Кислые основные соли егэ - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)_x.

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

1) PbS + KOH
2) FeCl₃ + NaOH

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, HF, HNO₂, H₂SiO₃ и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H₂S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

исходные соли растворимы;
в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH₄⁺ и анионы NO₂^— , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):

Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N₂ или оксид азота (I):

Разложение хлората калия

Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO₂), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:

Без катализатора, реакция будет протекать по типу диспропорционирования:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Более подробно, с разбором алгоритмов составления уравнений, взаимодействие кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрено в данной публикации.

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 ^оС. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)₄]^— и [Zn(OH)₄]^2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:

Источник

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

1. Металл + кислота = соль + водород

2. Металл + соль= соль + металл

3. Металл (амфотерный) + щелочь (сплавление) = соль + водород

4. Основной оксид + кислота = соль + вода

5. Основный оксид + кислотный оксид = соль

6. Кислотный оксид + основание = соль + вода

7. Кислотный оксид + соль более летучей кислоты = соль + летучий оксид

8. Амфотерный оксид + карбонаты щелочных металлов = соль + газ

9. Гидриды металлов разлагаются кислотами = соль + водород:

10. Щёлочь + кислота = соль + Н₂О (реакция нейтрализации)

11. Соль с кислотными оксидами = кислые и средние соли (избыток щелочи → средняя, избыток оксида → кислая)

12. Щелочь с растворами средних солей = соль + основание

13. Щелочь с кислыми солями = средняя соль.

14. Щелочь с амфотерными оксидами и гидроксидами = средняя соль (сплавление)+ H2O

15. Щелочь с амфотерными металлами (кроме Fe и Cr) = средняя соль + H2↑ (сплавление)

16. Щелочь с неметаллами = соль + H2↑, с серой и галогенами – 2 соли (кислородсодержащая + бескислородная + H2O (не реагируют N2, C, O2, инертные газы)

17. Взаимодействие кислот с растворами солей →соль + кислота (образуется осадок или газ)

18. Соль1 + соль2 = соль3 + соль4

19. Кислые соли с металлами, стоящими левее атома водорода = средние соли + водород

20. Кислые соли с основными оксидами = средняя соль + вода

21.Кислые соли с основаниями = средняя соль + вода

22. Кислые соли с кислотами = кислота более слабая или летучая + соль (обычно берут сухую соль и действуют на нее концентрированной кислотой):

23. Разложение кислых солей = средняя соль + вода + оксид

24. Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние

содержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO3‑, Н2РO42‑, HPO42‑ и др.

NaHSO4- гидросульфат натрия

Ва(Н2РO4)2 – дигидрофосфат бария

1. ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛЫХ СОЛЕЙ
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело

КHSO4 → К⁺ + HSO4¯

Образующиеся кислые анионы, в свою очередь, обратимо диссоциируют:

HSO4¯ ↔ H⁺ + SO4²¯

2. РЕАГИРУЮТ С МЕТАЛЛАМИ (стоящими левее водорода) = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДОРОД

2KНSO4 + Mg = H2 + MgSO4 + K2SO4

3. РЕАГИРУЮТ С ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДА

2KHSO4 + MgO = H2O + MgSO4 + K2SO4,

2NaHCO3 + CuO = H2O + CuCO3 + Na2CO3

4. РЕАГИРУЮТ С ЩЕЛОЧАМИ = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДА

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2O

Pb(HSO4)2 + Pb(OH)2 = 2PbSO4↓ + 2H2O

5. РЕАГИРУЮТ С КИСЛОТАМИ, если в результате реакции образуется кислота более слабая или летучая (обычно берут сухую соль и действуют на нее концентрированной кислотой):

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑

5. С РАСТВОРАМИ СОЛЕЙ, если выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода:

2KHSO4 + MgCO3 = H2O + CO2↑ + K2SO4 + MgSO4,

2KHSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + K2SO4 + 2HCl.

2NaHCO3 + BaCl2 = BaCO3↓ + Na2CO3 + 2HCl

6. НЕКОТОРЫЕ КИСЛЫЕ СОЛИ ПРИ НАГРЕВАНИИ РАЗЛАГАЮТСЯ

Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑ + H2O

2NaHCO3 = CO2↑ + H2O + Na2CO3

СОЛИ МЕТАЛЛОВ I ГРУППЫ А

Все соли растворимы, за исключением фторида, фосфата и силиката (LiF, Li3PO4, Li2SiO3)

СОЛИ КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ

Жесткость воды и способы еѐ устранения.

ВРЕМЕННАЯ

Вызывается наличием катионов кальция и магния и гидрокарбонат-анионов.

Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2.

