Соли- тоа солажни супстанции, производи од целосна или делумна замена на атоми на водород во киселини со метал ( H 2 SO 4 - Na H SO 4 - Na 2 SO 4 ) или хидроксо групи на бази со киселински остаток ( Cu (OH) 2 - CuOHCl - CuCl 2)
Според составот на солта, постојат:
- просек
- кисело
- основни
- двојно
- измешани
- комплекс
Физички својства:
Цврсти кристални материи, многу високи точки на топење и вриење.
Силните електролити имаат јонска кристална решетка.
Присуството на одредени јони може да ја одреди бојата на солите. На пример:
Cu 2+ - сина;
Fe 3+ - светло-кафеава боја;
Ni 2+ - зелена;
CrO 4 2- - жолта;
Cr 2 O 7 2- - портокалова боја;
MnO4- - виолетова боја
Хемиски својства:
1. Дисоцијација:
Соли се силни електролити кои постојат во водени раствориво форма на метални катјони и анјони на киселински остатоци
NaCl = Na + + Cl -
2. Интеракција совода
Формирање на кристални хидрати: CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 · 5H2O
Хидролиза: Mg 3 P 2 + 6H 2 O = 3Mg (OH) 2 + 2PH 3
3. Интеракција со метали CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu;
Но, ако металот комуницира со вода, тогаш CuCl 2 + 2K + 2H 2 O = 2KCl + Cu (OH) 2 ↓+ H 2;
3. Интеракција со алкали:
Растворливите соли реагираат со алкалии ако резултатот е нерастворливо соединение
CuSO4 +2NaOH = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4;
4. Интеракција со силни и помалку испарливи киселини:
Солите на слабите киселини реагираат со посилни, помалку испарливи киселини
Ca CO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2;
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S;
5. Интеракција со соли
Растворливите соли комуницираат едни со други ако не се формираат растворлива сол:
BaCl2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ 2NaCl;
6. Нерастворливите соли и солите на испарливи киселини се распаѓаат кога се загреваат:
Ca CO 3 = CaO + CO 2
2 Cu(NO 3) 2 = 2 CuO+ 4 NO 2 + O 2 (производите на распаѓање на нитрати се одредуваат според активноста на металот, видете распаѓање на нитрати)
2BaSO 4 → 2BaO + 2SO 2 + O 2
7. Електролиза
Во топењето: 2 NaCl = 2Na + Cl 2;
Во раствор: 2NaCl + 2H 2 O = 2Na OH + Cl 2 + H 2
CuSO 4 + 2H 2 O = 2Cu 0 + 2H 2 SO 4+ О 2
Потврда:
Метал со неметал: Fe + S = FeS (греење)
Метал со киселина: Zn +2 HCl = Zn Cl 2 + H 2
Метал со сол: CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu
Метал со алкали: 2 NaOH + Zn = Na 2 ZnO 2 + H 2
Неметал со алкали: 2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaCl O + H 2 O - ладно
6NaOH+3Cl 2 =5NaCl+NaCl O 3 +3H 2 O (t°)
Основни оксиди со кисели и амфотерни оксиди:
CaO + SO 3 = CaSO 4; CaO + Al 2 O 3 = Ca (AlO 2) 2 (t °)
Основни оксиди со киселина: CaO + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O
Сол со неметал: KI + Cl 2 = KCl + I 2
База со киселина: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O – област за неутрализација
H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O
2HCl + Cu(OH) 2 = CuCl2 + 2H2O; HCl + Cu(OH) 2 = CuOHCl + H 2 O
Киселини со соли на слаби и испарливи киселини: BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ 2H Cl
Алкалии со растворливи соли: 3 NaOH + FeCl 3 = Fe (OH) 3 ↓ + 3 NaCl
Растворливи соли едни со други: BaCl 2 (p) + Na 2 SO 4 (p) = BaSO 4 ↓+ 2 NaCl
Соли со киселински оксиди: Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2
Кисели оксиди со алкалии: SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O;
SO 3 + NaOH = Na H SO 4
Соли - органски и неоргански хемикалии комплексен состав. Во хемиската теорија не постои строга и конечна дефиниција за соли. Тие можат да се опишат како соединенија:
- составена од анјони и катјони;
- добиени како резултат на интеракцијата на киселини и бази;
- се состои од киселински остатоци и метални јони.
Киселите остатоци може да се поврзат не со метални атоми, туку со јони на амониум (NH 4) +, фосфониум (PH 4) +, хидрониум (H 3 O) + и некои други.
Видови соли
Кисела, средна, основна. Ако сите водородни протони во киселина се заменуваат со метални јони, тогаш таквите соли се нарекуваат средни соли, на пример, NaCl. Ако водородот е само делумно заменет, тогаш таквите соли се кисели, на пример. KHSO 4 и NaH 2 PO 4. Ако хидроксилните групи (OH) - базите не се целосно заменети со кисел остаток, тогаш солта е базна, на пример. CuCl(OH), Al(OH)SO4.
- Едноставно, двојно, мешано. Едноставните соли се состојат од еден метал и еден киселински остаток, на пример, K 2 SO 4. Двојните соли содржат два метали, на пример KAl(SO 4) 2. Мешаните соли имаат два кисели остатоци, на пр. AgClBr.
Органски и неоргански.
- Комплексни соли со комплексен јон: K 2, Cl 2 и други.
- Кристално хидрати и кристални солвати.
- Кристални хидрати со молекули на вода за кристализација. CaSO 4 * 2H 2 O.
- Кристални солвати со молекули на растворувачи. На пример, LiCl во течен амонијак NH 3 дава LiCl*5NH3 солват.
- Содржи кислород и без кислород.
