Соли химия это – Соли: химические свойства и способы получения

Содержание

Соли: химические свойства и способы получения

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Соли – это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.

1. Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными.

кислотный оксид + основный оксид = соль

Например, оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия:

SO₃ + Na₂O → Na₂SO₄

2. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми.

Щелочь + любая кислота = соль + вода

Например, гидроксид натрия

реагирует с соляной кислотой:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

При взаимодействии щелочей с избытком многоосновной кислоты образуются кислые соли.

Например, гидроксид калия взаимодействует с избытком фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата калия или дигидрофосфата калия:

H₃PO₄ + KOH → KH₂PO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 2KOH → K₂HPO₄ + 2H₂O

Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.

Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) реагирует с серной кислотой:

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

Все амфотерные гидроксиды — нерастворимые. Следовательно, они ведут себя как нерастворимые основания при взаимодействии с кислотами:

Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода

Например, гидроксид цинка (II) реагирует с соляной кислотой:

2HCl + Zn(OH)₂ → CuCl₂ + 2H₂O

Также соли образуются при взаимодействии аммиака с кислотами (аммиак проявляет основные свойства).

Аммиак + кислота = соль

Например, аммиак реагирует с соляной кислотой:

NH₃ + HCl → NH₄Cl

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты взаимодействуют с любыми основными оксидами.

Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Например, соляная кислота реагирует с оксидом меди (II):

2HCl + CuO → CuCl₂ + H₂O

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.

Щёлочь + кислотный оксид → соль + вода

Например, гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия:

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

При взаимодействии щелочей с избытком кислотных оксидов, которым соответствуют многоосноосновные кислоты, образуются кислые соли.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия с избытком углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия:

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

Нерастворимые основания

взаимодействуют только с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI), но не вступает в реакцию с углекислым газом:

Cu(OH)₂ + CO₂ ≠

Cu(OH)₂ + SO₃ → CuSO₄ + H₂O

5. Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

CaCO₃ + H

2SO₄ → CaSO₄ + 2H₂O + CO₂

Силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота:

Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2NaCl

6. Соли можно получить окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например, кислород окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:

2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄

7. Еще один способ получения солей — взаимодествие металлов с неметаллами. Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.

Например, сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция:

Ca + S → CaS

8. Соли образуются при растворении металлов в кислотах. Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.

Кислоты-окислители реагируют с металлами с образованием продуктов восстановления азота и серы. Водород в таких реакциях не выделяется!

Минеральные кислоты реагируют по схеме:

металл + кислота → соль + водород

При этом с кислотами реагируют только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. А образуется соль металла с минимальной степенью окисления.

Например, железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве.

При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H₂⁺O = 2Na[Al⁺³(OH)₄] + 3H₂⁰

10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило,

неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl₂⁰ = NaCl^— + NaOCl⁺ + H₂O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl₂⁰ = 5NaCl^— + NaCl⁺⁵O₃ + 3H₂O

Кремний

окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH +Si⁰ + H₂⁺O= NaCl^— + Na₂Si⁺⁴O₃ + 2H₂⁰

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂⁰ + 4NaO^-2H = O₂⁰ + 4NaF^— + 2H₂O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.

Например, хлор взаимодействует с бромидом калия:

2KBr +Cl₂ = 2KCl + Br₂

Но не реагирует с фторидом калия:

KF +Cl₂ ≠

1. В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме⁺ и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.

Например, хлорид кальция диссоциирует почти полностью:

CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl^–

Кислые и основные соли диссоциируют cтупенчато. При диссоциации кислых солей сначала разрываются ионные связи металла с кислотными остатком, затем диссоциирует кислотный остаток кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка.

Например, гидрокарбонат натрия диссоциирует в две ступени:

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^–

HCO₃

^– → H⁺ + CO₃^2–

Основные соли также диссоциируют ступенчато.

Например, гидроксокарбонат меди (II) диссоциирует в две ступени:

(CuOH)₂CO₃ → 2CuOH⁺ + CO₃^2–

CuOH⁺ → Cu²⁺ + OH^–

Двойные соли диссоциируют в одну ступень.

Например, сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:

KAl(SO₄)₂ → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2–

Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.

Например, хлорид-гипохлорид кальция диссоциирует в одну ступень:

CaCl(OCl) → Ca²⁺ + Cl^— + ClO^–

Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.

Например, тетрагидроксоалюминат калия распадается на ионы калия и тетрагидроксоалюминат-ион:

K[Al(OH)₄] → K⁺ + [Al(OH)₄]^–

2. Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами. При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении.

соль₁ + амфотерный оксид = соль₂ + кислотный оксид

соль₁ + твердый кислотный оксид = соль₂ + кислотный оксид

соль + основный оксид ≠

Например, карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV) с образованием силиката калия и углекислого газа:

K₂CO₃ + SiO₂ → CuSiO₃ + CO₂↑

Карбонат калия также взаимодействует с оксидом алюминия с образованием алюмината калия и углекислого газа:

K₂CO₃ + Al₂O₃ → 2KAlO₂ + CO₂↑

3. Соли взаимодействуют с кислотами. Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».

4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.

Растворимая соль + щелочь = соль₂ + основание

Например, сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II):

CuSO₄ + 2KOH → Cu(OH)₂ + K₂SO₄

Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH → 2NH₃↑ + 2H₂O + K₂SO₄

Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.

Кислая соль + щелочь = средняя соль + вода

Например, гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:

KHCO₃ + KOH → K₃CO₃ + H₂O

5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.

Растворимая соль₁ + растворимая соль₂= соль₃ + соль₄

Растворимая соль + нерастворимая соль ≠

Например, сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария:

CuSO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓+ CuCl₂

Некоторые кислые соли взаимодействуют с кислыми солями более слабых кислот. При этом более сильные кислоты вытесняют более слабые:

Кислая соль₁ + кислая соль₂= соль₃ + кислота

Например, гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:

KHSO₄+ KHCO₃ = H₂O + CO₂↑ + K₂SO₄

Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями.

Например, фосфат калия взаимодействует с дигидрофосфатом калия с образованием гидрофосфата калия:

K₃PO₄+ KH₂PO₄ = 2K₂HPO₄

6. Cоли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные.

Например, железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO₄+ Fe = FeSO₄+ Cu

А вот серебро вытеснить медь не сможет:

CuSO₄+ Ag ≠

Соль₁ + металл₁= соль₂ + металл₂

Обратите внимание! Если реакция протекает в растворе, то добавляемый металл не должен реагировать с водой в растворе. Если мы добавляем в раствор соли щелочной или щелочноземельный металл, то этот металл будет реагировать преимущественно с водой, а с солью будет реагировать незначительно.

