Interaktion med salter. Kemiska egenskaper hos salter

Modern kemivetenskap representerar många olika grenar, och var och en av dem har, förutom sin teoretiska grund, stor tillämpad och praktisk betydelse. Vad du än rör är allt runt omkring dig en kemisk produkt. Huvudsektionerna är oorganisk och organisk kemi. Låt oss överväga vilka huvudklasser av ämnen som klassificeras som oorganiska och vilka egenskaper de har.

Huvudkategorier av oorganiska föreningar

Dessa inkluderar följande:

1. Oxider.
2. Salt.
3. Grunder.
4. Syror.

Var och en av klasserna representeras av en mängd olika föreningar av oorganisk natur och är viktig i nästan alla strukturer av mänsklig ekonomisk och industriell verksamhet. Alla de huvudsakliga egenskaperna för dessa föreningar, deras förekomst i naturen och deras produktion studeras i en skolkemikurs utan att misslyckas, i årskurs 8-11.

Det finns en allmän tabell över oxider, salter, baser, syror, som presenterar exempel på varje ämne och deras aggregationstillstånd och förekomst i naturen. Interaktioner som beskriver kemiska egenskaper visas också. Vi kommer dock att titta på var och en av klasserna separat och mer i detalj.

Grupp av föreningar - oxider

4. Reaktioner som ett resultat av vilka grundämnen ändrar CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagensvatten: bildning av syror (SiO 2 undantag)

CO + vatten = syra

2. Reaktioner med baser:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reaktioner med basiska oxider: saltbildning

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR-reaktioner:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

De uppvisar dubbla egenskaper och interagerar enligt principen för syra-basmetoden (med syror, alkalier, basiska oxider, sura oxider). De interagerar inte med vatten.

1. Med syror: bildning av salter och vatten

AO + syra = salt + H 2 O

2. Med baser (alkalier): bildning av hydroxokomplex

Al2O3 + LiOH + vatten = Li

3. Reaktioner med sura oxider: erhållande av salter

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaktioner med OO: bildning av salter, fusion

MnO + Rb 2 O = dubbelsalt Rb 2 MnO 2

5. Fusionsreaktioner med alkalier och alkalimetallkarbonater: bildning av salter

Al 2 O 3 + 2 LiOH = 2 LiAlO 2 + H 2 O

De bildar varken syror eller alkalier. De uppvisar mycket specifika egenskaper.

Varje högre oxid, bildad antingen av en metall eller en icke-metall, ger när den löses i vatten en stark syra eller alkali.

Organiska och oorganiska syror

I klassisk mening (baserat på positionerna för ED - elektrolytisk dissociation - Svante Arrhenius) är syror föreningar som dissocierar i en vattenhaltig miljö till katjoner H + och anjoner av syrarester An -. Men idag har syror också studerats mycket under vattenfria förhållanden, så det finns många olika teorier för hydroxider.

Empiriska formler för oxider, baser, syror, salter består endast av symboler, element och index som anger deras kvantitet i ämnet. Till exempel uttrycks oorganiska syror med formeln H + syrarest n-. Organiska ämnen har en annan teoretisk representation. Förutom den empiriska kan du skriva ner en fullständig och förkortad strukturformel för dem, som inte bara kommer att återspegla molekylens sammansättning och kvantitet, utan också ordningen på atomerna, deras koppling till varandra och den huvudsakliga funktionella grupp för karboxylsyror -COOH.

I oorganiska ämnen är alla syror indelade i två grupper:

• syrefri - HBr, HCN, HCL och andra;
• syrehaltiga (oxosyror) - HClO 3 och allt där det finns syre.

Oorganiska syror klassificeras också efter stabilitet (stabila eller stabila - allt utom kolsyra och svavelhaltig, instabil eller instabil - kolsyra och svavelhaltig). När det gäller styrka kan syror vara starka: svavelsyra, saltsyra, salpetersyra, perklorsyra och andra, såväl som svaga: svavelväte, hypoklor och andra.

Organisk kemi erbjuder inte samma sort. Syror som är organiska till sin natur klassificeras som karboxylsyror. Deras gemensamma drag är närvaron av den funktionella gruppen -COOH. Till exempel HCOOH (myrsyra), CH3COOH (ättiksyra), C17H35COOH (stearinsyra) och andra.

Det finns ett antal syror som särskilt noggrant betonas när man överväger detta ämne i en skolkemikurs.

1. Solyanaya.
2. Kväve.
3. Ortofosfor.
4. Hydrobromid.
5. Kol.
6. Vätejodid.
7. Svavel.
8. Ättik eller etan.
9. Butan eller olja.
10. Bensoin.

Dessa 10 syror i kemin är grundläggande ämnen i motsvarande klass både i skolkursen och i allmänhet inom industri och synteser.

