Известен е голям брой реакции, водещи до образуване на соли. Представяме най-важните от тях.
1. Взаимодействие на киселини с основи (реакция на неутрализация):
наОН + ННЕ 3 = наНЕ 3 + H 2 О
Ал(ох) 3 + 3HCl =AlCl 3 +3Н 2 О
2. Взаимодействието на метали с киселини:
Фд + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Zn+ H 2 СО 4 разб. = ZnSO 4 + H 2
3. Взаимодействие на киселини с основни и амфотерни оксиди:
СuO+ H 2 ТАКА 4 = CUSO 4 + H 2 О
ZnO + 2 HCl = ZnСл 2 + H 2 О
4. Взаимодействието на киселини със соли:
FeCl 2 + Х 2 С = FeS + 2 HCl
AgNO 3 + HCI = AgCl + HNO 3
Ba(НЕ 3 ) 2 + H 2 ТАКА 4 = BaSO 4 + 2HNO 3
5. Взаимодействието на разтвори на две различни соли:
BaCl 2 + Na 2 ТАКА 4 = ВаТАКА 4 + 2Nкатол
Pb(NO 3 ) 2 + 2NaCl =РбС1 2 + 2NaNO 3
6. Взаимодействие на основи с киселинни оксиди (алкали с амфотерни оксиди):
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 о,
2 ни той (телевизия) + ZnO на 2 ZnO 2 + H 2 О
7. Взаимодействие на основни оксиди с киселинни:
SaO+SiO 2
SaSiO 3
на 2 O+SO 3 = Na 2 ТАКА 4
8. Взаимодействие на метали с неметали:
2K + C1 2 = 2KS1
Фe+С
ФдС
9. Взаимодействието на металите със соли.
Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Hg + Cu(NO 3 ) 2
Pb(NO 3 ) 2 + Zn =Рb + Zn(NO 3 ) 2
10. Взаимодействие на алкални разтвори със солеви разтвори
CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 О
Използването на соли.
Редица соли са съединения, необходими в значителни количества за осигуряване на жизнената дейност на животинските и растителните организми (соли на натрий, калий, калций, както и соли, съдържащи елементите азот и фосфор). По-долу, използвайки примери за отделни соли, са показани областите на приложение на представители на този клас неорганични съединения, включително в нефтената промишленост.
нaC1- натриев хлорид (хранителна сол, готварска сол). Широчината на употребата на тази сол се доказва от факта, че световното производство на това вещество е повече от 200 милиона тона.
Тази сол се използва широко в хранително-вкусовата промишленост, служи като суровина за производството на хлор, солна киселина, натриев хидроксид, калцинирана сода (на 2 CO 3 ). Натриевият хлорид намира различни приложения в нефтената промишленост, например като добавка в сондажните течности за увеличаване на плътността, предотвратяване образуването на каверни по време на пробиване на кладенци, като регулатор на времето за втвърдяване на циментовите фугиращи състави, за намаляване на замръзване точка (антифриз) на пробиване и циментова суспензия.
KS1- калиев хлорид. Включени в състава на сондажни течности, които помагат за поддържане на стабилността на стените на кладенци в глинести скали. В значителни количества калиевият хлорид се използва в селското стопанство като макротор.
на 2 CO 3 - натриев карбонат (сода). Включва се в смеси за производство на стъкло, перилни препарати. Реагент за повишаване на алкалността на околната среда, подобряване на качеството на глините за глинени сондажни течности. Използва се за отстраняване на твърдостта на водата по време на подготовката й за употреба (например в котли), широко се използва за пречистване на природен газ от сероводород и за производство на реагенти за сондажни и циментови разтвори.
Ал 2 (ТАКА 4 ) 3 - алуминиев сулфат. Компонент на сондажни течности, коагулант за пречистване на вода от фини суспендирани частици, компонент на вискоеластични смеси за изолиране на зони на загуби в нефтени и газови кладенци.
на 2 AT 4 О 7 - натриев тетраборат (боракс). Той е ефективен агент - забавител на втвърдяването на циментовите разтвори, инхибитор на термоокислителното разрушаване на защитните реагенти на базата на целулозни етери.
БаСО 4 - бариев сулфат (барит, тежък шпат). Използва се като утежняващо средство ( 4,5 g / cm 3) за сондажни и циментови разтвори.
Fe 2 ТАКА 4 - железен сулфат (Р) (железен витриол). Използва се за приготвяне на ферохром лигносулфонат - реагент-стабилизатор на сондажни течности, компонент на високоефективни емулсионни сондажни течности на маслена основа.
