Rozklad nerozpustných solí. Soli: príklady, zloženie, názvy a chemické vlastnosti

Soli sú organické a anorganické chemikálie komplexného zloženia. V chemickej teórii neexistuje prísna a definitívna definícia solí. Možno ich opísať ako zlúčeniny:
- pozostávajúce z aniónov a katiónov;
- získané v dôsledku interakcie kyselín a zásad;
- pozostávajúci z kyslých zvyškov a kovových iónov.

Kyslé zvyšky môžu byť spojené nie s atómami kovov, ale s amónnymi iónmi (NH 4) +, fosfóniom (PH 4) +, hydroxóniom (H 3 O) + a niektorými ďalšími.

Druhy soli

- Kyslé, stredné, zásadité. Ak sú v kyseline všetky vodíkové protóny nahradené kovovými iónmi, potom sa takéto soli nazývajú stredné soli, napríklad NaCl. Ak je vodík len čiastočne substituovaný, potom sú takéto soli napríklad kyslé. KHS04 a NaH2P04. Ak hydroxylové skupiny (OH)-bázy nie sú úplne nahradené kyslým zvyškom, potom je soľ napríklad zásaditá. CuCl(OH), Al(OH)S04.

— Jednoduché, dvojité, zmiešané. Jednoduché soli pozostávajú z jedného kovu a jedného kyslého zvyšku, ako je K2S04. V podvojných soliach sú dva kovy, napríklad KAl(SO 4) 2 . V zmiešaných soliach sú napríklad dva zvyšky kyselín. AgClBr.

— Organické a anorganické.
- Komplexné soli s komplexným iónom: K 2, Cl 2 a iné.
— Kryštálové hydráty a kryštalické solváty.
— Kryštalické hydráty s molekulami kryštalickej vody. CaS04* 2H20.
— Kryštalické solváty s molekulami rozpúšťadla. Napríklad LiCl v kvapalnom amoniaku NH3 poskytuje LiCl*5NH3 solvát.
— Kyslík obsahujúci a neobsahujúci kyslík.
- Vnútorné, inak nazývané bipolárne ióny.

Vlastnosti

Väčšina solí sú pevné látky s vysokou teplotou topenia a nevedú elektrinu. Dôležitou charakteristikou je rozpustnosť vo vode, na jej základe sa reagencie delia na vo vode rozpustné, málo rozpustné a nerozpustné. Mnohé soli sú rozpustné v organických rozpúšťadlách.

Soli reagujú:
- s aktívnejšími kovmi;
- s kyselinami, zásadami, inými soľami, ak sa pri interakcii získajú látky, ktoré sa nezúčastňujú ďalšej reakcie, napr. plyn, nerozpustná zrazenina, voda. Zahriatím sa rozloží, hydrolyzuje vo vode.

V prírode sú soli široko distribuované vo forme minerálov, soľanky, soľných ložísk. Ťažia sa aj z morskej vody, horských rúd.

Soli sú pre ľudský organizmus nevyhnutné. Soli železa sú potrebné na doplnenie hemoglobínu, vápnik – podieľa sa na tvorbe kostry, horčík – reguluje činnosť tráviaceho traktu.

Použitie solí

Soli sa aktívne využívajú vo výrobe, každodennom živote, poľnohospodárstve, medicíne, potravinárstve, chemickej syntéze a analýze a v laboratórnej praxi. Tu je len niekoľko oblastí ich použitia:

- Dusičnany sodné, draselné, vápenaté a amónne (dusičnany); fosforečnan vápenatý, chlorid draselný je surovina na výrobu hnojív.
— Chlorid sodný je potrebný na výrobu jedlej kuchynskej soli, používa sa v chemickom priemysle na výrobu chlóru, sódy, lúhu sodného.
Chlórnan sodný je obľúbeným bieliacim prostriedkom a dezinfekčným prostriedkom na vodu.
— Soli kyseliny octovej (acetáty) sa používajú v potravinárskom priemysle ako konzervačné látky (octan draselný a vápenatý); v medicíne na výrobu liekov, v kozmetickom priemysle (octan sodný), na mnohé iné účely.
— Kamenec draselný a kamenec chróm-draselný sú žiadané v medicíne a potravinárskom priemysle; na farbenie látok, kože, kožušín.
— Mnohé soli sa používajú ako fixačné činidlá na určenie chemického zloženia látok, kvality vody, úrovne kyslosti atď.