- Внатрешни, инаку наречени биполарни јони.
Својства
Повеќето соли се цврсти материи со висока точка на топење и не спроведуваат струја. Растворливоста во вода е важна карактеристика, врз основа на неа, реагенсите се делат на растворливи во вода, малку растворливи и нерастворливи. Многу соли се раствораат во органски растворувачи.
Солите реагираат:
- со повеќе активни метали;
- со киселини, бази и други соли, ако интеракцијата произведува супстанции кои не учествуваат во понатамошни реакции, на пример, гас, нерастворлив талог, вода. Тие се распаѓаат кога се загреваат и се хидролизираат во вода.
Во природата, солите се широко распространети во форма на минерали, саламура и наслаги на сол. Тие се добиваат и од морска вода, ископување руди.
Солите се неопходни за човечкото тело. Железни соли се потребни за надополнување на хемоглобинот, калциум - учествуваат во формирањето на скелетот, магнезиум - ја регулираат активноста на гастроинтестиналниот тракт.
Примена на соли
Солите активно се користат во производството, секојдневниот живот, земјоделството, медицина, прехранбена индустрија, хемиска синтеза и анализа, во лабораториска пракса. Еве само неколку области на нивната примена:
- натриум, калиум, калциум и амониум нитрати (салитра); калциум фосфат, 
Калиум хлоридот е суровина за производство на ѓубрива.
- Натриум хлоридот е неопходен за производство на кујнска сол, се користи во хемиската индустрија за производство на хлор, сода и каустична сода.
- Натриум хипохлорит е популарно средство за белење и дезинфекција на вода.
- Соли оцетна киселина(ацетати) се користат во прехранбената индустријакако конзерванси (калиум и калциум ацетат); во медицината за производство на лекови, во козметичката индустрија (натриум ацетат), за многу други намени.
- Калиум-алуминиум и калиум-хром стипса се барани во медицината и прехранбената индустрија; за боење ткаенини, кожа, крзна.
- Многу соли се користат како фиксатори за одредување хемиски составсупстанции, квалитет на вода, ниво на киселост итн.
Нашата продавница нуди широк спектар на соли, органски и неоргански.
Солите се електролити кои се дисоцираат во водени раствори за да формираат метален катјон и киселински остаток анјон.
Класификацијата на солите е дадена во табелата. 9.
Кога пишувате формули за какви било соли, мора да се водите според едно правило: вкупните полнежи на катјоните и анјоните мора да бидат еднакви во апсолутна вредност. Врз основа на ова, треба да се постават индекси. На пример, кога ја пишуваме формулата за алуминиум нитрат, земаме предвид дека полнежот на алуминиумскиот катјон е +3, а питратниот јон е 1: AlNO 3 (+3), а со помош на индекси ги изедначуваме полнежите (најмалку заеднички множител за 3 и 1 е 3. Поделете 3 на абсолутна вредностполнење на алуминиумскиот катјон - се добива индексот. 3 го делиме со апсолутната вредност на полнежот на анјонот NO 3 - добиваме индекс 3). Формула: Al(NO 3) 3
Посолете го
Средните или нормалните соли содржат само метални катјони и анјони од киселинскиот остаток. Нивните имиња се изведени од латинското име на елементот што го формира киселиот остаток со додавање на соодветниот завршеток во зависност од состојбата на оксидација на тој атом. На пример, солта на сулфурна киселина Na 2 SO 4 се нарекува (оксидациона состојба на сулфур +6), сол Na 2 S - (оксидациона состојба на сулфур -2), итн. Во табелата. Табела 10 ги прикажува имињата на солите формирани од најшироко користените киселини.
Имињата на средните соли се во основата на сите други групи на соли.
■ 106 Напиши ги формулите на следните просечни соли: а) калциум сулфат; б) магнезиум нитрат; в) алуминиум хлорид; г) цинк сулфид; г) ; ѓ) калиум карбонат; е) калциум силикат; ж) железо (III) фосфат.
Киселините соли се разликуваат од просечните соли по тоа што нивниот состав, покрај металниот катјон, вклучува и водороден катјон, на пример NaHCO3 или Ca(H2PO4)2. Киселината сол може да се смета како производ на нецелосна замена на атомите на водород во киселина со метал. Следствено, киселинските соли можат да се формираат само од две или повеќе основни киселини.
Молекулата на киселинската сол обично вклучува „кисел“ јон, чие полнење зависи од фазата на дисоцијација на киселината. На пример, дисоцијацијата на фосфорната киселина се јавува во три чекори:
Во првата фаза на дисоцијација, се формира единечно наелектризиран анјон H 2 PO 4. Следствено, во зависност од полнежот на металниот катјон, формулите на солите ќе изгледаат како NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2 итн. Во втората фаза на дисоцијација , се формира двојно наелектризираниот HPO анјон 2 4 — . Формулите на солите ќе изгледаат вака: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 итн. Третата фаза на дисоцијација киселински солине дава.
Имињата на киселинските соли се изведени од имињата на средните со додавање на префиксот хидро- (од зборот „хидрогениум“ -):
NaHCO 3 - натриум бикарбонат KHCO 4 - калиум хидроген сулфат CaHPO 4 - калциум хидроген фосфат
Ако киселиот јон содржи два атоми на водород, на пример H 2 PO 4 -, на името на солта се додава префиксот di- (два): NaH 2 PO 4 - натриум дихидроген фосфат, Ca(H 2 PO 4) 2 - калциум дихидроген фосфат, итн. г.
■
107. Напиши ги формулите на следните киселински соли: а) калциум хидроген сулфат; б) магнезиум дихидроген фосфат; в) алуминиум водород фосфат; г) бариум бикарбонат; д) натриум хидросулфит; ѓ) магнезиум хидросулфит.
