Солі їх хімічні властивості. Класифікація, отримання та властивості солей. Хімічні взаємодії класу середніх солей

>> Хімія: Солі, їх класифікація та властивості

З усіх хімічних сполуксолі є найчисленнішим класом речовин. Це тверді речовини, вони відрізняються одна від одної за кольором та розчинністю у воді.

Солі - це клас хімічних сполук, що складаються з іонів металу та іонів кислотного залишку.

У початку XIXв. шведський хімік І. Верцеліус сформулював визначення солей як продуктів реакцій кислот з основами або сполук, отриманих заміною атомів водню в кислоті металом . За цією ознакою розрізняють солі середні, кислі та основні.

Середні, або нормальні,- це продукти повного заміщення атомів водню у кислоті на метал.

Саме з цими солями ви вже знайомі та знаєте їхню номенклатуру. Наприклад:

Na2С03 - карбонат натрію, СуSO4 - сульфат міді (II) і т.д.

Дисоціюють такі солі на катіони металу та аніони кислотного залишку:

Кислі солі - це продукти неповного заміщення атомів водню у кислоті на метал.

До кислих солей відносять, наприклад, питну соду, що складається з катіону металу та однозарядного кислотного залишку НСО3. Для кислої кальцієвої солі формула записується так: Са(НСО3)2.

Назви цих солей складаються з назв солей з додаванням слова гідро, наприклад:

Основні солі- це продукти неповного заміщення гідроксогруп в основі кислотного залишку.

Наприклад, до таких солей відноситься знаменитий малахіт (СіОН)2 С03, про який ви читали в оповідях І. Бажова. Він складається з двох основних катіонів СиОН і двозарядного аніону кислотного залишку 2-3.

Катіон СуОН має заряд +1, тому в молекулі два таких катіона і один двозарядний аніон СО об'єднані в електронейтральну сіль.

Назви таких солей будуть такими ж, як і у нормальних солей, але з додаванням слова гідроксо-, наприклад (СuОН)2 СО3 - гідроксокарбонат міді (II) або АlOНСl2 - гідроксохлорид алюмінію. Переважна більшість основних солей нерозчинні або малорозчинні. Останні дисоціюють так:

Типові реакції солей

4. Сіль + метал -> інша сіль + інший метал.

Перші дві реакції обміну вже детально розглянуті раніше.

Третя реакція є також реакцією обміну. Вона протікає між розчинами солей і супроводжується утворенням оселі, наприклад:

Четверта реакція солей пов'язані з ім'ям найбільшого російського хіміка Н.Н.Бекетова, який 1865 р. вивчав здатність металів витісняти з розчинів солей інші метали. Наприклад, мідь tu розчинів її солей можна витісняти такими металами, як магній, алюміній Al, цинк та іншими металами. А ось ртуттю, сріблом Аg, золотом Аu мідь не витісняється, тому що атм метали в ряді напруг розташовані правіше, ніж мідь. Зате мідь витісняє їх із розчинів солей:

H. Бекетов, діючи газоподібним воднем під тиском на розчини солей ртуті та срібла, встановив, що при атом водень, як і деякі інші метали, витісняє ртуть і срібло з їх солей.

Маючи в своєму розпорядженні метали, я також водень за їх здатністю витісняти один одного розчинів солей. Бекетов становив ряд. який він назвав витіювальним рядом металів. Пізніше (1802 р. В. Нерист) було доведено, що витісняльний ряд Векетовп практично збігається з рядом, в якому метали і водень розташовані (направо) в порядку зменшення їх відтворення здатності і молярної концентрації іонів металу, що дорівнює 1 моль/л. Цей ряд називають електрохімічним рядам напруг металів. Ви вже знайомилися з цим рядом, коли розглядали взаємодію кислот з металами і з'ясували, що з розчинами кислот взаємодіють метали, які розташовані лівіше від водню. Це перше привил ряду напруг Воно виконується з дотриманням низки умов, про які ми говорили раніше.

Друге правило ряду напруг полягає в наступному: кожен метал витісняє з розчинів солей всі інші метали, розташовані правіше за нього в ряді напруг. Це правило також дотримується при виконанні умов:

а) обидві солі (і реагуюча, і що утворюється в результаті реакції) повинні бути розчинними;
б) метали ие повинні взаємодіяти з водою, тому метали головних підгруп I і II груп (для останньої починаючи з Са) ие витісняють інші метали на розчинів солей.

1. Солі середні (нормальні), кислі та основні.

2. Дисоціація різних груп солей.