Naša predajňa ponúka široký sortiment solí, organických aj anorganických.

Je známy veľký počet reakcií vedúcich k tvorbe solí. Uvádzame najdôležitejšie z nich.

1. Reakcia kyselín so zásadami (neutralizačná reakcia):

NaOH + HNIE 3 = NaNIE 3 + H 2 O

Al(Oh) 3 + 3HC1 =AlCl 3 + 3H 2 O

2. Interakcia kovov s kyselinami:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 

Zn+ H 2 SO 4 razb. = ZnSO 4 + H 2 

3. Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

ODuO+ H 2 SO 4 = CUSO 4 + H 2 O

ZnO + 2 HCl = ZnODl 2 + H 2 O

4. Interakcia kyselín so soľami:

FeCl 2 + H 2 S = FeS + 2 HCl

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3

Ba (NIE 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2HNO 3

5. Interakcia roztokov dvoch rôznych solí:

BaCl 2 + Nie 2 SO 4 = WaSO 4  + 2Nakol

Pb (č 3 ) 2 + 2NaCl =RbOD1 2  + 2NaNO 3

6. Interakcia zásad s kyslými oxidmi (zásady s amfotérnymi oxidmi):

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3  + H 2 ó,

2 Na on (TV) + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O

7. Interakcia zásaditých oxidov s kyslými:

SoO+SiO 2 SoSiO 3

Na 2 O+SO 3 = Na 2 SO 4

8. Interakcia kovov s nekovmi:

2K + C1 2 = 2KS1

Fe+S FeS

9. Interakcia kovov so soľami.

Cu + Hg (č 3 ) 2 = Hg + Cu (NO 3 ) 2

Pb (č 3 ) 2 + Zn =Rb + Zn(č 3 ) 2

10. Interakcia alkalických roztokov s roztokmi solí

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

1. Použitie solí.

Mnohé soli sú zlúčeniny potrebné vo významných množstvách na zabezpečenie životnej činnosti živočíšnych a rastlinných organizmov (soli sodíka, draslíka, vápnika, ako aj soli obsahujúce prvky dusík a fosfor). Nižšie sú na príkladoch jednotlivých solí uvedené oblasti použitia predstaviteľov tejto triedy anorganických zlúčenín vrátane ropného priemyslu.

NaC1- chlorid sodný (jedlá soľ, kuchynská soľ). O šírke využitia tejto soli svedčí fakt, že svetová produkcia tejto látky je viac ako 200 miliónov ton.

Táto soľ je široko používaná v potravinárskom priemysle, slúži ako surovina na výrobu chlóru, kyseliny chlorovodíkovej, hydroxidu sodného, ​​sódy (Na 2 CO 3 ). Chlorid sodný nachádza rôzne aplikácie v ropnom priemysle, napríklad ako prísada do vrtných kvapalín na zvýšenie hustoty, zabránenie vzniku kaverien pri vŕtaní studní, ako regulátor času tuhnutia cementových injektážnych kompozícií, na zníženie bodu tuhnutia ( nemrznúca zmes) vrtných a cementových kvapalín.

KS1- chlorid draselný. Zahrnuté do zloženia vrtných kvapalín, ktoré pomáhajú udržiavať stabilitu stien studní v ílovitých horninách. Vo významnom množstve sa chlorid draselný používa v poľnohospodárstve ako makrohnojivo.

Na 2 CO 3 - uhličitan sodný (sóda). Zahrnuté do zmesí na výrobu skla, čistiacich prostriedkov. Činidlo na zvýšenie alkality prostredia, zlepšenie kvality ílov pre hlinené vrtné kvapaliny. Používa sa na odstránenie tvrdosti vody pri jej príprave na použitie (napríklad v kotloch), široko sa používa na čistenie zemného plynu od sírovodíka a na výrobu činidiel pre vrtné a cementové kaše.

