Соли

Определение и классификация

СОЛИ - это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы (положительно заряженные ионы) металлов и анионы, отрицательно заряженные ионы кислотных остатков:

Na2SO4 2Na+ = SO42-

NH4Cl NH4+ + Cl-

KH2PO4 K+ + H2PO4-

Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток.

Диссоциация - полный или частичный распад молекул растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем.

Катионы - положительно заряженные ионы.

Анионы - отрицательно заряженные ионы.

Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия основания и кислоты, т.е. реакции нейтрализации.

Продуктами полного замещения атомов воды на атомы металлов являются средние соли, например. Na2SO4.Диссоциацию средней соли можно записать так: Na2SO4 2Na+ = SO42-

Если кислота или кислотный оксид взяты в избытке, то при упаривании будут выпадать кристаллы кислой соли: KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O Диссоциацию кислой соли можно записать так: KH2PO4 K+ + H2PO4- Анион кислой соли подвергается вторичной диссоциации, как слабый электролит: HSO4- H+ + SO42-. Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Основные соли можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки: Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O Диссоциацию основной соли можно выразить уравнением: MgOHCl MgOH+ + Cl- Катион основной соли в незначительной степени подвергается дальнейшей диссоциации: MgOH+ Mg2+ + OH- Основные соли образуются многокислотными основаниями. Однокислотные основания основных солей не образуют. Существуют также двойные и комплексные соли.

Получение

Соли образуются в результате реакций:

1). Основания с кислотой (реакция нейтрализации):

3KOH + H3PO4 =K3PO4 +3H2O

2KOH + H3PO4 =K2HPO4 +2H2O

KOH + H3PO4 =KH2PO4 +H2O

Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl + H2O

2). Кислоты с основным или амфотерным оксидами:

CuO + H2SO4= CuSO4 + H2O

3). Кислоты с солью:

MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2↑

4). Растворов двух солей

3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2↓ + 6NaCl

5). Щелочи с кислотным оксидом

6KOH + P2O5 = 2K3PO4 +3H2O

4KOH + P2O5 = 2K2HPO4 + H2O

H2O + 2KOH + P2O5 = 2KH2PO4

6). Щелочи с солью:

Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4↓

7). Основного оксида с кислотным оксидом:

MgO + SO3 = MgSO4

CaO + SiO2 = CaSiO3

8). Металла с неметаллом:

2Na + Cl2 = 2NaCl

9). Металла с кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

10). Металла с солью менее активного металла:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Существуют и другие способы получения солей.

Химические свойства солей

1). Более активный металл вытесняет из соли менее активный (кроме металлов до магния):

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

2). Растворимые соли реагируют со щелочами, если выделяется осадок или газ:

FeCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Fe(OH)2↓

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3↓ + 2H2O

3). Две растворимые соли реагируют между собой, если выделяется осадок:

CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3↓ + 2NaCl

4). Более сильная и менее летучая кислота вытесняет из соли более слабую и более летучую, если выделяется осадок или газ:

AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2↑

5). Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, некоторые соли малоактивных металлов и слабых кислот при нагревании разлагаются:

CaCO3 = CaO + CO2↑

NH4Cl = NH3↑ + HCl

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2↑+ H2O

(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2↑ + H2O

Гидролиз солей

Опыт показывает, что растворы солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию среды. Объяснение этому факту следует искать во взаимодействии солей с водой.

Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом соли.

Любую соль можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания.

Сильные: 1. Щелочи

2. Кислоты: HCL, HBr, HJ, HNO3, H2SO4

Электролиты

Слабые: 1. Нерастворимые основания и NH4OH

2. Кислоты: HF, H2CO3, H2SO3, H2SiO3, H3PO4, H2S.

Так, хлорид натрия NaCl образован сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl, хлорид аммония NH4Cl - слабым основанием NH4OH и сильной кислотой HCl, K2CO3 -сильным основанием KOH и слабой кислотой H2CO3, Al2S3 - слабым основанием Al(OH)3 и слабой кислотой H2S.

Таким образом, существует четыре варианта гидролиза солей.

1). Соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (например Na2SO4, KBr, BaCl2):

Na2SO4 2Na+ = SO42-

Na+ + HOH →

SO42- + HOH→

Гидролиз не идет, среда остается нейтральной.

2). Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (например, Na2CO3, Ca3(PO4)2, K2S): реакция раствора соли щелочная, в результате реакции гидролиза образуется слабый электролит - кислота.

KSiO3 2K+ + SiO32-

I. SiO32- + HOH HSiO3- + OH- - краткое ионное уравнение

SiO32- + HOH + 2K+ HSiO3- + OH-+ 2K+ - полное ионное уравнение

K2SiO3 + H2O KHSiO3 + KOH - молекулярное уравнение

II. HSiO3- + HOH H2SiO3 + OH-

HSiO3- + HOH + K+ H2SiO3 + OH- + K+

KHSiO3 + H2O H2SiO3 + KOH

Гидролиз идет не до конца, среда щелочная. Гидролиз практически ограничивается первой ступенью, т. к. ионы HSiO3- диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы H2SiO3 ; тем более, что образование молекул H2SiO3 в щелочной среде мало вероятно.

3). Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (например, FeSO4, CuCl2, AlCl3):

FeCl3 Fe3+ + 3Cl-

I. Fe3+ + HOH FeOH2+ + H+

Fe3+ + HOH + 3Cl- FeOH2+ + H+ + 3Cl-

FeCl3 + H2O FeOHCl2 + HCl

II. FeOH2+ + HOH Fe(OH)2+ + H+

FeOH2+ + HOH + 2Cl- Fe(OH)2+ + H+ + 3Cl-

FeOHCl2 + H2O Fe(OH)2Cl + HCl

III. Fe(OH)2 + + HOH Fe(OH)3↓ + H+

Fe(OH)2 + + HOH + Cl- Fe(OH)3↓ + H+ + 3Cl-

Fe(OH)2Cl + H2O Fe(OH)3↓ + HCl

Гидролиз идет не до конца, среда кислая. В обычных условиях гидролиз практически ограничивается первой стадией, т. к. в кислой среде образование осадка Fe(OH)3↓ маловероятно.

4). Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (например, Al2S3, Cr2S3 , CH3 COONH4):

а). Растворимые соли:

CH3COONH4 + H2O CH3COOH + NH4OH

CH3COO- + NH4+H2O CH3COOH + NH4OH

Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию среды. Все зависит от констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Если константа диссоциации основания < константы диссоциации кислоты, то среда кислая, если константа диссоциации основания > константы диссоциации кислоты, то среда щелочная

В случае гидролиза CH3COONH4:

K дисс.(NH4OH) = 6,3 • 10-5 > K дисс.(CH3COOH) = 1,8 • 10-5 , значит реакция среды будет слабощелочной.

б). Неустойчивые и разлагающиеся водой соли:

Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑

Продукты гидролиза уходят из сферы реакции, гидролиз необратимый:

2AlCl3 + 3NaCl + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl

Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например 2Al + 3S == Al2S3

Качественные реакции на катионы

Катион	Воздействие или реактив	Наблюдаемая реакция
Li	Пламя	Красное окрашивание
Na	Пламя	Желтое окрашивание
K	Пламя	Фиолетовое окрашивание
Ca	1). Пламя 2). CO3	1). Кирпично-красное окрашивание 2). Ca + CO3 = CaCO3↓
Ba	1). Пламя 2). SO4	1).Желто-зеленое окрашивание 2). Белый (мелкокристаллический) осадок SO4 +Ba = BaSO4↓
Cu	1). Пламя 2). Вода 3). Щелочь	1). Зеленое окрашивание 2). Гидратированные ионы Cu имеют голубую окраску 3). Синий осадок Cu + 2OH = Cu(OH)2↓
Ag	Cl	Белый (творожистый) осадок Cl + Ag = AgCl↓
Al	Щелочь OH (амфотерные свойства гидроксида)	Желеобразный осадок белого цвета, растворяющийся в избытке щелочи Al + 3OH = Al(OH)3↓
NH4	Щелочь OH	Выделение газа с резким запахом NH4 + OH = NH3↑+ H2O
Fe	1). Щелочь OH 2).Красная кровяная соль K3[Fe(CN)6]	1). Зеленоватый осадок, буреет на воздухе Fe + 2OH = Fe(OH)2↓ 2). Синий осадок (турнбулева синь) 3Fe+2[Fe(CN)6]= Fe3[Fe(CN)6]2↓
Fe	1). Щелочь OH 2).Роданид аммония NH4SCN 3).Желтая кровяная соль K4[Fe (CN)6]	1). Бурый осадок Fe + 3OH = Fe(OH)3↓ 2). Кроваво-красный осадок Fe + 3SCN = Fe(SCN)3↓ 3). Темно-синий осадок "Берлинская лазурь" 4Fe+3[Fe(CN)6]= Fe4[Fe(CN)6]3↓

Качественные реакции на анионы

Анион	Реактив	Результат реакции
SO4	Соли бария Ba	Белый осадок SO4 +Ba = BaSO4↓
NO3	H2SO4 (конц.) и Cu	Выделение бурого газа Cu+NO3+2H=Cu+NO2↑+H2O
PO4	Нитрат серебра Ag	Ярко-желтый осадок PO4 + 3Ag = AgPO4↓
CrO4	Соли бария Ba	Желтый осадок Ba + CrO4 = BaCrO4↓
S	Соли свинца Pb	Черный осадок Pb + S = PbS↓
CO3	Растворы кислот H Ca(OH)2	Выделение газа без запаха, вызывающее помутнение известковой воды CO3 + 2H = H2O + CO2↑ CO2+ Ca+OH= CaCO3↓+H2O
Cl	Нитрат серебра Ag	Белый (творожистый) осадок Cl + Ag = AgCl↓
Br	Нитрат серебра Ag	Желтоватый осадок Br + Ag = AgBr↓
I	Нитрат серебра Ag	Желтый осадок J + Ag = AgJ↓

Список использованной литературы

Ковалевская Н.Б. Химия . 8 класс (в таблицах). М., 1997.

Ковалевская Н.Б. Химия . 9 класс (в таблицах). М., 1996.

Гузей Л.С., Сорокин В.В. Основные классы неорганических соединений. М., 1992.

Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Краткий курс химии. М.,2000.

Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии, I том. М., 1997

Хомченко Г.П., Химия для поступающх в вузы. М., 1985.

Большая Энциклопедия Кирилла и Мефодия. М., 2000.