидрокарбонат
  • Оксипер
  • Сода солёная
  • Содовая соль
  • Шотландский газированный напиток
  • Сода
  • Сода кальцинированная
  • Карбонат натрия
  • Натрия карбонат безводный
  • Натрия карбонат гидратированный
  • Пероксигидрат карбоната натрия
  • Сода Сольвей
  • [CO (OH) 2]
  • ч3CO3
  • Koehlensaeure
  • Угольная кислота дигидроген
  • Углекислота водородная
  • Карбонат
  • Кислота воздуха
  • Мягкая щелочь
  • Na-X
  • Трона кальцинированная сода
  • Tronalight светлая кальцинированная сода
  • Кислота углекислая
  • Угольная кислота
  • Ионы, бикарбонат
  • Карбонат, водород
  • Карбонаты водородные
  • Карбонаты водорода
  • Бикарбонаты
  • Бикарбонат-ионы
  • Ионы угольной кислоты
  • Ионы, угольная кислота
Номер CAS 463-79-6
Вес Среднее значение: 62.0248
Моноизотопный: 62,00039393
Шпонка InChI BVKZGUZCCUSVTD-UHFFFAOYSA-N
InChI InChI hI = 1,22 c / Ch3O3
Название IUPAC угольная кислота
Традиционное название IUPAC углекислота
Химическая формула CH 2 O 3
0 Органические угольные кислоты 9116 Точка плавления Реакции 9000 9000 9000 9000 9000 Реакции 9000 9000 9000 9000 9000 9000 Реакции 9000
9000C (SMILES)
Химическая таксономия
Описание относится к классу органических соединений, известных как органические угольные кислоты.Органические угольные кислоты представляют собой соединения, содержащие функциональную группу угольной кислоты.
Kingdom Органические соединения
Super Class Органические кислоты и производные
Class Органические угольные кислоты и производные
Подкласс
Органические карбоновые кислоты
Альтернативные источники
Заместители
  • Угольная кислота
  • Органическое кислородное соединение
  • Органический оксид
  • Производные углеводородов
  • Кислородорганическое соединение
  • Карбонильная группа
  • Алифатическое ациклическое соединение
Молекулярный каркас Алифатические ациклические соединения
Внешние дескрипторы
Физические свойства
Недоступно
Экспериментальные свойства
Свойство Значение Ссылка
Растворимость в воде Недоступно PhysProp Log PhysProp
Прогнозируемые свойства
Биологические свойства
Клеточные местоположения
  • внеклеточные
  • митохондрия
  • пероксисома
  • ядро ​​
  • цитоплазма
Органолептические свойства Недоступно
Пути SMPDB
Пути KEGG
Внутриклеточные концентрации Недоступно
Внеклеточные концентрации Недоступно
Spectra
Spectra
Спектр Тип Описание Spectrum Вид Splash
Прогнозируемый ГХ-МС Прогнозируемый спектр ГХ-МС — ГХ-МС (без производных) — 70 эВ, положительный всплеск 20-03di-00000-310dbbc64fba7d9c667e0 0004 Прогнозируемый спектр ГХ-МС — ГХ-МС (2 ТМС) — 70 эВ, положительный
JSpectraViewer всплеск 20-00du-9300000000-b9ab1da5629a3dfff55f JSpectraViewer
Прогнозируемый ГХ-МС Спектр ГХ-МС (ГХ-МС прогнозируемый Без производных) — 70 эВ, положительный Недоступно JSpectraViewer
Прогнозируемый ГХ-МС Прогнозируемый спектр ГХ-МС — ГХ-МС (TMS_1_1) — 70 эВ, положительный Недоступно JSpectra
Прогнозируемый ГХ-МС Прогнозируемый спектр ГХ-МС — ГХ-МС (TBDMS_1_1) — 70 эВ, положительный Недоступно JSpectraViewer
Прогнозируемый ГХ-МС Прогнозируемый спектр ГХ-МС — ГХ-МС (TBDMS_2_1) — 70 эВ, положительный Недоступно JSpectraViewer
Прогнозируемый ЖХ-МС / МС Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 10 В, положительный всплеск 20-03di-00000-53429210d316 1a8e792f
JSpectraViewer
Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 20 В, положительный брызг Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 40 В, положительный всплеск 20-03di-00000-b6afca3e3ac002546879
JSpectraViewer
Прогнозируемый ЖХ-МС / МС Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС 20 9000, отрицательный всплеск -03di-00000-0ef3797aeb5276c64c90
JSpectraViewer
Прогнозируемый ЖХ-МС / МС Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 20 В, отрицательный splash20-03di-000003-56503541e
-MS / MS Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 40 В, отрицательный всплеск 20-03di-00000-5b50453541e6f14e35be 9 0010
JSpectraViewer
Прогнозируемый ЖХ-МС / МС Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 10 В, отрицательный всплеск 20-03di-00000-3142be69389832d3eb4b
JSpectraViewer
Прогнозируемый ЖХ-МС 7 / MS Spectrum — 20 В, отрицательный splash 20-03di-00000-3142be69389832d3eb4b
JSpectraViewer
Прогнозируемый LC-MS / MS Прогнозируемый LC-MS / MS Spectrum — 40V, 9di4000 900 000 splash 3142be69389832d3eb4b JSpectraViewer
Прогнозируемый ЖХ-МС / МС Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 10 В, положительный splash Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 20 В, положительный splash20-0006-00000-75ba60e3edf4ccfcfbe00«Текущие и будущие разработки Universal Protein Resource». Нуклеиновые кислоты Res 39: D214-D219.21051339
  • Scheer, M., Grote, A., Chang, A., Schomburg, I., Munaretto, C., Rother, M., Sohngen, C., Stelzer, M., Thiele, J., Schomburg, D. (2011). «BRENDA, информационная система по ферментам в 2011 году». Нуклеиновые кислоты Res 39: D670-D676.21062828
  • Херргард, М. Дж., Суэйнстон, Н., Добсон, П., Данн, В. Б., Арга, К. Ю., Арвас, М., Блутген, Н., Боргер, С., Костенобль, Р., Хайнеманн, М., Хука, М., Ле Новер, Н., Ли, П., Либермейстер, В., Мо, М.Л., Оливейра, А.П., Петранович, Д., Петтифер, С., Симеонидис, Э., Смоллбоун, К., Спасич, И., Вейхарт, Д., Брент, Р., Брумхед, Д.С., Вестерхофф, Х.В., Кирдар, Б., Пенттила, М., Клипп, Э., Палссон, Б.О., Зауэр, У., Оливер, С.Г. , Мендес, П., Нильсен, Дж., Келл, Д. Б. (2008). «Консенсусная реконструкция метаболической сети дрожжей, полученная на основе общественного подхода к системной биологии». Nat Biotechnol 26: 1155-1160.18846089
  • Ходжа, У., Marthol, S., Hofmann, J., Stegner, S., Schulz, R., Meier, S., Greiner, E., Schweizer, E. (2004). «HFA1, кодирующий органеллоспецифичную ацетил-КоА-карбоксилазу, контролирует митохондриальный синтез жирных кислот в Saccharomyces cerevisiae». J Biol Chem 279: 21779-21786.14761959
  • JSpectraViewer
    Прогнозируемый ЖХ-МС / МС Прогнозируемый спектр ЖХ-МС / МС — 40 В, положительный splash20-0006-00000-a1e091bb1f5fa6e9cbc7
    JSpectraViewer
    Справочные документы
    Синтез Ссылка: Говдяк Р.М. Производство жидкой углекислоты на объектах газовой промышленности. Экотехнологии и ресурсосбережение (2005), (3), 41-48.
    Внешние ссылки:

