Презентация на тему «Соли: состав, свойства, применение»

Слайд 1. Соли: состав, свойства, применение

• Строение, классификация, химические свойства и практическое значение важнейшего класса неорганических соединений

Доклад: Здравствуйте! Тема нашей презентации — соли: их состав, свойства и применение. Соли образуют самый многочисленный класс неорганических соединений, и разговор о них — это разговор сразу и о фундаментальной химии, и о том, что нас окружает каждый день. Мы разберём, из чего построена соль, как она себя ведёт и где работает на практике.

Слайд 2. Содержание

• Введение
• Соли как класс соединений
• Состав соли: из чего она собрана
• Классификация солей
• Названия и формулы солей
• Кристаллическое строение солей
• Физические свойства солей
• Растворимость солей в воде
• Соли, металлы и кислоты
• Соли, щёлочи и другие соли
• Гидролиз солей
• Способы получения солей
• Соли в природе
• Хлорид натрия: добыча и значение
• Карбонаты в промышленности и быту
• Соли как минеральные удобрения
• Жёсткость воды и её устранение
• Соли в медицине и пищевой промышленности
• Учёные, изучавшие соли
• Выводы
• Список литературы

Доклад: Вот структура сегодняшнего выступления. Сначала мы определим соли как класс и разберём их состав, классификацию и номенклатуру. Затем перейдём к строению, физическим и химическим свойствам, а завершим практическим блоком: природные месторождения, промышленность, сельское хозяйство и медицина.

Слайд 3. Введение

• Соли — самый многочисленный класс неорганических веществ: известно свыше ста тысяч индивидуальных солей, и почти каждый элемент таблицы Менделеева входит хотя бы в одну из них.
• Без солей невозможны ни жизнь, ни производство: хлорид натрия удерживает осмотическое давление крови, фосфаты кальция образуют костную ткань, нитраты и калийные соли кормят половину населения планеты.
• Мировая добыча только поваренной соли превышает 290 миллионов тонн в год, а более половины её уходит не на стол, а в химическую промышленность.
• Понимание состава и свойств солей — основа школьного и вузовского курса неорганической химии: на них отрабатываются реакции обмена, диссоциация, гидролиз и расчёты по уравнениям.

Доклад: Начнём с того, почему тема заслуживает отдельного разговора. Известно более ста тысяч индивидуальных солей, и почти каждый элемент таблицы Менделеева входит хотя бы в одну из них. При этом соли — не лабораторная экзотика: без хлорида натрия невозможна работа крови, без фосфатов кальция — скелет, без нитратов и калийных удобрений — современное земледелие.

Слайд 4. Соли как класс соединений

• Соли — сложные вещества, состоящие из катионов металла (или иона аммония) и анионов кислотного остатка. Их можно рассматривать как продукт полного или частичного замещения атомов водорода в кислоте на металл либо замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток.
• > 100 000 — известных солей — самый обширный класс неорганических веществ
• 2 — части формулы — катион металла и анион кислотного остатка
• 1811 — год правила Бертолле — условия необратимости реакций обмена

Доклад: Дадим строгое определение. Соль — сложное вещество из катиона металла или иона аммония и аниона кислотного остатка; её удобно рассматривать как продукт замещения водорода кислоты на металл. Обратите внимание на цифры: более ста тысяч известных солей, всего две части в формуле и правило Бертолле, сформулированное ещё в начале девятнадцатого века.

Слайд 5. Состав соли: из чего она собрана

• Формулу соли составляют по правилу электронейтральности: заряды перекрёстно переносят в индексы.
• Хлорид кальция содержит два хлорид-иона на один ион кальция, потому что заряд кальция вдвое больше.
• Валентность кислотного остатка равна числу атомов водорода в исходной кислоте.
• Катион металла — положительно заряженная частица, пришедшая от основания (натрий, кальций, железо, алюминий); её роль может играть и ион аммония
• Анион кислотного остатка — отрицательно заряженная частица от кислоты (хлорид, сульфат, нитрат, карбонат, фосфат)
• Соль — электронейтральное ионное соединение, в котором суммарный заряд катионов равен по модулю суммарному заряду анионов

Доклад: Теперь разложим соль на составляющие. Слева в формуле всегда стоит положительный ион, пришедший от основания, справа — отрицательный кислотный остаток. Складываясь, они дают электронейтральное соединение, и именно из требования электронейтральности мы получаем индексы в формуле: у хлорида кальция два хлора на один кальций, потому что заряд кальция вдвое больше.

