9 KLASSE

Fortsetzung. Siehe Nr. 34, 35, 36, 37, 38/2003

Praktikum Nummer 13.
Salpetersäure. Nitrate
(das Ende)

HNO 3 ist ein starkes Oxidationsmittel. Konzentrierte Salpetersäure oxidiert Nichtmetalle zu höheren Oxidationsstufen:

Die Passivierung erfolgt durch die Bildung unlöslicher Metalloxidfilme:

2Al + 6HNO 3 \u003d Al 2 O 3 + 6NO 2 + 3H 2 O.

HNO 3 (konz.) kann ohne Luftzutritt in Behältern aus Fe, Al, Ni gelagert und transportiert werden.
Eine qualitative Reaktion ist die Wechselwirkung von HNO 3 mit Cu unter Bildung von braunem NO 2 -Gas mit stechendem Geruch (außerdem werden Salz und Wasser gebildet).

Mit abnehmender Konzentration (Verdünnung) kann HNO 3 mit Zn verschiedene stickstoffhaltige Produkte bilden:

und in allen Fällen Salz und Wasser.

Notiz . Zur Erkennung des Nitratanions wird ein Diphenylamin-Indikator verwendet (eine Lösung von (C 6 H 5 ) 2 NH in konz. H 2 SO 4 ).
Demo-Erfahrung . Die Erkennung erfolgt „auf Spuren“ oder durch Tropfenkontakt: Es entsteht eine dunkelblaue Farbe.

Nitrate- Salpetersäuresalze, kristalline Feststoffe, gut wasserlöslich. Nitrate von Alkalimetallen, Calcium und Ammonium - Salpeter.
Die meisten Nitrate sind sehr gute Mineraldünger.
Nitrate sind starke Oxidationsmittel! Kohle, Schwefel und andere brennbare Stoffe verbrennen in geschmolzenem Salpeter, da alle Nitrate (wie HNO 3) beim Erhitzen Sauerstoff freisetzen und je nach chemischer Aktivität des Salzmetalls unterschiedliche Produkte ergeben:

Gebrauchsprozedur	Aufgaben	Beobachtungen und Schlussfolgerungen
Bauen Sie das Gerät zusammen (gemäß dem Schema), geben Sie ein wenig kristallines Natriumnitrat (Chile) in eine Tasse und schmelzen Sie es. Erhitze ein Stück Holzkohle in der Flamme einer Spirituslampe und tauche es in geschmolzenen Salpeter	Warum entzündet sich Kohle? Schreiben Sie die Gleichungen der laufenden Reaktionen auf der Grundlage der elektronischen Waage auf und ziehen Sie die entsprechenden Schlussfolgerungen
Von allen drei Lösungen Proben in Reagenzgläsern Nr. 1–3 (siehe Nr. 38/2003) entnehmen und zunächst zu jeder Probe etwa die gleiche Menge (Volumen) konzentrierte Schwefelsäure zugeben, dann etwas Kupferspäne zugeben, erwärmen a kleine. Beobachten Sie charakteristische Veränderungen in einer der Proben	Drei nummerierte Röhrchen enthalten Lösungen von Chlorid, Sulfat und Natriumnitrat. Salpeterlösung erkennen. Warum wird einer Nitratlösung zuerst konzentrierte Schwefelsäure zugesetzt? Schreiben Sie die molekularen und ionischen Reaktionsgleichungen auf. Überprüfen Sie den Ausgang durch Reaktion "auf Spuren" mit einem Diphenylamin-Indikator

Auch komplexe Stoffe (Terpentin, Holz, Sägemehl) können in Salpetersäure verbrennen. Ein Gemisch aus konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure (Nitriergemisch) mit vielen organischen Stoffen bildet Nitroverbindungen (Nitrierreaktion).
Eine Mischung aus 1 Volumen HNO 3 (konz.) und 3 Volumen HCl (konz.) wird „Königswasser“ genannt. Sogar Gold Au und Platin Pt lösen sich in einer solchen Mischung auf:

Gebrauchsprozedur	Aufgaben	Beobachtungen und Schlussfolgerungen
In ein Reagenzglas mit konzentrierter Salpetersäure (1 ml) einige Kupferspäne (Cu) geben. Bei verzögerter Wirkung etwas aufwärmen Unter Zug arbeiten! Gießen Sie Produkte aus einer Hygieneflasche in das Abwassersystem und spülen Sie sie mit einem Wasserstrahl ab	Was erklärt die Entwicklung von braunem Gas mit stechendem Geruch? Berücksichtigen Sie, dass in diesem Fall immer noch Wasser und Kupfer(II)nitrat gebildet werden, schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf. Zeichnen Sie ein elektronisches Gleichgewichtsdiagramm und schreiben Sie die Reaktionsgleichung in Ionenform auf
Pulver aus feinkörnigem Schwefel (S) mit 1 ml konzentrierter HNO 3 mischen, Mischung erhitzen (unter Zug). Nehmen Sie eine Probe der Reaktionsprodukte und testen Sie diese mit 2-3 Tropfen Bariumchloridlösung. Gießen Sie die Produkte aus der Sanitärflasche sofort in die Kanalisation	Was erklärt die beobachteten Veränderungen - die Auflösung von Schwefel, die Freisetzung eines braunen, scharf riechenden Gases (und Wasser)? Schreiben Sie eine Reaktionsgleichung für diese Reaktion auf. Erstellen Sie ein elektronisches Gleichgewichtsdiagramm und eine Ionengleichung für die Reaktion. Was beweisen die beobachteten Veränderungen bei der Wechselwirkung einer Probe von Reaktionsprodukten mit einer Lösung von Bariumchlorid? Rechtfertige deine Antwort

