Технологическая карта урока химии в 8 классе "Классы неорганических соединений"

ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ КАРТА УРОКА  Классы неорганических соединений __________________________________________ (Тема урока)  ФИО (полностью)       Макаров Юрий Борисович Место работы              МОУ – МАЛЕЕВСКАЯ СОШ Должность                   учитель  Предмет                       химия Класс                             8 Тема и номер урока в теме  «Свойства растворов электролитов», 13 урок в теме. Базовый учебник         Габриелян О.С. Химия. 8 класс. ­М.: Дрофа, 2014 г. Цель  урока:  Образовательные: продолжить   работу   по   приобщению   учащихся   к   использованию   ЭОР   при   освоении   нового   материала,    обобщить, систематизировать и скорректировать знания учащихся о классификации и химических свойствах веществ, важнейших классах неорганических соединений, сформировать представление о генетической связи этих классов. Развивающие: развивать познавательный интерес, творческий потенциал, логическое мышление, умения работать с текстом, выделять главное,   делать   записи,   сопоставлять,   анализировать,   делать   выводы,   слушать   ,   вести   диалог,   работать   в   группе, применять полученные знания в практической деятельности.   Воспитательные: формирование научного мировоззрения, отношения к предмету, воспитание отстаивать свою точку зрения, подкрепляя ее имеющимися   самостоятельно добывать знания, воспитывать чувство сопричастности общему делу, умение работать в коллективе.   или   приобретенными   знаниями,   формировать   информационную   компетентность,   способствовать Формируемые предметные результаты: научиться давать определения понятиям: «оксиды», «основания» , «кислоты», «соли»; «генетический ряд»     ;   наблюдать и описывать реакции между веществами с помощью естественного языка и языка   химии;   характеризовать   химические   свойства   изучаемых   классов   веществ,   устанавливать   межпредметные   и внутрипредметные  связи. В результате изучения данной темы вы узнаете: • • • Какими способами получают оксиды, основания, кислоты и соли. К каким классам неорганических веществ относятся такие соединения, как Fe3O4, Pb2O3. Чем отличаются друг от друга основные, кислые, двойные и смешанные соли. В результате изучения данной темы вы научитесь: • • Составлять уравнения реакций получения различных классов неорганических соединений. Описывать свойства различных классов неорганических соединений. Составлять уравнения реакций с участием различных неорганических соединений. • Формируемые метапредметные результаты: ­ личностные  универсальные  учебные действия:  формирование   познавательного   интереса   к   изучению   химии; мотивация   учащихся   на   получение   новых   знаний;   формирование   научного   мировоззрения;   самостоятельности   в приобретении   новых   знаний   и   умений,   навыков   самоконтроля   и   самооценки;   умения   грамотного   обращения   с веществами в химической лаборатории и в быту. ­регулятивные универсальные учебные действия: формулировать цель урока и ставить задачи, необходимые для её достижения; планировать свою деятельность и прогнозировать её результаты; работать по плану; корректировать свои действия; оформлять отчёт по выполнению задания. ­познавательные   универсальные   учебные   действия: работать   с     различными   источниками   для   получения информации, устанавливать   причинно­   следственные   связи,   определять   существенные   признаки   объекта, структурировать информацию; проводить наблюдение, составлять отчет в письменной форме. ­коммуникативные универсальные учебные действия: работать в группе для достижения цели , строить речевые высказывания в устной и письменной форме; аргументировать свою точку зрения; умения сотрудничать с учителем и одноклассниками в процессе получения новых знаний. Тип урока    урок­ введение нового материала с использованием ЭОР НП при ведущей роли учителя. Формы работы учащихся:    индивидуальная, фронтальная, групповая. Необходимое техническое оборудование: дидактические материалы для учащихся, периодическая система химических элементов,   учебник           О.