Методы получения основных классов неорганических соединений

Оксиды

Простое вещество + кислород = оксид
S + O 2 = SO 2
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2Zn + O 2 = 2ZnO

Разложение некоторых солей, кислот и нерастворимых оснований
MgCO 3 = MgO + CO 2
2Cu(NO 3 ) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2

Кислоты

Кислотный оксид + H 2 O = кислота (SiO 2 с водой не реагирует)
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

H 2 + простое вещество-неметалл = летучее водородное соединение
(растворы HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te в воде являются кислотами)
H 2 + Cl 2 = 2HCl (на свету)
H 2 + S = H 2 S (при нагревании)

Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
2HNO 3 + Na 2 SiO 3 = H 2 SiO 3 + 2NaNO 3
H 2 SO 4 + MgSO 3 = H 2 SO 3 (H 2 O + SO 2 ) + MgSO 4

Нерастворимые гидроксиды

Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Ni(NO 3 ) 2 + 2KOH = 2KNO 3 + Ni(OH) 2
FeCl 2 + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Fe(OH) 2

Щелочи

Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
K 2 O + H 2 O = 2KOH

Активный металл + вода = щелочь + H 2
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Кислотный оксид + основный оксид = соль
SO 3 + CaO = CaSO 4
N 2 O 5 + K 2 O = 2KNO 3

Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
Cl 2 O 7 + 2KOH = 2KClO 4 + H 2 O

Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
Fe 2 O 3 + 6HBr = 2FeBr 3 + 3H 2 O

Кислота + основание = соль + вода
H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O
3H 2 SO 4 + 2Fe(OH) 3 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O

Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
K 2 SO 3 + 2HCl = 2KCl + H 2 O + SO 2 (H 2 SO 3 )
NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl

Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
CuCl 2 + Na 2 S = CuS + 2NaCl
Ba(NO 3 ) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 + 2KNO 3

Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Fe(NO 3 ) 3 + 3NaOH = 3NaNO 3 + Fe(OH) 3
MnCl 2 + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Mn(OH) 2

Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород
2HCl + Fe = FeCl 2 + H 2
2H 3 PO 4 + 6K = 2K 3 PO 4 + 3H 2
Важно: кислоты-окислители (HNO 3 , конц. H 2 SO 4 ) реагируют с металлами по-другому.

Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu
Ni + 2AgNO 3 = Ni(NO 3 ) 2 + 2Ag
Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.

Металл + неметалл = соль
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Ca + Se = CaSe

Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии:

Источник

Лабораторные способы получения неорганических веществ

Основные способы получения (в лаборатории) конкретных веществ, относящихся к изученным классам неорганических соединений.

Лабораторные способы получения веществ отличаются от промышленных:

Лабораторные способы получения веществ	Промышленные способы получения веществ
Реагенты могут быть редкими и дорогими	Реагенты распространенные в природе и дешевые
Условия реакции мягкие, без высоких давлений и сильного нагревания	Условия реакции могут быть довольно жесткими, допустимы высокие давления и температуры
Как правило, реагенты — жидкости или твердые вещества	Реагенты — газы или жидкости, реже твердые вещества

Получение углекислого газа в лаборатории

Углекислый газ CO₂ в лаборатории получают при помощи аппарата Киппа при взаимодействии соляной кислоты с мелом или мрамором:

Получение угарного газа в лаборатории

В лаборатории угарный газ проще всего получить, действуя концентрированной серной кислотой на муравьиную кислоту:

HCOOH → H₂O + CO

Получение сероводорода в лаборатории

Сероводород в лаборатории легко получить действием разбавленной серной кислоты на сульфиды металлов, например, сульфид железа (II):

Эта реакция также проводится в аппарате Киппа.

Получение аммиака в лаборатории

Аммиак в лаборатории получают при нагревании смеси солей аммония с щелочами.

Например , при нагревании смеси хлорида аммония с гашеной известью:

Эти вещества тщательно перемешивают, помещают в колбу и нагревают.

Получение азотной кислоты в лаборатории

Азотную кислоту в лаборатории получают действием концентрированной серной кислоты на кристаллический нитрат натрия и калия при небольшом нагревании:

При этом менее летучая кислота вытесняет более летучую кислоту из соли.

При более сильном нагревании образуется сульфат натрия, но и образующаяся азотная кислота разлагается.

Получение ортофосфорной кислоты в лаборатории

При взаимодействии ортофосфата кальция с серной кислотой при нагревании образуется ортофосфорная кислота:

Получение кремния в лаборатории

В лаборатории кремний получают при взаимодействии смеси чистого песка с порошком магния:

2Mg + SiO₂→ 3MgO + Si

Получение кислорода в лаборатории

Кислорода в лаборатории можно получить при разложении целого ряда неорганических веществ.

