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⁺, СН₃NН₃+ и др. катионы или групп ОН основания на анионы кислот (напр., Cl^-, SO₄^2-).

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}_n^n- диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В₂О₃(OН)₂}_n^2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В₃О₆)^3-.