Для удаления используют кипячение, добавление извести, соды:

Ca(HCO3)2 = СаСО3↓ + СО2↑ + Н2О

Са(ОН)2 + Ca(HCO3)2 =2СаСО3↓ + 2Н2О

Na2CO3 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2NaHCO3

ПОСТОЯННАЯ

Вызывается наличием катионов кальция и магния и сульфат и хлорид-ионов.

MgCl2, CaCl2, CaSO4, MgSO4

Для удаления используют ионный обмен, добавление соды:

СаСl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

СОЛИ МЕДИ

МАЛАХИТ Cu2(OH)2CO3.

Разложение малахита:

Cu2(OH)2CO3 = 2CuO + CO2↑ + H2O

СОЛИ ЖЕЛЕЗА II

Соли железа (II) обесцвечивают растворы перманганата калия и бромную воду.

10Fe SO4+ 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O

2FeSO4 + Br2 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2HBr

СОЛИ ЖЕЛЕЗА III

Соли железа (III) проявляют свойства окислителей

2FeCl₃+ Cu → FeCl₂ + CuCl₂

2FeCl₃+ 2NaI → 2FeCl₂ + I₂

СОЛИ АММОНИЯ

1. Разложение при нагревании.

разложение без ОВР → с выделением аммиака (хлорид, карбонат, фосфат, сульфат).

NH4Cl ⇄NH3 + HCl

NH4HCO3 =NH3 + Н2O + CO2

b) окислительно-востановительное разложение (нитрат, нитрит, дихромат).

NH4NO3 = N2O + 2Н2O

NH4NO2 = N2 + 2Н2O

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4Н2O

НИТРАТЫ РАЗЛОЖЕНИЕ

1.Нитраты щелочных металлов → нитрит + О2↑ :

2КNО3 = 2КNО2 + О2↑.

2.Нитраты от щелочноземельных металлов до меди включительно → оксид металла + NО2 + O2↑ :

2Сu(NО3)2 = 2СuО + 4NО2 + O2↑,

3.Нитраты наиболее тяжелых металлов (после Cu ) → свободный металл + NО2 + О2↑:

Hg(NО3)2 = Нg + 2NО2 + О2↑,

4. Нитрат аммония:

NН4NО3 = N2О + 2Н2O.

СОЛИ ХРОМА (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха:

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Бывают трех видов:

соли хрома (III) (CrCl₃)

хромиты NaCrO₂

гидроксокомплексы K₃[Cr(OH)₆].

СОЛИ ХРОМА (III):
1. Проявляют восстановительные свойства, переходя в Cr⁺⁶.

Cr₂(SO₄)₃ +3H₂O + 10NaOH = Na₂CrO₄ + 3Na₂SO₄ + H₂O

2CrCl₃+ 3Cl₂ +16NaOH = 2Na₂CrO₄ + 12NaCl + 8H₂O

10CrCl₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ + 11H₂O = 5H₂Cr₂O₇ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 30HCl

2. Сильные восстановители →Cr⁺².

CrCl₃+ 3H°(Zn + HCl) = CrCl₂ + HCl

3. Взаимный гидролиз (в гидролизе):

при смешивании растворов солей хрома (III) с растворами сульфидов, сульфитов, карбонатов происходит выпадение осадка гидроксида хрома (III) и выделение газа:

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S↑ + 6NaCl

Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой — разрушаются.

недостаток кислоты → основание

NaCrO₂ + HCl + H₂O = Cr(OH)₃ + NaCl ;

избыток кислоты → средняя соль

NaCrO₂ + 4HCl = CrCl₃ + NaCl + 2H₂O.

ТЕТРАГИДРОКСОХРОМАТЫ

Разлагаются при нагревании

Na₃[(Cr(OH)₆](конц.) = Cr(OH)₃↓ + 3NaOH (кипячение)

2. Разлагаются при взаимодействии с кислотами и кислотными оксидами

Na₃[(Cr(OH)₆] + 3HCl (разб, нед.) = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl + 3H₂O

Na₃[(Cr(OH)₆] + 6HCl (конц, изб.) = CrCl ₃↓ + 3NaCl + 6H₂O

K₃[(Cr(OH)₆](р-р) + 3SO₂ = Cr(OH)₃↓ + 3KHSO₃

3. Подвергаются гидролизу

Na₃[(Cr(OH)₆](р-р) + FeCl₃ (р-р) = Cr(OH)₃↓ + 3Fe(OH)₃↓ + 3 NaCl

4. Окисляются сильными окислителями до хроматов

2Na₃[(Cr(OH)₆] + 3Cl₂ + 4NaOH (конц.) = 2Na₂CrO₄ + 6NaCl + 8H₂O

Na₃[(Cr(OH)₆] + NaBrO (конц.) = 2Na₂CrO₄ + NaBr + 2NaOH + 5H₂O

2K₃[(Cr(OH)₆](р-р) + 3H₂O₂ = 2K₂CrO₄ + NaBr + 2KOH + 8H₂O

ХРОМАТЫ И ДИХРОМАТЫ

ХРОМАТЫ – CrO₄²⁻ (желтого цвета)

ДИХРОМАТЫ — Cr₂O7²⁻ (оранжевого цвета)

Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой, сильные окислители.

