Соли взаимодействуют с. Соли: виды, свойства и применение

Которые состоят из аниона (кислотного остатка) и катиона (атом металла). В большинстве случаев это кристаллические вещества различной окраски и с разной растворимостью в воде. Простейший представитель данного класса соединений - (NaCl).

Соли делятся на кислые, нормальные и основные.

Нормальные (средние) образуются в случаях, когда в кислоте все атомы водорода замещаются на атомы металла или когда все гидроксильные группы основы замещаются на кислотные остатки кислот (например, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). При электролитической диссоциации они разлагаются на положительно заряженные анионы металлов и отрицательно заряженные кислотные остатки.

Химические свойства солей данной группы:

Разлагаются при воздействии высоких температур;

Подвергаются гидролизу (взаимодействие с водой);

Вступают в реакции обмена с кислотами, другими солями и основаниями. При этом следует помнить некоторые особенности данных реакций:

Реакция с кислотой проходит лишь тогда, когда эта чем та, от которой происходит соль;

Реакция с основанием проходит в случае, когда образуется нерастворимое вещество;

Солевой раствор реагирует с металлом, если он стоит в электрохимическом ряду напряжений левее металла, который входит в состав соли;

Солевые соединения в растворах взаимодействуют друг с другом, если при этом образуется нерастворимый продукт обмена;

Редокс, что можно связать со свойствами катиона или аниона.

Кислые соли получают в случаях, когда лишь часть атомов водорода в кислоте замещается на атомы металлов (например, NaHSO4, CaHPO4). При электролитической диссоциации они образуют катионы водорода и металла, анионы кислотного остатка, поэтому химические свойства солей данной группы включают следующие признаки как солевых, так и кислотных соединений:

Подвергаются термическому разложению с образованием средней соли;

Взаимодействуют со щелочью, образуя нормальную соль.

Основные соли получают в случаях, когда лишь часть гидроксильных групп основ замещается на кислотные остатки кислот (например, Cu (OH) или Cl, Fe (OH) CO3). Такие соединения диссоциируют на катионы металлов и анионы гидроксила и кислотного остатка. Химические свойства солей данной группы включают характерные химические признаки и солевых веществ, и основ одновременно:

Характерно термическое разложение;

Взаимодействуют с кислотой.

Существует еще понятие комплексных и

Комплексные содержат комплексный анион или катион. Химические свойства солей такого типа включают реакции разрушения комплексов, сопровождающиеся образованием малорастворимых соединений. Кроме этого, они способны обмениваться лигандами между внутренней и внешней сферой.

Двойные же имеют два различных катиона и могут реагировать с растворами щелочей (реакция восстановления).

Способы получения солей

Данные вещества можно получить следующими способами:

Взаимодействием кислот с металлами, которые способны вытеснять атомы водорода;

При реакции основ и кислот, когда гидроксильные группы основ обмениваются с кислотными остатками кислот;

Действием кислот на амфотерные и соли или металлы;

Действием оснований на кислотные оксиды;

Реакцией между кислотными и основными оксидами;

Взаимодействием солей между собой или с металлами ;

Получение солей при реакциях металлов с неметаллами;

Кислые солевые соединения получают при реакции средней соли с одноименной кислотой;

Основные солевые вещества получают путем взаимодействия соли с небольшим количеством щелочи.

Итак, соли можно получить многими способами, так как они образуются в результате многих химических реакций между различными неорганическими веществами и соединениями.

Нитриты металлов в степени окисления +2 образуют кристалогидраты с одной, двумя или четырьмя молекулами воды. Нитриты образуют двойные и тройные соли, напр. CsNO 2 . AgNO 2 или Ba(NO 2) 2 . Ni(NO 2) 2 . 2KNO 2 , а также комплексные соединения, например Na 3 .

Кристаллические структуры известны лишь для нескольких безводных нитритов. Анион NO2 имеет нелинейную конфигурацию; угол ONO 115°, длина связи Н—О 0,115 нм; тип связи М—NO 2 ионно-ковалентный.

Хорошо растворимы в воде нитриты К, Na, Ba, плохо - нитриты Ag, Hg, Сu. С повышением температуры растворимость нитритов увеличивается. Почти все нитриты плохо растворимы в спиртах, эфирах и малополярных растворителях.

