Напишите уравнение реакции замещения при взаимодействии металла с солью другого металла алюминий

Практическое занятие № 4. Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей

• Учебная цель: обобщить знания о металлах и их свойствах.
• Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:
• Обучающийся должен знать:
• — понятие металлов;
• — строение атомов металлов и неметаллов, как это отражается на их окислительно-восстановительных свойства;
• — понятие металлической связи; типы кристаллических решеток разных металлов;
• — зависимость физических свойств металлов от их строения;
• — распространенность металлов в природе в зависимости от их активности.
• Обучающийся должен уметь:

— характеризировать металлы малых и больших периодов по их положению в периодической системе Д.И. Менделеева;

— устанавливать связь между строением веществ и их свойствами.

Задачи практического занятия:

1. Закрепить теоретические знания о свойствах металлов.

2. Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3. Выполнить практические задачи.

4. Ответить на вопросы для контроля.

Обеспеченность занятия:

1. Учебно-методическая литература:

• Габриелян О.С. и др. Естествознание. Химия: учебник для студентов профессиональных образовательных организаций, осваивающих профессии и специальности СПО. – М., 2017.

• Периодическая система химических элементов им. Д.И. Менделеева;
• Ряд стандартных электродных потенциалов Е0;
• Типы кристаллических решеток металлов.
• Ряд напряженности металлов.

1. Тетрадь для практических и контрольных работ.

2. Ручка.

1. Краткие теоретические и учебно-методические материалы по теме практического занятия
2. Металлы – группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.
3. Свойства металлов, обусловлены наличием в их кристаллической решетке большого числа свободных электронов.

Обычно металлы применяют в виде сплавов. Металлический сплав представляет собой вещество, обладающее свойствами металлов и получаемое в результате взаимодействия двух или нескольких элементов.

Все металлы и сплавы можно разделить на черные (железо и сплавы на его основе) и цветные (все остальные металлы и сплавы).

К физическим свойствам металлов относят плотность, температуру плавления, цвет, блеск, непрозрачность, теплопроводность, электропроводность, тепловое расширение.

По плотности металлы разделяют на легкие (до 3000 кг/м3) и тяжелые (от 6000 кг/м3 и выше); по температуре плавления – на легкоплавкие (до 973 К) и тугоплавкие (свыше 1173 К).

Каждый металл или сплав обладает определенным, присущим ему цветом.

Из химических свойств металлов и их сплавов наиболее важными в производстве художественных изделий являются растворение (взаимодействие с кислотами и щелочами) и окисление (антикоррозийная стойкость, т.е. стойкость к воздействию окружающей среды – газов, воды и т.д.).

Общее химическое свойство, присущее металлам, – способность отдавать свои электроны в химических реакциях:

M – ne = Mn+

Мерой прочности связи электронов в атомах является энергия ионизации. Наименьшая энергия ионизации – у щелочных металлов, являющихся энергичными восстановителями. Восстановительными свойствами металлов обусловлена их способность реагировать с различными окислителями: неметаллами, кислотами, солями менее активных металлов.

• По степени легкости отдачи электронов в растворах металлы располагают в ряд – ряд стандартных электродных потенциалов Е0 (приложение 4).
• Ряд стандартных электродных потенциалов справедлив для окислительно-восстановительных процессов, происходящих только в водной среде.
• Металлы взаимодействуют с неметаллами (обычно при нагревании):

Названия бинарных соединений металлов с неметаллами оканчиваются на -ид. Чем более электроотрицателен элемент, тем он сильнее окисляет металл. Например, железо в реакции соединения с хлором окисляется до степени окисления +3, а с серой до +2.

Важные химические свойства металлов проявляются в их отношении к воде, растворам кислот, щелочам, солям. При рассмотрении взаимодействия металлов с кислотами необходимо учитывать концентрацию кислот и активность металлов.

Щелочи взаимодействуют только с металлами, оксиды которых проявляют амфотерный характер.

Более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Все металлы, затвердевающие в нормальных условиях, представляют собой кристаллические вещества, то есть укладка атомов в них характеризуется определённым порядком – периодичностью, как по различным направлениям, так и по различным плоскостям. Этот порядок определяется понятием кристаллическая решетка.