Например, при добавлении натрия в раствор хлорида цинка натрий будет взаимодействовать с водой:

2H₂O+ 2Na = 2NaOH+ H₂

Образующийся гидроксид натрия, конечно, будет реагировать с хлоридом цинка:

ZnCl₂+ 2NaOH = 2NaCl+ Zn(OH)₂

Но сам-то натрий с хлоридом цинка, таким образом, взаимодействовать напрямую не будет!

ZnCl_2(р-р)+ Na ≠

А вот в расплаве эта реакция при определенных условиях уже может протекать, так как в расплаве никакой воды нет.

ZnCl_2(р-в)+ 2Na = 2NaCl+ Zn

И еще один нюанс. Чтобы получить расплав, соль необходимо нагреть. Но многие соли при нагревании разлагаются. И реагировать с металлом, естественно, при этом не могут. Таким образом, реагировать с металлами в расплаве могут только те соли, которые не разлагаются при нагревании. А разлагаются при нагревании почти все нитраты, нерастворимые карбонаты и некоторые другие соли.

Например, нитрат меди (II) в расплаве не реагирует с железом, так как при нагревании нитрат меди разлагается:

2Cu(NO₃)₂= 2CuO + 4NO₂ + O₂

Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:

CuO+ Fe = FeO+ Cu

Но сам-то нитрат меди, получается, с железом реагировать напрямую не будет!

Cu(NO₃)_{2, (расплав)}+ Fe ≠

6. Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией. К таким солям относятся:

Нитрат, дихромат, нитрит аммония:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂→ N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + 4H₂O + Cr₂O₃

2AgNO₃→ 2Ag +2NO₂ + O₂

Галогениды серебра (кроме AgF):

2AgCl → 2Ag + Cl₂

Некоторые соли разлагаются без изменения степени окисления элементов. К ним относятся:

Карбонаты и гидрокарбонаты:

MgСO₃ → MgO + СО₂

2NaНСО₃ → Na₂СО₃ + СО₂ + Н₂О

Карбонат, сульфат, сульфит, сульфид, хлорид, фосфат аммония:

NH₄Cl → NH₃+ HCl

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃+ CO₂ + H₂O

(NH₄)₂SO₄→ NH₄HSO₄+ NH₃

7. Соли проявляют восстановительные свойства. Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.

Например, йодид калия окисляется хлоридом меди (II):

2KI^— + 2Cu⁺² Cl2 → 2KCl + 2Cu⁺Cl + I₂⁰

8. Соли проявляют и окислительные свойства. Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлв или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления. Окислительные свойства некоторых солей рассмотрены в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Поделиться ссылкой:

chemege.ru

Поваренная соль — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Пищевая соль «Экстра» Кристаллы поваренной соли с увеличением

Пова́ренная соль, или пищевая соль (хлорид натрия, NaCl; употребляются также названия «хлористый натрий», «столовая соль», «каменная соль», «пищевая соль» или просто «соль»), — пищевой продукт. В измельчённом виде представляет собой бесцветные кристаллы. Соль природного (морского) происхождения практически всегда имеет примеси других минеральных солей, которые могут придавать ей оттенки разных цветов (как правило, серого или бурого). Производится в разных видах: крупного и мелкого помола, чистая, йодированная, нитритная и так далее. В зависимости от чистоты делится на сорта: экстра, высший, первый и второй.

Технологии добычи:

самосадочной соли, которая добывается из «соляных водопадов» путём природного испарения морской воды из каверн;
садочной соли, которая добывается с глубин соляных озёр либо в соляных пещерных озёрах. Добыча садочной соли осуществляется в теплый сезон в местностях с подходящим климатом путём естественного испарения садочной рапы в искусственных плоских бассейнах. В регионах с холодным климатом используется метод вымораживания;
каменной соли, которая добывается методом разработки шахт. Не подвергается тепловой и водной обработке;
выварочной соли, которая добывается путём выпаривания из соляных растворов (из естественных подземных рассолов или полученных методом накачивания водой через буровые скважины пластов каменной соли).

Биологическая роль[правит

ru.wikipedia.org

Соли определение

Что такое соль? Формула, свойства соли (химия)

Для того чтобы ответить на вопрос, что такое соль, обычно долго задумываться не приходится. Это химическое соединение в повседневной жизни встречается достаточно часто. Об обычной поваренной соли и говорить не приходится. Подробное внутреннее строение солей и их соединений изучает неорганическая химия.

Определение соли

Четкий ответ на вопрос, что такое соль, можно найти в трудах М. В. Ломоносова. Такое имя он присвоил хрупким телам, которые могут растворяться в воде и не воспламеняются под воздействием высоких температур или открытого огня. Позднее определение выводили не из их физических, а из химических свойств данных веществ.

Школьные учебники неорганической химии дают достаточно ясное понятие того, что такое соль. Так называются продукты замещения химической реакции, при которой атомы водорода кислоты в соединении замещаются на металл. Примеры типичных соединений солей: NaCL, MgSO₄. Легко увидеть, что любую эту запись можно разделить на две половины: в левой составляющей формулы всегда будет записан металл, а в правой – кислотный остаток. Стандартная формула соли выглядит следующим образом:

Men _m Кислотный остатокm_n.

Физические свойства соли

Химия, как точная наука, вкладывает в название того или иного вещества всю возможную информацию о его составе и возможностях. Так, все наименования солей в современной интерпретации состоят из двух слов: одна часть имеет название металлического составляющего в именительном падеже, вторая — содержит описание кислотного остатка.

Эти соединения не имеют молекулярного строения, поэтому при обычных условиях они представляют собой твердые кристаллические вещества. Многие соли обладают кристаллической решеткой. Кристаллы этих веществ тугоплавки, поэтому для их плавления нужны очень высокие температуры. Например, сульфид бария плавится при температуре около 2200о С.

По растворимости соли делятся на растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Примером первых могут служить хлорид натрия, нитрат калия. К малорастворимым относят сульфит магния, хлорид свинца. Нерастворимые – это карбонат кальция. Информация о растворимости того или иного вещества содержится в справочной литературе.

Рассматриваемый продукт химической реакции обычно не имеет запаха и обладает разным вкусом. Предположение о том, что все соли соленые — ошибочно. Чистый соленый вкус имеет только один элемент этого класса – наша старая знакома поваренная соль. Существуют сладкие соли бериллия, горькие – магния и безвкусные – например, карбонат кальция (мел обыкновенный).

Большинство данных веществ бесцветно, но среди них имеются и такие, которые имеют характерные окрасы. Например, железа (II) сульфат отличается характерным зеленым цветом, калия перманганат – фиолетовый, а кристаллы хромата калия – ярко-желтые.

Классификация соли

Химия разделяет все виды неорганических солей на несколько основных признаков. Соли, получающиеся при полном замещении водорода в кислоте, называют нормальными или средними. Например, сульфат кальция.