Al 2 (SO 4 ) 3 - síran hlinitý. Zložka vrtných kvapalín, koagulant na čistenie vody od jemných suspendovaných častíc, zložka viskoelastických zmesí na izoláciu stratových zón v ropných a plynových vrtoch.

Na 2 AT 4 O 7 - tetraboritan sodný (borax). Je účinným prostriedkom - spomaľovačom tuhnutia cementových mált, inhibítorom termooxidačnej deštrukcie ochranných činidiel na báze éterov celulózy.

BaSO 4 - síran bárnatý (baryt, ťažký trn). Používa sa ako ťažidlo (  4,5 g / cm 3) na vŕtanie a cementové kaly.

Fe 2 SO 4 - síran železnatý (P) (železný vitriol). Používa sa na prípravu lignosulfonátu ferochrómu - činidla-stabilizátora vrtných kvapalín, zložky vysokovýkonných emulzných vrtných kvapalín na olejovej báze.

FeC1 3 - chlorid železitý (III). V kombinácii s alkáliou sa používa na čistenie vody od sírovodíka pri vŕtaní studní s vodou, na vstrekovanie do útvarov obsahujúcich sírovodík za účelom zníženia ich priepustnosti, ako prísada do cementov na zvýšenie ich odolnosti voči sírovodíku, na čistenie vody od suspendovaných častíc.

CaCO 3 - uhličitan vápenatý vo forme kriedy, vápenca. Je to surovina na výrobu nehaseného vápna CaO a haseného vápna Ca(OH) 2 . Používa sa v metalurgii ako tavivo. Používa sa pri vŕtaní ropných a plynových vrtov ako závažie a plnivo vrtných kvapalín. Uhličitan vápenatý vo forme mramoru s určitou veľkosťou častíc sa používa ako propant pri hydraulickom štiepení produktívnych útvarov s cieľom zvýšiť ťažbu ropy.

CaSO 4 - síran vápenatý. Vo forme alabastru (2СаSO 4 · Н 2 О) má široké uplatnenie v stavebníctve, je súčasťou rýchlotvrdnúcich spojivových zmesí na izoláciu absorpčných zón. Keď sa pridáva do vrtných kvapalín vo forme anhydritu (CaSO 4) alebo sadry (CaSO 4 · 2H 2 O), dáva stabilitu vŕtaným ílovitým horninám.

CaCl 2 - chlorid vápenatý. Používa sa na prípravu vrtných a injektážnych roztokov na vŕtanie nestabilných hornín, výrazne znižuje bod tuhnutia roztokov (nemrznúce zmesi). Používa sa na vytváranie bahna s vysokou hustotou, ktoré neobsahujú pevnú fázu, efektívne na otváranie produktívnych formácií.

Na 2 SiO 3 - kremičitan sodný (rozpustné sklo). Používa sa na fixáciu nestabilných zemín, na prípravu rýchlotuhnúcich zmesí na izoláciu absorpčných zón. Používa sa ako inhibítor korózie kovov, zložka niektorých vrtných cementov a tlmivých roztokov.

AgNO 3 - dusičnan strieborný. Používa sa na chemické analýzy vrátane formačných vôd a filtrátov vrtného kalu na obsah chlórových iónov.

Na 2 SO 3 - siričitan sodný. Používa sa na chemické odstraňovanie kyslíka (odvzdušňovanie) z vody s cieľom bojovať proti korózii pri vstrekovaní odpadových vôd. Na inhibíciu termooxidačnej degradácie ochranných činidiel.

Na 2 Cr 2 O 7 - dvojchróman sodný. Používa sa v ropnom priemysle ako vysokoteplotný prostriedok na znižovanie viskozity vrtných kvapalín, inhibítor korózie hliníka, na prípravu množstva činidiel.

