Соли-продукт замещения атомов водорода в кислоте на металл. Растворимые соли в соде диссоцируют на катион металла и анион кислотного остатка. Соли делят на:

· Средние

· Основные

· Комплексные

· Двойные

· Смешанные

Средние соли. Это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла, или на группу атомов (NH 4 +): MgSO 4 ,Na 2 SO 4 ,NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 .

Названия средних солей происходят от названия металлов и кислот:CuSO 4 -сульфат меди,Na 3 PO 4 -фосфат натрия,NaNO 2 -нитрит натрия,NaClO-гипохлорит натрия,NaClO 2 -хлорит натрия,NaClO 3 -хлорат натрия,NaClO 4 -перхлорат натрия,CuI- йодид меди(I), CaF 2 -фторид кальция. Так же надо запомнить несколько тривиальных названий: NaCl-поваренная соль, KNO3-калийная селитра, K2CO3-поташ, Na2CO3-сода кальцинированная,Na2CO3∙10H2O-сода кристаллическая, CuSO4- медный купорос,Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O- бура,Na 2 SO 4 . 10H 2 O-глауберова соль.Двойные соли. Это соли, содержащие два типа катионов (атомы водорода многоосновной кислоты замещены двумя различными катионами): MgNH 4 PO 4 , KAl (SO 4 ) 2 , NaKSO 4 .Двойные соли как индивидуальные соединения существуют только в кристаллическом виде. При растворении в воде они полностью диссоциируютна ионы металлов и кислотные остатки (если соли растворимые), например:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Примечательно, что диссоциация двойных солей в водных растворах проходит в 1 ступень. Для названия солей данного типа нужно знать названия аниона и двух катионов: MgNH 4 PO 4 - фосфат магния-аммония.

Комплексные соли. Это частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону(или атому), называемомукомплексообразователем , нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами . Комплексные соли делятся на:

1) Катионные комплексы

Cl 2 - дихлоридтетраамминцинка(II)
Cl 2 - ди хлоридгексаамминкобальта(II)

2) Анионные комплексы

K 2 - тетрафторобериллат(II) калия
Li - тетрагидридоалюминат(III) лития
K 3 - гексацианоферрат(III) калия

Теорию строения комплексных соединений разработал швейцарский химик А. Вернер.

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в многоосновных кислотах на катионы металла.

Например: NaHCO 3

Химические свойства:
Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода .
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Заметим, что для таких реакций опасно брать щелочные металлы, ибо они вначале прореагируют с водой с большим выделением энергии, и произойдёт взрыв, так как все реакции происходят в растворах.

2NaHCO 3 +Fe→H 2 +Na 2 CO 3 +Fe 2 (CO 3) 3 ↓

Кислые соли реагируют с растворами щелочей и образуют среднюю(ие) соль(ли) и воду:

NaHCO 3 +NaOH→Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4

Кислые соли реагируют с растворами средних солей в том случае, если выделяется газ, выпадает осадок, или выделяется вода:

2KHSO 4 +MgCO 3 →MgSO 4 +K 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl

Кислые соли реагируют с кислотами, если кислота-продукт реакции будет более слабая или летучая, чем добавленная.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Кислые соли реагируют с основными оксидами с выделением воды и средних солей:

2NaHCO 3 +MgO→MgCO 3 ↓+Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Кислые соли (в частности гидрокарбонаты) разлагаются под действием температуры:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Получение:

Кислые соли образуются при воздействии на щёлочь избытком раствора многоосновной кислоты (реакция нейтрализации):

NaOH+H 2 SO 4 →NaHSO 4 +H 2 O

Mg(OH) 2 +2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +2H 2 O

Кислые соли образуются при растворении основных оксидов в многоосновных кислотах:
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Кислые соли образуются при растворении металлов в избытке раствора многоосновной кислоты:
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Кислые соли образуются в результате взаимодействия средней соли и кислоты, которой образован анион средней соли:
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Основные соли:

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксогруппы в молекулах многокислотных оснований на кислотные остатки .

Пример: MgOHNO 3 ,FeOHCl.