Чаще всего в лаборатории кислород получают разложением перманганата калия:

Выделяющийся кислород можно собрать вытеснением воздуха:

Также кислород можно собирать методом вытеснения воды:

Обнаружить кислород можно очень просто: тлеющая лучинка вспыхивает в атмосфере кислорода.

Кислород можно получить также разложением пероксида водорода:

Реакция катализируется оксидом марганца (IV) MnO₂.

Разложение бертолетовой соли KClO₃ — еще один способ получения кислорода в лаборатории:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Реакция также протекает в присутствии катализатора, оксида марганца (IV) MnO₂.

Получение водорода в лаборатории

Водород в лаборатории можно получить различными методами.

Под действием электрического тока вода разлагается на водород и кислород:

При взаимодействии минеральных кислот (не сильных окислителей) с активными металлами и металлами средней активности также образуется водород.

Например , соляная кислота реагирует с цинком с образованием водорода:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Собирать водород можно методом вытеснения воздуха, так как водород — гораздо более легкий газ, чем воздух.

Также для собирания водорода подходит метод вытеснения воды, так как водород плохо растворим в воде:

Водород выделяется также при взаимодействии активных металлов (расположенных в ряду активности до магния) с водой.

Например , натрий активно реагирует с водой с образованием водорода:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Получение хлора в лаборатории

Стр. 162в лаборатории можно получить различными методами.

Под действием электрического тока вода разлагается на водород и кислород:

При взаимодействии минеральных кислот (не сильных окислителей) с активными металлами и металлами средней активности также образуется водород.

Получение хлороводорода в лаборатории

Стр. 162в лаборатории можно получить различными методами.

Под действием электрического тока вода разлагается на водород и кислород:

Добавить комментарий Отменить ответ

Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.

Источник

Неорганические вещества способы получения

1. Окисление простых веществ кислородом:

2. Окисление сложных веществ кислородом:
2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂↑.

3. Разложение гидроксидов тяжелых металлов или кислот:

4. Разложение солей при нагревании:

Гидроксиды

1. Взаимодействие активных металлов или их оксидов с водой:

2. Труднорастворимые основания получают по реакциям обмена:

3. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов получают электролизом водных растворов солей:

H₂O H + + OH —
(+) 2Cl — — 2e → Cl₂
(-) 2H + + 2e → H₂
электролиз
2KCl + 2H₂O → 2KOH + H₂^ + Cl₂↑.

Кислоты

1. Растворение кислотных оксидов в воде:

CO₂ + H₂O H₂CO₃.

2. Кислоты можно получить по реакции обмена, если в результате идет процесс образования малодиссоциированного соединения:

HCl + AgNO₃ HNO₃ + AgCl↓.

1. Взаимодействие активных металлов с кислотами:

2. Взаимодействие основных или амфотерных оксидов с кислотами:

3. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

Источник

Классификация и номенклатура

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элемен­тов, одним из которых является кислород.

Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие , а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, поэтому прежде всего следует рас­смотреть номенклатуру оксидов.

Согласно современной международной номенклатуре лю­бой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: S О₂ — оксид серы ( IV ), SO ₃ — оксид серы ( VI ), CrO — оксид хрома ( II ), С r ₂О₃ — оксид хрома ( III ), С r О₃ — оксид хрома ( VI ).

Солеобразующие оксиды принято делить на три группы (основные, амфотерные , кислотные).

Получение. Свойства

Основные оксиды . К основным относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды , обладающие свойствами оснований.

Получение основных оксидов:

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

2 Mg + О ₂ = 2М g О,

2С u + О ₂ = 2С u О.

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды , поэтому оксиды Na ₂О, К₂О крайне труднодоступны.

2. Обжиг сульфидов:

2 CuS + ЗО ₂ = 2С u О + 2 S О₂,

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляю­щихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов:

t o
Cu(OH)2	=	CuO + H2O

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

t o
BaCO3	=	BaO + CO2

t o
2Р b ( N О3)2	=	2 Pb О + 4 NO 2+O2

t o
4FеSО4	=	2Fe2O3 + 4SO4 + O2

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

t o
[ZnOH]2	=	2ZnO + CO2 + H2 O

Свойства основных оксидов. Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О 2 — , по­этому оксиды типичных металлов обладают высокими темпера­турами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ион­ных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть замене­на на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагрева­нии, исключение составляют оксиды ртути и благородных метал­лов:

t o
2HgO	=	2Hg + O2

t o
2Ag2O	=	4Ag + O2

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

t o
Fe2O3+2Al	=	Al 2O3 + 2Fe

t o
3CuO+2NH3	=	3Cu + N2+3H2O

t o
4FeO+O2	=	2Fe2 + O3

Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют ее оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

t o
4P+5O2	=	2P2 + O5

t o
2ZnS+3O2	=	2ZnO + 2SO2

t o
K2Cr2O7+H2SO4	=	2CrO3↓+ K2So4+H2O

Nа2SiO3 + 2НСl

=

2NаСl + SiO2↓ + Н2О

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их ре­акции с основными и амфотерными оксидами, с ще­лочами:

t o
P2O5+Al2O3	=	2AlPO4

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, на­пример:

t o
CO2+C	=	2CO

2SO2+O2	t o	2SO3

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия А l ₂О₃, оксид хрома ( III ) С r ₂О₃, оксид бериллия ВеО , оксид цинка Zn О , оксид железа ( III ) Fe ₂О₃ и ряд других.

Идеально амфотерным оксидом является вода Н₂О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водо­рода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:

С u 2+ + Н₂О С u (ОН) + + Н + ,

СО₃ 2- + Н₂О НСО₃ — + ОН — .

Номенклатура. Получение

Диссоциацию оснований более точно, с учетом гидратац ии ио нов, сле дует писать так:

КО Н( к.) К + (водн.) + О Н — (водн.)

NH₃ . H ₂O 1 NH ₄ + ( водн.) + О Н — (водн.)

1. Это соединение часто записывают как NH₄OH и называют гидроксидом аммония.

Основания в воде диссоциируют на ионы металла (аммония в слу­чае гидрата аммиака) и гидроксид-ионы. Никаких других анионов, кроме гидроксид-ионов,основания не образуют.

Согласно международной номенклатуре назва­ния оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, КаОН — гидроксид натрия, КОН — гидроксид калия,С а ( ОН)₂ — гидроксид кальция. Если элемент образует несколько осно­ваний, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe (ОН )₂ -гидроксид железа ( II ), Fe (ОН)₃ — гид­роксид железа ( III ).

Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие. Например, гидроксид натрия Na ОН называют едкий натр; гидроксид калия КОН -едкое кали; гидроксид кальция С а ( ОН)₂ — гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)₂ — едкий барит.

Получение . Растворимые в воде основания, т.е. щелочи, получаются при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

2 Na + 2Н₂О = 2 Na ОН + Н ₂

Мало­растворимые в воде основания получаются косвенным путем, а именно: действием щелочей на водные растворы соответствующих солей.

А l Сl₃ + З Na ОН = А l (ОН)₃↓+ З Na Сl

Свойства оснований

Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса — в синий цвет, бесцветного фенолфта­леина — в малиновый цвет.

Щелочи Na ОН и КОН очень устойчивы к нагреванию. Например, Na ОН кипит при температуре 1400 o С без разложения.Однако большинство оснований при нагревании разлагается. Например:

Важнейшие химические свойства оснований обусловливаются их отношением к кислотам, кислотным оксидам и солям.

1. При взаимодействии оснований с кислотами в эквивалентных количествах образуются соль и вода:

КОН + НС l = КСl + Н₂O

Взаимодействие оснований с кислотами называется реакцией нейтрализации . Любая реакция нейтрализации сводится к взаимодействию ионов О Н — и Н + с образованием малодиссоциированного электролита — воды.

2. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Последняя реакция протекает лишь при нагревании.

3. Щелочи взаимодействуют с растворами различных солей. Напри­мер:

С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов (мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов,взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями) обусловлены гидроксид-ионами ОН — _.

Амфотерные гидрооксиды

Амфотерными называются такие гидроксиды , которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н + и гидроксид-ионы О Н — . Такими являются А l (ОН)₃, Zn (ОН)₂, Cr (ОН)₃, Ве (ОН)₂, G е(ОН)₂, Sn (ОН)₄, Pb (ОН)₂ и др.

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кис­лот, так и с растворами щелочей. Например;

В настоящее время растворение амфотерных гидроксидов в щелочных растворах обычно рассматривается как процесс образования гидроксосолей ( гидроксокомплексов ). Экспериментально доказано существование гидроксокомплексов многих металлов:

и т.д. Наиболее прочны гидроксокомплексы алюминия, а из них — [Аl(ОН)₄(Н₂О)₂] — .

