Соли: Классификация, Физические свойства, Получение
Соли
– это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов (или аммония NH₄⁺) и анионов кислотных остатков.
1. Классификация солей
В зависимости от состава и свойств соли делят на несколько групп:
По продукту замещения:
- Средние (нормальные) соли: Продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла (Na₂CO₃, K₃PO₄).
- Кислые соли: Продукты неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла. Содержат водород (NaHCO₃, K₂HPO₄). Образуются многоосновными кислотами.
- Основные соли: Продукты неполного замещения гидроксогрупп в молекуле основания на кислотные остатки. Содержат группу OH ( (CuOH)₂CO₃ ).
По числу катионов и анионов:
- Простые соли: Один тип катиона и один тип аниона (NaCl).
- Двойные соли: Два разных катиона и один тип аниона (KAl(SO₄)₂).
- Смешанные соли: Один катион и два разных аниона (Ca(OCl)Cl).
По структуре:
- Комплексные соли: Содержат комплексный катион или анион ( K₃[Fe(CN)₆], Na[Al(OH)₄] ).
- Кристаллогидраты: Содержат молекулы кристаллизационной воды (CuSO₄·5H₂O).
2. Физические свойства
Соли — это твердые кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой. Они имеют высокие температуры плавления.
Растворимость: По растворимости в воде соли делят на растворимые (Р), малорастворимые (М) и нерастворимые (Н). (См. Таблицу растворимости).
Цвет: Многие соли имеют характерную окраску, которая зависит от катиона металла или аниона кислотного остатка.
Сульфат меди (II)
CuSO₄·5H₂O
Хлорид меди (II)
CuCl₂
Карбонат меди (II)
CuCO₃
Сульфат никеля (II)
NiSO₄
Сульфат железа (II)
FeSO₄·7H₂O
Хлорид хрома (III)
CrCl₃
Перманганат калия
KMnO₄
Хлорид кобальта (II)
CoCl₂·6H₂O
Хлорид марганца (II)
MnCl₂
Красная кровяная соль
K₃[Fe(CN)₆]
Сульфид ртути (II)
HgS
Дихромат калия
K₂Cr₂O₇
Хромат калия
K₂CrO₄
Хлорид железа (III)
FeCl₃
Иодид свинца (II)
PbI₂
Сульфид кадмия
CdS
Иодид серебра
AgI
Хлорид натрия
NaCl
Сульфид серебра
Ag₂S
Сульфид меди (II)
CuS
3. Получение солей
Получение кислых солей
Кислые соли образуются при недостатке основания или избытке кислоты (для многоосновных кислот).
| Способ получения | Примеры реакций |
|---|---|
| Щелочь + Избыток кислоты (Для многоосновных кислот) |
При избытке кислоты образуется кислая соль. NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O (Дигидрофосфат)2NaOH + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2H₂O (Гидрофосфат) KOH + H₂SO₄ → KHSO₄ + H₂O |
| Средняя соль + Кислота (Той же соли) |
Растворением средней соли в кислоте. CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⇄ Ca(HCO₃)₂ (Временная жесткость)Na₂SO₄ + H₂SO₄ → 2NaHSO₄ Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ → 3Ca(H₂PO₄)₂ |
| Щелочь + Избыток кислотного оксида |
NaOH + CO₂ (изб.) → NaHCO₃ Ca(OH)₂ + 2CO₂ (изб.) → Ca(HCO₃)₂ |
| Кислотный оксид + Средняя соль + Вода |
K₂SO₃ + SO₂ + H₂O → 2KHSO₃ Na₂S + H₂S → 2NaHS |
Получение основных солей
Основные соли образуются при недостатке кислоты или избытке основания (для многокислотных оснований).
