Хімічні властивості нерозчинних солей. Що таке солі

Сучасна хімічна наука є безліч різноманітних галузей, і кожна з них, крім теоретичної бази, має велике прикладне значення, практичне. Чого не торкнися, все довкола - продукти хімічного виробництва. Головні розділи - це неорганічна та органічна хімія. Розглянемо, які основні класи речовин відносять до неорганічних і які властивості вони мають.

Головні категорії неорганічних сполук

До таких прийнято відносити такі:

1. Оксиди.
2. Солі.
3. Основи.
4. Кислоти.

Кожен із класів представлений великою різноманітністю сполук неорганічної природи та має значення практично у будь-якій структурі господарської та промислової діяльності людини. Усі основні характеристики, характерні цих сполук, перебування у природі та отримання вивчаються у шкільному курсі хімії обов'язковому порядку, в 8-11 класах.

Існує загальна таблиця оксидів, солей, основ, кислот, в якій представлені приклади кожної з речовин та їх агрегатний стан, знаходження у природі. А також показані взаємодії, що описують хімічні властивості. Однак ми розглянемо кожен із класів окремо та детальніше.

Група сполук - оксиди

4. Реакції, внаслідок яких елементи змінюють СО

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: утворення кислот (SiO 2 виняток)

КО + вода = кислота

2. Реакції з основами:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакції з основними оксидами: утворення солі

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Реакції ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Виявляють подвійні властивості, взаємодіють за принципом кислотно-основного методу (з кислотами, лугами, основними оксидами, оксидами кислотними). З водою у взаємодію не вступають.

1. З кислотами: утворення солей та води

АТ + кислота = сіль + Н 2 О

2. З основами (лугами): утворення гідроксокомплексів

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакції з кислотними оксидами: одержання солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакції з ГО: утворення солей, сплавлення

MnO + Rb 2 O = подвійна сіль Rb 2 MnO 2

5. Реакції сплавлення з лугами та карбонатами лужних металів: утворення солей

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Кожен вищий оксид, утворений як металом, і неметалом, розчиняючись у питній воді, дає сильну кислоту чи луг.

Кислоти органічні та неорганічні

У класичному звучанні (ґрунтуючись на позиціях ЕД – електролітичної дисоціації – кислоти – це сполуки, що у водному середовищі дисоціюють на катіони Н+ та аніони залишків кислоти An – . Однак сьогодні ретельно вивчені кислоти і в безводних умовах, тому існує багато різних теорій для гідроксидів.

Емпіричні формули оксидів, основ, кислот, солей складаються лише з символів, елементів та індексів, що вказують їх кількість у речовині. Наприклад, неорганічні кислоти виражаються формулою H + кислотний залишок n-. Органічні речовини мають інше теоретичне відображення. Крім емпіричної, для них можна записати повну і скорочену структурну формулу, яка відображатиме не тільки склад і кількість молекули, а й порядок розташування атомів, їх зв'язок між собою та головну функціональну групу для карбонових кислот -СООН.

У неорганіці всі кислоти поділяються на дві групи:

• безкисневі - HBr, HCN, HCL та інші;
• кисень (оксокислоти) - HClO 3 і все, де є кисень.

Також неорганічні кислоти класифікуються за стабільністю (стабільні чи стійкі – всі, крім вугільної та сірчистої, нестабільні чи нестійкі – вугільна та сірчиста). За силою кислоти можуть бути сильними: сірчана, соляна, азотна, хлорна та інші, а також слабкими: сірководнева, хлорновата та інші.

Зовсім не така різноманітність пропонує органічна хімія. Кислоти, які мають органічну природу, належать до карбонових кислот. Їхня загальна особливість - наявність функціональної групи -СООН. Наприклад, НСООН (мурашина), СН 3 СООН (оцтова), 17 Н 35 СООН (стеаринова) та інші.

Існує ряд кислот, на які особливо ретельно робиться наголос при розгляді цієї теми в шкільному курсі хімії.

1. Соляна.
2. Азотна.
3. Ортофосфорний.
4. Бромоводородна.
5. Вугільна.
6. Йодоводнева.
7. Сірчана.
8. Оцтова, або етанова.
9. Бутанова, або олійна.
10. Бензойна.

Дані 10 кислот з хімії є основними речовинами відповідного класу як у шкільному курсі, так і загалом у промисловості та синтезах.