Химические свойства:
Основные соли реагируют с избытком кислоты, образуя среднюю соль и воду.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Основные соли разлагаются температурой:

2 CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

Получение основных солей:
Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой:

ZnCl 2 +H 2 O→Cl+HCl

Большинство основных солей являются малорастворимыми. Многие из них являются минералами, напримермалахит Cu 2 CO 3 (OH) 2 и гидроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Свойства смешанных солей не рассматриваются в школьном курсе химии, но определение важно знать.
Смешанные соли – это соли, в составе которых к одному катиону металла присоединены кислотные остатки двух разных кислот.

Наглядный пример -Ca(OCl)Cl белильная известь (хлорка).

Номенклатура:

1. Соль содержит комплексный катион

Сначала называют катион, затем входящие в внутреннюю сферу лиганды- анионы, с окончанием на «о» ( Cl - - хлоро, OH - -гидроксо), затем лиганды, представляющие собой нейтральные молекулы ( NH 3 -амин, H 2 O -акво).Если одинаковых лигандов больше 1, о их количество обозначают греческими числительными: 1 - моно, 2 - ди,3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса, 7 - гепта, 8 - окта, 9 - нона, 10 - дека. Последним называют ион-комплексообразователь, в скобках указывая его валентность, если она переменная.

[ Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-гидроксид диамин серебра ( I )

[ Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -хлорид дихлор o тетраамин кобальта ( III )

2. Соль содержит комплексный анион.

Сначала называют лиганды -анионы, затем входящие в внутреннюю сферу нейтральные молекулы с окончанием на «о», указывая их количество греческими числительными. Последним называют ион-комплексообразователь на латинском, с суффиксом «ат», указывая в скобочках валентность. Далее пишется название катиона, находящегося в внешней сфере, число катионов не указывается.

K 4 -гексацианоферрат (II) калия(реактив на ионы Fe 3+)

K 3 - гексацианоферрат (III) калия(реактив на ионы Fe 2+)

Na 2 -тетрагидроксоцинкат натрия

Большинство ионов комплексообразователей- металлы. Наибольшую склонность к комплексообрзованию проявляют d элементы. Вокруг центрального иона-комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы- лиганды или адденды.

Ион-комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплекса (в квадратных скобочках), число лигандов, координирующихся вокруг центрального иона называют координационным числом.

Ионы, не вошедшие в внутреннюю сферу, образуют внешнюю сферу. Если комплексный ион- катион, то во внешней сфере анионы и наоборот, если комплексный ион-анион, то во внешней сфере- катионы. Катионами обычно являются ионы щелочных и щёлочноземельных металлов, катион аммония. При диссоциации комплексные соединения дают сложные комплексные ионы, которые довольно устойчивы в растворах:

K 3 ↔3K + + 3-

Если речь идёт о кислых солях, то при чтении формулы произносится приставка гидро-, например:
Гидросульфид натрия NaHS

Гидрокарбонат натрия NaHCO 3

С основными солями же используется приставка гидроксо- или дигидроксо-

(зависит от степени окисления металла в соли), например:
гидроксохлорид магнияMg(OH)Cl, дигидроксохлорид алюминия Al(OH) 2 Cl

Способы получения солей:

1. Прямое взаимодействие металла с неметаллом . Этим способом можно получают соли бескислородных кислот.

Zn+Cl 2 →ZnCl 2

2. Взаимодействие кислоты и основания (реакция нейтрализации). Реакции этого типа имеют большое практическое значение (качественные реакции на большинство катионов), они всегда сопровождаются выделением воды:

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Взаимодействие основного оксида с кислотным :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Взаимодействие кислотного оксида и основания :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Взаимодействие основного оксида и кислота :

Na 2 O+2HCl→2NaCl+H 2 O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H 2 O

6. Прямое взаимодействие металла с кислотой. Эта реакция может сопровождаться выделением водорода. Будет ли выделяться водорода или нет зависит от активности металла, химических свойств кислоты и ее концентрации (см. Свойства концентрированной серной и азотной кислот).

