Розділи

-Солі

Солі – кристалічні речовини, які можна розглядати як продукт повного або часткового заміщення іонів Гідрогену кислоти на метал або гідроксильних груп основ (амфотерних гідроксидів) на кислотні залишки.

3 точки зору теорії електролітичної дисоціації, солі – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів, що відрізняються від іона Гідрогену, та негативно заряджених іонів, що відріз­няються від гідроксид-іона.

За своїми хімічними властивостями та складом солі поділяються на середні, подвійні, кислі, основні (складні координаційні солі в цьому розділі не розглядаються). Середні солі – про­дукти повного заміщення іонів Гідрогену кислоти на катіони металів (або металоподібної групи атомів) або гідроксид-іонів основ (ам­фотерних гідроксидів) на кислотні залишки. Солі, що утворюються при заміщенні іонів Гідрогену багатоосновної кислоти на катіони різних металів або гідроксид-іонів багатокислотної основи (амфотерного гідроксиду) на різні кислотні залишки, називаються подвійни­ми. До подвійних солей належать галуни загальної формули МеЕ(SО4)2·12Н2О (Ме = Nа+, К+, NН4+, Е = Аl3+, Сr3+, Fе3+), СаNН4РО4, Са(ОСl)Сl, NН4Fе(SО4)2·6Н2О, КNаSО4 тощо. Подвій­ні солі можуть існувати лише у твердому стані.

Кислі солі – продукти неповного заміщення іонів Гідрогену багатоосновної кислоти на катіони металів: NаНSО4, Са(НСО3)2, NН4Н2РО4, (NН4)2НРО4 тощо.

Основні солі – продукти неповного заміщення гідроксид-іонів основ або амфотерних гідроксидів кислотними залишками: Fе(ОН)SО4, Fе(ОН)2Сl, Ві(ОН)(NО3)2, Ві(ОН)2NО3 тощо. При дегідратації основних солей утво-рюються оксосолі, що містять у своєму складі іон металу, Оксиген (один або кілька атомів) та кис­лотний залишок.

Номенклатура солей. Назви середніх солей утворюються з двох слів: назви металу у називному відмінку та назви аніона кислоти, наприклад: СаSО4 – Кальцій сульфат; КСlО3 – Калій хлорат.

Якщо метал виявляє різні ступені окислення і утворює кілька середніх солей, то в їхніх назвах ступінь окислення металу зазна­чається римською цифрою в дужках, наприклад: СrSО4 – Хром (II) сульфат; Сr2(SО4)3 – Хром (III) сульфат.

Назви подвійних солей утворюються так само, як і назви серед­ніх солей: Са(СlО)Сl – Кальцій гіпохлорит-хлорид, NН4Fе(SО4)2·6Н2О – амоній-Ферум (III) сульфат, гексагідрат. Деякі середні солі зберегли також технічні назви: Nа2СО3 – сода, КNО3 – калійна селітра, К2СО3 – поташ, КСlО3 – бертолетова сіль, FеSО4·7Н2О – залізний купорос тощо.

Назви кислих солей утворюють з назв аніонів кислот, металу та префікса гідроген- (гідро-), який підкреслює наявність іонів Гідрогену в їх складі. Якщо молекула солі містить не один, а кілька іонів Гідрогену, то до її назви додають числівники ди-, три; тетра-, що вказують кіль­кість цих іонів, наприклад: Nа2НРО4 – натрій гідрогенортофосфат (гідроортофосфат), NаН2РО4 – натрій дигідрогенортофосфат (дигідроортофосфат).

Назви основних солей утворюють з назв аніонів кислот, металу та префіксів гідроксо- або оксо-, то підкреслюють наявність гідро­ксид-іонів або атомів Оксигену в їх складі. Якщо молекула основної солі містить кілька гідроксид-іонів або атомів Оксигену, то до її назви додають числівники ди-, три-, тетра- і т.д.. що вказують їх число, наприклад: Аl(ОН)Сl2 – Алюміній гідроксохлорид, Аl(ОН)2Сl – Алюміній дигідроксохлорид, Мg2ОСl2 – Магній оксохлорид.