Moderná chemická veda je široká škála odvetví a každé z nich má okrem teoretického základu veľký aplikačný a praktický význam. Čoho sa dotknete, všetko okolo sú produkty chemickej výroby. Hlavnými sekciami sú anorganická a organická chémia. Zvážte, ktoré hlavné triedy látok sú klasifikované ako anorganické a aké vlastnosti majú.

Hlavné kategórie anorganických zlúčenín

Patria sem nasledujúce položky:

1. Oxidy.
2. Soľ.
3. základy.
4. Kyseliny.

Každá z tried je zastúpená širokou škálou anorganických zlúčenín a je dôležitá takmer v akejkoľvek štruktúre ľudskej hospodárskej a priemyselnej činnosti. Všetky hlavné vlastnosti charakteristické pre tieto zlúčeniny, ktoré sú v prírode a získavajú, sa bez problémov študujú v školskom kurze chémie v ročníkoch 8-11.

Existuje všeobecná tabuľka oxidov, solí, zásad, kyselín, ktorá uvádza príklady každej z látok a ich stav agregácie, ktoré sú v prírode. Ukazuje tiež interakcie, ktoré opisujú chemické vlastnosti. Každú z tried však zvážime samostatne a podrobnejšie.

Skupina zlúčenín - oxidy

4. Reakcie, v dôsledku ktorých prvky menia CO

Me + nO + C = Me0 + CO

1. Voda s činidlom: tvorba kyseliny (výnimka SiO2)

KO + voda = kys

2. Reakcie so zásadami:

CO2 + 2CsOH \u003d Cs2C03 + H20

3. Reakcie so zásaditými oxidmi: tvorba solí

P 2 O 5 + 3 MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcie:

CO2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Vykazujú duálne vlastnosti, interagujú podľa princípu acidobázickej metódy (s kyselinami, zásadami, zásaditými oxidmi, kyslými oxidmi). Neinteragujú s vodou.

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina \u003d soľ + H20

2. So zásadami (zásadami): tvorba hydroxokomplexov

Al203 + LiOH + voda \u003d Li

3. Reakcie s kyslými oxidmi: príprava solí

FeO + SO2 \u003d FeSO3

4. Reakcie s RO: tvorba solí, fúzia

MnO + Rb20 = podvojná soľ Rb2MnO2

5. Fúzne reakcie s alkáliami a uhličitanmi alkalických kovov: tvorba solí

Al 2 O 3 + 2 LiOH \u003d 2 LiAlO 2 + H 2 O

Každý vyšší oxid, tvorený kovom aj nekovom, po rozpustení vo vode poskytuje silnú kyselinu alebo zásadu.

Kyseliny organické a anorganické

V klasickom zvuku (na základe polôh ED - elektrolytická disociácia - Svante Arrhenius) sú kyseliny zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom prostredí disociujú na H+ katióny a anióny zvyškov kyseliny An. Dnes sa však kyseliny starostlivo skúmali v bezvodých podmienkach, takže pre hydroxidy existuje veľa rôznych teórií.

Empirické vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí sú tvorené iba symbolmi, prvkami a indexmi označujúcimi ich množstvo v látke. Napríklad anorganické kyseliny sú vyjadrené vzorcom H + kyslý zvyšok n-. Organické látky majú odlišné teoretické mapovanie. Okrem empirického je možné pre ne zapísať úplný a skrátený štruktúrny vzorec, ktorý bude odrážať nielen zloženie a množstvo molekuly, ale aj usporiadanie atómov, ich vzájomný vzťah a hlavné funkčná skupina pre karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických sú všetky kyseliny rozdelené do dvoch skupín:

• anoxické - HBr, HCN, HCL a iné;
• s obsahom kyslíka (oxokyseliny) - HClO 3 a všetko, kde je kyslík.

Anorganické kyseliny sú tiež klasifikované podľa stability (stabilné alebo stabilné - všetko okrem uhličitých a sírnych, nestabilné alebo nestabilné - uhličité a sírové). Podľa sily môžu byť kyseliny silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chloristá a iné, ako aj slabé: sírovodík, chlór a iné.

