Как найти все возможные соли - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

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

Классификация солей

Получение солей

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 → ZnCl₂ + 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 + H₂SO₄ → 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 — взаимодействие 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 неметаллами. 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= 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 ≠

Химические свойства солей

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-гипохлорит 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 → K₂SiO₃ + 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 → K₂CO₃ + 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 ≠

При добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO₃) произойдет химическая реакция:

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

При добавлении железа (Fe) в раствор соли меди (CuSO₄) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

Pb(NO₃)₂ + Zn = Pb + Zn (NO₃)₂

7. 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

Все нитраты:

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):

4KI^— + 2Cu⁺² Cl2 → 4KCl + 2Cu⁺l + I₂⁰

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

Источник

Химические свойства и способы получения солей

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

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

Классификация солей

Получение солей

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:

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:

Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.

Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

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

Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода

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

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

Аммиак + кислота = соль

Например , аммиак реагирует с соляной кислотой:

Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

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

2HCl + CuO → CuCl₂ + H₂O

Щёлочь + кислотный оксид → соль + вода

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

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:

Например , кислород окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:

7. Еще один способ получения солей — взаимодействие 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.

Минеральные кислоты реагируют по схеме:

металл + кислота → соль + водород

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

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

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

2Al + 2NaOH + 6 H₂ + O = 2Na[ Al +3 (OH)₄] + 3 H₂ 0

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

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

2NaOH + Cl₂ 0 = NaCl — + NaOCl + + H₂O

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

6NaOH + Cl₂ 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH + Si 0 + H₂ + O= Na₂Si +4 O₃ + 2H₂ 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂ 0 + 4NaO -2 H = O₂ 0 + 4NaF — + 2H₂O

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

Например , хлор взаимодействует с бромидом калия:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

Но не реагирует с фторидом калия:

KF +Cl₂ ≠

Химические свойства солей

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 → Ca 2+ + 2Cl –

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 + → Cu 2+ + OH –

Двойные соли диссоциируют в одну ступень.

Например , сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:

Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.

Например , хлорид-гипохлорид кальция диссоциирует в одну ступень:

CaCl(OCl) → Ca 2+ + Cl — + ClO –

Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.

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

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:

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

Растворимая соль + щелочь = соль₂ + основание

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

Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:

Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.

Кислая соль + щелочь = средняя соль + вода

Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:

Растворимая соль₁ + растворимая соль₂ = соль₃ + соль₄

Растворимая соль + нерастворимая соль ≠

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

Кислая соль₁ + кислая соль₂ = соль₃ + кислота

Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:

Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями.

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

6. C оли 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 ≠

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 ≠

ZnCl_2(р-в) + 2Na = 2NaCl + Zn

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

Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:

CuO + Fe = FeO + Cu

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

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

7. Некоторые соли при нагревании разлагаются .

Нитрат, дихромат, нитрит аммония:

Галогениды серебра (кроме AgF):

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

Карбонаты и гидрокарбонаты:

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

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):

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

Химические свойства солей

О чем эта статья:

Соли — это сложные вещества, в состав которых входят катионы металла и анионы кислотного остатка. Иногда в состав солей входят водород или гидроксид-ион.

Классификация и номенклатура солей

Так как соли — это продукт полного или частичного замещения металлом атома водорода в кислоте, по составу их можно классифицировать следующим образом.

Кислые соли

Образованы неполным замещением атомов водорода на металл в кислоте.

В наименованиях кислых солей указывают количество водорода приставками «гидро-» или «дигидро-», название кислотного остатка и название металла. Если металл имеет переменную валентность, то в скобках указывают валентность.

Примеры кислых солей и их наименования:

LiHCO₃ — гидрокарбонат лития,

NaHSO₄ — гидросульфат натрия,

NaH₂PO₄ — дигидрофосфат натрия.

Средние соли

Образованы полным замещением атомов водорода в кислоте на металл.

Наименования средних солей складываются из названий кислотного остатка и металла. При необходимости указывают валентность.

Примеры средних солей с названиями:

CuSO₄ — сульфат меди (II),

CaCl₂ — хлорид кальция.

Основные соли

Продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток.

В наименованиях основных солей указывают количество гидроксид-ионов приставкой «гидроксо-» или «дигидроксо-», название кислотного остатка и название металла с указанием валентности.

Пример: Mg(OH)Cl — гидроксохлорид магния.

Двойные соли

В состав входят два разных металла и один кислотный остаток.

Наименование складывается из названия аниона кислотного остатка и названий металлов с указанием валентности (если металл имеет переменную валентность).

Примеры двойных солей и их наименования:

KNaSO₄ — сульфат калия-натрия,

Смешанные соли

Содержат один металл и два разных кислотных остатка.

Наименования смешанных солей складываются из названия кислотных остатков (по усложнению) и названия металла с указанием валентности (при необходимости).

Примеры смешанных солей с наименованиями:

CaClOCl — хлорид-гиполхорит кальция,

PbFCl — фторид-хлорид свинца (II).

Комплексные соли

Образованы комплексным катионом или анионом, связанным с несколькими лигандами.

Называют комплексные соли по схеме: координационное число + лиганд с окончанием «-о» + комплексообразователь с окончанием «-ат» и указанием валентности + внешняя сфера, простой ион в родительном падеже.

Пример: K[Al(OH)₄] — тетрагидроксоалюминат калия.

Гидратные соли

В состав входит молекула кристаллизационной воды.

Число молекул воды указывают численной приставкой к слову «гидрат» и добавляют название соли.

Пример: СuSO₄∙5H₂O — пентагидрат сульфата меди (II).

Получение солей

Получение средних солей

Средние соли можно образовать в ходе следующих реакций:

Так получают только соли бескислородных кислот.

Металл, стоящий левее H2 в ряду активности, с раствором кислоты:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H2

Металл с раствором соли менее активного металла:

Основный оксид + кислотный оксид:

Основный оксид и кислота:

Основание с кислотным оксидом:

Основание с кислотой (реакция нейтрализации):

Взаимодействие соли с кислотой:

Взаимодействие возможно, если одним из продуктов реакции будет нерастворимая соль, вода или газ.

Реакция раствора основания с раствором соли:

Взаимодействие растворов двух солей с образованием новых солей:

Получение кислых солей

Кислые соли образуются при взаимодействии:

Кислот с металлами:

Кислот с оксидами металлов:

Гидроксидов металлов с кислотами:

Кислот с солями:

Аммиака с кислотами:

Получение кислых солей возможно, если кислота в избытке.

Также кислые соли образуются в ходе реакции основания с избытком кислотного оксида:

Получение основных солей

Взаимодействие кислоты с избытком основания:

Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов:

Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями:

Получение комплексных солей

Реакции солей с лигандами:

Получение двойных солей

Двойные соли получают совместной кристаллизацией двух солей:

Химические свойства солей

Химические свойства средних солей

Растворимые соли являются электролитами, следовательно, могут распадаться на ионы. Средние соли диссоциируют сразу:

Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла соли:

Металл	Левее Mg, кроме Li	От Mg до Cu	Правее Cu
Продукты	MeNO₃ + O₂	Me_xO_y + NO₂ + O₂	Me + NO₂ + O₂
Пример	2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂	2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂	2AgNO₃= 2Ag + 2NO₂ + O₂

Соли аммония разлагаются с выделением азота или оксида азота (I), если в составе анион, проявляет окислительные свойства. В остальных случаях разложение солей аммония сопровождается выделением аммиака:

Взаимодействие солей с металлами:

Более активные металлы вытесняют менее активные металлы из растворов солей.

Некоторые соли подвержены гидролизу:

Обменные реакции соли и кислоты, соли с основаниями и взаимодействие солей с солями:

Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона:

Химические свойства кислых солей

Диссоциация. Кислые соли диссоциируют ступенчато:

Термическое разложение с образованием средней соли:

Взаимодействие солей со щелочью. В результате образуется средняя соль:

Химические свойства основных солей

Реакции солей с кислотами — образование средней соли:

Диссоциация — так же как и кислые соли, основные соли диссоциируют ступенчато.

Химические свойства комплексных солей

Избыток сильной кислоты приводит к разрушению комплекса и образованию двух средних солей и воды:

Недостаток сильной кислоты приводит к образованию средней соли активного металла, амфотерного гидроксида и воды:

Взаимодействие слабой кислоты с солью образует кислую соль активного металла, амфотерный гидроксид и воду:

При действии углекислого или сернистого газа получаются кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Реакция солей, образованных сильными кислотами с катионами Fe3+, Al3+ и Cr3+, приводит к взаимному усилению гидролиза. Продукты реакции — два амфотерных гидроксида и соль активного металла:

Разлагаются при нагревании:

Вопросы для самопроверки

С чем взаимодействуют средние соли?

Назовите типичные реакции солей.

Из предложенного списка солей выберите те, которые не реагируют с цинком: нитрит калия, бромид железа, карбонат цезия, сульфат меди.

Формула какого вещества пропущена в уравнении реакции:

Химия

План урока:

Оксиды

В состав оксидов ВСЕГДА входит ТОЛЬКО два элемента, один из которых будет кислород. В этом классе соединений срабатывает правило, третий элемент лишний, он не запасной, его просто не должно быть. Второе правило, степень окисления кислорода равна -2. Из выше сказанного, определение оксидов будет звучать в следующем виде.

Оксиды в природе нас окружают повсюду, честно говоря, сложно представить нашу планету без двух веществ – это вода Н₂О и песок SiO₂.

Вы можете задаться вопросом, а что бывают другие бинарные соединения с кислородом, которые не будут относиться к оксидам.

Поранившись, Вы обрабатываете рану перекисью водорода Н₂О₂. Или для примера соединение с фтором OF₂. Данные вещества вписываются в определение, так как состоят из 2 элементов и присутствует кислород. Но давайте определим степени окисления элементов.

Данные соединения не относятся к оксидам, так как степень окисления кислорода не равна -2.

Кислород, реагируя с простыми, а также сложными веществами образует оксиды. При составлении уравнения реакции, важно помнить, что элементу О свойственна валентность II (степень окисления -2), а также не забываем о коэффициентах. Если не помните, какую высшую валентность имеет элемент, советуем Вам воспользоваться периодической системой, где можете найти формулу высшего оксида.

Рассмотрим на примере следующих веществ кальций Са, мышьяк As и алюминий Al.

Подобно простым веществам реагируют с кислородом сложные, только в продукте будет два оксида. Помните детский стишок, а синички взяли спички, море синее зажгли, а «зажечь» можно Чёрное море, в котором содержится большое количество сероводорода H₂S. Очевидцы землетрясения, которое произошло в 1927 году, утверждают, что море горело.

Чтобы дать название оксиду вспомним падежи, а именно родительный, который отвечает на вопросы: Кого? Чего? Если элемент имеет переменную валентность в скобках её необходимо указать.

Классификация оксидов строится на основе степени окисления элемента, входящего в его состав.

Реакции оксидов с водой определяют их характер. Но как составить уравнение реакции, а тем более определить состав веществ, строение которых Вам ещё не известно. Здесь приходит очень простое правило, необходимо учитывать, что эта реакция относиться к типу соединения, при которой степень окисления элементов не меняется.

Возьмём основный оксид, степень окисления входящего элемента +1, +2(т.е. элемент одно- или двухвалентен). Этими элементами будут металлы. Если к этим веществам прибавить воду, то образуется новый класс соединений – основания, состава Ме(ОН)_n, где n равно 1, 2 или 3, что численно отвечает степени окисления металла, гидроксильная группа ОН- имеет заряд –(минус), что отвечает валентности I.При составлении уравнений не забываем о расстановке коэффициентов.

Аналогично реагируют с водой и кислотные оксиды, только продуктом будет кислота, состава Н_хЭО_у. Как и в предыдущем случае, степень окисления не меняется, тип реакции — соединение. Чтобы составить продукт реакции, ставим водород на первое место, затем элемент и кислород.

