Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ
Строение атома
Классификация
Свойства простых веществ:
Свойства сложных веществ:
Особенности протекания реакций:
Химические свойства кислых солей
1. Разложение кислых солей
Все кислые соли при нагревании разлагаются, приведем несколько примеров из тренировочных вариантов:
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2↑ + H2O
NH4HCO3 → NH3↑ + CO2↑ + H2O
(NH4)2HPO4 → 2NH3↑ + H3PO4.
Гидрокарбонаты других металлов также разлагаются с выделением углекислого газа и карбоната металла и только гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка.
2. Кислые соли + металлы
Кислые соли реагируют с металлами, стоящими в ряду активности металлов левее атома водорода:
2NaHSO4 + Zn → Na2SO4 + ZnSO4 + H2↑
2NaHSO4 + Fe → Na2SO4 + FeSO4 + H2↑
В данных реакциях окислителем является катион H+, а восстановителями атомы цинка и железа. Катион H+ может окислить железо только до степени окисления +2.
Так как эти реакции проводят в растворе, то берут металл, который не взаимодействует с водой при обычных условиях.
3. Кислые соли + кислоты
Кислые соли реагируют с кислотами с образованием средних солей, если выделяется газ или образуется осадок:
Ca(HCO3)2 + 2HBr → CaBr2 + 2CO2↑ + 2H2O
NHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O
Mg(HCO3)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2CO2↑ + 2H2O
KHCO3 + HClO4 → KClO4 + CO2↑ + H2O
KHCO3 + HI → KI + CO2↑ + H2O
2NaHS + H2SO4(разб) → Na2SO4 + H2S↑.
4. Кислые соли + щелочи
1) Если катионы соли и щелочи одинаковые, то образуется средняя соль:
Ca(HPO4)2 + 2Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2↓ + 4H2O
NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
Если в кислой соли 2 водорода, то возможно сначала получить кислую соль с меньшим числом атомов водорода, и затем среднюю соль:
NaH2PO4 + NaOH → Na2HPO4 + H2O
Na2HPO4 + NaOH → Na3PO4 + H2O
Или сразу:
NaH2PO4 + 2NaOH → Na3PO4 + 2H2O
Если катионы разные, но оба являются щелочными металлами, также образуются средние соли:
2NaHCO3 + 2KOH → K2CO3 + Na2CO3 + 2H2O.
2) Если катионы соли и щелочи разные, кислая соль образована щелочным металлом, а щелочь - щелочноземельным, то в реакции может образовываться как щелочь этого металла (из кислой соли), так и средняя соль:
2NaH2PO4 + 3Sr(OH)2(изб) → Sr3(PO4)2↓ + 2NaOH + 4H2O или
3NaH2PO4(изб) + 3Sr(OH)2 → Sr3(PO4)2↓ + Na3PO4 + 6H2O
Первую реакцию можно запомнить, если представить обменную реакцию со средней солью. Во второй реакции образовавшаяся щелочь реагирует с исходной кислой солью, так как она (соль) взята в избытке:
2NaOH + NaH2PO4 → Na3PO4 + 2H2O.
Другие примеры:
KHCO3 + Ba(OH)2(изб) → BaCO3↓ + KOH + H2O или
2KHCO3(изб) + Ba(OH)2 → BaCO3↓ + K2CO3 + 2H2O
2NaH2PO4 + 3Ba(OH)2(изб) → Ba3(PO4)2↓ + 2NaOH + 4H2O или
3NaH2PO4(изб) + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2↓ + Na3PO4 + 6H2O или
3NaH2PO4 + 2Ba(OH)2 → 2BaHPO4↓ Na3PO4 + 4H2O.
3) Если катионы соли и щелочи разные, и кислая соль содержит Mg2+ (а щелочь – щелочной металл), возможно образование двух разных осадков:
Mg(H2PO4)2 + 6KOH → Mg(OH)2↓ + 2K3PO4 + 4H2O или
3Mg(H2PO4)2 + 12KOH → Mg3(PO4)2↓ + 4K3PO4 + 12H2O.
Первую реакцию можно запомнить, если представить обменную реакцию со средней солью. Во второй реакции щелочи было взято меньше и весь магний выпал в осадок с фосфатом.
4) Если катионы соли и щелочи разные, кислая соль содержит ионы Ca2+ или Sr2+, а щелочь – щелочной металл, то возможен только один набор продуктов (две средние соли):
3Sr(H2PO4)2 + 12KOH → Sr3(PO4)2↓ + 4K3PO4 + 12H2O
3CaHPO4 + 3NaOH → Ca3(PO4)2↓ + Na3PO4 + 3H2O
3Ca(H2PO4)2 + 12NaOH → Ca3(PO4)2↓ + 4Na3PO4 + 12H2O.
В данном случае обычные обменные реакции не протекают, так как сразу образуется осадок фосфата. Осадки Sr(OH)2 и Ca(OH)2 не являются достаточно прочными, чтобы реакция пошла по этому пути (М в таблице растворимости).
5) Соли аммония реагируют с выделением аммиака:
2(NH4)2HPO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2↓ + 4NH3
+ 6H2O.
Также возможно образование нерастворимого CaHPO4:
(NH4)2HPO4 + Ca(OH)2 → CaHPO4↓ + 2NH3 + 2H2O.
5. Кислые соли сильных кислот + другие соли
Как правило, в таких реакциях катион водорода из кислой соли переходит в раствор, образуя кислоту. Рассмотрим несколько примеров реакций из тренировочных вариантов:
1) KHSO4 + (CH3COO)2Ba → BaSO4↓ + CH3COOK + CH3COOH
K+ + HSO4– + 2CH3COO– + Ba2+ → BaSO4↓ + CH3COO– + K+ + CH3COOH
HSO4– + CH3COO– + Ba2+ → BaSO4↓ + CH3COOH.