Praktische Arbeit 14.
Bestimmung von Orthophosphaten

Ziele. Lernen Sie, Orthophosphate, Hydrogenorthophosphate und Dihydroorthophosphate anhand ihrer Wasserlöslichkeit, Hydrolyse und qualitativen Reaktion mit dem Orthophosphat-Anion zu erkennen.
Ausrüstung und Reagenzien. Ständer mit Reagenzgläsern, Glasröhrchen mit Gummiringen, Sanitärflasche, Spatel (3 Stk.); kristallines Ca 3 (PO 4) 2, CaHPO 4, Ca (H 2 PO 4) 2, destilliertes Wasser, ein universeller Indikator, Lösungen von H 3 PO 4, NaCH 3 COO ( \u003d 10%), AgNO 3.

Gebrauchsprozedur	Aufgaben	Beobachtungen und Schlussfolgerungen
1 cm 3 Calciumorthophosphat, Hydrogenorthophosphat und Calciumdihydrogenorthophosphat in drei Reagenzgläser geben, wenig (gleiche Menge) Wasser zugeben, mischen	Machen Sie eine Aussage über die Löslichkeit von primären, sekundären und tertiären Orthophosphaten. Kann die unterschiedliche Löslichkeit dieser Phosphate als Methode zu ihrer Erkennung angesehen werden?	…
Verwenden Sie wässrige Lösungen und Suspensionen in drei Reagenzgläsern mit früheren Erfahrungen und testen Sie sie mit einem Universalindikator	Bestimmen Sie auf der pH-Skala aller Lösungen und erklären Sie, warum der pH-Wert in diesem Fall unterschiedliche Werte hat	…
K eine wässrige Lösung von Phosphorsäure in einem Reagenzglas (1 ml) und eine Lösung von Superphosphat in einem anderen (1 ml) 10 %ige Natriumacetatlösung zugeben und ein paar Tropfen Silber(I)nitrat	Was ist ein reaktives Ion? Schreiben Sie die Gleichungen der entsprechenden Reaktionen in molekularer und ionischer Form auf und geben Sie die Reaktionszeichen an	…

Praktische Arbeit 15.
Bestimmung mineralischer Düngemittel.
Lösung experimenteller Probleme zum Thema
"Stickstoff-Untergruppe"

Ziele. Wiederholen Sie die Zusammensetzung und Eigenschaften von Stickstoff- und Phosphorverbindungen, ihre Umwandlungen und Erkennungsmethoden.
Ausrüstung und Reagenzien. Spirituslampe, Streichhölzer, blaues Glas, Filterpapier, Reagenzglashalter, Reagenzglasständer (2 Stk.), Spatel (3 Stk.), Mörser, Stößel, Sanitärflasche;
in den Reagenzgläsern Nr. 1–3:
Ich wähle - Doppelsuperphosphat, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4,
II-Option - NH 4 Cl, NaNO 3, KCl,
III-Option - KNO 3, (NH 4) 2 SO 4, doppeltes Superphosphat;
kristalline Salze (NH 4) 2 SO 4, NH4Cl, Ammophos, wässrige Lösungen von CH 3 COONa (= 10%), AgNO 3, BaCl 2,
CH 3 COOH (= 10 %), NaOH, Lackmuspapier, CuO, Cu (Späne), HNO 3 (razb.), HNO 3 (konz.), H 2 SO 4 (konz.), Diphenylindikator, (C 6 H 5) 2 NH in konzentrierter H 2 SO 4,
Ca(OH) 2 (trocken), destilliertes Wasser, AgNO 3 in HNO 3 , in den Reagenzgläsern Nr. 4–6 trockene kristalline Substanzen: Na 2 SO 4 , NH 4 Cl, NaNO 3 , in den Reagenzgläsern Nr. 7 und 8 : H 3 PO 4 und H 2 SO 4 (sortierte Lösungen), in den Reagenzgläsern Nr. 9 und 10: Na 3 PO 4 und Ca 3 (PO 4) 2 .

Experimentelles Problem . Vier nummerierte Kolben enthalten wässrige Lösungen von Natriumorthophosphat, Ammoniumsulfat, Natriumnitrat, Kaliumchlorid. Bestimmen Sie mit den rationellsten Erkennungsmethoden (siehe Tabelle), wo sich jede Substanz befindet.