108. Дали е можно да се добијат кисели соли на хлороводородна и азотна киселина. Оправдајте го вашиот одговор.
Сите соли
Основните соли се разликуваат од другите по тоа што, покрај металниот катјон и анјонот од киселинскиот остаток, содржат хидроксилни анјони, на пример Al(OH)(NO3) 2. Овде полнењето на алуминиумскиот катјон е +3, а полнежите на хидроксил јон-1 и два нитратни јони се 2, вкупно 3.
Имињата на главните соли се изведени од имињата на средните соли со додавање на зборот основен, на пример: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - основен бакар карбонат, Al (OH) 2 NO 3 - основен алуминиум нитрат .
■ 109. Напиши ги формулите на следните основни соли: а) базично железо (II) хлорид; б) основен железо (III) сулфат; в) основен бакар(II) нитрат; г) основен калциум хлорид д) основен магнезиум хлорид; ѓ) базично железо (III) сулфат е) основен алуминиум хлорид.
Формулите на двојни соли, на пример KAl(SO4)3, се изградени врз основа на вкупните полнежи и на металните катјони и на вкупниот полнеж на анјонот
Вкупниот полнеж на катјоните е + 4, вкупниот полнеж на анјоните е -4.
Имињата на двојните соли се формираат на ист начин како и средните, наведени се само имињата на двата метали: KAl(SO4)2 - калиум-алуминиум сулфат.
■ 110. Напиши ги формулите на следните соли:
а) магнезиум фосфат; б) магнезиум хидроген фосфат; в) олово сулфат; г) бариум водород сулфат; д) бариум хидросулфит; ѓ) калиум силикат; е) алуминиум нитрат; ж) бакар (II) хлорид; з) железо (III) карбонат; ѕ) калциум нитрат; л) калиум карбонат.
Хемиски својства на солите
1. Сите средни соли се силни електролити и лесно се дисоцираат:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Средните соли можат да стапат во интеракција со метали кои се голем број на напони лево од металот што е дел од солта:
Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Cu + Fe 2+
2. Солите реагираат со алкали и киселини според правилата опишани во деловите „Бази“ и „Киселини“:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - =Fe(OH) 3
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 - = SO 2 + H 2 O
3. Солите можат да комуницираат една со друга, што резултира со формирање на нови соли:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Бидејќи овие реакции на размена се вршат главно во водени раствори, тие се случуваат само кога една од добиените соли се таложи.
Сите реакции на размена се одвиваат во согласност со условите за реакциите да продолжат до завршување, наведени во § 23, стр. 89.
■ 111. Запишете ги равенките за следните реакции и, користејќи ја табелата за растворливост, одреди дали тие ќе продолжат до завршување:
а) бариум хлорид + ;
б) алуминиум хлорид + ;
в) натриум фосфат + калциум нитрат;
г) магнезиум хлорид + калиум сулфат;
д) + олово нитрат;
ѓ) калиум карбонат + манган сулфат;
е) + калиум сулфат.
Напиши ги равенките во молекуларна и јонска форма.
■ 112. Со која од наведените материи ќе реагира железото (II) хлорид: а) ; б) калциум карбонат; в) натриум хидроксид; г) силициум анхидрид; г) ; ѓ) бакар (II) хидроксид; и)?
113. Опишете ги својствата на калциум карбонатот како просечна сол. Напиши ги сите равенки во молекуларна и јонска форма.
114. Како да се изврши серија трансформации:
Напиши ги сите равенки во молекуларна и јонска форма.
115. Колкаво количество сол ќе се добие од реакцијата на 8 g сулфур и 18 g цинк?
116. Колкав волумен на водород ќе се ослободи кога 7 g железо реагира со 20 g сулфурна киселина?
117. Колку молови кујнска сол ќе се добијат од реакцијата на 120 g натриум хидроксид и 120 g хлороводородна киселина?
118. Колку калиум нитрат ќе се добие од реакцијата на 2 молови калиум хидроксид и 130 g азотна киселина?
Хидролиза на соли
Специфично својство на солите е нивната способност да хидролизираат - да подлежат на хидролиза (од грчкиот „хидро“ - вода, „лиза“ - распаѓање), т.е. распаѓање под влијание на вода. Невозможно е хидролизата да се смета за распаѓање во смисла во која обично ја разбираме, но едно е сигурно - таа секогаш учествува во реакцијата на хидролиза.
- многу слаб електролит, слабо се дисоцира
H 2 O ⇄ H + + OH -
и не ја менува бојата на индикаторот. Алкалите и киселините ја менуваат бојата на индикаторите, бидејќи кога тие се дисоцираат во растворот, се формира вишок на јони OH - (во случај на алкалии) и јони H + во случај на киселини. Во соли како NaCl, K 2 SO 4, кои се формираат од силна киселина (HCl, H 2 SO 4) и силна база (NaOH, KOH), индикаторите не ја менуваат бојата, бидејќи во раствор од овие
Практично нема хидролиза на соли.
При хидролиза на соли можни се четири случаи, во зависност од тоа дали солта настанала со силна или слаба киселина и база.
1. Ако земеме сол на силна база и слаба киселина, на пример K 2 S, ќе се случи следново. Калиум сулфидот се дисоцира во јони како силен електролит:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Заедно со ова, слабо се дисоцира:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Сулфурниот анјон S2- е анјон на слаба хидросулфидна киселина, која слабо се дисоцира. Ова води до фактот дека S 2- анјонот почнува да прицврстува водородни катјони на себе од вода, постепено формирајќи малку дисоцијативни групи:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS - + H + + OH - = H 2 S + OH -
Бидејќи H + катјоните од водата се врзани, а анјоните OH - остануваат, реакцијата на медиумот станува алкална. Така, при хидролиза на соли формирани од силна база и слаба киселина, реакцијата на медиумот е секогаш алкална.