Соль, которая является производной от реакции неполного замещения, называется кислой или основной. Примером такого образования может быть реакция гидросульфата калия:

Основная соль получается при такой реакции, в которой гидроксогруппа не полностью замещается на кислотный остаток. Вещества данного вида могут быть образованны теми металлами, чья валентность равна двум или больше. Типичная формула соли этой группы может быть выведена из такой реакции:

Нормальные, средние и кислые химические соединения образуют классы солей и являются стандартной классификацией этих соединений.

Двойная и смешанная соль

Химия неорганических веществ показывает, что данный продукт может быть образован двумя металлами и одной кислотой. В этом случае кислота должна иметь основность больше или равной 2. Такое соединение называют двойная соль. Химические соли этой группы – алюмокалиевые квасцы, их еще называют сульфат калия-алюминия.

Примером смешанной является кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислоты: CaOCl_2.

Номенклатура

Соли, образованные металлами с переменн

zna4enie.ru

Соли

Соли-продукт замещения атомов водорода в кислоте на металл. Растворимые соли в соде диссоцируют на катион металла и анион кислотного остатка. Соли делят на:

· Средние

· Кислые

· Основные

· Комплексные

· Двойные

· Смешанные

Средние соли. Это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла, или на группу атомов (NH₄⁺): MgSO₄,Na₂SO₄,NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃.

Названия средних солей происходят от названия металлов и кислот:CuSO₄-сульфат меди,Na₃PO₄-фосфат натрия,NaNO₂-нитрит натрия,NaClO-гипохлорит натрия,NaClO₂-хлорит натрия,NaClO₃-хлорат натрия,NaClO₄-перхлорат натрия,CuI- йодид меди(I), CaF₂-фторид кальция. Так же надо запомнить несколько тривиальных названий: NaCl-поваренная соль, KNO3-калийная селитра, K2CO3-поташ, Na2CO3-сода кальцинированная,Na2CO3∙10h3O-сода кристаллическая, CuSO4- медный купорос,Na₂B₄O₇^.10H₂O- бура,Na₂SO₄^.10H₂O-глауберова соль.Двойные соли. Это соли, содержащие два типа катионов (атомы водорода многоосновной кислоты замещены двумя различными катионами): MgNH₄PO₄,KAl(SO₄)₂,NaKSO₄.Двойные соли как индивидуальные соединения существуют только в кристаллическом виде. При растворении в воде они полностью диссоциируют на ионы металлов и кислотные остатки (если соли растворимые), например:

NaKSO₄↔Na⁺+K⁺+SO4^2-

Примечательно, что диссоциация двойных солей в водных растворах проходит в 1 ступень. Для названия солей данного типа нужно знать названия аниона и двух катионов:MgNH₄PO₄— фосфат магния-аммония.

Комплексные соли.Это частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемомукомплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Комплексные соли делятся на:

1) Катионные комплексы

[Zn(NH₃)₄]Cl₂ — дихлоридтетраамминцинка(II)
[Co(NH₃)₆]Cl₂ — дихлоридгексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы

K₂[BeF₄] — тетрафторобериллат(II) калия
Li[AlH₄] — тетрагидридоалюминат(III) лития
K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия

Теорию строения комплексных соединений разработал швейцарский химик А. Вернер.

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в многоосновных кислотах на катионы металла.

Например: NaHCO₃

Химические свойства:
Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода.
2KHSO₄+Mg→H₂↑+Mg(SO)₄+K₂ (SO)₄

Заметим, что для таких реакций опасно брать щелочные металлы, ибо они вначале прореагируют с водой с большим выделением энергии, и произойдёт взрыв, так как все реакции происходят в растворах.

2NaHCO₃+Fe→H₂↑+Na₂ CO₃+Fe₂ (CO₃ ) ₃↓

Кислые соли реагируют с растворами щелочей и образуют среднюю(ие) соль(ли) и воду:

NaHCO₃+NaOH→Na₂ CO₃+H₂O

2KHSO₄+2NaOH→2H₂O+K₂SO₄+Na₂ SO₄

Кислые соли реагируют с растворами средних солей в том случае, если выделяется газ, выпадает осадок, или выделяется вода:

2KHSO₄+MgCO₃→MgSO₄+K₂SO₄+CO₂↑+H₂O

2KHSO₄+BaCl₂→BaSO₄↓+K₂ SO₄+2HCl

Кислые соли реагируют с кислотами, если кислота-продукт реакции будет более слабая или летучая, чем добавленная.

NaHCO₃+HCl→NaCl+CO₂↑+H₂O

Кислые соли реагируют с основными оксидами с выделением воды и средних солей:

2NaHCO₃+MgO→MgCO₃↓+Na₂ CO₃+H₂O

2KHSO₄+BeO→BeSO₄+K₂ SO₄+H₂O

Кислые соли (в частности гидрокарбонаты) разлагаются под действием температуры:
2NaHCO₃ → Na₂ CO₃+CO₂+H₂O

Получение:

Кислые соли образуются при воздействии на щёлочь избытком раствора многоосновной кислоты (реакция нейтрализации):

NaOH+H₂ SO₄→NaHSO₄+H₂O

Mg(OH)₂+2H₂ SO₄→Mg(HSO₄ ) ₂+2H₂O

Кислые соли образуются при растворении основных оксидов в многоосновных кислотах:
MgO+2H₂ SO₄→Mg(HSO₄ ) ₂+H₂O

Кислые соли образуются при растворении металлов в избытке раствора многоосновной кислоты:
Mg+2H₂ SO₄→Mg(HSO₄ )₂+H₂↑

Кислые соли образуются в результате взаимодействия средней соли и кислоты, которой образован анион средней соли:
Ca₃ (PO₄ )₂+H₃ PO₄→3CaHPO₄

Основные соли:

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксогруппы в молекулах многокислотных оснований на кислотные остатки.

Пример: MgOHNO₃,FeOHCl.

Химические свойства:
Основные соли реагируют с избытком кислоты, образуя среднюю соль и воду.

MgOHNO₃+HNO₃→Mg(NO₃ )₂+H₂O

Основные соли разлагаются температурой:

[Cu(OH) ]₂ CO₃ →2CuO+CO₂↑+H₂O

Получение основных солей:
Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями:
2MgCl₂+2Na₂ CO₃+H₂O→[Mg(OH) ]₂ CO₃+CO₂↑+4NaCl
Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой:

ZnCl₂+H₂O→[Zn(OH) ]Cl+HCl

Большинство основных солей являются малорастворимыми. Многие из них являются минералами, напримермалахитCu₂CO₃(OH)₂и гидроксилапатит Ca₅(PO₄)₃OH.

Свойства смешанных солей не рассматриваются в школьном курсе химии, но определение важно знать.
Смешанные соли – это соли, в составе которых к одному катиону металла присоединены кислотные остатки двух разных кислот.

