Os sais reagem com as bases. Fundamentos. Propriedades químicas e métodos de preparação

Sais são substâncias complexas cujas moléculas consistem em átomos metálicos e resíduos ácidos (às vezes podem conter hidrogênio). Por exemplo, NaCl é cloreto de sódio, CaSO 4 é sulfato de cálcio, etc.

Praticamente todos os sais são compostos iônicos, Portanto, nos sais, os íons de resíduos ácidos e os íons metálicos estão ligados entre si:

Na + Cl – – cloreto de sódio

Ca 2+ SO 4 2– – sulfato de cálcio, etc.

Um sal é o produto da substituição parcial ou completa de um metal pelos átomos de hidrogênio de um ácido. Assim, distinguem-se os seguintes tipos de sais:

1. Sais médios– todos os átomos de hidrogênio no ácido são substituídos por um metal: Na 2 CO 3, KNO 3, etc.

2. Sais ácidos– nem todos os átomos de hidrogênio no ácido são substituídos por um metal. É claro que os sais ácidos só podem formar ácidos dibásicos ou polibásicos. Os ácidos monobásicos não podem produzir sais ácidos: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, etc. d.

3. Sais duplos– os átomos de hidrogênio de um ácido di ou polibásico são substituídos não por um metal, mas por dois diferentes: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2, etc.

4. Sais básicos podem ser considerados como produtos de substituição incompleta ou parcial de grupos hidroxila de bases por resíduos ácidos: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl, etc.

Segundo a nomenclatura internacional, o nome do sal de cada ácido vem do nome latino do elemento. Por exemplo, os sais do ácido sulfúrico são chamados de sulfatos: CaSO 4 - sulfato de cálcio, Mg SO 4 - sulfato de magnésio, etc.; os sais do ácido clorídrico são chamados de cloretos: NaCl - cloreto de sódio, ZnCI 2 - cloreto de zinco, etc.

A partícula “bi” ou “hidro” é adicionada ao nome dos sais dos ácidos dibásicos: Mg(HCl 3) 2 – bicarbonato ou bicarbonato de magnésio.

Desde que em um ácido tribásico apenas um átomo de hidrogênio seja substituído por um metal, então o prefixo “dihidro” é adicionado: NaH 2 PO 4 - dihidrogenofosfato de sódio.

Os sais são substâncias sólidas com solubilidades muito diferentes em água.

Propriedades químicas dos sais

As propriedades químicas dos sais são determinadas pelas propriedades dos cátions e ânions que os compõem.

1. Alguns os sais se decompõem quando aquecidos:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Interaja com ácidos com a formação de um novo sal e um novo ácido. Para realizar esta reação, o ácido deve ser mais forte que o sal afetado pelo ácido:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interaja com bases, formando um novo sal e uma nova base:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. Interajam entre si com a formação de novos sais:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interaja com metais, que estão na faixa de atividade do metal que faz parte do sal:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Ainda tem dúvidas? Quer saber mais sobre sais?
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Esta lição é dedicada ao estudo das propriedades químicas gerais de outra classe de substâncias inorgânicas - os sais. Você aprenderá com quais substâncias os sais podem interagir e quais são as condições para que tais reações ocorram.

Tópico: Classes de substâncias inorgânicas

Lição: Propriedades químicas dos sais

1. Interação de sais com metais

Os sais são substâncias complexas constituídas por átomos metálicos e resíduos ácidos.

Portanto, as propriedades dos sais estarão associadas à presença de um determinado metal ou resíduo ácido na composição da substância. Por exemplo, a maioria dos sais de cobre em solução são de cor azulada. Os sais do ácido manganês (permanganatos) são principalmente roxos. Vamos começar a nos familiarizar com as propriedades químicas dos sais com o seguinte experimento.

Coloque um prego de ferro no primeiro copo com uma solução de sulfato de cobre (II). Coloque uma placa de cobre no segundo copo com uma solução de sulfato de ferro (II). Também baixamos a placa de cobre no terceiro copo com a solução de nitrato de prata. Depois de algum tempo, veremos que o prego de ferro foi coberto com uma camada de cobre, a placa de cobre do terceiro vidro foi coberta com uma camada de prata e nada aconteceu com a placa de cobre do segundo vidro.