| Способ получения | Примеры реакций |
|---|---|
| Кислота + Избыток основания (Для многокислотных оснований) |
При недостатке кислоты замещаются не все гидроксильные группы. Cu(OH)₂ + HCl → (CuOH)Cl + H₂OAl(OH)₃ + HCl → Al(OH)₂Cl + H₂O Fe(OH)₃ + 2HNO₃ → Fe(OH)(NO₃)₂ + 2H₂O |
| Гидролиз солей (Слабое основание + Сильная кислота) |
Гидролиз по катиону часто приводит к образованию основных солей. AlCl₃ + H₂O ⇄ AlOHCl₂ + HClZnCl₂ + H₂O ⇄ ZnOHCl + HCl |
| Средняя соль + Щелочь (Осторожное добавление) |
AlCl₃ + 2NaOH → Al(OH)₂Cl + 2NaCl 2MgCl₂ + 2Mg(OH)₂ → 4MgOHCl (при t°) |
| Разложение средних солей |
Некоторые соли при нагревании теряют часть кислотного остатка. 2MgCl₂ + O₂ → 2Mg₂OCl₂ (оксохлорид) + ... (специфичные реакции) |
Получение средних солей
| Способ получения | Примеры реакций |
|---|---|
| 1. Кислотный оксид + Основный оксид |
Сплавление твердых оксидов или реакция газов. CaO + CO₂ t°→ CaCO₃MgO + SiO₂ t°→ MgSiO₃ |
| 2. Кислота + Основание (Нейтрализация) |
Важнейший способ. Полная нейтрализация. H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂OHNO₃ + KOH → KNO₃ + H₂O |
| 3. Металл + Неметалл |
Прямой синтез. Обычно при нагревании. Fe + S t°→ FeS
В процессе (Разгар реакции)
 2Na + Cl₂ → 2NaCl
Вспышка (NaCl)
 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ (Окисление до высшей СО)
Бурый дым (FeCl₃)
 |
| 4. Металл + Кислота |
Металл должен стоять до Н (для обычных кислот). Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
Выделение H₂
 Mg + H₂SO₄ (разб.) → MgSO₄ + H₂↑ |
| 5. Металл + Раствор соли |
Более активный металл вытесняет менее активный. Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓
До (Раствор CuSO₄)
После (Осаждение Cu)
 Zn + Pb(NO₃)₂ → Zn(NO₃)₂ + Pb↓
Сатурново дерево (Pb)
 |
| 6. Кислотный оксид + Щелочь |
Избыток щелочи дает среднюю соль. CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂OSO₃ + 2KOH → K₂SO₄ + H₂O |
| 7. Основный оксид + Кислота |
Растворение оксидов металлов. CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂OZnO + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + H₂O |
| 8. Соль + Кислота |
Должен выделяться газ или осадок. BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HClCaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O |
| 9. Соль + Щелочь |
Исходная соль растворима, образуется осадок или газ. CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Осадок Cu(OH)₂
 NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃↑ + H₂O |
| 10. Соль + Соль |
Обе соли растворимы, продукт — осадок. AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃
Смешивание растворов
Творожистый осадок AgCl
 BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl |
| 11. Аммиак + Кислота |
Получение солей аммония. NH₃ + HCl → NH₄Cl (дым без огня)
Дым (NH₄Cl)
 |
Получение комплексных солей
| Способ получения | Примеры реакций |
|---|---|
| Амфотерный металл + Щелочь (раствор) |
Растворение амфотерных металлов в щелочах. 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑ |
| Амфотерный оксид + Щелочь (раствор) |
В растворе образуются гидроксокомплексы. ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄] |
| Амфотерный гидроксид + Щелочь (раствор) |
Растворение осадка амфотерного гидроксида. Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]Zn(OH)₂ + 2KOH → K₂[Zn(OH)₄] |
| Соль + Избыток Щелочи |
Сначала выпадает осадок, затем растворяется. ZnCl₂ + 4NaOH (изб.) → Na₂[Zn(OH)₄] + 2NaCl |
| Соль + Аммиак (водный раствор) |
Образование аммиачных комплексов (аммиакатов). CuSO₄ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄ (Ярко-синий раствор)
До (Cu²⁺)
После (Аммиакат меди)
 AgCl + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl (Растворение осадка AgCl)
Посветление (Растворение)
 |
4. Химические свойства солей
Химические свойства солей зависят от их типа (средние, кислые, основные, комплексные). Ниже представлены подробные таблицы свойств для каждой группы.
