Классы неорганических веществ

Глава 1. Атомно – молекулярное учение

• 1.3.1. Оксиды
• 1.3.2. Кислоты
• 1.3.3. Гидроксиды
• 1.3.4. Соли

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных входит два или более элементов. Простые вещества, в свою очередь разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы отличаются характерным «металлическим» блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические, неорганические и элементоорганические. Неорганическая химия охватывает химию всех элементов периодической системы. Свойства органических соединений существенно отличаются от свойств неорганических, а элементоорганические соединения, с учетом их специфики, занимают промежуточное положение. С классификацией органических и элементоорганических соединений удобнее познакомиться при изучении соответствующих разделов химии, посвященных этим соединениям.

Неорганические вещества разделяются на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные, соединения и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотосодержащие и т.п.), либо по химическим свойствам, т.е. по функциям (кислотно-основным, окислительно-восстановительным и т.д.), которые эти вещества осуществляют в химических реакциях, — по их функциональным признакам.

К важнейшим бинарным соединениям относятся любые соединения только двух различных элементов. Например, бинарными соединениями азота и кислорода являются: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅; бинарные соединения меди и серы: Cu₂S, CuS, CuS₂. В формулах бинарных соединений металлы всегда предшествуют неметаллам: SnCl₂, Al₃N. Если бинарное соединение образовано двумя неметаллами, то на первом месте ставится символ того элемента, который располагается левее в следующей последовательности:

B, Si, C, As, P, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, N, O, F.

Например, CBr₄, H₂O, SF₆.

Если бинарное соединение состоит из двух металлов, то первым указывается металл, располагающийся в большом периоде раньше (от начала периода). Если оба металла находятся в одной группе, то первым указывается элемент с большим порядковым номером.

Бинарные соединения подразделяются на классы в зависимости от типа неметалла (табл. 1.2.), а остальные бинарные соединения относят к соединениям между металлами – интерметаллидам.

Таблица 3. Классы бинарных соединений от типа неметалла

Класс	Неметалл	Пример формулы соединения	Название
Галогениды	F, Cl, Br, I	NaCl	Хлорид натрия
Оксиды	O	FeO	Оксид железа (II)
Халькогениды	S, Se, Te	ZnS	Сульфид цинка
Пниктогениды	N, P, As	Li3N	Нитрид лития
Гидриды	H	CaH2	Гидрид кальция
Карбиды	C	SiC	Карбид кремния
Силициды	Si	FeSi	Силицид железа
Бориды	B	Mg3B2	Борид магния

Их названия образуются из латинского корня названия неметалла с окончанием «ид» и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже (табл. 3). Если менее электроотрицательный элемент может находиться в разных окислительных состояниях, то после его названия в скобках указывают римскими цифрами его степень окисления. Так, Cu₂O — оксид меди (I), CuO- оксид меди (II), CO — оксид углерода (II), CO₂ — оксид углерода (IV), SF₆ — фторид серы (VI). Можно также вместо степени окисления указывать с помощью греческих числительных приставок (моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.) стехиометрический состав соединения: СО – монооксид углерода (приставку «моно» часто опускают), СО₂ – диоксид углерода, SF₆ – гексафторид серы, Fe₃O₄ – тетраоксид трижелеза. Для отдельных бинарных соединений сохраняют традиционные названия: Н₂О – вода, NН₃ – аммиак, РН₃ – фосфин.

Оксиды.

Оксиды — сложные вещества, бинарные соединения, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород. Атомы кислорода в оксидах связаны ионно или ковалентно с атомами электро­положительного элемента и не связаны друг с другом. Например:

Оксиды образуют почти все химические элементы. При образовании названия к слову оксид добавляется название элемента в родительном падеже. Если элемент проявля­ет переменную степень окисления, то ему соответствует несколько оксидов. В таких слу­чаях при названии оксидов указывается степень окисления римской цифрой в скобках: Fe⁺²O –оксид железа (II), Fe⁺³₂ O₃ – оксид железа (III), S⁺⁴O₂ – оксид серы (IV), S⁺⁶О₃– ок­сид серы (VI) и др.

По химическим свойствам оксиды можно разделить на солеобразующие (их большинст­во) и несолеобразующие (безразличные). Примером несолеобразующих оксидов могут служить такие, как NO, N₂O. Они не образуют солей. Солеобразующие оксиды подразде­ляются на кислотные, основные и амфотерные.