ФeC1 3 - железен хлорид (III). В комбинация с алкали се използва за пречистване на водата от сероводород при пробиване на кладенци с вода, за инжектиране в съдържащи сероводород образувания с цел намаляване на тяхната пропускливост, като добавка към циментите за повишаване на устойчивостта им към сероводород, за пречистване на водата от суспендирани частици.
CaCO 3 - калциев карбонат под формата на креда, варовик. Той е суровина за производството на негасена CaO и гасена вар Ca(OH) 2 . Използва се в металургията като флюс. Използва се при пробиване на нефтени и газови кладенци като претегляне и пълнител на сондажни течности. Калциевият карбонат под формата на мрамор с определен размер на частиците се използва като пропант при хидравлично разбиване на продуктивни пластове с цел увеличаване на добива на нефт.
CaSO 4 - калциев сулфат. Под формата на алабастър (2СаSO 4 · Н 2 О) се използва широко в строителството, влиза в състава на бързо втвърдяващи се свързващи смеси за изолиране на абсорбционни зони. Когато се добавя към сондажни течности под формата на анхидрит (CaSO 4) или гипс (CaSO 4 · 2H 2 O), той придава стабилност на пробитите глинести скали.
CaCl 2 - калциев хлорид. Използва се за приготвяне на сондажни и фугиращи разтвори за пробиване на нестабилни скали, значително намалява точката на замръзване на разтворите (антифриз). Използва се за създаване на кални с висока плътност, които не съдържат твърда фаза, ефективни за отваряне на продуктивни формации.
на 2 SiО 3 - натриев силикат (разтворимо стъкло). Използва се за фиксиране на нестабилни почви, за приготвяне на бързовтвърдяващи се смеси за изолиране на поглъщащи зони. Използва се като инхибитор на металната корозия, компонент на някои сондажни циментови и буферни разтвори.
AgNO 3 - сребърен нитрат. Използва се за химичен анализ, включително пластови води и филтрати от сондажна кал за съдържанието на хлорни йони.
на 2 ТАКА 3 - натриев сулфит. Използва се за химическо отстраняване на кислорода (обезвъздушаване) от водата с цел борба с корозията по време на инжектиране на отпадни води. За инхибиране на термоокислителното разграждане на защитните реагенти.
на 2 кр 2 О 7 - натриев бихромат. Използва се в нефтената индустрия като високотемпературен редуктор на вискозитета за сондажни течности, инхибитор на алуминиевата корозия, за приготвяне на редица реагенти.
5. нитрити,соли на азотна киселина HNO 2 . На първо място се използват нитрити на алкални метали и амоний, по-малко - алкалоземни и Zd-метали, Pb и Ag. Има само откъслечни сведения за нитритите на други метали.Металните нитрити в степен на окисление +2 образуват кристални хидрати с една, две или четири водни молекули. Нитритите образуват двойни и тройни соли, например. CsNO2. AgNO 2 или Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO2, както и комплексни съединения, като Na3.
Кристалните структури са известни само за няколко безводни нитрита. NO2 анионът има нелинейна конфигурация; ONO ъгъл 115°, дължина на връзката H–O 0,115 nm; видът на връзката M—NO 2 е йонно-ковалентен.
K, Na, Ba нитритите са добре разтворими във вода, Ag, Hg, Cu нитритите са слабо разтворими. С повишаване на температурата разтворимостта на нитритите се увеличава. Почти всички нитрити са слабо разтворими в алкохоли, етери и нискополярни разтворители.
Нитритите са термично нестабилни; топят се без разлагане само нитритите на алкалните метали, нитритите на други метали се разлагат при 25-300 °C. Механизмът на разлагане на нитритите е сложен и включва редица паралелно-последователни реакции. Основните газообразни продукти на разлагането са NO, NO 2, N 2 и O 2, твърдите са метален оксид или елементарен метал. Отделянето на голямо количество газове причинява експлозивно разлагане на някои нитрити, например NH 4 NO 2, който се разлага на N 2 и H 2 O.
Характерните особености на нитритите са свързани с тяхната термична нестабилност и способността на нитритния йон да бъде едновременно окислител и редуциращ агент в зависимост от средата и естеството на реагентите. В неутрална среда нитритите обикновено се редуцират до NO, в кисела среда се окисляват до нитрати. Кислородът и CO 2 не взаимодействат с твърдите нитрити и техните водни разтвори. Нитритите допринасят за разлагането на азотсъдържащи органични вещества, по-специално амини, амиди и др. С органични халогениди RXH. реагират, за да образуват както RONO нитрити, така и RNO 2 нитро съединения.
Промишленото производство на нитрити се основава на абсорбцията на азотен газ (смес от NO + NO 2) с разтвори на Na 2 CO 3 или NaOH с последователна кристализация на NaNO 2; нитритите на други метали в промишлеността и лабораториите се получават чрез обменна реакция на метални соли с NaNO 2 или чрез редукция на нитратите на тези метали.