    Кислотно-основные свойства солей | Безграничная химия

    Соли, из которых производятся базовые растворы

    При растворении в воде основной соли образуется раствор с pH более 7.0.

    Цели обучения

    Отличить основные соли от неосновных солей

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • В кислотно-основной химии соли — это ионные соединения, образующиеся в результате реакции нейтрализации кислоты и основания.
    • Основные соли содержат сопряженное основание слабой кислоты, поэтому, когда они растворяются в воде, они реагируют с водой с образованием раствора с pH более 7,0.
    Ключевые термины
    • основная соль : продукт нейтрализации сильного основания и слабой кислоты; его анион является сопряженным основанием слабой кислоты

    В кислотно-основной химии соль определяется как ионное соединение, которое образуется в результате реакции нейтрализации между кислотой и основанием.Таким образом, соли состоят из катионов (положительно заряженных ионов) и анионов (отрицательных ионов), и в их несольватированных твердых формах они электрически нейтральны (без чистого заряда). Ионы, составляющие соль, могут быть неорганическими; примеры включают хлорид (Cl ), органический ацетат (CH 3 COO ) и одноатомный фторид (F ), а также многоатомные ионы, такие как сульфат (SO 4 2- ).

    Реакция основной соли в воде

    Существует несколько разновидностей солей, и в этом разделе мы рассмотрим основные соли.- (\ text {aq}) [/ latex]

    Поскольку он способен депротонировать воду и давать щелочной раствор, бикарбонат натрия является основной солью.