С.   Габриелян,   Химия,   8   класс,   ЭОР,   презентация   «Основные   классы   неорганических соединений», компьютер, мультимедийный проектор, персональные ноутбуки.  Структура и ход урока Вариант 3 Этап урока Виды работы, формы, методы, приемы Организационный момент  Словесные Актуализация знаний Фронтальная беседа,   работа   с информационным листом урока Содержание педагогического взаимодействия Формируемые УУД Планируемые результаты Деятельность учителя Приветствует,  проверяет готовность к уроку Формулирует  тему,  направляет учащихся к самостоятельной  постановке цели  урока Задает вопросы,  корректирует и  комментирует ответы (если необходимо) Деятельность обучающихся Выполняют  требования учителя В диалоге с учителем формулируют цель  урока Фронтально отвечают на вопросы ,  исправляют ответы  одноклассников Познавательные: правильная   организация рабочего пространства; Положительно настраиваются урок.   на Решая   выдвигать предположения целях урока. проблему,   о   Познавательные:  определять умение     источники возможные необходимых   сведений, производить поиск информации,   слушать   в соответствии   с   целевой установкой. Коммуникативные: с взаимодействовать учителем   и   учащимися, воспринимать   на   слух вопросы учителя и ответы учащихся,  строить   понятные   для собеседника речевые высказывания Регулятивные:  выдвигать версии работы; планировать деятельность в данной ситуации. Ответы   учащихся на вопросы   учителя Фронтальная беседа. Диалоговое слушание. Групповая работа. Отвечают на вопросы учителя, исправляют  и дополняют ответы  одноклассников. Задает вопросы  учащимся.  Анализирует  результаты  выполнения  учащимися заданий  на развитие понятий  о генетическом ряде,  генетической связи,  простых и сложных  веществах, оксидах,  основаниях, кислот,  солей.   Устанавливать 1.Обобщать   понятия об   основных   классах неорганических веществ; 2. принадлежность веществ к   определенному классу неорганических соединений; 3.   Систематизировать изученный материал.   логические определение Личностные:  осознавать свой выбор; вырабатывать уважительно – доброжелательное отношение   к   другим учащимся Познавательные: Давать   понятиям . Обобщать понятия. Осуществлять сравнение и классификацию. Строить   рассуждения, устанавливать   причинно­ следственные связи.  Устанавливать межпредметные связи. Осознанно   и   произвольно строить   речевые высказывания Коммуникативные: Воспринимать   на   слух вопросы учителя и ответы учащихся. Строить   понятные   для собеседника речевые высказывания. Регулятивные:  Слушать в соответствии с целевой установкой. Дополнять,     уточнять Введение   нового   материала с использованием модулей ФЦИОР Беседа,   работа   с модулями ЭОР. Объясняет новый  материал, используя  материалы ЭУМ.  Рассказывает,  показывает,  комментирует и  поясняет материал,  представленный в  модулях 1, 2, 3  (таблица 1). Воспринимают и  анализируют  информацию,  отвечают на вопросы  учителя. С помощью  интерактивной  модели составляют  генетические ряды  различных элементов  металлов и  неметаллов   Умение анализировать, обсуждать,   подводить понятие, под доказывать,   умение строить   рассуждения, использовать речь для регуляции своего действия.       ответы одноклассников Познавательные: анализировать, сравнивать, и классифицировать факты; обобщать     из самостоятельно предлагаемого   перечня выбирать веществ основания     кислоты, соли,   оксиды   и   критерии для указанных логических операций; логически рассуждать; преобразовывать информацию   из   одного вида в другой.  