1. Другими словами, кристаллическая решетка – это воображаемая пространственная решетка, в узлах которой располагаются частицы, образующие твердое тело.
2. Элементарная ячейка – элемент объема из минимального числа атомов, многократным переносом которого в пространстве можно построить весь кристалл.
3. Элементарная ячейка характеризует особенности строения кристалла.
4. В металлических материалах, как правило, формируются три типа кристаллических решеток: объемноцентрированная кубическая (ОЦК), гранецентрированная кубическая (ГЦК) и гексагональная плотноупакованная (ГПУ).
5. Вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию

1. Перечислить общие физические свойства металлов.

2. Что называется кристаллической решеткой, какие типы кристаллических решеток характерны для металлов?

3. Какие способы получения металлов Вы знаете?

Задания для практического занятия:

1. Решить предложенные задачи.

2. Правильно оформить их в тетрадь для практических и контрольных работ.

3. Ответить на вопросы для контроля.

4. Отчитаться о выполненной работе преподавателю.

Задание 1

• Образец решения задания № 1
• Напишите управление реакции цинка с соляной кислотой.
• Алгоритм решения
• Известно, что активные металлы, стоящие в ряду напряженности металлов (приложение 6) до водорода вытесняют его из кислоты, поэтому уравнение реакции цинка с соляной кислотой имеет вид:
• Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2
• В результате реакции выделяется газ (H2) водород.
• Задание 2

1. Образец решения задания № 2
2. Напишите уравнение реакции замещения при взаимодействии цинка с медным купоросом.
3. Алгоритм решения
4. Известно, что активные металлы, стоящие в ряду напряженности металлов (приложение 6) левее вытесняют металлы из их солей, которые стоят правее, поэтому уравнение реакции цинка с медным купоросом имеет вид:
5. Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu
6. В результате реакции выделяется металлическая медь (красный осадок).
7. Задание 3

Образец решения задания № 3

Напишите уравнения реакции, с помощью которых можно осуществить следующие превращения. Укажите тип каждой реакции и под формулой каждого вещества подпишите, к какому классу оно относится.

Алгоритм решения

Вопросы для контроля

1. Перечислите основные химические свойства металлов?

2. Какую валентность проявляют металлы: натрий, цинк, серебро, медь, кальций, магний, железо, хром?

3. Запишите, где в вашей профессии и в жизни применяются металлы.

• Форма контроля выполнения практического задания:
• Выполненная работа представляется преподавателю в тетради для выполнения практических и контрольных работ по дисциплине «Естествознание».
• 5

Реакции, взаимодействие алюминия. Уравнения реакции алюминия с веществами

Алюминий реагирует, взаимодействует с неметаллами, металлами, полуметаллами, оксидами, кислотами, основаниями, солями и пр. веществами.

• Реакции, взаимодействие алюминия с неметаллами
• Реакции, взаимодействие алюминия с полуметаллами
• Реакции, взаимодействие алюминия с оксидами
• Реакции, взаимодействие алюминия с солями
• Реакции, взаимодействие алюминия с кислотами
• Реакции, взаимодействие алюминия с основаниями
• Реакции, взаимодействие алюминия с водородсодержащими соединениями

Реакции, взаимодействие алюминия с неметаллами. Уравнения реакции: 

1. 1. Реакция взаимодействия алюминия и серы:
2. 2Al + 3S → Al2S3 (t = 150-200 °C).
3. Реакция взаимодействия алюминия и серы происходит с образованием сульфида алюминия.
4. 2.

   Реакция взаимодействия алюминия и фосфора:

5. 4Al + P4 → 4AlP (t = 500-800 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и фосфора происходит с образованием фосфида алюминия.

Реакция протекает в атмосфере водорода.

• 3. Реакция взаимодействия алюминия и селена:
• 3Se + 2Al → Al2Se3 (t = 600-650 °C).
• Реакция взаимодействия алюминия и селена происходит с образованием селенида алюминия.
• 4. Реакция взаимодействия алюминия и кислорода:
• 4Al + 3O2 → 2Al2O3 (t°).