Charakteristische Merkmale einiger Salze
(Erkennungsmethoden)

Tisch

Substanzname	Aussehen	Löslichkeit in Wasser)	Die Wechselwirkung einer Lösung dieses Salzes mit				Flammenfärbung
			H 2 SO 4 (konz.) und Cu	Lösungen von BaCl 2 und CH 3 COOH	NaOH-Lösung beim Erhitzen	AgNO 3 -Lösung
Ammoniumnitrat NH 4 NO 3		Gut	NO 2 , braun, mit stechendem Geruch	–	NH 3 , farblos, mit stechendem Geruch	–	gelb (von Verunreinigungen)
Ammoniumchlorid NH 4 Cl	weißes kristallines Pulver	Gut	–	–	NH3	AgCl, weißer Niederschlag	gelb (von Verunreinigungen)
Kaliumnitrat KNO 3	Hellgraue feine Kristalle	Gut	NEIN 2	–	–	–	lila
Ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4	Farblose große Kristalle	Gut	–	BaSO 4 , weiß, unlöslich in CH 3 COOH	NH3	Ag 2 SO 4 , weiß, gut säurelöslich	–
Superphosphat Ca (H 2 PO 4) 2 2H 2 O	Hellgraues Pulver oder Granulat	Löst sich langsam auf	–	Ba 3 (PO 4) 2, weiß, teilweise löslich in CH 3 COOH	–	Ag 3 PO 4 , gelb (in Gegenwart von CH 3 COOHa)	Backstein- rot
Silvinit KCl NaCl	rosa Kristalle	Gut	–	–		AgCl	Gelb mit einem Hauch von Lila
Kaliumchlorid KCl	Farblose Kristalle	Gut	–	–	–	AgCl	lila

Entscheidung

Alle Ionen in der aquatischen Umwelt farblos, es ist unmöglich, sie an der Farbe zu erkennen.
2) Da sich keine der Substanzen (Kolben Nr. 1–4) durch schlechtere Löslichkeit unterscheidet, sind Lösungen an diesem Merkmal nicht zu unterscheiden, alle sind transparente Lösungen.
3) In zwei Lösungen gibt es identische Kationen, aber in allen - unterschiedliche Anionen, daher sollte eine qualitative Erkennung durch Anionen durchgeführt werden. Reaktiv - AgNO 3 in Gegenwart einer 10% igen Lösung von CH 3 COOHa (oder BaCl 2 und CH 3 COOH); Reagenz - BaCl 2 -Lösung; Reagenz für Cl – Lösung von AgNO 3 in HNO 3 ; Reagenz - konzentriertes H 2 SO 4 und Cu (Späne). Sie können dann mit einem Reagenz (AgNO 3) sofort alle drei verbleibenden Lösungen erkennen (oder umgekehrt). Andere Optionen sind länger und erfordern einen deutlich höheren Verbrauch an Reagenzien.
4) Testen Sie alle vier Probenlösungen mit einer Lösung von AgNO 3 (1-2 Tropfen): die Lösung aus Flasche Nr. 4 blieb unverändert - es sollte eine NaNO 3 -Lösung sein; in Kolben Nr. 2 ist ein in Säuren unlöslicher weißer krystallinischer Niederschlag eine KCl-Lösung; Die anderen beiden Proben ergeben trübe Lösungen, wenn eine 10% ige Lösung von CH 3 COOHa hinzugefügt wird, ergibt Probe Nr. 3 einen gelben Niederschlag - dies ist eine Na 3 PO 4 -Lösung und Probe Nr. 1 - eine Lösung von (NH 4 ) 2 SO 4 (Trübung verschwindet bei Zugabe von saurer HNO 3).

Verifizierung von Primärtests.

Zur Lösungsprobe aus Kolben Nr. 1 1–2 Tropfen BaCl 2 - und CH 3 COOH-Lösung geben, die Lösung verfärbt sich milchig, weil ein weißer kristalliner Niederschlag ausfällt:

Sie können dieselbe Probe überprüfen, indem Sie unter Erhitzen eine Alkalilösung zugeben. NH 3 -Gas wird freigesetzt, was durch den charakteristischen Geruch und das Blau von nassem rotem Lackmuspapier bestimmt wird. Reaktionsgleichung:

Lösungsprobe aus Flasche Nr. 4 mit konzentrierter H 2 SO 4 und Cu (Späne) zugeben, etwas erwärmen. Ein braunes Gas mit stechendem Geruch wird freigesetzt und die Lösung wird grünlich-azurblau:

5) Fazit .

In Fläschchen:
Nr. 1 - Lösung (NH 4) 2 SO 4,
Nr. 2 - KCl-Lösung,
Nr. 3 - Na 3 PO 4 -Lösung,
Nr. 4 - NaNO 3 -Lösung.