Слайд 6. Классификация солей

• Соли делят по тому, полностью ли замещены водород кислоты и гидроксогруппы основания, а также по числу разных ионов в составе.
• Хлорид натрия
• Сульфат калия
• Карбонат кальция
• Нитрат серебра
• Гидрокарбонат натрия
• Гидросульфат калия
• Дигидрофосфат кальция
• Гидроксохлорид меди
• Гидроксокарбонат меди
• Малахит
• Алюмокалиевые квасцы
• Карналлит
• Жёлтая кровяная соль

Доклад: Классифицируют соли прежде всего по полноте замещения. Средние соли — водород кислоты замещён целиком, кислые — замещён частично, поэтому в формуле остаётся водород, основные — в составе сохраняется гидроксогруппа. Отдельно стоят двойные и комплексные соли, где катионов или анионов несколько: квасцы, карналлит, жёлтая кровяная соль.

Слайд 7. Названия и формулы солей

• Название соли строится по схеме «название аниона в именительном падеже + название металла в родительном падеже», при переменной валентности её указывают римской цифрой.
• Бескислородные кислоты дают окончание «-ид», кислородсодержащие — «-ат» для высшей степени окисления и «-ит» для низшей.

Доклад: Названия солей строятся по простой схеме: анион в именительном падеже плюс металл в родительном. Бескислородные кислоты дают окончание «-ид», кислородсодержащие — «-ат» или «-ит» в зависимости от степени окисления. Таблица на слайде показывает связь формулы, названия и исходной кислоты — этот переход стоит довести до автоматизма.

Слайд 8. Кристаллическое строение солей

• В твёрдом состоянии соли образуют ионную кристаллическую решётку: узлы заняты чередующимися катионами и анионами, связанными электростатическим притяжением.
• В решётке хлорида натрия каждый ион натрия окружён шестью ионами хлора и наоборот, поэтому кристалл галита раскалывается ровными кубиками по плоскостям спайности.
• Прочность ионной связи объясняет высокие температуры плавления: галит плавится при 801 градусе Цельсия, а оксид-содержащие соли — ещё выше.

Доклад: Перейдём к строению. В твёрдой соли нет молекул: узлы решётки занимают чередующиеся ионы, связанные электростатическим притяжением. На фотографии — кристалл галита, природного хлорида натрия; он раскалывается ровными кубиками именно потому, что решётка кубическая. Прочность ионной связи объясняет и высокую температуру плавления — восемьсот один градус.

Слайд 9. Физические свойства солей

• Подавляющее большинство солей при обычных условиях — твёрдые кристаллические вещества с чёткой геометрической огранкой кристаллов.
• Окраска зависит от иона-хромофора: соли меди(II) сине-зелёные, соли железа(III) жёлто-бурые, перманганат калия фиолетовый, а соли щелочных металлов бесцветны.
• Расплавы и водные растворы солей проводят электрический ток, поскольку ионы становятся подвижными; сухие кристаллы диэлектрики.

Доклад: Из строения вытекают физические свойства. Соли — твёрдые кристаллические вещества, а их окраска определяется ионом-хромофором: медь даёт сине-зелёные тона, железо — жёлто-бурые, перманганат-ион — фиолетовый. Важное свойство: сухая соль ток не проводит, а расплав и раствор проводят, потому что в них появляются подвижные ионы.

Слайд 10. Растворимость солей в воде

• По растворимости соли делят на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые; сведения сведены в таблицу растворимости.
• Все нитраты и почти все соли натрия, калия и аммония растворимы, а большинство карбонатов, фосфатов и сульфидов тяжёлых металлов выпадают в осадок.