■ 119.Користејќи јонски равенки објаснете го процесот на хидролиза на натриум карбонат.
2. Ако земете сол формирана од слаба база и силна киселина, на пример Fe(NO 3) 3, тогаш кога таа се дисоцира, се формираат јони:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Катјонот Fe3+ е катјон со слаба база - железо, кој многу слабо се дисоцира. Ова води до фактот дека катјонот Fe 3+ почнува да прикачува OH - анјони од вода, формирајќи малку дисоцирачки групи:
Fe 3+ + H + + OH - = Fe(OH) 2+ + + H +
и наваму
Fe(OH) 2+ + H + + OH - = Fe(OH) 2 + + H +
Конечно, процесот може да ја достигне својата последна фаза:
Fe(OH) 2 + + H + + OH - = Fe(OH) 3 + H +
Следствено, ќе има вишок на водородни катјони во растворот.
Така, при хидролиза на сол формирана од слаба база и силна киселина, реакцијата на медиумот е секогаш кисела.
■ 120. Користејќи јонски равенки, објаснете го текот на хидролизата на алуминиум хлорид.
3. Ако солта се формира од силна база и силна киселина, тогаш ниту катјонот ниту анјонот не ги врзуваат водните јони и реакцијата останува неутрална. Хидролизата практично не се случува.
4. Ако солта е формирана од слаба база и слаба киселина, тогаш реакцијата на медиумот зависи од нивниот степен на дисоцијација. Ако базата и киселината имаат речиси иста вредност, тогаш реакцијата на медиумот ќе биде неутрална.
■ 121. Често се гледа како за време на реакција на размена, наместо очекуваниот талог од сол, се таложи метален талог, на пример, во реакцијата помеѓу железо (III) хлорид FeCl 3 и натриум карбонат Na 2 CO 3, а не Fe 2 Се формира (CO 3) 3, но Fe( OH) 3 . Објаснете го овој феномен.
122. Меѓу солите наведени подолу, наведете ги оние кои се подложени на хидролиза во раствор: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .
Карактеристики на својствата на киселинските соли
Киселите соли имаат малку поинакви својства. Тие можат да влезат во реакции со зачувување и уништување на киселиот јон. На пример, реакцијата на кисела сол со алкали резултира со неутрализација на киселинската сол и уништување на киселинскиот јон, на пример:
NaHSO4 + KOH = KNaSO4 + H2O
двојна сол
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Уништувањето на киселиот јон може да се претстави на следниов начин:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Киселиот јон исто така се уништува кога реагира со киселини:
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HCO 3 - + 2H + = 2H2O + 2CO2
HCO 3 - + H + = H2O + CO2
Неутрализацијата може да се изврши со истиот алкал што ја формирал солта:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 4 2- + H2O
Реакциите со соли се случуваат без уништување на киселиот јон:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca 2+ + CO 2 3 - = CaCO3
■ 123. Напиши ги равенките за следните реакции во молекуларна и јонска форма:
а) калиум хидросулфид +;
б) натриум хидроген фосфат + калиум хидроксид;
в) калциум дихидроген фосфат + натриум карбонат;
г) бариум бикарбонат + калиум сулфат;
д) калциум хидросулфит +.
Добивање соли
Врз основа на проучуваните својства на главните класи неоргански материиМожете да заклучите 10 начини за добивање на соли.
1. Интеракција на метал со неметал:
2Na + Cl2 = 2NaCl
На овој начин може да се добијат само демонски соли. кислородни киселини. Ова не е јонска реакција.
2. Интеракција на метал со киселина:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - =Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Интеракција на метал со сол:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Интеракција на основен оксид со киселина:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Интеракцијата на основен оксид со киселински анхидрид:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Реакцијата не е јонска по природа.
6. Интеракција на кисел оксид со база:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Интеракција на киселини со бази (неутрализација):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH - = H2O
8. Интеракцијата на база со сол:
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl
3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH)3↓ + 3Na - + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH)3↓
9. Интеракција на киселина со сол:
H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O+ CO2
2H + + SO 2 4 - + 2Na + + CO 2 3 - =2Na + + SO 2 4 - + H2O + CO2
2H + + CO 2 3 - = H2O + CO2
10. Интеракција на сол со сол:
Ba(NO3)2 + FeSO4 = Fe(NO3)2 + BaSO4
Ba 2+ + 2NO 3 - + Fe 2+ + SO 2 4 - = Fe 2+ + 2NO 3 - + BaSO4↓
Ba 2+ + SO 2 4 - = BaSO4↓
■124. Наведете ги сите методи што ги знаете за подготовка на бариум сулфат (напишете ги сите равенки во молекуларна и јонска форма).
125. Наведете ги сите можни општи методи за добивање на цинк хлорид.
126. Измешани 40 g бакар оксид и 200 ml 2 N. раствор на сулфурна киселина. Која количина на бакар сулфат се формира?
127. Колку калциум карбонат ќе се добие од реакција на 2,8 литри CO2 со 200 g 5% раствор на Ca(OH)2?
128. Измешани 300 g 10% раствор на сулфурна киселина и 500 ml од 1,5 N. раствор на натриум карбонат. Колку јаглерод диоксид ќе се ослободи?
129. 80 g цинк што содржи 10% нечистотии се третираат со 200 ml 20% хлороводородна киселина. Колку цинк хлорид се формира како резултат на реакцијата?