Нитритите се използват за синтеза на азо багрила, при производството на капролактам, като окислители и редуциращи агенти в каучуковата, текстилната и металообработващата промишленост, като консерванти за храни. Нитритите като NaNO 2 и KNO 2 са токсични, причиняват главоболие, повръщане, респираторна депресия и др. Когато NaNO 2 е отровен, в кръвта се образува метхемоглобин, увреждат се мембраните на еритроцитите. Може би образуването на нитрозамини от NaNO 2 и амини директно в стомашно-чревния тракт.
6. сулфати,соли на сярна киселина. Известни са средни сулфати с аниона SO 4 2-, киселинни или хидросулфати, с аниона HSO 4 -, основни, съдържащи заедно с аниона SO 4 2- - OH групи, например Zn 2 (OH) 2 SO 4. Има и двойни сулфати, които включват два различни катиона. Те включват две големи групи сулфати - стипца, както и хенити M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, където M е еднозареден катион, E е Mg, Zn и други двойно заредени катиони. Известен троен сулфат K 2 SO 4 . MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (минерал полихалит), двойноосновни сулфати, като минерали от групата алунит и ярозит M 2 SO 4 . Al2(SO4)3. 4Al (OH 3 и M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, където M е еднозареден катион. Сулфатите могат да бъдат част от смесени соли, например. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO3 (минерал беркеит), MgSO 4. KCl.3H2O (каинит).
Сулфатите са кристални вещества, средни и киселинни, в повечето случаи са силно разтворими във вода. Слабо разтворими сулфати на калций, стронций, олово и някои други, практически неразтворими BaSO 4 , RaSO 4 . Основните сулфати обикновено са слабо разтворими или практически неразтворими, или хидролизирани от вода. Сулфатите могат да кристализират от водни разтвори под формата на кристални хидрати. Кристалните хидрати на някои тежки метали се наричат витриол; меден сулфат СuSO 4. 5H 2 O, железен сулфат FeSO 4. 7H2O.
Средните сулфати на алкални метали са термично стабилни, докато киселинните сулфати се разлагат при нагряване, превръщайки се в пиросулфати: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Средните сулфати на други метали, както и основните сулфати, при нагряване до достатъчно високи температури, като правило, се разлагат с образуването на метални оксиди и отделянето на SO 3 .
Сулфатите са широко разпространени в природата. Те се срещат като минерали, като гипс CaSO 4 . H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4. 10H 2 O, а също така са част от морска и речна вода.
Много сулфати могат да бъдат получени чрез взаимодействието на H 2 SO 4 с метали, техните оксиди и хидроксиди, както и при разлагането на соли на летливите киселини със сярна киселина.
Неорганичните сулфати се използват широко. Например амониевият сулфат е азотен тор, натриевият сулфат се използва в стъкларската, хартиената промишленост, производството на вискоза и др. Естествените сулфатни минерали са суровини за промишленото производство на съединения на различни метали, строителни материали и др.
7. Сулфити,соли на сярна киселина H2SO3. Има средни сулфити с аниона SO 3 2- и кисели (хидросулфити) с аниона HSO 3 -. Средните сулфити са кристални вещества. Сулфитите на амония и алкални метали са силно разтворими във вода; разтворимост (g в 100 g): (NH4) 2SO3 40,0 (13°C), K2SO3 106,7 (20°C). Във водни разтвори те образуват хидросулфити. Сулфитите на алкалоземните и някои други метали са практически неразтворими във вода; разтворимост на MgSO 3 1 g в 100 g (40°C). Кристалните хидрати (NH 4) 2 SO 3 са известни. H2O, Na2S03. 7H2O, K2SO3. 2H2O, MgSO3. 6H 2 O и др.
Безводните сулфити, когато се нагряват без достъп на въздух в херметически затворени съдове, непропорционални на сулфиди и сулфати, при нагряване в поток от N 2 губят SO 2, а при нагряване на въздух лесно се окисляват до сулфати. С SO 2 във водната среда средните сулфити образуват хидросулфити. Сулфитите са относително силни редуциращи агенти, окисляват се в разтвори с хлор, бром, Н 2 О 2 и др. до сулфати. Те се разлагат от силни киселини (например HC1) с освобождаване на SO 2.
Кристалните хидросулфити са известни за K, Rb, Cs, NH 4 +, те са нестабилни. Други хидросулфити съществуват само във водни разтвори. Плътност NH4HSO3 2,03 g/cm3; разтворимост във вода (g на 100 g): NH4HSO3 71.8 (0°C), KHSO3 49 (20°C).