Нитриты термически малоустойчивы; плавятся без разложения только нитриты щелочных металлов, нитриты остальных металлов разлагаются при 25-300 °С. Механизм разложение нитритов сложен и включает ряд параллельно-последовательных реакций. Основные газообразные продукты разложения - NO, NO 2 , N 2 и О 2 , твёрдые - оксид металла или элементный металл. Выделение большого количества газов обусловливает взрывное разложение некоторых нитритов, например NH 4 NO 2 , который разлагается на N 2 и Н 2 О.

Характерные особенности нитритов связаны с их термической нестойкостью и способностью нитрит-иона быть как окислителем, так и восстановителем, в зависимости от среды и природы реагентов. В нейтральной среде нитриты обычно восстанавливаются до NO, в кислой окисляются до нитратов. Кислород и СО 2 не взаимодействуют с твердыми нитритами и их водными растворами. Нитриты способствуют разложению азотсодержащих органических веществ, в частности аминов, амидов и др. С органическими галогенидами RXН. реагируют с образованием как нитритов RONO, так и нитросоединений RNO 2 .

Промышленное получение нитритов основано на абсорбции нитрозного газа (смеси NO + NO 2) растворами Na 2 CO 3 или NaOH с последовательной кристализацией NaNO 2 ; нитриты остальных металлоов в промышленности и лабораториях получают обменной реакцией солей металлов с NaNO 2 или восстановлением нитратов этих металлов.

Нитриты применяют для синтеза азокрасителей, в производстве капролактама, в качестве окислителей и восстановителей в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности, как консерванты пищевых продуктов. Нитриты например NaNО 2 и KNO 2 , токсичны, вызывают головную боль, рвоту, угнетают дыхание и т.д. При отравлении NaNO 2 в крови образуется метгемоглобин, повреждаются мембраны эритроцитов. Возможно образование нитрозаминов из NaNO 2 и аминов непосредственно в желудочно-кишечном тракте.

6.Сульфаты, соли серной кислоты. Известны средние сульфаты с анионом SO 4 2- кислые, или гидросульфаты, с анионом HSO 4 -, основные, содержащие наряду с анионом SO 4 2- - группы ОН, например Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Существуют также двойные сульфаты, включающие два различных катиона. К ним относят две большие группы сульфатов - квасцы, а также шениты M 2 Э(SO 4) 2 . 6H 2 O, где М-однозарядный катион, Э - Mg, Zn и другие двухзарядные катионы. Известен тройной сульфат K 2 SO 4 . MgSO 4 . 2CaSO 4 . 2H 2 O (минерал полигалит), двойные основные сульфаты, например минералы групп алунита и ярозита M 2 SO 4 . Al 2 (SO 4) 3 . 4Al(OH 3 и M 2 SO 4 . Fe 2 (SO 4) 3 . 4Fe(OH) 3 , где М - однозарядный катион. Сульфаты могут входить в состав смешанных солей, напр. 2Na 2 SO 4 . Na 2 CO 3 (минерал беркеит), MgSO 4 . KCl . 3H 2 O (каинит).

Сульфаты - кристаллические вещества, средние и кислые в большенстве случаев хорошо растворимы в воде. Малорастворимы сульфаты кальции, стронция, свинца и некоторые др., практически нерастворимы BaSO 4 , RaSO 4 . Основные сульфаты, как правило, малорастворимы или практически нерастворимы, или гидролизуются водой. Из водных растворов сульфаты могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов. Кристаллогидраты некоторых тяжелых металлов называются купоросами; медный купорос СuSO 4 . 5H 2 O, железный купорос FeSO 4 . 7Н 2 О.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы, в то время как кислые сульфаты при нагревании разлагаются, превращаясь в пиросульфаты: 2KHSO 4 = Н 2 О + K 2 S 2 O 7 . Средние сульфаты др. металлов, а также основные сульфаты при нагревании до достаточно высоких температур, как правило, разлагаются с образованием оксидов металлов и выделением SO 3 .

Сульфаты широко распространены в природе. Они встречаются в виде минералов, например гипс CaSO 4 . H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 . 10Н 2 О, а также входят в состав морской и речной воды.

Многие сульфаты могут быть получены при взаимодействии H 2 SO 4 с металлами, их оксидами и гидроксидами, а также разложением солей летучих кислот серной кислотой.

Неорганические сульфаты находят широкое применение. Например, аммония сульфат -азотное удобрение, натрия сульфат используют в стекольной, бумажной промышленности, производстве вискозы и др. Природные сульфатные минералы - сырье дм промышленного получения соединений различных металлов, строит, материалов и др.