Коммуникативные: поддерживать   диалог   с учителем. Регулятивные:  выдвигать свою   версию   решения задания;   сверять   свои действия, исправлять ошибки. Личностные:  осознавать свой выбор; вырабатывать уважительно – доброжелательное отношение   к   другим учащимся.   , Закрепление материала   использованием тренажера ФЦИОР с   Самостоятельная работа с тренажером   ЭОР на   персональных ноутбуках. Формулирование выводов урока Коллективная деятельность. Выполняют задание в группах Знакомятся с  заданием, выполняют задание: составляют  уравнения реакций,  соответствующие  предлагаемым  схемам путём ввода  уравнений в  активную зону с  помощью клавиатуры Работа с  персональным  ноутбуком. Познавательные: анализировать, сравнивают, факты;   рассуждать;    обобщать логически   Коммуникативные: самостоятельно организовывать   учебное взаимодействие   в   группе (определять   общие   цели, распределять роли, договариваться   друг   с другом ); Регулятивные:  в   группе составлять план действия;   делать выводы, формировать практические умения. Формулируют  выводы. Коммуникативные: Слушать собеседника. Наблюдает за  работой, помогает  при необходимости. Формулирует  задания для  выполнения  учащимися: Слайд 1, 2. Контроль знаний  учащихся – модуль 4  (таблица 1). Учитель открывает  слайд, на котором  написана цель урока,  предлагает учащимся определить, была ли  она достигнута,  фиксирует выводы;  отмечает самых  активных. Подводит  учащихся к ситуации  успеха. работать   Уметь самостоятельно, осуществлять самоконтроль, самооценку. Строить монологическое высказывание. границы Понимать собственного знания и «незнания». Домашнее задание Индивидуальная работа. Рефлексия Индивидуальная работа. Самооценка. Комментирует  домашнее задание § 43, упр. 2а; Ознакомиться с  дополнительным  материалом (по  желанию учащегося). «Смайлики». Предлагает   отметить своё   самочувствие после урока .  Записывают  домашнее задание Отмечают   на   листах галочкой своё самочувствие   после урока.   Определять   уровень домашнего   задания, который будут выполнять.      Уметь оценить степень   успешности своей индивидуальной образовательной деятельности. Ситуация успеха. Коммуникативные: изложение своего мнения; Регулятивные:  анализ действий   и   уровня усвоения самостоятельно. Личностные:  осознают свой выбор; вырабатывают уважительное   отношение к  учителю. Приложения  ПЕРЕЧЕНЬ ИСПОЛЬЗУЕМЫХ НА ДАННОМ УРОКЕ ЭОР Таблица 1. Название ресурса Тип, вид ресурса  Форма предъявления информации (иллюстрация, презентация, видеофрагменты, тест, модель и т.д.) Гиперссылка на ресурс, обеспечивающий доступ к ЭОР   Модуль   «Понятие   о генетической   связи   и Информационный, лекция 3 кадра, текст, схемы, интерактивные схемы, интерактивная модель    ://   fcior  .  edu  http  geneticheskoy    /2046/  ponyatie    .  ru   /  card     ­  o  ­  ­  i  ­  geneticheskom  ­  svyazi    ­   генетическом ряде»   ryade    .  html   Модуль   «Генетический Информационный, 1 кадр интерактивная схема http://fcior.edu.ru/card/9831/geneticheskiy­ ряд металлов»  лекция ryad­metallov.html     Модуль   «Генетический ряд неметаллов»  Информационный, лекция 1 кадр интерактивная схема http://fcior.edu.ru/card/14263/geneticheskiy­ ryad­nemetallov.html № 1 2 3 Тренажер   «Генетические Практический, 3   задания,   редактор   уравнений, http://fcior.edu.ru/card/303/trenazher­ 4   ряды металлов, неметаллов и переходных упражнения составление   уравнений   реакции,   предлагаемым соответствующих   geneticheskie­ryady­metallov­nemetallov­i­ perehodnyh­elementov.html   элементов» схемам   путём   ввода   уравнений   в активную зону с клавиатуры Слайд 1. Дайте определения указанным классам веществ: 1. ОСНОВНЫ Й ОКСИД 2. КИСЛОТНЫЙ ОКСИД СОЛЬ 3. ОСНОВАНИЕ 4. КИСЛОТА Сформулируйте правила, характеризующие химические свойства между указанными веществами: 1 + 2 3 + 4 1+ 4 2 + 3 Слайд 2. Назовите вещества, укажите класс, к которому принадлежат данные вещества: 1 группа Na2 O NaOH Na2SO4 SO3 H2SO4 2 группа Na2O CO2 Na2СO3 ОСНОВАНИЕ КИСЛОТА CuSO4 ? H2SO4 3 группа CuO ? 