Серная кислота является сильной, поэтому в растворе также имеются ионы SO42–. Это позволяет записать ионные уравнения по-другому:
K+ + H+ + SO42– + 2CH3COO– + Ba2+ → BaSO4↓ + K+ + CH3COO– + CH3COOH
H+ + SO42– + CH3COO– + Ba2+ → BaSO4↓ + CH3COOH.
2) KHSO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + KCl + HCl
K+ + HSO4– + Ba2+ + 2Cl– → BaSO4↓ + K+ + 2Cl– + H+
HSO4– + Ba2+ → BaSO4↓ + H+.
Также можно записывать ионные уравнения с сульфат-ионами:
K+ + H+ + SO42– + Ba2+ + 2Cl– → BaSO4↓ + K+ + 2Cl– + H+
SO42– + Ba2+ → BaSO4↓.
6. Кислые соли слабых кислот + другие соли
1) Обычные обменные реакции:
AgH2PO4 + NH4Br → AgBr↓ + NH4H2PO4
Ba(HCO3)2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KHCO3
Ca(HCO3)2 + K2SiO3 → CaSiO3↓ + 2KHCO3
Полное и сокращенное ионные уравнения для последней реакции:
Ca2+ + 2HCO3̅ + 2K+ + SiO32– → CaSiO3↓ + 2K+ + 2HCO3̅
Ca2+ + SiO32– → CaSiO3↓
В растворе присутствуют ионы HCO3̅ , поэтому в продуктах пишем кислую соль. С ними в растворе ничего не происходит.
2) Обменные реакции, остаток кислой соли переходит в осадок:
Na2HPO4 + SrCl2 → SrHPO4↓ + 2NaCl
Na2HPO4 + CaCl2 → CaHPO4↓ + 2NaCl
(NH4)2HPO4 + CaBr2 → CaHPO4↓ + 2NH4Br.
Полное и сокращенное ионные уравнения для последней реакции:
2NH4+ + HPO42– + Ca2+ + 2Br⧿ → CaHPO4↓ + 2NH4+ + 2Br⧿
HPO42– + Ca2+ → CaHPO4↓.
В растворе остаются только ионы NH4+ и Br⧿.
3) Реакции с образованием осадка средней соли и кислоты:
2Na2HPO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3NaNO3 + NaH2PO4 (ЕГЭучебник 2025, вар 2)
2KHCO3 + 2AgNO3 → Ag2CO3↓ + 2KNO3 + CO2 + H2O (ЕГЭучебник 2025, вар 3)
KHS + Cu(NO3)2 → CuS↓ + KNO3 + HNO3
Полное и сокращенное ионные уравнения для последней реакции:
K+ + HS⧿ + Cu2+ + 2NO3⧿ → CuS↓ + K+ + NO3– + H+ + NO3–
HS⧿ + Cu2+ → CuS↓ + H+.
Образуется осадок CuS, даже несмотря на то, что сульфид-ион в растворе отсутствует. Имеющийся ион водорода переходит в раствор, образуя кислоту.
Подобные реакции протекают, только если в осадок выпадает соль таких металлов, как Ag, Cu или Hg.
Примеры реакций из тестовой части, которые не протекают:
NaH2PO4 + (CH3COO)2Ba → реакция не идёт, осадок Ba3(PO4)2 не образуется, так как в растворе нет ионов PO43–.
Ca(HCO3)2 + MgI2 → реакция не идет, осадок MgCO3 не образуется, так как в растворе нет ионов CO32–. Если и предположить, что выпадает осадок MgCO3, то он будет растворятся образующимся в растворе углекислым газом.
NaHCO3 + Na2SiO3 → реакция не идёт, осадка не образуется.
4) Двойной гидролиз: если в реакцию вступает соль сильного основания и слабой летучей кислоты и соль Fe+3, Cr+3, Al+3 и сильной кислоты. В таких реакциях выпадает осадок гидроксида и выделяется газ:
3NaHCO3 + AlCl3 → Al(OH)3↓ + 3NaCl + 3CO2↑
3KHCO3 + Fe(NO3)3 → Fe(OH)3↓ + 3KNO3 + 3CO2↑
Полное и сокращенное ионные уравнения для последней реакции:
3K+ + 3HCO3̅ + Fe3+ + 3NO3̅ → Fe(OH)3↓ + 3K+ + 3NO3̅ + 3CO2↑
3HCO3̅ + Fe3+ → Fe(OH)3↓ + 3CO2↑.
7. Окислительно-восстановительные реакции
В тренировочных вариантах ОВР с кислыми солями встречаются редко. Пока есть только одна реакция:
1) Окисление KHSO3 (гидросульфита калия) бромной водой:
KHSO3 + Br2 + H2O → 2HBr + KHSO4.
Помним, что бром является более сильным окислителем, чем сера. Он окислит гидросульфит-ион до сульфат-иона, т.е. S+4 до S+6. Сам бром восстанавливается до бромид-иона Br–.
Серная кислота является сильной, поэтому в растворе практически полностью диссоциирует на ионы H+ и SO42– (с небольшим содержанием ионов HSO4–). HBr - также сильная кислота. Следовательно, в растворе присутствуют ионы: H+, Br–, K+ и SO42– (окруженные молекулами воды):
K+ + HSO3– + Br2 + H2O → 3H+ + 2Br– + K+ + SO42–.
Также возможна другая запись реакции:
KHSO3 + Br2 + H2O → KBr + HBr + H2SO4.
Эта запись показывает тот же самый состав ионов в растворе, поэтому и является возможной.