Особо следует выделить оксиды неметаллов в степени окисления +1 или +2, их относят к несолеобразующим. Это означает, что они не реагируют с водой, и не образуют кислоты либо основания. К ним относят CO, N₂O, NO.

Чтобы определить будет ли оксид реагировать с водой или нет, необходимо обратиться в таблицу растворимости. Если полученное вещество растворимо в воде, то реакция происходит.

Золотую середину занимают амфотерные оксиды. Им могут соответствовать как основания, так и кислоты, но с водой они не реагируют. Они образованные металлами в степени окисления +2 или +3, иногда +4. Формулы этих веществ необходимо запомнить.

Кислоты

Если в состав оксидов обязательно входит кислород, то следующий класс узнаваем будет по наличию атомов водорода, которые будут стоять на первом месте, а за ними следовать, словно нитка за иголкой, кислотные остатки.

В природе существует большое количество неорганических кислот. Но в школьном курсе химии рассматривается только их часть. В таблице 1 приведены названия кислот.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В зависимости от числа атомов Н выделяют одно- и многоосновные кислоты.

Если в состав кислоты входит кислород, то они называются кислородсодержащими, к ним относится серная кислота, угольная и другие. Получают их путём взаимодействия воды с кислотными оксидами. Бескислородные кислоты образуются при взаимодействии неметаллов с водородом.

Только одну кислоту невозможно получить подобным способом – это кремниевую. Отвечающий ей оксид SiO₂ не растворим в воде, хотя честно говоря, мы не представляем нашу планету без песка.

Основания

Для этого класса соединений характерно отличительное свойство, их ещё называют вещества гидроксильной группы — ОН.

Чтобы дать название, изначально указываем класс – гидроксиды, потом добавляем чего, какого металла.

Классификация оснований базируется на их растворимости в воде и по числу ОН-групп.

Следует отметить, что гидроксильная группа, также как и кислотный остаток, это часть целого. Невозможно получить кислоты путём присоединения водорода к кислотному остатку, аналогично, чтобы получить основание нельзя писать уравнение в таком виде.

В природе не существуют отдельно руки или ноги, эта часть тела. Варианты получения кислот были описаны выше, рассмотрим, как получаются основания. Если к основному оксиду прибавить воду, то результатом этой реакции должно получиться основание. Однако не все основные оксиды реагируют с водой. Если в продукте образуется щёлочь, значит, реакция происходит, в противном случае реакция не идёт.

Данным способом можно получить только растворимые основания. Подтверждением этому служат реакции, которые вы можете наблюдать. На вашей кухне наверняка есть алюминиевая посуда, это могут быть кастрюли или ложки. Эта кухонная утварь покрыта прочным оксидом алюминия, который не растворяется в воде, даже при нагревании. Также весной можно наблюдать, как массово на субботниках белят деревья и бордюры. Берут белый порошок СаО и высыпают в воду, получая гашеную известь, при этом происходит выделение тепла, а это как вы помните, признак химического процесса.

Раствор щёлочи можно получить ещё одним методом, путём взаимодействия воды с активными металлами. Давайте вспомним, где они размещаются в периодической системе – I, II группа. Реакция будет относиться к типу замещения.

Напрашивается вопрос, а каким же образом получаются нерастворимые основания. Здесь на помощь придёт реакция обмена между щёлочью и растворимой солью.

С представителями веществ этого класса вы встречаетесь ежедневно на кухне, в быту, на улице, в школе, сельском хозяйстве.

Объединяет все эти вещества, что они содержат атомы металла и кислотный остаток. Исходя из этого, дадим определение этому классу.

Средние соли – это продукт полного обмена между веществами, в которых содержатся атомы металла и кислотный остаток (КО) (мы помним, что это часть чего-то, которая не имеет возможности существовать отдельно).

Выше было рассмотрено 3 класса соединений, давайте попробуем подобрать комбинации, чтобы получить соли, типом реакции обмена.

Чтобы составить название солей, необходимо указать название кислотного остатка, и в родительном падеже добавить название металла.

Ca(NO₃)₂– нитрат (чего) кальция, CuSO₄– сульфат (чего) меди (II).

Наверняка многие из вас что-то коллекционировали, машинки, куклы, фантики, чтобы получить недостающую модель, вы менялись с кем-то своей. Применим этот принцип и для получения солей. К примеру, чтобы получить сульфат натрия необходимо 2 моль щёлочи и 1 моль кислоты. Допустим, что в наличии имеется только 1 моль NaOH, как будет происходить реакция? На место одного атома водорода станет натрий, а второму Н не хватило Na. Т.е в результате не полного обмена между кислотой и основанием получаются кислые соли. Название их не отличается от средних, только необходимо прибавить приставку гидро.

Однако бывают случаи, с точностью наоборот, не достаточно атомов водорода, чтобы связать ОН-группы. Результатом этой недостачи являются основные соли. Допустим реакция происходит между Ва(ОН)₂ и HCl. Чтобы связать две гидроксильные группы, требуется два водорода, но предположим, что они в недостаче, а именно в количестве 1. Реакция пойдёт по схеме.

Особый интерес и некоторые затруднения вызывают комплексные соли, своим внешним, казалось,громоздким и непонятным видом, а именно квадратными скобками:K₃[Fe(CN)₆] или [Ag(NH₃)₂]Cl. Но не страшен волк, как его рисуют, гласит поговорка. Соли состоят из катионов (+) и анионов (-). Аналогично и с комплексными солями.

Образует комплексный ион элемент-комплексообразователь, обычно это атом металла, которого, как свита, окружают лиганды.

Теперь необходимо справиться с задачей дать название этому типу солей.

Попробуем дать название K₃[Fe(CN)₆]. Существует главный принцип, чтение происходит справа налево. Смотрим, количество лигандов, а их роль выполняют циано-группы CN − , равно 6 – приставка гекса. В комплексообразователем будут ионы железа. Значит, вещество будет иметь название гексацианоферрат(III) (чего) калия.

Образование комплексных солей происходит путём взаимодействия, к примеру, амфотерных оснований с растворами щелочей. Амфотерность проявляется способностью оснований реагировать как с кислотами, так и щелочами. Так возьмём гидроксид алюминия или цинка и подействуем на них кислотой и щёлочью.

В природе встречаются соли, где на один кислотный остаток приходится два разных металла. Примером таких соединений служат алюминиевые квасцы, формула которых имеет вид KAl(SO₄)₂. Это пример двойных солей.

Из всего вышесказанного можно составить обобщающую схему, в которой указаны все классы неорганических соединений.

источники:

http://skysmart.ru/articles/chemistry/khimicheskie-svojstva-solej

http://100urokov.ru/predmety/urok-8-oksidy-kisloty-osnovaniya

Источник

Таблица и формулы солей.

Таблица и формулы солей (1 часть):

Формула кислоты или основания	Название кислоты или основания	Формула кислотного остатка или остатка основания	Название соли
HN₃	Азотистоводородная (Азоимид, Азидоводород)	N₃^–	Азид
HNO₂	Азотистая	NO₂^–	Нитрит
HNO₃	Азотная	NO₃^–	Нитрат
HBrO₂	Бромистая	BrO₂^–	Бромит
HBrO₃	Бромноватая	BrO₃^–	Бромат
HBrO	Бромноватистая (Гипобромистая кислота)	BrO^–	Гипобромит
HBr	Бромоводород (Бромистоводородная кислота)	Br^–	Бромид
HVO₃	Ванадиевая	VO₃^–	Ванадат
H₂WO₄	Вольфрамовая	WO₄^2–	Вольфрамат
H₄GeO₄ или Ge(OH)₄	Германиевая кислота (Гидроксид германия (IV))	GeO₄^4–	Германат
Be(OH)₂	Гидроксид бериллия	BeO₂^2–	Бериллат
H₂S₂O₇	Дисерная	S₂O₇^2–	Дисульфат
H₄P₂O₇	Дифосфорная	P₂O₇^4–	Пирофосфат или дифосфат (по номенклатуре IUPAC)
H₂Cr₂O₇	Дихромовая	Cr₂O₇^2–	Дихромат
HIO₄	Йодная	IO₄^–	Периодат
HIO	Йодноватистая	IO^–	Гипоиодит
HI	Йодоводород (Йодоводородная кислота)	I^–	Йодид
H₂SiO₃	Кремниевая	SiO₃^2–	Силикат
H₂MnO₄	Марганцовистая	MnO_4^2–	Манганат
HMnO₄	Марганцовая	MnO₄^–	Перманганат
HCOOH	Метановая (Муравьиная кислота)	HCOO^–	Формиат
HBO	Метаборная	BO^–	Метаборат
HAsO₂	Метамышьяковистая	AsO_2^–	Метаарсенит
HPO₃	Метафосфорная	PO_3^–	Метафосфат

Таблица и формулы солей (2 часть):

H₂MoO₄	Молибденовая	MoO₄^2–	Молибдат
H₃BO₃	Ортоборная (Борная кислота)	BO₃^3–	Бораты
H₃AsO₄	Ортомышьяковая	AsO₄^3–	Арсенат
H₃AsO₃	Ортомышьяковистая	AsO₃^3–	Ортоарсенит
H₂PbO₄	Ортосвинцовая кислота	PbO₄^2–	Ортоплюмбат или плюмбат
H₃PO₄	Ортофосфорная (Фосфорная кислота)	PO₄^3–	Фосфат
HNCS	Роданистоводородная (Тиоциановая кислота)	SCN^–	Тиоцианат
C₇H₆O₃	Салициловая	C₇H₆O₃^–	Салицилат
H₂SO₄	Серная	SO₄^2–	Сульфат
H₂SO₃	Сернистая	SO₃^2–	Сульфит
H₂S	Сероводород (Сероводородная кислота)	S^2–	Сульфид
H₂SO₃S	Тиосерная	SO₃S^2–	Тиосульфат
H₂CO₃	Угольная	CO₃^2–	Карбонат
HF	Фтороводород (Плавиковая кислота)	F^–	Фторид
HCl	Хлороводород (Соляная кислота)	Cl^–	Хлорид
H₂CrO₄	Хромовая	CrO₄^2–	Хромат
HClO₂	Хлористая	ClO₂^–	Хлорит
HClO₄	Хлорная	ClO₄^–	Перхлорат
HClO₃	Хлорноватая	ClO₃^–	Хлорат
HClO	Хлорноватистая	ClO^–	Гипохлорит
HCN	Циановодород (Синильная кислота)	CN^—	Цианид
H₂C₂O₄	Этандиовая (Щавелевая кислота)	C₂O₄^2–	Оксалат
CH₃COOH	Этановая (Уксусная кислота)	CH₃COO^–	Ацетат
C₄H₆O₅	Яблочная (Оксиянтарная, Гидроксибутандиовая кислота)	C₄H₄O₅^2–	Малат

Коэффициент востребованности
9 920

Источник

Соли — это продукты
полного или неполного замещения атомов
водорода кислоты на атомы металла или
гидроксильных групп основания на кислоты
остаток.

Основная реакция
препаротивного получения солей —
взаимодействие кислоты и основания. По
полноте этой реакции соли делятся на
нормальные (или средние), кислые и
основные.

К нормальным, или
средним, солям относятся продукты
полного замещения атомов водорода
кислоты на атомы металла или гидроксильных
групп основания на кислотный остаток.
Например:

Ca
(OH)₂+2HNO₃=Ca
(NO₃)₂+H₂O

Ca
(OH)₂+2H⁺+2NO₃^—
+2H₂O

Здесь все (две, а
не одна)гидроксильные группы основания
Ca
(OH)₂
замещены на кислотный остаток NO₃^—.

2NaOH +
H₂CO₃
= Na₂CO₃
+ H₂O

2Na⁺
+2OH^—
+H₂CO₃
=2Na⁺
+CO^2-₃
+ H₂O

Здесь все (два, а
не один ) атомы водорода кислоты H₂CO₃
замещены на атомы металла Na.

