Соли – это электролиты, в результате  диссоциации их водных растворов образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Классификация солей.

Соли бывают:

·    Средние

·    Кислые

·    Основные

·    Двойные

·    Смешанные

·    Комплексные

Соли в природе.

Очень многие соли, используемые химиками, встречаются в природе.

Природные соли можно классифицировать следующим образом. Таб.1.

Минеральные соли. 

Физические свойства солей

В обычных условиях все соли – это твердые  бесцветные вещества. Но некоторые ионы придают им окраску. Например, соли двухвалентной меди, трехвалентного хрома и никеля окрашены в зеленый цвет Перманганаты – фиолетовые. Бихроматы - красно-оранжевые, а хроматы - желтые, соли кобальта – розовые.Рис.1.

Растворимость солей может быть различной. Хорошо растворимы нитраты, почти все соли щелочных металлов и аммония.                    

Рис. 1

Химические свойства средних солей

1. Взаимодействие с металлами.

Более активные восстановители вытесняют менее активные из раствора их солей. Активность метала можно определить в электрохимическом ряду напряжения металлов.

Zn+ СuCl₂ = Zn Cl₂+ Сu

Zn⁰ + Сu²⁺ = Zn²⁺ + Сu⁰

Однако щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с растворами солей иначе.

Эти металлы сначала реагируют с водой. При этом образуется щелочь и выделяется водород.

2K + 2H₂O =2KOH + H₂↑, образующаяся щелочь реагирует с раствором соли, если получается нерастворимый гидроксид.

CuSO₄ + 2КOH = Cu (OH)₂↓ + К₂SO₄

2. Реагируют со щелочами.

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + 2NaOH

3. Реакция с кислотами (если образуется осадок или газ)

AgNO₃ + HBr = AgBr↓ + H NO₃ (качественная реакция на галогеноводородные кислоты.)

BaCl₂+ H₂SO₄ = BaSO₄↓ + HCl (качественная реакция на серную кислоту и её соли.)

CaCO₃+ 2HCl = CaCl₂+ H₂O + CO₂↑ (качественная реакция на карбонаты)

4. Реагируют с кислотами (с более сильными или менее летучими.). Рис.2.

Рис. 2. Ацетат кобальта(II)

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

NaCl _(тв.) + H₂SO_4(конц.) = NaHSO₄ + HCl ↑

Ca₃(PO₄)_2(тв.) +3H₂SO_4(конц.) =3CaSO₄ + 2H₃PO₄

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

5. Реагируют с солями.

Na₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2NaNO₃                                                             

6. Разложениепринагревании.

CaCO ₃ CaO + CO₂

NH₄NO ₃ N₂O + 2H₂O

7. Гидролиз

Некоторые соли способны подвергаться необратимому гидролизу в водных растворах.

2Al(NO₃)₃ +3 Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ +3H₂S↑ + 6NaNO₃

8. Электролиз

Соли способны подвергаться электролизу. И это очень важный вид реакций. Об этом было рассказано в теме «Электролиз».

Получение и химический свойства кислых солей

1. Взаимодействие гидроксидов с кислотами.

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

2. Реакция  кислотных оксидов со щелочами.

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

3. Реакция основного оксида с кислотой.

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

4. Реакция металла и неметалла (соли бескислородных кислот)

Fe + S  FeS

Химические свойства кислых солей.

Кислые соли, как правило, растворимы в воде лучше, чем средние соли. Например, гидрокарбонат кальция растворим в воде, а карбонат кальция – нет. Дигидропроизводные кислот растворимы в воде лучше гидропроизводных соответствующих кислот.

1. Разлагаются при нагревании.

Ca(НCO ₃)₂ CaСO₃↓ + CO₂ ↑+ Н₂О

2. Взаимодействую с основаниями с получением средних солей.

Ca(НCO ₃)₂ +Сa(OH)₂ = 2CaСO₃↓ + 2Н₂О

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄ + 2H₂O

3. Кислые соли вступают в такие же реакции, как и средние. Обменные реакции друг с другом.

Ca(НCO ₃)₂ + Na₂СO₃ = CaСO₃↓ +2 NaHCO₃

 Методы получения кислых солей

1. Неполная нейтрализация многоосновных кислот.

2NaOH + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + 2H₂O

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2. Взаимодействие средних солей с оксидами.

CaСO₃↓ + CaO +H₂O = Ca(НCO ₃)₂

Комплексные соединения

Теория комплексных соединений была предложена в 1893году Альфредом Вернером. Согласно этой теории основу комплексного соединения составляет центральный атом, называемый комплексообразователь или металл центром. Рис.3.

В качестве такового выступают частицы, имеющие вакантные орбитали, часто имеющие значительный положительный заряд. В качестве комплексообразователя выступают катионы переходных металлов. Вокруг центрального атома размещаются лиганды. Лиганды – это ионы или молекулы непосредственно связанные с комплексообразователем, являющие донорами электронных пар. Это могут быть однозарядные частицы (Сl^-, CNS^-, CN^-), а также нейтральные молекулы, в атомах которых есть неподелённые пары электронов (H₂O, NH₃, CO).Координационное число может быть 4 или 6.При образовании комплекса между центральными атомами и легендами образуется ковалентная связь по обменному или донорно-акцепторному механизму. Из-за этого и комплексообразователь и лиганды меняют свои свойства при образовании комплекса. Так, например, лиганды не всегда можно обнаружить типичной для них при обнаружении реакции. В комплексных соединениях выделяют внутреннюю и внешнюю сферу. Внутренняя сфера заключается в квадратные скобки. Если внутренняя сфера заряжена, то для неё должен быть противоион, который находится во внешней сфере. Рассмотрим это на примере гидроксоалюмината калия.

K⁺ [Al³⁺ (OH)^-₄]^-

Принцип жестких и мягких кислот и оснований 

Эта теория является развитием теории кислот и оснований Льюиса.

Нам необходимо вспомнить, что такое поляризуемость.

Поляризуемость – это способность электронной оболочки изменяться под действием внешнего электронного поля.

В данной теории (ЖМКО) кислоты и основания делятся на жёсткие и мягкие.

Рис. 4.

Жесткими кислотами являются акцепторы с высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемость. В мягких кислотах – низкая электроотрицательность и высокая поляризуемость. Жесткие основания – это доноры с высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Мягкие основания – с низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Самая жесткая кислота – это протон Н⁺. Самая мягкая – это СН₃Нg⁺. Наиболее жесткие основания – это F^-  и ОН^-Главная идея этой теории – это то, что подобное взаимодействует с подобным. Жёсткие кислоты больше хотят взаимодействовать с жесткими основаниями.

Например, бромид серебра растворим меньше чем хлорид, а иодид растворим меньше чем бромид. Образование иодида серебра наименее выгодно, значит, он наименее растворим. Эта теория очень полезна при объяснении или предсказании механизма реакций.