4.1. Свойства средних солей (Базовые свойства)
| Свойство | Химическая реакция и пояснения |
|---|---|
| Диссоциация |
Растворимые соли — сильные электролиты, диссоциируют нацело. Кислые соли диссоциируют ступенчато:
Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻KHSO₄ → K⁺ + HSO₄⁻ (гидросульфат-ион дает сильную кислую среду) |
| Взаимодействие с более активными металлами |
Более активный металл (стоящий левее в ряду напряжений) вытесняет менее активный. Важно: щелочные и щелочноземельные металлы брать нельзя (они будут реагировать с водой!).
CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu↓2AgNO₃ + Cu → Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓ |
| Взаимодействие с кислотными оксидами |
Сплавление: менее летучий оксид (SiO₂, P₂O₅) вытесняет более летучий (CO₂, SO₂):
K₂CO₃ + SiO₂ t°→ K₂SiO₃ + CO₂↑В растворе: вытеснение или образование кислой соли:
Na₂SiO₃ + 2CO₂ (изб.) + 2H₂O → 2NaHCO₃ + H₂SiO₃↓
|
| Взаимодействие с кислотами |
Реакция обмена идет до конца, если образуется газ, осадок или слабая кислота:
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑ (выделение газа)BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl (выпадение осадка)
Осадок BaSO₄
 (CH₃COO)₂Pb + 2HCl → PbCl₂↓ + 2CH₃COOH (слабая кислота + осадок) Образование кислых солей (при неполном замещении):
Na₃PO₄ + 2H₃PO₄ → 3NaH₂PO₄
|
| Взаимодействие со щелочами |
Условие: исходная соль растворима, а в продуктах — осадок или газ:
ZnCl₂ + 2NaOH (нед.) → Zn(OH)₂↓ + 2NaClВ избытке щелочи амфотерные гидроксиды растворяются!
ZnCl₂ + 4NaOH (изб.) → Na₂[Zn(OH)₄] + 2NaClКачественная реакция на соли аммония (выделение запаха аммиака):
NH₄NO₃ + NaOH t°→ NH₃↑ + NaNO₃ + H₂O
|
| Взаимодействие с другими солями |
Условие: обе соли растворимы, а один из продуктов выпадает в осадок:
NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2KNO₃ |
| Совместный гидролиз (необратимый) |
Смешение растворов солей слабого основания (Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺) и слабой летучей кислоты (CO₃²⁻, S²⁻, SO₃²⁻) приводит к полному распаду водой до осадка и газа:
3Na₂CO₃ + 2FeCl₃ + 3H₂O → 6NaCl + 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑
Гидролиз (Осадок и Газ)
 |
| Сплавление с амфотерными оксидами/гидроксидами |
Амфотерные соединения вытесняют летучие газы (чаще всего CO₂) при высоких температурах:
Na₂CO₃ + Al₂O₃ t°→ 2NaAlO₂ + CO₂↑Na₂CO₃ + 2Al(OH)₃ t°→ 2NaAlO₂ + CO₂↑ + 3H₂O |
| Замещение в солях галогенов |
Более активный галоген (F > Cl > Br > I) вытесняет менее активный из растворов солей:
2NaBr + Cl₂ → 2NaCl + Br₂2NaI + Br₂ → 2NaBr + I₂
Выделение йода (I₂)
 NaCl + I₂ ↛ реакция не идет |
| Специфические окислительно-восстановительные свойства |
Хроматы и Перманганаты выступают мощными окислителями в кислой среде:
2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂OПереход хромата (желтого) в дихромат (оранжевый) при подкислении (НЕ ОВР!):
2K₂CrO₄ + H₂SO₄ → K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O
До (Хромат)
После (Дихромат)
 |
4.2. Разложение солей (Нитраты, Карбонаты, Аммоний)
| Тип соли | Продукты разложения |
|---|---|
