11 класс. Химия. Соли и комплексные соединения. Генетическая связь между основными классами неорганических соединений

Комментарии преподавателя

1. Соли в природе

Соли – это электролиты, в результате диссоциации их водных растворов образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Классификация солей

Соли бывают:

·    Средние

·    Кислые

·    Основные

·    Двойные

·    Смешанные

·    Комплексные

Соли в природе

Очень многие соли, используемые химиками, встречаются в природе.

Природные соли можно классифицировать следующим образом. Табл. 1.

Минеральные соли

2. Физические свойства солей

В обычных условиях все соли – это твердые  бесцветные вещества. Но некоторые ионы придают им окраску. Например, соли двухвалентной меди, трехвалентного хрома и никеля окрашены в зеленый цвет. Перманганаты – фиолетовые. Бихроматы – красно-оранжевые, а хроматы – желтые, соли кобальта – розовые. Рис. 1.

Растворимость солей может быть различной. Хорошо растворимы нитраты, почти все соли щелочных металлов и аммония.                    

Рис. 1

3. Химические свойства средних  солей

1. Взаимодействие с металлами

Более активные восстановители вытесняют менее активные из раствора их солей. Активность метала можно определить в электрохимическом ряду напряжения металлов.

Zn+ СuCl2 = ZnCl2+ Сu

Zn0 + Сu2+ = Zn2+ + Сu0

Однако щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с растворами солей иначе.

Эти металлы сначала реагируют с водой. При этом образуется щелочь и выделяется водород.

2K + 2H2O =2KOH + H2↑, образующаяся щелочь реагирует с раствором соли, если получается нерастворимый гидроксид.

CuSO4 + 2КOH = Cu(OH)2↓ + К2SO4

2. Реагируют со щелочами

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4↓ + 2NaOH

3. Реакция с кислотами (если образуется осадок или газ)

AgNO3 + HBr = AgBr↓ + HNO3 (качественная реакция на галогеноводородные кислоты)

BaCl2+ H2SO4 = BaSO4↓ + HCl (качественная реакция на серную кислоту и её соли)

CaCO3+ 2HCl = CaCl2+ H2O + CO2↑ (качественная реакция на карбонаты)

4. Реагируют с кислотами (с более сильными или менее летучими) Рис. 2.

Рис. 2. Ацетат кобальта (II)

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl

NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl ↑

Ca3(PO4)2(тв.) +3H2SO4(конц.) =3CaSO4 + 2H3PO4

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2↑

5. Реагируют с солями

Na2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4↓ + 2NaNO3                                                             

6. Разложение при нагревании

CaCO3 CaO + CO2

NH4NO3 N2O + 2H2O

7. Гидролиз

Некоторые соли способны подвергаться необратимому гидролизу в водных растворах.

2Al(NO3)3 +3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3↓ +3H2S↑ + 6NaNO3

8. Электролиз

Соли способны подвергаться электролизу. И это очень важный вид реакций. Об этом было рассказано в теме «Электролиз».

4. Получение и химические свойства кислых солей

1. Взаимодействие гидроксидов с кислотами

Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + H2O

2. Реакция кислотных оксидов со щелочами

2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O

3. Реакция основного оксида с кислотой

Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O

4. Реакция металла и неметалла (соли бескислородных кислот)

Fe + S  FeS

Химические свойства кислых солей

Кислые соли, как правило, растворимы в воде лучше, чем средние соли. Например, гидрокарбонат кальция растворим в воде, а карбонат кальция – нет. Дигидропроизводные кислот растворимы в воде лучше гидропроизводных соответствующих кислот.

1. Разлагаются при нагревании

Ca(НCO 3)2 CaСO3↓ + CO2 ↑+ Н2О

2. Взаимодействуют с основаниями с получением средних солей

Ca(НCO 3)2 +Сa(OH)2 = 2CaСO3↓ + 2Н2О

NaH2PO4 + 2NaOH = Na3PO4 + 2H2O

3. Кислые соли вступают в такие же реакции, как и средние. Обменные реакции друг с другом.