Реакция взаимодействия алюминия и кислорода происходит с образованием оксида алюминия. Реакция представляет собой сгорание порошка алюминия на воздухе.

1. 5. Реакция взаимодействия алюминия и углерода:
2. 4Al + 3C → Al4C3 (t = 1500-1700 °C).
3. Реакция взаимодействия алюминия и углерода происходит с образованием карбида алюминия.
4. 6. Реакция взаимодействия алюминия и фтора:
5. 2Al + 3F2 → 2AlF3 (t = 600 °C).
6. Реакция взаимодействия алюминия и фтора происходит с образованием фторида алюминия.
7. 7. Реакция взаимодействия алюминия и хлора:
8. 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3.
9. Реакция взаимодействия алюминия и хлора происходит с образованием хлорида алюминия.
10. 8. Реакция взаимодействия алюминия и брома:
11. 2Al + 3Br2 → 2AlBr3.
12. Реакция взаимодействия алюминия и брома происходит с образованием бромида алюминия.
13. 9. Реакция взаимодействия алюминия и йода:
14. 2Al + 3I2 → 2AlI3 (kat = капля H2O).
15. Реакция взаимодействия алюминия и йода происходит с образованием йодида алюминия.
16. 10. Реакция взаимодействия алюминия и азота:
17. 2Al + N2 → 2AlN (t = 800-1200 °C).
18. Реакция взаимодействия алюминия и азота происходит с образованием нитрида алюминия.

Реакции, взаимодействие алюминия с полуметаллами. Уравнения реакции: 

• 1. Реакция взаимодействия алюминия и сурьмы:
• Sb + Al → AlSb (t°).
• Реакция взаимодействия алюминия и сурьмы происходит с образованием стибида алюминия.
• 2. Реакция взаимодействия алюминия и теллура:
• 3Te + 2Al → Al2Te3 (t > 500 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и теллура происходит с образованием теллурида алюминия.

Реакция протекает в атмосфере аргона.

Реакции, взаимодействие алюминия с оксидами. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и воды:

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2.

Реакция взаимодействия алюминия и воды происходит с образованием гидроксида алюминия и водорода. Реакция протекает при условии отсутствия оксидной пленки на алюминии.

1. 2. Реакция взаимодействия алюминия и оксида алюминия:
2. 4Al + Al2O3 ⇄ 3Al2O (t = 1450 °C).
3. Реакция взаимодействия алюминия и оксида алюминия происходит с образованием оксида алюминия (I).
4. 3. Реакция взаимодействия алюминия и оксида железа (III):
5. Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3 (t°).
6. Реакция взаимодействия алюминия и оксида железа (III) происходит с образованием железа и оксида алюминия.
7. 4. Реакция взаимодействия алюминия и оксида хрома:
8. Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 (t = 800 °C).
9. Реакция взаимодействия алюминия и оксида хрома происходит с образованием хрома и оксида алюминия.
10. 5. Реакция взаимодействия алюминия и оксида марганца:
11. Mn2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Mn (t = 800 °C),
12. 3MnO + 2Al → 3Mn + Al2O3 (t = 800 °C).
13. Реакция взаимодействия алюминия и оксида марганца происходит с образованием марганца и оксида алюминия.
14. 6. Реакция взаимодействия алюминия и оксида лития:
15. 3Li2O + 2Al → 6Li + Al2O3 (t > 1000 °C).
16. Реакция взаимодействия алюминия и оксида лития происходит с образованием лития и оксида алюминия.
17. 7. Реакция взаимодействия алюминия и оксида меди:
18. 3CuO + 2Al → 3Cu + Al2O3 (t = 1000-1100 °C).
19. Реакция взаимодействия алюминия и оксида меди происходит с образованием меди и оксида алюминия.
20. 8. Реакция взаимодействия алюминия и оксида бария:
21. 3BaO + 2Al → 3Ba + Al2O3 (t = 1200 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и оксида бария происходит с образованием бария и оксида алюминия. Реакция протекает в вакууме.