Когато кристалните хидросулфити Na или K се нагряват, или когато суспензият разтвор на пулпа M 2 SO 3 е наситен с SO 2, се образуват пиросулфити (острели - метабисулфити) M 2 S 2 O 5 - соли на пиросярна киселина, неизвестни в свободната състояние H2S2O5; кристали, нестабилни; плътност (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; над ~ 160 °С се разлагат с отделяне на SO 2; разтваря се във вода (с разлагане до HSO3-), разтворимост (g на 100 g): Na2S2O5 64.4, K2S2O5 44.7; образуват Na 2 S 2 O 5 хидрати. 7H 2 O и ZK 2 S 2 O 5 . 2H20; редуциращи агенти.
Средно алкални метални сулфити се получават чрез взаимодействие на воден разтвор на M2CO3 (или MOH) с SO2 и MSO3 чрез преминаване на SO2 през водна суспензия на MCO3; основно SO 2 се използва от отпадъчните газове от контактното производство на сярна киселина. Сулфитите се използват при избелване, боядисване и печатане на тъкани, влакна, кожа за консервиране на зърно, зелен фураж, промишлени фуражни отпадъци (NaHSO 3 ,Na2S2O5). CaSO 3 и Ca(HSO 3) 2 - дезинфектанти във винопроизводството и захарната индустрия. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - компоненти на сулфитната течност по време на варене; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 абсорбер; NaHSO 3 е абсорбатор на H 2 S от производствените отпадъчни газове, редуциращ агент при производството на серни багрила. K 2 S 2 O 5 - компонент на киселинните фиксатори във фотографията, антиоксидант, антисептик.
1) метал с неметал: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) метал с киселина: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) метал със солев разтвор на по-малко активен метал Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) основен оксид с кисел оксид: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) основен оксид с киселина CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) основи с кисел оксид Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) основи с киселина: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) киселинни соли: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
9) основен разтвор с разтвор на сол: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) разтвори на две соли 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Получаване на киселинни соли:
1. Взаимодействие на киселина с липса на основа. KOH + H2SO4 \u003d KHSO4 + H2O
2. Взаимодействие на основа с излишък от киселинен оксид
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Взаимодействие на средна сол с киселина Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Получаване на основни соли:
1. Хидролиза на соли, образувани от слаба основа и силна киселина
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Добавяне (капка по капка) на малки количества алкали към разтвори на средни метални соли AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Взаимодействие на соли на слаби киселини със средни соли
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Получаване на комплексни соли:
1. Реакции на соли с лиганди: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Получаване на двойни соли:
1. Съвместна кристализация на две соли:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Редокс реакции, дължащи се на свойствата на катиона или аниона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Химични свойства на киселинните соли:
Термично разлагане до средна сол
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Взаимодействие с алкали. Получаване на средна сол.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Химични свойства на основните соли:
Термично разлагане. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
Взаимодействие с киселина: образуване на средна сол.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O Химичен елемент- набор от атоми със същия ядрен заряд и броя на протоните, съвпадащи с поредния (атомния) номер в периодичната таблица. Всеки химичен елемент има свое име и символ, които са дадени в Периодичната таблица на елементите на Менделеев.
Формата на съществуване на химичните елементи в свободна форма са прости вещества(единичен елемент).
На този момент(март 2013 г.) Известни са 118 химични елемента (не всички от тях са официално признати).
Химическите вещества могат да се състоят както от един химичен елемент (просто вещество), така и от различни (сложно вещество или химично съединение).
Химическите елементи образуват около 500 прости вещества. Способността на един елемент да съществува под формата на различни прости вещества, които се различават по свойства, се нарича алотропия. В повечето случаи имената на прости вещества съвпадат с имената на съответните елементи (например цинк, алуминий, хлор), но в случай на съществуване на няколко алотропни модификации, имената на просто вещество и елемент могат различават се, например, кислород (диоксиген, O 2) и озон (O 3); диамант, графит и редица други алотропни модификации на въглерода съществуват заедно с аморфните форми на въглерода.
Двойствената природа на електрона, която притежаваше свойствата не само на частица, но и на вълна, потвърдена експериментално през 1927 г., подтиква учените да създадат нова теория за структурата на атома, като се вземат предвид и двете свойства. Съвременната теория за структурата на атома се основава на квантовата механика.
Двойствеността на свойствата на електрона се проявява във факта, че, от една страна, той има свойствата на частица (има определена маса на покой), а от друга страна, движението му наподобява вълна и може да бъде описва се с определена амплитуда, дължина на вълната, честота на трептене и т.н. Следователно не може да се каже за някаква конкретна траектория на електрона - може само да се съди в една или друга степен на вероятността той да се намира в дадена точка от пространството.