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2

7. Взаимодействие соли с кислотой . Эта реакция будет происходить при условии, что кислота, образующая соль слабее или более летуча, чем кислота, вступившая в реакцию:

Na 2 CO 3 +2HNO 3 =2NaNO 3 +CO 2 +H 2 O

8. Взаимодействие соли с кислотным оксидом. Реакции идут только при нагревании, поэтому, вступающий в реакцию оксид должен быть менее летучим, чем образующийся после реакции:

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Взаимодействие неметалла с щелочью . Галогены, сера и некоторые другие элементы, взаимодействуя с щелочами дают бескислородную и кислородосодержащую соли:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O(реакция идёт без нагревания)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакция идёт с нагреванием)

3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

10. Взаимодействие между двумя солями. Это наиболее распространённыйспособ получения солей. Для этого обе соли, вступившие в реакцию должны бать хорошо растворимы, а так как это реакция ионного обмена, то, для того, чтобы она прошла до конца, нужно чтобы 1 из продуктов реакции был нерастворим:

Na 2 CO 3 +CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 =2NaCl+BaSO 4 ↓

11. Взаимодействие между солью и металлом . Реакция протекает в том случае, если металл стоит в ряду напряжения металлов левее того, который содержится в соли:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Термическое разложение солей . При нагревании некоторых кислородосодержащих солей образуются новые, с меньшим содержанием кислорода, или вообще его не содержащие:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Взаимодействие неметалла с солью. Некоторые неметаллы способны соединяться с солями, с образованием новых солей:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Взаимодействие основания с солью . Так как это реакцияионного обмена, то, для того, чтобы она прошла до конца, нужно чтобы 1 из продуктов реакции был нерастворим (это реакция так же пользуются для перевода кислых солей в средние):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K 2 SO 4 +H 2 O

Так же таким способом можно получать и двойные соли:

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Взаимодействие металла с щелочью. Металлы, которые являются амфотерными реагируют с щелочами, образуя комплексы:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

16. Взаимодействие солей(оксидов, гидроксидов, металлов) с лигандами:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

AgCl+3NH 4 OH=OH+NH 4 Cl+2H 2 O

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 3 3 +12KCl

AgCl+2NH 4 OH=Cl+2H 2 O

Редактор: Харламова Галина Николаевна

Определение солей в рамках теории диссоциации. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствую­щей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они заме­щены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Существуют также некоторые другие типы солей, например двой­ные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: СаСО 3 MgCO 3 (доломит), КСl NaCl (сильвинит), KAl(SO 4) 2 (алюмока­лиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: СаОСl 2 (или Са(ОСl)Сl); комплексные соли, в со­став которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами : K 4 (желтая кровяная соль), K 3 (красная кровяная соль), Na, Cl; гидратные соли (кристаллогидраты), в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды: CuSO 4 5H 2 O(медный купорос), Na 2 SO 4 10Н 2 О (глауберова соль).

Название солей образуют из названия аниона, за которым следу­ет название катиона.

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавля­ют суффикс ид, например хлорид натрия NaCl, сульфид железа(Н) FeS и др.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляют в случае высших степеней окисле­ния окончание — am , в случае низших степеней окисления окончание -ит. В названиях некоторых кислот для обозначения низших степеней окисле­ния неметалла используют приставку гипо-, для солей хлорной и марган­цовой кислот используют приставку пер-, например: карбонат кальция СаСО 3 , сульфат железа(III) Fe 2 (SO 4) 3 , сульфит железа(II) FeSO 3 , гипо­хлорит калия КОСl, хлорит калия КОСl 2 , хлорат калия КОСl 3 , перхлорат калия КОСl 4 , перманганат калия КМnO 4 , дихромат калия К 2 Сг 2 O 7 .

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт непол­ного превращения кислот и оснований. По международной номен­клатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначают приставкой гидро-, группу ОН - приставкой гидрокси, NaHS - ги­дросульфид натрия, NaHSO 3 - гидросульфит натрия, Mg(OH)Cl - гидроксихлорид магния, Аl(ОН) 2 Сl - дигидроксихлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указывают лиганды, за­вершают названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплекс­ных катионов используют русские названия металлов, например: Cl 2 - хлорид тетраамминмеди(П), 2 SO 4 - суль­фат диамминсеребра(1). В названиях комплексных анионов исполь­зуют латинские названия металлов с суффиксом -ат, например: К[Аl(ОН) 4 ] - тетрагидроксиалюминат калия, Na - тетра- гидроксихромат натрия, K 4 - гексацианоферрат(Н) калия.