Organická chémia takú rozmanitosť vôbec neponúka. Kyseliny, ktoré sú organického pôvodu, sú karboxylové kyseliny. Ich spoločným znakom je prítomnosť funkčnej skupiny -COOH. Napríklad HCOOH (antická), CH 3 COOH (octová), C 17 H 35 COOH (stearová) a ďalšie.

Existuje množstvo kyselín, ktoré sú obzvlášť starostlivo zdôrazňované pri zvažovaní tejto témy v školskom kurze chémie.

1. Soľ.
2. Dusík.
3. Ortofosforečná.
4. bromovodíkový.
5. Uhlie.
6. jód.
7. Sírový.
8. Acetát alebo etán.
9. Bután alebo olej.
10. Benzoic.

Týchto 10 kyselín v chémii sú základné látky zodpovedajúcej triedy tak v školskom kurze, ako aj vo všeobecnosti v priemysle a syntéze.

Vlastnosti anorganických kyselín

Hlavné fyzikálne vlastnosti treba pripísať predovšetkým odlišnému stavu agregácie. Koniec koncov, existuje množstvo kyselín, ktoré majú za normálnych podmienok formu kryštálov alebo práškov (boritá, ortofosforečná). Prevažná väčšina známych anorganických kyselín sú rôzne kvapaliny. Teploty varu a topenia sa tiež líšia.

Kyseliny môžu spôsobiť vážne popáleniny, pretože majú moc ničiť organické tkanivá a pokožku. Na detekciu kyselín sa používajú indikátory:

• metyl pomaranč (v normálnom prostredí - oranžová, v kyselinách - červená),
• lakmus (v neutrálnom - fialový, v kyselinách - červený) alebo niektoré iné.

Medzi najdôležitejšie chemické vlastnosti patrí schopnosť interakcie s jednoduchými aj zložitými látkami.

Pri interakcii s kovmi nereagujú všetky kyseliny rovnakým spôsobom. Chémia (9. ročník) v škole zahŕňa veľmi plytké štúdium takýchto reakcií, avšak aj na tejto úrovni sa berú do úvahy špecifické vlastnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej a sírovej pri interakcii s kovmi.

Hydroxidy: alkálie, amfotérne a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny - všetky tieto triedy látok majú spoločnú chemickú povahu, ktorá sa vysvetľuje štruktúrou kryštálovej mriežky, ako aj vzájomným vplyvom atómov v zložení molekúl. Ak však pre oxidy bolo možné poskytnúť veľmi špecifickú definíciu, potom pre kyseliny a zásady je to ťažšie.

Rovnako ako kyseliny sú podľa ED teórie zásady látky, ktoré sa môžu vo vodnom roztoku rozložiť na kovové katióny Me n + a anióny hydroxoskupín OH -.

• Rozpustné alebo zásadité (silné zásady, ktoré menia farbu indikátorov). Tvorené kovmi I., II. skupiny. Príklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že sa berú do úvahy prvky iba hlavných podskupín);
• Mierne rozpustný alebo nerozpustný (stredne silný, nemeňte farbu indikátorov). Príklad: hydroxid horečnatý, železo (II), (III) a iné.
• Molekulárne (slabé zásady, vo vodnom prostredí sa reverzibilne disociujú na ióny-molekuly). Príklad: N 2 H 4, amíny, amoniak.
• Amfotérne hydroxidy (vykazujú dvojité vlastnosti zásaditá-kyselina). Príklad: berýlium, zinok atď.

Každá zastúpená skupina sa študuje v školskom kurze chémie v sekcii „Základy“. Chémia ročníkov 8-9 zahŕňa podrobné štúdium alkálií a ťažko rozpustných zlúčenín.

Hlavné charakteristické vlastnosti báz

Všetky alkálie a ťažko rozpustné zlúčeniny sa v prírode nachádzajú v pevnom kryštalickom stave. Zároveň sú ich teploty topenia spravidla nízke a slabo rozpustné hydroxidy sa zahrievaním rozkladajú. Základná farba je iná. Ak sú alkálie biele, potom môžu mať kryštály ťažko rozpustných a molekulárnych zásad veľmi rozdielne farby. Rozpustnosť väčšiny zlúčenín tejto triedy je možné vidieť v tabuľke, ktorá uvádza vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí, ukazuje ich rozpustnosť.