Следователно електронната орбита трябва да се разбира не като определена линия на движение на електроните, а като определена част от пространството около ядрото, в която вероятността електронът да остане е най-голяма. С други думи, електронната орбита не характеризира последователността на движение на електрони от точка до точка, а се определя от вероятността да се намери електрон на определено разстояние от ядрото.
Френският учен Л. дьо Бройл пръв говори за наличието на вълнови свойства на електрона. Уравнение на Де Бройл: =h/mV. Ако електронът има вълнови свойства, тогава електронният лъч трябва да изпита ефектите на дифракционни и интерференционни явления. Вълновата природа на електроните беше потвърдена чрез наблюдение на дифракцията на електронен лъч в структурата на кристалната решетка. Тъй като електронът има вълнови свойства, неговата позиция в обема на атома не е дефинирана. Положението на електрона в атомен обем се описва с функция на вероятността, ако е изобразен в триизмерно пространство, тогава получаваме тела на въртене (фиг.).
Солите са продукт на заместване на водородни атоми в киселина с метал. Разтворимите соли в содата се дисоциират в метален катион и киселинен остатък анион. Солите се делят на:
Среден
Основен
Комплекс
Двойна
Смесени
Средни соли.Това са продукти от пълното заместване на водородни атоми в киселина с метални атоми или с група от атоми (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.
Имената на средните соли идват от имената на метали и киселини: CuSO 4 - меден сулфат, Na 3 PO 4 - натриев фосфат, NaNO 2 - натриев нитрит, NaClO - натриев хипохлорит, NaClO 2 - натриев хлорит, NaClO 3 - натриев хлорат , NaClO 4 - натриев перхлорат, CuI - меден (I) йодид, CaF 2 - калциев флуорид. Трябва също да запомните няколко тривиални имена: NaCl-готварска сол, KNO3-калиев нитрат, K2CO3-поташ, Na2CO3-сода, Na2CO3∙10H2O-кристална сода, CuSO4-меден сулфат,Na 2 B 4 O 7 . 10H2O-боракс, Na2SO4 . 10H 2 О-глауберова сол. Двойни соли.Това е сол съдържащи два вида катиони (водородни атоми многоосновенкиселините се заменят с два различни катиона): MgNH 4 PO 4 , KAl (SO 4 ) 2 , NaKSO 4 .Двойните соли като отделни съединения съществуват само в кристална форма. Когато се разтварят във вода, те са напълнодисоциират на метални йони и киселинни остатъци (ако солите са разтворими), например:
NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-
Трябва да се отбележи, че дисоциацията на двойните соли във водни разтвори се извършва в 1 стъпка. За да назовете соли от този тип, трябва да знаете имената на аниона и два катиона: MgNH4PO4 - магнезиев амониев фосфат.
комплексни соли.Това са частици (неутрални молекули илийони ), които се образуват в резултат на присъединяването към товайон (или атом) ), Наречен комплексообразуващ агент, неутрални молекули или други йони, наречени лиганди. Комплексните соли се делят на:
1) Катионни комплекси
Cl 2 - тетрааминцинк(II) дихлорид
Cl2-ди хексааминкобалт(II) хлорид
2) Анионни комплекси
K2- калиев тетрафлуороберилат (II)
Ли-литиев тетрахидридоалуминат (III)
K3-калиев хексацианоферат (III)
Теорията за структурата на сложните съединения е разработена от швейцарския химик А. Вернер.
Киселинни солиса продукти на непълно заместване на водородни атоми в многоосновни киселини с метални катиони.
Например: NaHCO3
Химични свойства:
Реагират с метали в поредицата на напрежението вляво от водорода.
2KHSO 4 + Mg → H 2 + Mg (SO) 4 + K 2 (SO) 4
Имайте предвид, че за такива реакции е опасно да се вземат алкални метали, тъй като те първо ще реагират с вода с голямо освобождаване на енергия и ще се получи експлозия, тъй като всички реакции протичат в разтвори.
2NaHCO 3 + Fe → H 2 + Na 2 CO 3 + Fe 2 (CO 3) 3 ↓
Киселинните соли реагират с алкални разтвори, за да образуват средна сол(и) и вода:
NaHCO3 +NaOH→Na2CO3 +H2O
2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4
Киселинните соли реагират с разтвори на средни соли, ако се отдели газ, образува се утайка или се отдели вода:
2KHSO 4 + MgCO 3 → MgSO 4 + K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl
Киселинните соли реагират с киселини, ако киселинният продукт от реакцията е по-слаб или по-летлив от добавения.