Названия гидратных солеи (кристаллогридратов ) образуют­ся двумя способами. Можно воспользоваться системой названий комплексных катионов, описанной выше; например, медный купо­рос SO 4 Н 2 0 (или CuSO 4 5Н 2 O) можно назвать сульфат тетрааквамеди(П). Однако для наиболее известных гидратных со­лей чаще всего число молекул воды (степень гидратации) указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: CuSO 4 5Н 2 O - пентагидрат сульфата меди(И), Na 2 SO 4 10Н 2 О - декагидрат суль­фата натрия, СаСl 2 2Н 2 O - дигидрат хлорида кальция.

Растворимость солей

По растворимости в воде соли делятся на раствори­мые (Р), нерастворимые (Н) и малорастворимые (М). Для определения растворимости солей пользуются таблицей растворимости кислот, осно­ваний и солей в воде. Если таблицы под рукой нет, то можно воспользоваться правилами. Их легко запомнить.

1. Растворимы все соли азотной кислоты - ни­траты.

2. Растворимы все соли соляной кислоты - хло­риды, кроме AgCl (Н) , PbCl 2 (М) .

3. Растворимы все соли серной кислоты - суль­фаты, кроме BaSO 4 (Н) , PbSO 4 (Н) .

4. Растворимы соли натрия и калия.

5. Не растворяются все фосфаты, карбонаты, си­ликаты и сульфиды, кроме солей Na + и K + .

Из всех химических соединений соли являют­ся наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде. В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли сред­ние, кислые и основные. Средние, или нормальные, соли - это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Например:

Na 2 CO 3 - карбонат натрия;

CuSO 4 - сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2 —

Кислые соли - это продукты неполного заме­щения атомов водорода в кислоте на металл. К кислым солям относят, например, питьевую соду NaHCO 3 , которая состоит из катиона метал­ла Na + и кислотного однозарядного остатка HCO 3 — . Для кислой кальциевой соли формула записывает­ся так: Ca(HCO 3) 2. Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро- , например:

Mg(HSO 4) 2 - гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим обра­зом:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 —
Mg(HSO 4) 2 = Mg 2+ + 2HSO 4 —

Основные соли - это продукты неполного за­мещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Например, к таким солям относится знамени­тый малахит (CuOH) 2 CO 3 , о котором вы читали в произведениях П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов CuOH + и двухзарядного аниона кислотного остатка CO 3 2- . Катион CuOH + имеет заряд +1, поэтому в моле­куле два таких катиона и один двухзарядный ани­он CO 3 2- объединены в электронейтральную соль.

Названия таких солей будут такими же, как и у нормальных солей, но с прибавлением при­ставки гидроксо- , (CuOH) 2 CO 3 - гидроксокарбонат меди (II) или AlOHCl 2 - гидроксохлорид алюми­ния. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl —

Свойства солей

Первые две реакции обмена были подробно рас­смотрены ранее.

Третья реакция также является реакцией обме­на. Она протекает между растворами солей и со­провождается образованием осадка, например:

Четвертая реакция солей связана с положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов (см. «Электрохимический ряд напряже­ний металлов»). Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, располо­женные правее его в ряду напряжений. Это соблю­дается при выполнении следующих условий:

1) обе соли (и реагирующая, и образующаяся в ре­зультате реакции) должны быть растворимыми;

2) металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с Са) не вытесняют дру­гие металлы из растворов солей.

Способы получения солей

Способы получения и химические свойства солей. Соли могут быть получены из неорганических соединений практически любо­го класса. Наряду с этими спо­собами соли бескислородных кислот могут быть получены при не­посредственном взаимодействии металла и неметалла (Cl, S ит. д.).

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степе­ни окисления, при нагревании разлагаются.

СаСO 3 = СаО + СO 2

2Ag 2 CO 3 = 4Ag + 2СO 2 + O 2

NH 4 Cl = NH 3 + НСl

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

2КСlO 3 =MnO 2 = 2KCl + 3O 2

4KClO 3 = 3КСlO 4 + KCl

Таблица растворимости солей, кислот и оснований – фундамент, без которого невозможно полноценное освоение химических знаний. Растворимость оснований и солей помогает в обучении не только школьникам, но и профессиональным людям. Создание многих продуктов жизнедеятельности не может обойтись без данных знаний.

Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде

Таблица растворимости солей и оснований в воде – это пособие, которое помогает в освоении химических основ. Разобраться с представленной ниже таблицей помогут следующие примечания.

• Р – указывает на растворимое вещество;
• Н – не растворимое вещество;
• М – вещество мало растворяется в водной среде;
• РК – вещество способно растворятся только при воздействии сильных органических кислот;
• Прочерк будет говорить о том, что такого существа не существует в природе;
• НК – не растворяется ни в кислотах, ни в воде;
• ? – вопросительный знак говорит о том, что на сегодняшний день нет точных сведений о растворении вещества.

Зачастую таблицу используют химики и школьники, студенты для проведения лабораторных исследований, в ходе которых необходимо установить условия протекания определённых реакций. По таблице получается обнаружить, как поведёт себя вещество в соляной или кислотной среде, возможно ли появление осадка. Осадок при проведении исследований и опытов говорит о необратимости реакции. Это существенный момент, который может повлиять на ходе всей лабораторной работы.

Нитриты металлов в степени окисления +2 образуют кристалогидраты с одной, двумя или четырьмя молекулами воды. Нитриты образуют двойные и тройные соли, напр. CsNO 2 . AgNO 2 или Ba(NO 2) 2 . Ni(NO 2) 2 . 2KNO 2 , а также комплексные соединения, например Na 3 .

Кристаллические структуры известны лишь для нескольких безводных нитритов. Анион NO2 имеет нелинейную конфигурацию; угол ONO 115°, длина связи Н—О 0,115 нм; тип связи М—NO 2 ионно-ковалентный.

Хорошо растворимы в воде нитриты К, Na, Ba, плохо - нитриты Ag, Hg, Сu. С повышением температуры растворимость нитритов увеличивается. Почти все нитриты плохо растворимы в спиртах, эфирах и малополярных растворителях.

Нитриты термически малоустойчивы; плавятся без разложения только нитриты щелочных металлов, нитриты остальных металлов разлагаются при 25-300 °С. Механизм разложение нитритов сложен и включает ряд параллельно-последовательных реакций. Основные газообразные продукты разложения - NO, NO 2 , N 2 и О 2 , твёрдые - оксид металла или элементный металл. Выделение большого количества газов обусловливает взрывное разложение некоторых нитритов, например NH 4 NO 2 , который разлагается на N 2 и Н 2 О.

Характерные особенности нитритов связаны с их термической нестойкостью и способностью нитрит-иона быть как окислителем, так и восстановителем, в зависимости от среды и природы реагентов. В нейтральной среде нитриты обычно восстанавливаются до NO, в кислой окисляются до нитратов. Кислород и СО 2 не взаимодействуют с твердыми нитритами и их водными растворами. Нитриты способствуют разложению азотсодержащих органических веществ, в частности аминов, амидов и др. С органическими галогенидами RXН. реагируют с образованием как нитритов RONO, так и нитросоединений RNO 2 .

Промышленное получение нитритов основано на абсорбции нитрозного газа (смеси NO + NO 2) растворами Na 2 CO 3 или NaOH с последовательной кристализацией NaNO 2 ; нитриты остальных металлоов в промышленности и лабораториях получают обменной реакцией солей металлов с NaNO 2 или восстановлением нитратов этих металлов.

Нитриты применяют для синтеза азокрасителей, в производстве капролактама, в качестве окислителей и восстановителей в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности, как консерванты пищевых продуктов. Нитриты например NaNО 2 и KNO 2 , токсичны, вызывают головную боль, рвоту, угнетают дыхание и т.д. При отравлении NaNO 2 в крови образуется метгемоглобин, повреждаются мембраны эритроцитов. Возможно образование нитрозаминов из NaNO 2 и аминов непосредственно в желудочно-кишечном тракте.

6.Сульфаты, соли серной кислоты. Известны средние сульфаты с анионом SO 4 2- кислые, или гидросульфаты, с анионом HSO 4 -, основные, содержащие наряду с анионом SO 4 2- - группы ОН, например Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Существуют также двойные сульфаты, включающие два различных катиона. К ним относят две большие группы сульфатов - квасцы, а также шениты M 2 Э(SO 4) 2 . 6H 2 O, где М-однозарядный катион, Э - Mg, Zn и другие двухзарядные катионы. Известен тройной сульфат K 2 SO 4 . MgSO 4 . 2CaSO 4 . 2H 2 O (минерал полигалит), двойные основные сульфаты, например минералы групп алунита и ярозита M 2 SO 4 . Al 2 (SO 4) 3 . 4Al(OH 3 и M 2 SO 4 . Fe 2 (SO 4) 3 . 4Fe(OH) 3 , где М - однозарядный катион. Сульфаты могут входить в состав смешанных солей, напр. 2Na 2 SO 4 . Na 2 CO 3 (минерал беркеит), MgSO 4 . KCl . 3H 2 O (каинит).

Сульфаты - кристаллические вещества, средние и кислые в большенстве случаев хорошо растворимы в воде. Малорастворимы сульфаты кальции, стронция, свинца и некоторые др., практически нерастворимы BaSO 4 , RaSO 4 . Основные сульфаты, как правило, малорастворимы или практически нерастворимы, или гидролизуются водой. Из водных растворов сульфаты могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов. Кристаллогидраты некоторых тяжелых металлов называются купоросами; медный купорос СuSO 4 . 5H 2 O, железный купорос FeSO 4 . 7Н 2 О.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы, в то время как кислые сульфаты при нагревании разлагаются, превращаясь в пиросульфаты: 2KHSO 4 = Н 2 О + K 2 S 2 O 7 . Средние сульфаты др. металлов, а также основные сульфаты при нагревании до достаточно высоких температур, как правило, разлагаются с образованием оксидов металлов и выделением SO 3 .

Сульфаты широко распространены в природе. Они встречаются в виде минералов, например гипс CaSO 4 . H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 . 10Н 2 О, а также входят в состав морской и речной воды.

Многие сульфаты могут быть получены при взаимодействии H 2 SO 4 с металлами, их оксидами и гидроксидами, а также разложением солей летучих кислот серной кислотой.

Неорганические сульфаты находят широкое применение. Например, аммония сульфат -азотное удобрение, натрия сульфат используют в стекольной, бумажной промышленности, производстве вискозы и др. Природные сульфатные минералы - сырье дм промышленного получения соединений различных металлов, строит, материалов и др.

7.Сульфиты, соли сернистой кислоты H 2 SO 3 . Различают средние сульфиты с анионом SO 3 2- и кислые (гидросульфиты) с анионом HSO 3 -. Средние сульфиты - кристаллические вещества. Сульфиты аммония и щелочных металлов хорошо растворимы в воде; растворимость (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °С), К 2 SО 3 106,7 (20 °С). В водных растворах образуют гидросульфиты. Сульфиты щелочно-земельных и некоторых др. металлов практически не растворимы в воде; растворимость MgSO 3 1 г в 100 г (40°С). Известны кристаллогидраты (NH 4) 2 SO 3 . Н 2 O, Na 2 SO 3 . 7H 2 O, К 2 SO 3 . 2Н 2 O, MgSO 3 . 6H 2 O и др.

Безводные сульфиты при нагревании без доступа воздуха в запаянных сосудах диспропорционируют на сульфиды и сульфаты, при нагревании в токе N 2 теряют SO 2 , а при нагревании на воздухе легко окисляются до сульфатов. С SO 2 в водной среде средние сульфиты образуют гидросульфиты. Сульфиты - относительно сильные восстановители, окисляются в растворах хлором, бромом, Н 2 О 2 и др. до сульфатов. Разлагаются сильными кислотами (например, НС1) с выделением SO 2 .

Кристаллические гидросульфиты известны для К, Rb, Cs, NH 4 +, они малоустойчивы. Остальные гидросульфиты существуют только в водных растворах. Плотность NH 4 HSO 3 2,03 г/см3; растворимость в воде (г в 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0°С), КНSO 3 49 (20 °С).