Arroz. 1. Interação de soluções salinas com metais

Vamos explicar os resultados do experimento. As reações só ocorriam se o metal que reagisse com o sal fosse mais reativo do que o metal do sal. A atividade dos metais pode ser comparada entre si pela sua posição na série de atividades. Quanto mais à esquerda um metal estiver localizado nesta linha, maior será sua capacidade de deslocar outro metal da solução salina.

Equações das reações realizadas:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Quando o ferro reage com uma solução de sulfato de cobre (II), formam-se cobre puro e sulfato de ferro (II). Esta reação é possível porque o ferro tem maior reatividade que o cobre.

Cu + FeSO4 → reação não ocorre

A reação entre o cobre e uma solução de sulfato de ferro (II) não ocorre, pois o cobre não pode substituir o ferro da solução salina.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

Quando o cobre reage com uma solução de nitrato de prata, formam-se nitrato de prata e cobre (II). O cobre substitui a prata de uma solução de seu sal, uma vez que o cobre está localizado na série de atividades à esquerda da prata.

As soluções salinas podem interagir com metais que são mais ativos do que o metal do sal. Essas reações são do tipo substituição.

2. Interação de soluções salinas entre si

Consideremos outra propriedade dos sais. Os sais dissolvidos na água podem interagir uns com os outros. Vamos realizar um experimento.

Misture soluções de cloreto de bário e sulfato de sódio. Como resultado, formar-se-á um precipitado branco de sulfato de bário. Obviamente houve uma reação.

Equação de reação: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Os sais dissolvidos em água podem sofrer uma reação de troca se o resultado for a formação de um sal insolúvel em água.

3. Interação de sais com álcalis

Vamos descobrir se os sais interagem com os álcalis realizando o seguinte experimento.

Adicione uma solução de hidróxido de sódio a uma solução de sulfato de cobre (II). O resultado é um precipitado azul.

Arroz. 2. Interação da solução de sulfato de cobre (II) com álcali

Equação da reação: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Esta reação é uma reação de troca.

Os sais podem reagir com álcalis se a reação produzir uma substância insolúvel em água.

4. Interação de sais com ácidos

Adicione uma solução de ácido clorídrico à solução de carbonato de sódio. Como resultado, vemos a liberação de bolhas de gás. Vamos explicar os resultados do experimento escrevendo a equação para esta reação:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

O ácido carbônico é uma substância instável. Ele se decompõe em dióxido de carbono e água. Esta reação é uma reação de troca.

Os sais podem sofrer uma reação de troca com ácidos se a reação produzir gás ou formar um precipitado.

1. Coleção de problemas e exercícios de química: 8ª série: para livros didáticos. P. A. Orzhekovsky e outros “Química. 8ª série” / P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. – M.: AST: Astrel, 2006. (p.107-111)

2. Ushakova O. V. Livro de exercícios de química: 8ª série: ao livro de P. A. Orzhekovsky e outros “Química. 8ª série” / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; sob. Ed. prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (p. 108-110)

3. Química. 8 ª série. Livro didático para educação geral instituições / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.:Astrel, 2013. (§34)

4. Química: 8ª série: livro didático. para educação geral instituições / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Química: inorg. química: livro didático. para a 8ª série. Educação geral instituições / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. – M.: Educação, OJSC “Moscow Textbooks”, 2009. (§33)

6. Enciclopédia para crianças. Volume 17. Química / Capítulo. Ed. V. A. Volodin, apresentador científico Ed. Eu.Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Recursos adicionais da web

1. Interações de ácidos com sais.

2. Interações de metais com sais.

Trabalho de casa

1) pág. 109-110 Nº 4.5 do livro de exercícios de química: 8ª série: ao livro didático de P. A. Orzhekovsky e outros “Química. 8ª série” / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Orzhekovsky; sob. Ed. prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) página 193 nº 2,3 do livro de P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova “Química: 8ª série”, 2013.

Razões

Bases são compostos contendo apenas íons hidróxido OH - como ânion. O número de íons hidróxido que podem ser substituídos por um resíduo ácido determina a acidez da base. A este respeito, as bases são um, dois e poliácidos; no entanto, as bases verdadeiras geralmente incluem um e dois ácidos. Entre eles, devem ser distinguidas as bases solúveis em água e as insolúveis em água. Observe que as bases que são solúveis em água e se dissociam quase completamente são chamadas de álcalis (eletrólitos fortes). Estes incluem hidróxidos de elementos alcalinos e alcalino-terrosos e em nenhum caso uma solução de amônia em água.