1. Хроматы и дихроматы (бихроматы) восстанавливаются до Сr+3; хроматы более слабые окислители, чем дихроматы.

2K2CrO4 + 16НС1(конц) = 2СrС13 + 3Cl₂+ 4KC1 + 8H2O

2K2CrO4 + 3H₂S(г) + 2H2O(гор) = 2Cr(OH)3↓+ 3S↓+ 4KOH

Дихроматы реагируют со многими веществами по индивидуальному механизму.

K2Cr2O7 + H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O.

K2Cr2O7 + 2NaOH → K2CrO4 + Na 2CrO4 + H2O

K2Cr2О7 + 3H₂S + 2H2O = 2Cr(OH)3↓+ 3S↓+ 2KOH

K2Cr2О7 + 3KNО2 + 4H2SО4(разб) = Cr2(SО4)3 +3KNО3 + K2SО4 + 4H2О

K2Cr2О7 + 4A1 = 2Cr + 2KA1О2 + A12О3

K2Cr2О7 + S = Cr2О3 + K2SО4

4. Хроматы и дихроматы разлагаются при нагревании

4К2Сr2О7 = 4K2CrО4 + 2Cr2О3 + 3О₂↑

(NH4)2Cr2О7 = N2↑+ Cr2О3 + 4H2О

ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ KMnO4

тѐмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде.

1. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑

2. При стоянии в растворе постепенно распадается:

4KMnO4 + 2H2O =4MnO2 + 4KOH + 3O2↑

Источник

Химические свойства солей

1. Взаимодействие растворов солей с металлами

Более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы:

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4
Железо является более активным металлом, чем медь, так как стоит левее в ряду активностей металлов, следовательно вытесняет медь из ее соли. Такие реакции протекают в растворах, следовательно, соли должны быть растворимыми.

Ag + CuSO4 → реакция не идет, так как серебро стоит правее меди в ряду активностей металлов и, следовательно, является более слабым металлом.

2. Соли вступают в реакции ионного обмена с щелочами:
Условия: 1) оба реагента должны быть растворимыми; 2) должен выпадать осадок или выделяться газ.

2NaOH + ZnCl2 → Zn(OH)2 + 2NaCl
NaOH + NH4NO3 → NH3 + NaNO3 + H2O

Cu(OH)2 + NaNO3 → реакция не идет, так как гидроксид меди (II) нерастворим.

3. Соли вступают в реакции ионного обмена с кислотами:
Условие: должен выделяться газ, выпадать осадок или образовываться более слабая кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
K3PO4 + HCl → NaCl + H3PO4 (слабая кислота)

4. Некоторые соли могут вступать в окислительно-восстановительные реакции.

1) Соли, проявляющие окислительные свойства: соли кислородсодержащих кислот галогенов (KClO3, KClO4 и др.), KMnO4, K2CrO7, нитраты (KNO3 и др) и некоторые другие.

2KClO3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O
3KBrO4 + 8NH3 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O
KNO3 + MnO2 + 2KOH → KNO2 + K2MnO4 + H2O
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

2) Соли, прявляющие восстановительные свойства: соли Fe⁺², Cr⁺², Cr⁺³, Sn⁺², Cu⁺, K2S и сульфиды, K2SO3 и сульфиты и некоторые другие.

2CrCl2 + 4H2SO4(к) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O
Cr2O3 + NaClO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + NaCl + 2CO2
Cu2S + 14HNO3(к) → H2SO4 + 2Cu(NO3)2 + 10NO2 + 6H2O
3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O

5. Химические свойства кислых солей

1) Реагируют с металлами:
2KНSO4 + Ca → CaSO4 + K2SO4 + H2
2NaHSO4 + Zn → ZnSO4 + Na2SO4 + H2

2) Реагируют с оксидами и гидроксидами металлов:
2KHSO4 + MgO → MgSO4 + K2SO4 + H2O
2KHSO4 + 2NaOH → K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O
2KHSO4 + Cu(OH)2 → K2SO4 + CuSO4 + 2H2O