Доклад: Растворимость — ключевая практическая характеристика соли, и её сводят в таблицу растворимости. Запомните опорные правила: все нитраты и почти все соли натрия, калия и аммония растворимы. На диаграмме видно, насколько сильно различаются соли: тридцать шесть граммов хлорида натрия на сто граммов воды против двух десятых грамма у сульфата кальция.

Слайд 11. Соли, металлы и кислоты

• Химическое поведение солей в растворе определяется тем, какие ионы они дают при диссоциации и какие новые сочетания ионов оказываются устойчивее.
• Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли.
• Железный гвоздь в растворе сульфата меди покрывается красным налётом меди.
• Порядок активности задаёт электрохимический ряд напряжений металлов.
• Щелочные и щелочноземельные металлы в этой реакции не применяют: они реагируют с водой.
• Более сильная кислота вытесняет слабую или летучую из её соли.
• Карбонат кальция и соляная кислота дают углекислый газ, воду и хлорид кальция.
• Реакция идёт до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество.
• На этом основана качественная реакция на карбонат-ион — «вскипание» породы.

Доклад: Переходим к химическим свойствам. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли — классический опыт с железным гвоздём в растворе медного купороса. С кислотами соли реагируют по правилу вытеснения слабого сильным: соляная кислота выгоняет из карбоната угольную, которая тут же распадается на воду и углекислый газ.

Слайд 12. Соли, щёлочи и другие соли

• Соль и щёлочь реагируют, если один из продуктов нерастворим: сульфат меди с гидроксидом натрия даёт голубой студенистый осадок гидроксида меди.
• Две растворимые соли обмениваются ионами, когда получается осадок: нитрат серебра и хлорид натрия дают белый творожистый хлорид серебра.
• Обменные реакции идут и с выделением газа: сульфит натрия с сильной кислотой отдаёт сернистый газ.
• Некоторые соли разлагаются при нагревании: карбонат кальция при 900 градусах даёт негашёную известь и углекислый газ.
• Соли слабых кислот в растворе подвергаются гидролизу, из-за чего среда перестаёт быть нейтральной.

Доклад: Вторая группа реакций — обменные. Соль реагирует со щёлочью или с другой солью только тогда, когда один из продуктов уходит из сферы реакции: выпадает осадком, улетает газом или оказывается слабым электролитом. Отдельно отметим термическое разложение: обжиг известняка при девятистах градусах даёт негашёную известь и остаётся основой цементного производства.

Слайд 13. Гидролиз солей

• Гидролизом называют обменное взаимодействие ионов соли с водой, меняющее водородный показатель раствора.
• Направление гидролиза определяет тот ион, который происходит от слабого электролита.
• Практическое следствие: раствор соды моет жир, а раствор медного купороса разъедает металл.
• Гидролиза нет — хлорид натрия; сульфат калия; нитрат натрия; среда нейтральная
• Гидролиз по аниону — карбонат натрия; ацетат натрия; среда щелочная
• Гидролиз по катиону — хлорид аммония; сульфат меди; среда кислая
• Полный гидролиз — сульфид алюминия; карбонат железа(III); разлагается водой

Доклад: Гидролиз объясняет, почему растворы солей далеко не всегда нейтральны. Матрица на слайде показывает четыре случая: соль сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергается, а если один из «родителей» слабый — среда сдвигается в щелочную или кислую сторону. Практика знакома всем: раствор соды щелочной и потому хорошо отмывает жир.

Слайд 14. Способы получения солей

• Нейтрализация — кислота и основание дают соль и воду, это классический школьный способ получения средних солей
• Металл и кислота — активный металл вытесняет водород, так получают хлорид цинка и сульфат магния
• Оксид и кислота — основный оксид растворяют в кислоте, например оксид меди в серной кислоте
• Кислотный оксид и щёлочь — углекислый газ и известковая вода дают карбонат кальция
• Обменная реакция двух солей — приём для получения нерастворимых солей, например сульфата бария

Доклад: Способов получить соль много, и почти все они уже знакомы вам по другим классам веществ. Нейтрализация кислоты основанием, растворение активного металла или основного оксида в кислоте, поглощение кислотного оксида щёлочью. Нерастворимые соли, например сульфат бария, получают только обменной реакцией — иначе они просто не образуются в чистом виде.

