Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных

Соли – сложные вещества, состоящие из катионов металла или аммония и анионов кислотных остатков.

1. Диссоциация. Все растворимые соли – сильные электролиты, в растворе нацело распадаются на катионы и анионы, например:

 

Na₃PO₄ = 3Na⁺ + PO₄^3–

 

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^–

 

KAl(SO₄)₂ = K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2–

 

2. Взаимодействие раствора соли и металла.

Более активный металл (стоящий левее в ряду активности) вытесняет менее активный из раствора его соли, например:

 

ZnSO₄ + Mg = MgSO₄ + Zn

 

NiSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Ni

 

CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu

На этом правиле построено много заданий, но нужно отметить, что существуют похожие окислительно-восстановительные реакции, на первый взгляд противоречащие этому правилу, например:

 

FeCl₃ + Cu = CuCl₂ + FeCl₂

 

3. Соли вступают в реакции ионного обмена со щелочами, кислотами, другими солями, например:

 

AlBr₃ + 3NaOH = Al(OH)₃¯ + 3NaBr

 

NH₄Cl + KOH = NH₄OH + KCl

 

K₂S + 2HCl = 2KCl + H₂S­

 

NaHCO₃ + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O + CO₂­

 

K₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = 2KNO₃ + BaSO₄¯

 

AgNO₃ + KCl = AgCl¯ + KNO₃

 

4. Кислые и основные соли переходят в средние под действием соответствующих оснований и кислот, например:

 

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H2O

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O

 

5. Гидроксокомплексы (комплексные соли) устойчивы в щелочной среде, но распадаются под действием кислот и кислотных оксидов:

 

Na₂[Zn(OH)₄] + 2HCl (по каплям) = Zn(OH)₂¯ + 2NaCl + 2H₂O

 

Na₂[Zn(OH)₄] + 4HCl (избыток) = ZnCl₂¯ + 2NaCl + 4H₂O

 

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃¯ + NaHCO₃

 

6. Соли участвуют в окислительно-восстановительных реакциях, многие соли являются популярными окислителями и восстановителями, например: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, FeCl₃, KI, Na₂SO₃. Их свойства будут рассмотрены далее.

7. Разложение солей при нагревании.

а) Кислородсодержащие соли распадаются при нагревании, некоторые популярные реакции приведены ниже:

 

CaCO₃  CaO + CO₂

 

2AlPO₄  Al₂O₃ +P₂O₅

 

2Zn(NO₃)₂  2ZnO + 4NO₂ + O₂

 

Fe₂(SO₄)₃  Fe₂O₃ + 3SO₃

 

2CuSO₄  2CuO + 2SO₂ + O₂

 

Na₂SO₃  Na₂S + Na₂SO₄

 

2NaHCO₃  Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

 

4K₂Cr₂O₇  4K₂CrO₄ + 2Cr₂O₃ + 3O₂

 

2KMnO₄ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

 

4KClO₃  3KClO₄ + KCl

 

2KClO₃  2KCl + 3O₂

 

б) Указанные выше реакции являются специфическими. Отдельно выделим разложение нитратов металлов при нагревании – это обязательно нужно запомнить.

Продукты разложения нитратов зависят от активности металла:

– если металл стоит в ряду активности до магния (кроме лития), при нагревании его нитрата образуется нитрит металла и газ кислород, например:

 

2KNO₃  2KNO₂ + O₂

 

– металлы в ряду активности от магния до меди и литий: их нитраты разлагаются на оксид металла, оксид азота (IV) и газ кислород, например:

 

4LiNO₃  2Li₂O + 4NO₂ + O₂

 

2Mg(NO₃)₂  2MgO + 2NO₂ + 3O₂

 

2Cu(NO₃)₂  2CuO + 2NO₂ + 3O₂

 

– нитраты металлов, стоящие в ряду активности правее меди разлагаются на металл, оксид азота (IV) и газ кислород, например:

 

2АgNO₃  2Ag + 2NO₂ + O₂

 

в) разложение солей аммония при нагревании.

Если анион кислотного остатка не является сильным окислителем, то такие соли аммония при нагревании разлагаются на аммиак и кислоту, например:

NH₄Cl  NH₃ + HCl

 

(NH₄)₂S  2NH₃ + H₂S

 

(NH₄)₂SiO₃  2NH₃ + SiO₂ + H₂O

 

(NH₄)₂SO₃  2NH₃ + SO₂ + H₂O

 

Если анион – окислитель, то азот окисляется. Следующие реакции необходимо запомнить:

NH₄NO₃  N₂O + 2H₂O

 

NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O

 

(NH₄)₂Cr₂O₇  N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

 

8. Гидролиз солей – обратимая реакция ионного обмена между ионами растворенной соли и водой. Теме «Гидролиз соли, среда водных растворов» посвящена задача 23, но гидролиз солей, в том числе и совместный, встречается и в других заданиях, например, в 32. От абитуриента требуется:

– уметь определять, возможен ли гидролиз данной соли; вид гидролиза; характер среды водного соли; составить и уравнять реакцию совместного гидролиза двух солей;

– знать окраску распространенных индикаторов в различных средах; способы усиления гидролиза.

Из-за большого объема информации, обычно тему «Гидролиз солей, среда водных растворов» рассматривают отдельно от свойств солей.