    Другие примеры основных солей включают:

    • Карбонат кальция (CaCO 3 )
    • Ацетат натрия (NaOOCCH 3 )
    • Цианид калия (KCN)
    • Сульфид натрия (Na 2 S)

    Обратите внимание, что для всех этих примеров анион является сопряженным основанием слабой кислоты (угольная кислота, бисульфат (вторая стадия диссоциации серной кислоты), уксусная кислота, синильная кислота, сероводород).

    Конъюгированные основы слабой и сильной кислот

    Имейте в виду, что соль будет основной, только если она содержит сопряженное основание слабой кислоты . Например, хлорид натрия содержит хлорид (Cl ), который является сопряженным основанием HCl. Но поскольку HCl — сильная кислота, ион Cl не является основным в растворе и не способен депротонировать воду.

    Бикарбонат натрия : Поскольку бикарбонат-ион является сопряженным основанием угольной кислоты, слабая кислота, бикарбонат натрия дает щелочной раствор в воде.

    Соли, образующие кислотные растворы

    При растворении в воде кислые соли образуют растворы с pH менее 7,0.

    Цели обучения

    Объясните образование кислотных солей и их влияние на pH раствора.

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Кислотные соли содержат гидролизуемый протон в катионе, анионе или обоих; например, соль бисульфата аммония (NH 4 HSO 4 ) содержит кислый протон как в катионе, так и в анионе.
    • Чтобы определить кислотность / щелочность гидролизуемого аниона, сравните значения K a и K b для иона; если K a > K b , ион является кислым; если K b > K a , ион является основным.
    Ключевые термины
    • кислая соль : соль, дающая раствор с pH менее 7,0
    • гидролизуемый : способный диссоциировать в воде

    Соли с гидролизуемым катионом

    При растворении в воде кислые соли образуют растворы с pH менее 7.0. Это происходит либо из-за присутствия катиона металла, который действует как кислота Льюиса (что будет обсуждаться позже), либо, что довольно часто, из-за гидролизуемого протона в катионе или анионе. Соли с кислотными протонами в катионе чаще всего представляют собой соли аммония или органические соединения, содержащие протонированную аминогруппу. Примеры включают:

    • аммоний (NH 4 + )
    • метиламмоний (CH 3 NH 3 + )
    • этиламмоний (CH 3 CH 2 NH 3 + )
    • анилиний (C 6 H 6 NH 2 + )

    Примером кислой соли является соль, содержащая любой из этих катионов с нейтральным основанием, например хлорид аммония (NH 4 Cl).

    Соли с гидролизуемыми протонами в анионе

    Кислотные соли также могут содержать кислотный протон в анионе. Примеры анионов с кислотным протоном включают:

    • бисульфат (HSO 4 )
    • дигидроцитрат (H 2 C 6 H 5 O 7 )
    • биоксалат (HO 2 C 2 O )

    Каждый из этих анионов содержит протон, который слабо диссоциирует в воде.Следовательно, соли, содержащие эти анионы, такие как бисульфат калия, будут давать слабокислые растворы в воде.

    Определение кислотности или щелочности гидролизуемого иона

    Из предыдущей концепции мы знаем, что соли, содержащие ион бикарбоната (HCO 3 ), являются основными, тогда как соли, содержащие ион бисульфата (HSO 4 ), являются кислотными. Мы определяем, является ли гидролизуемый ион кислотным или основным, сравнивая значения K a и K b для иона; если K a > K b , ион будет кислым, тогда как если K b > K a , ион будет основным.

    Хлорид анилиния : Хлорид анилиния является примером кислой соли. Группа NH 3+ содержит кислотный протон, способный диссоциировать в растворе; следовательно, раствор хлорида анилиния в чистой воде будет иметь pH менее 7.

    Обзор кислотно-основных свойств соли

    Некоторые соли, такие как бикарбонат аммония (NH 4 HCO 3 ), содержат катионы и анионы, которые могут подвергаться гидролизу.

    Цели обучения

    Предскажите pH раствора соли, содержащей катионы и анионы, оба из которых участвуют в гидролизе.

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Основные соли образуются в результате нейтрализации сильного основания слабой кислотой.
    • Кислотные соли образуются в результате нейтрализации сильной кислоты слабым основанием.
    • Для солей, в которых и катион, и анион способны к гидролизу, сравните значения K a и K b , чтобы определить результирующий pH раствора.
    Ключевые термины
    • реакция нейтрализации : реакция между кислотой и основанием, в которой образуются вода и соль
    • гидролиз : реакция с водой, в которой разрываются химические связи
    • соль : в кислотно-основной химии, один из продуктов реакции нейтрализации

    Сводка кислых и основных солей

    Как мы уже обсуждали, соли могут образовывать кислые или основные растворы, если их катионы и / или анионы гидролизуются (способны реагировать в воде).Основные соли образуются в результате нейтрализации сильного основания и слабой кислоты; например, реакция гидроксида натрия (сильное основание) с уксусной кислотой (слабая кислота) дает воду и ацетат натрия. Ацетат натрия — основная соль; Ион ацетата способен депротонировать воду, тем самым повышая pH раствора.