Статија на тема Сол
ДЕФИНИЦИЈА
Соли- тоа се електролити, при чие дисоцијација се формираат метални катјони (амониумски јон или сложени јони) и анјони на киселински остатоци:
NaNO 3 ↔ Na + + NO 3 - ;
NH 4 NO 3 ↔ NH 4 + + NO 3 - ;
KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- ;
Cl 2 ↔ 2+ + 2Cl - .
Солите обично се делат во три групи - средни (NaCl), кисели (NaHCO 3) и базни (Fe(OH)Cl). Покрај тоа, постојат двојни (мешани) и сложени соли. Двојните соли се формираат од два катјони и еден анјон. Тие постојат само во цврста форма.
Хемиски својства на солите
а) киселински соли
Киселините соли при дисоцијација даваат метални катјони (амониум јон), водородни јони и анјони на киселинскиот остаток:
NaHCO 3 ↔ Na + + H + + CO 3 2- .
Киселините соли се производи на нецелосна замена на атоми на водород на соодветната киселина со метални атоми.
Киселините соли се термички нестабилни и, кога се загреваат, се распаѓаат за да формираат средни соли:
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O.
Киселините соли се карактеризираат со реакции на неутрализација со алкалии:
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O.
б) основни соли
Основните соли при дисоцијација даваат метални катјони, анјони од киселинскиот остаток и OH - јони:
Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH) + + Cl — ↔ Fe 2+ + OH — + Cl — .
Основните соли се производи на нецелосна замена на хидроксилните групи од соодветната база со киселински остатоци.
Основните соли, како и киселите, се термички нестабилни и се распаѓаат кога се загреваат:
2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.
Основните соли се карактеризираат со реакции на неутрализација со киселини:
Fe(OH)Cl + HCl ↔ FeCl 2 + H 2 O.
в) средни соли
Средните соли при дисоцијација даваат само метални катјони (амониум јон) и анјони на киселинскиот остаток (види погоре). Средните соли се производи на целосна замена на атоми на водород на соодветната киселина со метални атоми.
Повеќето средни соли се термички нестабилни и се распаѓаат кога се загреваат:
CaCO 3 = CaO + CO 2;
NH4Cl = NH3 + HCl;
2Cu(NO3)2 = 2CuO +4NO2 + O2.
Во воден раствор, средните соли се подложени на хидролиза:
Al2S3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H2S;
K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH;
Fe(NO 3) 3 + H 2 O ↔ Fe(OH) (NO 3) 2 + HNO 3.
Средните соли влегуваат во реакции на размена со киселини, бази и други соли:
Pb(NO 3) 2 + H2S = PbS↓ + 2HNO3;
Fe 2 (SO 4) 3 + 3Ba(OH) 2 = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3BaSO 4 ↓;
CaBr 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KBr.
Физички својства на солите
Најчесто, солите се кристални материи со јонски кристална решетка. Солите имаат високи точки на топење. На бр. солите се диелектрици. Растворливоста на солите во вода варира.
Добивање соли
а) киселински соли
Главните начини за добивање киселински соли се нецелосната неутрализација на киселините, дејството на вишокот киселински оксиди врз базите, како и дејството на киселините на солите:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O;
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2;
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2.
б) основни соли
Основните соли се подготвуваат со внимателно додавање на мала количина на алкали во раствор од средна сол или со дејство на соли на слаби киселини врз средни соли:
AlCl3 + 2NaOH = Al(OH) 2 Cl + 2NaCl;
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 ↓ + CO 2 + 2NaCl.
в) средни соли
Главните методи за добивање на средни соли се реакција на киселини со метали, базични или амфотерни оксиди и бази, како и реакција на бази со кисели или амфотерни оксиди и киселини, реакција на киселински и базни оксиди и реакции на размена:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2;
Ag 2 O + 2HNO 3 = 2AgNO 3 + H 2 O;
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O;
2KOH + SO 2 = K 2 SO 3 + H 2 O;
CaO + SO 3 = CaSO 4;
BaCl 2 + MgSO 4 = MgCl 2 + BaSO 4 ↓.
Примери за решавање проблеми
ПРИМЕР 1
ПРИМЕР 2
| Вежбајте | Определете ја количината на супстанцијата, волуменот (бр.) и масата на амонијак потребни за да се добијат 250 g амониум сулфат што се користи како ѓубриво. |
| Решение | Да ја напишеме равенката за реакцијата на производство на амониум сулфат од амонијак и сулфурна киселина: 2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4. Моларна масаамониум сулфат пресметан со помош на табелата хемиски елементиДИ. Менделеев – 132 g/mol. Потоа, количината на супстанција на амониум сулфат: v((NH 4) 2 SO 4) = m ((NH 4) 2 SO 4) / M ((NH 4) 2 SO 4) v((NH 4) 2 SO 4) = 250/132 = 1,89 mol Според равенката на реакцијата v((NH 4) 2 SO 4): v(NH 3) = 1:2, според тоа, количината на супстанција од амонијак е еднаква на: v(NH 3) = 2×v((NH 4) 2 SO 4) = 2×1,89 = 3,79 mol. Ајде да го одредиме волуменот на амонијак: V(NH3) = v(NH3)×V m; V(NH 3) = 3,79 × 22,4 = 84,8 l. Моларна маса на амонијак, пресметана со помош на табелата со хемиски елементи од Д.И. Менделеев – 17 g/mol. Потоа, да ја најдеме масата на амонијак: m(NH3) = v(NH3)× M(NH3); m(NH 3) = 3,79 × 17 = 64,43 g. |
| Одговори | Количината на амонијак супстанција е 3,79 mol, волуменот на амонијак е 84,8 l, масата на амонијак е 64,43 g. |
Хемиски равенки
Хемиска равенка- е израз на реакција со користење хемиски формули. Хемиски равенкипокажете кои супстанции влегуваат во хемиска реакција и кои супстанции се формираат како резултат на оваа реакција. Равенката е составена врз основа на законот за зачувување на масата и ги прикажува квантитативните односи на супстанциите кои учествуваат во хемиската реакција.