NaHCO3 +HCl→NaCl+CO2 +H2O
Киселинните соли реагират с основни оксиди с освобождаване на вода и междинни соли:
2NaHCO 3 + MgO → MgCO 3 ↓ + Na 2 CO 3 + H 2 O
2KHSO 4 + BeO → BeSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Киселинните соли (по-специално хидрокарбонатите) се разлагат под въздействието на температурата:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Разписка:
Киселинните соли се образуват, когато алкалите се излагат на излишък от разтвор на многоосновна киселина (реакция на неутрализиране):
NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O
Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O
Киселинните соли се образуват чрез разтваряне на основни оксиди в многоосновни киселини:
MgO + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2 O
Киселинните соли се образуват, когато металите се разтварят в излишък от разтвор на многоосновна киселина:
Mg + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2
Киселинните соли се образуват в резултат на взаимодействието на средната сол и киселината, която образува аниона на средната сол:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3CaHPO 4
Основни соли:
Основните соли са продукт на непълно заместване на хидроксо групата в молекулите на поликиселинните основи с киселинни остатъци.
Пример: MgOHNO3,FeOHCl.
Химични свойства:
Основните соли реагират с излишната киселина, за да образуват средна сол и вода.
MgOHNO 3 + HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O
Основните соли се разлагат от температурата:
2 CO 3 →2CuO + CO 2 + H 2 O
Получаване на основни соли:
Взаимодействието на соли на слаби киселини със средни соли:
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
Хидролиза на соли, образувани от слаба основа и силна киселина:
ZnCl 2 + H 2 O → Cl + HCl
Повечето основни соли са слабо разтворими. Много от тях са минерали, например малахит Cu 2 CO 3 (OH) 2 и хидроксиапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH.
Свойствата на смесените соли не са обхванати в училищния курс по химия, но е важно да се знае определението.
Смесените соли са соли, в които киселинни остатъци от две различни киселини са прикрепени към един метален катион.
Добър пример е Ca(OCl)Cl белина (белина).
Номенклатура:
1. Солта съдържа сложен катион
Първо се назовава катионът, след това лигандите-аниони, влизащи във вътрешната сфера, завършващи на "о" ( Cl - - хлоро, OH - -хидроксо), след това лиганди, които са неутрални молекули ( NH3-амин, Н2О -aquo). Ако има повече от 1 еднакви лиганди, техният брой се обозначава с гръцки цифри: 1 - моно, 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - хекса, 7 - хепта, 8 - окта, 9 - нона, 10 - дека. Последният се нарича комплексообразуващ йон, като в скоби се посочва неговата валентност, ако е променлива.
[Ag (NH3)2](OH )-сребърен диамин хидроксид (аз)
[ Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -хлорид дихлоро о кобалтов тетраамин ( III)
2. Солта съдържа сложен анион.
Първо се назовават анионните лиганди, след това неутралните молекули, влизащи във вътрешната сфера, завършващи на "o", което показва техния брой с гръцки цифри.Последният се нарича комплексообразуващ йон на латински, с наставка "at", указваща валентността в скоби. След това се изписва името на катиона, разположен във външната сфера, броят на катионите не е посочен.
K 4 -хексацианоферат (II) калий (реагент за йони Fe 3+)
K 3 - калиев хексацианоферат (III) (реагент за йони Fe 2+)
Na 2 -натриев тетрахидроксоцинкат
Повечето комплексообразуващи йони са метали. Най-голяма склонност към образуване на комплекси показват d елементите. Около централния комплексообразуващ йон има противоположно заредени йони или неутрални молекули - лиганди или аденди.
Комплексообразуващият йон и лигандите съставляват вътрешната сфера на комплекса (в квадратни скоби), броят на лигандите, координиращи се около централния йон, се нарича координационно число.
Йоните, които не влизат във вътрешната сфера, образуват външната сфера. Ако сложният йон е катион, тогава има аниони във външната сфера и обратно, ако комплексният йон е анион, тогава има катиони във външната сфера. Катионите обикновено са йони на алкални и алкалоземни метали, амониеви катиони. Когато се дисоциират, сложните съединения дават сложни комплексни йони, които са доста стабилни в разтвори:
K 3 ↔3K + + 3-
Ако говорим за киселинни соли, тогава при четене на формулата префиксът хидро- се произнася, например:
Натриев хидросулфид NaHS
Натриев бикарбонат NaHCO3
С основните соли се използва префиксът хидроксо-или дихидроксо-
(зависи от степента на окисление на метала в солта), например:
магнезиев хидроксохлорид Mg(OH)Cl, алуминиев дихидроксохлорид Al(OH) 2 Cl
Методи за получаване на соли:
1. Директно взаимодействие на метал с неметал . По този начин могат да се получат соли на аноксиновите киселини.