К кислотным относят оксиды типичных неметаллов (SО₃, N₂O₅, CO₂, P₂O₅, Сl₂O₇), а также оксиды некоторых металлов в их высшей степени окисления (СrO₃, V₂O₅, Mn₂O₇ и др.). Этим оксидам соответствуют кислоты.

Основные оксиды — это оксиды типичных металлов: Na₂O, MgO, BaO, CuO, Fe₂O₃ и др. Им соответствуют гидроксиды (основания).

К амфотерным относятся оксиды некоторых металлов: ZnO, Al₂O₃, SnO, Сr₂O₃, РbО и др. Они обладают одновременно свойствами кислотных и основных оксидов. В данной ра­боте амфотерные оксиды и гидроксиды не рассматриваются.

Получение оксидов

Свойства оксидов

1.Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃;
SO₃ + Н₂О ↔ H₂SO₄

Оксид кремния (IV) SiO₂, а так же кислотные оксиды некоторых металлов (WO₃, MoO₃) не взаимодействуют с водой. Из основных оксидов в воде растворимы только окси­ды щелочных (Li₂O, Na₂O, K₂O) и щелочноземельных металлов (СаО, SrO, BaO), при этом образуются соответствующие гидроксиды:

Na₂O + H₂O = 2NaOH
ВаО +Н₂О =Ва(ОН)₂

Оксиды остальных металлов с водой не реагируют и соответствующие им гидроксиды получают косвенным путем.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с гидроксидами и их растворами, образуя соль и воду:

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Н₂О;
СО₂ + Са(ОН)₂ = ↓ СаСОз + Н₂О.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, также образуя соль и воду:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O
Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

3.Взаимодействие кислотных оксидов с основными приводит к образованию солей:

SO₃ + Na₂O = Na₂SO₄
SiO₂ + CaO = CaSiO₃

Кислоты.

Кислоты — это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием только катионов водорода.

HCl ↔ H⁺ + Cl ^¯ ;

CH₂COOH ↔H⁺ + CH₃COO¯

Кислоты по своему химическому составу могут быть кислородными (HNO₃, HNO₂, H₂SO₄, Н₂СО₃ и др.) бескислородными (Н₂S, НСl, HF, HBr, HCN) и др. Названия кислородных кислот происходят от названия кислотообразователя (центрального атома). Например, Н₂СО₃ – угольная кислота.

Если элемент – кислотообразователь проявляет переменную степень окисления и образу­ет несколько кислородных кислот, то в названиях кислот с высшей степенью окисления элемента употребляется -ная, -вая, с наименьшей степенью окисления элемента -истая: HNO₃ – азотная; HNO₂ – азотистая; H₂SO₄– серная; H₂SO₃ – сернистая; НМnO₄ –марганцевая; Н₂МnO₄ – марганцовистая.

В тех случаях, когда элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородных кислот, отличающихся между собой количеством атомов водорода и кисло­рода, к названию кислот добавляются приставки: мета – (наименьшее количество атомов водорода и киcлорода): орто – (наибольшее количество атомов водорода и кислорода). На­пример, НРО₃ – метафосфорная кислота, Н₃РO₄ – ортофосфорная кислота.

Некоторые кислотообразующие элементы при одной и той же степени окисления обра­зуют несколько кислот, молекулы которых отличаются числом атомов кислотообразовате­ля. Эти кислоты называются изополикислотами. В названии кислоты содержится при­ставка из русского числительного, показывающая число атомов кислотообразователя в ее молекуле. Например: Н₂S₂О₇ – двусерная кислота; Н₂B₄O₇ – четырехборная кислота; H₄P₂O₇ – двуфосфорная кислота; Н₂Сr₂О₇ — двухромовая кислота.