Anerkennungsschema

Entschlossene Lösungen
№ 1	№ 2	№ 3	№ 4
(NH 4) 2 SO 4	KCl	Na3PO4	NaNO3
Alle Lösungen sind klar und farblos.
+AgNO3
Trübung der Lösung (Ag 2 SO 4, löslich in Säuren)	Weißer käsiger Niederschlag (AgCl	Notieren Sie je nach Variante die Lösungen, deren Salze in den Reagenzgläsern Nr. 1–3 angegeben sind. Bestimmen Sie, wo sich jede dieser Substanzen befindet. Schreiben Sie in den Schlussfolgerungen die Gleichungen der Reaktionen auf, die in molekularer und ionischer Form durchgeführt wurden. Markieren Sie die Zeichen jeder qualitativen Reaktion	…
1) In ein Reagenzglas mit einer kleinen Menge CuO (an der Spitze eines Spatels) eine Lösung von HNO 3 geben, schütteln. 2) Einige Kupferspäne in ein Reagenzglas mit konzentrierter HNO 3 geben (falls die Wirkung nicht sofort eintritt, Mischung etwas erwärmen)	Bereiten Sie mit den angegebenen Reagenzien auf zwei Arten eine Lösung von Kupfer(II)-nitrat vor. Markieren Sie Anzeichen von Reaktionen und schreiben Sie molekulare und ionische Reaktionsgleichungen. Welche Reaktion ist eine Redoxreaktion?	…
In einem Mörser die Mischung aus Ca (OH) 2 (leicht angefeuchtet) mit Ammoniumsalz mischen und mahlen, leicht riechen. Wiederholen Sie den Versuch mit anderen Ammoniumsalzen	Beweisen Sie empirisch, dass Sulfat, Ammoniumnitrat und -chlorid dürfen nicht mit Kalk gemischt werden. Geben Sie entsprechende Erklärungen	…
Erstellen Sie einen Plan (Auftrag) für die Erkennung, der in Bezug auf Zeit und Verbrauch von Reagenzien am rationalsten ist	In den Reagenzgläsern Nr. 4–6 kristallin bestimmen Natriumsulfat, Ammoniumchlorid und Natriumnitrat. Reaktionsgleichungen schreiben. Beobachtete Anzeichen von Reaktionen beachten	...
Am besten testen Sie Proben von Lösungen in den Reagenzgläsern Nr. 7 und 8 mit den Reagenzien BaCl 2 und CH 3 COOH, das Ergebnis beim Schütteln der Reaktionsmischung sehr genau beobachten	Durch qualitative Erkennung zu bestimmen in denen der Reagenzgläser Nr. 7 und 8 sind Lösungen Schwefel- und Phosphorsäure. Reaktionsgleichungen schreiben	...
Erstellen Sie einen Plan für die Erkennung der Substanzen Na 3 PO 4 und Ca 3 (PO 4) 2 in den Reagenzgläsern Nr. 9 und 10	Praktisch in den Reagenzgläsern Nr. 9 und 10 bestimmen kristalline Natrium- und Calciumorthophosphate	...

Definition Salze im Rahmen der Dissoziationstheorie. Salze werden normalerweise in drei Gruppen eingeteilt: mittel, sauer und basisch. Bei mittleren Salzen sind alle Wasserstoffatome der entsprechenden Säure durch Metallatome ersetzt, bei sauren Salzen nur teilweise, bei basischen Salzen die OH-Gruppe der entsprechenden Base teilweise durch Säurereste.

Es gibt auch einige andere Arten von Salzen, wie z Doppelsalze, die zwei verschiedene Kationen und ein Anion enthalten: CaCO 3 MgCO 3 (Dolomit), KCl NaCl (Sylvinit), KAl (SO 4 ) 2 (Kaliumalaun); gemischte Salze, die ein Kation und zwei verschiedene Anionen enthalten: CaOCl 2 (oder Ca(OCl)Cl); komplexe Salze, die einschließen komplexes Ion, bestehend aus einem Zentralatom, das mit mehreren verbunden ist Liganden: K 4 (gelbes Blutsalz), K 3 (rotes Blutsalz), Na, Cl; hydratisierte Salze(Kristallhydrate), die Moleküle enthalten Kristallwasser: CuSO 4 · 5 H 2 O (Kupfersulfat), Na 2 SO 4 · 10 H 2 O (Glaubersalz).

Der Name der Salze wird aus dem Namen des Anions gefolgt vom Namen des Kations gebildet.

Bei Salzen sauerstofffreier Säuren wird dem Namen des Nichtmetalls ein Suffix hinzugefügt Ich würde, z.B. Natriumchlorid NaCl, Eisen(H)sulfid FeS, etc.

Bei der Benennung von Salzen sauerstoffhaltiger Säuren wird bei höheren Oxidationsstufen die Endung an die lateinische Wurzel des Elementnamens angehängt — bin, bei niedrigeren Oxidationsstufen die Endung -es. In den Namen einiger Säuren wird das Präfix verwendet, um die niedrigsten Oxidationsstufen eines Nichtmetalls zu bezeichnen hypo-, Verwenden Sie für Salze von Perchlor- und Permangansäure das Präfix pro-, Beispiel: Calciumcarbonat CaCO3, Eisen(III)sulfat Fe 2 (SO 4) 3, Eisen(II)sulfit FeSO 3, Kaliumhypochlorit KOSl, Kaliumchlorit KOSl 2, Kaliumchlorat KOSl 3, Kaliumperchlorat KOSl 4, Kaliumpermanganat KMnO 4, Kaliumdichromat K 2 Cr 2 O 7 .