Наглядный пример -Ca(OCl)Cl белильная известь (хлорка).

Номенклатура:

1. Соль содержит комплексный катион

Сначала называют катион, затем входящие в внутреннюю сферу лиганды- анионы, с окончанием на «о» (Cl^—— хлоро, OH^—-гидроксо), затем лиганды, представляющие собой нейтральные молекулы (NH₃-амин,h3O-акво).Если одинаковых лигандов больше 1, о их количество обозначают греческими числительными:1 — моно, 2 — ди,3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса, 7 — гепта, 8 — окта, 9 — нона, 10 — дека. Последним называют ион-комплексообразователь, в скобках указывая его валентность, если она переменная.

[Ag(NH₃)₂](OH)-гидроксид диамин серебра (I)

[Co(NH₃)₄Cl₂]Cl₂-хлорид дихлорoтетраамин кобальта (III)

2. Соль содержит комплексный анион.

Сначала называют лиганды -анионы, затем входящие в внутреннюю сферу нейтральные молекулы с окончанием на «о», указывая их количество греческими числительными. Последним называют ион-комплексообразователь на латинском, с суффиксом «ат», указывая в скобочках валентность. Далее пишется название катиона, находящегося в внешней сфере, число катионов не указывается.

K₄[Fe(CN)₆]-гексацианоферрат (II) калия(реактив на ионы Fe³⁺)

K₃[Fe(CN)₆]- гексацианоферрат (III) калия(реактив на ионы Fe²⁺)

Na₂[Zn(OH)₄]-тетрагидроксоцинкат натрия

Большинство ионов комплексообразователей- металлы. Наибольшую склонность к комплексообрзованию проявляют d элементы. Вокруг центрального иона-комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы- лиганды или адденды.

Ион-комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса (в квадратных скобочках), число лигандов, координирующихся вокруг центрального иона называют координационным числом.

Ионы, не вошедшие в внутреннюю сферу, образуют внешнюю сферу. Если комплексный ион- катион, то во внешней сфере анионы и наоборот, если комплексный ион-анион, то во внешней сфере- катионы. Катионами обычно являются ионы щелочных и щёлочноземельных металлов, катион аммония. При диссоциации комплексные соединения дают сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в растворах:

K₃ [Fe(CN) ₆]↔3K⁺+[Fe(CN)₆ ]^3-

Если речь идёт о кислых солях, то при чтении формулы произносится приставка гидро-, например:
Гидросульфид натрия NaHS

Гидрокарбонат натрия NaHCO₃

С основными солями же используется приставка гидроксо- или дигидроксо-

(зависит от степени окисления металла в соли), например:
гидроксохлорид магнияMg(OH)Cl, дигидроксохлорид алюминия Al(OH)₂Cl

Способы получения солей:

1. Прямое взаимодействие металла с неметаллом. Этим способом можно получают соли бескислородных кислот.

Zn+Cl₂→ZnCl₂

2. Взаимодействие кислоты и основания (реакция нейтрализации). Реакции этого типа имеют большое практическое значение (качественные реакции на большинство катионов), они всегда сопровождаются выделением воды:

NaOH+HCl→NaCl+H₂O

Ba(OH)₂+H₂ SO₄→BaSO₄↓+2H₂O

3. Взаимодействие основного оксида с кислотным:

SO₃+BaO→BaSO₄↓

4. Взаимодействие кислотного оксида и основания:

2NaOH+2NO₂→NaNO₃+NaNO₂+H₂O

NaOH+CO₂→Na₂ CO₃+H₂O

5. Взаимодействие основного оксида и кислота:

Na₂ O+2HCl→2NaCl+H₂O

CuO+2HNO₃=Cu(NO₃ ) ₂+H₂O

6. Прямое взаимодействие металла с кислотой. Эта реакция может сопровождаться выделением водорода. Будет ли выделяться водорода или нет зависит от активности металла, химических свойств кислоты и ее концентрации (см. Свойства концентрированной серной и азотной кислот).

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂↑

H₂ SO₄+Zn=ZnSO₄+H₂↑

7. Взаимодействие соли с кислотой. Эта реакция будет происходить при условии, что кислота, образующая соль слабее или более летуча, чем кислота, вступившая в реакцию:

Na₂CO₃+2HNO₃=2NaNO₃+CO₂↑+H₂O

8. Взаимодействие соли с кислотным оксидом. Реакции идут только при нагревании, поэтому, вступающий в реакцию оксид должен быть менее летучим, чем образующийся после реакции:

CaCO₃+SiO₂=CaSiO₃+CO₂↑

9. Взаимодействие неметалла с щелочью. Галогены, сера и некоторые другие элементы, взаимодействуя с щелочами дают бескислородную и кислородосодержащую соли:

Cl₂+2KOH=KCl+KClO+H₂O(реакция идёт без нагревания)

Cl₂+6KOH=5KCl+KClO₃+3H₂O (реакция идёт с нагреванием)

3S+6NaOH=2Na₂ S+Na₂ SO₃+3H₂O

10. Взаимодействие между двумя солями. Это наиболее распространённыйспособ получения солей. Для этого обе соли, вступившие в реакцию должны бать хорошо растворимы, а так как это реакция ионного обмена, то, для того, чтобы она прошла до конца, нужно чтобы 1 из продуктов реакции был нерастворим:

Na₂ CO₃+CaCl₂=2NaCl+CaCO₃↓

Na₂ SO₄+ BaCl₂=2NaCl+BaSO₄↓

11. Взаимодействие между солью и металлом. Реакция протекает в том случае, если металл стоит в ряду напряжения металлов левее того, который содержится в соли:

Zn+CuSO₄=ZnSO₄+Cu↓

12. Термическое разложение солей. При нагревании некоторых кислородосодержащих солей образуются новые, с меньшим содержанием кислорода, или вообще его не содержащие:

2KNO₃ → 2KNO₂+O₂↑

4KClO₃ → 3KClO₄+KCl

2KClO₃ → 3O₂↑+2KCl

13. Взаимодействие неметалла с солью. Некоторые неметаллы способны соединяться с солями, с образованием новых солей:

Cl₂+2KI=2KCl+I₂↓

14. Взаимодействие основания с солью. Так как это реакцияионного обмена, то, для того, чтобы она прошла до конца, нужно чтобы 1 из продуктов реакции был нерастворим (это реакция так же пользуются для перевода кислых солей в средние):

FeCl₃+3NaOH=Fe(OH)₃↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl₂= (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO₄+KOH=K₂ SO₄+H₂O

Так же таким способом можно получать и двойные соли:

NaOH+ KHSO₄=KNaSO₄+H₂O

15. Взаимодействие металла с щелочью. Металлы, которые являются амфотерными реагируют с щелочами, образуя комплексы:

2Al+2NaOH+6H₂O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂↑

16. Взаимодействие солей(оксидов, гидроксидов, металлов) с лигандами:

2Al+2NaOH+6H₂O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂↑

AgCl+3NH₄OH=[Ag(NH₃ )₂]OH+NH₄ Cl+2H₂O

3K₄ [Fe(CN) ₆]+4FeCl₃=Fe₃ [Fe(CN) ₆]₃+12KCl

AgCl+2NH₄ OH=[Ag(NH₃ )₂]Cl+2H₂O

Авторы статьи: Симкин Егор Андреевич, Каштанов Артём Денисович

Редактор: Харламова Галина Николаевна

www.teslalab.ru

Свойства солей

Соли — это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН₄⁺, гидроксилированных групп Ме(ОН)_n^m⁺) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме_nА_m, где А — кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония NН₄⁺) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные, смешанные и комплексные (см. таблицу).