Властивості неорганічних кислот

До основних фізичних властивостей слід віднести насамперед різний агрегатний стан. Адже існує низка кислот, що мають вигляд кристалів або порошків (борна, ортофосфорна) за звичайних умов. Переважна більшість відомих неорганічних кислот є різними рідинами. Температури кипіння та плавлення також варіюються.

Кислоти здатні викликати важкі опіки, оскільки мають силу, що руйнує органічні тканини і шкірний покрив. Для виявлення кислот використовують індикатори:

• метилоранж (у звичайному середовищі - помаранчевий, у кислотах - червоний),
• лакмус (у нейтральній – фіолетовий, у кислотах – червоний) або деякі інші.

До найважливіших хімічних властивостей можна віднести здатність вступати у взаємодію як із простими, і зі складними речовинами.

При взаємодії з металами однаково реагують в повному обсязі кислоти. Хімія (9 клас) у школі передбачає вельми неглибоке вивчення таких реакцій, проте і такому рівні розглядаються специфічні властивості концентрованої азотної і сірчаної кислоти при взаємодії з металами.

Гідроксиди: луги, амфотерні та нерозчинні основи

Оксиди, солі, основи, кислоти - всі ці класи речовин мають загальну хімічну природу, що пояснюється будовою кристалічних ґрат, а також взаємним впливом атомів у складі молекул. Однак якщо для оксидів можна було дати цілком конкретне визначення, то для кислот та основ це зробити складніше.

Так само, як і кислоти, основами теорії ЕД називаються речовини, здатні у водному розчині розпадатися на катіони металів Ме n+ і аніони гідроксогруп ОН - .

• Розчинні або луги (сильні основи, що змінюють утворені металами I, II груп. Приклад: КОН, NaOH, LiOH (тобто враховуються елементи лише головних підгруп);
• Малорозчинні або нерозчинні (середньої сили, що не змінюють фарбування індикаторів). Приклад: гідроксид магнію, заліза (II), (III) та інші.
• Молекулярні (слабкі основи, у водному середовищі оборотно дисоціюють на іони-молекули). Приклад: N 2 H 4, аміни, аміак.
• Амфотерні гідроксиди (проявляють подвійні основно-кислотні властивості). Приклад: берилію, цинку тощо.

Кожна представлена ​​група вивчається у шкільному курсі хімії у розділі "Підстави". Хімія 8-9 класу передбачає докладне вивчення лугів та малорозчинних сполук.

Головні характерні властивості основ

Всі луги та малорозчинні сполуки знаходяться у природі у твердому кристалічному стані. При цьому температури плавлення їх, як правило, невисокі і малорозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні. Колір підстав різний. Якщо луги білого кольору, то кристали малорозчинних і молекулярних основ можуть бути різного забарвлення. Розчинність більшості сполук даного класу можна переглянути в таблиці, в якій представлені формули оксидів, основ, кислот, солей, показано їх розчинність.

Луги здатні змінювати забарвлення індикаторів наступним чином: фенолфталеїн – малиновий, метилоранж – жовтий. Це забезпечується вільною присутністю гідроксогруп у розчині. Саме тому малорозчинні основи такої реакції не дають.

Хімічні властивості кожної групи підстав різні.

Це більшість хімічних властивостей, які виявляють основи. Хімія основ досить проста і підпорядковується загальним закономірностям усіх неорганічних сполук.

Клас неорганічних солей. Класифікація, фізичні властивості

Спираючись на положення ЕД, солями можна назвати неорганічні сполуки, що у водному розчині дисоціюють на катіони металів Ме +n і аніони кислотних залишків An n- . Так можна уявити солі. Визначення хімія дає не одне, проте це найточніше.

При цьому за своєю хімічною природою всі солі поділяються на:

• Кислі (що мають у складі катіон водню). Приклад: NaHSO 4.
• Основні (що мають у складі гідроксогрупу). Приклад: MgOHNO 3 FeOHCL 2 .
• Середні (складаються лише з катіону металу та кислотного залишку). Приклад: NaCL, CaSO 4.
• Подвійні (включають два різних катіона металу). Приклад: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексні (гідроксокомплекси, аквакомплекси та інші). Приклад: До 2 .

Формули солей відображають їхню хімічну природу, а також говорять про якісний і кількісний склад молекули.

Оксиди, солі, основи, кислоти мають різну здатність до розчинності, яку можна подивитися у відповідній таблиці.

