Минеральные соли в химии. Соли в химии: виды и свойства

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.

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 – .
Первый урок – бесплатно!

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

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.

Основания могут взаимодействовать:

• с неметаллами -

  6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;

• с кислотными оксидами -

  2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;

• с солями (выпадение осадка, высвобождение газа) -

  2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.

Существую также другие способы получения:

• взаимодействие двух солей -

  CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;

• реакция металлов и неметаллов -
• соединение кислотных и основных оксидов -

  SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4 ;

• взаимодействие солей с металлами -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Химические свойства

Растворимые соли являются электролитами и подвержены реакции диссоциации. При взаимодействии с водой они распадаются, т.е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы соответственно. Катионами являются ионы металлов, анионами - кислотные остатки. Примеры ионных уравнений:

• NaCl → Na + + Cl − ;
• Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
• CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .

Помимо катионов металлов в солях могут присутствовать катионы аммония (NH4 +) и фосфония (PH4 +).

Другие реакции описаны в таблице химических свойств солей.

Рис. 3. Выделение осадка при взаимодействии с основаниями.

Некоторые соли в зависимости от вида разлагаются при нагревании на оксид металла и кислотный остаток или на простые вещества. Например, СаСO 3 → СаO + СО 2 , 2AgCl → Ag + Cl 2 .

Что мы узнали?

Из урока 8 класса химии узнали об особенностях и видах солей. Сложные неорганические соединения состоят из металлов и кислотных остатков. Могут включать водород (кислые соли), два металла или два кислотных остатка. Это твёрдые кристаллические вещества, которые образуются в результате реакций кислот или щелочей с металлами. Реагируют с основаниями, кислотами, металлами, другими солями.

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.