3) Реагирую с солями, если выделяется газ или образуется осадок:
2KHSO4 + CaCO3 → K2SO4 + CaSO4 + CO2 + H2O
2KHSO4 + CaCl2 → CaSO4 + K2SO4 + 2HCl
KHS + Cu(NO3)2 → CuS + KNO3 + HNO3
AgH2PO4 + NH4Br → AgBr + NH4H2PO4
3NaHCO3 + AlCl3 → Al(OH)3 + 3NaCl + 3CO2

4) Реагируют с основаниями с образованием средних солей:
KНСO3 + KОН → K2СO3 + H2O
NaHCO3 + KOH → KNaCO3 + H2O

2KHCO3 + Ba(OH)2 → BaCO3 + K2CO3 + 2H2O или
KHCO₃+ Ba(OH)₂(изб.) → BaCO₃ + KOH + H₂O

3Mg(H2PO4)2 + 12KOH → Mg3(PO4)2 + 4K3PO4 + 12H2O или
Mg(H2PO4)2 + 6KOH → Mg(OH)2 + 2K3PO4 + 4H2O

3NaH2PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + Na3PO4 + 6H2O или
2NaH2PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 2NaOH + 4H2O

Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 4H2O
2NH4H2PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 2NH3 + 6H2O

5) Реагируют с кислотами с образованием средних солей, если выделяется газ или образуется осадок:
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
2KHS + H2SO4 → K2SO4 + 2H2S

6) Разлагаются при нагревании:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O (t)
Mg(HCO3)2 → MgCO3 + CO2 + H2O (t)
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O (t)
NH4HCO3 → NH3 + CO2+ H2O (t)

6. Химические свойства комплексных солей

1) Реагируют с CO2 и SO2 с образованием амфотерных гидроксидов (могут образовываться как средние, так и ксилые соли):
Na[Al(OH)4] + CO2 → NaHCO3 + Al(OH)3 или
2Na[Al(OH)4] + CO2 → Na2CO3 + 2Al(OH)3 + H2O

K3[Cr(OH)6]+ 3SO2 → 3KHSO3 + Cr(OH)3

2) Реагируют с кислотами (могут образовываться как средние, так и ксилые соли)

Na[Al(OH)4] + HCl → NaCl + Al(OH)3 + H2O
K3[Cr(OH)6] + 3HNO3 → 3KNO3 + Cr(OH)3 + 3H2O
K[Al(OH)4] + H2S(изб.) → KHS + Al(OH)3 + H2O

Но:
K2[Zn(OH)4] + 3H2S → 2KHS + ZnS + 4H2O

3) Разлагаются при нагревании:
Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O (t)
K2[Zn(OH)4] → K2ZnO2 + 2H2O (t)

7. Разложение средних солей при нагревании

1) Нерастворимые карбонаты разлагаются при нагревании:
CaCO3 → CaO + CO2 (t)
FeCO3 → FeO + CO2 (t)
MgCO3 → MgO + CO2 (t)

2) Нитраты разлагаются при нагревании. Продукты зависят от положения металла в ряду активности металлов:

MNO3 → MNO2 + O2	M – металл, находящийся в ряду активности металлов левее Mg, исключая Li.
MNO3 → MO + NO2 + O2	M – металл, находящийся в ряду активности металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li.
MNO3 → M + NO2 + O2	M – металл, находящийся в ряду активности металлов правее Cu.

3) Соли аммония разлагаются при нагревании:
NH4Cl → NH3 + HCl (t)
(NH4)3PO4 → 3NH3 + H3PO4(t)
(NH4)2CO3 → 2NH3 + CO2 + H2O (t)

Соли аммония азотной и азотистой кислот разлагаются с изменением степени окисления:

NH4NO3 → N2O + H2O (t)
NH4NO2 → N2 + H2O (t)

4) Термическое разложение кислородсодержащих солей хлора:
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (t, kt = MnO2)

Правило 8. Соли слабой кислоты и амфотерного металла реагируют с оксидами щелочных металов, щелочами и карбонатами щелочных металлов:

ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) → K2ZnO2 + CO2

ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) → K2ZnO2 + CO2 + H2O

ZnCO3(тв.) + K2CO3(тв.) → K2ZnO2 + 2CO2

Правило 9. Соли соединений Zn, Be и Al разлагаются водой, кислотами, хлоридом аммония:

NaAlO2 + 2H2O → Na[Al(OH)4]

NaAlO2 + 4HCl → AlCl3 + NaCl + 2H2O (в избытке HCl)

NaAlO2 + HCl + H2O → NaCl + Al(OH)3 (в недостатке HCl)

NaAlO2 + NH4Cl + H2O → Al(OH)3 + NaCl + NH3.

Источник

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)_x.