Saure und basische Salze kann als Produkt einer unvollständigen Umwandlung von Säuren und Basen angesehen werden. Gemäß der internationalen Nomenklatur wird das Wasserstoffatom, das Teil des Säuresalzes ist, mit dem Präfix bezeichnet Hydro-, OH-Gruppe - Präfix hydroxy, NaHS - Natriumhydrosulfid, NaHSO 3 - Natriumhydrosulfit, Mg (OH) Cl - Magnesiumhydroxychlorid, Al (OH) 2 Cl - Aluminiumdihydroxychlorid.

Bei den Namen komplexer Ionen werden zuerst die Liganden angegeben, gefolgt vom Namen des Metalls, der die entsprechende Oxidationsstufe angibt (römische Zahlen in Klammern). In den Namen komplexer Kationen werden russische Namen von Metallen verwendet, zum Beispiel: Cl 2 - Tetraammin-Kupfer (P) -Chlorid, 2 SO 4 - Diammin-Silber (1) -Sulfat. In den Namen komplexer Anionen werden die lateinischen Namen von Metallen mit dem Suffix -at verwendet, zum Beispiel: K[Al(OH) 4 ] - Kaliumtetrahydroxyaluminat, Na - Natriumtetrahydroxychromat, K 4 - Kaliumhexacyanoferrat (H) .

Namen von hydratisierten Salzen (kristalline Hydrate) werden auf zwei Arten gebildet. Sie können das oben beschriebene Benennungssystem für komplexe Kationen verwenden; beispielsweise kann Kupfersulfat SO 4 H 2 O (oder CuSO 4 5 H 2 O) als Tetraaquakupfer(II)sulfat bezeichnet werden. Bei den bekanntesten hydratisierten Salzen wird die Anzahl der Wassermoleküle (der Grad der Hydratation) jedoch meistens durch ein numerisches Präfix vor dem Wort angegeben "Hydrat", zum Beispiel: CuSO 4 5H 2 O - Kupfer(I)sulfat-Pentahydrat, Na 2 SO 4 10H 2 O - Natriumsulfat-Decahydrat, CaCl 2 2H 2 O - Calciumchlorid-Dihydrat.

Löslichkeit von Salzen

Salze werden nach ihrer Wasserlöslichkeit in lösliche (P), unlösliche (H) und schwerlösliche (M) eingeteilt. Um die Löslichkeit von Salzen zu bestimmen, verwenden Sie die Tabelle der Löslichkeit von Säuren, Basen und Salzen in Wasser. Wenn kein Tisch zur Hand ist, können Sie die Regeln verwenden. Sie sind leicht zu merken.

1. Alle Salze der Salpetersäure sind löslich - Nitrate.

2. Alle Salze der Salzsäure sind löslich - Chloride, außer AgCl (H), PbCl 2 (M).

3. Alle Salze der Schwefelsäure - Sulfate sind löslich, außer BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Natrium- und Kaliumsalze sind löslich.

5. Alle Phosphate, Carbonate, Silikate und Sulfide lösen sich nicht auf, außer Na-Salzen + und k + .

Salze sind von allen chemischen Verbindungen die zahlreichste Stoffklasse. Dies sind Feststoffe, sie unterscheiden sich in Farbe und Wasserlöslichkeit. Zu Beginn des 19. Jahrhunderts. Der schwedische Chemiker I. Berzelius formulierte die Definition von Salzen als Reaktionsprodukte von Säuren mit Basen oder Verbindungen, die durch Ersetzen von Wasserstoffatomen in einer Säure durch ein Metall erhalten werden. Auf dieser Grundlage werden Salze in mittel, sauer und basisch unterschieden. Mittlere oder normale Salze sind Produkte des vollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen in einer Säure durch ein Metall.

Zum Beispiel:

N / A 2 CO 3 - Natriumcarbonat;

CuSO 4 - Kupfer(II)sulfat usw.

Solche Salze dissoziieren in Metallkationen und Anionen des Säurerests:

Na 2 CO 3 \u003d 2 Na + + CO 2 -

Säuresalze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen in einer Säure durch ein Metall. Saure Salze umfassen beispielsweise Backpulver NaHCO 3 , das aus einem Metallkation Na + und einem sauren einfach geladenen Rest HCO 3 – besteht. Für ein saures Calciumsalz wird die Formel wie folgt geschrieben: Ca (HCO 3) 2. Die Namen dieser Salze setzen sich aus den Namen mittlerer Salze mit dem Zusatz des Präfixes zusammen Hydro- , Zum Beispiel:

Mg (HSO 4) 2 - Magnesiumhydrosulfat.

Säuresalze wie folgt dissoziieren:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 \u003d Mg 2+ + 2HSO 4 -

Basische Salze sind Produkte der unvollständigen Substitution von Hydroxogruppen in der Base durch einen Säurerest. Zu solchen Salzen gehört beispielsweise der berühmte Malachit (CuOH) 2 CO 3, über den Sie in den Werken von P. Bazhov gelesen haben. Es besteht aus zwei basischen Kationen CuOH + und einem zweifach geladenen Anion des Säurerestes CO 3 2- . Das Kation CuOH + hat eine Ladung von +1, daher werden im Molekül zwei solche Kationen und ein doppelt geladenes CO 3 2- Anion zu einem elektrisch neutralen Salz kombiniert.