Како пример, разгледајте ја интеракцијата на калиум хидроксид со фосфорна киселина:
H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Од равенката е јасно дека 1 мол ортофосфорна киселина (98 g) реагира со 3 молови калиум хидроксид (3,56 g). Како резултат на реакцијата, се формираат 1 мол калиум фосфат (212 g) и 3 молови вода (3,18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g гледаме дека масата на супстанциите што влегле во реакцијата е еднаква на масата на производите на реакцијата. Равенката на хемиска реакција ви овозможува да направите различни пресметки поврзани со дадена реакција.
Комплексните супстанции се поделени во четири класи: оксиди, бази, киселини и соли.
Оксиди- Ова комплексни супстанции, кој се состои од два елементи, од кои едниот е кислород, т.е. Оксидот е соединение на елемент со кислород.
Името на оксидите е изведено од името на елементот што е дел од оксидот. На пример, BaO е бариум оксид. Ако оксидниот елемент има променлива валентност, тогаш по името на елементот неговата валентност е означена во загради со римски број. На пример, FeO е железен (I) оксид, Fe2O3 е железен (III) оксид.
Сите оксиди се поделени на сол-формирање и несол-формирање.
Оксидите кои формираат сол се оние оксиди кои, како резултат на тоа, хемиски реакцииформираат соли. Тоа се оксиди на метали и неметали, кои при интеракција со вода ги формираат соодветните киселини, а при интеракција со бази соодветните кисели и нормални соли. На пример, бакарниот оксид (CuO) е оксид што формира сол, бидејќи, на пример, кога реагира со хлороводородна киселина (HCl), се формира сол:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Како резултат на хемиски реакции, може да се добијат и други соли:
CuO + SO3 → CuSO4.
Оксиди кои не формираат сол се оние оксиди кои не формираат соли. Примерите вклучуваат CO, N2O, NO.
Оксидите кои формираат сол се од 3 вида: базни (од зборот „база“), кисели и амфотерични.
Основните оксиди се метални оксиди, кои одговараат на хидроксидите, кои припаѓаат на класата на бази. Основните оксиди вклучуваат, на пример, Na2O, K2O, MgO, CaO итн.
Хемиски својства на основните оксиди
1. Основните оксиди растворливи во вода реагираат со вода за да формираат бази:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Реагирајте со киселински оксиди, формирајќи ги соодветните соли
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Реагирајте со киселини за да формирате сол и вода:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Реагирајте со амфотерни оксиди:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Основните оксиди реагираат со кисели оксиди, формирајќи соли:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Ако составот на оксидите содржи неметал или метал кој покажува највисока валентност (обично од IV до VII) како втор елемент, тогаш таквите оксиди ќе бидат кисели. Киселински оксиди (киселински анхидриди) се оние оксиди кои одговараат на хидроксидите кои припаѓаат на класата киселини. Тоа се, на пример, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 итн. Киселите оксиди се раствораат во вода и алкалии, формирајќи сол и вода.
Хемиски својства на киселинските оксиди
1. Реагирајте со вода за да формирате киселина:
SO3 + H2O → H2SO4.
Но, не сите кисели оксиди реагираат директно со вода (SiO2, итн.).
2. Реагирајте со оксиди засновани за да формирате сол:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Реагирајте со алкалии, формирајќи сол и вода:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Амфотерниот оксид содржи елемент кој има амфотерични својства. Амфотеричноста се однесува на способноста на соединенијата да покажуваат кисели и базни својства во зависност од условите. На пример, цинк оксидот ZnO може да биде или база или киселина (Zn(OH)2 и H2ZnO2). Амфотеричноста се изразува во фактот што, во зависност од условите, амфотеричните оксиди покажуваат или основни или киселински својства, на пример - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. На пример, амфотерната природа на цинк оксидот се манифестира кога тој е во интеракција и со хлороводородна киселина и со натриум хидроксид:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Бидејќи не сите амфотерични оксиди се растворливи во вода, многу е потешко да се докаже амфотерната природа на таквите оксиди. На пример, алуминиум (III) оксид покажува основни својства во реакцијата на неговото спојување со калиум дисулфат и кисели својства кога се спојува со хидроксиди:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
За различни амфотерни оксиди, двојноста на својствата може да се изрази во различни степени. На пример, цинк оксидот подеднакво лесно се раствора и во киселините и во алкалите, а железото (III) оксид - Fe2O3 - има претежно основни својства.
Хемиски својства на амфотерните оксиди
1. Реагирајте со киселини за да формирате сол и вода:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Реагирајте со цврсти алкалии (за време на фузија), формирајќи како резултат на реакцијата сол - натриум цинкат и вода:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Кога цинк оксид е во интеракција со алкален раствор (ист NaOH), се јавува друга реакција:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Координативниот број е карактеристика што го одредува бројот на блиските честички: атоми или јони во молекула или кристал. Секој амфотеричен метал има свој координативен број. За Be и Zn е 4; За и Ал тоа е 4 или 6; За и Cr е 6 или (многу ретко) 4;
Амфотерните оксиди обично се нерастворливи во вода и не реагираат со неа.