3. Типові властивості нормальних солей: взаємодія їх із кислотами, лугами, іншими солями та металами.

4. Два правила низки напруг металів.

5. Умови перебігу реакцій солей із металами.

Закінчіть молекулярні рівняння можливих реакцій, що протікають у розчинах, та запишіть відповідні їм іонні рівняння:

Якщо реакцію не можна здійснити, поясніть чому.

До 980 г 5%-го розчину бур'янів долили надлишок розчину нітрату барію. Знайдіть масу осаду, що випав.

Запишіть рівняння реакцій усіх можливих способів одержання сульфату заліза (ІІ).

Дайте назви солей.

Притчі до уроку хімії, картинки до уроку хімії 8 класу

Зміст уроку конспект урокуопорний каркас презентація уроку акселеративні методи інтерактивні технології Практика завдання та вправи самоперевірка практикуми, тренінги, кейси, квести домашні завдання риторичні питання від учнів Ілюстрації аудіо-, відеокліпи та мультимедіафотографії, картинки графіки, таблиці, схеми гумор, анекдоти, приколи, комікси притчі, приказки, кросворди, цитати Доповнення рефератистатті фішки для допитливих шпаргалки підручники основні та додаткові словник термінів інші Удосконалення підручників та уроківвиправлення помилок у підручникуоновлення фрагмента у підручнику елементи новаторства на уроці заміна застарілих знань новими Тільки для вчителів ідеальні уроки календарний планна рік методичні рекомендаціїпрограми обговорення Інтегровані уроки

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:

Оксиди.
Солі.
Основи.
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

Чи не утворюють ні кислот, ні лугів. Виявляють вузько специфічні властивості.

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 речовинимають 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 карбоновим кислотам. 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.

Соляна.
Азотна.
Ортофосфорний.
Бромоводородна.
Вугільна.
Йодоводнева.
Сірчана.
Оцтова, або етанова.
Бутанова, або олійна.
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.

Хімічні властивості неорганічних кислот

З чим взаємодіють	Приклад реакції
1. З простими речовинами-металами. Обов'язкова умова: метал повинен стояти в ЕХРНМ до водню, оскільки метали, що стоять після водню, не здатні витіснити його зі складу кислот. В результаті реакції завжди утворюється водень у вигляді газу та сіль.
2. З основами. Підсумком реакції є сіль та вода. Подібні реакції сильних кислотз лугами звуться реакцій нейтралізації.	Будь-яка кислота (сильна) + розчинна основа = сіль та вода
3. З амфотерними гідроксидами. Підсумок: сіль та вода.	2HNO 2 + гідроксид берилію = Be(NO 2) 2 (сіль середня) + 2H 2 O
4. Із основними оксидами. Підсумок: вода, сіль.	2HCL + FeO = хлорид заліза (II) + H 2 O
5. З амфотерними оксидами. Підсумковий ефект: сіль та вода.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. З солями, утвореними слабшими кислотами. Підсумковий ефект: сіль та слабка кислота.	2HBr + MgCO 3 = магнію бромід + H 2 O + CO 2

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.

Хімічні властивості

лугів

Малорозчинних основ

Амфотерних гідроксидів

I. Взаємодіють з КО (підсумок -сіль та вода):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода

ІІ. Взаємодіють з кислотами (сіль та вода):

звичайні реакції нейтралізації (дивіться кислоти)

ІІІ. Взаємодіють з АТ з утворенням гідроксокомплексу солі та води:

2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, або Na 2

IV. Взаємодіють з амфотерними гідроксидами з утворенням гідроксокомплексних солей:

Те саме, що і з АТ, тільки без води

V. Взаємодіють з розчинними солями з утворенням нерозчинних гідроксидів та солей:

3CsOH + хлорид заліза (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Взаємодіють з цинком та алюмінієм у водному розчині з утворенням солей та водню:

2RbOH + 2Al + вода = комплекс з гідроксидом іоном 2Rb + 3H 2

I. При нагріванні здатні розкладатися:

нерозчинний гідроксид = оксид + вода

ІІ. Реакції з кислотами (підсумок: сіль та вода):

Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода

ІІІ. Взаємодіють із КО:

Me + n (OH) n + КО = сіль + H 2 O

I. Реагують з кислотами з утворенням солі та води:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + вода

ІІ. Реагують з лугами: результат - сіль і вода (умова: сплавлення)

Zn(OH) 2 + 2CsOH = сіль + 2H 2 O

ІІІ. Реагують із сильними гідроксидами: результат - солі, якщо реакція йде у водному розчині:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Це більшість хімічних властивостей, які виявляють основи. Хімія підстав 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.