Die Namen solcher Salze sind dieselben wie für normale Salze, jedoch mit dem Zusatz des Präfixes hydroxo-, (CuOH) 2 CO 3 - Kupfer(II)hydroxocarbonat oder AlOHCl 2 - Aluminiumhydroxochlorid. Die meisten basischen Salze sind unlöslich oder schwer löslich.

Letztere dissoziieren wie folgt:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Eigenschaften von Salz

Die ersten beiden Austauschreaktionen wurden bereits ausführlich diskutiert.

Die dritte Reaktion ist ebenfalls eine Austauschreaktion. Es fließt zwischen Salzlösungen und wird von der Bildung eines Niederschlags begleitet, zum Beispiel:

Die vierte Reaktion von Salzen hängt mit der Position des Metalls in der elektrochemischen Spannungsreihe von Metallen zusammen (siehe "Elektrochemische Spannungsreihe von Metallen"). Jedes Metall verdrängt aus Salzlösungen alle anderen Metalle, die sich rechts von ihm in einer Reihe von Spannungen befinden. Dies unterliegt den folgenden Bedingungen:

1) beide Salze (sowohl reagierende als auch als Ergebnis der Reaktion gebildete) müssen löslich sein;

2) Metalle sollten nicht mit Wasser wechselwirken, daher verdrängen Metalle der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II (für letztere beginnend mit Ca) andere Metalle nicht aus Salzlösungen.

Methoden zur Gewinnung von Salzen

Methoden zur Gewinnung und chemische Eigenschaften von Salzen. Salze können aus anorganischen Verbindungen fast jeder Klasse erhalten werden. Zusammen mit diesen Methoden können Salze von Anoxsäuren durch direkte Wechselwirkung eines Metalls und eines Nichtmetalls (Cl, S usw.) erhalten werden.

Viele Salze sind beim Erhitzen stabil. Ammoniumsalze sowie einige Salze von wenig aktiven Metallen, schwachen Säuren und Säuren, in denen Elemente höhere oder niedrigere Oxidationsstufen aufweisen, zersetzen sich jedoch beim Erhitzen.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2Ag 2 CO 3 \u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2

NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4 H 2 O

2KSlO 3 \u003d MnO 2 \u003d 2KCl + 3O 2

4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl

Oxide. Stickstoff bildet fünf Oxide mit den Oxidationsstufen +1, +2, +3, +4, +5.

Die Oxide N 2 O und NO sind nicht salzbildend (was bedeutet das?), Und der Rest der Oxide ist sauer: entspricht salpetriger Säure, einer - Salpetersäure. Stickoxid (IV) bildet beim Auflösen in Wasser gleichzeitig zwei Säuren - HNO 2 und HNO 3:

2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3.

Wenn es in Gegenwart von überschüssigem Sauerstoff in Wasser gelöst wird, wird nur Salpetersäure erhalten:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3.

Stickoxid (IV) NO 2 ist ein braunes, sehr giftiges Gas. Es wird leicht durch Oxidation von farblosem, nicht salzbildendem Stickstoffmonoxid (II) mit Luftsauerstoff erhalten:

2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

Salpetersäure HNO 3 . Es ist eine farblose Flüssigkeit, die an der Luft „raucht“. Bei Lichtlagerung färbt sich konzentrierte Salpetersäure gelb, da sie sich teilweise unter Bildung von braunem NO 2 -Gas zersetzt:

4HNO 3 \u003d 2H 2 O + 4NO 2 + O 2.

Salpetersäure weist alle typischen Eigenschaften starker Säuren auf: Sie interagiert mit Oxiden und Hydroxiden von Metallen, mit Salzen (stellen Sie die entsprechenden Reaktionsgleichungen auf).

Laborversuch Nr. 32
Eigenschaften verdünnter Salpetersäure

Führen Sie Versuche durch, die beweisen, dass Salpetersäure die typischen Eigenschaften von Säuren aufweist. Geben Sie ein wenig schwarzes Pulver oder ein Körnchen Kupfer(II)-oxid in ein Reagenzglas, gießen Sie 1-2 ml Salpetersäurelösung hinein. Befestigen Sie das Reagenzglas in der Halterung und erhitzen Sie es auf der Flamme einer Spirituslampe. Was guckst du? Schreiben Sie die molekularen und ionischen Gleichungen auf. Gießen Sie 1-2 ml Alkalilösung in ein Reagenzglas, fügen Sie 2-3 Tropfen Phenolphthaleinlösung hinzu. Was guckst du? Fügen Sie dem Inhalt des Reagenzglases eine Salpetersäurelösung hinzu, bis die Farbe verschwindet. Wie heißt diese Reaktion? Schreiben Sie seine molekularen und ionischen Gleichungen auf. Gießen Sie 1 ml Kupfersulfatlösung in ein Reagenzglas, fügen Sie 1-2 ml Alkalilösung hinzu. Was guckst du? Fügen Sie dem Inhalt des Reagenzglases eine Salpetersäurelösung hinzu, bis der Niederschlag verschwindet. Schreiben Sie die molekularen und ionischen Gleichungen der durchgeführten Reaktionen auf.