    Кислотные соли противоположны основным солям; они образуются в реакции нейтрализации между сильной кислотой и слабым основанием. Конъюгированная кислота слабого основания делает соль кислой.Например, при реакции соляной кислоты (сильная кислота) с аммиаком (слабое основание) вместе с хлоридом аммония образуется вода. Ион аммония содержит гидролизуемый протон, что делает его кислой солью.

    Соли, в которых гидролизуются оба иона

    Ниже приводится более сложный сценарий, в котором соль содержит катион и анион, оба из которых способны участвовать в гидролизе. Хорошим примером такой соли является бикарбонат аммония, NH 4 HCO 3 ; Как и все соли аммония, он хорошо растворим, и его реакция диссоциации в воде следующая:

    [латекс] \ text {NH} _4 \ text {CO} _3 (\ text {s}) \ rightarrow \ text {NH} _4 ^ + (\ text {aq}) + \ text {HCO} _3 ^ — ( \ text {aq}) [/ latex]

    Однако, как мы уже обсуждали, ион аммония действует в растворе как слабая кислота, а ион бикарбоната действует как слабое основание.{-8} [/ латекс]

    Поскольку оба иона могут гидролизоваться, будет ли раствор бикарбоната аммония кислотным или основным? Мы можем определить ответ, сравнив значения K a и K b для каждого иона. В этом случае значение K b для бикарбоната больше, чем значение K a для аммония. Следовательно, бикарбонат немного более щелочной, чем аммоний кислый, а раствор бикарбоната аммония в чистой воде будет слабощелочным (pH> 7.0). Таким образом, если соль содержит два гидролизующихся иона, сравните их значения K a и K b :

    • Если K a > K b , раствор будет слабокислым.
    • Если K b > K a , решение будет немного простым.

    Гидролиз солей : В этом видео рассматривается гидролиз кислой соли, основной соли и соли, в которой оба иона гидролизуются.

    Реакция угольной кислоты с NaCl

    Реакция угольной кислоты с NaCl — Chemistry Stack Exchange
    Сеть обмена стеков

    Сеть Stack Exchange состоит из 178 сообществ вопросов и ответов, включая Stack Overflow, крупнейшее и пользующееся наибольшим доверием онлайн-сообщество, где разработчики могут учиться, делиться своими знаниями и строить свою карьеру.

    Посетить Stack Exchange
    1. 0
    2. +0
    3. Авторизоваться Зарегистрироваться

    Chemistry Stack Exchange — это сайт вопросов и ответов для ученых, преподавателей, преподавателей и студентов, изучающих химию.Регистрация займет всего минуту.

    Зарегистрируйтесь, чтобы присоединиться к этому сообществу

    Кто угодно может задать вопрос

    Кто угодно может ответить

    Лучшие ответы голосуются и поднимаются наверх

    Спросил

    Просмотрено 849 раз

    $ \ begingroup $

    На этот вопрос уже есть ответы :

    Закрыт 1 год назад.

    Мне просто интересно, может ли кто-нибудь указать, какие условия реакции требуются для реакции между $ \ ce {h3CO3} $ (угольной кислотой) и $ \ ce {NaCl} $ (хлоридом натрия)?

    Происходит ли эта реакция естественным путем, или требуется ввод энергии или катализатора?

    Будет ли эта реакция продолжаться, если $ \ ce {NaCl} $ находится в водном растворе, т.е. растворен в воде? Поскольку оба вещества существуют в море, происходит ли эта реакция и в океане?

    Нилай Гош

    21k2020 золотых знаков7373 серебряных знака156156 бронзовых знаков

    Создан 25 июн.

    $ \ endgroup $ 3 $ \ begingroup $

    $ \ ce {h3CO3} $ и $ \ ce {NaCl} $ не реагируют.

    Хлорид натрия обеспечивает поверхность с высоким трением, что позволяет $ \ ce {CO2} $ превращаться в газ. То же самое происходит с ментосами и газированными напитками.

    Можно сказать, что хлорид натрия служит катализатором превращения $ \ ce {h3CO3} $ в $ \ ce {H + (aq)} $ и $ \ ce {CO2 (g)} $.