Таблица — Классификация солей по составу

СОЛИ

Средние

(нормальные) — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

AlCl₃

Кислые(гидросоли) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл

КHSO₄

Основные (гидроксосоли) —продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток

FeOHCl

Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток

КNaSO₄

Смешанные — содержат один металл и несколько кислотных остатков

CaClBr

Комплексные

[Cu(NH₃)₄]SO₄

Физические свойства. Соли — это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

Химические свойства

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

NaCl Na⁺ + Cl^–.

КNaSO₄ К⁺ + Na⁺ + SO₄^2–.

CaClBr Ca²⁺ + Cl ^–+ Br^–.

КHSO₄ К⁺ + НSO₄^– HSO₄^– H⁺ + SO₄^2–.

FeOHClFeOH⁺ + Cl^– FeOH⁺Fe²⁺ + OH^–.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2– [Cu(NH₃)₄]²⁺ Cu²⁺+ 4NH₃.

2) Взаимодействие с индикаторами. В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н⁺ (кислая среда) или ионы ОН^– (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

индикатор + Н⁺ (ОН^–) окрашенное соединение.

AlCl₃+ H₂O AlOHCl₂ + HCl Al³⁺ + H₂O AlOH²⁺+ H⁺

3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:

СаСO₃ СаO + СО₂.

соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

2AgCl Ag + Cl₂.

Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:

2КNO₃ 2КNO₂ + O₂.

4) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

2HCl + Na₂CO₃® 2NaCl + CO₂+ H₂O 2H⁺ + CO₃^2–® CO₂ + H₂O.

СaCl₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2HCl Сa²⁺ + SO₄^2- ® CaSO₄¯.

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

FeOHCl + HCl ® FeCl₂ + H₂O.

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

Na₂SO₄ + H₂SO₄ ® 2NaHSO₄.

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.

CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄ Cu²⁺ + 2OH^– ® Cu(OH)₂¯.

6) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃Ag⁺ + Cl^– ® AgCl¯.

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:

Fe + CuSO₄ ® Cu¯ + FeSO₄ Fe + Cu²⁺ ® Cu¯ + Fe²⁺.

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока). Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

2NaCl + 2H₂O H₂ + 2NaOH + Cl₂.

2NaCl_{расплав} 2Na + Cl₂.

9) Взаимодействие с кислотными оксидами.

СО₂ + Na₂SiO₃® Na₂CO₃+ SiO₂

Na₂CO₃+ SiO₂ СО₂ + Na₂SiO₃

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl.

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами:

CaO + SiO₂ CaSiO₃ ZnO + SO₃ ZnSO₄.

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами:

Na₂O + ZnO Na₂ZnO₂.

4) Взаимодействием металлов с кислотами:

2HCl + Fe ® FeCl₂ + H₂.

5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:

Na₂O + 2HNO₃ ® 2NaNO₃ + H₂O ZnO + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O.

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами:

В растворе: 2NaOH + ZnO + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄] 2OH^–+ ZnO + H₂О ® [Zn(OH)₄]^2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na₂ZnO₂ + H₂O.

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂[Zn(OH)₄] 2OH^– + Zn(OH)₂ ® [Zn(OH)₄]^2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)₂ Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:

Ca(OH)₂+ H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2H₂O Zn(OH)₂+ H₂SO₄ ® ZnSO₄ + 2H₂O.

8) Взаимодействием кислот с солями:

2HCl + Na₂S ® 2NaCl + Н₂S.

9) Взаимодействием солей со щелочами:

ZnSО₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + Zn(OH)₂¯.

10) Взаимодействием солей друг с другом:

AgNO₃ + KCl ® AgCl¯ + KNO₃.

Л.А. Яковишин

sev-chem.narod.ru

Соли химических веществ

Солью называются сложные вещества, образующиеся в результате замещения одного или нескольких атомов водорода в кислоте на металл (или группу NHJ) и диссоциирующие в водных растворах на положительно заряженные ионы металла (или Nh5+) и отрицательно заряженные ионы — кислотные остатки. Различают соли средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.

Как уже было сказано, кислоты бывают одно-, двух-, трех- и более основные (основность кислоты определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл). Если в кислоте все атомы водорода заместить на металл, то полученную соль называют средней солью, например, натрий сернистокислый Na2SO3, калий сернокислый K2SO4.

Кислые соли получаются при неполном замещении атомов водорода в кислоте. Кислые соли образуют только двух- и более основные кислоты. В названии соли, образованной при замещении одного водорода в двухосновной кислоте, добавляется слово «кислый», например, натрий кислый сернистокислый NaHSO3, калий кислый сернокислый KHSO4. Соли, образующиеся при частичном замещении водорода металлом у трехосновных кислот, принято обозначать как одно-, двух- и трехзамещенные.

Так, соль ортофосфорной кислоты Н3РО4, образованная замещением одного атома водорода на натрий, называется натрий фосфорнокислый однозамещенный Nah3PO4, при замещении двух атомов водорода — натрий фосфорнокислый двузамещенный Na2HPO4, а трех атомов водорода — натрий фосфорнокислый трехзамещенный (или средний) Na3PO4.

Основные соли — это такие соли, в молекуле которых металл соединен не только с кислотным остатком, но и с гидроксилом.

Например, висмуту азотнокислому среднему соответствует формула Bi(NO3)3, состав же висмута азотнокислого основного выражается формулой Bi(OH)2NO3. Обычно основные соли содержат при металле одну или две гидроксильные группы: Mg(OH)Cl, Fe(OH)2Cl, Al(OH)S04 и др. Основные соли образуются при взаимодействии кислот со слабыми основаниями, причем кислоты должно быть меньше, чем требуется для получения средней соли.

Двойные соли — это такие соли, в которых кислотный остаток одной и той же кислоты соединен с атомами двух металлов или атомом металла и аммонийной группой, например, калий-натрий углекислый KNaCO3, соль Мора (Nh5)2Fe(SO4)2*6h3O и др.