• 9. Реакция взаимодействия алюминия и оксида кальция:
• 2Al + 6CaO → 3CaO•Al2O3 + 3Ca или 2Al + 6CaO → Ca3Al2O6 + 3Ca (t°),
• 4CaO + 2Al → 3Ca + Ca(AlO2)2 (t = 1200 °C).
• Реакция взаимодействия алюминия и оксида кальция происходит с образованием в первом случае – оксида алюминия-кальция (алюмината трикальция) и кальция, во втором – кальция и алюмината кальция.
• 10. Реакция взаимодействия алюминия и оксида бора:
• B2O3 + 2Al → Al2O3 + 2B (t = 800-900 °C).
• Реакция взаимодействия алюминия и оксида бора происходит с образованием оксида алюминия и бора.

Реакции, взаимодействие алюминия с солями. Уравнения реакции:

1. 1. Реакция взаимодействия алюминия и карбоната лития:
2. 3Li2CO3 + 2Al → 6Li + Al2O3 + 3CO2 (t = 550-600 °C).
3. Реакция взаимодействия карбоната лития и алюминия происходит с образованием лития, оксида алюминия и оксида углерода.
4. 2.

   Реакция взаимодействия алюминия и бромида циркония (IV):

5. 3ZrBr4 + Al → 3ZrBr3 + AlBr3.
6. Реакция взаимодействия бромида циркония (IV) и алюминия происходит с образованием бромида циркония (III) и бромида алюминия.
7. 3.

   Реакция взаимодействия алюминия и хлорида циркония (IV):

8. 3ZrCl4 + Al → 3ZrCl3 + AlCl3 (t = 230-270 °C).
9. Реакция взаимодействия хлорида циркония (IV) и алюминия происходит с образованием хлорида циркония (III) и хлорида алюминия.
10. 4.

    Реакция взаимодействия алюминия и хлорида кальция:

11. 3CaCl2 + 2Al → 3Ca + 2AlCl3 (t = 600-700 °C).
12. Реакция взаимодействия хлорида кальция и алюминия происходит с образованием кальция и хлорида алюминия.
13. 5.

    Реакция взаимодействия алюминия и йодида циркония (IV):

14. 3ZrI4 + Al → 3ZrI3 + AlI3 (t = 310 °C).
15. Реакция взаимодействия йодида циркония (IV) и алюминия происходит с образованием йодида циркония (III) и йодида алюминия.
16. 6.

    Реакция взаимодействия алюминия, ортофосфата натрия и воды:

17. 2Al + 2Na3PO4 + 8H2O → 2Na[Al(OH)4] + 2Na2HPO4 + 3H2 (t°).

Реакция взаимодействия алюминия, ортофосфата натрия и воды происходит с образованием тетрагидроксоалюмината натрия, гидроортофосфата натрия и водорода. В ходе реакции используется концентрированный раствор ортофосфата натрия. Реакция протекает при кипении.

• 7. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида железа:
• Al + FeCl3 → Fe + AlCl3 (t = 200 °C).
• Реакция взаимодействия хлорида железа и алюминия происходит с образованием хлорида алюминия и железа.
• 8. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида меди:
• 3CuCl2 + 2Al → 2AlCl3 + 3Cu.
• Реакция взаимодействия хлорида меди и алюминия происходит с образованием хлорида алюминия и меди.
• 9. Реакция взаимодействия алюминия и хлорида алюминия:
• 2Al + AlCl3 ⇄ 3AlCl (t > 800 °C).
• Реакция взаимодействия хлорида алюминия и алюминия происходит с образованием монохлорида алюминия.

Реакции, взаимодействие алюминия с кислотами. Уравнения реакции:

1. 1. Реакция взаимодействия алюминия и азотной кислоты:
2. Al + 4HNO3 → Al(NO3)3 + NO + 2H2O,
3. Al + 6HNO3 → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

Реакция взаимодействия алюминия и азотной кислоты происходит с образованием в первом случае – нитрата алюминия, оксида азота (II) и воды, во втором – нитрата алюминия, оксида азота (IV) и воды.

В ходе первой реакции  используется разбавленный раствор азотной кислоты, в ходе второй – концентрированный раствор азотной кислоты.

Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.

Реакции, взаимодействие алюминия с основаниями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида натрия и воды:

2Al + 6H2O + 6NaOH → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2.

Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида натрия и воды происходит с образованием гексагидроксоалюмината натрия и водорода. Реакция протекает в горячей воде и концентрированном растворе гидроксида натрия.

2. Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида калия и воды:

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3H2.

Реакция взаимодействия алюминия, гидроксида калия и воды происходит с образованием тетрагидроксоалюмината калия и водорода. Реакция протекает в горячем концентрированном растворе гидроксида калия.

Реакции, взаимодействие алюминия с водородсодержащими соединениями. Уравнения реакции:

1. Реакция взаимодействия алюминия и фтороводорода:

2Al + 6HF → 2AlF3 + 3H2 (t = 450-500 °C).

Реакция взаимодействия алюминия и фтороводорода происходит с образованием фторида алюминия и водорода. В ходе реакции  используется разбавленный раствор фтороводорода.

• 2. Реакция взаимодействия алюминия и сероводорода:
• 2Al + 3H2S → Al2S3 + 3H2 (t = 600-1000 °C).
• Реакция взаимодействия алюминия и сероводорода происходит с образованием сульфида алюминия и водорода.

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

карта сайта

2.2.3. Характерные химические свойства алюминия

Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s22s22p63s23p1. Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне.

В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3.

Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al2O3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

4Аl + 3О2 = 2Аl2О3

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

• 2Al + 3I2 =2AlI3
• С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:
• 2Al + 3Br2 = 2AlBr3
• Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:
• 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

с серой

При нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

— сульфид алюминия

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется нитрид алюминия:

с углеродом

При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде.

При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

1. а) 2Аl + 3Н2SO4(разб.) = Аl2(SO4)3 + 3H2↑
2. 2Аl0 + 6Н+ = 2Аl3+ + 3H20;
3. б) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2↑

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H2SO4) до степени окисления -2 (в H2S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

— концентрированной азотной кислотой

— разбавленной азотной кислотой

• Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N2O и NH4NO3:
• 8Al + 30HNO3(разб.) = 8Al(NO3)3 +3N2O↑ + 15H2O
• 8Al + 30HNO3(оч. разб) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

со щелочами

1. Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:
2. 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
3. так и с чистыми щелочами при сплавлении:

• В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:
• Аl2О3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
• Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О
• В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:
• 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
• Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:
• Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Характерные химические свойства солей

Характерные химические свойства солей добавить в закладки

Соли –это сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов.

Общим способом получения солей является взаимодействие оснований с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H2O (так же эту реакцию называют реакцией нейтрализации, т.к. соли не имеют среды – она нейтральна)

Общая формула солей: Mex(Ac)y, где

• Me – металл,
• x  и y – индексы,
• Ac – кислотный остаток.

Классификация солей

(III) Приставка «ди» используется, если в молекуле основной соли с одним атомом Me связаны с гидроксильными группами.

1. Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода на металл.

   Название средней соли = название Ac + название Me + валентность Me

   • NaCl – хлорид натрия
   • Fe(NO3)2  — нитрат железа (II)
2. Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода на Me.

   Название кислой соли = «Гидро» или «Дигидро» + название Ac + название Me + валентность Me

   • NaHCO3 – гидрокарбонат натрия
   • KH2PO4  – дигидрофосфат калия
3. Основные соли – это соли, которые кроме ионов Me и Ac содержат гидроксогруппы.

   Название основной соли = «Гидроксо-» или «Дигидроксо-» + название Ac + название Me + валентность Me

   • CaOHCl – гидроксохлорид кальция
   • Ca(OH)2SO4 – гидроксосульфат кальция
   • Fe(OH)2NO3 – дигидроксонитрат железа
4. Комплексные соли  – соли, содержащие комплексный ион.
   • [Ag(NH3)2]Сl – хлорид диаммин серебра (I)
   • [Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетрааммин меди (II)
   • K4[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (II) калия

Химические свойства солей

I. Средние соли

1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и анионы Ac.