Изображение
графических
формул
нормальных солей (как и вообще солей)
удобнее начинать с построения кислотного
остатка. Например, для силиката бария
BaSiO₃
кислотный остаток имеет вид:

— O
—

O
= Si

— O
—

В отличие от
электронейтральной молекулы кислоты
он потерял два атома водорода. Этот
кислотный остаток обеими своими
свободными связями в молекуле BaSiO₃
связан с атомом бария, который имеет
степень окисления 2+:

— O
—

O
= Si
Ва

— O
—

Кислотные соли
являются продуктом не полного замещения
атомов водорода кислоты на металл. Их
могут образовывать лишь многоосновные
кислоты. В состав кислой соли будет
входить кислотный остаток, содержащий
хотя бы один атом водорода. Например:
H₂SO₄
-серная кислота, Na₂SO₄—
нормальная соль, NaHSO₄
– кислая соль. Кислотный остаток HSO₄
— образовался при отщеплении от кислоты
одного атома водорода. Если кислота
трехосновная, она может образовывать
два ряда кислых солей , соответствующих
замене на атомы металла одного или двух
атомов водорода. Например, фосфорная
кислота Н₃РО₄
может образовывать кислые соли с
различными кислотными остатками:

NaH₂SO₄
и NaHSO₄
, Са (Н2РО4)₂,Са
НРО₄,

При графическом
изображении
кислых солей удобно сначало представить
кислотный остаток, учитывая что в него
входит незамещенный атом водорода, а
затем к свободной валентности присоединить
атом металла.

H
– O
—

C
= O

Na
– O
—

Основные соли
занимают промежуточное положение между
основаниями и солями, а значит содержат,
кроме атомов металла и кислотных
остатков, гидроксильные группы, «вязанные
с металлом. Они являются продуктом
неполного замещения гидроксильных
групп гидроксида (двух- и более) кислотным
остатком. Например: СаОНСl, СuОНNО и т. д.
В этих солях количество кислотных
остатков равно количеству замещенных
ОН¯ — групп, так как это соли одноосновных
кислот.

Если гидроксид
трехкислый, то он может образовывать
два основных остатка . Например, Al
(OH)₃
образует Al
(OH)1+2
и Al
OH₂⁺.
Заряды этих ионов равны количеству
гидроксильных групп, недостающих до
электронейтральной молекулы гидроксида.
С любой кислотой в этом случаи может
образовываться два ряда солей, формулы
которых будут зависеть от заряда
кислотного остатка HNO3
и H2CO3
получим: Al
(OH)₂
NO₃
и [Al
(OH)₂
]2CO₃,
Al
OH
(NO₃)₂,
и Al
OH
CO₃

При изображении
графических формул основных солей надо
четко представить, из каких и скольких
основных и кислотных остатков состоит
данная соль. Например, гидроксо-карбонат
кальция имеет формулу (СаОН)₂СО₃
и состоит из двух основных остатков
—Са—О—Н и одного кислотного.

— О —

О = С

— О —

Сочетая их вместе
,получаем правильную графическую
формулу:

—
О — Са -О — Н

О = С

—
О -Са – О – Н

Мы выяснили
особенности строения молекул трех
основных типов солей. Однокислотное
основание может с одноосновной кислотой
образовывать лишь одну среднюю
(нормальную) соль, с двухосновной кислотой
– одну среднюю и одну кислую соль, с
трехосновной – одну среднюю и две
кислых и. т. д. Например, в зависимости
от взятых соотношений Na OH и H₃PO₄,
можно получить:

3 Na OH +
H₃PO
₄
= Na₃PO₄
+ 3H₂O

2 Na OH +
H₃
PO₄
= Na 2HppPO₄+2H₂O

Na OH + H₃PO₄
= NaH₂PO₄
+ H₂O

Аналогично,
одноосновная кислота может образовать
с двухкислотным основанием одну среднюю
и одну основную соль, с трехкислотным
– одну среднюю и две основные соли
и.т.д. Пример:

Al ( OH)₃
+3HCl = AlCl₃
+ 3 H₂O

Al (OH)₃
+ 2HCl + AlHCl₂
+ 2H₂O

Al(OH)₃
+ HCl = Al(OH)₂Cl
+ H₂O

МНОГООСНОВНЫЕ
КИСЛОТА ИОСНОВАНИЕ МОГУТ ДАТЬ, КРОМЕ
СРЕДНЕЙ СОЛИ, И КИСЛЫЕ, И ОСНОВНЫЕ. Так
при взаимодействии Са (ОН)₂
и Р₃Ро₄
могут быть получены : одна нормальная
соль Са₃
,(РО₄)₂,две
кислые соли Са(Н₂РО₄)₂
и СаНро₄,одна
основная соль (СаОн)₃РО₄.

Схема образованиявания
кислых и основных солей дана приложении.

Пример: 3. Составить
формулы всех возможных солей, образуемых
Fe(OH)₃
и H₃PO₄.
Привести их названия.

Поскольку соль
образуется соединением двух остатков
(кислоты и основания), то целесообразно
использовать заряды этих остатков
целиком, а не рассматривать отдельные
элементы. Тогда задача сводится просто
к подбору в молекулах индексов,
обеспечивающих электронейтральность.

Фосфорная кислота
способна дать при остатке H₂PO₄
-HPO_2-4,
и PO_3-4
(их отрицательные заряды удобно подсчитать
по числу положительных ионов водорода,
отщепившихся от нейтральной молекулы
H₃PO₄).
Электронейтральнось молекул, образованных
этими остатками с Fe₃⁺,обеспечивается
соответствующими индексами в формулах.

Fe₃=
(H₂PO₄)₃-Fe₃+2
(HPO₄)_2-3
и
Fe₃+PO_3-4

Гироксид железа
(111) способен дать при остатке Fe (OH)₂FeOH₂+
и Fe₃+(их
положительные заряды удобно подсчитать
по числу отрицательных ионов гидроксила
(OH),отщепившихся от нейтральной молекулы
Fe(OH)₃.
Электронейтральность молекул, образованных
этими остатками с РО_3-4,обеспечивается
соответствующими индексами в формулах:

[Fe
(OH)₂]₃+
PO_3-4,(Fe
OH)₂+3
(PO)_3-2,Fe₃+PO_3-4

Последняя формула
совпадает с раннее полученной в предыдущем
ряду.

В соответствии с
приложением 1,составляем название
полученных солей:

Fe PO₄
фосфат железа

Fe₂
(HPO₄)₃
гадрофосфатжелеза

Fe₂(H₂PO₄)₃
дигидрофосфат железа

(FeOH)₃
(PO₄)₂
гидроксофосфат железа

[Fe (OH)₂]3PO₄
дигидроксофосфат железа

Контрольные
задания:

10. Составьте формулы
высших оксидов элементов, являющихся
макроэлементами в питании растений, и
формулы высших оксидов для микроэлементов.
Изобразите их графически. Укажите
характер этих оксидов (кислотный,
основной, амфотерный). Напишите возможные
реакции их взаимодействия с водой.

11-20. Составьте
формулы всех солей, соответствующих
кислотам и основаниям, приведенным для
вашего задания в таблице 2. Написать
уравнения реакций их получения из
кислоты и основания в молекулярной и
ионной форме. Для амфотерных гидроксидов
необходимо составлять формулы их солей,
образованных как при реакциях с кислотами,
так и с основаниями.

При написании
уравнений руководствоваться таблицей
растворимости и таблицей степеней
диссоциации.

Таблица 2

№ задания

Исходные вещества

NaOH
Zn(OH)2 HclO4
H3BO3

CsOH
Fe(OH)3 HclO3
HCN

LiOH
Mg(OH02 H2SO3
H3AsO4

NH4OH
Cu(OH)2 H2CO3
H2SeO4

KOH
Al(OH)3 HBr
H2SeO4

Sr
(OH)2 Fe(OH)3 HY
H2SiO3

Ba(OH)2
Ni (OH)3 HClO
H2CO4

Ca(OH)2
Co(OH)3 HNO2
H2S2O3

Fe(OH)2
Ca(OH)2 HNO3
H3PO4

Ca(OH)2
NaOH HclO3
H2SO4

Смотрите свой
вариант в таблице на с. 8.

1.2. Строение атома
и периодический закон Д. И. Менделеева

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл.
II,
$ 1—12, с. 26—73.

Методические
советы

При изучении этого
материала следует усвоить современные
взгляды на «корпускулярно-волновое
состояние» электрона в атоме, вероятностный
характер распределения плотности
электронного облака и квантование
поведения электрона по энергии, формам
орбиталей и их положению в пространстве.
Поскольку каждый электрон в атоме
характеризуется собственным набором
квантовых чисел, то они помогают показать
распределение электронов в атоме.

Конечным результатом
изучения этой темы является умение
составить электронную формулу любого
атома, выявить его валентность и возможные
степени окисления.

Вопросы для
самопроверки:

1. Какие вы знаете
элементарные частицы? Укажите их основные
характеристики.

2. Что такое
радиоактивность? Какие виды радиоактивных
излучений

3. Укажите средние
размеры атома. Во сколько раз отличаются
размеры ядер от размеров атомов?

4. Какие квантовые
числа характеризуют энергию электрона
в атоме в отсутствие внешних электрических
и магнитных полей?

5. Каков порядок
заполнения орбиталей? Сформулируйте
правило Тунда. Какова форма з- и
р-электронных облаков?

6. Какое максимальное
количество электронов может размещаться
на 1з, 2з, Зз -подуровнях? Чему равен угол
между р — орбиталями в атоме?

7. Дайте современную
формулировку периодического закона Д.
И. Менделеева. Как его формулировал сам
Д. И. Менделеев?

8. Что такое
периодичность? В чем причина периодического
изменения свойств элементов? Какие
главнейшие свойства элементов меняются
периодически?

9. Каков физический
смысл номера периода, номера группы?
Дайте определение понятиям группа,
период, семейство.

10. Что такое
потенциал ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность?

Контрольные
задания:

21-30. Составте
электронные формулы и представьте
графически размещения электронов по
квантовым ячейкам для указанных в
таблице 3 элементов. Соответствующих
вашему заданию. Воспользуйтесь схемами
из учебника (1 гл.2 §8 с.49-53). Проанализируйте
возможности разъединения спаренных
электронов при возбуждении атомов с
образованием валентных электрононов
в соответствии с теорией спин-валентности.

Таблица3

№ задания

Элементы

Кремний,скандий

азот,титан

углерод,ванадий

фтор,хром

алюминий,мышьяк

кремний,бром

фосфор,калий

сера,кальций

хлор.бериллий

аргон,железо

31-40. Проанализируйте
изменения величины зарядов ядер, радиусов
атомов, электроотрицательностей и
степеней окисления элементов в
соответствии с вашим вариантом (см.
таблицу 4). Каковы закономерности этих
изменений при движении по группе сверху
вниз или по периоду слева на право. Как
изменяется в этом направлении металличность
элементов и характер их оксидов и
гидроксидов.

Таблица

№ задания

задание

Элементы 2 периода

элементы
3 периода

элементы
4 периода

элементы
5 периода

элементы
4В группы

элементы
2А группы

элементы
2В группы

элементы
5А группы

элементы
6В группы

элементы
7В группы

1.3. Химическая
связь и строение молекул

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл.
III,
§ 1—12, с. 76—107.

Напоминаем, что
вопросы для самопроверки являются
планом изучения темы «Химическая связь
и строение молекул».

Вопросы для
самопроверки:

Ионная и ковалентная
связь. Электронно-точечные представления.
Примеры.
Металлическая
связь. Обоснование общности физических
и химических свойств металлов.
Донорно-акцепторная
связь. Необходимые условия ее
образования. Перспективы химии
комплексных соединений.
Водородная связь,
ее природа и особенности, ее роль в
молекулярной биологии.
Влияние типа
химической связи в молекуле на физические
свойства веществ.
Способы перекрывания
атомных орбиталей, отвечающие образованию
а и л-связей. Их относительная прочность.
Геометрия молекул.
Орбитальные модели
молекул на примере Н23, РС1з.
Гибридизация
атомных орбиталей и геометрия молекул
ВеР2, ВН3, СН4.
Валентность и
степень окисления. Всегда ли совпадают
они по величине?