Слайд 15. Соли в природе

• Огромная часть земной коры сложена солями: известняк и мрамор — это карбонат кальция, гипс — сульфат кальция, апатит — фосфат кальция.
• В Мировом океане растворено около 5·10^16 тонн солей, средняя солёность составляет 35 граммов на литр, из них примерно 27 граммов приходится на хлорид натрия.
• Соляные озёра дают самосадочную соль: озеро Баскунчак в Астраханской области обеспечивает до 80 процентов российской добычи поваренной соли.
• Каменную соль добывают и шахтным способом: мощность пластов в Соликамске и Артёмовске достигает сотен метров.

Доклад: Соли — это не только реактивы, но и геология. Известняк, мрамор, гипс, апатит — всё это соли, слагающие земную кору. В Мировом океане растворены десятки квадриллионов тонн солей при средней солёности тридцать пять граммов на литр. На фотографии — озеро Баскунчак, дающее до восьмидесяти процентов российской поваренной соли.

Слайд 16. Хлорид натрия: добыча и значение

• Поваренная соль остаётся самой массовой солью в экономике и сырьём для целой отрасли химии.
• 290 млн т — мировая добыча за год — лидеры — Китай, США и Индия
• 60 % — уходит в химическую промышленность — производство соды, хлора и щёлочи
• 5 г — суточная норма для человека — рекомендация Всемирной организации здравоохранения

Доклад: Отдельно остановимся на хлориде натрия. Мировая добыча — около двухсот девяноста миллионов тонн в год, и большая часть уходит вовсе не на кухню: примерно шестьдесят процентов потребляет химическая промышленность, производя соду, хлор и щёлочь. Для человека же Всемирная организация здравоохранения рекомендует не более пяти граммов соли в сутки.

Слайд 17. Карбонаты в промышленности и быту

• CaCO3 — Карбонат кальция — Известняк и мрамор: цемент, известь, строительный камень, наполнитель бумаги.
• Na2CO3 — Кальцинированная сода — Варка стекла, производство мыла и моющих средств, умягчение воды.
• NaHCO3 — Питьевая сода — Разрыхлитель теста, средство от изжоги, наполнитель порошковых огнетушителей.
• K2CO3 — Поташ — Тугоплавкое стекло, жидкое мыло, антиобледенительные составы.

Доклад: Карбонаты заслуживают отдельного слайда — это самые ходовые соли в быту и на производстве. Карбонат кальция даёт цемент и известь, кальцинированная сода варит стекло и мыло, питьевая сода разрыхляет тесто и гасит изжогу, поташ идёт на тугоплавкое стекло и жидкое мыло. Одно и то же семейство солей — четыре совершенно разные отрасли.

Слайд 18. Соли как минеральные удобрения

• Растению нужны азот, фосфор и калий, и все три элемента вносят в почву именно в виде солей: селитр, суперфосфата и хлорида калия.
• Мировое потребление минеральных удобрений превышает 200 миллионов тонн действующего вещества в год.

Доклад: Сельское хозяйство держится на солях буквально. Азот, фосфор и калий вносят в почву в виде селитр, суперфосфата и хлорида калия. Диаграмма показывает структуру мирового потребления: почти половина приходится на азотные удобрения. Общий объём превышает двести миллионов тонн действующего вещества в год.

Слайд 19. Жёсткость воды и её устранение

• Временную жёсткость снимают кипячением: гидрокарбонаты разлагаются, выпадая карбонатным осадком.
• Постоянную жёсткость убирают содой, фосфатами или ионообменными смолами.
• До умягчения — растворённые гидрокарбонаты и сульфаты кальция и магния; накипь в котлах и чайниках; перерасход мыла; ухудшение вкуса воды
• После умягчения — ионы кальция и магния связаны в осадок; теплообменники работают без потерь; расход моющих средств падает; срок службы техники растёт

Доклад: Жёсткость воды — прямое следствие присутствия солей кальция и магния. До умягчения это накипь в котлах, перерасход мыла и испорченный вкус воды. После умягчения ионы связаны в осадок, теплообменники работают без потерь. Временную жёсткость снимает кипячение, постоянную — сода, фосфаты или ионообменные смолы.