   К примеру, хлорид калия в водном растворе распадается на катионы калия и анионы хлора.

   KCl ↔ K— + Cl— 

2. Соли могут взаимодействовать с металлами, при этом каждый Me, стоящий левее в ряду напряжений Me, способен вытеснять Me, стоящие правее, из их солей.
   • Щелочные и щелочноземельные металлы с солями реагировать не будут, так как вступают в реакцию с водой.
   • Например, при взаимодействии сульфата меди с железом, происходит замещение меди железом, так как железо более активный металл, чем медь и находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода.
   • CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓

   При взаимодействии сульфида железа с цинком происходит тот же процесс, но в данной реакции более активным металлом является цинк. Цинк вытесняет железо из соединения, в результате происходит образование чистого железа.

   FeS + Zn → ZnS + Fe↓

3. Реакция растворов солей с растворами щелочей возможна в том случае, когда образующиеся основание или соль выпадают в осадок.

   Взаимодействие хлорида железа (III) с раствором гидроксида калия является качественной реакцией на ионы Fe3+. Продуктом реакции будет гидроксид железа (III), который представляет собой бурый осадок с амфотерными свойствами.

   FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой кислоты или нерастворимой соли.

   В представленной ниже реакции осуществляется взаимодействие между хлоридом бария и серной кислотой. Продуктами реакции являются нерастворимая соль и сильная кислота. Данная реакция является качественной на сульфаты, так как образуется сульфат бария – осадок белого цвета. 

   BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

5. Для солей характерно взаимодействие между собой. В этом случае одним из продуктов реакции должна быть нерастворимая соль.

   Взаимодействие нитрата серебра с хлоридом калия сопровождается выпадением осадка белого цвета – хлорида серебра. Эта реакция является качественной на хлорид-ионы.

   AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

6. При нагревании разлагаются соли слабых кислот, соли аммония, а также образованные сильными окислителями или восстановителями.
   • Все карбонаты при термическом разложении распадаются на основный оксид и углекислый газ. 
   • При разложении нитратов следует учитывать следующие условия: 
     • Если металл находится в ряду напряжений левее магния, то в результате реакции образуется нитрит и кислород. Реакция протекает по следующей схеме: 
     • Если металл расположен в электрохимическом ряду напряжений между магнием и медью, при этом будет происходить образование оксида металла, диоксида азота и кислорода. 
     • Если металл находится в ряду напряжений металлов правее меди, при этом наблюдается образование металла, оксида азота (IV) и кислорода. 
   • Разложение солей аммония также может протекать по-разному. Во многом это зависит от того, каким кислотным остатком она образована.
     • Если в состав соли аммония входит кислотный остаток летучей кислоты, то в результате будет образовываться аммиак и летучая кислота.
     • Если соль аммония образована нелетучей кислотой, то продуктами реакции будет аммиак и кислая соль. 
     • Если кислотный остаток соли проявляет окислительные свойства, то в результате разложения образуется молекулярный азот или оксид азота (I). 

II. Кислые соли

1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и сложный анион Ac. Диссоциация протекает в две стадии. Первая стадия всегда необратима, по второй стадии протекает обратимая диссоциация. 

   KHSO4 → K— + HSO4—  HSO4— ↔ H+ + SO42—

2. Кислые соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими левее водорода. Не стоит в таких реакциях использовать щелочные металлы, так как они прежде всего реагируют с водой. Реакция щелочных металлов с водой протекает бурно с выделением большого количества энергии, при таких условиях может произойти взрыв.

   В результате данной реакции образуется средняя соль и водород. Гидросульфат калия при взаимодействии с магнием образует в качестве продуктов реакции молекулярный водород, сульфаты магния и калия.

   2KHSO4 + Mg → H2↑ + MgSO4 + K2SO4

3. При взаимодействии кислой соли с раствором щелочи образуется средняя соль и вода. Гидрокарбонат натрия способен вступать в реакцию с раствором щелочи, продуктами реакции будут сульфит натрия и вода.