Методи за добивање оксиди од едноставни материи- ова е или директна реакција на елементот со кислород:
или распаѓање на сложени супстанции:
а) оксиди
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
б) хидроксиди
Ca(OH)2 = CaO + H2O
в) киселини
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO +CO2
Како и интеракцијата на киселини - оксидирачки агенси со метали и неметали:
Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Оксидите може да се добијат со директна интеракција на кислородот со друг елемент, или индиректно (на пример, при распаѓање на соли, бази, киселини). Во нормални услови, оксидите доаѓаат во цврста, течна и гасовита состојба; овој тип на соединение е многу честа појава во природата. Оксидите се содржани во Земјината кора. 'Рѓа, песок, вода, јаглерод диоксид се оксиди.
Причини- ова се сложени супстанции во молекулите на кои металните атоми се поврзани со една или повеќе хидроксилни групи.
Базите се електролити кои, кога се дисоцираат, формираат само јони на хидроксид како анјони.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Постојат неколку знаци за класификација на базите:
Во зависност од нивната растворливост во вода, базите се делат на алкали и нерастворливи. Алкалите се хидроксиди алкални метали(Li, Na, K, Rb, Cs) и земноалкалните метали (Ca, Sr, Ba). Сите други основи се нерастворливи.
Во зависност од степенот на дисоцијација, базите се делат на силни електролити (сите алкали) и слаби електролити (нерастворливи бази).
Во зависност од бројот на хидроксилни групи во молекулата, базите се поделени на монокиселина (1 OH група), на пример, натриум хидроксид, калиум хидроксид, диацид (2 OH групи), на пример, калциум хидроксид, бакар хидроксид (2), и полиацид.
Хемиски својства.
OH - јоните во растворот ја одредуваат алкалната средина.
Алкалните раствори ја менуваат бојата на индикаторите:
Фенолфталеин: безбоен ® темноцрвен,
Лакмус: виолетова ® сина,
Метил портокал: портокалова ® жолта.
Алкалните раствори реагираат со кисели оксиди за да формираат соли на оние киселини кои одговараат на киселинските оксиди кои реагираат. Во зависност од количината на алкали, се формираат средни или кисели соли. На пример, кога калциум хидроксид реагира со јаглерод (IV) моноксид, се формираат калциум карбонат и вода:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O
И кога калциум хидроксид реагира со вишок јаглерод моноксид (IV), се формира калциум бикарбонат:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Сите бази реагираат со киселини за да формираат сол и вода, на пример: кога натриум хидроксид реагира со хлороводородна киселина, се формираат натриум хлорид и вода:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Бакар (II) хидроксид се раствора во хлороводородна киселина за да формира бакар (II) хлорид и вода:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
Реакцијата помеѓу киселина и база се нарекува реакција на неутрализација.
Нерастворливите бази, кога се загреваат, се распаѓаат во вода и металниот оксид што одговара на основата, на пример:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Алкалите стапуваат во интеракција со растворите на сол ако е исполнет еден од условите за реакцијата на јонска размена да продолжи до крај (се формира талог),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Реакцијата настанува поради врзувањето на бакарните катјони со јони на хидроксид.
Кога бариум хидроксид реагира со раствор од натриум сулфат, се формира талог од бариум сулфат.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2 NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Реакцијата се јавува поради врзување на бариум катјони и сулфатни анјони.
Киселини -Тоа се сложени супстанции чии молекули вклучуваат атоми на водород кои можат да се заменат или заменат за метални атоми и киселински остаток.
Врз основа на присуството или отсуството на кислород во молекулата, киселините се делат на кои содржат кислород (H2SO4 сулфурна киселина, H2SO3 сулфурна киселина, HNO3 азотна киселина, H3PO4 фосфорна киселина, H2CO3 јаглеродна киселина, H2SiO3 силициумска киселина) и без кислород (HF флуороводородна киселина, HCl хлороводородна киселина (хлороводородна киселина), HBr хлороводородна киселина, HI јодна киселина, H2S хидросулфидна киселина).
Во зависност од бројот на атоми на водород во молекулата на киселината, киселините се монобазни (со 1 атом H), двобазни (со 2 атоми H) и трибазни (со 3 атоми H).
КИСЕЛИНИ
Делот од киселинската молекула без водород се нарекува киселински остаток.
Остатоците од киселина може да се состојат од еден атом (-Cl, -Br, -I) - ова се едноставни киселински остатоци или може да се состојат од група атоми (-SO3, -PO4, -SiO3) - ова се комплексни остатоци.
Во водени раствори, за време на реакциите на размена и супституција, киселинските остатоци не се уништуваат:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Зборот анхидрид значи безводна, односно киселина без вода. На пример,
H2SO4 - H2O → SO3. Аноксичните киселини немаат анхидриди.
Киселината го добива името по името на елементот што формира киселина (агенс за формирање киселина) со додавање на завршетоците „наја“ и поретко „ваја“: H2SO4 - сулфурна; H2SO3 - јаглен; H2SiO3 - силициум, итн.
Елементот може да формира неколку кислородни киселини. Во овој случај, наведените завршетоци во имињата на киселините ќе бидат кога елементот ќе покаже повисока валентност (молекулата на киселината содржи висока содржина на атоми на кислород). Ако елементот покажува пониска валентност, завршетокот на името на киселината ќе биде „празен“: HNO3 - азотен, HNO2 - азотен.
Киселините може да се добијат со растворање на анхидриди во вода. Ако анхидридите се нерастворливи во вода, киселината може да се добие со дејство на друг повеќе силна киселинадо солта на потребната киселина. Овој метод е типичен и за кислород и за киселини без кислород. Киселините без кислород се добиваат и со директна синтеза од водород и неметал, проследено со растворање на добиеното соединение во вода:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Растворите на добиените гасовити материи HCl и H2S се киселини.