Alkálie sú schopné meniť farbu indikátorov nasledovne: fenolftaleín – malina, metyloranž – žltá. Toto je zabezpečené voľnou prítomnosťou hydroxoskupín v roztoku. To je dôvod, prečo málo rozpustné zásady nedávajú takúto reakciu.

Chemické vlastnosti každej skupiny zásad sú odlišné.

Toto sú najchemickejšie vlastnosti, ktoré zásady vykazujú. Chémia zásad je pomerne jednoduchá a riadi sa všeobecnými zákonmi všetkých anorganických zlúčenín.

Trieda anorganických solí. Klasifikácia, fyzikálne vlastnosti

Na základe ustanovení ED možno soli nazývať anorganické zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom roztoku disociujú na katióny kovov Me + n a anióny zvyškov kyselín An n-. Soľ si teda viete predstaviť. Chémia poskytuje viac ako jednu definíciu, ale táto je najpresnejšia.

Zároveň sa podľa ich chemickej povahy všetky soli delia na:

• Kyslé (obsahujúce vodíkový katión). Príklad: NaHS04.
• Zásadité (s hydroxoskupinou). Príklad: MgOHNO3, FeOHCL2.
• Stredná (pozostáva len z katiónu kovu a zvyškov kyseliny). Príklad: NaCL, CaSO 4.
• Dvojité (vrátane dvoch rôznych katiónov kovov). Príklad: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (hydroxokomplexy, aquakomplexy a iné). Príklad: K 2 .

Vzorce solí odrážajú ich chemickú povahu a hovoria aj o kvalitatívnom a kvantitatívnom zložení molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny majú rôznu rozpustnosť, čo je možné vidieť v príslušnej tabuľke.

Ak hovoríme o stave agregácie solí, musíte si všimnúť ich jednotnosť. Existujú iba v pevnom, kryštalickom alebo práškovom stave. Farebná schéma je dosť rôznorodá. Roztoky komplexných solí majú spravidla jasné nasýtené farby.

Chemické interakcie pre triedu stredných solí

Majú podobné chemické vlastnosti zásad, kyselín, solí. Oxidy, ako sme už uvažovali, sa od nich v tomto faktore trochu líšia.

Celkovo možno pre stredné soli rozlíšiť 4 hlavné typy interakcií.

I. Interakcia s kyselinami (iba silnými z hľadiska ED) s tvorbou ďalšej soli a slabej kyseliny:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcie s rozpustnými hydroxidmi s výskytom solí a nerozpustných zásad:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rozpustná soľ + Cu(OH) 2 nerozpustná zásada

III. Interakcia s inou rozpustnou soľou za vzniku nerozpustnej soli a rozpustnej soli:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcie s kovmi naľavo od toho, ktorý tvorí soľ v EHRNM. V tomto prípade by kov vstupujúci do reakcie nemal za normálnych podmienok interagovať s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Toto sú hlavné typy interakcií, ktoré sú charakteristické pre stredné soli. O špecifickosti prejavovaných chemických vlastností hovoria vzorce komplexných, zásaditých, podvojných a kyslých solí.

Vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí odrážajú chemickú podstatu všetkých predstaviteľov týchto tried anorganických zlúčenín a navyše dávajú predstavu o názve látky a jej fyzikálnych vlastnostiach. Ich písaniu by sa preto mala venovať osobitná pozornosť. Obrovské množstvo zlúčenín nám ponúka všeobecne úžasnú vedu – chémiu. Oxidy, zásady, kyseliny, soli - to je len časť z obrovskej rozmanitosti.

soli nazývajú sa komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a zvyškov kyselín (niekedy môžu obsahovať vodík). Napríklad NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atď.

Prakticky Všetky soli sú iónové zlúčeniny preto sú v soliach ióny zvyškov kyselín a ióny kovov vzájomne prepojené:

Na + Cl - - chlorid sodný

Ca 2+ SO 4 2– - síran vápenatý atď.