   NaHCO3 + NaOH → Na2SO3 + H2O

4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой или летучей кислоты. Этот процесс можно рассмотреть на примере реакции гидросульфида калия с серной кислотой. Продуктами реакции является летучая кислота – сероводородная, а также сульфат калия.

   2KHS + H2SO4 → K2SO4 + 2H2S

5. Для кислых солей характерно взаимодействие со средними солями. Однако, при такой реакции должны образоваться вода, газ или осадок. В противном случае взаимодействие происходить не будет. Очень хорошо это просматривается на примере взаимодействия гидросульфата калия  и хлорида бария. Продуктами реакции будут сульфат бария – осадок белого цвета, сульфат калия и хлороводородная кислота.

   2KHSO4 + BaSO4↓ + K2SO4 + 2HCl

6. При нагревании некоторые соли разлагаются. Ярким примером может служить разложение гидрокарбонатов. В результате реакции образуется вода, углекислый газ и карбонат натрия.
   1. Реакции разложения гидрокарбонатов кальция и магния являются причиной образования накипи в водонагревательных приборах.

III. Основные соли

1. Способны в водных растворах разлагаться на сложные катионы и анионы Ac. Диссоциация проходит в несколько ступеней, причем по первой ступени разложение проходит необратимо. Все последующие ступени протекают обратимо.

   Al(OH)2CH3COO → Al(OH)2+ + CH3COO—  Al(OH)2+ ↔ AlOH2+ + OH—  Al(OH)2+ ↔ Al3+ + OH— 

2. Основные соли могут взаимодействовать с растворами щелочей с образованием нерастворимого основания и кислой соли. Гидроксонитрат железа (III) и раствор едкого калия при взаимодействии друг с другом образуют нитрат калия и гидрокисд железа (II) – осадок белого цвета.

   Fe(OH)NO3 + KOH → Fe(OH)2↓ + KNO3

3. При взаимодействии основной соли с кислотой, образуется средняя соль и вода. Взаимодействие гидроксохлорида меди (II) и соляной кислоты протекает с образованием хлорида меди (II) и воды.

   CuOHCl + HCl → CuCl2 + H2O

4. Характерно термическое разложение основных солей. При разложении дигидроксокарбоната меди (II) образуется оксид меди (II), углекислый газ и вода. 

IV. Комплексные соли

1. Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы, то есть как сильные электролиты (первичная диссоциация).

   K4[Fe(CN)6] → 4K+ + [Fe(CN)6]4— 

   Комплексные ионы, в свою очередь, диссоциируют как слабые электролиты, многоступенчато и обратимо. Это — вторичная диссоциация комплексных ионов.

   • [Fe(CN)6]3— ⟷ [Fe(CN)5]2— + CN—    [Fe(CN)5]2— ⟷ [Fe(CN)4]— + CN— [Fe(CN)4]— ⟷ [Fe(CN)3] + CN—  [Fe(CN)3] ⟷ [Fe(CN)2]+ + CN—  [Fe(CN)2]+ ⟷ [Fe(CN)2]2+ + CN—  [Fe(CN)]2+ ⟷ Fe3+ + CN—
   • Данную многоступенчатую диссоциацию можно выразить суммарно в виде следующего уравнения: 
   • [Fe(CN)6]3— ⟷ Fe3+ + 6CN—
2. Комплексные соли способны вступать в реакции обмена со средними солями. В результате такой реакции образуется две другие соли – комплексная и средняя.

   FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]↓ + 3KCl

   Данная реакция является качественной реакции на ионы Fe3+. Нерастворимое соединение, образовавшееся в результате реакции, обладает ультрамариновым цветом и получило название «берлинской лазури» или гексацианоферрат(II) железа(III)-калия.

3. При нагревании комплексных солей происходит их разложение.

   Тетрагидроксоалюминат натрия распадается на алюминат натрия и воду.

   Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O

4. При взаимодействии комплексной соли со средней, происходит разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений.

   2[Cu(NH3)2]Cl + K2S → CuS↓ + 2KCl + 4NH3↑

Смотри также:

• Номенклатура неорганических веществ
• Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
• Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
• Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
• Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
• Характерные химические свойства кислот
• Взаимосвязь различных классов неорганических веществ