в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

1) PbS + KOH
2) FeCl₃ + NaOH

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

исходные соли растворимы;
в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония:

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Термическое разложение кислых солей

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Источник

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных

Соли — это класс химических соединений, состоящих из ионов металла и ионов кислотного остатка.

Номенклатура солей

Названия солей кислородсодержащих кислот состоят из двух слов: названия иона, образованного кислотным остатком, в именительном падеже и названия иона металла — в родительном. Названия ионов кислотных остатков составляются, в свою очередь, из корней названий элементов с суффиксами -ат для высшей степени окисления и -ит для низшей степени окисления атомов элемен — та-неметалла, образующего сложный ион остатка кислородсодержащей кислоты. Например, соли азотной кислоты $HNO_3$ называются нитратами: $KNO_3$ — нитрат калия, а соли азотистой кислоты $HNO_2$ — нитритами: $Ca(NO_2)_2$ — нитрит кальция. Если же металл проявляет различные степени окисления, то они указываются в скобках римской цифрой, например: $Fe^{2+}SO_4$ — сульфат железа (II) и $Fe_2^{3+}(SO_4)_3$ — сульфат железа (III).

Номенклатура солей.

Название кислоты	Формула	Название солей	Формула (пример)
Азотистая	$HNO_2$	Нитриты	$KNO_2$
Азотная	$HNO_3$	Нитраты	$Al(NO_3)_3$
Хлороводородная (соляная)	$ HCl$	Хлориды	$FeCl_3$
Сернистая	$ H_2SO_3$	Сульфиты	$K_2SO_3$
Серная	$H_2SO_4$	Сульфаты	$Na_2SO_4$
Сероводородная	$H_2S$	Сульфиды	$FeS$
Фосфорная	$H_3PO_4$	Фосфаты	$Ca_3(PO_4)_2$
Угольная	$H_2CO_3$	Карбонаты	$CaCO_3$
Кремниевая	$H_2SiO_3$	Силикаты	$Na_2SiO_3$

Растворимость солей

По растворимости в воде соли делятся на растворимые ($Р$), нерастворимые ($Н$) и малорастворимые ($М$). Для определения растворимости солей пользуются таблицей растворимости кислот, оснований и солей в воде. Если таблицы под рукой нет, то можно воспользоваться правилами. Их легко запомнить.

Растворимы все соли азотной кислоты — нитраты.
Растворимы все соли соляной кислоты — хлориды, кроме $AgCl (Н), PbCl_2 (М)$.
Растворимы все соли серной кислоты — сульфаты, кроме $BaSO_4 (Н), PbSO_4 (Н)$.
Растворимы соли натрия и калия.
Не растворяются все фосфаты, карбонаты, силикаты и сульфиды, кроме солей для $Na^{+}$ и $K^{+}$.

Классификация солей

Из всех химических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде.

В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли средние, кислые и основные.

Средние, или нормальные, соли — это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Именно с этими солями вы уже знакомы и знаете их номенклатуру. Например:

$Na_2CO_3$ — карбонат натрия,

$CuSO_4$ — сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

$Na_2CO_3=2Na^{+}+CO_2^{2-}$.

Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

К кислым солям относят, например, питьевую соду $NaHCO_3$, которая состоит из катиона металла $Na^{+}$ и кислотного однозарядного остатка $HCO_3^{−}$. Для кислой кальциевой соли формула записывается так: $Ca(HCO_3)_2$.

Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро-, например:

$Mg(HSO_4)_2$ — гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим образом:

$NaHCO_3=Na^{+}+HCO_3^{-}$,

$Mg(HSO_4)_2=Mg^{2+}+2HSO_4^{-}$.

Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.

Например, к таким солям относится знаменитый малахит $(CuOH)_2CO_3$, о котором вы читали в сказках П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов $CuOH^{+}$ и двухзарядного аниона кислотного остатка $CO_3^{2−}$.

Катион $CuOH^{+}$ имеет заряд $+1$, поэтому в молекуле два таких катиона и один двухзарядный анион $CO_3^{2−}$ объединены в электронейтральную соль.

Названия этих солей такие же, как и у нормальных солей, но с прибавлением приставки гидроксо-, $(CuOH)_2CO_3$ — гидро ксокарбонат меди (II) или $AlOHCl_2$ — гидроксо хлорид алюминия. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

$AlOHCl_2=AlOH^{2+}+2Cl^{–}$.

Свойства солей

Типичные реакции солей.

1. Соль + кислота ${→}↙{text»(реакция обмена)»}$ другая соль + другая кислота.

2. Соль + щелочь ${→}↙{text»(реакция обмена)»}$ другая соль + другое основание.