Якщо ж говорити про агрегатний стан солей, потрібно помітити їх одноманітність. Вони існують лише у твердому, кристалічному або порошкоподібному стані. Колірна гама досить різноманітна. Розчини комплексних солей зазвичай мають яскраві насичені фарби.

Хімічні взаємодії класу середніх солей

Мають схожі хімічні властивості основи, кислоти, солі. Оксиди, як ми вже розглянули, дещо відрізняються від них за цим фактором.

Усього можна виділити 4 основні типи взаємодій для середніх солей.

I. Взаємодія з кислотами (тільки сильними з погляду ЕД) з утворенням іншої солі та слабкої кислоти:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

ІІ. Реакції з розчинними гідроксидами з появою солей та нерозчинних основ:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 сіль розчинна + Cu(OH) 2 нерозчинна основа

ІІІ. Взаємодія з іншою розчинною сіллю з утворенням нерозчинної солі та розчинної:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакції з металами, що стоять в ЕХРНМ ліворуч від того, що утворює сіль. При цьому метал, що вступає в реакцію, не повинен за звичайних умов вступати у взаємодію з водою:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Це основні типи взаємодій, які притаманні середніх солей. Формули солей комплексних, основних, подвійних і кислих самі за себе говорять про специфічність хімічних властивостей.

Формули оксидів, основ, кислот, солей відображають хімічну сутність всіх представників даних класів неорганічних сполук, а крім того, дають уявлення про назву речовини та її фізичні властивості. Тому на їхнє написання слід звертати особливу увагу. Величезне розмаїття сполук пропонує нам загалом дивовижна наука – хімія. Оксиди, основи, кислоти, солі - це лише частина неосяжного різноманіття.

Основи

Підставами називаються сполуки, що містять як аніон тільки гідроксид іонів ВІН - . Число гідроксид іонів, здатних заміщатися кислотним залишком, визначає кислотність основи. У зв'язку з цим підстави бувають одно-, дво-і полікислотні, проте до істинних підстав найчастіше відносять одно- і двокислотні. Серед них слід виділити розчинні та нерозчинні у воді основи. Врахуйте, що розчинні у воді та диссоціюючі при цьому практично націлісно підстави називають лугами (сильні електроліти). До них відносяться гідроксиди лужних та лужноземельних елементів і в жодному разі розчин аміаку у воді.

Назва основи починається зі слова гідроксид, після якого в родовому відмінку наводиться російська назва катіона, а в круглих дужках вказується його заряд. Допускається перерахування кількості гідроксид іонів за допомогою приставок ді-, три-тетра. Наприклад: Mn(OH) 3 - гідроксид марганцю (III) або тригідроксід марганцю.

Зверніть увагу на те, що між основами та основними оксидами існує генетичний зв'язок: основним оксидам відповідають основи. Тому катіони основ найчастіше мають заряд один або два, що відповідає нижчим ступеням окиснення металів.

Запам'ятайте основні способи отримання основ

1. Взаємодія активних металів з водою:

2Na + 2Н 2 О = 2NаОН + Н 2

Lа + 6Н 2 О = 2Lа(ОН) 3 + 3H 2

Взаємодія основних оксидів із водою:

СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2

МgО + Н2О = Мg(ОН) 2 .

3. Взаємодія солей із лугами:

МnSO 4 + 2КОН = Mn(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4

NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na 2 СО 3 + Са(ОН) 2 = 2NаОН + CaCO 3

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

Електроліз водних розчинів солей з діафрагмою:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + Н 2

Врахуйте, що у пункті 3 вихідні реагенти необхідно підбирати таким чином, щоб серед продуктів реакції було або важкорозчинне з'єднання, або слабкий електроліт.

Зверніть увагу на те, що при розгляді хімічних властивостей основ умови проведення реакцій залежать від розчинності основи.

1. Взаємодія із кислотами:

NaOH + Н 2 SO 4 = NaHSO 4 + Н 2 O

2NaOH + Н 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 O

2Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = (MgOH) 2 SO 4 + 2H 2 O

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2H 2 O

Mg(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Mg(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2. Взаємодія з кислотними оксидами:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

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

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

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

3. Взаємодія з амфотерними оксидами:

А1 2 O 3 + 2NaOH p +3H 2 O = 2Na

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

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

4. Взаємодія з амфтерними гідроксидами:

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

3NaOH + Cr(ОН) 3 = Na 3

Взаємодія із солями.