O nome da base começa com a palavra hidróxido, após a qual o nome russo do cátion é dado no caso genitivo e sua carga é indicada entre parênteses. É permitido listar o número de íons hidróxido usando os prefixos di-, tri-, tetra. Por exemplo: Mn(OH) 3 - hidróxido de manganês (III) ou trihidróxido de manganês.

Observe que existe uma relação genética entre bases e óxidos básicos: os óxidos básicos correspondem às bases. Portanto, os cátions básicos geralmente têm carga de um ou dois, o que corresponde aos estados de oxidação mais baixos dos metais.

Lembre-se das formas básicas de obter bases

1. Interação de metais ativos com água:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

La + 6H2O = 2La(OH)3 + 3H2

Interação de óxidos básicos com água:

CaO + H 2 O = Ca (OH) 2

MgO + H2O = Mg(OH)2.

3. Interação de sais com álcalis:

MnSO 4 + 2KOH = Mn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = 2NaOH + CaCO 3

MgOHCl + NaOH = Mg(OH)2 + NaCl.

Eletrólise de soluções aquosas de sal com diafragma:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + H 2

Observe que na etapa 3, os reagentes iniciais devem ser selecionados de tal forma que entre os produtos da reação haja um composto pouco solúvel ou um eletrólito fraco.

Observe que ao considerar as propriedades químicas das bases, as condições de reação dependem da solubilidade da base.

1. Interação com ácidos:

NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

2Mg(OH)2 + H2SO4 = (MgOH)2SO4 + 2H2O

Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O

Mg(OH)2 + 2H2SO4 = Mg(HSO4)2 + 2H2O

2. Interação com óxidos ácidos:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

Fe(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe(PO 3) 2 + H 2 O

3Fe(OH)2 + P 2 O 5 = Fe 3 (PO 4) 2 + 2H 2 O

3. Interação com óxidos anfotéricos:

A1 2 O 3 + 2NaOH p + 3H 2 O = 2Na

Al 2 O 3 + 2NaOH T = 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + Mg(OH) 2 = Mg(CrO 2) 2 + H 2 O

4. Interação com hidróxidos anfetéricos:

Ca(OH) 2 + 2Al(OH) 3 = Ca(AlO 2) 2 + 4H 2 O

3NaOH + Cr(OH)3 = Na3

Interação com sais.

Às reações descritas no ponto 3 dos métodos de produção, deve ser adicionado o seguinte:

2ZnSO 4 + 2KOH = (ZnOH) 2 S0 4 + K 2 SO 4

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

BeSO 4 + 4NaOH = Na 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH)2 + 4NH3 ∙H2O = (OH)2 + 4H2O

6. Oxidação em hidróxidos ou sais anfotéricos:

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

2Cr(OH)2 + 2H2O + Na2O2 + 4NaOH = 2Na3.

7. Decomposição térmica:

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

Observe que os hidróxidos de metais alcalinos, exceto o lítio, não participam de tais reações.

!!!Existem precipitações alcalinas?!!! Sim, existem, mas não são tão difundidos como a precipitação ácida, são pouco conhecidos e o seu impacto nos objetos ambientais praticamente não foi estudado. No entanto, a sua consideração merece atenção.

A origem da precipitação alcalina pode ser explicada da seguinte forma.

CaCO 3 →CaO + CO 2

Na atmosfera, o óxido de cálcio combina-se com o vapor de água durante a condensação, com chuva ou granizo, formando hidróxido de cálcio:

CaO + H 2 O →Ca(OH) 2,

o que cria uma reação alcalina da precipitação atmosférica. No futuro, será possível reagir o hidróxido de cálcio com dióxido de carbono e água para formar carbonato de cálcio e bicarbonato de cálcio:

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HC0 3) 2.