Примеры.

Контрольные
задания:

41-50. Для предложенного
в вашем задании (табл. 5) соединения
постройте графическую формулу и укажите
виды химической связи в этой молекуле:
ионная, ковалентная полярная, ковалентная
неполярная, координативная, металлическая,
водородная.

ПРИМЕР: Графическая
формула сульфата натрия.

Na—O—
=O

Связь Na-
O
ионная; связь O-S
ковалентная полярная

Номенклатуру солей
см. приложение 1.

Таблица 5

№ задания	Соединения
41	Гидросульфат калия
42	Карбонат кальция
43	Тиосульфат натрия
44	Гидрокарбонат кальция
45	Гидросульфат натрия
46	Дигидрофосфат бария
47	Гидрофосфат кальция
48	Нитрат аммония
49	Гидроксонитрат магния
50	Фосфат алюминия

1.4. Основные законы
химических превращений

ЛИТЕРАТУРА:
1, гл. IV,
§
1—10, с. 111—127

Методические
советы

Химические
реакции осуществляют для получения
необходимых веществ или энергии за счет
их протекания. Рассмотрение реальности
протекания химического процесса следует
проводить с двух позиций — энергетической
и кинетической. Сначала необходимо
оценить, возможна ли вообще данная
реакция в заданных условиях. Анализ
энергетических соотношений показывает,
что самопроизвольно протекают процессы
в сторону наиболее вероятного состояния
систем. В частности, в результате таких
процессов энергия выделяется и система
переходит в состояние с меньшей энергией.
В практике, однако, обнаруживается, что
некоторые из таких процессов протекают
настолько медленно, что их невозможно
использовать. Поэтому рассмотрение
способов и путей влияния на скорость
процесса существенно для его практической
реализации.

Предлагаемые ниже
вопросы для самопроверки могут служить
одновременно и планом изучения данной
темы.

Вопросы
для самопроверки:

Дайте определение
понятию «скорость химической реакции».
В каких единицах она измеряется? Какие
факторы влияют на скорость химической
реакции?
Сформулируйте
закон действия масс. Приведите примеры
того, как аналитически (уравнением)
можно записать закон действия масс для
реакций, протекающих в гомогенной и
гетерогенной системах.
Что
такое константа скорости химической
реакции, от каких факторов она зависит?
Сформулируйте
правило Вант-Гоффа. Дайте пример расчета
изменений скорости реакции при повышении
или понижении температуры с использованием
этого правила.
Почему часть
столкновений между молекулами не
приводит к протеканию реакции? Что
такое энергия активации?
Как
можно объяснить механизм действия
катализаторов при гомогенном катализе,
гетерогенном катализе?
Чем
характеризуется состояние химического
равновесия? Какие, величины, характеризующие
прямую и обратную реакции при химическом
равновесии, равны друг другу?
Приведите примеры
обратимых и необратимых процессов. Как
связана константа равновесия с
константами скоростей прямого и
обратного процесса?
Какие факторы
влияют на положение равновесия в
гомогенных жидких и газообразных
системах? Как они влияют?

10.
Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как
влияет изменение давления, температуры
и концентрации реагирующих веществ на
положение равновесия в системе 25О₂
+ О₂
= 25Оз?

Контрольные
задания:

51-55. Дайте определение
понятию скорость химической реакции.
Опишите количественно (где это можно),
как влияют на скорость реакции внешние
условия (концентрация, температура,
давление). Рассчитайте, во сколько раз
изменится скорость реакции при изменении
указанных в таблице (табл. 6) условий.

Таблица 6

№ задания

Реакция

Наименование
температуры

Температурный
коэфициент

Изменение давления

—

H2+Cl2=2HCl

2Fe+O2=2FeO

CaO+CO2=CaCO3

Уменьшение на
40С*

Увеличение на
30С*

—

Увеличение в 3
раза

Уменьшение в 2
раза

Увеличение
в 3 раза

56-60.
Чем характеризуется состояние химического
равновесия? От каких факторов зависит
константа равновесия, положение
равновесия? Предскажите в соответствии
с принципом Ле-Шателье смещение равновесия
в соответствии с изменением внешних
условий (отдельно для разных факторов)
по данным таблицы 7

Таблица 7

№ задания	Реакция	Изменение температуры	Изменение давления	Изменение концентрации
56	CO₂+CaCO₃+H₂O (пар)=Ca(HCO₃)₂-Q	Понижение	Понижение	Увеличение С СО₂
57	NH₃+H₂O=NH₄OH+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО₂
58	N₂O₄=2NO₂-Q	Повышение	Понижение	Увеличение С СО₂
59	4NH₃+5NO₂=4NO+6H₂O(пар)+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО₂
60	2CO+O₂=2CO₂+Q	повышение	повышение	Увеличение С СО₂

1.5. Растворы

Литература:
1, гл. V
& 1-11, с.138-189.

Методические
советы

Изучение
этой темы целесообразно разбить на три
этапа. Сначала изучите материал по
учебнику и попробуйте ответить на
контрольные вопросы 61-70, являющиеся
одновременно вопросами для самопроверки.
Затем следует выполнить задачи —
упражнения на нахождение концентраций
растворов (№ 71-80) и после этого разобраться
с гидролизом солей в соответствии с
настоящими методическими указаниями.

Контрольные вопросы

61. Какие системы
называются растворами? Что у них общего
со смесями?

62.
Водные растворы и их значение в жизни
растений и животных.

63.
Каковы причины образования растворов?
Какова природа взаимодействия веществ
в растворах?

64. Что
такое электрическая диссоциация? Какова
роль растворителя в процессе электрической
диссоциации? Какие вещества называются
электролитами, неэлектролитами?

65. Что называется
степенью электролитической диссоциации
от концентрации и температуры раствора?

66. Что такое
константа диссоциации? От каких факторов
она зависит? Какова взаимосвязь между
степенью диссоциации и константой
диссоциации? Активность и коэффициент
активности иона.

67. Какие соединения
называются кислотами и основаниями с
точки зрения электрической диссоциации?
Чем обуславливается сравнительная сила
кислот и оснований?

68.
Какие гидроксиды называются амфотерными?
Напишите примеры уравнений их диссоциации
в кислой и щелочной средах.

69. Что
называется ионным произведением воды?
Чему оно равно? Дайте вывод выражения
ионного произведения воды (Кв). Как
влияет температура на ионное произведение
воды?

70. Что такое рН,
рОН? Какими величинами рН характеризуется
нейтральная, кислая и щелочная среда?
Как рассчитывать рН растворов сильных
и слабых кислот и оснований?

1.5.1. Концентрация
растворов

Методические
советы

В химических
расчетах используется в основном три
вида концентрации:

процентная
концентрация показывает, сколько
граммов растворенного вещества находится
в 100 г раствора,
молярная
концентрация показывает, сколько молей
растворенного вещества находится в 1
л (1000 мл) раствора,
нормальная
концентрация показывает, сколько молей
эквивалентов растворенного вещества
находится в 1 л (1000 мл) раствора.

При решении задач
по переходу от одного вида концентрации
к другому важно четко разграничить
количество растворенного вещества и
растворителя, массу и объем и т. д.
Контролируется это согласованием единиц
измерения в «столбиках» составляемых
пропорций.

Количество
растворенного вещества выражают в
граммах гпг, в молях пм, в молях эквивалентов
пэ.

Количество
раствора выражают в граммах G,
в миллилитрах V,

Связь между этими
величинами:

m
m

Пм=——
Пэ=——- p=———

М
(1) Э (2) V
(3)

Где М и Э –
молекулярная и эквивалентная масса
соответственно.

р – плотность
раствора.

Задачи на пересчет
из одной концентрации в другую являются
составным этапом большинства задач,
включающих свойства растворов.

ПРИМЕР
4. Найти молярную концентрацию 10% раствора
сахарозы. Плотность раствора 1,08 г/мл.
Формула сахарозы –C1₂H22O11

Запишем условия
задачи так, чтобы было ясно, какие
количества вещества нам даны.

Количество
растворенного вещества
Количество
раствора

Хм

——————-1000мл

10г
——————-
100г

«Столбики» этой
записи сознательно отклонены от
«вертикалей» вследствие различия единиц
измерения. Это сразу определяет
необходимость дополнительных
предварительных действий:

а) выясним, каково
количество молей в 10 г сахарозы (можно
использовать формулу 1)

m
10

nm
= —-=—— моль

M
342

б) вычислим массу
1000 мл раствора (можно использовать
формулу

3):
G=1.08*1000
г

Пропорция для
решения задачи будет иметь вид:

Хм
——————1000мл=1,08*1000г

—— моль=10г
—————— 100г

342

Решаем ее, используя
строгие «вертикали» с совпадающими
единицами измерения:

H2SO4 (p=1.03).

Исходная пропорция:

Хг
————————100г

0,1 моль экв.
———————— 1000мл

С
учетом эквивалента H2SO4
(49) и плотности:

Хг
———————- 100г

49*0,1 г = 0,1 моль экв.
—————— 1,03*1000 г = 1000мл

Получаем:
49*0,1*100

Х=
———————=0,475 г

1,03*1000

Контрольные
задания

71-80. В соответствии
с номером вашего задания заполните
пропуски в таблице 8. Например, в задаче
76 надо найти молярную
и нормальную концентрацию 10%-ного
раствора Си_ЗО₄
(плотность раствора 1,1 г/мл).

Таблица 8

№ задания	Растворенное вещество	Концентрация раствора	Плотность раствора
Процент.	молярная	нормальная
71		12			1,05
72			1,3		1,02
73		7			1,05
74				0,3	1,01
75			0,5		1,027
76		15			Принять 1,1
77				0,1	Принять 1,0
78		4			1,01
79			0,8		Принять 1,0
80				0,2	Принять 1,0

1.5.2. Гидролиз солей

Методические
советь/

Ввиду особой
важности гидролиза солей в регулировании
биологических процессов следует четко
отработать навыки написания уравнений
гидролиза после проработки по учебнику
(§ 9 с. 170—173).

Поставим себе
задачу составления уравнений гидролиза
только по первой ступени (наиболее
реальной в обычных условиях). Рекомендуемая
последовательность действий:

а) составить
уравнения диссоциации соли;

б) выяснить, по
какому иону идет гидролиз.

Это и есть сугубо
химический аспект гидролиза. Здесь
используются справочные данные для
определения «слабости» электролита,
таблица растворимости (приложение 2),
таблица степеней диссоциации (приложение
3).

в) составить для
этого иона уравнение реакции взаимодействия
с водой (с одной молекулой, т. к. речь
идет о первой ступени). Это уравнение и
будет сокращенным ионным уравнением
гидролиза, оно определяет наступающее
в растворе равновесие и характеризуется
собственной константой.

г) записать уравнение
гидролиза в молекулярном виде. При этом
в основу берется ионное уравнение (пункт
в), а для составления нейтральных молекул
используются противоионы из уравнения
диссоциации соли (пункт а).

ПРИМЕР 6. Составить
уравнение гидролиза сульфата меди.

а)
CuSO₄
= Cu₂⁺+SO₄^2-

б) из
приложений 3 выясняем, что иону Сu₂⁺
соответствует слабое основание, а иону
SO42-—
сильная кислота, значит, гидролиз идет
по катиону:

в)
Cu₂⁺
+H₂O
= (CuHO)⁺+H⁺

Естественно,
что положительный ион Сu₂⁺
«вырвет» из воды отрицательную часть
OH-
Заряд образовавшегося иона СuОН⁺
определяем суммированием зарядов Си₂+
и ОН~. Не забудьте, что связывание ионов
ОН^—
ведет к избытку в растворе ионов Н⁺,
что определит кислую реакцию среды.

