Типичные реакции солей габриелян. Общие свойства солей. Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

НЕКОТОРЫЕ СПРАВОЧНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ПО ХИМИИ

Основные характеристики элементарных частиц

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня.

Простые вещества

Изменение окраски индикаторов в зависимости от среды

При растворении серной кислоты нужно вливать ее тонкой струей в воду и перемешивать.

Номенклатура солей

Карбонат кальция CaCO3- нерастворимая в воде соль, из которой морские животные (моллюски, раки, простейшие) строят покровы своего тела- раковины; фосфат кальция Ca3(PO4)2 - нерастворимая в воде соль, основа минералов фосфоритов и апатитов.

Вещества с атомной кристаллической решеткой : кристаллический вор, кремний и германий, а также сложные вещества, например такие, в состав которых входит оксид кремния (IV) - SiO2: кремнезем, кварц, песок, горный хрусталь.

Молекулярная кристаллическая решетка : HCl, H2O -полярные связи; N2, O3 - неполярные связи; твердая вода-лед, твердый оксид углерода (IV) - «сухой лед», твердые хлороводород и сероводород, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (H2,O2, Cl2,I2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьмиатомными (S8) молекулами.

Химический анализ - определение состава смесей.

Особо чистые вещества - вещества, в которых содержание примесей, влияющих на их специфические свойства, не превышает одной стотысячной и даже одной миллионной процента.

Соотношение некоторых физико-химических величин и их единиц

Классификация кислот

Типичные реакции кислот

1. Кислота + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислота + оксид металла = соль + вода (реакция обмена)

3. Кислота + металл = соль + водород (реакция замещения)

4. Кислота + соль = новая кислота + новая соль (реакция обмена)

Классификация оснований

Типичные реакции оснований

1. Основание + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основание + оксид неметалла = соль + вода (реакция обмена)

3. Щелочь + соль = новое основание + новая соль (реакция обмена)

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например: Fe(OH)2 = FeO + вода

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основный оксид + кислотный оксид = соль (реакция соединения)

3. Основный оксид + вода = щелочь (реакция соединения). Эта реакция протекает, если образуется растворимое основание - щелочь. Например, CuO + вода - реакция не протекает, т.к. гидроксид меди (II)- нерастворимое основание.

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислотный оксид + основный оксид = соль (реакция соединения)

3. Кислотный оксид + вода = кислота (реакция соединения). Эта реакция возможна, если кислотный оксид растворим в воде. Например: оксид кремния (IV) практически не взаимодействует с водой.

Типичные реакции солей

1. Соль + кислота = другая соль + другая кислота (реакция обмена)

2. Соль + щелочь = другая соль + другое основание (реакция обмена)

3. Соль1 + соль2 = соль3 + соль 4 (реакция обмена: в реакцию вступают две соли, в результате ее получаются две другие соли)

4. Соль + металл = другая соль + другой металл (реакция замещения), нужно см. положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Правила ряда напряжений металлов

1.С растворами кислот взаимодействуют металлы, которые расположены левее водорода. Это распространяется на способность металлов вытеснять из растворов солей другие металлы. Например, медь из растворов ее солей можно вытеснять такими металлами, как магний, алюминий, цинк и др. металлами. А вот ртутью, серебром, золотом медь не вытесняется, т.к. эти металлы в ряду напряжений расположены правее, чем медь. Зато медь вытесняет их из растворов солей.

Первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации: эти кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до оксида серы (IV), NO и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода.

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении условий:

Обе соли (до и после реакции - реагирующая и образующаяся) должны быть растворимыми;

Металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с кальция) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Окислительно-восстановительные реакции

Восстановитель - атомы, ионы, молекулы, отдающие электроны.

Важнейшие восстановители : металлы; водород; уголь; оксид углерода (II) CO; сероводород; аммиак; соляная кислота и т.д.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами - окисление.

Окислитель - атомы, ионы, молекулы, принимающие электроны.