Слайд 20. Соли в медицине и пищевой промышленности

• Физиологический раствор — 0,9-процентный раствор хлорида натрия, основа инфузионной терапии и промывания ран.
• Сульфат бария нерастворим и нетоксичен, поэтому служит контрастным веществом при рентгеновском исследовании желудка.
• Сульфат магния применяют как спазмолитик и средство снижения артериального давления, а перманганат калия — как антисептик.
• Нитрит натрия сохраняет цвет мясных изделий, а фосфаты и цитраты работают регуляторами кислотности в пищевом производстве.

Доклад: В медицине и пищевой промышленности соли работают уже как точные инструменты. Физиологический раствор хлорида натрия — основа инфузионной терапии, нерастворимый сульфат бария служит рентгеновским контрастом, сульфат магния снижает давление. В пищевом производстве нитрит натрия сохраняет цвет мясных изделий, а фосфаты и цитраты регулируют кислотность.

Слайд 21. Учёные, изучавшие соли

• Клод Луи Бертолле, 1748–1822, Французский химик, сформулировал условия необратимости реакций обмена в растворах солей.
• Юстус фон Либих, 1803–1873, Основоположник агрохимии, доказал, что растения питаются минеральными солями почвы.
• Сванте Август Аррениус, 1859–1927, Автор теории электролитической диссоциации, объяснившей поведение солей в растворе.

Доклад: Химия солей складывалась усилиями конкретных учёных. Клод Луи Бертолле выяснил, при каких условиях реакция обмена идёт до конца. Юстус фон Либих доказал, что растения питаются минеральными солями, и заложил агрохимию. Сванте Аррениус создал теорию электролитической диссоциации, объяснившую, почему растворы солей проводят ток и вступают в ионные реакции.

Слайд 22. Выводы

• Соль — ионное соединение из катиона металла и аниона кислотного остатка; именно этот состав задаёт кристаллическое строение, высокие температуры плавления и электропроводность растворов.
• Классификация на средние, кислые, основные, двойные и комплексные соли позволяет предсказывать свойства вещества по его формуле.
• Химия солей сводится к реакциям обмена и вытеснения, которые идут до конца при образовании осадка, газа или слабого электролита, а гидролиз объясняет реакцию среды растворов.
• Практическое значение солей огромно: от пищевой промышленности и медицины до производства соды, стекла и минеральных удобрений, кормящих большую часть человечества.

Доклад: Подведём итоги. Состав соли — катион металла и кислотный остаток — определяет всё остальное: ионную решётку, высокие температуры плавления, электропроводность растворов. Классификация помогает предсказывать свойства по формуле, реакции обмена и вытеснения описывают почти всю химию солей, а гидролиз объясняет реакцию среды. Практическое значение этого класса трудно переоценить.

Слайд 23. Список литературы

• Ахметов, Н. С. Общая и неорганическая химия : учебник для вузов / Н. С. Ахметов. — Москва : Высшая школа, 2001. — 743 с.
• Глинка, Н. Л. Общая химия : учебное пособие для вузов / Н. Л. Глинка. — Москва : КноРус, 2019. — 749 с.
• Карапетьянц, М. Х. Общая и неорганическая химия : учебник / М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. — Москва : Химия, 2000. — 592 с.
• Некрасов, Б. В. Основы общей химии : в 2 томах / Б. В. Некрасов. — Санкт-Петербург : Лань, 2003. — Т. 1. — 656 с.
• Угай, Я. А. Общая и неорганическая химия : учебник для вузов / Я. А. Угай. — Москва : Высшая школа, 2004. — 527 с.

Доклад: В списке литературы — классические вузовские учебники по общей и неорганической химии: Ахметов, Глинка, Карапетьянц и Дракин, Некрасов, Угай. Источники расположены по алфавиту и оформлены по действующему стандарту библиографического описания. Они пригодятся и для подготовки к семинарам, и для углублённой работы над темой.

Слайд 24. Спасибо за внимание!

Доклад: На этом наше выступление завершено. Спасибо за внимание — готов ответить на ваши вопросы по составу, свойствам и применению солей.