7.Сульфиты, соли сернистой кислоты H 2 SO 3 . Различают средние сульфиты с анионом SO 3 2- и кислые (гидросульфиты) с анионом HSO 3 -. Средние сульфиты - кристаллические вещества. Сульфиты аммония и щелочных металлов хорошо растворимы в воде; растворимость (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °С), К 2 SО 3 106,7 (20 °С). В водных растворах образуют гидросульфиты. Сульфиты щелочно-земельных и некоторых др. металлов практически не растворимы в воде; растворимость MgSO 3 1 г в 100 г (40°С). Известны кристаллогидраты (NH 4) 2 SO 3 . Н 2 O, Na 2 SO 3 . 7H 2 O, К 2 SO 3 . 2Н 2 O, MgSO 3 . 6H 2 O и др.

Безводные сульфиты при нагревании без доступа воздуха в запаянных сосудах диспропорционируют на сульфиды и сульфаты, при нагревании в токе N 2 теряют SO 2 , а при нагревании на воздухе легко окисляются до сульфатов. С SO 2 в водной среде средние сульфиты образуют гидросульфиты. Сульфиты - относительно сильные восстановители, окисляются в растворах хлором, бромом, Н 2 О 2 и др. до сульфатов. Разлагаются сильными кислотами (например, НС1) с выделением SO 2 .

Кристаллические гидросульфиты известны для К, Rb, Cs, NH 4 +, они малоустойчивы. Остальные гидросульфиты существуют только в водных растворах. Плотность NH 4 HSO 3 2,03 г/см3; растворимость в воде (г в 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0°С), КНSO 3 49 (20 °С).

При нагревании кристаллических гидросульфитов Na или К либо при насыщении SO 2 кишящего раствора пульпы M 2 SO 3 , образуются пиросульфиты (устаревшее -метабисульфиты) М 2 S 2 O 5 - соли неизвестной в свободном состоянии пиросернистой кислоты H 2 S 2 O 5 ; кристаллы, малоустойчивы; плотность (г/см3): Na 2 S 2 O 5 1,48, К 2 S 2 O 5 2,34; выше ~ 160 °С разлагаются с выделением SO 2 ; растворяются в воде (с разложением до HSO 3 -), растворимость (г в 100 г): Na 2 S2O 5 64,4, К 2 S 2 O 5 44,7; образуют гидраты Na 2 S 2 O 5 . 7H 2 O и ЗК 2 S 2 O 5 . 2Н 2 О; восстановители.

Средние сульфиты щелочных металлов получают взаимодействием водного раствора М 2 СО 3 (или МОН) с SO 2 , a MSO 3 - пропусканием SO 2 через водную суспензию MCO 3 ; используют в основном SO 2 из отходящих газов контактных сернокислотных производств. Сульфиты применяют при отбеливании, крашении и печатании тканей, волокон, кож для консервирования зерна, зеленых кормов, кормовых промышленных отходов (NaHSO 3 , Na 2 S 2 О 5). CaSO 3 и Са(НSO 3) 2 - дезинфицирующие средства в виноделии и сахарной промышленности. NaНSO 3 , MgSO 3 , NН 4 НSO 3 - компоненты сульфитного щелока при варке целлюлозы; (NH 4) 2SO 3 - поглотитель SO 2 ; NaHSO 3 - поглотитель H 2 S из отходящих газов производств, восстановитель в производстве сернистых красителей. K 2 S 2 O 5 - компонент кислых фиксажей в фотографии, антиоксидант, антисептик.

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме + (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH 4 +) и гидроксид-аниона ОН — .

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания . Также есть неустойчивые основания , которые самопроизвольно разлагаются.

Получение оснований

1. Взаимодействие основных оксидов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например , оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

При этом оксид меди (II) с водой не реагирует :

CuO + H 2 O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий) , кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например , калий реагирует с водой очень бурно :

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов . Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье .

Например , электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

либо

щелочь + соль 1 = соль 2 ↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II) :

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода .

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

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

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например , гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III) и воду при прокаливании:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей . Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления , которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например , гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Химические свойства щелочей

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми . При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются реакциями нейтрализации . Возможно и образование кислой соли , если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты . В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь (избыток) + кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота (избыток) = кислая соль + вода

Например , гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты , фосфаты или гидрофосфаты .

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли , а в растворе – комплексные соли .