Таблица 4. Названия наиболее часто употребляемых кислот и кислотных остатков

Формулы кислоты		Название кислоты		Формула кислотного остатка	Название кислотного остатка
Кислородные кислоты
HNO2		Азотистая		NO‾2	Нитрит-ион
HNO3		Азотная		NO‾3	Нитрат-ион
НВО2		Метаборная		BO‾2	Метаборат-ион
Н3ВО3		Ортоборная		ВО3‾3	Ортоборат-ион
H2SiO3		Метакремневая		SiO2‾3	Метасиликат-ион
H2SiO4		Ортокремневая		SiO4‾4	Ортосиликат-ион
H2MnO4		Марганцовистая		MnO2‾4	Манганат-ион
HMnO4		Марганцевая		MnO‾4	Перманганат-ион
HAsO2		Метамышьяковистая		AsO‾2	Метаарсенит-ион
H3AsO4		Ортомышьяковая		AsO3‾4	Ортоарсенит-ион
H2SO3		Сернистая		SO2‾3	Сульфит-ион
				HSO‾3	Гидросульфит-ион
H2SO4		Серная		SO 2‾4	Сульфат-ион
				HSO‾4	Гидросульфат-ион
H2CO3		Угольная		CO32‾	Карбонат-ион
				HCO‾3	Гидрокарбонат-ион
НРO3		Метафосфорная	РО‾3		Метафосфат-ион
Н3РO4		Ортофосфорная	РО3‾4		Ортофосфат-ион
			НРО2‾4		Гидроортофосфат-ион
			Н2РО‾4		Дигидроортофосфат-ион
HClO		Хлорноватистая	ClO‾		Гипохлорит-ион
НсlО4		Хлорная	СlO‾4		Перхлорит-ион
Бескислородные кислоты
НСl	Хлороводородная (соляная)		Cl‾		Хлорид-ион
HF	Фтороводородная (плавиковая)		F ‾		Фторид-ион
НВг	Бромоводородная		Вг‾		Бромид-ион
HI	Иодоводородная		I ‾		Иодид-ион
H2S	сероводородная		S 2 ‾		Сульфид-ион
			HS‾		Гидросульфид-ион

Названия бескислородных кислот образуются от названия неметалла – кислотообразователя с добавлением слова – водородная. Например: НСl – хлороводородная (соляная) ки­слота; H₂S – сероводородная кислота.

Кроме того, кислоты подразделяются по числу водород-ионов, способных «отщеплять­ся» при диссоциации, на одноосновные (НСl, НNО₃, СН₃СООН), двухосновные (Н₂SО₄, Н₂СО₃, H₂S) и многоосновные (Н₃РО₄, Н₃ВО₃, Н₄P₂O₇). Анион, который остается после отщепления от молекулы кислоты одного или более водород-иона называется кислот­ным остатком. Заряд кислотного остатка определяется числом отнятых водород-ионов.

Основность килоты зависит от количества кислотных остатков, соответствующих дан­ной кислоте. Так, одноосновным кислотам соответствует один кислотный остаток:

HCl ↔ H⁺ + Cl ^‾ ;

HNO₃ ↔ H+ + NO₃‾

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т. е. их молекулы последо­вательно отщепляются по одному водород — иону, и этим кислотам соответствуют два или более кислотных остатка. Так, молекулы серной кислоты в первую очередь, диссоциируют по уравнению:

H₂SO ₄^– → H⁺ + HSO ₄^–

Отщепление второго водород – иона идет по уравнению:

HSO ₄^– → H⁺ + SO ₄ ^2–

Ортофосфорная кислота Н₃ РО₄ диссоциирует в три ступени и имеет три кислотных ос­татка:

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^–

Н₂РО₄^– ↔ Н⁺ + НРО₄^2–

НРО₄^2– ↔ Н⁺ + РО₄^3–

Следует отметить, что для многоосновных кислот вторая и третья ступени

диссоциа­ции протекают в гораздо меньшей степени, чем первая.

Ступенчатая диссоциация кислот подтверждается наличием кислых солей. Каждый ки­слотный остаток способен образовать соль с катионом металла, т. е. основность кислоты показывает, сколько солей соответствует данной кислоте.

Названия кислотных остатков бескислородных кислот образуются от корней латинских названий элементов-кислотообразователей с суффиксом -ид и слова ион (табл.4). Например: Сl‾ –хлорид-ион, S^2‾ – сульфид-ион. При названии кислотных остатков кислородных кислот употребляется суффикс -ат, если элемент-кислотообразователь проявляет высшую сте­пень окисления, и суффикс -ит, когда элемент проявляет более низкую степень окисления. Например: NО‾₃ – нитрат-ион; NO‾₂ — нитрит-ион; SО²‾з — сульфит-ион; SO²‾₄ – сульфат-ион. Если в состав кислотного остатка входит ион водорода, то к его названию добавляется приставка гидро-. При наличии в анионе двух или более водород–ионов к указанной при­ставке добавляются соответствующие греческие числительные (ди-, три-, тетра- и т. д.). Например:

HSO₄ ^– — гидросульфат – ион

HPO₄ ^{2 –} — гидроортофосфат — ион

H₂PO₄ ^– — дигидроортофосфат – ион

Диссоциация отличающихся по силе кислот в растворах протекает различно. Сила ки­слот характеризуется степенью диссоциации, под которой понимается отношение количе­ства продиссоциированных молекул к общему числу их в растворе. Кислоты, полностью диссоциирующие в водных растворах на ионы, относятся к сильным электролитам (НNО₃, H₂SO₄ , HCl, НВr и др.). В ионных уравнениях сильные кислоты записываются в виде ио­нов. К слабым электролитам относятся кислоты, образующие в водных растворах лишь не­значительное число ионов (HNO₂, H₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₃ и др.). В ионных уравнениях они записываются в виде молекул.