4  группа Li2SO3 ? ? ? ? Рефлексия Фамилия, имя Дополнительный материал для  самостоятельного ознакомления учащихся ( по желанию): Оксиды Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород,  находящийся в степени окисления ­2. Примерами оксидов являются Al2O3 ­ оксид алюминия, SiO2 ­ оксид кремния, NO  ­ оксид азота(II). Согласно международной номенклатуре рассматриваемые соединения называют оксидами с указанием степени  окисления элемента, если этот элемент образует несколько оксидов. При написании названия степень окисления  обозначается римскими цифрами в скобках, например, FeO – оксид железа (II), Fe2O3 – оксид железа (III), SO2 – оксид  серы (IV), SO3 – оксид серы (VI). Очень часто в литературе встречаются и тривиальные названия оксидов – сурик (Pb3O4),  веселящий газ (N2O), железная окалина (Fe3O4) и многие др. Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды принято делить на  основные, амфотерные и кислотные. От оксидов следует отличать пероксиды, например, H2O2, Na2O2 и надперокиды КО2, СsО2. В этих соединениях степень  окисления кислорода по абсолютной величине меньше двух и может быть дробной. Основные оксиды  Основные оксиды образуются только металлами, им в качестве гидратов соответствуют основания. Например, CaO, FeO,  CuO являются основными оксидами, поскольку им соответствуют основания Ca(OH)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2.  Получение основных оксидов  Основные оксиды получаются:   окислением металлов кислородом:  4 Li + O2  2 Li2O,  2 Mg + O2  2 MgO;  при окислении щелочных металлов кислородом только литий образует Li2O. Натрий дает пероксид (Na2O2), остальные ­  надпероксиды (КО2 , RbO2 , CsO2).   разложением при нагревании кислородных соединений: гидроксидов, нитратов, карбонатов:  2 Fe(OH)3  Fe2O3 + 3 H2O,  2 Cu(NO3)2  2 CuO + 4 NO2 + O2,  CaCO3  CaO + CO2 (кроме карбонатов щелочных металлов).   обжигом сульфидов:  2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2. Химические свойства основных оксидов  Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:  Na2 O + H2 O  2 NaOH,  BaO + H2O  Ba(OH)2.  Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду, например:  FeO + 2 HCl  FeCl2 + H2O;  Основные оксиды реагируют также с кислотными оксидами:  BaO + CO2  BaCO3;  Основные оксиды могут также вступать в окислительно–восстановительные реакции:  Fe2O3 + 3 C  2 Fe + 3 CO,  CuO + H2  Cu + H2O.  Кислотные оксиды Кислотные оксиды образуются неметаллами (SO2, SO3, CO2, P4O10 и т.д.) или переходными металлами, находящимися в  высоких степенях окисления (например, CrO3, Mn2O7).  Кислотные оксиды получают теми же способами, что и основные оксиды. Например:  C + O2  CO2, 4 FeS2 + 11O2  2 Fe2O3 + 8 SO2,  Zn2(OH)2CO3  2 ZnO + CO2 + H2O,  а также разложением кислот:  H2SiO3  SiO2 + H2O.  Химические свойства кислотных оксидов  1. Некоторые кислотные оксиды образуют кислоты при взаимодействии с водой:  SO3 + H2O  H2SO4,  N2O5 + H2O  2 HNO3.  Некоторые кислотные оксиды являются ангидридами кислот. Например, SO3 – ангидрид серной кислоты, SO2 – ангидрид  сернистой кислоты, CO2 – ангидрид угольной кислоты, P4O10 является ангидридом трех кислот (метафосфорной НРО3,  ортофосфорной Н3РО4, пирофосфорной Н4Р2О7).  2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными, образуя соли:  SO3 + СаO  CaSO4.  3. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:  CO2 + 2 NaOH  Na2CO3 + H2O.  4. Как и другие типы оксидов, кислотные оксиды могут вступать в окислительно–восстановительные реакции: CO2 + 2 Mg  C + 2 MgO,  SO2 + 2 H2S  3 S + 2H2O.  Основаниями с точки зрения теории электролитической диссоциации являются соединения, при диссоциации которых в  качестве анионов образуются гидроксо­группы ОН–. Свойствами оснований могут обладать не только гидроксиды  металлов, но и некоторые другие вещества, например, NH3, молекула которого может присоединить протон:  Основания NH3 + H+  NH4 +  Номенклатура оснований По международной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов: NaOH – гидроксид натрия,  CsOH – гидроксид цезия.  Если элемент может образовывать несколько оснований, то в названиях в скобках римской цифрой указывается его  степень окисления. Например, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).  Большинство оснований мало растворимы в воде. Растворимые в воде основания называются щелочами . Щелочами  являются, например, NaOH, KOH, Ba(OH)2.  Получение оснований Общим способом получения оснований является реакция обмена между солью и щелочью:  Cu(NO3)2 + 2 KOH  Cu(OH)2  + 2KNO3 , Na2CO3 + Ba(OH)2  BaCO3  + 2 NaOH.  Щелочи образуются при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов, а также их оксидов с водой:  2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2  ,  BaO + H2O  Ba(OH)2.  В промышленности щелочи обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:  2 KCl + 2 H2O  2 KOH + H2  + Cl2 .  Свойства оснований Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов: бесцветный фенолфталеин переходит в малиновый цвет, метилоранж  – в желтый, лакмус – в синий.  Большинство малорастворимых в воде оснований при нагревании легко разлагаются:  Cu(OH)2  CuO + H2O.  Щелочи термически устойчивы и плавятся без разложения. Исключение составляет гидроксид лития, который также  разлагается при нагревании:  2 LiOH  Li2O + H2O.  Как щелочи, так и нерастворимые основания могут реагировать с кислотами (реакция нейтрализации):  NaOH + 2 HCl  NaCl + H2O, 2 Fe(OH)3 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 6H2O.  В заключение следует отметить способность щелочей взаимодействовать с некоторыми неметаллами и оксидами:  6 KOH + 3 S  K2SO3 + 2 K2S + 3 H2O,  6 NaOH + 3 Cl2  5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O,  2 KOH + NO2  KNO2 + KNO3 + H2O.  Приведенные выше реакции относятся к окислительно­восстановительным реакциям и рассматриваются в разделе 7.  Кислоты С точки зрения теории электролитической диссоциации кислота – химическое соединение при диссоциации в воде  которого в качестве катионов образуются только ионы Н+. Представления о кислотах и основаниях, вытекающих из  теории электролитической диссоциации Аррениуса, применимы только для водных растворов. Исследование процессов,  протекающих в неводных средах, без участия растворителя, потребовало существенных дополнений и привело появлению различных теорий кислот и оснований.  Классификация и номенклатура кислот Различают бескислородные (H2S, HBr, HCl) и кислородсодержащие (H3PO4, HNO3, HClO3) кислоты. В свободном состоянии неустойчивы угольная (H2CO3) и сернистая (H2SO3) кислоты. Различают также сильные (H2SO4,  HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4 и др.) и слабые (H2S, H2CO3, HCN, H2SO3, HClO и др.) кислоты. Число ионов водорода, образующихся при диссоциации формульной единицы кислоты, определяет ее основность. Названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с добавлением окончания ­ная, ­вая, если  степень окисления неметалла является максимальной. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются  следующим образом: ­оватая, ­истая, ­оватистая. Примеры названий некоторых кислородсодержащих кислот приведены в табл. Таблица  Названия некоторых кислородсодержащих кислот Формула кислоты  Название кислоты Формула кислоты  Название кислоты  H2CO 3 HClO2  H2SiO3  Угольная  Хлористая  Кремниевая СH3СOОН Уксусная HNO2 HNO3 H2SO3 H2SO4 Азотистая  Азотная  Сернистая  Серная  Названия бескислородных кислот состоят из названия неметалла с добавлением соединительной гласной о и слова – водородная. Например: HF – фтороводородная кислота, HCl – хлороводородная кислота, H2S – сероводородная кислота. Получение кислот 1. Большинство кислородсодержащих кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой.  2. Для получения нерастворимых в воде кислот используют косвенный метод (действием кислоты на соответствующую  соль):  Na2SiO3 + H2SO4  H2SiO3  + Na2SO4.  