Вещества которые разлагаются водой

Реакции разложения

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O₂

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например , кремниевая кислота:

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

Разложение солей

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например , разложение нитрата калия:

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:

При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

Разложение перманганата калия

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

Источник

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Теория к заданию 23 из ЕГЭ по химии

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).

Гидролиз — это реакция обменного разложения вещества водой.

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические — галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную ($рН 7$), нейтральную ($рН = 7$). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов $Н^<+>$ или $ОН^<->$, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль $KClO$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HClO$.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, соль цианид калия $KCN$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HCN$:

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Образующиеся при этих процессах ионы $Н^<+>$ и $CN^<->$ взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты $HCN$, тогда как гидроксид — ион $ОН^<->$ остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону $CN^<->$.

Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $HCN$.

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $ОН^<->$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $KCN$ имеет щелочную среду ($рН > 7$);

б) в реакции с водой участвуют ионы $CN^<->$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:

$HCOO^<–>, CH_3COO^<–>, NO_2^<–>$	от слабых кислот — муравьиной $HCOOH$, уксусной $CH_3COOH$, азотистой $HNO_2$
$S^<2->, CO_3^<2->, SO_3^<2->, PO_4^<3->$	от слабых кислот — сероводородной $H_2S$, угольной $H_2CO_3$, сернистой $H_2SO_3$, ортофосфорной $H_3PO_4$

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $Na_2CO_3$.

Происходит гидролиз соли по аниону $CO_3^<2->$.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Продукты гидролиза — кислая соль $NaHCO_3$ и гидроксид натрия $NaOH$.

Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная ($рН > 7$), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов $ОН^<->$. Кислая соль $NaHCO_3$ тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $NH_4Cl$.

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Образующиеся при этом ионы $OH^<->$ и $NH_4^<+>$ взаимодействуют между собой с получением $NH_3·H_2O$ (слабый электролит), тогда как ионы $Н^<+>$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода $Н_2О$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $NH_3·H_2O$.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные ионы водорода $Н^<+>$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ($рН 7) гидролиз по катиону — среда раствора кислотная (рН 7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония $(NH_4)_2SO_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

Если в крови избыток ионов $Н^<+>$, они связываются с гидроксид-ионами $ОН^<->$, и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов $ОН^<->$ равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $HPO_4^<2->$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($рН=7-7.5$).

Источник

Растворы и растворимость

Вокруг нас есть как чистые вещества, так и смеси. Смеси веществ могут быть разными, и очень часто мы имеем дело с растворами.

Растворы – это гомогенные смеси,

и это важный отличительный признак. Например, если попытаться растворить в воде песок, мы получим мутную смесь, в которой частица сначала будут плавать в воде, а потом опустятся на дно. Но в любом случае мы эти частицы увидим даже без использования микроскопа. А вот в истинном растворе частицы разглядеть невозможно даже в микроскоп. Примером такого раствора может быть вода, в которой растворены сахар или соль. Обратите внимание, что эти растворы прозрачны, а если мы попробуем отфильтровать жидкость, на фильтре ничего не останется. Это тоже признаки истинного раствора.

Водные растворы

Вода – растворитель универсальный, в ней растворяются и другие жидкости (пример: вода и спирт), и твёрдые вещества (пример: вода и сахар), и газы (пример: вода и углекислый газ).

В гомогенных растворах вещество, которого больше, называется растворителем, второй компонент (или компоненты, если растворено несколько веществ) – растворённое вещество.

В водных растворах больше, конечно же, воды , поэтому именно вода в них является растворителем. Но наверняка вы обращали внимание, что в одинаковом объёме воды может раствориться разное количество другого вещества. Всё дело в растворимости веществ .

Что такое растворимость

Давайте снова вернёмся к опытам. Вспомните, что происходит, когда к воде добавляется обычная поваренная соль (хлорид натрия NaCl). Соль полностью растворяется в воде. Разумеется, это происходит до определённого предела, в какой-то момент раствора станет насыщенным, и соль растворятся перестанет. Но до того хлорид натрия будет растворяться без остатка: в 100 граммах воды при температуре 25 градусов растворится 36 граммов хлорида натрия.

Теперь представьте, как будет проходит растворение мела. Мел – это карбонат кальция СаСО3, относящийся к солям . Если мы попытаемся растворить его в воде, то сначала образуется мутная белая взвесь, а потом частицы осядут на дно, а жидкость станет почти прозрачной. Растворимость карбоната кальция при 25 градусах – всего 14 миллиграмм/100 грамм воды. Это ничтожно мало, поэтому карбонат кальция считается нерастворимым в воде.

Растворимость – это способность вещества образовывать с растворителем однородную систему.

Чем растворимость больше, тем больше вещества можно растворить с образованием однородной смеси . Например, у хлорида натрия, который мы рассмотрели выше, растворимость очень высокая, он прекрасно растворяется в воде. А вот карбонат кальция или сульфат бария в воде почти не растворяются.

Всякий раз ставить опыты и выяснять, какое вещество растворяется, а какое нет, невозможно. Для этого существует таблица растворимости , которая наглядно показывает, растворяется ли данное вещество в воде. Как и таблица Менделеева , она является справочным материалом, ею можно пользоваться даже на экзамене по химии, будь то ОГЭ или ЕГЭ.

Источник