Выражение для
константы гидролиза имеет вид:

(CuOH+)*(H+)

Kr= ————————

(Cu2+)

г) при
составлении уравнения в молекулярной
форме констатируем, что всем положительным
ионам уравнения (2) соответствуют
имеющиеся в свободном виде (уравнение
1) отрицательные ионы SO₄^2-
С учетом зарядов ионов составляем
электронейтральные молекулы:

CuSO₄+H₂O=(CuOH)₂SO₄+Н₂SО₄

а затем подбираем
необходимые коэффициенты:

2CuSО₄+2H₂O=
(CuOH)₂SO₄+H₂SO₄

Напоминаем,
что в растворе реально существуют ионы
НзО⁺
а не Н⁺.

Контрольные
задания:

81-90.
Составьте ионные и молекулярные уравнения
гидролиза приведенных в вашем задании
солей. Укажите реакцию среды в растворе
соли. Напишите выражения для константы
гидролиза.

81. Нитрат магния,
сульфит натрия.

82. Нитрат меди,
карбонат калия.

83. Сульфат алюминия,
силикат калия

84.
Хлорид железа (III),
сульфид натрия.

85. Сульфат аммония,
цианид калия.

86. Хлорид аммония,
сульфид бария.

87.
Сульфат магния (II),
карбонат калия.

88.
Нитрат алюминия, ацетат кальция

89. Хлорид цинка,
силикат калия.

90.
Сульфат железа (II)?
Фосфат калия.

1.6. Комплексные
соединения

Литература
:1, гл .VI,
& 1 -8, с.193 – 207

Методические
указания

При
изучении этой темы обратите внимание
на отсутствие строгого определения
понятия «комплексное соединение».
Комплексным соединением можно называть
соединения сложного состава, в которых
выделяют центральный атом
(комплексообразователь) и непосредственно
связанные с ним молекулы или ионы
(лиганды). Проанализируйте, какие частицы
из ниже перечисленных можно называть
комплексными с этой точки зрения: NO₃-;
NH₄+
; (Cu
(NH3)₄)₂+;
CaCl₂;
K₃(Fe(CN)₆)
; H₂S

В
некоторых случаях указывают, что
комплексообразователь должен быть
связан с лигандами донорно- акцепторной
связью. Учитывая этот факт, проанализируйте
еще раз приведенный перечень. Какие
частицы являются комплексными с учетом
этой второй точки зрения?

Названия
комплексных частиц дают, указывая
сначала названия лигандов, затем
комплексообразователя с указанием
степени окисления.

CN-
(и др. галогены) – хлоро;, H₂O
– акво = ; NH₃
– амин; CN-
_ циано = (и др.)

Количество
лигандов указывают приставками: ди,
три, тетра, пента, гекса.

Названия
соединений с комплексным анионом
оканчиваются суффиксом «-ат», в комплексных
катионах название комплексообразователя
дается без специальных окончаний,

Примеры:

Ca₂(Fe(CN)₆)
– гексацианоферрат (II)
кальция,

(Fe(Н₂O₆)SO₄
– сульфат гексааквожелеза (II)

Вопросы
для самопроверки:

1.
Основные положения координационной
теории Вернера.

2. Что
такое лиганды? Комплексообразователь?
Координационное число? Внутренняя и
внешняя сфера комплекса?

3.
Номенклатура комплексных соединений.

4. Как
происходит диссоциация комплексных
электроситов?

5. Что
такое константы устойчивости комплексных
соединений?

Контрольные
задания:

91-100.
Заполните таблицу 9 в соответствии с
вашим вариантом, указав комплексообразователь
лиганды, координационное число, внутреннюю
и внешнюю среду по формуле комплексного
соединения, или составив соответствующую
формулу по указанному комплексообразователю,
лигандам и координационному числу.
Дайте название этим веществам.

Таблица 9

№ задания	Комплексообразователь	Лиганд	Координационное число	Внутренняя сфера комплекса	Ионы внешней сферы	Формула комплексного соединения	Выражение для общей константы устойчивости комплексного иона
1	2	3	4	5	6	7	8
91	Zn₂+	OH-	4		Na+	K₂(PtCl₆)
92	Al₃+	OH-	6 6		K+ K+	K₄(Fe(CN)₆)
93	Cr₃	OH-	6		K+	K₃(Fe(CN)₆)
94	Pt₄+	NH₃	4	(Cu(H₂O)₅2+	SO₄2- Cl-
95		NO₂—		(Co(No₂)₆)₃+	Na+	(Cu(NH₃)₄)SO₄
96				(PtBr₆)₂—	Na+	Fe₃(Fe(CN)₆)₄
97	Co₃+	NO₂—	6		K+	(Cr(H₂O)₆)Cl₃
98				(SiF₆)₂—	Na+	(Ca(NH₃)₈)Cl₂
99	Ag+	CN-	2		Na+	K₂(PtCl₄)
100	Co₂+	CNS-	4		NH₄+	(Ag(NH₃)₂)Cl

1.7. Реакции
окисления-восстановления

ЛИТЕРАТУРА:
1, гл. VI,
§ 1—6, с. 209-253

Методические
советы

Тщательно
проработайте по учебнику (1, гл. VI,
§ 3) метод электронного баланса с целью
выработки умения подбора коэффициентов
в окислительно-восстановительных
реакциях. Вопросы контрольных заданий
могут послужить вам в качестве упражнений.

Контрольные
задания:

101-110. Составьте
электронные уравнения и подберите
коэффициенты в реакциях, соответствующих
вашему заданию. Рассчитайте, сколько
граммов окислителя требуется для
восстановления 10 г соответствующего
реакции восстановителя.

101.
KMnO₄+Na₂S+H₂SO₄=K₂SO₄+MnSO4+Na₂SO₄+H₂O

102.
KMnO₄+H₂O₂+H₂SO₄
= K₂SO₄
+MnSo₄+O₂+H₂O

103.
MnO₂+HCl
= MnCl₂+Cl₂
+H₂O

104.
Cu+HNO₃
= Cu (NO₃)₂+No+H₂O

105.
K₂Cr₂O₇+Na₂SO₃+H₂SO₄=K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+Na₂SO₄+H₂O

106.
KMnO₄+H₃PO₃+H₂SO₄
=MnSO₄+H₃PO₄+K₂SO₄+H₂O

107.
K₂Cr₂O₇+HCl
= Cl₂+CrCl₃+KCl+H₂O

108.
KMnO₄+KNO₂+H₂SO₄
= K₂SO₄+MnSO₄+KNO₃+H₂O

109.
Na₂S+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄
=Na₂SO₄+K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+H₂O

110.
KMnO₄+HCl+HCl
= Cl₂+KCl+MnCl₂+H₂O

Источник

Содержание:

Понятие о солях:

В предыдущем параграфе продукты замещения атомов водорода атомами металла имели формулы

Для этого разделим каждую формулу черточкой на две части:

Легко заметить, что первая составная часть формулы представлена металлическими элементами, а вторая — кислотными остатками. Кроме рассмотренных примеров, существует много веществ, формулы которых содержат металлические и кислотные остатки. Все они относятся к классу соединений, который получил название соли.

Соли — это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками

В отличие от кислот, представители класса солей имеют немолекулярное строение, их структурными частями являются ионы — катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Формулу солей в общем виде можно записать так:

Номенклатура солей

Номенклатура солей (речь пойдет о так называемых средних солях, которые соответствуют приведенной общей формуле и являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте). Название солей состоит из двух слов: названия металлического элемента и названия кислотного остатка в именительном падеже, например — хлорид натрия.

Если металл имеет переменную валентность, ее указывают в круглых скобках после его символа без интервала, например: — сульфат железа

Кроме современных названий солей, которые отвечают указанным правилам, за некоторыми солями сохранились исторические названия, например: — поваренная соль.

Определение валентности металлов в формулах солей и составление формул солей по валентности. Определяя валентность металла в формуле соли или составляя формулы солей, придерживаются общего правила, как при определении валентности элементов в бинарных соединениях и составлении их формул.

Сумма единиц валентности одной части формулы соли (атомов металла) равна сумме единиц валентности второй ее части (кислотного остатка).

Пример №

Определить валентность хрома в солях, формулы которых: и назвать их.

Решение

Обе соли содержат двухвалентный кислотный остаток серной кислоты.

Сумма единиц валентности кислотного остатка в первой формуле равна 2. Такой же должна быть и сумма валентностей атомов хрома. Поскольку атом хрома в этой формуле один, то обе валентности принадлежат ему. Следовательно, хром в формуле двухвалентен.

Во второй формуле кислотных остатков — три. Поэтому сумма единиц их валентностей составляет Атомов хрома в этой формуле два, а сумма единиц их валентностей также равна 6. Значит, валентность одного атома хрома в соединении составляет

Ответ:

Пример №

Составить формулу нитрата алюминия.

Решение

1. Записываем символы металла и кислотного остатка:

2. Над металлом и кислотным остатком проставляем валентность:

3. Для единиц валентности металла и кислотного остатка находим наименьшее общее кратное: это число 3.

4. Делением общего кратного 3 на валентность металла и кислотного остатка находим индексы:

а) (индекс алюминия);

б) (индекс кислотного остатка).

Полученные индексы вписываем в формулу нитрата алюминия:

Ответ:

Из общей формулы солей следует, что индекс металла совпадает с валентностью кислотного остатка, а индекс кислотного остатка — с валентностью металла. Однако, как и у оксидов, в формулах кислот четных индексов нет. Поэтому при составлении формул кислот по валентности проводят сокращение четных индексов.

Физические свойства солей

При нормальных условиях соли находятся только в твердом состоянии. Это тугоплавкие кристаллические вещества, поэтому, чтобы перевести их в жидкое состояние, а тем более в парообразное, нужны высокие температуры. Так, температура плавления сульфида бария равна

По способности растворяться в воде соли делят на растворимые (хлорид натрия, нитрат калия), малорастворимые (сульфит магния, хлорид свинца и нерастворимые (карбонат кальция, сульфат бария). Информация о растворимости солей и кислот содержится в таблице растворимости этих соединений в воде (см. Приложение).

Соли — это вещества без запаха, разного вкуса. Может показаться, что класс веществ «Соли» получил такое название благодаря соленому вкусу его соединений. В действительности же с «чистым» соленым вкусом существует лишь одна соль, и вам она хорошо известна, это — хлорид натрия. Врачи предостерегают от избыточного употребления поваренной соли, однако в жизненно необходимых порциях хлорида натрия нуждается организм и человека, и животных. Она нужна для поддержания состава крови, а также вырабатывания желудочного сока. Физраствор, который используется для лечения больных,— ничто иное, как раствор хлорида натрия.

Соли бериллия — сладкие на вкус, соли магния — горькие, карбонат кальция (мел) — безвкусный. В большинстве своем соли имеют смешанный вкус — кисло-сладкий, горько-соленый.

Помните! В химическом кабинете соли ни в коем случае не пробуют на вкус!

Большинство солей белого цвета. Цвет перманганата калия фиолетовый,хлорида железа — коричнево-красный, ортофосфата серебра — желтый.

Внимательно рассмотрите образцы солей, которые учитель демонстрирует вам на урюке, и определите цвет и растворимость каждой из них.

Итоги:

К классу солей относятся сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.
В формулах солей сумма единиц валентности металла равна сумме единиц валентности кислотного остатка.
Составляя формулу соли, необходимо знать валентность металла и кислотного остатка.
По современной номенклатуре, названия солей образуют из названия металла и названия кислотного остатка и проставляют валентность металлов, у которых она имеет несколько значений.