Получение кислот

1 . Взаимодействие кислотных оксидов (большинства) с водой:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄;

N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃

2. Взаимодействие солей с кислотами (наиболее распространенный способ).

При помощи этих реакций можно получить более слабую или более летучую кислоту, чем исходная.

Например:

K₂S + 2НСl = 2KCl + H₂S;

Na₂SiO₃ + 2НСl = 2NaCl↓+ H₂SiO₃

3. Взаимодействие некоторых неметаллов с водородом:

Н₂ + I₂ = 2HI;

Н₂ + Сl₂ = 2НСl

Водные растворы таких соединений являются кислотами.

 

Свойства кислот

Так как при диссоциации любой кислоты в растворе образуются водород-ионы, то все общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, способность взаимодейст­вия с гидроксидами и др.) обусловлены именно этими ионами, точнее ионами гидроксония (Н⁺ + Н₂О→ H₃O⁺) Но для упрощения в уравнениях химических реакций вместо Н₃О⁺ пишут Н⁺.

Для всех кислот характерны следующие реакции.

1. Все кислоты взаимодействуют с гидроксидами (основаниями): H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О;

H₂S + 2KOH ↔ K₂S + 2H₂O

Или в ионной форме:

Н⁺ + ОН‾ = Н₂О;

H₂S + 2ОН‾ ↔ S²‾ +2Н₂О

1. Все кислоты взаимодействуют с основными оксидами:

2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃) ₂ + Н₂О

В ионной форме:

2Н⁺ + MgO = Mg²⁺ + Н₂О

3. Разбавление кислоты (кроме азотной и азотистой) реагируют с активными металлами, выделяя водород:

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂

В ионной форме:

2H⁺ + Zn = Zn²⁺ + H₂

4.Кислоты вступают в реакцию обмена с солями, в результате чего образуется либо нерастворимая соль, либо слабая кислота, либо газ:

НСl + AgNO₃ = ↓ AgCl + HNO₃;

2НСl + Na₂S = ↑ H₂S + 2NaCl

В ионной форме:

Cl‾ + Ag⁺ = AgCl ;

2Н⁺ + S ²‾= H₂S

Гидроксиды.

Гидроксиды — это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах обра­зуют только анионы гидроксила. Например:

NaOH ↔ Na⁺ + ОН‾ ;

NH₄OH ↔ NH⁺₄ + OH‾

Количество гидроксид-ионов в молекуле гидроксида определяется степенью окисления металла. Международные названия оснований происходят от слова гидроксид с добавле­нием названия металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления и может образовать два или три гидроксида, то при названии гидроксида указы­вается его степень окисления римской цифрой в скобках. Например:

NaOH — гидроксид натрия; Bа (ОН)₂ — гидроксид бария ; Fe (ОН)₂ — гидроксид железа (II); Fe (ОН)з — гидроксид железа (Ш); Sn (ОН)₂ — гидроксид олов (II); Sn (ОН)₄ — гидроксид олов (IV).

Гидроксиды, имеющие в составе молекул по два или более гидроксид-ионов называ­ются многокислотными. Они диссоциируют ступенчато:

Ва (ОН) ₂ ↔ ВаОН⁺ + ОН‾

ВаОН⁺ ↔Ва²⁺ + ОН‾.

Катион, образующийся в результате отщепления от молекулы гидроксида одного или бо­лее гидроксид-ионов, называется основным остатком. Заряд основного остатка определя­ется числом отнятых гидроксид-ионов. Число гидроксид-ионов в составе молекулы гидро­ксида показывает, сколько основных остатков соответствует данному гидроксиду. Так гидроксид бария Ва(ОН)₂ имеет два основных остатка: Ва(ОН)⁺ и Ва²⁺, гидроксид железа (Ш) Fe(OH)₃ — три основных остатка:

Fe(OH)⁺₂, FeOH²⁺, Fe³⁺.