Такой подход не меняет сделанных выводов: у амфотерного гидроксида , например у А l (ОН)₃ и ему подобных, в кислой среде равновесие смещается в сторону образования солей алюминия, в щелочной — в сторону образования гидроксокомплексов . Очевидно, в водном растворе существует равновесие,которое более точно описывается уравнением

Номенклатура

Уравнения диссоциации кислот можно записать более точно, с учетом гидратации ионов

НCl (газ.) Н + ( водн .) + Cl — ( водн .)

СН₃СОО Н( водн .) Н + ( водн .) + CH ₃COO-( водн .)

Как видно, кислоты в воде диссоциируют на ионы водорода и кислот­ные остатки — анионы. Никаких других катионов, кроме ионов водоро­да, кислоты не образуют. Механизм диссоциации кислот : вокруг полярных молекул ориентируются диполи воды и в результате взаимодействия полярные молекулы превраща­ются в ионные, а последние — в гидратированн ые ионы.

Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные остатки (Cl — , NO₃ — ); молекула серной кислоты (Н₂SО₄) может образовать два кислотных остатка: однозарядный (НSO₄ — ) и двухзарядный (SO₄ 2- ); молекула фосфорной кислоты может дать три кислотных остат­ка: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н₂РO₄ — , НРО₄ 2- и PO₄ 3- ).

Различают кислородные и бескислородные кислоты. Как показывает само название, первые содержат кислород (например, Н₂SО₄, НNО₃, Н₃РО₄), вторые его не содержат (например, НСl, НВ r , НI, Н₂S).

Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная , -вая , если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая , -истая , -оватистая :

+7 HClO4 — хлорная кислота +5 HClO3 — хлорноватая кислота +3 HClO2 — хлористая кислота +1 HClO — хлорноватистая кислота

+5 H3AsO4 — мышьяковая кислота +5 HNO3 — азотная кислота +3 HNO2 — азотистая кислота +6 H2SO4 — серная кислота +4 H2SO3 — сернистая кислота

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс «мета» , при наибольшем числе — префикс « орто» :

НВО2 — метаборная кислота	Н2n(SiO3)n— полиметакремниевая кислота
Н3ВО3— ортоборная кислота	H4SiO4 — ортокремниевая кислота

Названия бескислородных кислот производятся от названия неме­талла с окончанием о и прибавлением слова водородная :

Н F — фтороводородная, или плавиковая, кислота

Н Cl — хлороводородная , или соляная, кислота

Н Br — бромоводородная кислота

Н I — йодоводородная кислота

Н₂S — сероводородная кислота

Получение. Свойства

Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии оксидов неметаллов (в высокой степени окисления) с водой. Например:

Если такие оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, а именно, действием другой кислоты (чаще всего серной)на соответствующую соль. Например:

Бескислородные кислоты получают путем соединения водорода с неметаллом с последующим растворением водородного соединения в воде. Таковы Н F , НС l , НВ r , Н I , H ₂ S .

Свойства . Кислоты представляют собой жидкости (Н₂ SO ₄, Н NO ₃ и др.) или твердые вещества (Н₃ PO ₄ и др.). Многие кислоты хорошо растворимы в воде.Растворы их имеют кислый вкус, разъедают расти­тельные и животные ткани, изменяют синий цвет лакмуса на красный.

Ниже перечислены важнейшие химические свойства кислот:

1 . Взаимодействие с металлами (с образованием соли и выделением водорода). Например:

2НС l + F е = F еС l ₂ + Н ₂ ↑

При этом атомы металлов окисляются, а ионы водорода восстанавливаются. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода,из кислот его не вытесняют. Не выделяется водород и при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами. В этом случае восстанавливаются(понижают степень окисления) азот и сера .

2 . Взаимодействие с основными оксидами, основаниями и солями:

С точки зрения теории электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикатора, взаимодействие с основаниями,основными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода Н + , точнее ионами гидроксония Н₃ O + .

Классификация и номенклатура

Соли принято делить на три группы: средние , кислые и основные . В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на металла, в кислых солях они замещенытолько 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: СаСО₃ . МgСО₃ (доломит), КСl . NaСl (сильвинит), КАl(SО₄ )₂ (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: СаОСl₂ (или Са(ОС l)Сl); комплексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами: K ₄[Fе(СN)₆] (желтая кровяная соль), К₃[Fе(СN)₆] (красная кровяная соль), [N аАl(ОН)₄], [Ag(NН₃)₂]Сl; гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды: СuSО>₄ . 5Н₂О (медный купорос), Na₂SO₄ . 10Н₂О (глауберова соль).