Двойные соли существуют только в твердом кристаллическом виде; при растворении они распадаются на составляющие их простые соли. Это доказывается, например, тем, что в водном растворе алюмокалиевых квасцов можно обнаружить ионы К+, Аl3+

Смешанные соли — это соли, молекулы которых состоят из одного металла, соединенного с двумя разными кислотными остатками. Подобно двойным солям они могут быть получены при кристаллизации насыщенного раствора двух солей одного металла, но с различными кислотными остатками, например:

СаСl2 + Са(NO3)2 = 2СаСlNO3

Комплексные соли отличаются от двойных солей тем, что в водном растворе они не диссоциируют на ионы солей, из которых они образовались, а дают особые комплексные ионы.

Например, калий железистосинеродистый K3[Fe(CN)6] образует ионы К+ , а барий платиносинеродистый Ba[Pt(CN)4] соответственно Ва2+; ион железа в первом случае и ион платины в другом обнаружить в водном растворе не удается.

Группа солей — самая многочисленная в ассортименте неорганических реактивов, и число их превышает 1000 наименований. С учетом химических свойств, местонахождения солеобразующих элементов в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и по некоторым другим признакам неорганические соли подразделяют на девять подгрупп.

1. Соли щелочных металлов (лития, натрия, калия, рубидия, цезия), аммония и таллия.

Соли щелочных металлов — белые твердые кристаллические вещества за исключением бромистого и иодистого таллия (желтого цвета) и солей, имеющих окрашенные анионы. Большинство солей хорошо растворимо в воде; мало растворимы — калий и аммоний хлорнокислые, калий и натрий кремнефтористые, натрий тетраборнокислый, натрий кислый пиро-сурьмянокислый; очень мало растворимы — углекислый, фосфорнокислый и фтористый литий; нерастворимы — хлористый, бромистый и иодистый таллий.

Применение. Соли натрия, калия и аммония реактивной чистоты широко применяют как технологическое сырье в химической, медицинской, металлургической и других отраслях промышленности, а также в аналитической химии в качестве исходных веществ для титриметрического анализа и для приготовления буферных растворов. Некоторые соли калия и натрия используют в качестве окислителей, плавней, комплексообразователей и т. п.; соли аммония — для колориметрических определений и как без-зольные реактивы в гравиметрическом анализе; калий кислый сурьмянокислый — для открытия и определения натрия.

Соли цезия и рубидия применяют в электротехнике и приборостроении при изготовлении аккумуляторных батарей, фотоэлементов и люминесцентных материалов; соли таллия — в производстве монокристаллов, лития — в синтезе лекарственных средств. В аналитической химии соли цезия, рубидия и таллия применяются для микрокристаллоскопических реакций на ряд катионов и анионов, а сернокислый литий — для разделения кальция и магния.

2. Соли щелочноземельных металлов (кальция, стронция, бария» магния) и бериллия.

Соли щелочноземельных металлов представляют собой белые твердые кристаллические вещества, за исключением солей, имеющих окрашенные анионы. В отличие от солей щелочных металлов многие соли этой подгруппы очень мало или практически нерастворимы в воде, например, все углекислые и фосфорнокислые соли (кроме бериллия), сернокислые и фтористые соли кальция, стронция и магния. Соли магния имеют горький вкус, а соли бериллия—сладкий. Галогениды кальция и магния гигроскопичны и расплываются на воздухе.

Применение. Соли щелочноземельных металлов реактивной чистоты применяют в следующих отраслях промышленности: соли бария и стронция — в радиоэлектронике и авиационной промышленности; соли магния, бария, кальция — в производстве лекарственных препаратов; соли бериллия — при изготовлении газокалильных сеток; кальций хлористый кристаллический — в металлургии и т. д В лабораторной практике широко применяется безводный хлористый кальций для осушки газов, обезвоживания эфиров и других органических жидкостей; для сушки и обезвоживания служит также безводный хлорнокислый магний — ангидрон. В качестве аналитических препаратов используются сернокислый магний — для осаждения свинца, углекислый кальций — для определения марганца, хлористый барий — для определения сульфатов и т. д.

3. Соли кадмия, меди, ртути, свинца и цинка.

Соли цинка — белые вещества, растворимые соли ртути и свинца бесцветны. Углекислые, фосфорнокислые и сернистые соли цинка, кадмия и меди в воде нерастворимы. Большинство солей ртути и свинца также нерастворимо в воде; хорошо растворимы их азотнокислые соли и хлорная ртуть (сулема).

Применение. Соли кадмия, меди, ртути, цинка реактивной чистоты довольно широко применяют в промышленности и технике, например, цинк хлористый и сернокислый — в медицинской промышленности, радиоэлектронике, металлургии и в специальных отраслях техники; кадмий сернокислый — в химической промышленности, а кадмий хлористый — в сельском хозяйстве; медь сернокислая — в химической промышленности и радиоэлектронике; ртуть хлористая (каломель) и хлорная — в медицине.

Из данной подгруппы солей в аналитических целях используются кадмий азотнокислый и сернокислый — для определения сероводорода в воде; цинк азотнокислый — при нефелометрическом определении серы в крови; цинк хлористый — для обнаружения вторичных спиртов; ртуть(1) азотнокислая—в качестве осади-теля в гравиметрическом анализе, а ртуть(П) азотнокислая — как составная часть реактива на белок; медь сернокислая кристаллическая — как катализатор при определении азота по Кьельдалю, а безводная — в качестве осушителя.

Йодная ртуть служит основой для приготовления так называемых «тяжелых жидкостей», используемых в минералогическом анализе для разделения зерен минералов по их плотностям.К ним относятся жидкость Рорбаха — раствор BaHgl4 — желтая жидкость плотностью 3,40—3,50 г/см3 и жидкость Туле — раствор K2Hgl4, содержащий иодистый калий,— светло-желтая жидкость плотностью 3,19—3,20 г/см3, смешивающаяся с водой без разложения.

4. Соли алюминия, ванадия, железа, кобальта, марганца, никеля, титана и хрома.

Соли алюминия—это кристаллические или аморфные вещества, окрашенные только при окрашенных анионах. Соли двухвалентного железа имеют окраску зеленую или голубоватую, кобальта — темно-розовую и красную, хрома — темно-фиолетовую или темно-зеленую, никеля — зеленую. Многие соли хорошо растворимы в воде, углекислые и фосфорнокислые соли — нерастворимы, а фтористые — мало или вовсе нерастворимы.

Применение. Соли алюминия, ванадия, железа, кобальта, никеля и хрома применяют в качестве катализаторов или они служат исходным сырьем для их приготовления. Соли высших валентностей, а именно марганцовокислый калий и двухромовокислый калий или натрий используют как сильные окислители, а соли титана, никеля и двухвалентного железа — в качестве восстановителей.