3. ${Соль_1 + соль_2 → соль_3 + соль_4}↙{text»(реакция обмена: в реакцию вступают две соли, в результате ее получаются две другие соли)»}$.

4. Соль + металл ${→}↙{text»(реакция замещения)»}$ другая соль + другой металл.

Первые две реакции обмена были подробно рассмотрены ранее.

Третья реакция также является реакцией обмена. Она протекает между растворами солей и сопровождается образованием осадка, например:

а) $Ca(NO_3)_2+Na_2CO_3=CaCO_3↓+2NaNO_3$

или $Ca^{2+}+CO_2^{2-}=CaCO_3↓$;

б) $K_2SO_4+BaCl_2=2KCl+BaSO_4↓$

или $SO_4^{2-}+Ba^{2+}=BaSO_4↓$.

Четвертая реакция солей связана с положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Второе правило ряда напряжений: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении следующих условий:

а) обе соли (и реагирующая, и образующаяся в результате реакции) должны быть растворимыми;

б) металлы не должны взаимодействовать с водой, по этому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с $Са$) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Комплексные соединения

При взаимодействии со щелочами амфотерных оксидов и гидроксидов в растворе образуются комплексные соли, состав которых может быть отражен формулой

${Na[Al(OH)_4^{–}]}↙{text»тетрагидроксоалюминат натрия»}$.

Комплексными называют соединения, в которых хотя бы одна ковалентная связь образовывалась по донорно-акцепторному механизму.

В переводе с латинского complexus означает «сочетание». Действительно, очень многие комплексные соединения получают из двух или трех веществ, например:

$NH_3 + HCl = {[NH_4]Cl}↙{text»соль аммония»}$,

$C_6H_5NH_2 + HCl = {[C_6H_5NH_3]}↙{text»соль амина»}$.

Малорастворимый гидроксид алюминия под воздействием гидроксид-ионов $ОН^{–}$ переходит в раствор в виде иона $[Al(OH)_4]^{–}$:

$Al(OH)_3 + OH^{–} = [Al(OH)_4]^{–}$.

Комплексные, или, как их еще называют, координационные соединения, построены так: в центре находится атом или ион (он называется комплексообразователем), а вокруг него — атомы, молекулы или ионы, образовавшие с ним ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму (называются лигандами). Это могут быть анионы кислот, молекулы небольшого размера ($H_2O, NH_3, CO$), имеющие атомы с неподеленными электронными парами.

Общее число лигандов, непосредственно связанных с центральным атомом, называется координационным числом. Последнее изменяется от $1$ до $12$ (но чаще атом образует внутреннюю сферу комплекса (ее заключают в квадратные скобки). Внешняя сфера состоит из ионов, не связанных непосредственно с комплексообразователем. Внутренняя сфера участвует в химических реакциях как один многоатомный ион, внешняя сфера — как обычные ионы.

Например, строение тетрагидроксоалюмината натрия:

и уравнение его диссоциации:

$Na_2[Zn(OH)_4]→2Na^{+}+[Zn(OH)_4]^{2–}$.

Комплексные соединения играют большую роль в жизнедеятельности живых организмов. Почти все ферменты, гормоны, хлорофилл растений и гемоглобин животных, лекарства представляют собой комплексные соединения.

Источник

Мы продолжаем с вами изучать материал. Необходимый для успешного прохождения ЕГЭ по химии, в частности 7 и 8 задания ЕГЭ по химии. Сегодня мы с вами изучим характерные свойства кислот и солей, рассмотрим кислые, средние и основные соли, а также коснемся комплексный солей (это очень обширная область, неорганической химии, но подробно комплексные, координационные соединения, лиганды вы будете изучать уже в рамках университетского курса химии).

Кислоты. Получение, свойства.

Кислотами принято называть сложные вещества, состоящие из атомов водорода и атома или группы атомов, именуемых кислотными остатками. При чем атом водорода, или атомы водорода если их несколько могут замещаться на атомы металл, образуя соль. По своему составу кислоты делятся на кислородные и бескислородные. К первым к примеру, относятся азотная, серная, фосфорная кислоты, а ко вторым – соляная.

Число атомов водорода и их число, которое может замещаться атомами металлов определяет основность кислоты. К примеру. Азотная и соляная кислоты –одноосновные (в составе содержится один атом водорода), а вот сероводородная или угольная кислоты – двухосновные (у нас уже 2 атома водорода замещаются атомами металла), по этому же принципу мы можем определить, что ортофосфорная кислота –трехносновная. Важно: осноновность кислоты может и не совпадать с числом атомов водорода, так как не все атомы водорода могут замешаться металлами. К примеру фосфористая кислота двухосновная (хотя содержит три атома водорода), а фосфорноватистая при наличии трех атомов водорода вообще одноосновная.