Zn+Cl 2 →ZnCl 2
2. Реакция между киселина и основа (реакция на неутрализация). Реакциите от този тип са от голямо практическо значение (качествени реакции към повечето катиони), те винаги са придружени от отделяне на вода:
NaOH+HCl→NaCl+H2O
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
3. Взаимодействието на основния оксид с киселината :
SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓
4. Реакция на киселинен оксид и основа :
2NaOH + 2NO 2 → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
NaOH + CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O
5. Взаимодействие на основен оксид и киселина :
Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O
CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O
6. Директно взаимодействие на метал с киселина. Тази реакция може да бъде придружена от отделяне на водород. Дали ще се отдели водород или не зависи от активността на метала, химичните свойства на киселината и нейната концентрация (вижте Свойства на концентрираната сярна и азотна киселини).
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 + Zn = ZnSO 4 + H 2
7. Реакция на сол с киселина . Тази реакция ще се случи при условие, че киселината, образуваща солта, е по-слаба или по-летлива от киселината, която е реагирала:
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
8. Реакция на солта с кисел оксид. Реакциите протичат само при нагряване, следователно, реагиращият оксид трябва да бъде по-малко летлив от този, образуван след реакцията:
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2
9. Взаимодействието на неметал с алкали . Халогените, сярата и някои други елементи, взаимодействайки с алкали, дават безкислородни и кислород-съдържащи соли:
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O (реакцията протича без нагряване)
Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (реакцията протича с нагряване)
3S + 6NaOH \u003d 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O
10. взаимодействие между две соли. Това е най-разпространеният начин за получаване на соли. За това и двете соли, които са влезли в реакцията, трябва да са силно разтворими и тъй като това е йонообменна реакция, за да се стигне до края, един от реакционните продукти трябва да е неразтворим:
Na 2 CO 3 + CaCl 2 \u003d 2NaCl + CaCO 3 ↓
Na 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2NaCl + BaSO 4 ↓
11. Взаимодействие между сол и метал . Реакцията протича, ако металът е в напреженията на металите вляво от това, което се съдържа в солта:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu ↓
12. Термично разлагане на соли . При нагряване на някои кислород-съдържащи соли се образуват нови, с по-ниско съдържание на кислород или изобщо не го съдържат:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl
2KClO 3 → 3O 2 +2KCl
13. Взаимодействие на неметал със сол. Някои неметали могат да се комбинират със соли, за да образуват нови соли:
Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓
14. Реакция на основата със сол . Тъй като това е йонообменна реакция, за да стигне до края, е необходимо 1 от реакционните продукти да е неразтворим (тази реакция се използва и за превръщане на киселинни соли в средни):
FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl
NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl
KHSO 4 + KOH \u003d K 2 SO 4 + H 2 O
По същия начин могат да се получат двойни соли:
NaOH + KHSO 4 \u003d KNaSO 4 + H 2 O
15. Взаимодействието на метал с алкали. Амфотерните метали реагират с алкали, образувайки комплекси:
2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2
16. Взаимодействие соли (оксиди, хидроксиди, метали) с лиганди:
2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2
AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O
3K 4 + 4FeCl 3 \u003d Fe 3 3 + 12KCl
AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O
Редактор: Харламова Галина Николаевна
За да отговорите на въпроса какво е солта, обикновено не е нужно да мислите дълго време. Това химично съединение е доста често срещано в ежедневието. За обикновена готварска сол няма нужда да говорим. Подробната вътрешна структура на солите и техните съединения се изследва от неорганичната химия.
Определение за сол
Ясен отговор на въпроса какво е солта може да се намери в трудовете на М. В. Ломоносов. Той даде това име на крехки тела, които могат да се разтварят във вода и не се възпламеняват под въздействието на високи температури или открит пламък. По-късно определението е получено не от техните физически, а от химичните свойства на тези вещества.
Училищните учебници по неорганична химия дават доста ясна представа за това какво е солта. Това е името на заместващите продукти на химическа реакция, при която водородните атоми на киселина в съединението се заменят с метал. Примери за типични солни съединения: NaCL, MgSO 4 . Лесно е да се види, че всеки от тези записи може да бъде разделен на две половини: левият компонент на формулата винаги ще съдържа метала, а десният - киселинния остатък. Стандартната формула за сол е както следва:
Me n m Киселинен остатък m n .
Физични свойства на солта
Химията, като точна наука, поставя в името на веществото цялата възможна информация за неговия състав и възможности. И така, всички имена на соли в съвременната интерпретация се състоят от две думи: едната част има името на металния компонент в именителен падеж, втората съдържа описание на киселинния остатък.