Солі- це знеправдиві речовини, продукти повного або часткового заміщення атомів водню в кислотах металом ( H 2 SO 4 - Na Н SO 4 - Na 2 SO 4 ) або гідроксогруп основ кислотним залишком ( Cu (OH ) 2 – CuOHCl - CuCl 2 )

За складом солі бувають:

середні
кислі
основні
подвійні
змішані
комплексні

Фізичні властивості:

Тверді кристалічні речовини, багато високих температур плавлення та кипіння.

Сильні електроліти мають іонну кристалічну решітку.

Наявність деяких іонів може визначати забарвлення солей. Наприклад:

Cu 2+ – блакитний колір;

Fe 3+ – світло-коричневий колір;

Ni 2+ – зелений колір;

CrO 4 2 - жовтий колір;

Cr 2 O 7 2- - оранжевий колір;

MnO 4 - - Фіолетовий колір

Хімічні властивості:

1. Дисоціація:

Солі – це сильні електроліти, що існують у водних розчинах у вигляді катіонів металу та аніонів кислотного залишку

NaCl = Na + + Cl -

2. Взаємодія зводою

Освіта кристалогідратів: CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 · 5H 2 O

Г ідроліз: Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2PH 3

3. Взаємодія із металами CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu;

Але якщо метал взаємодіє з водою, то CuCl 2 + 2К + 2H 2 O = 2КCl + Cu (ОН) 2 ↓+ Н 2 ;

3. Взаємодія з лугами:

Розчинні солі взаємодіють із лугами, якщо в результаті утворюється нерозчинна сполука

CuSO 4 +2NaOH = Cu(ОН) 2 ↓+ Na 2 SO 4;

4. Взаємодія з сильними та менш леткими кислотами:

Солі слабких кислот взаємодіють з сильнішими, менш леткими кислотами

Ca 3 + 2 НCl = CaCl 2 + H 2 O + 2 ;

Na 2 S + 2HCl = 2NaCl + H 2 S;

5. Взаємодія із солями

Розчинні солі взаємодіють між собою, якщо утворюється нерозчинна сіль:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ 2NaCl;

6. Нерозчинні солі та солі летких кислот розкладаються при нагріванні:

Ca СО 3 = CaO + СО 2

2 Сu(NO 3) 2 = 2 CuO+ 4 NO 2 + O 2 (продукти розкладання нітратів визначаються активністю металу див. Розкладання нітратів)
2BaSO 4 → 2BaO + 2SO 2 + O 2

7. Електроліз

У розплаві: 2 NaCl = 2Na + Cl2;

У розчині: 2NaCl + 2H 2 O = 2Na ВІН + Cl 2 + Н 2

CuSO 4 + 2Н 2 О = 2Cu 0 + 2Н 2 SO 4+ Про 2

Отримання:

Метал з неметалом: Fe + S = FeS (нагрівання)
Метал із кислотою: Zn +2 HCl = Zn Cl 2 + H 2
Метал із сіллю: CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu
Метал із лугом: 2 NaOH + Zn = Na 2 ZnO 2 + H 2
Неметал із лугом: 2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaCl О + H 2 O - холод
6NaOH+3Cl 2 =5NaCl+NaCl Про 3 +3H 2 O (t°)
Основні оксиди з кислотними та амфотерними оксидами:
CaO + SO 3 = CaSO 4; CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 (t°)
Основні оксиди з кислотою: CaO + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O
Сіль з неметалом: KI + Cl 2 = KCl + I 2
Основа з кислотою: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - Р-я нейтралізації
H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O
2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl 2 +2H 2 O; HCl + Cu(OH) 2 = CuOHCl + H 2 O
Кислоти із солями слабких та летких кислот: BaCl 2 + Н 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ 2Н Cl
Луги з розчинними солями: 3 NaOH + FeCl 3 = Fe (OH ) 3 ↓ + 3 NaCl
Розчинні солі один з одним: BaCl 2 (р) + Na 2 SO 4 (р) = BaSO 4 ↓+ 2 NaCl
Солі з кислотними оксидами: Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2
Кислотні оксиди з лугами: SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O;
SO 3 + NaOH = Na Н SO 4

ВИЗНАЧЕННЯ

Солі– це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (іон амонію або комплексні іони) та аніони кислотних залишків:

NaNO 3 ↔ Na + + NO 3 -;

NH 4 NO 3 ↔ NH 4 + + NO 3 -;

KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2-;

Cl 2 ↔ 2+ + 2Cl - .