Ступенчатые диссоциации гидроксидов подтверждается наличием основных солей, в состав которых входят основные остатки, содержащие гидроксид-ионы. Каждый основной остаток способен образовать соль с кислотным остатком, т. е. кислотность гидроксида по­казывает, сколько типов солей может образовать данный гидроксид.

Основные остатки называются по названию металла с добавлением слова – ион. Напри­мер: Na⁺ – натрий-ион, Ва²⁺ – барий-ион. Если металл проявляет переменную степень окисления, то величина заряда его иона указывается римской цифрой в скобках. Например: Fe²⁺ – железо (П)-ион; Fe³⁺ – железо (Ш)-ион и т. д.

В случае сложных катионов к названию металла добавляются приставки гидроксо-, ди-гидроксо-, тригидроксо-, характеризующие в основном остатке наличие одного, двух или трех гидроксид-ионов. Например:

ВаОН⁺ – гидроксобарий-ион;

FeOH²⁺ – гидроксожелезо (Ш)-ион;

Fe(OH)⁺₂ – гидроксожелезо (Ш)-ион.

Получение гидроксидов

В основу классификации гидроксидов положена их растворимость в воде. Гидроксиды, растворимые в воде, называются щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочноземель­ных металлов: LiOH, NaOH, КОН, Са(ОН)_2, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)_2. В промышленности гидроксиды щелочных металлов получают электролизом расплавом солей этих металлов, а в лабораторных условиях — взаимодействием этих металлов или их оксидов с водой. На­пример:

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂;

Na₂O + Н₂О = 2NaOH

Или в ионной форме:

2Na + 2Н₂О = 2 Na⁺ + 2ОН ‾+ Н₂;

Na₂O + Н₂О = 2Na⁺ + 2ОН ‾

Щелочи в растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Они относятся к силь­ным электролитам и в ионных уравнениях записываются в виде ионов.

Большинство гидроксидов в воде практически не растворимы. Их получают действием щелочей на водные растворы соответствующих солей. Например:

CuSO₄ + 2NaOH = ↓ Сu (ОН)₂ + Na₂SO₄;

FeCl₃ + 3NaOH = ↓ Fe (ОН)₃ + 3NaCl

Или в ионной форме:

Cu²⁺ + 2OH‾ = Cu (OH)₂;

Fe³⁺ + 3OH‾ = Fe (OH)₃

Нерастворимые гидроксиды , а также гидроксид аммония NH₄OH в растворах диссо­циируют лишь в незначительной степени. Они относятся к слабым электролитам и в ион­ных уравнениях записываются в виде молекул.

 

Свойства гидроксидов

Общие свойства класса гидроксидов (действие на индикаторы, взаимодействие с ки­слотами, солями, оксидами) обусловлены наличием в их растворах гидроксид-ионов. Наи­более характерными для гидроксидов являются следующие реакции:

1. Гидроксиды (растворимые и нерастворимые основания) реагируют с кислотами.

2КОН + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2Н₂О;

Сu(ОН) ₂ + 2НСl = СuСl₂ + 2Н₂О

Или в ионной форме:

ОН ‾+ Н⁺ = Н₂О;

Сu(ОН) ₂ + 2Н⁺ = Сu²⁺ + 2Н₂О

2. Щелочи реагируют с кислотными оксидами:

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + Н₂О;

Са(ОН) ₂ + СО₂ = ↓СаСОз + Н₂О

Или в ионной форме:

2ОН‾ + SiO₂ = SiO^2‾₃ + H₂O;

Ca²⁺+ 2OH‾ + CO₂ = СаСО₃ + H₂O

3. Щелочи реагируют с растворами солей металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:

Mg(NO₃)₂ + 2NaOH = ↓Mg(OH)₂ + 2NaNO₃;

Аl₂ (SO₄)₃ + 6КОН = 2Al(OH)₃ ↓ + 3K₂SO₄

Или в ионной форме:

Mg²⁺ + 2OH ‾ = Mg(OH)₂;

Аl³⁺+ ЗОH‾ = Аl (ОН)₃

Соли.

Соли — это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Названия солей образуется из названия кислотных остатков (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном). Например: NaCl – хлорид натрия, MgSO₄ –сульфат магния, Fe (NO₃)₃ – нитрат железа (III), KHSO₄ – гидросульфат калия, FeOHCl –хлорид гидроксожелеза (П), NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия.

 

Получение солей

Важнейшие способы получения солей рассмотрены при изложении основных химиче­ских свойств оксидов, кислот и гидроксидов. Отметим ряд других методов.