3. Некоторые бескислородные кислоты получают при непосредственном соединении неметаллов с водородом:  H2 + Cl2  2 HCl,  S + H2  H2S.  или по реакции обмена между солью и кислотой:  NaCl + H2SO4(конц)  HCl + NaHSO4  Общие свойства кислот  Кислоты представляют собой жидкости (H2SO4, HNO3, HCl и т.д.) или твердые вещества (H3PO4, H3BO3 и др.).  Растворы сильных кислот могут разрушать ткани и кожу. Растворы кислот изменяют цвет индикаторов, что используется для их качественного обнаружения. В качестве  индикаторов используют лакмус (в нейтральной среде – фиолетовый, в кислой – красный, в щелочной – синий),  метилоранж (в нейтральной среде – оранжевый, в кислой – красный, в щелочной – желтый) и другие. Сила бескислородных кислот, например, в ряду HCl – HBr – HI, возрастает с увеличением радиуса аниона, поскольку  анион большего радиуса слабее удерживает протон, облегчая тем самым диссоциацию кислоты. Таким образом, в главных подгруппах периодической системы сверху вниз сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса  центрального атома.  Наоборот, в ряду HClO – HClO2 – HClO3 – HClO4 с уменьшением радиуса катиона С1z+ и увеличением его заряда сила  кислородсодержащих возрастает. Важнейшими химическими свойствами кислот являются: взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями: CaO + H2SO4  CaSO4 + H2O, ZnO + H2SO4  ZnSO4 + H2O, 2 Fe(OН)3 + 3 H2SO4  Fe2(SO4)3 + 6 H2O, BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl; взаимодействие кислоты с основанием – реакция нейтрализации; взаимодействие с металлами с образованием соли и выделением водорода: Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2, Fe + H2SO4(разб)  FeSO4 + H2. Водород из кислот не вытесняют металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов (в ряду напряжений)  правее водорода. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой и азотной кислотой водород как  правило не выделяется. Классификация и номенклатура солей  Соли С точки зрения теории электролитической диссоциации соли это соединения, при диссоциации которых образуются  катионы металлов и анионы ОН– (см. раздел 9).  Различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные .   Средние соли  В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла. Уравнение диссоциации  средней соли Na2SO4 в разбавленном растворе записывается следующим образом:  Na2SO4  2 Na+ + SO4 2– ,  (NH4)2Cr2O7  2 NH4 + + Cr2O7 2– ,  при этом указывается, что степень диссоциации стремится к единице (  α 1)   Кислые соли  В кислых солях атомы водорода соответствующей кислоты не полностью замещены на металл. Кислая соль получается  по реакции неполной нейтрализации кислоты:  H2SO3 + NaOH(недостаток)  NaHSO3 + H2O,  или при взаимодействии средней соли с избытком кислоты: Ca3(PO4)2 + 4 H3PO4(избыток)  3 Ca(H2PO4)2.  Для перевода кислой соли в среднюю следует добавить основание:  NaHSO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O,  Са(НСО3)2 + Са(OH)2  СаСО3 + 2H2O.  Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением:  NaHCO3  Na+ + HCO3 –; α  1  Анион HCO3 ­ будет диссоциировать в незначительной степени:  HCO3 –  H+ + CO3 2–.  Кислые соли образуются многоосновными кислотами.  Основные соли Основные соли – это продукт неполного замещения групп ОН– основания на кислотные остатки: Mg(OH)2 + НС1(недост)  MgOHС1 + H2O. Основные соли образуют основания, содержащие две и более гидроксо­групп. Для перевода основной соли в среднюю необходимо добавить кислоту: Mg(OH)Cl + HCl  MgCl2 + H2O. Диссоциация основной соли выражается уравнением: Mg(OH)Cl  MgOH+ + Cl–; α  1. Катион MgOH+ подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит: MgOH+  Mg2+ + OH–. Номенклатура солей Название солей состоит из названия аниона в именительном падеже, за которым следует название катиона в родительном.  