A análise química da água da chuva mostrou que ela contém íons sulfato e nitrato em pequenas quantidades (cerca de 0,2 mg/l). Como se sabe, a causa da natureza ácida da precipitação são os ácidos sulfúrico e nítrico. Ao mesmo tempo, há um alto teor de cátions cálcio (5-8 mg/l) e íons bicarbonato, cujo conteúdo na área dos empreendimentos do complexo de construção é 1,5-2 vezes maior do que em outros áreas da cidade, e equivale a 18-24 mg/l. Isto mostra que o sistema de carbonato de cálcio e os processos que nele ocorrem desempenham um papel importante na formação de sedimentos alcalinos locais, conforme mencionado acima.

A precipitação alcalina afeta as plantas, sendo observadas mudanças na estrutura fenotípica das plantas. Existem vestígios de “queimaduras” nas lâminas das folhas, uma camada branca nas folhas e um estado deprimido das plantas herbáceas.

Sais são substâncias complexas cujas moléculas consistem em átomos metálicos e resíduos ácidos (às vezes podem conter hidrogênio). Por exemplo, NaCl é cloreto de sódio, CaSO 4 é sulfato de cálcio, etc.

Praticamente todos os sais são compostos iônicos, Portanto, nos sais, os íons de resíduos ácidos e os íons metálicos estão ligados entre si:

Na + Cl – – cloreto de sódio

Ca 2+ SO 4 2– – sulfato de cálcio, etc.

Um sal é o produto da substituição parcial ou completa de um metal pelos átomos de hidrogênio de um ácido. Assim, distinguem-se os seguintes tipos de sais:

1. Sais médios– todos os átomos de hidrogênio no ácido são substituídos por um metal: Na 2 CO 3, KNO 3, etc.

2. Sais ácidos– nem todos os átomos de hidrogênio no ácido são substituídos por um metal. É claro que os sais ácidos só podem formar ácidos dibásicos ou polibásicos. Os ácidos monobásicos não podem produzir sais ácidos: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, etc. d.

3. Sais duplos– os átomos de hidrogênio de um ácido di ou polibásico são substituídos não por um metal, mas por dois diferentes: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2, etc.

4. Sais básicos podem ser considerados como produtos de substituição incompleta ou parcial de grupos hidroxila de bases por resíduos ácidos: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl, etc.

Segundo a nomenclatura internacional, o nome do sal de cada ácido vem do nome latino do elemento. Por exemplo, os sais do ácido sulfúrico são chamados de sulfatos: CaSO 4 - sulfato de cálcio, Mg SO 4 - sulfato de magnésio, etc.; os sais do ácido clorídrico são chamados de cloretos: NaCl - cloreto de sódio, ZnCI 2 - cloreto de zinco, etc.

A partícula “bi” ou “hidro” é adicionada ao nome dos sais dos ácidos dibásicos: Mg(HCl 3) 2 – bicarbonato ou bicarbonato de magnésio.

Desde que em um ácido tribásico apenas um átomo de hidrogênio seja substituído por um metal, então o prefixo “dihidro” é adicionado: NaH 2 PO 4 - dihidrogenofosfato de sódio.

Os sais são substâncias sólidas com solubilidades muito diferentes em água.

Propriedades químicas dos sais

As propriedades químicas dos sais são determinadas pelas propriedades dos cátions e ânions que os compõem.

1. Alguns os sais se decompõem quando aquecidos:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Interaja com ácidos com a formação de um novo sal e um novo ácido. Para realizar esta reação, o ácido deve ser mais forte que o sal afetado pelo ácido:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interaja com bases, formando um novo sal e uma nova base:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. Interajam entre si com a formação de novos sais:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interaja com metais, que estão na faixa de atividade do metal que faz parte do sal:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Ainda tem dúvidas? Quer saber mais sobre sais?
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1. As bases reagem com ácidos para formar sal e água:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

2. Com óxidos ácidos, formando sal e água:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

3. Os álcalis reagem com óxidos e hidróxidos anfotéricos, formando sal e água:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Os álcalis reagem com sais solúveis, formando uma base fraca, um precipitado ou um gás:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

base

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Os álcalis reagem com alguns metais, que correspondem aos óxidos anfotéricos:

2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

6. Efeito do álcali no indicador:

OH - + fenolftaleína ® cor carmesim

OH - + tornassol ® cor azul

7. Decomposição de algumas bases quando aquecidas:

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Hidróxidos anfotéricos– compostos químicos que exibem propriedades de bases e ácidos. Os hidróxidos anfotéricos correspondem aos óxidos anfotéricos (ver ponto 3.1).