1. Взаимодействие между двумя солями. Реакции этого типа протекают до конца, если один из продуктов выпадает в осадок:

ВаСl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ ↓ + 2КСl;

AgNO₃ + KCl = AgCl ↓ + KNO₃

2. Взаимодействие металла с неметаллом. Таким путем получают соли бескислород­-ных кислот:

2Fe + ЗСl_{2 =}^t° 2FeCl₃;

Zn + S ₌^t° ZnS

3. Термическое разложение солей:

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂;

4Na₂SO₃ = Na₂S + 3Na₂SO₄

Типы солей

В зависимости от состава различают средние (нормальные) (КСl, MgSO₄), кислые (КНСО₃, NaHS), основные (FeOHCl₂, MgOHNO₃) соли.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия гидроксида и кислоты (реакция нейтрализации). Например:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂О

В данной реакции участвует одинаковое количество гидроксид-ионов и водород-ионов (2ОН‾ и 2Н⁺). Получается средняя соль Na₂SO₄ – сульфат натрия. Если гидроксида взять меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты (т. е. водород–ионов), то получается кислая соль NaHSO₄ — гидросульфат натрия:

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + Н₂О

Таким образом, кислые соли – продукты неполного замещения водорода кислоты на катионы металла. Они образуются только двух- и многоосновными кислотам (у этих ки­слот по два и более кислотных остатка). Так, например, ортофосфорная кислота может дать одну среднюю соль и две кислые соли (в зависимости от количества взятого гидро­ксида):

Или в ионной форме:

ЗОН ‾+ Н₃РО₄ = РО₃³‾ + ЗН₂О;

2ОН‾ + Н₃РО₄ = НРО₄^2‾ + 2Н₂О;

ОН‾ + Н₃РО₄ = Н₂РО‾₄ + Н₂О

Одноосновные кислоты, которым соответствует только один кислотный остаток, не об­разуют кислых солей.

Кислые соли можно перевести в средние, добавляя в их растворы соответствующие гидроксиды:

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄ + 2Н₂О

Или в ионной форме:

Н₂РО‾₄ + 2ОН‾ = РО³‾₄ + 2Н₂О

Основные соли содержат в своем составе гидроксид–ионы исходного основания, не замещенные на кислотные остатки. Они образуются при взаимодействии кислоты с избыт­ком гидроксида (основания). Например:

Или в ионной форме:

Mg(OH)₂ + H⁺ ↔ MgOH⁺ + H ₂O;

Cu(OH)₂ + Н⁺ ↔ СuОН⁺ + Н₂О

Основные соли образуются только многокислотными гидроксидами. Так, например, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ при взаимодействии с кислотой может образовывать одну сред­нюю и две основные соли:

Или в ионной форме:
Fe(OH)₃ + ЗН⁺ ↔ Fe³⁺ + ЗН₂О;
Fe(OH)₃ + 2Н⁺ ↔ FeOH²⁺ + 2Н₂О;
Fe(OH)₃ + H⁺ ↔ Fe(OH)⁺₂ + H₂O

Однокислотные гидроксиды (NaOH, КОН) не образуют основных солей, так как этим гидроксидам соответствует только один основный остаток.

Перевод основных солей в средние осуществляют добавлением соответствующих ки­слот. Например:

MgOHCl + HCl ↔ MgCl₂+ Н₂О;
(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ ↔ 2CuSO₄ + 2H₂O

Или в ионной форме:
MgOH⁺ + H⁺ ↔ Mg²⁺ + H₂O;
CuOH⁺ + H⁺ ↔ Cu²⁺ + H₂O

 

Диссоциация солей

Все соли, за небольшим исключением HgCl₂, CdCl₂, относятся к сильным электроли­там и в водных растворах полностью диссоциируются на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Диссоциация средних солей протекает полностью в одну стадию:

FeCl₃ ↔ Fe³⁺ + 3Cl‾;
Na₂S ↔ 2Na⁺ + S^2‾
Al₂(SO₄) ₃ ↔ 2Al³⁺ + 3SO²‾₄

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато:

Однако степень диссоциации на второй и третьей ступенях очень мала. Поэтому рас­твор кислой соли содержит лишь незначительное количество водород–ионов.

Основные соли — диссоциируют также ступенчато. Например:

Однако диссоциация на второй и третьей ступенях настолько мала, что гидроксид-ионов в растворах основных солей практически нет.