Bei Metallen verhält sich Salpetersäure auf besondere Weise - keines der Metalle verdrängt Wasserstoff aus Salpetersäure, unabhängig von ihrer Konzentration (für Schwefelsäure ist dieses Verhalten nur im konzentrierten Zustand typisch). Dies liegt daran, dass HNO 3 ein starkes Oxidationsmittel ist, in dem Stickstoff eine maximale Oxidationsstufe von +5 hat. Er ist es, der bei der Interaktion mit Metallen wiederhergestellt wird.

Das Reduktionsprodukt hängt von der Stellung des Metalls in der Spannungsreihe, von der Konzentration der Säure und von den Reaktionsbedingungen ab. Beispielsweise wird konzentrierte Salpetersäure bei der Wechselwirkung mit Kupfer zu Stickstoffmonoxid (IV) reduziert:

Laborversuch Nr. 33
Wechselwirkung von konzentrierter Salpetersäure mit Kupfer

Gießen Sie vorsichtig 1 ml konzentrierte Salpetersäure in ein Reagenzglas. Schöpfe ein wenig Kupferpulver mit der Spitze eines Glasröhrchens auf und gieße es in ein Reagenzglas mit Säure. (Wenn kein Kupferpulver im Schrank ist, können Sie ein kleines Stück sehr dünnen Kupferdraht verwenden, der zuerst zu einer Kugel gerollt werden muss.) Was beobachten Sie? Warum läuft die Reaktion ohne Erhitzen ab? Warum erfordert diese Version des Experiments keinen Abzug? Wenn die Kontaktfläche von Kupfer mit Salpetersäure kleiner ist als die vorgeschlagene Version des Experiments, welche Bedingungen müssen dann beachtet werden? Stellen Sie nach dem Experiment die Reagenzgläser mit dem Inhalt sofort in einen Abzug. Schreiben Sie die Reaktionsgleichung auf und betrachten Sie Redoxprozesse.

Eisen und Aluminium werden unter der Einwirkung von konzentrierter HNO 2 mit einem starken Oxidfilm überzogen, der das Metall vor weiterer Oxidation schützt, d.h. die Säure passiviert die Metalle. Daher kann Salpetersäure wie Schwefelsäure in Stahl- und Aluminiumtanks transportiert werden.

Salpetersäure oxidiert viele organische Substanzen, entfärbt Farbstoffe. Dabei wird meist viel Wärme freigesetzt und die Substanz entzündet sich. Wenn also Salpetersäure ein Tropfen Terpentin zugesetzt wird, entsteht ein heller Blitz und ein schwelender Splitter in Salpetersäure leuchtet auf (Abb. 135).

Reis. 135.
Einen Splitter in Salpetersäure verbrennen

Salpetersäure wird in der chemischen Industrie häufig zur Herstellung von Stickstoffdüngemitteln, Kunststoffen, Kunstfasern, organischen Farbstoffen und Lacken, Arzneimitteln und Sprengstoffen verwendet (Abb. 136).

Reis. 136.
Salpetersäure wird verwendet zur Herstellung von:
1 - Düngemittel; 2 - Kunststoffe; 3 - Medikamente; 4 - Lacke; 5 - Kunstfasern; 6 - Sprengstoff

Salpetersäuresalze - Nitrate werden durch Einwirkung von Säure auf Metalle, deren Oxide und Hydroxide erhalten. Natrium-, Kalium-, Calcium- und Ammoniumnitrate werden Salpeter genannt: NaNO 3 - Natriumnitrat, KNO 3 - Kaliumnitrat, Ca (NO 3) 2 - Calciumnitrat, NH 4 NO 3 - Ammoniumnitrat. Salpeter wird als Stickstoffdünger verwendet.

Kaliumnitrat wird auch zur Herstellung von Schwarzpulver verwendet, und Ammoniumnitrat wird, wie Sie bereits wissen, zur Herstellung des Ammoniaksprengstoffs verwendet. Silbernitrat oder Lapis, AgNO 3 wird in der Medizin als Ätzmittel verwendet.

Fast alle Nitrate sind gut wasserlöslich. Beim Erhitzen zersetzen sie sich unter Freisetzung von Sauerstoff, zum Beispiel:

Neue Wörter und Konzepte

1. Nicht salzbildende und saure Stickoxide.
2. Stickoxid (IV).
3. Eigenschaften von Salpetersäure als Elektrolyt und als Oxidationsmittel.
4. Wechselwirkung von konzentrierter und verdünnter Salpetersäure mit Kupfer.
5. Anwendung von Salpetersäure.
6. Nitrate, Salpeter.