До реакцій, описаних у пункті 3 способів одержання, слід додати:

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

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + Н 2 O

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

Cu(OH) 2 + 4NH 3 ∙H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O

6. Окислення до амфотерних гідроксидів або солей:

4Fe(ОН) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4Fe(OH) 3

2Сг(ОН) 2 + 2Н 2 O + Na 2 O 2 + 4NaOH = 2Na 3 .

7. Розкладання при нагріванні:

Са(ON) 2 = СаО + Н 2 О.

Врахуйте, що гідроксиди лужних металів, крім літію, у таких реакціях не беруть участь.

!!!Чи бувають лужні опади?!!! Так, бувають, проте вони менш поширені, як кислотні опади, маловідомі, які впливом геть об'єкти довкілля мало досліджено. Проте їх розгляд заслуговує на увагу.

Походження лужних опадів можна пояснити так.

СаСО 3 →СаО + СО 2

В атмосфері оксид кальцію з'єднується з водяною парою при їх конденсації, з дощем або мокрим снігом, утворюючи при цьому гідроксид кальцію:

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 ,

що створює лужну реакцію атмосферних опадів. Надалі можлива взаємодія гідроксиду кальцію з вуглекислим газом та водою з утворенням карбонату та гідрокарбонату кальцію:

Са(ОН) 2 + СО 2 → СаСО 3 + Н 2 О;

СаСО 3 + СО 2 + H 2 O → Са(НС0 3) 2 .

Хімічний аналіз дощової води показав, що в ній у незначній кількості присутні сульфат-і нітрат-іони (близько 0,2 мг/л). Як відомо, причиною кислотного характеру опадів є сірчана та азотна кислоти. У той же час спостерігається великий вміст катіонів кальцію (5-8 мг/л) та гідрокарбонат-іонів, вміст яких у районі підприємств будівельного комплексу в 1,5-2 рази більший, ніж в інших районах міста, та становить 18-24 мг / л. Це свідчить, що у освіті локальних лужних опадів головну роль грає карбонатно-кальциевая система і які у ній процеси, що було сказано вище.

Лужні опади впливають на рослини, відзначаються зміни у фенотипічній будові рослин. Спостерігаються сліди опіків на листових пластинках, білий наліт на листі і пригнічений стан трав'янистих рослин.

Соляминазиваються складні речовини, молекули яких складаються з атомів металів і кислотних залишків (іноді можуть містити водень). Наприклад, NaCl – хлорид натрію, СаSO 4 – сульфат кальцію тощо.

Практично всі солі є іонними сполуками,тому в солях між собою пов'язані іони кислотних залишків та іони металу:

Na + Cl – хлорид натрію

Ca 2+ SO 4 2- - сульфат кальцію і т.д.

Сіль є продуктом часткового чи повного заміщення металом атомів водню кислоти. Звідси розрізняють такі види солей:

1. Середні солі- Всі атоми водню в кислоті заміщені металом: Na 2 CO 3 KNO 3 і т.д.

2. Кислі солі- Не всі атоми водню в кислоті заміщені металом. Зрозуміло, кислі солі можуть утворювати лише дво-або багатоосновні кислоти. Одноосновні кислоти кислих солей не можуть давати: NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 іт. буд.

3. Подвійні солі- Атоми водню двох-або багатоосновної кислоти заміщені не одним металом, а двома різними: NaKCO 3 , KAl(SO 4) 2 і т.д.

4. Солі основніможна розглядати як продукти неповного, або часткового, заміщення гідроксильних груп основ кислотними залишками: Аl(OH)SO 4 Zn(OH)Cl і т.д.

За міжнародною номенклатурою назва солі кожної кислоти походить від латинської назви елемента.Наприклад, солі сірчаної кислоти називаються сульфатами: СаSO 4 – сульфат кальцію, Mg SO 4 – сульфат магнію тощо; солі соляної кислоти називаються хлоридами: NaCl – хлорид натрію, ZnCI 2 – хлорид цинку тощо.

У назву солей двоосновних кислот додають частинку "бі" або "гідро": Mg(HCl 3) 2 - бікарбонат або гідрокарбонат магнію.

За умови, що в триосновній кислоті заміщений на метал лише один атом водню, додають приставку «дигідро»: NaH 2 PO 4 – дигідрофосфат натрію.