| Нитраты (MeNO₃) Разложение зависит от активности металла в ряду напряжений |
Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe ... Cu Hg Ag Pt Au
1. Левее Mg (исключая Li): Самые активные разлагаются до нитрита и кислорода:
2NaNO₃ t°→ 2NaNO₂ + O₂↑2. От Mg до Cu (включая Li): Средней активности разлагаются до оксида, диоксида азота (бурый газ) и кислорода:
2Cu(NO₃)₂ t°→ 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑
Распад Cu(NO₃)₂ (NO₂↑)
 3. Правее Cu: Малоактивные (благородные) металлы отдают чистый металл:
2AgNO₃ t°→ 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑
Серебро и NO₂↑
Особые (ОВР) случаи разложения нитратов:
Если образующийся оксид можно доокислить кислородом, он окисляется: 4Fe(NO₃)₂ t°→ 2Fe₂O₃ + 8NO₂↑ + O₂↑ (Fe⁺² окисляется до Fe⁺³) Разложение нитрата марганца идет без выделения кислорода: Mn(NO₃)₂ t°→ MnO₂ + 2NO₂↑ |
| Карбонаты |
Нерастворимые карбонаты при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ. Растворимые карбонаты щелочных металлов (Na₂CO₃, K₂CO₃) плавятся без разложения!
CaCO₃ t°→ CaO + CO₂↑Основные карбонаты также выделяют воду:
(CuOH)₂CO₃ (малахит) t°→ 2CuO + CO₂↑ + H₂O
До (Малахит)
После (Прокаливание)
 |
| Соли аммония Разложение кардинально зависит от аниона (окислитель он или нет) |
1. Без изменения степени окисления (анион — не окислитель: Cl⁻, CO₃²⁻, SO₄²⁻): Происходит распад на аммиак и кислоту (иногда сопутствует вода):
1. NH₄Cl ⇄ NH₃↑ + HCl↑ (Обратимая "возгонка" — белый дым без огня)2. (NH₄)₂CO₃ t°→ 2NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O 3. NH₄HCO₃ t°→ NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O (Пекарский порошок / Разрыхлитель) 4. (NH₄)₂SO₄ t°→ NH₄HSO₄ + NH₃↑ (Разлагается лишь до кислой соли) 2. С окислительно-восстановительной реакцией (анион — окислитель: NO₂⁻, NO₃⁻, Cr₂O₇²⁻): Азот из аммония (с.о. -3) окисляется анионом:
5. NH₄NO₂ t°→ N₂↑ + 2H₂O (Лабораторный способ получения азота)6. NH₄NO₃ 190-245°→ N₂O↑ + 2H₂O (Выделение оксида азота(I) — веселящего газа) 7. (NH₄)₂Cr₂O₇ t°→ N₂↑ + Cr₂O₃ + 4H₂O (Классический опыт "Химический вулкан")
Оранжевые кристаллы
«Извержение» вулкана
 |
4.3. Свойства кислых солей
| Свойство | Реакция |
|---|---|
| Кислая соль + Кислота (своя) → Более кислая соль |
Добавление кислоты к средней соли многоосновной кислоты приводит к ступенчатому присоединению протонов:
Na₂HPO₄ + H₃PO₄ → 2NaH₂PO₄
|
| Кислая соль + Основание (щелочь) → Средняя соль и вода (нейтрализация) |
Щелочь "забирает" кислый водород из соли, превращая ее в среднюю:
KH₂PO₄ + 2KOH → K₃PO₄ + 2H₂OЕсли катион щелочи образует осадок с анионом:
2KH₂PO₄ + 3Ba(OH)₂ (изб.) → Ba₃(PO₄)₂↓ + 2KOH + 4H₂O
|
| Взаимодействие с более сильной кислотой |
Сильная кислота "выбивает" слабую (или газ) из солей (например, гидрокарбонатов):
NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂↑ + H₂O2NaHS + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂S↑ |
| Взаимодействие с солями (обмен) |
Кислая соль может вступать в ионный обмен, если образуется осадок:
Ba(HCO₃)₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2KHCO₃Особенность гидросульфатов (HSO₄⁻): Они ведут себя почти как сильная серная кислота!