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

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс-ид, например хлорид натрия N аСl, сульфид железа (II) FеS и др.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание –ат . Для высших степеней окисления, — ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо — для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер- ): карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа (III) Fе₂(SО₄)₃, сульфит железа (II) FеSО₃, гипохлорит калия КОСl, хлорит калия КСlО ₂, хлорат калия К ClO ₃, перхлорат калия К ClO ₄, перманганат калия К MnО ₄, дихромат калия К₂Сr₂O₇.

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро- а группа ОН — приставкой гидрокси -: N аНS — гидросульфид натрия, N аНSО₃ — гидросульфит натрия, Mg(ОН)Сl— гидроксихлоридмагния, Аl(ОН)₂Сl — дигидроксихлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды. Название комплексного иона завершается названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках).

В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Cu(NН₃)₄]Сl₂— хлорид тетраамминмеди (II), (Аg(NH₃)₂)₂SO₄ —сульфат диамминсеребра (I).

Названия гидратных солей образуются двумя способами. Можно воспользоваться системой наименования комплексных катионов, описанной выше; например, медный купорос [Сu(Н ₂О)₄]SО₄ . Н₂O (или С uSО4 . 5Н ₂O) в таком случае будет называться сульфат тетраакво меди(II). Однако для наиболее известных гидратных солей чаще всего степень гидратации указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: С uSO ₄ . 5Н₂O — пентагидрат сульфата меди (II), Na ₂SО₄ . 10Н₂O — декагидрат сульфата натрия, СаСl ₂ . 2Н₂O— дигидрат хлорида кальция.

В названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов с суффиксом -ат , например: К[Аl(ОН)₄] — тетрагидроксиалюминат калия, Nа[Сr(ОН)₄] — тетрагидроксихромат натрия, К ₄ [Fе(СN)₆] — гексацианоферрат (II) калия.

Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса .

Соли бескислородных кислот , кроме того , могут быть получены при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов ( С l , S и т . 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 :

4 KClO ₃ = ЗК ClO ₄ + КС l .

При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов , так и анионов , входящих в их состав . Ионы металлов , находящиеся в растворах , могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или ж е в окислительно — восстановительные реакции :

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu,

Cu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag,

Первые две реакции показывают , что соли могут реагировать с кислотами , солями или основаниями , а последние три указывают на окислительные и восстановительные свойства солей .

С другой стороны , анионы , входящие в состав солей , могут соединяться с катионами с образованием осадков или малодиссо­циированных соединений , а также участвовать в окислительно — восстановительных реакциях :

S 2- + 2 H + = H ₂ S ↑,

Таким образом , соли могут реагировать с солями , кислотами ( по типу обмена ), металлами и неметаллами .

Задача 1 . Приведите три примера реакций между оксидом элемента 2-го периода и оксидом элемента 4-го периода.

Решение. Один из оксидов должен быть основным (или амфотерным ), а другой — кислотным (или амфотерным ). Во II периоде Li ₂О — основной оксид, ВеО — амфотерный , СО ₂ и N ₂О₅ — кис­лотные. В IV периоде К₂О, СаО , F еО — основные оксиды, С r ₂О₃ — амфотерный , А s ₂О₅, Cr О₃, S еО₃ — кислотные оксиды. Уравне­ния реакций:

Задача 2 . Приведите примеры образования соли: а) из двух простых веществ; б) из двух сложных веществ; в) из простого и сложного вещества.

а) Железо при нагревании с серой образует сульфид железа (II):

б) Соли вступают друг с другом в обменные реакции в водном растворе, если один из продуктов реакции выпадает в осадок:

А gN О₃ + N аС l = А g С l ↓ + N а N О₃ .

в) Соли образуются при растворении металлов в кислотах:

Задача 3 . Приведите примеры реакций образования основа­ния: а) из двух простых веществ; б) из двух сложных веществ; в) из простого и сложного вещества.

а) Из двух простых веществ можно получить един­ственное основание — аммиак (основание Льюиса):

Реакция протекает при высоких давлении и температуре в присутствии катализаторов.

б) Два сложных вещества, образующих основание, это, на­пример, — оксид щелочного металла и вода:

в) Щелочные и щелочноземельные металлы активно реагиру­ют с водой, образуя щелочь и водород:

Задача 4 . Приведите уравнения реакций одной и той же средней соли а) с кислотой, б) с основанием.

Решение. Реагировать как с кислотой, так и с основанием мо­гут соли аммония и слабых кислот, например карбонат аммония:

Последняя реакция протекает при нагревании.

Задача 5 . Приведите уравнение реакции, в которой из трех сложных веществ образуется кислая соль.

Решение. Пример — образование гидрокарбоната аммония при пропускании избытка углекислого газа через водный раствор аммиака:

Источник