Aufgaben zum selbstständigen Arbeiten

1. Warum bildet Salpetersäure keine Säuresalze?
2. Schreiben Sie die molekularen und ionischen Gleichungen für die Reaktionen von Salpetersäure mit Kupfer(II)-hydroxid, Eisen(III)-oxid und Natriumcarbonat.
3. Die meisten Salze der Salpetersäure sind wasserlöslich, bieten jedoch eine Reaktionsgleichung für die Reaktion von HNO 3 mit Salz, wodurch ein Niederschlag entsteht. Schreiben Sie die Ionengleichung für diese Reaktion auf.
4. Betrachten Sie die Reaktionsgleichungen für verdünnte und konzentrierte Salpetersäure mit Kupfer im Sinne von Redoxprozessen.
5. Schlagen Sie zwei Umwandlungsketten vor, die ausgehend von Stickstoff und Ammoniak zur Herstellung von Salpetersäure führen. Beschreiben Sie Redoxreaktionen mit Hilfe der Elektronenbilanzmethode.
6. Wie viel Kilogramm 68%ige Salpetersäure lassen sich aus 276 kg (n.a.) Stickstoffmonoxid (IV) gewinnen?
7. Beim Calcinieren von 340 g Natriumnitrat wurden 33,6 Liter (n.a.) Sauerstoff erhalten. Berechnen Sie den Massenanteil von Verunreinigungen im Salpeter.

Um die Salzformel grafisch darzustellen, sollte man:

1. Schreibe die Summenformel dieser Verbindung richtig auf.

2. In Anbetracht der Tatsache, dass jedes Salz als Produkt der Neutralisation der entsprechenden Säure und Base dargestellt werden kann, sollten die Formeln der Säure und Base, die dieses Salz bilden, separat gezeigt werden.

Zum Beispiel:

Ca (HSO 4) 2 - Calciumhydrosulfat kann durch unvollständige Neutralisation von Schwefelsäure H 2 SO 4 mit Calciumhydroxid Ca (OH) 2 erhalten werden.

3. Bestimmen Sie, wie viele Säure- und Basenmoleküle benötigt werden, um ein Molekül dieses Salzes zu erhalten.

Zum Beispiel:

Um ein Ca(HSO 4 ) 2 -Molekül zu erhalten, sind ein Basenmolekül (ein Calciumatom) und zwei Säuremoleküle (zwei HSO 4 – 1-Säurereste) erforderlich.

Ca (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Ca (HSO 4) 2 + 2H 2 O.

Als nächstes sollten Sie grafische Bilder der Formeln der festgelegten Anzahl von Basen- und Säuremolekülen erstellen und durch geistiges Entfernen der basischen Hydroxylanionen und sauren Wasserstoffkationen, die an der Neutralisationsreaktion teilnehmen und Wasser bilden, ein grafisches Bild der Salzformel erhalten:

O – H H – O O O O

Ca + → Ca + 2 H - O - H

O – H H – O O O O

H-O-O-O-O-O

Physikalische Eigenschaften von Salzen

Salze sind kristalline Feststoffe. Nach ihrer Löslichkeit in Wasser können sie unterteilt werden in:

1) gut löslich,

2) leicht löslich,

3) praktisch unlöslich.

Die meisten Salze von Salpeter- und Essigsäure sowie Kalium-, Natrium- und Ammoniumsalze sind wasserlöslich.

Salze haben einen weiten Bereich von Schmelz- und thermischen Zersetzungstemperaturen.

Chemische Eigenschaften von Salzen

Die chemischen Eigenschaften von Salzen charakterisieren ihre Beziehung zu Metallen, Laugen, Säuren und Salzen.

1. Salze in Lösungen interagieren mit aktiveren Metallen.

Das aktivere Metall ersetzt das weniger aktive Metall im Salz (siehe Tabelle 9 im Anhang).

Zum Beispiel:

Pb (NO 3) 2 + Zn \u003d Pb + Zn (NO 3) 2,

Hg (NO 3) 2 + Cu \u003d Hg + Cu (NO 3) 2.

2. Salzlösungen interagieren mit Alkalien, dabei entsteht eine neue Base und ein neues Salz.

Zum Beispiel:

CuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2  + 2K 2 SO 4,

FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3  + 3NaCl.

3. Salze reagieren mit Lösungen stärker oder weniger flüchtiger Säuren, dabei entsteht ein neues Salz und eine neue Säure.

Zum Beispiel:

a) als Ergebnis der Reaktion entsteht eine schwächere Säure oder eine flüchtigere Säure:

Na 2 S + 2HC1 \u003d 2NaCl + H 2 S

b) Reaktionen von Salzen starker Säuren mit schwächeren Säuren sind auch möglich, wenn bei der Reaktion ein schwerlösliches Salz entsteht:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS + H 2 SO 4.

4. Salze in Lösungen gehen mit anderen Salzen Austauschreaktionen ein, was zu zwei neuen Salzen führt.

Zum Beispiel:

NaС1 + AgNO 3 \u003d AgCl + NaNO 3,

CaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d CaCO 3  + 2 NaCl,

CuSO 4 + Na 2 S \u003d CuS + Na 2 SO 4.

Es sei daran erinnert, dass Austauschreaktionen fast bis zum Ende ablaufen, wenn eines der Reaktionsprodukte in Form eines Niederschlags, Gases aus der Reaktionssphäre freigesetzt wird oder wenn während der Reaktion Wasser oder ein anderer schwacher Elektrolyt gebildet wird.