Soľ je produkt čiastočného alebo úplného nahradenia atómov kyslého vodíka kovom. Preto sa rozlišujú tieto typy solí:

1. Stredné soli- všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom: Na 2 CO 3, KNO 3 atď.

2. Soli kyselín- nie všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom. Samozrejme, kyslé soli môžu tvoriť len dvojsýtne alebo viacsýtne kyseliny. Jednosýtne kyseliny nemôžu poskytnúť kyslé soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 atď. d.

3. Podvojné soli- atómy vodíka dvojsýtnej alebo viacsýtnej kyseliny nie sú nahradené jedným kovom, ale dvoma rôznymi: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 atď.

4. Zásadité soli možno považovať za produkty neúplnej alebo čiastočnej substitúcie hydroxylových skupín zásad kyslými zvyškami: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl atď.

Podľa medzinárodnej nomenklatúry názov soli každej kyseliny pochádza z latinského názvu prvku. Napríklad soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany: CaSO 4 - síran vápenatý, Mg SO 4 - síran horečnatý atď.; soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCl 2 - chlorid zinočnatý atď.

K názvu solí dvojsýtnych kyselín sa pridáva častica "bi" alebo "hydro": Mg (HCl 3) 2 - hydrogenuhličitan horečnatý alebo hydrogenuhličitan horečnatý.

Za predpokladu, že v trojsýtnej kyseline je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom, potom sa pridáva predpona "dihydro": NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný.

Soli sú pevné látky, ktoré majú široký rozsah rozpustnosti vo vode.

Chemické vlastnosti solí

Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré sú súčasťou ich zloženia.

1. Niektorí soli sa pri kalcinácii rozkladajú:

CaCO3 \u003d CaO + CO2

2. Reagovať s kyselinami aby sa vytvorila nová soľ a nová kyselina. Aby k tejto reakcii došlo, je potrebné, aby kyselina bola silnejšia ako soľ, na ktorú kyselina pôsobí:

2NaCl + H2S04 -> Na2S04 + 2HCl.

3. Interakcia so základňami, čím sa vytvorí nová soľ a nová zásada:

Ba(OH)2 + MgS04 -> BaS04↓ + Mg(OH)2.

4. Interagujte navzájom s tvorbou nových solí:

NaCl + AgN03 → AgCl + NaN03.

5. Interakcia s kovmi, ktoré sú v rozsahu aktivity vzhľadom na kov, ktorý je súčasťou soli:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓.

Máte nejaké otázky? Chcete sa dozvedieť viac o soliach?
Ak chcete získať pomoc od tútora -.
Prvá lekcia je zadarmo!

blog.site, pri úplnom alebo čiastočnom skopírovaní materiálu je potrebný odkaz na zdroj.

Keď počujete slovo „soľ“, prvou asociáciou je, samozrejme, varenie, bez ktorého bude každé jedlo pôsobiť bez chuti. Nie je to však jediná látka, ktorá patrí do triedy chemikálií na báze soli. V tomto článku nájdete príklady, zloženie a chemické vlastnosti solí a tiež sa dozviete, ako správne zostaviť názov ktorejkoľvek z nich. Predtým, ako budeme pokračovať, dohodneme sa, že v tomto článku budeme brať do úvahy iba soli anorganického média (získané reakciou anorganických kyselín s úplnou náhradou vodíka).

Definícia a chemické zloženie

Jedna z definícií soli je:

• (t.j. pozostávajúci z dvoch častí), ktorý zahŕňa kovové ióny a zvyšok kyseliny. To znamená, že ide o látku, ktorá je výsledkom reakcie kyseliny a hydroxidu (oxidu) akéhokoľvek kovu.

Existuje ďalšia definícia:

• Táto zlúčenina je produktom úplného alebo čiastočného nahradenia vodíkových iónov kyseliny kovovými iónmi (vhodné pre stredné, zásadité a kyslé).