Давайте с вами вспомним как образуется название тех или иных кислот, чтобы на экзамене вы не сделали ошибку. Если у нас бескислородная кислота, то название ее строится из названия неметалла в составе и добавления –водородная, допустим сероводородная кислота, фтороводородная кислота, иодоводородная кислота и так далее.

В случае кислородсодержащей кислоты название компонуется из названия образующего элемента, при этом если элемент может образовывать несколько кислот, с проявлением различных степеней окисления, то название кислот содержит разные суффиксы –н, или –ов. Например, серная кислота, мышьяковая кислота. А если элемент содержит меньшую степень окисления, то добавляется суффикс –ист: сернистая кислота, мышьяковистая кислота.

Вы можете также столкнуться с историческими названиями кислот, их лучше выучить, чтобы не растеряться при ответе: хлороводородная кислота – соляная, фтороводородная – плавиковая кислота, циановодородная – синильная кислота.

Мы с вами в предыдущей статье уже обсуждали, что такое ангидриды кислот и с чем их едят, давайте вспомнит и расширим наши знания по ним. Ангидриды кислот – это оксиды, соответствующие кислородсодержащим кислотам. При взаимодействие такого оксида с водой образуется кислота, а при разложении такой кислоты образуется ангидрид и вода. Все предельно просто и понятно. Степень окисления элемента в таком оксиде соответствует степени окисления этого элемента в кислоте. Мы уже выше сказали, что для получения кислоты к ангидриду прибавляем воду, но в зависимости от соотношения числа молекул ангидрида и воды можно получить формулы разных кислот. Так добавляя к фосфорному ангидриду воду мы можем получить метафосфорную кислоту, пирофосфорную кислоту или ортофосфорную кислоту. Для этого добавляем одну, две, три молекулы воды соответственно.

Если ангидриду соответсвет несколько кислот, содержащих разное количество воды, то перед названием кислоты, в которой количество кислоты наибольшее. Добавляется приставка орто-, а перед названием кислоты с наименьшим содержанием воды – приставка мета-.Ну а перед названием кислоты, полученных путем частичного обезвоживания ортокислот ставим приставку пиро-.

Физические свойства кислот

Кислоты могут быть при обычных условиях в трех агрегатных состояниях: твердые вещества (ортофосфорная кислота, ортоборная), жидкие (азотная, серная), раствор газа в воде (соляная, сероводородная) Такие кислоты как сернистая, угольная, азотистая существуют только в разбавленных растворах. В случае увеличения концентрации таких растворов происходит распад на воду и ангидрид.

Получение кислот

Получение бескислородных кислот: а) реакция соединения простого вещества с водородом с последующей реакцией гидратации
Получение кислородсодержащих кислот: взаимодействие ангидрида с водой
Получение любого вида кислот действием сильной кислоты на соль с образованием летучей, малорастворимой или слабой кислоты.

Химические свойства кислот

Взаимодействие кислот с основаниями. Получаем соль и воду
Взаимодействие кислот с основными оксидами. Получаем соль и воду
Взаимодействие кислот с металлами. Образуется соль и выделяется водород (помним, что металлы, стоящие в ряду апряжеий до водорода замещают атомы водорода в кислотах, при этом металл окисляется до низшей устойчивой в водной среде степени окисления)
Взаимодействие кислот с солями. Реакция кислот с солями приводит к образованию новых солей и новых кислот. Сильные кислоты вытесняют в процессе реакции более слабые кислоты. К примеру в реакции фосфата натрия с серной кислотой происходит образование сульфата натрия и ортофосфорной кислоты.
В растворе кислот лакмус и метилоранж окрашиваются в красный цвет, а фенолфталеин бесцветный

Соли

Соли – соединения. Представленные атомом металл и кислотным остатком. По сути это продукт нейтрализации, реакции в которой атомы водорода кислоты и гидроксогрупы основания соединяются с образованием воды, а атом металл и кислотный остаток образуют соль.

Если у нас в реакцию вступает многоосновная кислота и основание с несколькими гидроксогруппами, то в зависимости от соотношения количества кислоты и основания можно получить несколько видов солей :

Кислые – образуется если не все атомы водорода в молекуле кислоты замещены металлом (есть избыток кислоты);
Основные – соли, образуемые при условии. Что не все гидроксогруппы обменялись на кислотный остаток (есть избыток основания);
Средние – атом водорода и гидроксогруппы полностью израсходованы с образованием воды.

Давайте теперь подробно рассмотрим свойства и получение каждого типа солей.

Кислые соли

Кислые соли – это продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла. Такие соли состоят их атомов металла и кислотных остатков, содержащих атомы водорода.