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например , при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (к ак правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли , в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь (избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид (избыток) = кислая соль

Например , при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

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

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе , при условии, что в продуктах образуется газ или осадок . Такие реакции протекают по механизму ионного обмена .

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например , гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе :

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH — = Cu 2+ (OH) 2 — ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония .

Например , гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH 4 + NO 3 — + K + OH — = K + NO 3 — + NH 3 + H 2 O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль!

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид , взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла .

Например , избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO 4 + 2KOH = Zn(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид . А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей . Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO 4 + 4KOH = K 2 + K 2 SO 4

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла (избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь (избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например , гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

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

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO 3 мы разбиваем на уольную кислоту H 2 CO 3 и карбонат натрия Na 2 CO 3 . Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют 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 + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах . Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О 2 ≠

NaOH +N 2 ≠

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 +Cl 2 0 = NaCl — + NaOCl + + H 2 O

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

6NaOH +Cl 2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O 3 + 3H 2 O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH +Si 0 + H 2 + O= NaCl — + Na 2 Si +4 O 3 + 2H 2 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F 2 0 + 4NaO -2 H = O 2 0 + 4NaF — + 2H 2 O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье .

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li 2 O + H 2 O

Каждый день мы сталкиваемся с солями и даже не задумываемся, какую роль они играют в нашей жизни. А ведь без них и вода была бы не такой вкусной, и пища не приносила бы удовольствия, и растения не росли, да и жизнь на земле не могла бы существовать, не будь в нашем мире соли. Так что же это за вещества и какие свойства солей делают их незаменимыми?

Что такое соли

По своему составу это самый многочисленный класс, отличающийся разнообразием. Еще в 19 веке химик Й. Верцелиус дал определение соли — это продукт реакции между кислотой и основанием, при которой водородный атом заменяется металлическим. В воде обычно соли диссоциируют на металл или аммоний (катион) и кислотный остаток (анион).

Получить соли можно следующими способами:

• путем взаимодействия металла и неметалла, в этом случае она будет бескислородная;
• при взаимодействии металла с кислотой получается соль и выделяется водород;
• металл может вытеснять другой металл из раствора;
• при взаимодействии двух оксидов — кислотного и основного (еще их называют оксидом неметалла и оксидом металла соответственно);
• при реакции оксида металла и кислоты получаются соль и вода;
• реакция между основанием и оксидом неметалла также дает соль и воду;
• с помощью реакции ионного обмена, при этом могут реагировать разные растворимые в воде вещества (основания, кислоты, соли), но протекать реакция будет, если образуется газ, вода или соли слаборастворимые (нерастворимые) в воде.

Только от химического состава свойства солей и зависят. Но для начала разберемся в их классах.

Классификация

В зависимости от состава выделяют следующие классы солей:

• по содержанию кислорода (кислородсодержащие и бескислородные);
• по взаимодействию с водой (растворимые, малорастворимые и нерастворимые).

Такая классификация отражает все многообразие веществ не полностью. Современная и наиболее полная классификация, отражающая не только состав, но и свойства солей, представлена в следующей таблице.

Физические свойства

Как бы ни был широк класс этих веществ, но общие физические свойства солей выделить возможно. Это вещества немолекулярного строения, с ионной кристаллической решеткой.

Очень высокие точки плавления и кипения. При нормальных условиях все соли не проводят электричество, но в растворе большинство из них прекрасно проводит ток.

Цвет может быть самым разным, он зависит от иона металла, входящего в ее состав. Сульфат железа (FeSO 4) — зеленый, хлорид железа (FeCl 3) — темно-красный, а хромат калия (K 2 CrO 4) красивого ярко-желтого цвета. Но большинство солей все-таки бесцветные или белые.

Растворимость в воде также бывает различной и зависит от состава ионов. В принципе, все физические свойства солей имеют особенность. Они зависят от того, ион какого металла и какой кислотный остаток включены в состав. Продолжим рассматривать соли.

Химические свойства солей

Здесь тоже есть важная особенность. Как и физические, химические свойства солей зависят от их состава. А также от того, к какому классу они относятся.