Солі - це тверді речовини, що володіють різною розчинністю у воді.

Хімічні властивості солей

Хімічні властивості солей визначаються властивостями катіонів та аніонів, що входять до їх складу.

1. Деякі солі розкладаються при прожарюванні:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Взаємодіють із кислотамиз утворенням нової солі та нової кислоти. Для здійснення цієї реакції необхідно, щоб кислота була сильніша за сіль, на яку впливає кислота:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Взаємодіють із основами, утворюючи нову сіль та нову основу:

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

4. Взаємодіють один з однимз утворенням нових солей:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Взаємодіють із металами,які стоять у раді активності до металу, що входить до складу солі:

Fe+CuSO4 → FeSO4+Cu↓.

Залишились питання? Хочете знати більше про солі?
Щоб отримати допомогу репетитора – .
Перший урок – безкоштовно!

blog.сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Відеоурок 1: Класифікація неорганічних солей та їх номенклатура

Відеоурок 2: Способи одержання неорганічних солей. Хімічні властивості солей

Лекція: Характерні хімічні властивості солей: середніх, кислих, основних; комплексних (на прикладі сполук алюмінію та цинку)

Солі– це такі хімічні сполуки, що складаються з катіонів металів (або амонію) та кислотних залишків.

Солі так само слід розглядати у вигляді продукту взаємодії кислоти та основи. У результаті цієї взаємодії, можуть утворюватися:

нормальні (середні),

• Основні солі.

Нормальні солі утворюються при достатній для повної взаємодії кількості кислоти та основи. Наприклад:

Н 3 РВ 4 + 3КОН → К 3 РВ 4 + 3Н 2 О.

Назви нормальних солей складаються із двох частин. Спочатку називається аніон (кислотний залишок), потім катіон. Наприклад: хлорид натрію - NaCl, сульфат заліза(III) - Fe 2 (SО 4) 3 карбонат калію - K 2 CO 3 фосфат калію - K 3 PO 4 та ін.

Кислі соліутворюються при надлишку кислоти та недостатній кількості лугу, тому що при цьому катіонів металу стає недостатньо для заміщення всіх катіонів водню, що є в молекулі кислоти. Наприклад:

Н 3 РВ 4 + 2КОН = К 2 НРВ 4 + 2Н 2 О;

Н 3 РВ 4 + КОН = КН 2 РВ 4 + Н 2 О.

У складі кислотних залишків цього виду солей ви завжди побачите водень. Кислі солі завжди можливі для багатоосновних кислот, а одноосновних немає.

У назвах кислих солей ставиться приставка гідро-до аніону. Наприклад: гідросульфат заліза(III)- Fe(HSO 4) 3 гідрокарбонат калію - KHCO 3 гідрофосфат калію - K 2 HPO 4 та ін.

Основні солі утворюються при надлишку основи та недостатній кількості кислоти, тому що в даному випадку аніонів кислотних залишків недостатньо для повного заміщення гідроксогруп, що є в основі. Наприклад:

Cr(OH) 3 + HNO 3 → Cr(OH) 2 NO 3 + H 2 O;

Cr(OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Таким чином, основні солі у складі катіонів містять гідроксогрупи. Основні солі можливі для багатокислотних основ, а однокислотних немає. Деякі основні солі здатні самостійно розкладатися, при цьому виділяючи воду, утворюючи оксосолі, що мають властивості основних солей. Наприклад:

Sb(OH) 2 Cl → SbOCl + H 2 O;

Bi(OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.

Назва основних солей будується так: до аніону додається приставка гідроксо-. Наприклад: гідроксосульфат заліза(III) - FeOHSO 4 , гідроксосульфат алюмінію - AlOHSO 4 , дигідроксохлорид заліза (III) - Fe(OH) 2 Cl та ін.

Багато солі, перебуваючи в твердому агрегатному стані, є кристалогідратами: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O і т.д.

Хімічні властивості солей

Солі – це досить тверді кристалічні речовини, що мають іонний зв'язок між катіонами та аніонами. Властивості солей обумовлені їхньою взаємодією з металами, кислотами, основами та солями.

Типові реакції нормальних солей

З металами добре реагують. При цьому більш активні метали витісняють менш активні розчини їх солей. Наприклад:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu+Ag2SO4 → CuSO4+2Ag.

З кислотами, лугами та іншими солями реакції проходять до кінця, за умови утворення осаду, газу або з'єднань, що малодисоціюються. Наприклад, у реакціях солей із кислотами утворюються такі речовини, як сірководень H 2 S – газ; сульфат барію BaSO 4 – осад; оцтова кислота CH 3 COOH – слабкий електроліт, з'єднання, що малодисоціюється. Ось рівняння даних реакцій:

K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

У реакціях солей із лугами утворюються такі речовини, як гідроксид нікелю (II) Ni(OH) 2 – осад; аміак NH 3 – газ; вода H 2 Про – слабкий електроліт, малодисоціювальне з'єднання:

NiCl 2 + 2KOH → Ni(OH) 2 + 2KCl;

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 +H 2 O +NaCl.

Солі реагують між собою, якщо утворюється осад:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3 .

Або у разі утворення більш стійкого з'єднання:

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4 .

У цій реакції з цегляно-червоного хромату срібла утворюється чорний сульфід срібла, зважаючи на те, що він є більш нерозчинним осадом, ніж хромат.

Багато нормальних солей розкладаються при нагріванні з утворенням двох оксидів – кислотного та основного:

CaCO 3 → СаО + СО 2 .

Нітрати розкладаються іншим, відмінним від інших нормальних солей чином. При нагріванні нітрати лужних і лужноземельних металів виділяють кисень і перетворюються на нітрити:

2NaNО 3 → 2NaNО 2 + О 2 .

Нітрати багатьох інших металів розкладаються до оксидів:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .

Нітрати деяких важких металів (срібла, ртуті та ін.) розкладаються при нагріванні до металів:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + О 2 .

Особливе положення займає нітрат амонію, який до температури плавлення (170 о С) частково розкладається за рівнянням:

NH 4 NO 3 → NH 3 + HNO 3 .

При температурах 170 - 230 о С за рівнянням:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

При температурах вище 230 про З - з вибухом, за рівнянням:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.

Хлорид амонію NH 4 Cl розкладається з утворенням аміаку та хлороводню:

NH 4 Cl → NH 3 + НCl.

Типові реакції кислих солей

NaH CO 3 + Nа OH→ Nа 2 CO 3+ H 2 O.

NaHCO 3 + Li OH → Li NaCO 3+ H 2 O.

Типові реакції основнихсолей

Cu( OH)Cl + H Cl → Cu Cl 2 + H 2 O.

Cu( OH)Cl + HBr → Cu Br Cl+ H 2 O.

Комплексні солі

Комплексне з'єднання- з'єднання, у вузлах кристалічної решітки якого містяться комплексні іони.

Розглянемо комплексні сполуки алюмінію - тетрагідроксоалюмінати та цинку - тетрагідроксоцінкати. У квадратних дужках формул даних речовин зазначаються комплексні іони.

Хімічні властивості тетрагідроксоалюмінату натрію Na і тетрагідроксоцінкату натрію Na 2 :

1. Як і всі комплексні сполуки вище, названі речовини дисоціюються:

• Na → Na + + -;
• Na 2 → 2Na + + -.

Майте на увазі, що подальша дисоціація комплексних іонів неможлива.

2. У реакціях із надлишком сильних кислот утворюють дві солі. Розглянемо реакцію тетрагідроксоалюмінату натрію з розведеним розчином хлороводню:

• Na + 4HCl→ Al Cl 3 + Na Cl + H 2 O .

Ми бачимо утворення двох солей: хлориду алюмінію, хлориду натрію та води. Подібна реакція відбудеться і у випадку з тетрагідроксоцінкатом натрію.

3. Якщо ж сильної кислоти буде недостатньо, припустимо замість 4 HClми взяли 2 HCl,то сіль утворює найбільш активний метал, в даному випадку натрій активніше, значить утворюється хлорид натрію, а гідроксиди алюмінію і цинку, що утворилися, випадуть в осад. Цей випадок розглянемо на рівнянні реакції з тетрагідроксоцінкатом натрію:

Na 2 + 2HCl→ 2Na Cl + Zn (OH) 2 ↓ +2H 2 O .

Кислі солі

Завдання застосування знань про кислих солях зустрічаються у випадках робіт ЄДІ
на різних рівнях складності (А, В та С). Тому під час підготовки учнів до здачі ЄДІ
Необхідно розглянути такі вопросы.

1. Визначення та номенклатура.