Важнейшие окислители : галогены; азотная и серная кислоты; перманганат калия и др.

Процесс присоединения электронов атомами, ионами и молекулами - восстановление.

а) получение оснований .

1) Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

CuSO 4 + 2 КОН = Сu(ОН) 2  + K 2 SO 4 ,

К 2 СО 3 + Ва(ОН) 2 = 2КОН + ВаСО 3 .

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

2) Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2Li + 2Н 2 О = 2LiOH + H 2 ,

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2 .

3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

б) химические свойства оснований .

1) Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = СuSО 4 + 2 H 2 O .

2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.

3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.

FeCl 3 + 3 KOH = Fe(OH) 3  + 3 KCl

4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:

2 Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3 Н 2 О,

Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О.

КИСЛОТЫ – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой Н х А, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.

Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl - соляная, HNO 3 - азотная, HСlO - хлорноватистая, CH 3 COOH - уксусная); два атома водорода - двухосновные кислоты: H 2 SO 4 – серная, H 2 S - сероводородная; три атома водорода - трехосновные: H 3 PO 4 – ортофосфорная, H 3 AsO 4 – ортомышьяковая.

В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H 2 S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CrO 4). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н – О – Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о - и слова «водородная» (H 2 S – сероводородная). Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н- , -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H 2 SO 4 – серная, H 2 CrO 4 - хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H 2 SO 3 – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватист ая, HClO 2­ – хлорист ая, HClO 3 – хлорноват ая, HClO 4 – хлорн ая).

С
точки зрения теории электролитической диссоциации, кислоты – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве катионов только ионов водорода:

Н х А хН + +А х-

Наличием Н + -ионов обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).

Получение и свойства кислот

а) получение кислот .

1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:

2) Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

3) Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаSО 4 + 2 HBr ,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS ,

FeS+ H 2 SO 4 (paзб.) = H 2 S + FeSO 4 ,

NaCl (тв.)+ Н 2 SO 4 (конц.) = HCl + NaHSO 4 ,

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3 ,

4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

3Р + 5НNО 3 + 2Н 2 О = 3Н 3 РO 4 + 5NO 

б) химические свойства кислот .

1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3 , H 3 BO 3) могут реагировать только с растворимыми щелочами.

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

2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.

3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.

Ni 2 SiO 3 +2HCl=2NaCl+H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 =Na 2 SO 4 +H 2 O+CO 2 

4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода (кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4(разбавл), H 3 PO 4) или анион кислотного остатка (кислоты-окислители: H 2 SO 4(конц) , HNO 3­(конц и разб)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:

Zn+H 2 SO 4(разб) =ZnSO 4 +H 2 

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2 

Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:

Сu + 2Н 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O,

Рb + 4НNО 3(конц) = Pb(NO 3) 2 +2NO 2 + 2Н 2 O

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ проявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

а с основаниями – как кислоты:

Cr(OH) 3 + NaOH = Na (реакция протекает в растворе щелочи);

Сr(OH) 3 +NaOH =NaCrO 2 +2H 2 O (реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).

С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.

Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:

Be(OH) 2 = BeO+H 2 O.

СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO 4 , MgCl 2) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO 3 , KH 2 PO 4) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO 4) – при избытке основания.

Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr 2 (SO 4) 3 – сульфат хрома (III), AlCl 3 – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO 3) 2 – гидрокарбонат кальция, NaH 2 PO 4 - дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо- : (AlOH)Cl 2 – гидроксохлорид алюминия, 2 SO 4 - дигидроксосульфат хрома(III).

Получение и свойства солей

а) химические свойства солей .

1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu

Щелочные и щелочноземельные металлы не используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:

2Na+2H 2 O=H 2 +2NaOH.

2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.

3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:

BaCl 2 +Na 2 SO 4 =BaSO 4 +2NaCl.

4) Гидролиз солей - обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «электролитическая диссоциация».

б) способы получения солей .