Солі прийнято ділити втричі групи – середні (NaCl), кислі (NaHCO 3) і основні (Fe(OH)Cl). Крім цього розрізняють подвійні (змішані) та комплексні солі. Подвійні солі утворені двома катіонами та одним аніоном. Вони існують лише у твердому вигляді.

Хімічні властивості солей

а) кислі солі

Кислі солі при дисоціації дають катіони металу (іона амонію), іони водню та аніони кислотного залишку:

NaHCO 3 ↔ Na + H + + CO 3 2- .

Кислі солі – продукти неповного заміщення атомів водню відповідної кислоти на атоми металу.

Кислі солі термічно нестійкі і при нагріванні розкладаються з утворенням середніх солей:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O.

Для кислих солей характерні реакції нейтралізації зі лугами:

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O.

б) основні солі

Основні солі при дисоціації дають катіони металу, аніони кислотного залишку та іони ВІН - :

Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH) + + Cl - ↔ Fe 2+ + OH - + Cl - .

Основні солі – продукти неповного заміщення гідроксильних груп відповідної основи кислотні залишки.

Основні солі, як і кислі, термічно нестійкі і при нагріванні розкладаються:

2 CO3 = 2CuO + CO2 + H2O.

Для основних солей характерні реакції нейтралізації з кислотами:

Fe(OH)Cl + HCl ↔ FeCl 2 + H 2 O.

в) середні солі

Середні солі при дисоціації дають лише катіони металу (іон амонію) та аніони кислотного залишку (див. вище). Середні солі – продукти повного заміщення атомів водню відповідної кислоти атоми металу.

Більшість середніх солей термічно нестійкі та при нагріванні розкладаються:

CaCO 3 = CaO + CO 2;

NH 4 Cl = NH 3 + HCl;

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO +4NO 2 + O 2 .

У водному розчині середні солі піддаються гідролізу:

Al 2 S 3 +6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 S;

K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH;

Fe(NO 3) 3 + H 2 O ↔ Fe(OH)(NO 3) 2 + HNO 3 .

Середні солі вступають у реакції обміну з кислотами, основами та іншими солями:

Pb(NO 3) 2 + H 2 S = PbS↓ + 2HNO 3;

Fe 2 (SO 4) 3 + 3Ba(OH) 2 = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3BaSO 4 ↓;

CaBr 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KBr.

Фізичні властивості солей

Найчастіше солі – кристалічні речовини з іонними кристалічними ґратами. Солі мають високі температури плавлення. За н.у. солі – діелектрики. Розчинність солей у воді різна.

Одержання солей

а) кислі солі

Основні способи одержання кислих солей – неповна нейтралізація кислот, дія надлишку кислотних оксидів на основи, а також дія кислот на солі:

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

Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2;

CaCO3+CO2+H2O = Ca(HCO3)2.

б) основні солі

Основні солі одержують шляхом обережного додавання невеликої кількості лугу до розчину середньої солі або дією солей слабких кислот на середні солі:

AlCl 3 + 2NaOH = Al(OH) 2 Cl + 2NaCl;

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 ↓ + CO 2 + 2NaCl.

в) середні солі

Основні способи отримання середніх солей – реакції взаємодії кислот з металами, основними або амфотерними оксидами та основами, а також реакції взаємодії основ з кислотними або амфотерними оксидами та кислотами, реакції взаємодії кислотних та основних оксидів та реакції обміну:

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2;

Ag 2 O + 2HNO 3 = 2AgNO 3 + H 2 O;

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O;

2KOH + SO 2 = K 2 SO 3 + H 2 O;

CaO + SO 3 = CaSO 4;

BaCl 2 + MgSO 4 = MgCl 2 + BaSO 4 ↓.

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Завдання

Визначте кількість речовини, об'єм (н.у.) та масу аміаку, необхідного для одержання 250 г сульфату амонію, що використовується як добрива.

Рішення

Запишемо рівняння реакції отримання сульфату амонію з аміаку та сірчаної кислоти:

2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 .

Молярна масасульфату амонію, розрахована з використанням таблиці хімічних елементівД.І. Менделєєва – 132 г/моль. Тоді, кількість речовини сульфату амонію:

v((NH 4) 2 SO 4) = m((NH 4) 2 SO 4)/M((NH 4) 2 SO 4)

v((NH 4) 2 SO 4) = 250/132 = 1,89 моль

Відповідно до рівняння реакції v((NH 4) 2 SO 4): v(NH 3) = 1:2, отже, кількість речовини аміаку дорівнює:

v(NH 3) = 2×v((NH 4) 2 SO 4) = 2×1,89 = 3,79 моль.