Физические свойства

Кислые соли обладают большой растворимостью в воде

Получение кислых солей

Реакция неполной нейтрализации кислоты основанием ( к примеру в реакции ортофосфорной кислоты с гидроксидом кальция при недостатке основания образуется дигидрофосфат кальция и вода либо гидрофосфат кальция и вода)
Взаимодействие средней соли с кислотой: а) можно использовать такую же кислоту, что и образует соль (допустим берем карбонат кальция и угольную кислоты в ходе реакции получим гидрокарбонат кальция); б) при реакции неполного обмена средней соли и кислоты (допустим хлорид натрия вступает в реакцию с серной кислотой с образованием гидросульфата натрия и соляной кислоты)

Химические свойства

Реакция с основаниями с превращение в средние, либо в другие кислые соли с меньшим числом атомов водорода
Реакция разложения. При нагревании кислой соли происходит отщепление воды с образованием средней соли.

Основные соли

Основные соли – продукт неполного обмена гидроксогруппы основания на кислотные остатки. Основные соли состоят их атомов металла, гидроксогруппы и кислотных остатков. Основные соли могут быть образованы только основаниями многовалентных металлов.

Физические свойства

Основные соли многовалентных металлов как правило нерастворимы, поэтому основные соли этих металлов относятся к малорастворимым веществам. По сути растворимость основной соли — это нечто среднее между растворимостью средней соли и основанием.

Получение

Реакция неполной нейтрализации основания кислотой (недостаток кислоты)
Реакция неполного обмена между средней солью и щелочью
Гидролиз средних солей

Химические свойства

Реакция нейтрализации кислоты с основной солью дает среднюю соль или другую основную соль с меньшим числом гидроксогрупп
Реакция дегидратации с образование оксосоли.

Средние соли

Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами метала. Либо это продукт полной нейтрализации основания кислотой. Хочется уделить особое внимание названиям нормальных солей. По ИЮПАК названия солей состоят из латинского названия кислотного остатка и названия металл в родительном падеже, при этом металлы имеющие различные степени окисления, имеют свои названия. Помним, что кислотные остатки кислородсодержащих кислот имеют суффикс –ат, при наивысшей степени окисления образующего кислотный остаток элемента, и суффикс –ит, если элемент имеет более низкую степень окисления.

Кислотные остатки бескислородных кислот имеют суффикс –ид. Кстати для солей бескислородных кислот зачастую употребляют названия в которых указывают число атомов неметалла. Например трихлорид железа, дихлорид железа и так далее.

Физические свойства

Нормальные соли при обычных условиях представляют собой твердые вещества с ионной кристаллической решеткой.

Получение средних солей

Синтез из простых веществ (соединение металл и неметалла);
Взаимодействие соли металл с металлом, расположенным левее в ряду напряжений;
Реакция соединения кислотного оксида и основного оксида;
Действие кислотного оксида на основание;
Реакция обмена между двумя солями;
Реакция нейтрализации кислоты и основания;
Реакция обмена между кислотой и солью;
Реакция обмена растворимого основания и соли;
Реакция кислоты и основного оксида
Реакция кислоты и металла

Химические свойства средних солей

Взаимодействие с металлами с образованием новой соли (металлы, стоящие левее могут вытеснять металлы, стоящие правее в электрохимическом ряду напряжений с образованием соли более активного металла)
Взаимодействие кислоты и соли
Действие щелочи на соль с образованием соли щелочного металл и гидроксида, выпадающего в осадок
Взаимодействие двух солей (реакция ионного обмена с образованием солей, одна из которых выпадает в осадок)
Разложение солей. Неустойчивые соли типа карбонатов при нагревании образуют оксид металл и углекислый газ. Если оксид неустойчив, то образуется металл (как в реакции разложения карбоната серебра мы получаем серебро, углекислый газ и воду). А вот нитраты щелочных элементов разлагаются до нитритов, а нитраты других элементов до металла или оксида металла.

Пожалуй, это основная информация по солям и кислотам, которая вам понадобится на егэ по химии. В следующей статье мы приступим к рассмотрению комплексных соединений

Источник

2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Реакции средних солей с кислотами

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Разложение нитратов

Разложение солей аммония

Разложение хлората калия

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Термическое разложение кислых солей

Химические свойства основных солей

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

Классификация солей

Получение солей

Химические свойства солей

Химические свойства солей

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Реакции средних солей с кислотами

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Разложение нитратов

Разложение солей аммония

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Термическое разложение кислых солей

Химические свойства основных солей

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных

Номенклатура солей

Растворимость солей

Классификация солей

Свойства солей

Комплексные соединения

Новое и интересное на сайте: