С чем реагируют соли и что образуется. Соли: примеры, состав, названия и химические свойства

Соли — органические и неорганические химические вещества сложного состава. В химической теории нет строгого и окончательного определения солей. Их можно охарактеризовать как соединения:
— состоящие из анионов и катионов;
— получаемые в результате взаимодействия кислот и оснований;
— состоящие из кислотных остатков и ионов металлов.

Кислотные остатки могут быть связаны не с атомами металлов, а с ионами аммония (NH 4)+, фосфония (РН 4)+, гидроксония (Н 3 О)+ и некоторыми другими.

Виды солей

— Кислотные, средние, оснóвные. Если в кислоте все протоны водорода заменены ионами металла, то такие соли называют средними, например, NaCl. Если водород замещен лишь частично, то такие соли — кислые, напр. KHSO 4 и NaH 2 PO 4 . Если гидроксильные группы (OH)- основания замещены кислотным остатком не полностью, то тогда соль — оснóвная, напр. CuCl(OH), Аl(OH)SO 4 .

— Простые, двойные, смешанные. Простые соли состоят из одного металла и одного кислотного остатка, например, K 2 SO 4 . В двойных солях два металла, например KAl(SO 4) 2 . В смешанных солях два кислотных остатка, напр. AgClBr.

— Органические и неорганические.
— Комплексные соли с комплексным ионом: K 2 , Cl 2 и другие.
— Кристаллогидраты и кристаллосольваты.
— Кристаллогидраты с молекулами кристаллизационной воды. CaSO 4 *2H 2 O.
— Кристаллосольваты с молекулами растворителя. Например, LiCl в жидком аммиаке NH 3 дает сольват LiCl*5NH 3 .
— Кислородосодержащие и не содержащие кислород.
— Внутренние, иначе называемые биполярными ионами.

Свойства

Большинство солей — твердые вещества с высокой температурой плавления, не проводящие ток. Растворимость в воде — важная характеристика, на ее основании реактивы делят на водорастворимые, малорастворимые и не растворимые. Многие соли растворяются в органических растворителях.

Соли реагируют:
— с более активными металлами;
— с кислотами, основаниями, другими солями, если в ходе взаимодействия получаются вещества, в дальнейшей реакции не участвующие, например, газ, нерастворимый осадок, вода. Разлагаются при нагревании, гидролизируются в воде.

В природе соли широко распространены в виде минералов, рассолов, залежей солей. Их добывают также из морской воды, горных руд.

Соли необходимы человеческому организму. Соли железа нужны для пополнения гемоглобина, кальция — участвуют в образовании скелета, магния — регулируют деятельность желудочно-кишечного тракта.

Применение солей

Соли активно используются в производстве, быту, сельском хозяйстве, медицине, пищепроме, химическом синтезе и анализе, в лабораторной практике. Вот лишь некоторые сферы их применения:

— Нитраты натрия , калия, кальция и аммония (селитры); кальций фосфорнокислый, хлорид калия — сырье для производства удобрений.
— Хлорид натрия необходим для получения пищевой поваренной соли, применяется в химпроме для производства хлора, соды, едкого натра.
— Гипохлорит натрия — популярный отбеливатель и средство для обеззараживания воды.
— Соли уксусной кислоты (ацетаты) используются в пищевой индустрии как консерванты (калий и кальций уксуснокислый); в медицине для изготовления лекарств, в косметической отрасли (натрий уксуснокислый), для многих других целей.
— Алюмокалиевые и хромокалиевые квасцы востребованы в медицине, пищепроме; для окрашивания тканей, кож, мехов.
— Многие соли используются в качестве фиксаналов для определения химического состава веществ, качества воды, уровня кислотности и пр.

В нашем магазине в широком ассортименте представлены соли, как органические так и неорганические.

Известно большое число реакций, приводящих к образованию солей. Приведем наиболее важные из них.

1. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

N аОН + Н NO 3 = N а NO 3 + Н 2 О

Al (OH ) 3 + 3НС1 = AlCl 3 + 3Н 2 О

2. Взаимодействие металлов с кислотами:

F е + 2 HCl = FeCl 2 + Н 2 

Zn + Н 2 S О 4 разб. = ZnSO 4 + Н 2 

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:

С uO + Н 2 SO 4 = С uSO 4 + Н 2 О

ZnO + 2 HCl = Zn С l 2 + Н 2 О

4. Взаимодействие кислот с солями:

FeCl 2 + H 2 S = FeS  + 2 HCl

AgNO 3 + HCI = AgCl  + HNO 3

Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2HNO 3

5. Взаимодействие растворов двух различных солей:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = Ва SO 4  + 2N аС l

Pb(NO 3 ) 2 + 2NaCl = Р b С 1 2  + 2NaNO 3

6. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами (щелочей с амфотерными оксидами):

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3  + Н 2 О,

2 N аОН (тв.) + ZnO Na 2 ZnO 2 + Н 2 О

7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:

Са O + SiO 2 Са SiO 3

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4

8. Взаимодействие металлов с неметаллами:

2К + С1 2 = 2КС1

F е + S F е S

9. Взаимодействие металлов с солями.

Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Hg + Cu(NO 3 ) 2

Pb(NO 3 ) 2 + Zn = Р b + Zn(NO 3 ) 2

10. Взаимодействие растворов щелочей с растворами солей

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

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

1. Применение солей.

Ряд солей являются соединениями необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов (соли натрия, калия, кальция, а также соли, содержащие элементы азот и фосфор). Ниже, на примерах отдельных солей, показаны области применения представителей данного класса неорганических соединений, в том числе, в нефтяной промышленности.

N аС1 - хлорид натрия (соль пищевая, поваренная соль). О широте использования этой соли говорит тот факт, что мировая добыча этого вещества составляет более 200 млн. т.

Эта соль находит широкое применение в пищевой промышленности, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия, кальцинированной соды (Na 2 CO 3 ). Хлорид натрия находит разнообразное применение в нефтяной промышленности, например, как добавка в буровые растворы для повышения плотности, предупреждения образования каверн при бурении скважин, как регулятор сроков схватывания цементных тампонажных составов, для понижения температуры замерзания (антифриз) буровых и цементных растворов.

КС1 - хлорид калия. Входит в состав буровых растворов, способствующих сохранению устойчивости стенок скважин в глинистых породах. В значительных количествах хлорид калия используется в сельском хозяйстве в качестве макроудобрения.

Na 2 CO 3 - карбонат натрия (сода). Входит в состав смесей для производства стекла, моющих средств. Реагент для увеличения щелочности среды, улучшения качества глин для глинистых буровых растворов. Используется для устранения жесткости воды при ее подготовке к использованию (например, в котлах), широко используется для очистки природного газа от сероводорода и для производства реагентов для буровых и тампонажных растворов.

Al 2 (SO 4 ) 3 - сульфат алюминия. Компонент буровых растворов, коагулянт для очистки воды от тонкодисперсных взвешенных частиц, компонент вязкоупругих смесей для изоляции зон поглощения в нефтяных и газовых скважинах.

N а 2 В 4 О 7 - тетраборат натрия (бура). Является эффективным реагентом - замедлителем схватывания цементных растворов, ингибитором термоокислительной деструкции защитных реагентов на основе эфиров целлюлозы.

B а S О 4 - сульфат бария (барит, тяжелый шпат). Используется в качестве утяжелителя (  4,5 г/см 3) буровых и тампонажных растворов.

Fе 2 SO 4 - сульфат железа (П) (железный купорос). Используется для приготовления феррохромлигносульфоната - реагента-стабилизатора буровых растворов, компонент высокоэффективных эмульсионных буровых растворов на углеводородной основе.

F еС1 3 - хлорид железа (Ш). В сочетании со щелочью используется для очистки воды от сероводорода при бурении скважин водой, для закачки в сероводородсодержащие пласты с целью снижения их проницаемости, как добавка к цементам с целью повышения их стойкости к действию сероводорода, для очистки воды от взвешенных частиц.

CaCO 3 - карбонат кальция в виде мела, известняка. Является сырьем для производства негашеной извести СаО и гашеной извести Ca(OH) 2 . Используется в металлургии в качестве флюса. Применяется при бурении нефтяных и газовых скважин в качестве утяжелителя и наполнителя буровых растворов. Карбонат кальция в виде мрамора с определенным размером частиц применяется в качестве расклинивающего агента при гидравлическом разрыве продуктивных пластов с целью повышения нефтеотдачи.

CaSO 4 - сульфат кальция. В виде алебастра (2СаSО 4 · Н 2 О) широко используется в строительстве, входит в состав быстротвердеющих вяжущих смесей для изоляции зон поглощений. При добавке к буровым растворам в виде ангидрита (СаSО 4) или гипса (СаSО 4 · 2Н 2 О) придает устойчивость разбуриваемым глинистым породам.

CaCl 2 - хлорид кальция. Используется для приготовления буровых и тампонажных растворов для разбуривания неустойчивых пород, сильно снижает температуру замерзания растворов (антифриз). Применяется для создания растворов высокой плотности, не содержащих твердой фазы, эффективных для вскрытия продуктивных пластов.

N а 2 Si О 3 - силикат натрия (растворимое стекло). Используется для закрепления неустойчивых грунтов, для приготовления быстросхватывающихся смесей для изоляции зон поглощений. Применяется в качестве ингибитора коррозии металлов, компонента некоторых буровых тампонажных и буферных растворов.

AgNO 3 - нитрат серебра. Используется для химического анализа, в том числе пластовых вод и фильтратов буровых растворов на содержание ионов хлора.

Na 2 SO 3 - сульфит натрия. Используется для химического удаления кислорода (деаэрация) из воды в целях борьбы с коррозией при закачке сточных вод. Для ингибирования термоокислительной деструкции защитных реагентов.

Na 2 Cr 2 О 7 - бихромат натрия. Используется в нефтяной промышленности в качестве высокотемпературного понизителя вязкости буровых растворов, ингибитора коррозии алюминия, для приготовления ряда реагентов.

Основы деления солей на отдельные группы были заложены в трудах французского химика и аптекаря Г. Руэля (\(1703\)–\(1770\)) . Именно он в \(1754\) г. предложил разделить известные к тому времени соли на кислые, основные и средние (нейтральные). В настоящее время выделяют и другие группы этого чрезвычайно важного класса соединений.

Средние соли

Средними называют соли, в состав которых входят металлический химический элемент и кислотный остаток.

В состав солей аммония вместо металлического химического элемента входит одновалентная группа аммония NH 4 I .

Примеры средних солей:

Na I Cl I - хлорид натрия;
Al 2 III SO 4 II 3 - сульфат алюминия;
NH I 4 NO 3 I - нитрат аммония.

Кислые соли

Кислыми называют соли, в состав которых, кроме металлического химического элемента и кислотного остатка, входят атомы водорода.

Обрати внимание!

Составляя формулы кислых солей, следует иметь в виду, что валентность остатка от кислоты численно равна количеству атомов водорода, входивших в состав молекулы кислоты и замещённых металлом.

При составлении названия такого соединения к названию соли добавляется приставка «гидро », если в остатке от кислоты имеется один атом водорода, и «дигидро », если в остатке от кислоты содержатся два атома водорода.

Примеры кислых солей:

Ca II HCO 3 ⏞ I 2 - гидрокарбонат кальция;
Na 2 I HPO 4 ⏞ II - гидрофосфат натрия;
Na I H 2 PO 4 ⏞ I - дигидрофосфат натрия.

Простейшим примером кислых солей может служить пищевая сода, т. е. гидрокарбонат натрия \(NaHCO_3\).

Основные соли

Основными называют соли, в состав которых, кроме металлического химического элемента и кислотного остатка, входят гидроксогруппы.

Основные соли можно рассматривать как продукт неполной нейтрализации многокислотного основания.

Обрати внимание!

Составляя формулы таких веществ, следует иметь в виду, что валентность остатка от основания численно равна количеству гидроксогрупп, «ушедших» из состава основания.

При составлении названия основной соли к названию соли добавляется приставка «гидроксо », если в остатке от основания имеется одна гидроксогруппа, и «дигидроксо », если в остатке от основания содержатся две гидроксогруппы.

Примеры основных солей:

MgOH ⏞ I Cl I - гидроксохлорид магния;
Fe OH ⏞ II NO 3 2 I - гидроксонитрат железа(\(III\));
Fe OH 2 ⏞ I NO 3 I - дигидроксонитрат железа(\(III\)).

Известным примером основных солей может служить налёт зелёного цвета гидроксокарбоната меди(\(II\)) \((CuOH)_2CO_3\), образующийся с течением времени на медных предметах и предметах, изготовленных из сплавов меди, если они контактируют с влажным воздухом. Такой же состав имеет и минерал малахит.

Комплексные соли

Комплексные соединения - разнообразный класс веществ. Заслуга в создании теории, объясняющей их состав и строение, принадлежит лауреату Нобелевской премии по химии \(1913\) г. швейцарскому учёному А. Вернеру (\(1866\)–\(1919\)). Правда, термин «комплексные соединения» в \(1889\) г. был введён другим выдающимся химиком, лауреатом Нобелевской премии \(1909\) г. В. Оствальдом (\(1853\)–\(1932\)).

В составе катиона или аниона комплексных солей имеется элемент-комплексообразователь , связанный с так называемыми лигандами . Число лигандов, которое присоединяет комплексообразователь, называется координационным числом . Например, координационное число двухвалентной меди, а также бериллия, цинка, равно \(4\). Координационное число алюминия, железа, трёхвалентного хрома равно \(6\).

В названии комплексного соединения число лигандов, соединённое с комплексообразователем, отображается греческими числительными: \(2\) - «ди », \(3\) - «три », \(4\) - «тетра », \(5\) - «пента », \(6\) - «гекса ». В качестве лигандов могут выступать как электрически нейтральные молекулы, так и ионы.

Название комплексного аниона начинается с указания состава внутренней сферы.

Если в качестве лигандов выступают анионы, к их названию добавляется окончание «–о »:

\(–Cl\) - хлоро-, \(–OH\) - гидроксо-, \(–CN\) - циано-.

Если лигандами являются электрически нейтральные молекулы воды, используется название «аква », а если аммиака - название «аммин ».

Затем называют комплексообразователь, используя его латинское название и окончание «–ат », после чего без пробела римскими цифрами в скобках указывают степень окисления (если комплексообразователь может иметь несколько степеней окисления).

После обозначения состава внутренней сферы указывают название катиона внешней сферы - той, что в химической формуле вещества находится вне квадратных скобок.

Пример:

K 2 Zn OH 4 - тетрагидроксоцинкат калия,
K 3 Al OH 6 - гексагидроксоалюминат калия,
K 4 Fe CN 6 - гексацианоферрат(\(II\)) калия.

В школьных учебниках формулы комплексных солей более сложного состава, как правило, упрощаются. Например, формулу тетрагидроксодиакваалюмината калия K Al H 2 O 2 OH 4 принято записывать как формулу тетрагидроксоалюмината.

Если комплексообразователь входит в состав катиона, то название внутренней сферы составляют так же, как в случае комплексного аниона, но используют русское название комплексообразователя и в скобках указывают степень его окисления.

Пример:

Ag NH 3 2 Cl - хлорид диамминсеребра,
Cu H 2 O 4 SO 4 - сульфат тетрааквамеди(\(II\)).

Кристаллогидраты солей

Гидратами называют продукты присоединения воды к частичкам вещества (термин образован от греческого hydor - «вода»).

Многие соли выпадают в осадок из растворов в виде кристаллогидратов - кристаллов, содержащих молекулы воды. В кристаллогидратах молекулы воды прочно связаны с катионами или анионами, образующими кристаллическую решётку. Многие соли такого вида по сути являются комплексными соединениями. Хотя многие из кристаллогидратов известны с незапамятных времён, начало систематическому изучению их состава положил голландский химик Б. Розебом (\(1857\)–\(1907\)).

В химических формулах кристаллогидратов принято указывать соотношение количества вещества соли и количество вещества воды.

Обрати внимание!

Точка, которая делит химическую формулу кристаллогидрата на две части, в отличие от математических выражений не обозначает действие умножения и читается как предлог «с».

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.

Для того чтобы ответить на вопрос, что такое соль, обычно долго задумываться не приходится. Это химическое соединение в повседневной жизни встречается достаточно часто. Об обычной поваренной соли и говорить не приходится. Подробное внутреннее строение солей и их соединений изучает неорганическая химия.

Определение соли

Четкий ответ на вопрос, что такое соль, можно найти в трудах М. В. Ломоносова. Такое имя он присвоил хрупким телам, которые могут растворяться в воде и не воспламеняются под воздействием высоких температур или открытого огня. Позднее определение выводили не из их физических, а из химических свойств данных веществ.

Школьные учебники неорганической химии дают достаточно ясное понятие того, что такое соль. Так называются продукты замещения химической реакции, при которой атомы водорода кислоты в соединении замещаются на металл. Примеры типичных соединений солей: NaCL, MgSO 4 . Легко увидеть, что любую эту запись можно разделить на две половины: в левой составляющей формулы всегда будет записан металл, а в правой - кислотный остаток. Стандартная формула соли выглядит следующим образом:

Me n m Кислотный остаток m n .

Физические свойства соли

Химия, как точная наука, вкладывает в название того или иного вещества всю возможную информацию о его составе и возможностях. Так, все наименования солей в современной интерпретации состоят из двух слов: одна часть имеет название металлического составляющего в именительном падеже, вторая - содержит описание кислотного остатка.

Эти соединения не имеют молекулярного строения, поэтому при обычных условиях они представляют собой твердые кристаллические вещества. Многие соли обладают кристаллической решеткой. Кристаллы этих веществ тугоплавки, поэтому для их плавления нужны очень высокие температуры. Например, сульфид бария плавится при температуре около 2200 о С.

По растворимости соли делятся на растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Примером первых могут служить хлорид натрия, нитрат калия. К малорастворимым относят сульфит магния, хлорид свинца. Нерастворимые - это карбонат кальция. Информация о растворимости того или иного вещества содержится в справочной литературе.

Рассматриваемый продукт химической реакции обычно не имеет запаха и обладает разным вкусом. Предположение о том, что все соли соленые - ошибочно. Чистый соленый вкус имеет только один элемент этого класса - наша старая знакома поваренная соль. Существуют сладкие соли бериллия, горькие - магния и безвкусные - например, карбонат кальция (мел обыкновенный).

Большинство данных веществ бесцветно, но среди них имеются и такие, которые имеют характерные окрасы. Например, железа (II) сульфат отличается характерным зеленым цветом, калия перманганат - фиолетовый, а кристаллы хромата калия - ярко-желтые.

Классификация соли

Химия разделяет все виды неорганических солей на несколько основных признаков. Соли, получающиеся при полном замещении водорода в кислоте, называют нормальными или средними. Например, сульфат кальция.

Соль, которая является производной от реакции неполного замещения, называется кислой или основной. Примером такого образования может быть реакция гидросульфата калия:

Основная соль получается при такой реакции, в которой гидроксогруппа не полностью замещается на кислотный остаток. Вещества данного вида могут быть образованны теми металлами, чья валентность равна двум или больше. Типичная формула соли этой группы может быть выведена из такой реакции:

Нормальные, средние и кислые химические соединения образуют классы солей и являются стандартной классификацией этих соединений.

Двойная и смешанная соль

Примером смешанной является кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислоты: CaOCl 2.

Номенклатура

Соли, образованные металлами с переменной валентностью, имеют дополнительное обозначение: после формулы в скобках пишут римскими цифрами валентность. Так, существует сульфат железа FeSO 4 (II) и Fe 2 (SO4) 3 (III). В названии солей имеется приставка гидро-, если в ее составе существуют незамещенные атомы водорода. Например, гидрофосфат калия обладает формулой K 2 HPO 4 .

Свойства солей в электролитах

Теория электролитической диссоциации дает собственное толкование химическим свойствам. В свете этой теории соль может быть определена как слабый электролит, который в растворенном виде диссоциирует (распадается) в воде. Таким образом, раствор соли можно представить как комплекс положительных отрицательных ионов, причем первые - это не атомы водорода Н + , а вторые - не атомы гидроксогруппы ОН - . Ионов, которые присутствовали бы во всех видах растворов солей, не существует, поэтому какими-либо общими свойствами они не обладают. Чем меньше заряды ионов, образующих раствор соли, тем лучше они диссоциируют, тем лучше электропроводимость такой жидкой смеси.

Растворы кислых солей

Кислые соли в растворе распадаются на сложные отрицательные ионы, представляющие собой кислотный остаток, и простые анионы, являющиеся положительно заряженными частицами металла.

Например, реакция растворения гидрокарбоната натрия ведет к распаду соли на ионы натрия и остаток НСО 3 - .

Полная формула выглядит таким образом: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - , HCO 3 - = H + + CO 3 2- .

Растворы основных солей

Диссоциация основных солей ведет к образованию анионов кислоты и сложных катионов, состоящих из металлов и гидроксокрупп. Эти сложные катионы, в свою очередь, также способны распадаться в процессе диссоциации. Поэтому в любом растворе соли основной группы присутствуют ионы ОН - . Например, диссоциация хлорида гидроксомагния протекает следующим образом:

Распространение солей

Что такое соль? Этот элемент является одним из самых распространенных химических соединений. Всем известны поваренная соль, мел (карбонат кальция) и прочее. Среди солей карбонатной кислоты самым распространенным является карбонат кальция. Он является составной частью мрамора, известняка, доломита. А еще карбонат кальция — основа для формирования жемчуга и кораллов. Это химическое соединение является неотъемлемой составляющей для формирования твердых покровов у насекомых и скелетов у хордовых животных.

Поваренная соль известна нам с детства. Врачи предостерегают от ее чрезмерного употребления, но в умеренных количествах она крайне необходима для осуществления жизненных процессов в организме. А нужна она для поддержания правильного состава крови и вырабатывания желудочного сока. Физрастворы, неотъемлемая часть инъекций и капельниц, есть не что иное, как раствор поваренной соли.