Кислі солі – це продукти неповного заміщення атомів водню багатоосновних кислот на метал. Номенклатура кислих солей відрізняється від середніх лише додаванням приставки «гідро…» або «дигідро…» до назви солі, наприклад: NaHCO 3 – гідрокарбонатнатрію, Са(Н 2 РВ 4) 2 – дигідрофосфаткальцію.

2. Отримання.

Кислі солі виходять при взаємодії кислот з металами, оксидами металів, гідроксидами металів, солями, аміаком, якщо кислота надлишку.

Наприклад:

Zn + 2H 2 SO 4 = H 2 + Zn(HSO 4) 2 ,

CaO + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + H 2 O,

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

Na 2 S + HCl = NaHS + NaCl,

NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 ,

2NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 2 HPO 4 .

Також кислі солі виходять при взаємодії кислотних оксидів з лугами, якщо оксид надлишку. Наприклад:

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2SO 2 + Ca(OH) 2 = Ca(HSO 3) 2 .

3. Взаємоперетворення.

Середня сіль кисла сіль; наприклад:

K 2 3 КНСО 3 .

Щоб із середньої солі отримати кислу, потрібно додати надлишок кислоти або відповідного оксиду та води:

K 2 3 + Н 2 О + 2 = 2KНСО 3 .

Щоб із кислої солі отримати середню, потрібно додати надлишок лугу:

KНСО3 + KОН = K2СО3 + Н2О.

Гідрокарбонати розкладаються з утворенням карбонатів під час кип'ятіння:

2KНСО 3 K 2 3 + Н 2 О + 2 .

4. Властивості.

Кислі солі виявляють властивості кислот, взаємодіють із металами, оксидами металів, гідроксидами металів, солями.

Наприклад:

2KНSO 4 + Mg = H 2 + MgSO 4 + K 2 SO 4 ,

2KHSO 4 + MgO = H 2 O + MgSO 4 + K 2 SO 4 ,

2KHSO 4 + 2NaOH = 2H 2 O + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 ,

2KHSO 4 + Cu(OH) 2 = 2H 2 O + K 2 SO 4 + CuSO 4 ,

2KHSO 4 + MgCO 3 = H 2 O + CO 2 + K 2 SO 4 + MgSO 4 ,

2KHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + K 2 SO 4 + 2HCl.

5. Завдання на кислі солі. Утворення однієї солі.

При розв'язанні задач на надлишок і недолік потрібно пам'ятати про можливість утворення кислих солей, тому спочатку складають рівняння можливих реакцій. Після знаходження кількостей реагуючих речовин роблять висновок про те, яка сіль вийде, і вирішують завдання відповідного рівняння.

Задача 1. Через розчин, що містить 60 г NaOH, пропустили 44,8 л СО 2 . Знайти масу солі, що утворилася.

Рішення

(NaOH) = m/M= 60 (г)/40 (г/моль) = 1,5 моль;

(СО 2) = V/V m= 44,8 (л)/22,4 (л/моль) = 2 моль.

Оскільки (NaOH) : (CO 2 ) = 1,5: 2 = 0,75: 1, то робимо висновок, що СО 2 у надлишку, отже, вийде кисла сіль:

NaOH + CO2 = NaHCO3.

Кількість речовини солі, що утворилася, дорівнює кількості речовини прореагував гідроксиду натрію:

(NaHCO 3) = 1,5 моль.

m(NaHCO 3) = M= 84 (г/моль) 1,5 (моль) = 126 р.

Відповідь: m(NaHCO 3) = 126 р.

Задача 2. Оксид фосфору(V) масою 2,84 г розчинили в 120 г 9%-ої ортофосфорної кислоти. Отриманий розчин прокип'ятили, потім до нього додали 6 г натрію гідроксиду. Знайти масу одержаної солі.

Рішення

(P 2 O 5) = m/M= 2,84 (г)/142 (г/моль) = 0,02 моль,

отже, 1 (H 3 PO 4 получ.) = 0,04 моль.

m(H 3 PO 4) = m(Р-ра) = 120 (г) 0,09 = 10,8 р.

2 (H 3 PO 4) = m/M= 10,8 (г)/98 (г/моль) = 0,11 моль,

(H3PO4) = 1 + 2 = 0,11 + 0,04 = 0,15 моль.

(NaOH) = m/M= 6 (г)/40 (г/моль) = 0,15 моль.

Оскільки

(H 3 PO 4): (NaOH) = 0,15: 0,15 = 1: 1,

то вийде дигідрофосфат натрію:

(NaH 2 PO 4) = 0,15 моль,

m(NaH 2 PO 4) = M = 120 (г/моль) 0,15 (моль) = 18 р.

Відповідь: m(NaH 2 PO 4) = 18 р.

Задача 3. Сірководень об'ємом 8,96 л пропустили через 340 г 2%-го розчину аміаку. Назвіть сіль, що вийшла в результаті реакції, та визначте її масу.

Відповідь:гідросульфід амонію,
m(NH 4 HS) = 20,4г.

Задача 4. Газ, отриманий при спалюванні 3,36 л пропану, прореагував з 400 мл 6%-го розчину гідроксиду калію ( = 1,05 г/мл). Знайти склад отриманого розчину та масову частку солі в отриманому розчині.

Відповідь:(KНСО 3) = 10,23%.

Задача 5. Весь вуглекислий газ, отриманий при спалюванні 9,6 кг вугілля, пропустили через розчин, що містить 29,6 кг гідроксиду кальцію. Знайти масу одержаної солі.

Відповідь: m(Ca(HCO 3) 2) = 64,8 кг.

Задача 6. У 9,8 кг 20%-го розчину сірчаної кислоти розчинили 1,3 кг цинку. Знайти масу одержаної солі.

Відповідь: m(ZnSO 4) = 3,22 кг.

6. Завдання на кислі солі. Освіта суміші двох солей.

Це складніший варіант завдань на кислі солі. Залежно кількості реагуючих речовин можливе утворення суміші двох солей.

Наприклад, при нейтралізації оксиду фосфору(V) лугом залежно від молярного співвідношення реагентів можуть утворитися такі продукти:

P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,

(P 2 O 5): (NaOH) = 1:6;

P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O,

(P 2 O 5): (NaOH) = 1:4;

P 2 O 5 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 4 ,

(P 2 O 5): (NaOH) = 1:2.

Слід пам'ятати, що при неповній нейтралізації можливе утворення суміші двох сполук. При взаємодії 0,2 моль Р 2 Про 5 з розчином лугу, що містить 0,9 моль NaOH, молярне співвідношення знаходиться між 1:4 і 1:6. У цьому випадку утворюється суміш двох солей: фосфату натрію та гідрофосфату натрію.

Якщо розчин лугу буде містити 0,6 моль NaOH, то молярне співвідношення буде іншим: 0,2:0,6 = 1:3, воно знаходиться між 1:2 і 1:4, тому вийде суміш двох інших солей: дигідрофосфату та гідрофосфату натрію.

Ці завдання можна розв'язувати у різний спосіб. Ми виходитимемо з припущення, що одночасно відбуваються дві реакції.

Алгоритм рішення

1. Скласти рівняння всіх можливих реакцій.

2. Знайти кількості реагуючих речовин та за їх співвідношенням визначити рівняння двох реакцій, що відбуваються одночасно.

3. Позначити кількість однієї з реагуючих речовин у першому рівнянні як хміль, у другому – уміль.

4. Виразити через хі укількості іншої реагуючої речовини згідно з молярними співвідношеннями за рівняннями.

5. Скласти систему рівнянь із двома невідомими.

Задача 1. Оксид фосфору(V), отриманий при спалюванні 6,2 г фосфору, пропустили через 200 г 8,4%-го розчину гідроксиду калію. Які речовини та в яких кількостях виходять?

Рішення

(P) = m/M= 6,2 (г)/31 (г/моль) = 0,2 моль,

Відповідь.((NH 4) 2 HPO 4) = 43,8%,
(NH4H2PO4) = 12,8%.

Задача 4. До 50 г розчину ортофосфорної кислоти з масовою часткою 11,76 % додали 150 г розчину гідроксиду калію з масовою часткою 5,6 %. Знайти склад залишку, отриманого при випаровуванні розчину.

Відповідь: m(K 3 PO 4) = 6,36 г,
m(K 2 HPO 4) = 5,22 р.

Задача 5. Спалили 5,6 л бутану (н.у.) і вуглекислий газ, що утворився, пропустили через розчин, що містить 102,6 г гідроксиду барію. Знайти маси отриманих солей.

Відповідь: m(BaCO 3) = 39,4 г,
m(Ba(HCO 3) 2) = 103,6 р.