Наиболее распространенной из солей угольной кислоты является карбонат кальция Кроме того, что эта соль — основная составляющая мрамора, мела, известняка, доломита, существует также несколько необычная форма нахождения ее в природе — из карбоната кальция и незначительного количества других веществ в теле некоторых моллюсков формируются жемчужины. Это округлые, гладкие, с перламутровым отблеском образования, в состав которых входит 86—90 % карбоната кальция, 6—12 % органического клейкого вещества конхиолина, выделяемого моллюском, когда в его раковину попадет посторонний предмет, и вода. Конхиолин крепко склеивает тоненькие пластинки карбоната кальция.

Жемчужина формируется в раковине моллюска вокруг раздражителей — чаще всего песчинок — и приблизительно за 12 лет вырастает величиной с горошину. Большие жемчужины правильной формы — чрезвычайная редкость.

Жемчуг издавна используют в качестве украшений. Особенно ценятся жемчужины правильной шарообразной формы. Они очень дорогостоящие: жемчужина диаметром 1 см стоит около 4000 долларов.

Средняя продолжительность хранения жемчужин составляет от 250 до 500 лет, после чего они теряют блеск и их легко измельчить в порошок.

Скелет других водных обитателей — коралловых полипов — по составу близок к жемчугу. Большие скопления коралловых полипов образуют коралловые рифы. В результате археологических раскопок обнаружилось, что люди издавна изготавливают украшения из кораллов (так называется скелет коралловых полипов). Благодаря несколько иному составу, чем у жемчужин, такие изделия сохраняются дольше. В зависимости от содержания органических веществ, кораллы бывают разного цвета: розовые, красные и даже черные. Изготовленные из таких кораллов украшения — ожерелья, серьги, кольца — считаются самыми дорогими. Владельцам кораллов нужно знать, что даже при легком нагревании эти драгоценности теряют свой цвет.

Что такое соли

К классу солей принадлежит соединение, которое мы употребляем ежедневно вместе с пищей. Это — поваренная соль Вам известно, что она состоит из ионов

Соль — соединение, в состав которого входят катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка.

Ион кислотного остатка имеет отрицательный заряд; его значение совпадает со значением валентности этого остатка:

Формулы солей. Для солей, как и кислот, существуют две общие формулы — и Первой формуле соответствуют соли, которые содержат анионы кислотных остатков безоксигеновых кислот, а второй — соли, анионы которых происходят от оксиген-содержащих кислот.

Примеры формул солей

Для того чтобы составить формулу соли, необходимо знать заряды катиона и аниона, а также учитывать то, что соединение электро-нейтрально. Для выяснения значений зарядов ионов можно использовать таблицу, размещенную на форзаце 2 (так называемая таблица растворимости).

Составим формулу соли, которая содержит катионы и анионы В состав соли входят ионы, значения зарядов которых не одинаковы: 2 и 3. Наименьшее число, которое делится без остатка на 2 и 3, — число 6. Делим его на значения зарядов катиона (6 : 2 = 3) и аниона (6:3 = 2). Получаем количество этих ионов в формульной единице соединения, т. е. соответствующие индексы в химической формуле соли:

Графические формулы для солей, как и для других ионных соединений, не составляют.

Названия солей

Для каждой соли существует химическое название, а для некоторых солей — еще и тривиальные названия (табл. 2). Химическое название соли состоит из двух слов. Первое слово — название металлического элемента, а второе происходит от химического названия соответствующей кислоты.

Формулы и названия некоторых солей

Если элемент имеет переменную валентность, то ее значение указывают после названия элемента (табл. 2, рис. 12). Склоняется только второе слово химического названия соли.

Существуют соли, образованные только неметаллическими элементами. В их состав входят катионы аммония Примеры формул и названий таких соединений:

Два последних соединения применяют в качестве азотных удобрений.

Соли аммония происходят от основания (§ 11).

Распространенность в природе

В земной коре содержится много солей (рис. 13). В основном, это силикаты. Среди них встречаются и драгоценные камни: голубой топаз (алюминий силикат), золотистый циркон (цирконий силикат), бесцветный фенакит (бериллий силикат) и др.

Существует много залежей натрий хлорида NaCl (каменная соль), калий хлорида КС1, кальций карбоната СаС03 (мел, мрамор, известняк). Последнее соединение составляет основу ракушек, яичной скорлупы (рис. 14). Сульфиды и другие являются рудами; из них получают металлы.

Различные соли находятся в растворенном состоянии в гидросфере. В морской воде преобладают хлориды Натрия и Магния, а в пресной — соли Кальция и Магния (в основном карбонатной и сульфатной кислот).

Выводы:

Соль — ионное соединение, в состав которого входят катионы металлического элемента и анионы кислотного остатка. Для солей существуют общие формулы

Каждая соль имеет химическое название, а некоторые соли — еще и тривиальные названия. Соли очень распространены в природе.

Свойства и применение солей

Физические свойства солей: Соли, как и другие ионные соединения, при обычных условиях являются кристаллическими веществами. Они обычно имеют высокие температуры плавления:

Часть солей растворяется в воде, некоторые являются малорастворимыми (рис. 31), а остальные — нерастворимые. Соответствующая информация помещена в таблице растворимости (форзац 2).

Образование растворов солей часто сопровождается тепловыми эффектами. Например, при растворении натрий карбоната выделяется небольшое количество теплоты и раствор немного нагревается. А во время приготовления раствора натрий нитрата можно зафиксировать незначительное понижение температуры.

Лишь одна соль — натрий хлорид — имеет соленый вкус. Многие другие растворимые соли горькие, а соли Плюмбума и Бериллия сладкие, но чрезвычайно ядовитые. Определяя вкус различных солей, некоторые алхимики, вероятно, поплатились за это жизнью.

Соли по-разному влияют на растения, животных, человека. Среди них есть соединения, которые содержат необходимые для растений элементы; их применяют в качестве удобрений. А поваренную соль мы ежедневно употребляем вместе с пищей, чтобы пополнить ее запасы в организме (это соединение постоянно выводится из организма вместе с потом и мочой).

Химические свойства солей: Соли вступают в разнообразные реакции с простыми и сложными веществами.

Реакции с металлами

Соль в водном растворе может реагировать с металлом с образованием новой соли и другого металла (рис. 32). Часто говорят, что один металл «вытесняет» другой из раствора соли. Реакция происходит, если металл-реагент активнее, чем металл-продукт, т. е. находится в ряду активности слева от него (форзац 2):

Изучая основания и кислоты, вы узнали о реакциях этих соединений с солями. Кроме того, соли также могут взаимодействовать друг с другом. Все упомянутые реакции относят к реакциям обмена.

Реакции со щелочами

Реакция между солью и щелочью происходит лишь в растворе (нерастворимые соли со щелочами не взаимодействуют). Она возможна, если один из ее продуктов — основание или соль — выпадает в осадок (рис. 33):

Для прогнозирования возможности таких реакций используют таблицу растворимости (форзац 2).

Если к раствору купрум(II) сульфата добавить столько раствора щелочи, сколько необходимо для полного превращения соли в купрум(II) гидроксид, то после отстаивания над осадком увидим бесцветный раствор. Он будет содержать лишь натрий сульфат (ионы ).

Реакции с кислотами

Соль (как растворимая, так и нерастворимая) может взаимодействовать с кислотой с образованием новой соли и новой кислоты. Такие реакции часто сопровождаются выделением осадка (рис. 34) или газа

но иногда остаются незаметными:

Случаи, в которых реакция между солью и кислотой возможна, указаны в §12(с. 81).

Реакции с другими солями

Взаимодействие между двумя солями происходит лишь в растворе (реагенты должны быть растворимыми в воде) с образованием двух новых солей. Реакция возможна, если один из ее продуктов выпадает в осадок (рис. 35), т. е. является нерастворимым или малорастворимым соединением.

Примеры реакций между двумя солями:

Термическое разложение солей

Оксиген-содержащие соли, образованные газообразными, летучими или неустойчивыми оксидами, при нагревании разлагаются. Продуктами этих реакций, как правило, являются два соответствующих оксида:

Нитраты, как и нитратная кислота, происходят от нитроген(V) оксида Однако при нагревании нитратов этот оксид не образуется, поскольку он термически неустойчив:

Соли щелочных элементов либо не разлагаются (карбонаты, сульфаты), либо их разложение происходит своеобразно. Некоторые из таких реакций используют в лаборатории для получения кислорода:

Изложенный материал обобщен в схеме 5.

1 — Так разлагаются нитраты металлических элементов от Магния до Купрума включительно (см. ряд активности металлов).

Применение солей

Многие соли применяются на практике. Натрий хлорид является сырьем для промышленного получения хлора, хлоридной кислоты, натрий гидроксида, соды. Это соединение незаменимо для приготовления пищи, консервирования. Хлорид, сульфат, нитрат Калия, фосфаты Кальция, некоторые другие соли применяют в качестве минеральных удобрений (рис. 36). Кальций карбонат в виде камня известняка используют в строительстве, а на заводах из него производят известь.

На основе искусственно полученной соли изготовляют зубную пасту. В школе пишут на доске мелом, а это — также кальций карбонат. Кальций сульфат (гипс) применяют в строительстве и медицине. Простым средством для мытья и чистки посуды, предметов домашнего обихода, смягчения воды перед стиркой является кальцинированная сода, или натрий карбонат. Кальцинированную соду вместе с мелом или известняком используют в производстве стекла.

Выводы:

Соли — ионные вещества. Они имеют высокие температуры плавления, различную растворимость в воде.

Соли взаимодействуют с металлами с образованием другой соли и другого металла. Такие реакции происходят, если металл-реагент более активный, чем металл-продукт (это определяют с помощью ряда активности металлов).

Соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, другими солями. Некоторые оксигенсодержащие соли при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды. Многие соли используются на практике.

Кислые соли

Вы знаете, что при реакции кислоты со щелочью атомы Гидрогена каждой молекулы кислоты «заменяются» атомами (точнее — ионами) металлического элемента:

А возможна ли замена только части атомов Гидрогена в молекуле многоосновной кислоты? Да. В результате соответствующих реакций образуются так называемые кислые соли:

Кислые соли содержатся в растворенном состоянии в пресной воде. При ее кипячении эти соединения разлагаются

и на стенках сосуда образуется накипь — смесь карбонатов и

Кислые соли Кальция и ортофосфатной кислоты составляют основу фосфорных удобрений — преципитата и суперфосфата соответственно. Кислая соль Натрия и карбонатной кислоты известна каждой домохозяйке, зто — питьевая (пищевая) сода (рис. 37).

Способы получения солей

Соли можно получать значительно большим количеством способов, чем оксиды, основания или кислоты.

Три способа получения солей предполагают проведение химических реакций с участием металлов.

Способ 1: металл + неметалл соль. Этим способом можно получать безоксиге-новые соли:

Способ 2: металл + кислота (раствор) соль + водород.

В такие реакции вступают сульфатная (в разбавленном растворе), хлоридная, некоторые другие кислоты и металлы, находящиеся в ряду активности слева от водорода:

Способ 3: металл 1 + соль 1 (в растворе) металл 2 + соль 2.

Вам известно, что такая реакция возможна, если металл 1 активнее металла 2, т. е. металл 1 находится в ряду активности слева от металла 2:

Несколько других способов получения солей предусматривают использование реакций между соединениями, которые проявляют основные и кислотные свойства (§ 9, 11 —13).

Способ 4: основание (амфотерный гидроксид) + кислота (амфотерный гидроксид) соль + вода (рис. 42):

Способ 5: основный (амфотерный) оксид + кислотный (амфотерный) оксид соль:

Способ 6: основание + кислотный (амфотерный) оксид соль + вода:

Способ 7: кислота + основный (амфотерный) оксид соль + вода:

Соли также получают с помощью реакций обмена с участием солей (§ 14).

Способ 8: соль 1 + кислота 1 соль 2 + кислота 2:

Способ 9: соль 1 + щелочь соль 2 + основание:

Способ 10: соль 1 -I- соль 2 —> соль 3 + соль 4 (рис. 43):

Это интересно. Солис и некоторые другие до сих пор не получены.