При нагревании кристаллических гидросульфитов Na или К либо при насыщении SO 2 кишящего раствора пульпы M 2 SO 3 , образуются пиросульфиты (устаревшее -метабисульфиты) М 2 S 2 O 5 - соли неизвестной в свободном состоянии пиросернистой кислоты H 2 S 2 O 5 ; кристаллы, малоустойчивы; плотность (г/см3): Na 2 S 2 O 5 1,48, К 2 S 2 O 5 2,34; выше ~ 160 °С разлагаются с выделением SO 2 ; растворяются в воде (с разложением до HSO 3 -), растворимость (г в 100 г): Na 2 S2O 5 64,4, К 2 S 2 O 5 44,7; образуют гидраты Na 2 S 2 O 5 . 7H 2 O и ЗК 2 S 2 O 5 . 2Н 2 О; восстановители.

Средние сульфиты щелочных металлов получают взаимодействием водного раствора М 2 СО 3 (или МОН) с SO 2 , a MSO 3 - пропусканием SO 2 через водную суспензию MCO 3 ; используют в основном SO 2 из отходящих газов контактных сернокислотных производств. Сульфиты применяют при отбеливании, крашении и печатании тканей, волокон, кож для консервирования зерна, зеленых кормов, кормовых промышленных отходов (NaHSO 3 , Na 2 S 2 О 5). CaSO 3 и Са(НSO 3) 2 - дезинфицирующие средства в виноделии и сахарной промышленности. NaНSO 3 , MgSO 3 , NН 4 НSO 3 - компоненты сульфитного щелока при варке целлюлозы; (NH 4) 2SO 3 - поглотитель SO 2 ; NaHSO 3 - поглотитель H 2 S из отходящих газов производств, восстановитель в производстве сернистых красителей. K 2 S 2 O 5 - компонент кислых фиксажей в фотографии, антиоксидант, антисептик.

Соль можно определить как соединение, которое образуется в результате реакции между кислотой и основанием, но не является водой. В данном разделе будут рассмотрены те свойства солей, которые связаны с ионными равновесиями.

реакции солей в воде

Несколько позже будет показано, что растворимость-это относительное понятие. Однако для целей предстоящего обсуждения мы можем грубо подразделить все соли на растворимые и нерастворимые в воде.

Некоторые соли при растворении в воде образуют нейтральные растворы. Другие соли образуют кислые либо щелочные растворы. Это обусловлено протеканием обратимой реакции между ионами соли и водой, в результате которой образуются сопряженные кислоты либо основания. Окажется ли раствор соли нейтральным, кислым или щелочным-зависит от типа соли. В этом смысле существуют четыре типа солей.

Соли, образуемые сильными кислотами и слабыми основаниями. Соли этого типа при растворении в воде образуют кислый раствор. В качестве примера приведем хлорид аммония NH4Cl. При растворении этой соли в воде ион аммония действует как

Избыточное количество ионов H3O+, образуемое в этом процессе, обусловливает кислые свойства раствора.

Соли, образуемые слабой кислотой и сильным основанием. Соли этого типа при растворении в воде образуют щелочный раствор. В качестве примера приведем ацетат натрия CH3COONa1 Ацетат-ион действует как основание, акцептируя протон у воды, которая выступает в этом случае в роли кислоты:

Избыточное количество ионов ОН-, образующихся в этом процессе, обусловливает щелочные свойства раствора.

Соли, образуемые сильными кислотами и сильными основаниями. При растворении в воде солей этого типа образуется нейтральный раствор. В качестве примера приведем хлорид натрия NaCl. При растворении в воде эта соль полностью ионизируется, и, следовательно, концентрация ионов Na+ оказывается равной концентрации ионов Cl-. Поскольку ни тот, ни другой ион не вступает в кислотно-основные реакции с водой, в растворе не происходит образования избыточного количества ионов H3O+ либо ОН. Поэтому раствор оказывается нейтральным.

Соли, образуемые слабыми кислотами и слабыми основаниями. Примером солей такого типа является ацетат аммония. При растворении в воде ион аммония реагирует с водой как кислота, а ацетат-ион реагирует с водой как основание. Обе эти реакции описаны выше. Водный раствор соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, может быть слабокислым, слабощелочным либо нейтральным в зависимости от относительных концентраций ионов H3O+ и ОН-, образуемых в результате реакций катионов и анионов соли с водой. Это зависит от соотношения между значениями констант диссоциации катиона и аниона.