Аналитическое значение имеют соли двухвалентного железа — в качестве восстановителей нитро- и нитрозосоединений; соли трехвалентного железа — как индикаторы на роданиды, соли кобальта — при осаждении калия в виде кобальтинитрита и для приготовления невыцветающих цветных стандартов; соли никеля для иодометрического определения олова; соли титана — в анализе азосоединений; соли хрома — для периметрического определения железа и как фиксатор в микроскопии.

5. Соли лантаноидов, иттрия и скандия.

Лантаноидами называются 14 элементов, занимающих порядковые номера 58—71 в периодической системе Д. И. Менделеева. Вместе с иттрием и скандием они составляют так называемую подгруппу редкоземельных элементов. В природе они мало распространены и обычно встречаются в смеси друг с другом. Различают цериевую и иттриевую группы редких земель. Первая включает пять элементов: лантан, церий, празеодим, неодим и самарий; вторая — одиннадцать: гадолиний, гольмий, диспрозий, европий, иттербий, иттрий, лютеций, скандий, тербий, тулий и эрбий.

Соли самария имеют светло-желтую окраску, гольмия — желтую, неодима — сиреневую, тулия—зеленоватую, празеодима — зеленую. Соли остальных редкоземельных металлов представляют собой бесцветные кристаллы или белые кристаллические порошки. Азотнокислые, сернокислые, хлористые, бромистые и йодистые соли хорошо растворимы в воде; углекислые и фтористые соли в воде нерастворимы. Все перечисленные соли, кроме фтористых, кристаллизуются из растворов в виде кристаллогидратов. Йодистые и большинство хлористых и бромистых солей очень гигроскопичны и расплываются на воздухе.

Применение. Соли редкоземельных металлов применяются в технике пока ограниченно, так как они сравнительно мало изучены. В аналитической химии применяют лантан азотнокислый — в качестве реактива на ацетаты в капельном анализе и для гравиметрического определения фтора; иттрий азотнокислый — для тит-риметрического определения фтора; церий сернокислый — в периметрии для оксидиметрического определения двухвалентного железа, трехвалентной сурьмы и многих других.

6. Соли галлия, гафния, индия, ниобия и тантала.

Соли шестой подгруппы преимущественно бесцветные кристаллы или белые порошки. Многие из них очень гигроскопичны и расплываются на воздухе. Окислы этих металлов обладают амфотерными свойствами, поэтому большинство их солей легко подвергается гидролизу, переходя в основные соли, мало или вовсе нерастворимые в воде; известны также соли, где эти металлы входят в состав анионов (например, ниобаты и танталаты).

Применение. Соли галлия и гафния используются в качестве катализаторов в органическом синтезе. Хлористый галлий, растворимый в органических растворителях, как катализатор имеет существенное преимущество перед хлористым алюминием. Ниобаты и танталаты калия, натрия и других металлов применяют для изготовления пьезоэлектрических преобразователей, керамических сегнетоконденсаторов и усилителей сигналов изображений в телевизорах. Тантал-калий фтористый используется для производства чистых препаратов тантала, не содержащих ниобия.

7. Соли висмута, германия, кремния, мышьяка, олова, селена, сурьмы и теллура.

Кислородные соединения висмута, сурьмы, мышьяка, германия и олова обладают амфотерными свойствами.

Соли сильных минеральных кислот этих металлов растворимы в воде, но при значительном разбавлении или нагревании гидролизуются и выделяют нерастворимые осадки основных солей. Окислы высших валентностей этих элементов образуют кислоты: мышьяковистую, мышьяковую, орто-, мета- и пиросурьмяные, оловянную и др. Некоторые из этих кислот в свободном состоянии не получены, но соли их хорошо известны.

Кремний — аналог углерода, но неметаллические свойства его выражены слабее, чем у углерода. С хлором он образует четыреххлористый кремний — жидкость, разлагающуюся водой на кремневую и соляную кислоты, а со фтором — четырехфтористый кремний — газ, образующий с водой кремнефтористоводородную кислоту. Соли кремневой кислоты носят название силикатов, а кремнефтористоводородной кислоты — фторосиликатов. Большинство этих солей растворимо в воде.

Селен и теллур по свойствам близки к сере. Подобно сере они образуют селениды и теллуриды, аналогичные сульфидам, а также соли селенистой h3SeO3 и селеновой h3Se04, теллуристой Н2ТеO3 и теллуровой Н2ТеO4 кислот, подобные солям сернистой и серной кислот.

Применение. Многие соли этой подгруппы находят применение в технике и научных исследованиях. Соли мышьяковистой кислоты используют как энергичные восстановители, а калий мышьяковистокислый — в медицине; соли висмута — в медицине и как катализаторы в органическом синтезе; соли германия — при изготовлении светящихся экранов и в специальной оптике; четыреххлористый кремний — для синтеза кремнийорганических соединений и др.

В аналитической химии применяют четыреххлористое олово для отделения рубидия и цезия от калия хлорстаннатным методом и для омыления простых эфиров фенолов; соли висмута — для микрокристаллоскопического определения калия, натрия и других металлов; калий теллуристокислый — в качестве диагностического средства в медицине; натрий кремнефтористоводородный — для осаждения и отделения скандия.

8. Соли вольфрама, молибдена, тория, урана и циркония.

Вольфрам и молибден в соединениях могут проявить различную электрохимическую валентность — от 2 до 6. Наиболее устойчивы соединения, где металл шестивалентен, как, например, вольфрамовая . h3WO4 и молибденовая Н2МоO4 кислоты. С металлами эти кислоты образуют соли — вольфраматы и молибдаты, которые представляют собой твердые кристаллические, преимущественно белые вещества. Вольфраматы и молибдаты щелочных металлов растворимы в воде, остальные соли — нерастворимы. Известны также соли сложных кислот; фосфорновольфрамовой, фосфорномолибденовой, кремневольфрамовой, кремнемолибденовой и др. Соли этих кислот, окрашенные в различные цвета, хорошо растворимы в воде.

Вольфрам и молибден образуют также соли, в которых они проявляют основные свойства и выступают в качестве катионов: вольфрам шестихлористый WCl6 (сине-фиолетовый кристаллический порошок), молибден пятихлористый MoCl5 (черный с зеленоватым оттенком кристаллический порошок) и т. п.

Окислы тория и циркония с минеральными кислотами дают хорошо кристаллизующиеся белые соли, большинство которых растворимо в воде. Цирконий проявляет амфотерные свойства, образуя цирконилы, например, цирконил азотнокислыйZrO(NO3)2 и соли циркониевой кислоты h3ZrO3 — цирконаты.

Применение. Соединения вольфрама и молибдена применяют в металлургии для производства специальных сталей. Кроме того, молибдаты используют в качестве катализаторов; некоторые соли вольфрама и циркония — для изготовления художествейных красок; хлористый цирконий — как катализатор полимеризации этилена и пропилена; азотнокислый торий — для изготовления газокалильных сеток.