Способы 5 и 6 непригодны для получения солей безоксигеновых кислот, поскольку эти кислоты не имеют кислотных оксидов.

Выбирая способы 8—10, учитывают то, что реакция обмена возможна в случае образования осадка, газа или слабой кислоты (§11, 12, 14).

Вышеизложенное обобщено в схеме 9.

Пример №

Предложить максимальное количество способов получения магний сульфата

Решение

Магний сульфат — оксигенсодержащая соль. Поэтому способ 1 для получения соединения не подходит.

Эту соль можно получить, исходя из металла (способы 2 и 3):

Магний сульфат может образоваться в результате реакций между соответствующими соединениями основного и кислотного характера (способы 4—7):

Для реакции соли с кислотой (способ нужно взять соль Магния, образованную слабой или летучей кислотой либо способной разлагаться с выделением газа, и сульфатную кислоту:

Реакция соли со щелочью (способ 9) для получения магний сульфата не подходит, поскольку одним из реагентов должен быть гидроксид а он является малорастворимым соединением.

Магний сульфат растворяется в воде. Учитывая это, выберем для реакции между двумя солями (способ 10) такие реагенты:

Выводы:

Соли получают несколькими способами. Часть способов основана на реакциях металлов с неметаллами, кислотами, солями. Другие способы предусматривают осуществление реакций между соединениями с основными и кислотными свойствами, а также реакций обмена с участием солей.

Химические свойства солей

Соли, как и другие классы неорганических соединений, способны участвовать в химических реакциях.

Взаимодействие солей с металлами

Соли (в растворе) взаимодействуют с металлами, расположенными в вытесни-тельном ряду до того металла, из атомов которого они образовались. В результате реакции образуются новая соль и металл.

Опыт 1. Четыре химических стакана наполним растворами солей: два — сульфатом меди и еще два — сульфатом железа В стакан с сульфатом меди опустим железную пластину, второй оставим для сравнения. То же проделаем с растворами сульфата железа но в один из стаканов опустим медную пластину. Вскоре в стакане с железной пластиной голубой раствор станет светлее по сравнению с контрольным раствором. А в стакане с медной пластиной коричневая окраска раствора сульфата железа не изменится и будет одинаковой с контрольным раствором. Через 5—10 мин достанем железную пластину и увидим, что та ее часть, которая находилась в растворе сульфата меди покрылась слоем меди. Достанем также медную пластину — с ней не произошло никаких изменений, и цвет растворов сульфата железа в обоих стаканах остался одинаковым. Запишем уравнения реакций:

В реакции, которая состоялась, атомы простого вещества замещают атомы металлического элемента в сложном веществе. Поэтому эта реакция относится к реакциям замещения. Результаты опыта согласовываются с местом в вытеснительном ряду металлов, взятых для проведения опыта.

Взаимодействие солей с основаниями (щелочами)

В предыдущем параграфе вы узнали о том, что единственный способ, которым можно получить нерастворимое основание определенного металлического элемента,— это взаимодействие его растворенной в воде соли со щелочью. Такое взаимодействие мы рассматривали и при изучении свойств щелочей. Поэтому вспомним, что для протекания реакции вещества должны находиться в растворенном состоянии, а один из образовавшихся продуктов реакции — выпадать в осадок, например:

Взаимодействие солей с кислотами

Соли вступают в реакцию обмена с кислотами при условии, что среди продуктов реакции есть осадок или газ. (Вспомните взаимодействие соляной кислоты с нитратом серебра или питьевой соды — с уксусной кислотой.) Проведем соответствующие опыты.

Опыт 2. К раствору хлорида бария добавим раствор серной кислоты Реакция происходит быстро и завершается образованием белого осадка:

Среди образовавшихся продуктов нерастворимым веществом является сульфат бария.

Взаимодействие солей с солями

Повторим опыт 2, заменив серную кислоту на одну из ее растворимых солей.

Опыт 3. К раствору сульфата натрия добавим раствор хлорида бария Взаимодействие происходит так же быстро, и так же образуется белый осадок:

С помощью раствора хлорид бария или другого растворенного в воде соединения бария можно обнаружить в растворе серную кислоту и ее соли.

Опыт 4. К раствору карбоната натрия добавим раствор азотной кислоты. Наблюдается выделение газообразного вещества. Поднесенная к отверстию пробирки зажженная спичка гаснет. Следовательно, выделяется углекислый газ:

Для формулировки окончательного обоснованного вывода о химических свойствах солей проведите химический эксперимент, предусмотренный лабораторными опытами 7, 8, 9.

Итоги:

Взаимодействие солей с другими веществами происходит в растворе.
Одним из продуктов взаимодействия солей с другими веществами всегда является соль.
Соли проявляют такие типичные химические свойства:

Соли серной кислоты можно обнаружить в растворе с помощью растворов солей бария.

Соли, при образовании которых в молекуле кислоты все атомы водорода замещаются атомами металла, получили название средних солей. Средние соли не содержат ни атомов водорода, ни гидроксильных групп, а в их состав входят атомы одного металлического элемента, например:

Кроме средних, существуют еще и другие соли, в частности кислые, основные, двойные.

Кислые соли являются продуктом неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл. Поэтому кислотные остатки таких солей содержат атомы водорода, например:

В молекулах серной и ортофосфорной кислот замещен на металл 1 атом водорода, поэтому остатки одновалентны. В формуле замещены на металл 2 атома водорода, следовательно, валентность кислотного остатка равна 2. Как видим, кислые соли образуются кислотами, которые содержат 2 и более атомов водорода. Наличие одного атома водорода в составе кислых солей обозначают, добавляя слово «гидро», двух — «дигидро»: — гидросульфат калия; — дигидросульфат калия; — гидрофосфат калия.

Основными называют соли, полученные частичной нейтрализацией основания кислотой (например, — гидроксохлорид магния), двойными — соли, полученные замещением атомов водорода атомами двух металлов (например, — сульфат калия алюминия).

Какая образуется соль — средняя, кислая или основная — зависит от количества взятых для проведения реакции реагентов.

Соли в природе

По распространенности неорганических соединений в природе соли занимают второе место после оксидов. Так, горные породы и глина состоят из солей кремниевой кислоты, которые имеют сложное строение. Их формулы записывают с помощью формул оксидов, например формула полевого шпата — глины —

Местонахождение залежей солей в Украине представлено на рисунке 15.

Наиболее известная вам соль — хлорид натрия или поваренная соль (минерал такого состава называется галит). Месторождения этой соли в Украине расположены вблизи г. Артемовен Донецкой области, в Автономной Республике Крым, в Карпатах. Человек очень давно оценил значение хлорида натрия и стал использовать эту соль как пищевой продукт и консервант (соление рыбы, мяса, грибов, квашение овощей и т. п.). Было время, когда соль стоила дороже золота: еще в старину возник обычай встречать гостей хлебом-солью. Существует поговорка: «Чтобы узнать человека, нужно с ним пуд соли съесть». Пуд долгое время был распространенной единицей массы, он равен 16 кг. Человек за год потребляет около 3 кг соли. Нетрудно подсчитать, что два человека пуд соли съедят примерно за 2,5—3 года. Так жизненный опыт подтверждает мудрость этой поговорки.

Как сырье хлорид натрия используется для производства гидроксида натрия, натрия, хлора, соляной кислоты, мыла, синтетических моющих средств. В пищевой, кондитерской и фармацевтической промышленности используют такие соли: хлорид натрия, карбонат натрия, нитрат натрия, сульфат магния и другие.

Карбонат кальция является основной составляющей известняка, мрамора, мела. Известняк используют для получения оксида кальция (негашеной извести), известкования кислых почв (уменьшение в них содержания кислот), удаления из состава чугуна (во время его производства) таких кислотных оксидов, как оксид кремния и оксид фосфора Вместе с глиной и песком известняк используют в производстве цемента.

Кости позвоночных животных и человека содержат ортофосфат кальция а зубы — еще и фторид кальция Если на зубной пасте отмечено, что она содержит фтор, в действительности это означает наличие в ней фторида кальция и других соединений фтора.

Соли входят также в состав крови, клеточного сока, нервной и мускульной тканей.

Из курсов природоведения и ботаники вам известно, что для полноценного роста и развития растениям нужны химические элементы калий, азот, фосфор. Их вносят в почву в виде минеральных удобрений. По своему составу почти все минеральные удобрения — это соли, в частности

Широко применяется и соль сульфата кальция Порошок природного минерала гипса нагревают до температуры и превращают в алебастр Как видно из приведенных формул, в алебастре на 1 моль сульфата кальция приходится в 4 раза меньше молей воды, чем в гипсе. Гипсовые повязки, гипсовые строительные материалы, барельефы, статуи и т. п. сделаны из алебастра, который после смешивания с водой твердеет и становится гипсом.

Карбонат натрия применяют для изготовления стекла, бумаги, тканей, в мыловарении.

В плавательных бассейнах цвет воды обусловлен наличием в ней сульфата меди Эту соль добавляют в воду не для подкрашивания, а чтобы не допустить размножения и роста водорослей.

Хлорид калия распространен в природе в виде минерала сильвина. Это вещество используют в качестве калийного удобрения, а также в производстве калия и гидроксида калия.

Из ортофосфата кальция получают ортофосфорную кислоту и фосфорные удобрения.

Сульфат бария применяют как рентгеноконтрастное вещество в медицинской практике.

Ознакомившись с рисунком 16, вы пополните знания о применении солей новыми сведениями.

Приведенные здесь примеры — лишь небольшая часть того, как используются соли.

Итоги:

Соли относятся к распространенным в природе сложным неорганическим веществам, среди которых больше всего хлоридов, силикатов, карбонатов, сульфатов, ортофосфатов.
Часть солей используется непосредственно после добычи, а часть поддается химической переработке с целью получения новых веществ.
Соли находят самое разнообразное применение в химической промышленности и многих других отраслях народного хозяйства, а также в быту.

Вода морей и океанов из-за содержащихся в ней различных солей на вкус солено-горькая. 100 г морской воды в среднем содержат 3,5 г солей, среди которых хлорида натрия почти 78 %. Моря и океаны имеют разную соленость — YaK называют содержание солей в единице объема морской воды. Однако состав солей в морской воде практически одинаков. Поэтому ученые считают, что Мировой океан в давние времена был единым.

Морские растения и животные приспособились к жизни в соленой воде. Более того, в их организмах накапливаются ионы, которые входят в состав солей морей и океанов. Морепродукты богаты кальцием, кремнием, иодом, медью, магнием, фосфором и другими элементами.

Используя сведения из географии и различных информационных источников, подготовьте рассказ (сообщение, реферат) о распространении какой-либо соли в природе и ее использовании.

Поработайте самостоятельно с дополнительной литературой, Интернетом и выясните, на каких химических свойствах солей основывается производство из них других веществ. Рассказ подтвердите примерами.

Справочный материал по солям

Соли можно получить многими способами:

1) взаимодействием металла с кислотой:

(Какой это тип реакции?)

Вспомните особенности взаимодействия кислот с металлами. Для получения солей каких металлов можно применить этот способ?

2) взаимодействием оксида металла с кислотой:

3) взаимодействием гидроксида металла с кислотой:

4) взаимодействием соли с кислотой:

5) взаимодействием основного или амфотерного оксида с кислотным оксидом:

6) взаимодействием металла с раствором соли другого металла:

7) взаимодействием металла с неметаллом (получают соли бескислородных кислот):

Итоги:

В результате химических реакций образуются различные соединения. Это позволяет из соответствующих реагентов получать необходимые вещества.
К общим способам получения оксидов относятся: окисление простых и сложных веществ, разложение нерастворимых гидроксидов при нагревании и др.
К общим способам получения растворимых оснований (щелочей) относятся: взаимодействие металлов с водой, взаимодействие оксидов с водой и электролиз (разложение) растворов солей бескислородных кислот.
Нерастворимые основания получают взаимодействием раствора их соли с раствором щелочи.
Соли получают взаимодействием простого вещества (металла), сложных веществ (оксида металла, гидроксида металла, соли) с веществами, в состав которых входит кислотный остаток (кислота, соль), а также взаимодействием кислотных оксидов с основными оксидами или щелочами.

В лаборатории щелочь можно получить из металла и из оксида. Но чистых металлов натрия, калия, кальция, бария и их оксидов в природе не существует. Поэтому этими способами получают щелочи лишь в лабораториях. Чтобы обеспечить щелочами различные производства, нужны другие способы их получения из природного сырья. Впервые щелочь была получена электролизом (разложением постоянным электрическим током) раствора соли хлорида натрия. Электролиз стал основным промышленным способом производства щелочей гидроксида натрия и гидроксида калия.

Как происходит электролиз, вы будете изучать позже. А пока запишем суммарное уравнение электролиза водного раствора хлорида натрия:

Из записи уравнения видно, что из доступных природных веществ — поваренной соли и воды — получают три новых вещества, которых в природе нет, но каждое из них используется в промышленности, а значит есть потребность в их получении.

Классификация

Заполните таблицу.

Химическая формула	Название	Тип соли
(CuOH)₂CO₃	?	?
Fe₂(SO₄)₃	?	?
(NH₄)₂Cr₂O₇	?	?
BaClNO₃	?	?
NaKSO₄	?	?

Какие соли вам известны ? Как можно отличить соли друг от друга?

Соли получаются в результате замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, а в основаниях гидроксильной группы (ОН^.) кислотными остатками.

Солями называются вещества, в составе которых содержатся атомы металла (или аммония) и кислотный остаток. Соли классифицируют по их составу.

Графические формулы

Нормальные, кислые и двойные соли рассматриваются как продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла.

Основные же соли рассматриваются как продукты замещения гидроксильной группы кислотным остатком.

Номенклатура

Нормальные соли. Соли, полученные в результате полного замещения атомов водорода, относящихся к основности кислот, атомами металлов, называются нормальными солями.

При наименовании нормальных солей, если металл обладает постоянной валентностью, то вначале дается название кислотного остатка, а затем название металла. Если же металл имеет переменную валентность, то вначале дается название кислотного остатка, следом название металла и его валентность (в скобках римскими цифрами).

Нормальная соль	Название		Нормальная соль	Название
Ah(SO₄)₃	Сульфат алюминия		FeSO₄	Сульфат железа (II)

Кислые соли

Соли, полученные в результате частичного замещения атомов водорода, относящихся к основности кислоты, атомами металлов (или же сложными ионами, например, ионами аммония), называются кислыми солями.

При наименовании кислых солей вначале дается название кислотного остатка с указанием на греческом количества атомов водорода, относящихся к основности кислоты и не замещенных металлом, с приставкой «гидро». При одном атоме водорода приставка «моно» не употребляется.

Кислые соли
Гидросоли		Дигидросоли
Формула	Название		Формула	Название
CaHPO₄	гидроортофосфат кальция		NH₄H₂PO₄	дигидроортофосфат аммония

Основные соли

Соли, полученные в результате частичного замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками, называются основными солями.

Как и нормальные соли, при наименовании основных солей к кислотным остаткам здесь добавляется приставка «гидроксо» с указанием на греческом количества гидроксильных групп (ОН), не замещенных кислотным остатком. Если гидроксильная группа одна, то приставка «моно» не употребляется.

Основные соли
Гидросоли		Дигидросоли
Формула	Название		Формула	Название
Al(OH)Cl₂	гидроксохлорид алюминия		Al(OH)₂Cl	дигидроксохлорид алюминия

Двойные соли. Соли, полученные в результате замещения атомами двух разных металлов атомов водорода, относящихся к основности кислот в многоосновных кислотах, называются двойными солями.

При наименовании двойных солей после названия кислотного остатка даются оба названия металлов.

Двойная соль	Название	Двойная соль	Название
NaKCO₃	карбонат натрия-калия	Na₂KPO₄	ортофосфат динатрия-калия

Смешанные соли

Соли, полученные в результате замещения гидроксильных групп в многокислотных основаниях двумя различными кислотными остатками, называются смешанными солями.

Если в составе смешанных солей содержатся бескислородные и кислородсодержащие кислотные остатки, то вначале даются названия бескислородных, а затем кислородсодержащих кислотных остатков.

Смешанная соль	Название	Смешанная соль	Название
CaCl(OCl) (или CaOC₂)	Хлорид гипохлорит кальция	BaClNO₃	хлорид нитрат бария

Получение

При взаимодействии металлов с неметаллами
2Fe + ЗСЕ 2FeCl₃
2Na + Cl₂ 2NaCl

При взаимодействии металлов с солями. Начиная с элемента Mg в ряду активности металлов, каждый металл вытесняет последующие металлы из растворов их солей.
Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu

При взаимодействии солей с солями. Такие реакции протекают в растворе в том случае, если обе исходные соли растворимы в воде и при их взаимодействии получится нерастворимая в воде соль.
Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaNO₃

Соли не вступают в реакцию с нерастворимыми в воде солями и основаниями.
Ca(NO₃)₂ + Cu(OH)₂ реакция не протекает

При взаимодействии однокислотных оснований с одноосновными кислотами, независимо от количества их молей, всегда получится нормальная соль.
KOH + HCI → KCl + H₂O

При взаимодействии многоосновных кислот с многокислотными основаниями, в зависимости от количества молей веществ, получаются нормальная соль, кислая соль или основная соль. Для этого следует сравнить количество атомов водорода, показывающих основность кислоты, с количеством гидроксильных групп (ОН), выражающих кислотность основания.

При добавлении многоосновной кислоты к смеси двух различных оснований получится двойная соль.
NaOH + KOH + H₂SO₄ → 2H₂O + NaKSO₄

При нейтрализации одного многокислогного основания двумя различными кислотами получится смешанная соль.
Ca(OH)₂+ HCl + HBr → CaClBr+ 2H₂O

Физические и химические свойства солей

Определите вещества в соответствии с вопросительными знаками. Какие из представленных солей нерастворимы в воде?

Физические свойства:

Соли это твердые вещества с разной способностью к растворению и цветом. Все соли натрия (Na), калия (К) и аммония (NH), а также кислые соли растворяются в воде. C увеличением количества атомов водорода, относящихся к основности кислых солей, увеличивается и их растворимость в воде (за исключением NaHCO₃).

Ca₃(PO₄)₂ → CaHPO₄ → Ca(H₂PQ₄)₂

увеличивается растворимость

Солям в основном присуща высокая температура плавления и кипения.

Растворимость солей в воде
Нерастворимые и малорастворимые	Растворимые
СaS0_4,BaS0₄, SrS0₄, PbS0₄, Ag₂S0₄	Остальные сульфаты растворяются в воде
AgCl, PbCl₂, Hg₂Cl₂	Другие хлориды растворяются в воде
FeS, CuS, PbS, ZnS и др.	Na₂S, K₂S, (NH₄)₂S
Другие ортофосфаты не растворяются вводе	Na₃PO₄, K₃PO₄, (NH₄)₃PO₄
Другие силикаты не растворяются в воде	Na₂SiO₃, K₂SiO₃
Другие карбонаты не растворяются в воде	Na₂CO₃, K₂CO₃, (NH₄)₂CO₃
	Все соли азотной кислоты, Na, К, NH₄ растворяются в воде

Химические свойства:

C химическими свойствами солей вы ознакомились при изучении свойств щелочей и кислот, способов получения оксидов и солей.

Кислые, основные, в том числе и двойные соли могут проявлять многие химические свойства нормальных солей. Кроме того, кислые соли легко нейтрализуются щелочами, а основные соли кислотами.

NaHSO₄ + NaOH Na₂SO₄ +H₂O
Mg(OH)Cl + HCl → MgCl₂ + H₂O

Основные соли могут взаимодействовать с щелочами.
Al(OH)₂Cl+ NaOH → Al(OH)₃↓ +NaCl

При нагревании большинства кислых солей (кроме солей аммония) они разлагаются с образованием нормальной соли.

При разложении солей металлов (кроме Hg(NO₃)₂) всегда выделяется твердый остаток (или оксид металла, или же полученная новая соль в твердом виде). Поэтому разложение этих солей происходит как в 1-ом графике. При разложении большинства аммонийных солей твердый остаток не выделяется. Вот почему их разложение происходит как во 2-ом графике.

Некоторые соли при взаимодействии с водой образуют вещества кристаллогидраты.

Na₂CO₃ +10H₂O → Na₂CO₃ ^. 10H₂O
кристаллическая сода

При нагревании кристаллогидраты вновь обезвоживаются.
CuSO₄^. 5H₂O CuSO₄+ 5H₂O
синий кристалл белый кристалл

Вода, входящая в состав кристаллов в виде химических соединений, называется кристаллизационной водой. Кристаллогидрат это не просто набор из воды и соли, а вещество. Вода и соль лишь условно разделены точкой.
Многоосновные кислоты, вступая в реакцию соединения с нормальными солями, образуют кислую соль.

Применение солей

Большинство солей широко применяются в промышленности и быту. Так, например, всем хорошо известно применение поваренной соли (NaCl) в быту. В промышленности ее используют при получении гидроксида натрия, соды, хлора, натрия и др. Соли азотной и оргофосфорной кислот в основном считаются минеральными удобрениями.

Многие средства защиты растений от болезнетворных микробов и вредителей, ряд лекарственных препаратов также относятся к классу солей. Более подробные сведения о применении отдельных солей будут представлены при изучении химических элементов.

Генетическая связь между классами неорганических соединений

Обратите внимание на пробирки и содержащиеся в них вещества. Определите генетическую связь между этими веществами и запишите уравнения реакций.

Возможность получения из представителей одного класса неорганических соединений представителей другого класса свидетельствует о наличии между ними генетической связи. Взаимосвязь между веществами отдельных классов можно проследить по нижеприведенной схеме:

Получение одного представителя неорганических соединений из другого основывается на их химических свойствах. Приведем один пример относительно генетических связей неорганических соединений.

В качестве примера генетической связи между неорганическими веществами можно привести следующие схемы.

Задача:

Какие вещества взаимодействуют и с Na₂CO₃, и с Zn(OH)₂?
1) HCl 2) MgSO4 3)K0H 4) Ca(OH)₂ 5) H₂SO₄

Решение: Na₂CO₃, вступая в реакцию с сильными кислотами (HC1, HBr, HI, HNO2, H₂SO₄, H₂PO₄), выделяет соль и CO₂.

В таком случае:
1) Na₂CO₃+ 2HC1 → 2NaCl + C0₂↑ + H₂O
2) Na₂CO₃+ H₂SO₄ → Na₂SO₄+ CO₂↑ + H₂O

Поскольку Zn(OH)₂является амфотерным основанием, оно вступает в реакцию как с сильными кислотами (HC1, HBr, HI, HNO₃, H₃PO₄, H₂SO₄), так и с щелочами (NaOH, КОН, Ca(OH₎₂, Ba(OH)₂). В таком случае:
1)   Zn(OH)₂+ 2HC1 → ZnCl₂+ 2H₂O
2)   Ca(OH)₂ + Zn(OH)₂ → CaZnO + 2H₂O
3)   Zn(OH)₂+ H₂SO₄→ ZnSO₄+ 2H₂O

В то время как Zn(OH)₂ вступает в реакцию с КОН, Na₂CO₃ в эту реакцию не вступает.

C другой стороны, основание Zn(OH)₂, находящееся в виде осадка, не вступает в реакцию ни с одной солью.
Ответ: 1, 4, 5

Хлор в химии
Сера в химии
Азот в химии
Фосфор в химии
Озон как химический элемент
Оксиды в химии
Основания в химии
Кислоты в химии

Источник