В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:

1) Взаимодействие металлов с неметаллами:

Cu+Cl 2 =CuCl 2 ,

2) Взаимодействие металлов с растворами солей:

Fe+CuCl 2 =FeCl 2 +Cu.

3) Взаимодействие металлов с кислотами:

Fe+2HCl=FeCl 2 +H 2 .

4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:

3HCl+Al(OH) 3 =AlCl 3 +3H 2 O.

5) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:

2HNO 3 +CuO=Cu(NO 3) 2 +2H 2 O.

6) Взаимодействие кислот с солями:

HCl+AgNO 3 =AgCl+HNO 3 .

7) Взаимодействие щелочей с солями в растворе:

3KOH+FeCl 3 =Fe(OH) 3 +3KCl.

8) Взаимодействие двух солей в растворе:

NaCl+AgNO 3 =NaNO 3 +AgCl.

9) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

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

10) Взаимодействие оксидов различного характера друг с другом:

CaO+CO 2 =CaCO 3 .

Соли встречаются в природе в виде минералов и горных пород, в растворенном состоянии в воде океанов и морей.

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) FeCl 3 + 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 H 2 S, H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , HF, HNO 2 , H 2 SiO 3 и все органические кислоты.

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

Следует отметить, что сероводород H 2 S 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 NH 4 + и анионы NO 2 — , 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:

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 N 2 или оксид азота (I):

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:

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 о С. 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 — и 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.

Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO 4 – сульфат кальция и т. д.

Практически все соли являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла:

Na + Cl – – хлорид натрия

Ca 2+ SO 4 2– – сульфат кальция и т.д.

Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты. Отсюда различают следующие виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na 2 CO 3 , KNO 3 и т.д.

2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO 3 , KAl(SO 4) 2 и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl и т.д.

По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO 4 – сульфат кальция, Mg SO 4 – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI 2 – хлорид цинка и т.д.

В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl 3) 2 – бикарбонат или гидрокарбонат магния.

При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия.

Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.

Химические свойства солей

Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.

1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Взаимодействуют с основаниями , образуя новую соль и новое основание:

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

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Остались вопросы? Хотите знать больше о солях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Типичные реакции кислот, оснований, оксидов, солей (условия их проведения)

Типичные реакции кислот

1 . Кислота + основание → соль + вода

2 . Кислота + оксид металла → соль + вода

3 . Кислота + металл → соль + водород (условия: а) металл должен находиться в электрохимическом ряду напряжений левее водорода; б) должна получиться растворимая соль; в) нерастворимая кислота – кремниевая не реагирует с металлами; г) концентрированные серная и азотная кислоты реагируют иначе с металлами, водород не выделяется)

4 . Кислота + соль → новая кислота + новая соль. (условие: реакция идёт в том случае, если образуется осадок или газ)

Типичные реакции оснований

1 . Основание + кислота → соль + вода

2 . Основание + оксид неметалла → соль + вода (условие: оксид неметалла – кислотный оксид)

3 . Щёлочь + соль → новое основание + новая соль (условие: образуется осадок или газ)

Типичные реакции основных оксидов

1 . Основный оксид + кислота → соль + вода

2 . Основный оксид + кислотный оксид → соль

3 . Основный оксид + вода → щёлочь (условие: образуется растворимое основание-щёлочь)

Типичные реакции кислотных оксидов

1 . Кислотный оксид + основание → соль + вода

2 . Кислотный оксид + основный оксид → соль

3 . Кислотный оксид + вода → кислота (условие: кислота должна быть растворимой)

Типичные реакции солей

1 . Соль + кислота → другая соль + другая кислота (условие: если образуется осадок или газ)

2 . Соль + щёлочь → другая соль + другое основание (условие: если образуется осадок или газ)

3 . Соль 1 + соль 2 → соль 3 + соль 4 (условие: образуется осадок)

4 . Соль + металл → другая соль + другой металл (условие: каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений; при этом обе соли должны быть растворимыми)