В аналитических целях используют аммоний молибденовокислый для открытия и количественного определения фосфорной кислоты; торий азотнокислый — для гравиметрического, титриметри-ческого и колориметрического определения фторидов; уранил азотнокислый — для титриметрического определения мышьяка, гравиметрического определения ванадия и как микрохимический реактив на уксусную кислоту и перекись водорода; цирконий азотнокислый — для осаждения и отделения малых количеств фосфатов.

9. Соли драгоценных металлов.

К подгруппе солей драгоценных металлов относятся соли серебра, золота и металлов так называемой платиновой группы: рутения, родия, палладия, осмия, иридия и платины. Перечисленные металлы относятся к малоактивным элементам, которые весьма устойчивы к химическим воздействиям. Серебро растворяется только в азотной кислоте, другие — в царской водке (смесь азотной и соляной кислот), а на иридий, например, не действует и царская водка.

Соли серебра — твердые кристаллические вещества. Серебро азотнокислое и фтористое растворимы в воде, сернокислая соль — мало растворима, а остальные соли — нерастворимы. Растворимые соли серебра представляют собой бесцветные кристаллы или белые порошки.

Из солей металлов платиновой группы наиболее распространены палладий азотнокислый—коричневато-бурые кристаллы, палладий хлористый — темно-бурый порошок, иридий четыреххлористый— черно-коричневый порошок. Все указанные соли, за исключением хлористого палладия, чрезвычайно гигроскопичны и расплываются на воздухе.

Применение. Из солей драгоценных металлов наибольшее значение имеет азотнокислое серебро, применяемое в медицине, фотокинопромышленности, производстве зеркал и для гальванических покрытий. Соли остальных элементов, кроме гальванопластики, служат непосредственно или в качестве исходного сырья для приготовления различных катализаторов.

В аналитических целях используют азотнокислое серебро для титриметрического определения галогенидов, цианидов и роданидов, для осаждения мышьяка, тиосемикарбазидов и пуриновых оснований; сернокислое серебро — для осаждения хлоридов; палладий хлористый — в капельном анализе как реактив на иодисто-водородную кислоту.

Соли химических веществ | 2014-01-13 05:58:24 | Варламов Дмитрий | Химия |

Химические вещества. Соли. Солью называются сложные вещества, образующиеся в результате замещения одного или нескольких атомов водорода в кислоте на металл (или группу NHJ) и диссоциирующие в водных растворах на положительно заряженные ионы металла (или Nh5+) и отрицательно заряженные ионы — кислотные остатки. Различают соли средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные. | соли, химия, вещество

abakbot.ru

Соли. Получение и химические свойства.

Рассмотрим важнейшие способы получения солей.

Реакция нейтрализации. Растворы кислоты и основания смешивают в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль. Например:

H₂SO₄	+	2 KOH	=	K₂SO₄	+	2 H₂O
				сульфат калия

2. Реакция кислот с основными оксидами. Фактически, это вариант реакции нейтрализации. Например:

H₂SO₄	+	CuO	=	CuSO₄	+	H₂O
				сульфат меди

3. Реакция оснований с кислотными оксидами. Это также вариант реакции нейтрализации:

Ca(OH)₂	+	CO₂	=	CaCO₃↓	+	H₂O
				карбонат кальция

4. Реакция основных и кислотных оксидов между собой:

CaO	+	SO₃	=	CaSO₄
				сульфат кальция

5. Реакция кислот с солями. Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:

H₂S	+	CuCl₂	=	CuS↓ (осадок)	+	2 HCl
				сульфид меди

6. Реакция оснований с солями. Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. Например:

3 NaOH	+	FeCl₃	=	Fe(OH)₃↓	+	3 NaCl
				(осадок)		хлорид натрия

7. Реакция двух различных солей. Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:

AgNO₃	+	KCl	=	AgCl↓ (осадок)	+	KNO₃
				хлорид серебра		нитрат калия

Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:

NaCl + KBr = Na⁺ + Cl^ + K⁺ + Br^

Если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8. Реакция металлов с кислотами. Соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов (таблица 4-3), вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:

Fe	+	H₂SO₄(разб.)	=	FeSO₄	+	H₂
				сульфат железа II

9. Реакция металлов с неметаллами. Эта реакция внешне напоминает горение. Металл «сгорает» в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый «дым»:

2 K	+	Cl₂	=	2 KCl
				хлорид калия

10. Реакция металлов с солями. Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее, способны вытеснять менее активные (расположенные правее) металлы из их солей:

Zn	+	CuSO₄	=	Cu	+	ZnSO₄
				порошок меди		сульфат цинка

Рассмотрим химические свойства солей.

Наиболее распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислительно-восстановительные реакции солей.

Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.

А) Реакции за счет иона металла.

Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл:

Hg²⁺SO₄	+	Sn⁰	=	Hg⁰	+	Sn²⁺SO₄
соль менее активного металла (окислитель)		более активный металл (восстановитель)

Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности левее (см. параграф 8.3), являются более активными.

Б) Реакции за счет кислотного остатка.

В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда –многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками. Например:

Na₂S^–2	+	Br₂⁰	=	S⁰	+	2 NaBr^–1
соль сероводородной кислоты				сера

2 KI^–1

H₂O₂^–1

H₂SO₄

I₂⁰

K₂SO₄

2 H₂O^–2

соль иодоводородной кислоты

иод

2 KMn⁺⁷O₄	+	16 HCl^–1	=	5 Cl₂⁰	+	2 KCl	+	2 Mn⁺²Cl₂	+	8 H₂O
соль марганцевой кислоты								хлорид марганца

2 Pb(N⁺⁵O₃^–2)₂	=	2 PbO	+	4 N⁺⁴O₂	+	O₂⁰
соль азотной кислоты	при нагревании

2. Обменные реакции солей.

Такие реакции могут происходить, когда соли реагируют: а) с кислотами, б) с щелочами, в) с другими солями. При проведении обменных реакций берут растворы солей. Общим требованием для таких реакций является образование малорастворимого продукта, который удаляется из раствора в виде осадка. Например:

а) CuSO₄ + H₂S = CuS↓ (осадок) + H₂SO₄

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ (осадок) + HNO₃

б) FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃↓ (осадок) + 3 NaCl

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂↓ (осадок) + K₂SO₄

в) BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄↓ (осадок) + 2 KCl

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ (осадок) + 2 NaCl

Если хотя бы один продукт таких обменных реакций не уходит из сферы реакции в виде осадка (иногда – в виде газа), то при смешивании растворов образуется только смесь ионов, на которые при растворении распадаются исходная соль и реагент. Таким образом, обменная реакция произойти не может.

studfiles.net