Тези съединения нямат молекулярна структура, следователно при нормални условия те са твърди кристални вещества. Много соли имат кристална решетка. Кристалите на тези вещества са огнеупорни, така че са необходими много високи температури, за да се стопят. Например, бариевият сулфид се топи при около 2200°C.
Според разтворимостта солите се делят на разтворими, слабо разтворими и неразтворими. Примери за първите са натриев хлорид, калиев нитрат. Слабо разтворими включват магнезиев сулфит, оловен хлорид. Неразтворим е калциевият карбонат. Информация за разтворимостта на определено вещество се съдържа в справочната литература.
Въпросният продукт от химическата реакция обикновено е без мирис и има променлив вкус. Предположението, че всички соли са солени, е погрешно. Чистият солен вкус има само един елемент от този клас - старата ни позната готварска сол. Има сладки соли на берилий, горчиви - магнезиеви и безвкусни - например калциев карбонат (обикновена креда).
Повечето от тези вещества са безцветни, но сред тях има и такива, които имат характерни цветове. Например, железният (II) сулфат има характерен зелен цвят, калиевият перманганат е лилав, а кристалите на калиевия хромат са ярко жълти.
Класификация на солта
Химията разделя всички видове неорганични соли на няколко основни характеристики. Солите, получени от пълното заместване на водорода в киселина, се наричат нормални или средни. Например калциев сулфат.
Солта, която е производно на непълна реакция на заместване, се нарича киселинна или основна. Пример за такова образуване може да бъде реакцията на калиев хидроген сулфат:
Основната сол се получава чрез такава реакция, при която хидроксо групата не е напълно заместена с киселинен остатък. Вещества от този тип могат да се образуват от онези метали, чиято валентност е две или повече. Типична формула на сол от тази група може да бъде получена от тази реакция:
Нормалните, средните и киселинните химични съединения образуват класове соли и са стандартната класификация на тези съединения.
Двойна и смесена сол
Пример за смесен е калциевата сол на солна и хипохлорна киселина: CaOCl 2.
Номенклатура
Солите, образувани от метали с променлива валентност, имат допълнително обозначение: след формулата валентността се записва в скоби с римски цифри. И така, има железен сулфат FeSO 4 (II) и Fe 2 (SO4) 3 (III). В името на солите има префикс хидро-, ако в състава му има незаместени водородни атоми. Например, калиевият хидроген фосфат има формула K 2 HPO 4 .
Свойства на солите в електролити
Теорията на електролитната дисоциация дава своя собствена интерпретация на химичните свойства. В светлината на тази теория солта може да се определи като слаб електролит, който при разтваряне се дисоциира (разпада) във вода. По този начин солевият разтвор може да бъде представен като комплекс от положителни отрицателни йони, като първите не са водородни атоми Н +, а вторите не са атоми на ОН - хидроксо група. Няма йони, които биха присъствали във всички видове солеви разтвори, така че те нямат общи свойства. Колкото по-ниски са зарядите на йоните, които образуват солевия разтвор, толкова по-добре се дисоциират, толкова по-добра е електрическата проводимост на такава течна смес.
Киселинни солеви разтвори
Киселинните соли в разтвора се разлагат на сложни отрицателни йони, които са киселинен остатък, и прости аниони, които са положително заредени метални частици.
Например, реакцията на разтваряне на натриев бикарбонат води до разлагане на солта до натриеви йони и останалата част от HCO 3 -.
Пълната формула изглежда така: NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -, HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.
Разтвори на основни соли
Дисоциацията на основните соли води до образуването на киселинни аниони и комплексни катиони, състоящи се от метали и хидроксогрупи. Тези сложни катиони от своя страна също са способни да се разлагат в процеса на дисоциация. Следователно във всеки разтвор на сол от основната група има ОН - йони. Например, дисоциацията на хидроксомагнезиев хлорид протича по следния начин:
Разпределение на соли
Какво е солта? Този елемент е едно от най-разпространените химични съединения. Всеки знае готварска сол, креда (калциев карбонат) и т.н. Сред карбонатните соли най-разпространен е калциевият карбонат. Той е неразделна част от мрамор, варовик, доломит. А калциевият карбонат е основата за образуването на перли и корали. Това химично съединение е от съществено значение за образуването на твърди обвивки при насекоми и скелети на хордовите животни.
Солта ни е позната от детството. Лекарите предупреждават за прекомерната му употреба, но в умерени количества е от съществено значение за осъществяването на жизненоважни процеси в организма. И той е необходим за поддържане на правилния състав на кръвта и производството на стомашен сок. Физиологичните разтвори, неразделна част от инжекциите и капкомерите, не са нищо повече от разтвор на готварска сол.