Визначимо обсяг аміаку:

V(NH 3) = v(NH 3)×V m;

V(NH 3) = 3,79×22,4 = 84,8 л.

Молярна маса аміаку, розрахована з допомогою таблиці імічних елементів Д.І. Менделєєва – 17 г/моль. Тоді, знайдемо масу аміаку:

m(NH 3) = v(NH 3)× M(NH 3);

m(NH 3) = 3,79 17 = 64,43 р.

Відповідь

Кількість речовини аміаку – 3,79 моль, об'єм аміаку – 84,8 л, маса аміаку – 64,43 г.

Солі - органічні та неорганічні хімічні речовинискладного складу. У хімічній теорії немає суворого та остаточного визначення солей. Їх можна охарактеризувати як сполуки:
- що складаються з аніонів та катіонів;
- одержувані в результаті взаємодії кислот та основ;
- Що складаються з кислотних залишків та іонів металів.

Кислотні залишки можуть бути пов'язані не з атомами металів, а з іонами амонію (NH 4)+, фосфонію (РН 4)+, гідроксонію (Н 3 О)+ та деякими іншими.

Види солей

Кислотні, середні, основні. Якщо у кислоті всі протони водню замінені іонами металу, такі солі називають середніми, наприклад, NaCl. Якщо водень заміщений лише частково, такі солі - кислі, напр. KHSO 4 та NaH 2 PO 4 . Якщо гідроксильні групи(OH)– основи заміщені кислотним залишком не повністю, тоді сіль - основна, напр. CuCl(OH), Al(OH)SO 4 .

- Прості, подвійні, мішані. Прості солі складаються з одного металу та одного кислотного залишку, наприклад, K 2 SO 4 . У подвійних солях два метали, наприклад, KAl(SO 4) 2 . У змішаних солях два кислотні залишки, напр. AgClBr.

Органічні та неорганічні.
- Комплексні солі з комплексним іоном: K 2 , Cl 2 та інші.
- Кристалогідрати та кристалосольвати.
- Кристалогідрати з молекулами кристалізаційної води. CaSO 4 *2H 2 O.
- Кристалосольвати з молекулами розчинника. Наприклад, LiCl в рідкому аміаку NH 3 дає сольват LiCl * 5NH 3 .
- Кисневмісні та не містять кисень.
- внутрішні, інакше звані біполярними іонами.

Властивості

Більшість солей – тверді речовини з високою температурою плавлення, які не проводять струм. Розчинність у воді – важлива характеристика, на її підставі реактиви ділять на водорозчинні, малорозчинні та нерозчинні. Багато солі розчиняються в органічних розчинниках.

Солі реагують:
- з більш активними металами;
- з кислотами, основами, іншими солями, якщо в ході взаємодії утворюються речовини, що в подальшій реакції не беруть участь, наприклад, газ, нерозчинний осад, вода. Розкладаються під час нагрівання, гідролізуються у воді.

У природі солі поширені як мінералів, розсолів, покладів солей. Їх добувають також із морської водигірських руд.

Солі необхідні людському організму. Солі заліза необхідні поповнення гемоглобіну, кальцію - беруть участь у освіті скелета, магнію - регулюють діяльність шлунково-кишкового тракту.

Застосування солей

Солі активно використовуються у виробництві, побуті, сільському господарстві, медицині, харчопромі, хімічному синтезі та аналізі, в лабораторній практиці Ось лише деякі сфери їх застосування:

- нітрати натрію, калію, кальцію та амонію (селітри); кальцій фосфорнокислий, хлорид калію – сировина для виробництва добрив.
- Хлорид натрію необхідний для отримання харчової кухонної солі, Застосовується в хімпромі для виробництва хлору, соди, їдкого натру.
- Гіпохлорит натрію – популярний відбілювач та засіб для знезараження води.
- солі оцтової кислоти (ацетати) використовуються у харчовій індустрії як консерванти (калій та кальцій оцтовокислий); у медицині для виготовлення ліків, у косметичній галузі (натрій оцтовокислий), для багатьох інших цілей.
- Алюмокалієві та хромокалієві галун затребувані в медицині, харчопромі; для фарбування тканин, шкір, хутра.
- Багато солі використовуються як фіксанали для визначення хімічного складуречовин, якості води, рівня кислотності та ін.

У нашому магазині в широкому асортименті представлені солі як органічні так і неорганічні.