Obe definície sú správne, ale neodrážajú celú podstatu procesu výroby soli.

Klasifikácia soli

Vzhľadom na rôznych predstaviteľov triedy solí môžete vidieť, že sú to:

• Obsahujúce kyslík (soli kyseliny sírovej, dusičnej, kremičitej a iných kyselín, ktorých kyslý zvyšok zahŕňa kyslík a iné nekovy).
• Anoxické, teda soli vznikajúce pri reakcii, ktorých zvyšok neobsahuje kyslík – chlorovodíková, bromovodíková, sírovodík a iné.

Podľa počtu substituovaných vodíkov:

• Jednosýtne: chlorovodíková, dusičná, jodovodíková a iné. Kyselina obsahuje jeden vodíkový ión.
• Dvojsýtne: Dva vodíkové ióny sú nahradené kovovými iónmi pri tvorbe soli. Príklady: sírová, sírová, sírovodík a iné.
• Trojsýtne: v zložení kyseliny sú tri vodíkové ióny nahradené kovovými iónmi: fosforečnými.

Existujú aj iné typy klasifikácií podľa zloženia a vlastností, ale nebudeme ich analyzovať, pretože účel článku je mierne odlišný.

Naučiť sa správne pomenovať

Akákoľvek látka má názov, ktorý je zrozumiteľný iba pre obyvateľov určitého regiónu, nazýva sa aj triviálny. Kuchynská soľ je príkladom hovorového názvu, podľa medzinárodnej nomenklatúry sa bude volať inak. Ale v rozhovore úplne každý, kto pozná názvoslovie, bez problémov pochopí, že hovoríme o látke s chemickým vzorcom NaCl. Táto soľ je derivátom kyseliny chlorovodíkovej a jej soli sa nazývajú chloridy, to znamená, že sa nazýva chlorid sodný. Stačí sa naučiť názvy solí uvedené v tabuľke nižšie a potom pridať názov kovu, ktorý soľ vytvoril.

Ale názov je tak jednoducho zostavený, ak má kov konštantnú valenciu. A teraz sa pozrime na názov), v ktorom kov s premenlivou mocnosťou je FeCl 3. Látka sa nazýva chlorid železitý. To je správny názov!

Chemické vlastnosti

Ako trieda sa soli vyznačujú svojimi chemickými vlastnosťami v tom, že môžu interagovať s alkáliami, kyselinami, soľami a aktívnejšími kovmi:

1. Pri interakcii s alkáliami v roztoku je predpokladom reakcie vyzrážanie jednej z výsledných látok.

2. Pri interakcii s kyselinami reakcia prebieha, ak sa vytvorí prchavá kyselina, nerozpustná kyselina alebo nerozpustná soľ. Príklady:

• Medzi prchavé kyseliny patrí kyselina uhličitá, pretože sa ľahko rozkladá na vodu a oxid uhličitý: MgCO3 + 2HCl \u003d MgCl2 + H20 + CO2.
• Nerozpustná kyselina kremičitá vzniká reakciou kremičitanu s inou kyselinou.
• Jedným zo znakov chemickej reakcie je tvorba zrazeniny. Aké soli je možné vidieť v tabuľke rozpustnosti.

3. K vzájomnej interakcii solí dochádza len v prípade viazania iónov, teda jedna z vytvorených solí sa vyzráža.

4. Ak chcete zistiť, či reakcia medzi kovom a soľou prebehne, musíte sa obrátiť na tabuľku namáhania kovu (niekedy nazývanú aj séria aktivít).

Iba aktívnejšie kovy (umiestnené vľavo) môžu vytlačiť kov zo soli. Príkladom je reakcia železného klinca s modrým vitriolom:

CuSO4 + Fe \u003d Cu + FeSO4

Takéto reakcie sú charakteristické pre väčšinu zástupcov triedy solí. V chémii však existujú aj špecifickejšie reakcie, pričom jednotlivé vlastnosti soli odrážajú napríklad rozklad pri žiarení alebo tvorbu kryštalických hydrátov. Každá soľ je individuálna a svojim spôsobom nezvyčajná.