Ca(НCO 3)2 + Na2СO3 = CaСO3↓ +2 NaHCO3

 Методы получения кислых солей

1. Неполная нейтрализация многоосновных кислот

2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O

2. Взаимодействие средних солей с оксидами

CaСO3↓ + CaO +H2O = Ca(НCO 3)2

5. Комплексные соединения

Теория комплексных соединений была предложена в 1893 году Альфредом Вернером. Согласно этой теории, основу комплексного соединения составляет центральный атом, называемый комплексообразователь или металлоцентр. Рис. 3.

Рис. 3.

В качестве такового выступают частицы, имеющие вакантные орбитали, часто имеющие значительный положительный заряд. В качестве комплексообразователя выступают катионы переходных металлов. Вокруг центрального атома размещаются лиганды. Лиганды – это ионы или молекулы, непосредственно связанные с комплексообразователем, являющиеся донорами электронных пар. Это могут быть однозарядные частицы (Сl-, CNS-, CN-), а также нейтральные молекулы, в атомах которых есть неподелённые пары электронов (H2O, NH3, CO). Координационное число может быть 4 или 6. При образовании комплекса между центральными атомами и лигандами образуется ковалентная связь по обменному или донорно-акцепторному механизму. Из-за этого и комплексообразователь, и лиганды меняют свои свойства при образовании комплекса. Так, например, лиганды не всегда можно обнаружить типичной для них при обнаружении реакцией. В комплексных соединениях выделяют внутреннюю и внешнюю сферу. Внутренняя сфера заключается в квадратные скобки. Если внутренняя сфера заряжена, то для неё должен быть противоион, который находится во внешней сфере. Рассмотрим это на примере гидроксоалюмината калия.

K+ [Al3+ (OH)-4]-

К комплексным соединениям относится реактив Толленса (гидроксид диамминсеребра (1)) — щелочной раствор аммиаката серебра [Ag(NH3)2]ОН.), который используется при реакции серебряного зеркала. Комплексными являются гидроксиды некоторых металлов. При галогенировании ароматических соединений могут образовываться комплексные галогениды. Например, тетрахлороалюминат калия. При взаимодействии гидроксида меди с гликолем образуются органические комплексы меди, и это является качественной реакцией на гликоли. К комплексным соединениям относится хлорофилл и гемоглобин.

6. Принцип жестких и мягких кислот и оснований

Эта теория является развитием теории кислот и оснований Льюиса (рис. 4).

Нам необходимо вспомнить, что такое поляризуемость.

Рис. 4.

Поляризуемость – это способность электронной оболочки изменяться под действием внешнего электронного поля.

В данной теории (ЖМКО) кислоты и основания делятся на жёсткие и мягкие. Рис. 5.

Рис. 5.

Жесткими кислотами являются акцепторы с высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. В мягких кислотах – низкая электроотрицательность и высокая поляризуемость. Жесткие основания – это доноры с высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Мягкие основания – с низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Самая жесткая кислота – это протон Н+. Самая мягкая – это СН3Нg+. Наиболее жесткие основания – это F-  и ОН- . Главная идея этой теории – это то, что подобное взаимодействует с подобным. Жёсткие кислоты больше хотят взаимодействовать с жесткими основаниями.

Например, бромид серебра растворим меньше, чем хлорид, а иодид растворим меньше, чем бромид. Образование иодида серебра наименее выгодно, значит, он наименее растворим. Эта теория очень полезна при объяснении или предсказании механизма реакций.

Подведение итога урока

В ходе урока вы изучили тему «Соли и комплексные соединения». Вы узнали о химических свойствах солей и методах их получения. Узнали, какие соли встречаются в природе. Познакомились с комплексными соединениями и их строением.

Источники

http://www.youtube.com/watch?t=403&v=bGP45lvrm6o

http://www.youtube.com/watch?t=1&v=KIV1ZvlBtwQ

http://www.youtube.com/watch?t=2&v=gF9p7cHvjB4

http://www.youtube.com/watch?t=1&v=gTX_QDj-r1g

http://www.youtube.com/watch?t=1377&v=-CXk2lNbr5g

http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/11-klass - конспект

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/kompleksnye-soedinenija0.html

источник презентации - http://ppt4web.ru/khimija/geneticheskaja-svjaz-mezhdu-klassami-neorganicheskikh-soedinenijj.html

Файлы