Смекни!
smekni.com

Соли (стр. 1 из 6)

СОЛИ, класс химических соединений. Общепринятого определения понятия “Соли”, так же как и терминов “кислоты и основания”, продуктами взаимодействием которых соли являются, в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как продукты замещения протонов водорода кислоты на ионы металлов, NH4+, СН33+ и др. катионы или групп ОН основания на анионы кислот (напр., Cl-, SO42-).

Классификация

Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na2SO4, MgCl2, неполного-кислые или основные соли, например KHSO4, СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO4)2 •12H2O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K4[Fe(CN)6].

Физические свойства

Типичные соли - кристаллические вещества с ионной структурой, например CsF Существуют также ковалентные соли, например АlСl3. В действительности характер химической связи ,v многих солей смешанный.

По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К растворимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитраты, ацетаты и хлориды, за исключением солей поливалентных металлов, гидролизующихся в воде, многие кислые соли.

Растворимость солей в воде при комнатной температуре

Кати-оны Анионы
F- Cl- Br- I- S2- NO3- CO32- SiO32- SO42- PO43-
Na+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р
K+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р
NH4+ Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р
Mg2+ РК Р Р Р М Р Н РК Р РК
Ca2+ НК Р Р Р М Р Н РК М РК
Sr2+ НК Р Р Р Р Р Н РК РК РК
Ba2+ РК Р Р Р Р Р Н РК НК РК
Sn2+ Р Р Р М РК Р Н Н Р Н
Pb2+ Н М М М РК Р Н Н Н Н
Al3+ М Р Р Р Г Р Г НК Р РК
Cr3+ Р Р Р Р Г Р Г Н Р РК
Mn2+ Р Р Р Р Н Р Н Н Р Н
Fe2+ М Р Р Р Н Р Н Н Р Н
Fe3+ Р Р Р - - Р Г Н Р РК
Co2+ М Р Р Р Н Р Н Н Р Н
Ni2+ М Р Р Р РК Р Н Н Р Н
Cu2+ М Р Р - Н Р Г Н Р Н
Zn2+ М Р Р Р РК Р Н Н Р Н
Cd2+ Р Р Р Р РК Р Н Н Р Н
Hg2+ Р Р М НК НК Р Н Н Р Н
Hg22+ Р НК НК НК РК Р Н Н М Н
Ag+ Р НК НК НК НК Р Н Н М Н

Условные обозначения:

Р — вещество хорошо растворимо в воде; М — малорастворимо; Н — практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.

В водных растворах соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и(или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.

Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг2 • ЗС2Н5ОН.

Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.

Общие способы синтеза солей.

1. Получение средних солей:

1) металла с неметаллом: 2Na + Cl2 = 2NaCl

2) металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO2 = MgCO3

5) основного оксида с кислотой CuO + H2SO4= CuSO4 + H2O

6) основания с кислотным оксидом Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O

7) основания с кислотой: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

8) соли с кислотой: MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4

10) растворов двух солей 3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaCl

2. Получение кислых солей:

1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2

3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2

3. Получение основных солей:

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl2 + H2O = [Zn(OH)]Cl + HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl3 + 2NaOH = [Al(OH)2]Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = [Mg(OH)]2CO3 + CO2 + 4NaCl

4. Получение комплексных солей:

1. Реакции солей с лигандами: AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3[Fe(CN)6] + 3KCl

5. Получение двойных солей:

1. Совместная кристаллизация двух солей:

Cr2(SO4) 3 + K2SO4 + 24H2O = 2[KCr(SO4) 2 • 12H2O[

Химические свойства.

1. Химические свойства средних солей:

1. Термическое разложение. CaCO3 = CaO + CO2

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

NH4Cl = NH3 + HCl

2. Гидролиз. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

FeCl3 + H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl

Na2S + H2O = NaHS +NaOH

3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.

AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3

Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaNO3

CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3 + 2NaCl

AgCl + 2Na2S2O3 = Nа3[Ag(S2O3) 2] + NaCl

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. Химические свойства кислых солей:

Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O

Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O

3. Химические свойства основных солей:

Термическое разложение. [Cu(OH)]2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O

Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

4. Химические свойства комплексных солей:

1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:

2[Cu(NH3)2]Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3

2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.

K2[CoCl4] + 6H2O = [Co(H2O)6]Cl2 + 2KCl

5. Химические свойства двойных солей:

Взаимодействие с растворами щелочей: KCr(SO4)2 + 3KOH = Cr(OH)3 + 2K2SO4

2. Восстановление: KCr(SO4)2 + 2H°(Zn, разб. H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4

Сырьем для промышленного получения ряда солей-хлоридов, сульфатов, карбонатов, боратов Na, К, Са, Mg служат морская и океаническая вода, природные рассолы, образующиеся при ее испарении, и твердые залежи солей. Для группы минералов, образующих осадочные солевые месторождения (сульфатов и хлоридов Na, К и Mg), применяют условное название “природные соли”. Наиболее крупные месторождения калиевых солей находятся в России (Соликамск), Канаде и Германии, мощные залежи фосфатных руд - в Северной Африке, России и Казахстане, NaNO3 - в Чили.

Соли используют в пищевой, химической, металлургической, стекольной, кожевенной, текстильной промышленности, в сельском хозяйстве, медицине и т. д.

Основные виды солей

1. Бораты (оксобораты), соли борных кислот: метаборной НВО2, ортоборной Н3ВО3 и не выделенных в свободном состоянии полиборных. По числу атомов бора в молекуле делятся на моно-, ди, тетра-, гексабораты и т. д. Бораты называют также по образующим их кислотам и по числу молей В2О3, приходящемуся на 1 моль основного оксида. Так различные метабораты могут быть названы моноборатами, если содержат анион В(ОН)4 или цепочечный анион {ВО2}nn- диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В2О3(OН)2}n2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В3О6)3-.