Но общие свойства солей можно все-таки выделить:

• многие из них разлагаются при нагревании с образованием двух оксидов: кислотного и основного, а бескислородные — металла и неметалла;
• взаимодействуют соли и с другими кислотами, но реакция идет, только если в составе соли кислотный остаток слабой или летучей кислоты или в результате получается нерастворимая соль;
• взаимодействие со щелочью возможно, если катион образует нерастворимое основание;
• возможна реакция и между двумя разными солями, но только если одна из вновь образовавшихся солей не растворяется в воде;
• может происходить и реакция с металлом, но она возможна, только если брать металл, расположенный правее в ряду напряжения от металла, содержащегося в соли.

Химические свойства солей, относящихся к нормальным, рассмотрены выше, другие же классы реагируют с веществами несколько иначе. Но отличие идет только по продуктам на выходе. В основном все химические свойства солей сохраняются, как и требования к протеканию реакций.

Современная химическая наука представляет собой множество разнообразных отраслей, и каждая из них, помимо теоретической базы, имеет большое прикладное значение, практическое. Чего ни коснись, все кругом - продукты химического производства. Главные разделы - это неорганическая и органическая химия. Рассмотрим, какие основные классы веществ относят к неорганическим и какими свойствами они обладают.

Главные категории неорганических соединений

К таковым принято относить следующие:

1. Оксиды.
2. Соли.
3. Основания.
4. Кислоты.

Каждый из классов представлен большим разнообразием соединений неорганической природы и имеет значение практически в любой структуре хозяйственной и промышленной деятельности человека. Все главные свойства, характерные для этих соединений, нахождение в природе и получение изучаются в школьном курсе химии в обязательном порядке, в 8-11 классах.

Существует общая таблица оксидов, солей, оснований, кислот, в которой представлены примеры каждого из веществ и их агрегатное состояние, нахождение в природе. А также показаны взаимодействия, описывающие химические свойства. Однако мы рассмотрим каждый из классов отдельно и более подробно.

Группа соединений - оксиды

4. Реакции, в результате которых элементы меняют СО

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: образование кислот (SiO 2 исключение)

КО + вода = кислота

2. Реакции с основаниями:

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

3. Реакции с основными оксидами: образование соли

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

4. Реакции ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Проявляют двойные свойства, взаимодействуют по принципу кислотно-основного метода (с кислотами, щелочами, основными оксидами, кислотными оксидами). С водой во взаимодействие не вступают.

1. С кислотами: образование солей и воды

АО + кислота = соль + Н 2 О

2. С основаниями (щелочами): образование гидроксокомплексов

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с кислотными оксидами: получение солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образование солей, сплавление

MnO + Rb 2 O = двойная соль Rb 2 MnO 2

5. Реакции сплавления с щелочами и карбонатами щелочных металлов: образование солей

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

Каждый высший оксид, образованный как металлом, так и неметаллом, растворяясь в воде, дает сильную кислоту или щелочь.

Кислоты органические и неорганические

В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - Сванте Аррениуса) кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н + и анионы остатков кислоты An - . Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов.

Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H + кислотный остаток n- . Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН.

В неорганике все кислоты делятся на две группы:

• бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие;
• кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO 3 и все, где есть кислород.

Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.

Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН 3 СООН (уксусная), С 17 Н 35 СООН (стеариновая) и другие.

Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии.

1. Соляная.
2. Азотная.
3. Ортофосфорная.
4. Бромоводородная.
5. Угольная.
6. Иодоводородная.
7. Серная.
8. Уксусная, или этановая.
9. Бутановая, или масляная.
10. Бензойная.

Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах.

Свойства неорганических кислот

К основным физическим свойствам нужно отнести в первую очередь различное агрегатное состояние. Ведь существует ряд кислот, имеющих вид кристаллов или порошков (борная, ортофосфорная) при обычных условиях. Подавляющее большинство же известных неорганических кислот представляет собой разные жидкости. Температуры кипения и плавления также варьируются.

Кислоты способны вызывать тяжелые ожоги, так как обладают силой, разрушающей органические ткани и кожный покров. Для обнаружения кислот используют индикаторы:

• метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный),
• лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.

К важнейшим химическим свойствам можно отнести способность вступать во взаимодействие как с простыми, так и со сложными веществами.

При взаимодействии с металлами одинаково реагируют не все кислоты. Химия (9 класс) в школе предполагает весьма неглубокое изучение таких реакций, однако и на таком уровне рассматриваются специфические свойства концентрированной азотной и серной кислоты при взаимодействии с металлами.

Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания

Оксиды, соли, основания, кислоты - все эти классы веществ имеют общую химическую природу, объясняющуюся строением кристаллической решетки, а также взаимным влиянием атомов в составе молекул. Однако если для оксидов можно было дать вполне конкретное определение, то для кислот и оснований это сделать сложнее.