Egenskaper hos oorganiska syror

De huvudsakliga fysikaliska egenskaperna inkluderar först och främst det olika aggregationstillståndet. Det finns trots allt ett antal syror som har formen av kristaller eller pulver (borsyra, ortofosforsyra) under normala förhållanden. De allra flesta kända oorganiska syror är olika vätskor. Kok- och smältpunkter varierar också.

Syror kan orsaka allvarliga brännskador, eftersom de har förmågan att förstöra organisk vävnad och hud. Indikatorer används för att detektera syror:

• metylorange (i normal miljö - orange, i syror - röd),
• lackmus (i neutral - violett, i syror - röd) eller några andra.

De viktigaste kemiska egenskaperna inkluderar förmågan att interagera med både enkla och komplexa ämnen.

Kemiska egenskaper hos oorganiska syror

Vad interagerar de med?	Exempel reaktion
1. Med enkla ämnen - metaller. Obligatoriskt villkor: metallen måste finnas i EHRNM före väte, eftersom metaller som står efter väte inte kan tränga undan den från syrors sammansättning. Reaktionen ger alltid vätgas och salt.
2. Med skäl. Resultatet av reaktionen är salt och vatten. Sådana reaktioner av starka syror med alkalier kallas neutraliseringsreaktioner.	Vilken syra som helst (stark) + löslig bas = salt och vatten
3. Med amfotära hydroxider. Slutsats: salt och vatten.	2HNO 2 + berylliumhydroxid = Be(NO 2) 2 (medelsalt) + 2H 2 O
4. Med basiska oxider. Resultat: vatten, salt.	2HCL + FeO = järn(II)klorid + H2O
5. Med amfotära oxider. Slutlig effekt: salt och vatten.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Med salter som bildas av svagare syror. Slutlig effekt: salt och svag syra.	2HBr + MgCO3 = magnesiumbromid + H2O + CO2

När de interagerar med metaller reagerar inte alla syror lika. Kemi (9:e klass) i skolan innebär en mycket grund studie av sådana reaktioner, men även på denna nivå beaktas de specifika egenskaperna hos koncentrerad salpetersyra och svavelsyra när de interagerar med metaller.

Hydroxider: alkalier, amfotera och olösliga baser

Oxider, salter, baser, syror - alla dessa klasser av ämnen har en gemensam kemisk natur, förklarad av strukturen hos kristallgittret, såväl som den ömsesidiga påverkan av atomer i molekylerna. Men om det var möjligt att ge en mycket specifik definition för oxider, så är detta svårare att göra för syror och baser.

Precis som syror är baser, enligt ED-teorin, ämnen som kan sönderfalla i en vattenlösning till metallkatjoner Me n + och anjoner av hydroxylgrupperna OH - .

• Lösliga eller alkaliska (starka baser som ändrar färgen på indikatorer). Bildas av metaller i grupperna I och II. Exempel: KOH, NaOH, LiOH (det vill säga element från endast huvudundergrupperna tas med i beräkningen);
• Något löslig eller olöslig (medium styrka, ändra inte färgen på indikatorerna). Exempel: magnesiumhydroxid, järn (II), (III) och andra.
• Molekylär (svaga baser, i en vattenhaltig miljö dissocierar de reversibelt till jonmolekyler). Exempel: N 2 H 4, aminer, ammoniak.
• Amfotera hydroxider (visar dubbla bassyraegenskaper). Exempel: beryllium, zink och så vidare.

Varje grupp som presenteras studeras i skolans kemikurs i avsnittet "Grundläggande". Kemi i årskurs 8-9 innebär en detaljerad studie av alkalier och svårlösliga föreningar.

Huvudkarakteristiska egenskaper hos baser

Alla alkalier och svagt lösliga föreningar finns i naturen i ett fast kristallint tillstånd. Samtidigt är deras smälttemperaturer vanligtvis låga, och svårlösliga hydroxider sönderdelas vid upphettning. Färgen på baserna är olika. Om alkalier är vita kan kristaller av dåligt lösliga och molekylära baser ha mycket olika färger. Lösligheten för de flesta föreningar i denna klass kan hittas i tabellen, som presenterar formlerna för oxider, baser, syror, salter och visar deras löslighet.

Alkalier kan ändra färgen på indikatorerna enligt följande: fenolftalein - röd, metylorange - gul. Detta säkerställs genom den fria närvaron av hydroxogrupper i lösningen. Det är därför som dåligt lösliga baser inte ger en sådan reaktion.

De kemiska egenskaperna för varje grupp av baser är olika.

Kemiska egenskaper
Alkalier	Lite lösliga baser	Amfotära hydroxider
I. Interagera med CO (resultat - salt och vatten): 2LiOH + SO3 = Li2SO4 + vatten II. Interagerar med syror (salt och vatten): vanliga neutraliseringsreaktioner (se syror) III. De interagerar med AO för att bilda ett hydroxokomplex av salt och vatten: 2NaOH + Me +nO = Na2Me +nO2 + H2O, eller Na2 IV. De interagerar med amfotära hydroxider för att bilda hydroxokomplexsalter: Samma som med AO, bara utan vatten V. Reagera med lösliga salter för att bilda olösliga hydroxider och salter: 3CsOH + järn(III)klorid = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reagera med zink och aluminium i en vattenlösning för att bilda salter och väte: 2RbOH + 2Al + vatten = komplex med hydroxidjon 2Rb + 3H 2	I. När de värms upp kan de sönderdelas: olöslig hydroxid = oxid + vatten II. Reaktioner med syror (resultat: salt och vatten): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vatten III. Interagera med KO: Me +n (OH) n + KO = salt + H 2 O	I. Reagerar med syror för att bilda salt och vatten: (II) + 2HBr = CuBr2 + vatten II. Reagera med alkalier: resultat - salt och vatten (tillstånd: fusion) Zn(OH)2 + 2CsOH = salt + 2H2O III. Reagera med starka hydroxider: resultatet är salter om reaktionen sker i en vattenlösning: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Dessa är de flesta av de kemiska egenskaper som baser uppvisar. Basernas kemi är ganska enkel och följer de allmänna lagarna för alla oorganiska föreningar.

Klass av oorganiska salter. Klassificering, fysikaliska egenskaper

Baserat på bestämmelserna i ED kan salter kallas oorganiska föreningar som dissocierar i en vattenlösning till metallkatjoner Me +n och anjoner av sura rester An n-. Så här kan du föreställa dig salter. Kemi ger mer än en definition, men detta är den mest korrekta.

Dessutom, enligt deras kemiska natur, är alla salter uppdelade i:

• Sur (innehåller en vätekatjon). Exempel: NaHSO 4.
• Basic (innehållande en hydroxogrupp). Exempel: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medium (består endast av en metallkatjon och en syrarest). Exempel: NaCL, CaSO 4.
• Dubbel (inkluderar två olika metallkatjoner). Exempel: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (hydroxokomplex, vattenkomplex och andra). Exempel: K 2.

Formlerna för salter återspeglar deras kemiska natur och indikerar också den kvalitativa och kvantitativa sammansättningen av molekylen.

Oxider, salter, baser, syror har olika löslighetsegenskaper, vilket kan ses i motsvarande tabell.

Om vi ​​talar om tillståndet för aggregation av salter, måste vi märka deras enhetlighet. De existerar endast i fasta, kristallina eller pulverformiga tillstånd. Färgomfånget är ganska varierat. Lösningar av komplexa salter har som regel ljusa, mättade färger.

Kemiska interaktioner för klassen av medelsalter

De har liknande kemiska egenskaper som baser, syror och salter. Oxider, som vi redan har undersökt, skiljer sig något från dem i denna faktor.

Totalt kan 4 huvudtyper av interaktioner urskiljas för mediumsalter.

I. Interaktion med syror (endast starka ur ED-synpunkt) med bildning av ett annat salt och en svag syra:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktioner med lösliga hydroxider som ger salter och olösliga baser:

CuSO4 + 2LiOH = 2LiSO4-lösligt salt + Cu(OH)2 olöslig bas

III. Reaktion med ett annat lösligt salt för att bilda ett olösligt salt och ett lösligt:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktioner med metaller som finns i EHRNM till vänster om den som bildar saltet. I detta fall bör den reagerande metallen inte interagera med vatten under normala förhållanden:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Dessa är de huvudsakliga typerna av interaktioner som är karakteristiska för mediumsalter. Formlerna för komplexa, basiska, dubbla och sura salter talar för sig själva om specificiteten hos de uppvisade kemiska egenskaperna.

Formlerna för oxider, baser, syror, salter återspeglar den kemiska essensen av alla representanter för dessa klasser av oorganiska föreningar, och ger dessutom en uppfattning om namnet på ämnet och dess fysikaliska egenskaper. Därför bör särskild uppmärksamhet ägnas åt deras skrivande. En stor variation av föreningar erbjuds oss av den generellt fantastiska vetenskapen om kemi. Oxider, baser, syror, salter - detta är bara en del av den enorma mångfalden.

Varje dag stöter vi på salter och tänker inte ens på vilken roll de spelar i våra liv. Men utan dem skulle vattnet inte vara så gott, och maten skulle inte ge nöje, och växterna skulle inte växa, och livet på jorden skulle inte kunna existera om det inte fanns något salt i vår värld. Så vad är dessa ämnen och vilka egenskaper hos salter gör dem oersättliga?

Vad är salter

När det gäller dess sammansättning är detta den mest talrika klassen, kännetecknad av mångfald. Redan på 1800-talet definierade kemisten J. Werzelius ett salt som en produkt av en reaktion mellan en syra och en bas, där en väteatom ersätts med en metall. I vatten dissocierar salter vanligtvis till en metall eller ammonium (katjon) och en sur rest (anjon).

Du kan få salter på följande sätt:

• genom växelverkan mellan en metall och en icke-metall, i detta fall kommer den att vara syrefri;
• när en metall reagerar med en syra erhålls ett salt och väte frigörs;
• en metall kan förskjuta en annan metall från lösningen;
• när två oxider interagerar - sura och basiska (de kallas också icke-metalloxid respektive metalloxid);
• reaktionen mellan en metalloxid och en syra producerar salt och vatten;
• reaktionen mellan en bas och en icke-metalloxid producerar också salt och vatten;
• med hjälp av en jonbytarreaktion kan i detta fall olika vattenlösliga ämnen (baser, syror, salter) reagera, men reaktionen kommer att fortgå om gas, vatten eller svagt lösliga (olösliga) salter bildas i vatten.

Salternas egenskaper beror endast på den kemiska sammansättningen. Men låt oss först titta på deras klasser.

Klassificering

Beroende på sammansättningen särskiljs följande klasser av salter:

• efter syrehalt (syreinnehållande och syrefritt);
• genom interaktion med vatten (löslig, lättlöslig och olöslig).

Denna klassificering återspeglar inte helt mångfalden av ämnen. Den moderna och mest kompletta klassificeringen, som inte bara återspeglar sammansättningen utan också egenskaperna hos salter, presenteras i följande tabell.

Salter
Vanligt	Sur	Grundläggande	Dubbel	Blandad	Komplex
Vätgas är helt ersatt	Väteatomer är inte helt ersatta av metall	Basgrupper är inte helt ersatta av en sur rest	Innehåller två metaller och en syrarest	Innehåller en metall och två sura rester	Komplexa ämnen bestående av en komplex katjon och en anjon eller en katjon och en komplex anjon
NaCl	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO4	CaClBr	SÅ 4

Fysikaliska egenskaper

Oavsett hur bred klassen av dessa ämnen är, är det möjligt att identifiera de allmänna fysikaliska egenskaperna hos salter. Dessa är ämnen av icke-molekylär struktur, med ett jonkristallgitter.

Mycket höga smält- och kokpunkter. Under normala förhållanden leder inte alla salter elektricitet, men i lösning leder de flesta av dem elektricitet perfekt.

Färgen kan vara mycket olika, det beror på metalljonen som ingår i dess sammansättning. Järnsulfat (FeSO 4) är grönt, järnklorid (FeCl 3) är mörkrött och kaliumkromat (K 2 CrO 4) har en vacker ljusgul färg. Men de flesta salter är fortfarande färglösa eller vita.

Lösligheten i vatten varierar också och beror på jonernas sammansättning. I princip har alla fysikaliska egenskaper hos salter en egenhet. De beror på vilken metalljon och vilken syrarest som ingår i kompositionen. Låt oss fortsätta titta på salter.

Kemiska egenskaper hos salter

Det finns också en viktig egenskap här. Liksom de fysikaliska, kemiska egenskaperna hos salter beror på deras sammansättning. Och även i vilken klass de tillhör.

Men de allmänna egenskaperna hos salter kan fortfarande lyftas fram:

• många av dem sönderdelas när de upphettas för att bilda två oxider: sura och basiska och syrefria - metall och icke-metall;
• salter interagerar också med andra syror, men reaktionen sker endast om saltet innehåller en sur rest av en svag eller flyktig syra eller resultatet är ett olösligt salt;
• interaktion med alkali är möjlig om katjonen bildar en olöslig bas;
• en reaktion mellan två olika salter är också möjlig, men endast om ett av de nybildade salterna inte löser sig i vatten;
• En reaktion med en metall kan också förekomma, men det är bara möjligt om vi tar en metall som ligger till höger i spänningsserien från metallen som finns i saltet.

De kemiska egenskaperna hos salter som klassificeras som normala diskuteras ovan, men andra klasser reagerar med ämnen något annorlunda. Men skillnaden ligger bara i utgående produkter. I princip alla kemiska egenskaper hos salterna bevaras, liksom kraven på reaktionerna.

Baserna kan interagera:

• med icke-metaller -

  6KOH + 3S → K2SO3 + 2K2S + 3H2O;

• med sura oxider -

  2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O;

• med salter (utfällning, utsläpp av gas) -

  2KOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 2KCl.

Det finns även andra sätt att få det:

• interaktion mellan två salter -

  CuCl2 + Na2S → 2NaCl + CuS↓;

• reaktion av metaller och icke-metaller -
• kombination av sura och basiska oxider -

  SO3 + Na2O → Na2S04;

• interaktion av salter med metaller -

  Fe + CuS04 → FeS04 + Cu.

Kemiska egenskaper

Lösliga salter är elektrolyter och är föremål för dissociationsreaktioner. När de interagerar med vatten sönderfaller de, d.v.s. dissociera i positivt och negativt laddade joner - katjoner respektive anjoner. Katjoner är metalljoner, anjoner är sura rester. Exempel på joniska ekvationer:

• NaCl → Na+ + Cl-;
• Al 2 (SO 4 ) 3 → 2 Al 3 + + 3 SO 4 2- ;
• CaClBr → Ca2 + + Cl- + Br-.

Förutom metallkatjoner kan salter innehålla ammonium (NH4 +) och fosfonium (PH4 +) katjoner.

Andra reaktioner beskrivs i tabellen över kemiska egenskaper hos salter.

Ris. 3. Isolering av sediment vid interaktion med baser.

Vissa salter, beroende på typ, sönderdelas vid upphettning till en metalloxid och en syrarest eller till enkla ämnen. Till exempel CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.

Vad har vi lärt oss?

Från 8:e klass kemilektionen lärde vi oss om egenskaperna och typerna av salter. Komplexa oorganiska föreningar består av metaller och sura rester. Kan innehålla väte (syrasalter), två metaller eller två syrarester. Dessa är fasta kristallina ämnen som bildas som ett resultat av reaktioner av syror eller alkalier med metaller. Reagerar med baser, syror, metaller och andra salter.

Salter är organiska och oorganiska kemiska ämnen med komplex sammansättning. I kemisk teori finns det ingen strikt och slutgiltig definition av salter. De kan beskrivas som föreningar:
- bestående av anjoner och katjoner;
— erhålls som ett resultat av växelverkan mellan syror och baser.
- bestående av sura rester och metalljoner.

Sura rester kan inte associeras med metallatomer, utan med ammoniumjoner (NH 4) +, fosfonium (PH 4) +, hydronium (H 3 O) + och några andra.

Typer av salter

- Acid, medium, basic. Om alla väteprotoner i en syra ersätts med metalljoner, så kallas sådana salter mediumsalter, till exempel NaCl. Om väte endast delvis ersätts, är sådana salter sura, till exempel. KHSO 4 och NaH 2 PO 4. Om hydroxylgrupperna (OH) i basen inte är helt ersatta av den sura återstoden, så är saltet basiskt, till exempel. CuCl(OH), Al(OH)S04.

– Enkelt, dubbelt, blandat. Enkla salter består av en metall och en syrarest, till exempel K 2 SO 4. Dubbelsalter innehåller två metaller, till exempel KAl(SO 4) 2. Blandsalter har två sura rester, t.ex. AgClBr.

— Organiska och oorganiska.
— Komplexa salter med en komplex jon: K 2 , Cl 2 och andra.
— Kristallhydrater och kristallsolvater.
— Kristallint hydratiserar med molekyler av kristallvatten. CaS04*2H2O.
— Kristallsolvat med lösningsmedelsmolekyler. Till exempel ger LiCl i flytande ammoniak NH3 LiCl*5NH3 solvat.
— Syrehaltig och syrefri.
— Inre, annars kallade bipolära joner.

Egenskaper

De flesta salter är fasta ämnen med hög smältpunkt och leder inte elektricitet. Löslighet i vatten är en viktig egenskap; på grundval av det delas reagens in i vattenlösliga, lättlösliga och olösliga. Många salter löser sig i organiska lösningsmedel.

Salter reagerar:
— med mer aktiva metaller;
- med syror, baser och andra salter, om interaktionen ger ämnen som inte deltar i ytterligare reaktioner, till exempel gas, olöslig fällning, vatten. De sönderdelas vid upphettning och hydrolyseras i vatten.

I naturen är salter utbredda i form av mineraler, saltlösningar och saltavlagringar. De utvinns också ur havsvatten och bergsmalmer.

Salter är nödvändiga för människokroppen. Järnsalter behövs för att fylla på hemoglobin, kalcium - delta i bildningen av skelettet, magnesium - reglera aktiviteten i mag-tarmkanalen.

Applicering av salter

Salter används aktivt i produktion, vardagsliv, jordbruk, medicin, livsmedelsindustri, kemisk syntes och analys och i laboratoriepraxis. Här är bara några områden av deras tillämpning:

— Natrium-, kalium-, kalcium- och ammoniumnitrat (saltpeter); kalciumfosfat, Kaliumklorid är en råvara för produktion av konstgödsel.
— Natriumklorid är nödvändigt för framställning av bordssalt, det används inom den kemiska industrin för framställning av klor, soda och kaustiksoda.
— Natriumhypoklorit är ett populärt blekmedel och vattendesinfektionsmedel.
— Salter av ättiksyra (acetater) används inom livsmedelsindustrin som konserveringsmedel (kalium- och kalciumacetat). inom medicin för tillverkning av läkemedel, inom kosmetikaindustrin (natriumacetat), för många andra ändamål.
— Kalium-aluminium och kalium-krom-alun är efterfrågade inom medicin och livsmedelsindustrin. för färgning av tyger, läder, päls.
— Många salter används som fixeringsmedel för att bestämma ämnens kemiska sammansättning, vattenkvalitet, surhetsgrad m.m.

Vår butik erbjuder ett brett utbud av salter, både ekologiska och oorganiska.

Salter är elektrolyter som dissocierar i vattenlösningar för att bilda en metallkatjon och en syraanjon.
Klassificeringen av salter ges i tabellen. 9.

När du skriver formler för alla salter måste du styras av en regel: de totala laddningarna av katjoner och anjoner måste vara lika i absolut värde. Baserat på detta bör index placeras. Till exempel, när vi skriver formeln för aluminiumnitrat, tar vi hänsyn till att laddningen av aluminiumkatjonen är +3, och pitratjonen är 1: AlNO 3 (+3), och med hjälp av index utjämnar vi laddningarna (den minsta gemensam multipel för 3 och 1 är 3. Dividera 3 med det absoluta värdet av laddningen av aluminiumkatjonen - indexet erhålls. Dividera 3 med det absoluta värdet av laddningen av NO 3 -anjonen - indexet erhålls 3). Formel: Al(NO 3) 3

Medium eller normala salter innehåller endast metallkatjoner och anjoner av syraresten. Deras namn kommer från det latinska namnet på det element som bildar den sura resten genom att lägga till lämplig ändelse beroende på oxidationstillståndet för den atomen. Till exempel kallas svavelsyrasaltet Na 2 SO 4 (oxidationstillstånd för svavel +6), salt Na 2 S - (oxidationstillstånd för svavel -2), etc. I tabellen. Tabell 10 visar namnen på salter som bildas av de mest använda syrorna.

Namnen på mellansalterna ligger bakom alla andra grupper av salter.

■ 106 Skriv formlerna för följande medelsalter: a) kalciumsulfat; b) magnesiumnitrat; c) aluminiumklorid; d) zinksulfid; d); f) kaliumkarbonat; g) kalciumsilikat; h) järn(III)fosfat.

Syrasalter skiljer sig från medelsalter genom att deras sammansättning, förutom metallkatjonen, inkluderar en vätekatjon, till exempel NaHCO3 eller Ca(H2PO4)2. Ett surt salt kan ses som produkten av ofullständig ersättning av väteatomer i en syra med en metall. Följaktligen kan sura salter endast bildas av två eller flera basiska syror.
Molekylen av ett syrasalt innehåller vanligtvis en "sur" jon, vars laddning beror på dissociationsstadiet av syran. Till exempel sker dissociationen av fosforsyra i tre steg:

I det första steget av dissociation bildas en enkelladdad anjon H2P04. Följaktligen, beroende på laddningen av metallkatjonen, kommer formlerna för salterna att se ut som NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2, etc. Vid det andra steget av dissociation , den dubbelladdade HPO-anjonen bildas 2 4 — . Formlerna för salterna kommer att se ut så här: Na 2 HPO 4, CaHPO 4, etc. Det tredje steget av dissociation producerar inte sura salter.
Namnen på sura salter kommer från namnen på de mellersta med tillägg av prefixet hydro- (från ordet "väte" -):
NaHCO 3 - natriumbikarbonat KHCO 4 - kaliumvätesulfat CaHPO 4 - kalciumvätefosfat
Om den sura jonen innehåller två väteatomer, till exempel H 2 PO 4 -, läggs prefixet di- (två) till saltets namn: NaH 2 PO 4 - natriumdivätefosfat, Ca(H 2 PO 4) 2 - kalciumdivätefosfat, etc. d.

■ 107. Skriv formlerna för följande sura salter: a) kalciumvätesulfat; b) magnesiumdivätefosfat; c) aluminiumvätefosfat; d) bariumbikarbonat; e) natriumhydrosulfit; f) magnesiumhydrosulfit.
108. Är det möjligt att få sura salter av saltsyra och salpetersyra? Motivera ditt svar.

Basiska salter skiljer sig från andra genom att de förutom metallkatjonen och syrarestens anjon innehåller hydroxylanjoner, till exempel Al(OH)(NO3)2. Här är laddningen av aluminiumkatjonen +3, och laddningen av hydroxyljonen-1 och två nitratjoner är 2, totalt 3.
Namnen på huvudsalterna kommer från namnen på mellansalterna med tillägg av ordet basisk, till exempel: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - basiskt kopparkarbonat, Al (OH) 2 NO 3 - basiskt aluminiumnitrat .

■ 109. Skriv formlerna för följande basiska salter: a) basisk järn(II)klorid; b) basiskt järn(III)sulfat; c) basiskt koppar(II)nitrat; d) basisk kalciumklorid, e) basisk magnesiumklorid; f) basisk järn(III)sulfat g) basisk aluminiumklorid.

Formler för dubbelsalter, till exempel KAl(SO4)3, är byggda utifrån de totala laddningarna av både metallkatjoner och den totala laddningen av anjonen

Den totala laddningen av katjoner är + 4, den totala laddningen av anjoner är -4.
Namnen på dubbelsalter bildas på samma sätt som de mellersta, endast namnen på båda metallerna anges: KAl(SO4)2 - kalium-aluminiumsulfat.

■ 110. Skriv formlerna för följande salter:
a) magnesiumfosfat; b) magnesiumvätefosfat; c) blysulfat; d) bariumvätesulfat; e) bariumhydrosulfit; f) kaliumsilikat; g) aluminiumnitrat; h) koppar(II)klorid; i) järn(III)karbonat; j) kalciumnitrat; l) kaliumkarbonat.

Kemiska egenskaper hos salter

1. Alla medelstora salter är starka elektrolyter och dissocierar lätt:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Mediumsalter kan interagera med metaller som är ett antal spänningar till vänster om metallen som är en del av saltet:
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu2+ = Cu + Fe2+
2. Salter reagerar med alkalier och syror enligt reglerna som beskrivs i avsnitten "Baser" och "Syror":
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - =Fe(OH) 3
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SO3
2Na + + SO23 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO2 + H2O
2H + + SO23- = SO2 + H2O
3. Salter kan interagera med varandra, vilket resulterar i bildandet av nya salter:
AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl
Ag + + NO3 - + Na + + Cl - = Na + + NO3 - + AgCl
Ag + + Cl- = AgCl
Eftersom dessa utbytesreaktioner huvudsakligen utförs i vattenlösningar sker de endast när ett av de resulterande salterna faller ut.
Alla utbytesreaktioner fortgår i enlighet med villkoren för att reaktionerna ska gå till fullbordan, angivna i § 23, s. 89.

■ 111. Skriv ner ekvationer för följande reaktioner och, med hjälp av löslighetstabellen, avgör om de kommer att fortsätta till slutförandet:
a) bariumklorid + ;
b) aluminiumklorid + ;
c) natriumfosfat + kalciumnitrat;
d) magnesiumklorid + kaliumsulfat;
e) + blynitrat;
f) kaliumkarbonat + mangansulfat;
g) + kaliumsulfat.
Skriv ekvationerna i molekyl- och jonform.

■ 112. Med vilka av följande ämnen kommer järn(II)klorid att reagera: a) ; b) kalciumkarbonat; c) natriumhydroxid; d) kiselanhydrid; d); f) koppar(II)hydroxid; och) ?

113. Beskriv egenskaperna hos kalciumkarbonat som ett medelsalt. Skriv alla ekvationer i molekylär och jonform.
114. Hur man utför en serie transformationer:

Skriv alla ekvationer i molekylär och jonform.
115. Vilken mängd salt kommer att erhållas från reaktionen av 8 g svavel och 18 g zink?
116. Vilken volym väte kommer att frigöras när 7 g järn reagerar med 20 g svavelsyra?
117. Hur många mol bordssalt kommer att erhållas från reaktionen av 120 g natriumhydroxid och 120 g saltsyra?
118. Hur mycket kaliumnitrat erhålls från reaktionen av 2 mol kaliumhydroxid och 130 g salpetersyra?

Hydrolys av salter

En specifik egenskap hos salter är deras förmåga att hydrolysera - att genomgå hydrolys (från grekiskan "hydro" - vatten, "lys" - sönderdelning), d.v.s. sönderdelning under inverkan av vatten. Det är omöjligt att betrakta hydrolys som nedbrytning i den mening som vi brukar förstå det, men en sak är säker - den deltar alltid i hydrolysreaktionen.
- mycket svag elektrolyt, dissocierar dåligt
H 2 O ⇄ H + + OH -
och ändrar inte färgen på indikatorn. Alkalier och syror ändrar färgen på indikatorer, eftersom när de dissocierar i lösning bildas ett överskott av OH - joner (i fallet med alkalier) och H + -joner i fallet med syror. I salter som NaCl, K 2 SO 4, som bildas av en stark syra (HCl, H 2 SO 4) och en stark bas (NaOH, KOH), ändrar indikatorer inte färg, eftersom i en lösning av dessa
Det finns praktiskt taget ingen hydrolys av salter.
Under hydrolysen av salter är fyra fall möjliga, beroende på om saltet bildades med en stark eller svag syra och bas.
1. Om vi ​​tar ett salt av en stark bas och en svag syra, till exempel K 2 S, händer följande. Kaliumsulfid dissocierar till joner som en stark elektrolyt:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Tillsammans med detta dissocierar det svagt:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Svavelanjonen S2- är en anjon av svag hydrosulfidsyra, som dissocierar dåligt. Detta leder till det faktum att S 2-anjonen börjar fästa vätekatjoner från vatten till sig själv och gradvis bildar lågdissocierande grupper:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS - + H + + OH - = H2S + OH -
Eftersom H + katjonerna från vattnet är bundna, och OH - anjonerna finns kvar, blir reaktionen av mediet alkalisk. Sålunda, under hydrolysen av salter bildade av en stark bas och en svag syra, är reaktionen av mediet alltid alkalisk.