Os hidróxidos anfotéricos são geralmente escritos na forma de base, mas também podem ser representados na forma de ácido:

Zn(OH)2ÛH2ZnO2

Fundação

Propriedades químicas de hidróxidos anfotéricos

1. Hidróxidos anfotéricos interagem com ácidos e óxidos ácidos:

Seja(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O

Seja(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Interaja com álcalis e óxidos básicos de metais alcalinos e alcalino-terrosos:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O;

Metaaluminato de sódio ácido H 3 AlO 3

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Todos os hidróxidos anfotéricos são eletrólitos fracos

Sais

Sais- São substâncias complexas constituídas por íons metálicos e um resíduo ácido. Os sais são produtos da substituição total ou parcial de íons hidrogênio por íons metálicos (ou amônio) em ácidos. Tipos de sais: médios (normais), ácidos e básicos.

Sais médios- estes são os produtos da substituição completa de cátions de hidrogênio em ácidos por íons metálicos (ou amônio): Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl, etc.

Propriedades químicas de sais médios

1. Os sais interagem com ácidos, álcalis e outros sais, formando um eletrólito fraco ou um precipitado; ou gás:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

base

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Os sais interagem com metais mais ativos. Um metal mais ativo desloca um metal menos ativo da solução salina (Apêndice 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Sais ácidos- são produtos de substituição incompleta de cátions de hidrogênio em ácidos por íons metálicos (ou amônio): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4, etc. Os sais ácidos só podem ser formados por ácidos polibásicos. Quase todos os sais ácidos são altamente solúveis em água.

Obtenção de sais ácidos e sua conversão em sais médios

1. Os sais ácidos são obtidos pela reação de um excesso de ácido ou óxido de ácido com uma base:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Quando o excesso de ácido interage com o óxido básico:

2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O

3. Os sais ácidos são obtidos a partir de sais médios pela adição de ácido:

· epônimo

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Os sais ácidos são convertidos em sais médios usando álcalis:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Sais básicos– estes são produtos de substituição incompleta de grupos hidroxo (OH - ) bases com resíduo ácido: MgOHCl, AlOHSO 4, etc. Os sais básicos só podem ser formados por bases fracas de metais polivalentes. Estes sais são geralmente pouco solúveis.

Obtenção de sais básicos e conversão deles em sais médios

1. Os sais básicos são obtidos pela reação de um excesso de base com um ácido ou óxido de ácido:

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl¯ + H2O

hidroxo-

cloreto de magnésio

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidroxo-

sulfato de ferro (III)

2. Os sais básicos são formados a partir do sal médio pela adição de álcalis deficientes:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Os sais básicos são convertidos em sais médios pela adição de um ácido (de preferência aquele que corresponde ao sal):

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ELETRÓLITOS

Eletrólitos- são substâncias que se desintegram em íons em solução sob a influência de moléculas polares de solvente (H 2 O). Com base na sua capacidade de dissociação (decomposição em íons), os eletrólitos são convencionalmente divididos em fortes e fracos. Os eletrólitos fortes dissociam-se quase completamente (em soluções diluídas), enquanto os eletrólitos fracos dissociam-se apenas parcialmente em íons.

Eletrólitos fortes incluem:

· ácidos fortes (ver pág. 20);

· bases fortes – álcalis (ver pág. 22);

· quase todos os sais solúveis.

Eletrólitos fracos incluem:

ácidos fracos (ver pág. 20);

· as bases não são alcalinas;

Uma das principais características de um eletrólito fraco é constante de dissociação – PARA . Por exemplo, para um ácido monobásico,

HAÛ H + +A - ,

onde, é a concentração de equilíbrio de íons H +;

– concentração de equilíbrio de ânions ácidos A - ;

– concentração de equilíbrio de moléculas de ácido,

Ou para uma base fraca,

MOHÛ M + +OH - ,

,

onde, é a concentração de equilíbrio de cátions M +;

– concentração de equilíbrio de íons hidróxido OH - ;

– concentração de equilíbrio de moléculas de base fraca.

Constantes de dissociação de alguns eletrólitos fracos (em t = 25°C)