Так же, как и кислоты, основаниями по теории ЭД называются вещества, способные в водном растворе распадаться на катионы металлов Ме n+ и анионы гидроксогрупп ОН - .

• Растворимые или щелочи (сильные основания, изменяющие цвет индикаторов). Образованы металлами I, II групп. Пример: КОН, NaOH, LiOH (то есть учитываются элементы только главных подгрупп);
• Малорастворимые или нерастворимые (средней силы, не изменяющие окраску индикаторов). Пример: гидроксид магния, железа (II), (III) и другие.
• Молекулярные (слабые основания, в водной среде обратимо диссоциируют на ионы-молекулы). Пример: N 2 H 4, амины, аммиак.
• Амфотерные гидроксиды (проявляют двойственные основно-кислотные свойства). Пример: берилия, цинка и так далее.

Каждая представленная группа изучается в школьном курсе химии в разделе "Основания". Химия 8-9 класса подразумевает подробное изучение щелочей и малорастворимых соединений.

Главные характерные свойства оснований

Все щелочи и малорастворимые соединения находятся в природе в твердом кристаллическом состоянии. При этом температуры плавления их, как правило, невысоки, и малорастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании. Цвет оснований разный. Если щелочи белого цвета, то кристаллы малорастворимых и молекулярных оснований могут быть самой различной окраски. Растворимость большинства соединений данного класса можно посмотреть в таблице, в которой представлены формулы оксидов, оснований, кислот, солей, показана их растворимость.

Щелочи способны изменять окраску индикаторов следующим образом: фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.

Химические свойства каждой группы оснований различны.

Это большинство химических свойств, которые проявляют основания. Химия оснований достаточно проста и подчиняется общим закономерностям всех неорганических соединений.

Класс неорганических солей. Классификация, физические свойства

Опираясь на положения ЭД, солями можно назвать неорганические соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металлов Ме +n и анионы кислотных остатков An n- . Так можно представить соли. Определение химия дает не одно, однако это наиболее точное.

При этом по своей химической природе все соли подразделяются на:

• Кислые (имеющие в составе катион водорода). Пример: NaHSO 4.
• Основные (имеющие в составе гидроксогруппу). Пример: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Средние (состоят только из катиона металла и кислотного остатка). Пример: NaCL, CaSO 4.
• Двойные (включают в себя два разных катиона металла). Пример: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексные (гидроксокомплексы, аквакомплексы и другие). Пример: К 2 .

Формулы солей отражают их химическую природу, а также говорят о качественном и количественном составе молекулы.

Оксиды, соли, основания, кислоты обладают различной способностью к растворимости, которую можно посмотреть в соответствующей таблице.

Если же говорить об агрегатном состоянии солей, то нужно заметить их однообразие. Они существуют только в твердом, кристаллическом или порошкообразном состоянии. Цветовая гамма достаточно разнообразна. Растворы комплексных солей, как правило, имеют яркие насыщенные краски.

Химические взаимодействия для класса средних солей

Имеют схожие химические свойства основания, кислоты, соли. Оксиды, как мы уже рассмотрели, несколько отличаются от них по этому фактору.

Всего можно выделить 4 основных типа взаимодействий для средних солей.

I. Взаимодействие с кислотами (только сильными с точки зрения ЭД) с образованием другой соли и слабой кислоты:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с растворимыми гидроксидами с появлением солей и нерастворимых оснований:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 соль растворимая + Cu(OH) 2 нерастворимое основание

III. Взаимодействие с другой растворимой солью с образованием нерастворимой соли и растворимой:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с металлами, стоящими в ЭХРНМ левее того, что образует соль. При этом вступающий в реакцию металл не должен при обычных условиях вступать во взаимодействие с водой:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Это главные типы взаимодействий, которые характерны для средних солей. Формулы солей комплексных, основных, двойных и кислых сами за себя говорят о специфичности проявляемых химических свойств.

Формулы оксидов, оснований, кислот, солей отражают химическую сущность всех представителей данных классов неорганических соединений, а кроме того, дают представление о названии вещества и его физических свойствах. Поэтому на их написание следует обращать особое внимание. Огромное разнообразие соединений предлагает нам в целом удивительная наука - химия. Оксиды, основания, кислоты, соли - это лишь часть необъятного многообразия.