Во нормални услови, киселините постојат и во течна и во цврста состојба.
Хемиски својства на киселините
1. Киселините раствори делуваат на индикаторите. Сите киселини (освен силициум) се многу растворливи во вода. Специјални супстанции - индикатори ви овозможуваат да го одредите присуството на киселина.
Индикаторите се супстанции комплексна структура. Тие ја менуваат својата боја во зависност од нивната интеракција со различни хемикалии. Во неутрални раствори имаат една боја, во раствори на бази имаат друга боја. Кога се во интеракција со киселина, тие ја менуваат својата боја: индикаторот за метил портокал станува црвено, а индикаторот за лакмус исто така станува црвено.
2. Реагирајте со бази за да формирате вода и сол, која содржи непроменет кисел остаток (реакција на неутрализација):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Реагирајте со базни оксиди за да формирате вода и сол. Солта содржи киселински остаток од киселината што се користела во реакцијата на неутрализација:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Интеракција со метали.
За киселините да комуницираат со металите, мора да се исполнат одредени услови:
1. Металот мора да биде доволно активен во однос на киселините (во низата активност на металите мора да се наоѓа пред водородот). Колку подалеку лево е металот во серијата активности, толку поинтензивно комуницира со киселините;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Но, реакцијата помеѓу растворот на хлороводородна киселина и бакар е невозможна, бидејќи бакарот е во напонската серија по водородот.
2. Киселината мора да биде доволно силна (т.е. способна да донира водородни јони H+).
Кога се случуваат хемиски реакции на киселина со метали, се формира сол и се ослободува водород (освен за интеракцијата на металите со азотни и концентрирани сулфурни киселини):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Сепак, без разлика колку се различни киселините, сите тие формираат водородни катјони при дисоцијација, кои ја одредуваат низата општи својства: кисел вкус, промена на бојата на индикаторите (лакмус и метил портокал), интеракција со други супстанции.
Истата реакција се јавува помеѓу металните оксиди и повеќето киселини
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Ајде да ги опишеме реакциите:
2) Втората реакција треба да произведе растворлива сол. Во многу случаи, интеракцијата на металот со киселината практично не се јавува бидејќи добиената сол е нерастворлива и ја покрива површината на металот со заштитна фолија, на пример:
Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Нерастворливиот олово(II) сулфат ја спречува киселината да стигне до металот, а реакцијата престанува непосредно пред да започне. Поради оваа причина, мнозинството тешки металипрактично не комуницира со фосфорни, јаглеродни и хидросулфидни киселини.
3) Третата реакција е карактеристична за киселинските раствори, затоа, нерастворливите киселини, како што е силициумовата киселина, не реагираат со метали. Концентриран раствор на сулфурна киселина и раствор на азотна киселина со која било концентрација комуницираат со металите малку поинаку, затоа равенките за реакција помеѓу металите и овие киселини се напишани на поинаков начин. Разреден раствор на сулфурна киселина реагира со метали. стои во напонската серија на водород, формирајќи сол и водород.
4) Четвртата реакција е типична реакција на јонска размена и се јавува само ако се формира талог или гас.
Соли -тоа се сложени супстанции чии молекули се состојат од метални атоми и киселински остатоци (понекогаш може да содржат водород). На пример, NaCl е натриум хлорид, CaSO4 е калциум сулфат, итн.
Речиси сите соли се јонски соединенија, затоа, јоните на киселинските остатоци и металните јони се поврзани заедно во соли:
Na+Cl - натриум хлорид
Ca2+SO42 - калциум сулфат итн.
Солта е производ на делумна или целосна замена на метал за атомите на водород на киселина.
Оттука, се разликуваат следниве видови соли:
1. Средни соли - сите атоми на водород во киселината се заменуваат со метал: Na2CO3, KNO3 итн.
2. Киселински соли - не сите водородни атоми во киселината се заменети со метал. Се разбира, киселинските соли можат да формираат само ди- или полибазни киселини. Монобазните киселини не можат да произведат киселински соли: NaHCO3, NaH2PO4 итн. г.
3. Двојни соли - атомите на водород на ди- или полибазна киселина се заменуваат не со еден метал, туку со два различни: NaKCO3, KAl(SO4)2 итн.
4. Основните соли може да се сметаат како производи на нецелосна, или делумна, замена на хидроксилни групи бази со киселински остатоци: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl итн.
Од страна на меѓународна номенклатураИмето на солта на секоја киселина доаѓа од латинското име на елементот. На пример, солите на сулфурна киселина се нарекуваат сулфати: CaSO4 - калциум сулфат, MgSO4 - магнезиум сулфат итн.; солите на хлороводородна киселина се нарекуваат хлориди: NaCl - натриум хлорид, ZnCI2 - цинк хлорид итн.
Честичката „би“ или „хидро“ се додава на името на солите на двобазни киселини: Mg(HCl3)2 - магнезиум бикарбонат или бикарбонат.
Под услов во трибазна киселина само еден водороден атом да се замени со метал, тогаш се додава префиксот „дихидро“: NaH2PO4 - натриум дихидроген фосфат.
Соли се цврсти материи, кои имаат многу различна растворливост во вода.
Хемиските својства на солите се одредуваат со својствата на катјоните и анјоните кои се дел од нив.
1. Некои соли се распаѓаат кога се загреваат:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Реагирајте со киселини за да формирате нова сол и нова киселина. За да се изврши оваа реакција, киселината мора да биде посилна од солта зафатена од киселината:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Интеракција со бази, формирајќи нова сол и нова основа:
Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Да комуницирате едни со други за да формирате нови соли:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Тие комуницираат со метали кои се во ист опсег на активност како и металот што е дел од солта.