Если один и тот же металл может проявлять в соединении различную степень окисления, то ее указывают в скобках  римской цифрой. В названии солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание –ат (для  высших степеней окисления), ­ит для более низких. Например, KNO3 – нитрат калия, KNO2 – нитрит калия, FeSO4 –  сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III). Суффикс –ид добавляется к названию неметалла при наименовании солей бескислородных кислот, например, NaCl –  хлорид натрия. Названия кислых солей образуют, добавляя к наименованию аниона приставку гидро­. Например, NaHS – гидросульфид  натрия, KH2PO4 – дигидрофосфат калия. Названия основных солей образуют прибавлением к названию аниона приставки гидроксо–: Mg(OH)SO4 –  гидроксосульфат магния, Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия. Получение солей Большинство способов получения солей обсуждено выше, при рассмотрении свойств оксидов, оснований и кислот. Ниже  приводятся важнейшие реакции получения солей:  Реакция нейтрализации:  КОН + НС1 = КС1 + H2O,  Al(OH)3 + 3 HNO3  Al(NO3)3 + 3H2O,  Cu(OH)2 + 2 HCl  CuCl2 + 2H2O.  Взаимодействие металлов с кислотами:  Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2 ,  Ca + H2SO4(разб)  CaSO4 + H2  .  Взаимодействие кислот с основными оксидами:  2 HNO3 + CaO  Ca(NO3)2 + H2O,  3 H2SO4 + Fe2O3  Fe2(SO4)3 + 3H2O.  Взаимодействие кислот с солями:  H2SO4 + Na2CO3  Na2SO4 + CO2  + H2O,  HCl + AgNO3  AgCl  + HNO3.  Взаимодействие растворимых оснований с солями: Fe2(SO4)3 + 6 KOH  2 Fe(OH)3  + 3 K2SO4,  NiCl2 + 2 KOH  Ni(OH)2  + 2KCl.  Взаимодействие основных оксидов с кислотными:  CaO + CO2  CaCO3,  BaO + SiO2  BaSiO3 .  Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:  Ba(OH)2 + N2O5  Ba(NO3)2 + H2O,  2 KOH + SO2  K2SO3 + H2O.  Взаимодействие двух растворимых солей:  CaCl2 + K2CO3  CaCO3  + 2 KCl.  3 Ba(NO3)2 + 2 K3PO4  Ba3(PO4)2  + 6 KNO3.  При непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов могут быть получены соли бескислородных кислот:  Zn + S  ZnS,  2 Fe + 3 Cl2  2 FeCl3.  Помимо приведенных выше, существуют и другие способы получения солей.  Свойства солей Соли, как правило, являются твердыми кристаллическими веществами, с различной растворимостью в воде. По  растворимости в воде соли можно разделить на хорошо растворимые и малорастворимые. Хорошо растворяются в воде  все нитраты, соли аммония и большинство солей щелочных металлов. К числу малорастворимых солей относятся  большинство карбонатов, фосфатов и силикатов (кроме солей щелочных металлов и аммония).  Многие растворимые соли взаимодействуют между собой в растворах при условии образования осадков  малорастворимых солей или выделения газов:  BaCl2 + Na2SO4  BaSO4  + 2NaCl,  Na2CO3 + Ca(NO3)2  CaCO3  + 2NaNO3,  2 NH4HSO4 + Ba(HCO3)2  BaSO4  + (NH4)2SO4 + 2 H2O + CO2  .  Растворы некоторых солей реагируют с металлами. При составлении уравнений реакций необходимо пользоваться рядом  электродных потенциалов (рядом напряжений) металлов, поскольку более активные металлы, например цинк и железо,  вытесняют менее активные (Сu, Ag) из растворов их солей:  Fe + CuSO4  Cu  + FeSO4,  Zn + Pb(NO3)2  Pb  + Zn(NO3)2.  Растворы солей реагируют со щелочами при условии образования осадков малорастворимых оснований:  FeCl3 + 3 KOH  Fe(OH)3  + 3 KCl,  Pb(NO3)2 + 2NaOH  Pb(OH)2  + 2 NaNO3.  Cоли слабых кислот реагируют с сильными кислотами: Na2SiO3 + 2 HCl  H2SiO3  + 2 NaCl,  NiCl2 + H2S  NiS  + 2 HCl,  CaCO3 + 2 HCl  CaCl2 + CO2  + H2O.  Термически неустойчивы и разлагаются при нагревании все нитраты, соли аммония и кислые соли (при разложении  последних всегда выделяется вода):  2 KNO3  2 KNO2 + O2 ,  4 Fe(NO3)3  2 Fe2O3 + 12 NO2 + 3 O2 ,  2 AgNO3  2 Ag + 2 NO2  + O2 ,  NH4NO3  N2O  + 2H2O ,  NH4Cl  NH3  + HCl  ,  2 NaHCO3  Na2CO3 + CO2  + H2O.