■ 119. Förklara processen för hydrolys av natriumkarbonat med hjälp av joniska ekvationer.

2. Om du tar ett salt som bildas av en svag bas och en stark syra, till exempel Fe(NO 3) 3, så bildas joner när det dissocierar:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Fe3+-katjonen är en katjon med en svag bas - järn, som dissocierar mycket dåligt. Detta leder till det faktum att Fe 3+ katjonen börjar fästa OH - anjoner från vatten och bildar något dissocierande grupper:
Fe3+ + H+ + OH- = Fe(OH)2+ + + H+
och framåt
Fe(OH)2+ + H+ + OH- = Fe(OH)2+ + H+
Slutligen kan processen nå sitt sista stadium:
Fe(OH)2++H++OH- = Fe(OH)3+H+
Följaktligen kommer det att finnas ett överskott av vätekatjoner i lösningen.
Sålunda, under hydrolysen av ett salt bildat av en svag bas och en stark syra, är reaktionen av mediet alltid sur.

■ 120. Använd joniska ekvationer och förklara förloppet för hydrolys av aluminiumklorid.

3. Om ett salt bildas av en stark bas och en stark syra, binder varken katjonen eller anjonen vattenjoner och reaktionen förblir neutral. Hydrolys sker praktiskt taget inte.
4. Om ett salt bildas av en svag bas och en svag syra, beror mediets reaktion på deras dissociationsgrad. Om basen och syran har nästan samma värde, kommer mediets reaktion att vara neutral.

■ 121. Man ser ofta hur en metallfällning under en utbytesreaktion istället för den förväntade saltfällningen fälls ut, till exempel i reaktionen mellan järn(III)klorid FeCl 3 och natriumkarbonat Na 2 CO 3, inte Fe 2 (CO 3) 3 bildas, men Fe( OH) 3 . Förklara detta fenomen.
122. Bland salterna nedan, ange de som genomgår hydrolys i lösning: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .

Funktioner av egenskaperna hos sura salter

Sura salter har lite olika egenskaper. De kan ingå i reaktioner med bevarande och förstörelse av den sura jonen. Till exempel resulterar reaktionen av ett surt salt med ett alkali i neutraliseringen av sursaltet och förstörelsen av surjonen, till exempel:
NaHSO4 + KOH = KNaSO4 + H2O
dubbelsalt
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO4- + OH- = SO24- + H2O
Förstörelsen av en sur jon kan representeras på följande sätt:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO24- + OH- = SO24- + H2O
Den sura jonen förstörs också när den reagerar med syror:
Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HCO3- + 2H+ = 2H2O + 2CO2
HCO3 - + H + = H2O + CO2
Neutralisering kan utföras med samma alkali som bildade saltet:
NaHSO4 + NaOH = Na2S04 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO4- + OH- = SO42- + H2O
Reaktioner med salter sker utan förstörelse av den sura jonen:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca2+ + CO23- = CaCO3
■ 123. Skriv ekvationerna för följande reaktioner i molekylär och jonform:
a) kaliumhydrosulfid +;
b) natriumvätefosfat + kaliumhydroxid;
c) kalciumdivätefosfat + natriumkarbonat;
d) bariumbikarbonat + kaliumsulfat;
e) kalciumhydrosulfit +.

Att få salter

Baserat på de studerade egenskaperna hos huvudklasserna av oorganiska ämnen kan 10 metoder för att erhålla salter härledas.
1. Interaktion mellan metall och icke-metall:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Endast salter av syrefria syror kan erhållas på detta sätt. Detta är inte en jonisk reaktion.
2. Interaktion mellan metall och syra:
Fe + H2SO4 = FeS04 + H2
Fe + 2H + + SO24- =Fe2+ + SO24- + H2
Fe + 2H+ = Fe2+ + H2
3. Interaktion mellan metall och salt:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Interaktion mellan en basisk oxid och en syra:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Interaktionen mellan en basisk oxid och en syraanhydrid:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Reaktionen är inte jonisk till sin natur.
6. Interaktion mellan en sur oxid och en bas:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Interaktion mellan syror och baser (neutralisering):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H++OH- = H2O