KHSO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + KCl + HCl
|
| Гидросульфаты с металлами и солями слабых кислот |
Так как гидросульфат диссоциирует с отщеплением H⁺, он может реагировать с металлами левее водорода и карбонатами:
2KHSO₄ + Fe → K₂SO₄ + FeSO₄ + H₂↑2NaHSO₄ + 2KHCO₃ → Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2CO₂↑ + 2H₂O |
| Термическое разложение |
Кислые соли легко разлагаются при нагревании с потерей "кислотной" части (воды и газа) и переходом в средние:
2NaHCO₃ t°→ Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O2KHSO₃ t°→ K₂SO₃ + SO₂↑ + H₂O |
4.4. Свойства основных и комплексных солей
| Тип соли / Свойство | Реакция |
|---|---|
| Основные соли (содержат OH⁻) | |
| Взаимодействие с кислотами (Переход в среднюю соль) |
Кислота нейтрализует OH-группу основной соли с образованием воды:
(CuOH)Cl + HCl → CuCl₂ + H₂OПри добавлении другой кислоты образуется смешанная соль:
(CuOH)Cl + HBr → CuBrCl + H₂O
|
| Термическое разложение |
Основные карбонаты теряют воду и углекислый газ, оставляя оксид:
(CuOH)₂CO₃ t°→ 2CuO + CO₂↑ + H₂O
|
| Комплексные соли (гидроксокомплексы амфотерных металлов) | |
| Разрушение недостатком сильной кислотой |
Кислота «отрывает» от комплекса OH-группы. При недостатке кислоты выпадает осадок амфотерного гидроксида:
K[Al(OH)₄] + HCl (нед.) → KCl + Al(OH)₃↓ + H₂O
Выпадение Al(OH)₃
 |
| Разрушение избытком сильной кислотой |
Избыток растворяет выпавший гидроксид — образуются две средние соли:
Na[Al(OH)₄] + 4HCl (изб.) → NaCl + AlCl₃ + 4H₂O
|
| Разрушение слабыми кислотами / кислотными газами (CO₂, SO₂, H₂S) |
Слабые (или летучие) кислоты, даже в избытке, способны лишь разрушить комплекс до осадка гидроксида (они не могут его растворить обратно):
K[Al(OH)₄] + CO₂ (изб.) → Al(OH)₃↓ + KHCO₃K₂[Zn(OH)₄] + 2SO₂ (изб.) → Zn(OH)₂↓ + 2KHSO₃ С сероводородом цинк дает устойчивый нерастворимый сульфид (вместо гидроксида):
Na₂[Zn(OH)₄] + 3H₂S → ZnS↓ + 2NaHS + 4H₂O
|
| Взаимодействие с солями (осаждение) |
Комплексы могут осаждать ионы амфотерных металлов из солей (по сути, это взаимный гидролиз в щелочной среде):
3K[Al(OH)₄] + AlCl₃ → 4Al(OH)₃↓ + 3KCl
|
| Термическое разложение (прокаливание) |
При нагревании твердых комплексов отваливается вода (как пар), остается безводная двойная соль:
Na[Al(OH)₄] t°→ NaAlO₂ + 2H₂O↑Na₂[Zn(OH)₄] t°→ Na₂ZnO₂ + 2H₂O↑ |