Основні методи добування солей. Відомо багато методів добування солей, але найважливішими з них слід вважати такі: взаємодія основних оксидів з кислотними або амфотерними; основних та амфотерних оксидів з кислотами; кислотних оксидів з основами або амфотерними гідроксидами; основ або амфотерних гідроксидів в кислотами; взаємодія солей в кислотами (кислотними оксидами), основами (основними оксидами); металів з кислотами та неметалів з лугами; за реакціями подвійного обміну між солями; за реакціями витіснення одного металу або неметалу з їх солей; при безпосеред­ньому сполученні елементів; при термічному розкладі одних солей можуть утворюватись інші. Приклади реакцій добування солей:

СоО + ZnО = СоZnО2; ZnСl2 + 4NаОН = Nа2[Zn(ОН)4] + 2NаСl;

FеО + Н2SО4 = FеSО4 + Н2О; NаНSО4 + NаОН = Nа2SО4 + Н2О;

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О; 3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 +2NО + 4Н2О;

Zn(ОН)2 + SО3 = ZnSО4 + Н2О; Zn + 2КОН + 2Н2О = К2[Zn(ОН)4] + Н2;

Са(ОН)2 + НNО3 = Са(ОН)NО3 + Н2О; Sі + 2КОН + Н2О = К2SіО3 + 2Н2;

Са(ОН)2 + 2Н2SО4 = Са(НSО4)2 + 2Н2О; 3S + 6КОН = 2К2S + К2SО3 + 3Н2О;

2КСl + Н2SО4 = К2SО4 + 2КСl; Рb(NО3)2 + 2КІ = РbІ2 + 2КNО3;

Zn(ОН)Сl + НСl = ZnСl2 + Н2О; СuSО4 + Zn = ZnSО4 + Сu;

Са3(РО4)2 + 3SіО2 = 3СаSіО3 + Р2О5; 2NаВr + Сl2 = 2NаСl + Вr2;

3NаСlО = NаСlО2 + 2NаСl; 2КNО3 = 2КNО2 + О2;

2Ві + 3Сl2 = 2ВіСl3; NаН2РО4 = NаРО3 + Н2О.

Хімічні властивості солей. Середні солі можуть взаємо­діяти з кислотами з утворенням іншої кислоти та солі:

Са3(РО4)2 + 3Н2SО4 = 3СаSО4 + 2Н3РО4 .

Якщо на середні солі багатоосновної кислоти діяти однойменною кислотою, то утворюються кислі солі:

Са3(РО4)2 + Н3РО4 = 3СаНРО4; Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = 3Са(Н2РО4)2 .

Взаємодія основних солей з кислотами зумовлює утворення се­редніх солей:

Аl(ОН)Сl2 + НСl = АlСl3 + Н2О .

У водних розчинах середні солі можуть реагувати з лугами, утворюючи інші сіль та основу або амфотерний гідроксид:

FеSО4 + 2КОН = Fе(ОН)2 + К2SО4; СrСl3 + 3NаОН = Сr(ОН)3 + 3NаСl .

При взаємодії розчинів кислих солей з лугами утворюються середні солі:

К2НРО4 + КОН = К3РО4 + Н2О .

Хімічно активні метали можуть витісняти з водних розчинів солей менш активні метали:

СuSО4 + Fе = FеSО4 + Сu; 2АgNО3 + Сu = Сu(NО3)2 + 2Аg .

Всі солі, крім утворених сильними кислотами та основами, піддаються гідролізу.

Крім простих солей (середніх, подвійних, кислих, основних) існують складні солі, які називаються координаційними, або ком­плексними. Їх властивості розглянуто в іншому розділі.

 

  • Організація обліку на підприємствах малого бізнесу
  • Історія педагогіки і загальної педагогіки
  • Менеджмент
  • Технологія обробки і збереження харчових продуктів
  • Професійна педагогіка
  • Бухгалтерський облік
  • Фінанси підприємств
  • Соціальна робота у сферах дозвілля
  • Міжнародні стандарти аудиту
  • Модуль 2. Закономірності перебігу хімічних процесів

    1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 
    25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 
    50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 
    75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92  Наверх ↑

    Кращі книги

    Тексти книг належать їх авторам і розміщені для ознайомлення

    Книги: 504 А Б В Г Д Е З И Й К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Э Ю Я

    Автори: 392 А Б В Г Д Е З И Й К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Э Ю Я