Какая соль разлагается с выделением металла

Обновлено: 04.05.2024

Серная кислота, как двухосновная кислота, производит два ряда солей — сульфатов щелочных металлов. Нейтральные сульфаты растворяются в воде, давая нейтральную реакцию; кислые сульфаты или гидросульфиты M I HSO₄ при растворении дают кислую реакцию. Все сульфаты щелочных металлов легко растворимы в воде.

За исключением сульфата лития, сульфаты щелочных металлов способны образовывать с соответствующими фторидами конгруентно плавящиеся двойные соединения типа M₂SO₄·MF. Относительно эффективного объема SО₄-группы в сульфатах щелочных металлов (и в BaSO₄), а также о влиянии природы катиона на связь S — О.

Сульфат натрия. Na₂SO₄ получают в больших количествах в качестве побочного продукта при производстве соляной кислоты из хлорида натрия и серной кислоты. Его также получают как побочный продукт из остаточных растворов при производстве хлорида калия. Эти остатки содержат NaCl и MgSO₄. Из остаточного раствора на холоду кристаллизуется содержащая воду соль Na₂SO₄·10H₂O

Сульфат натрия выделил еще Глаубер в 1658 г. при получении соляной кислоты из хлорида натрия и серной кислоты. В природе сульфат натрия встречается в многочисленных минеральных водах; безводный сульфат встречается в виде тенардита. В залежах солей калия он встречается главным образом в виде двойных солей, таких, как глауберит Na₂SO₄·CaSO₄, астраканит Na₂SO₄·MgSO₄·4H₂O, левеит Na₂SO₄·MgS0₄·2,5H₂O, вантгоффит 3Na₂SO₄·MgSO₄, глазерит Na₂SO₄·3K₂SO₄.

Сульфат натрия кристаллизуется из водных растворов ниже 32,383 ° в виде содержащих воду больших бесцветных моноклинных призм состава Na₂SO₄·10Н₂О, которые на воздухе постепенно выветриваются, отдавая воду. При нагревании выше 32° они плавятся в собственной кристаллизационной воде с образованием безводной соли. При соприкосновении с раствором выше 32,383° устойчива только безводная соль.

Сульфат натрия легко образует пересыщенные растворы. Содержащий кристаллическую воду сульфат натрия обычно называют глауберовой солью.

Содержащий воду кристаллический сульфат натрия (глауберова соль) растворяется в воде с сильным охлаждением (—18,76 ккал/моль). Его применяют иногда для охлаждения; в медицине его используют как слабительное. В промышленности Na₂SO₄ применяют при крашении и в аппретурах для хлопчатобумажных тканей.

Безводный сульфат натрия, называемый в технике чаще просто сульфатом, в больших количествах находит применение в стекольном производстве и для получения ультрамарина.

Смесь 1 моля глауберовой соли с 1 молем поваренной соли имеет точку перехода при 17,9°. Превращение (дегидратация глауберовой соли) протекает так медленно, что температура часами остается постоянной. Поэтому эта смесь удобна для получения точно определенной «нормальной комнатной» температуры в сосуде.

Гидросульфат натрия. Кислый сульфат натрия NaHSO₄ — бесцветная легкорастворимая соль, образуется при умеренном нагревании поваренной соли с концентрированной серной кислотой

При более сильном нагревании с поваренной солью гидросульфат переходит в нейтральный сульфат

Нагретый гидросульфат отщепляет воду с образованием пиросульфита натрия Na₂S₂O₇; при еще более сильном нагревании последний также разлагается с выделением трехокиси серы

Гидросульфат натрия и пиросульфат натрия применяют в химическом анализе для вскрытия труднорастворимых соединений. Их используют также для очистки платиновых тиглей.

Сульфат калия. K₂SO₄ кристаллизуется лишь в безводном состоянии в форме ромбических кристаллов. При 587° он превращается в гексагональную модификацию. Удельный вес при 18° равен 2,67, точка плавления 1074°. Растворимость в воде равна от 7,35 г при 0° до 24,1 г при 100° в 100 г воды.

В спирте сульфат калия нерастворим.

В промышленности сульфат калия используют преимущественно для получения стекла и квасцов. Кроме того, он представляет весьма ценное удобрение. Для его технического получения наряду с хлоридом калия в качестве исходного продукта служит встречающийся в месторождениях калийных солей сульфат магния (кизерит), а также его двойные соли.

В водном растворе сульфат магния сначала реагирует с хлоридом калия по уравнению

Получающийся при этом K₂SO₄ дает с MgSO₄ труднорастворимую двойную соль (называемую в технике калийной магнезией)

После фильтрования и промывки последнюю снова обрабатывают раствором хлорида калия; при этом происходит дальнейшее разложение по уравнению

Прежде сульфат калия получали разложением хлорида калия или нитрата калия серной кислотой. Таким способом сульфат калия получал уже Глаубер, и еще в XIV в. было известно получение этой соли при действии нагреваемого железного купороса (который выделяет при этом серную кислоту) на калийную селитру. Сульфат калия относится к одному из первых химических соединений, для которых был установлен состав.

Гидросульфат калия. Кислый сульфат калия KHSO₄ получали ранее как побочный продукт при производстве азотной кислоты обработкой селитры концентрированной серной кислотой. В настоящее время его приготовляют растворением нейтрального сульфата калия в избытке разбавленной серной кислоты

Из водного раствора гидросульфат калия кристаллизуется с водой. Безводное соединение плавится около 200°. При более сильном нагревании, так же как соответствующее соединение натрия, он переходит сначала с отщеплением воды в пиросульфат, затем в нейтральный сульфат. Применяется так же, как гидросульфат натрия.

Чистый гидросульфит калия не гигроскопичен. В чистом состоянии его проще всего получить растворением пиросульфата калия K₂S₂O₇ в воде, затем упариванием раствора досуха и нагреванием остатка при 120° до постоянного веса.

Чистый пиросульфат калия в лаборатории удобнее всего получать термическим разложением персульфата калия K₂S₂O₈. Последний при нагревании в течение получаса при 290° отщепляет точно один атом кислорода.

Сульфаты рубидия и цезия. Rb₂SO₄ и Cs₂SO₄ образуют ромбические кристаллы, изоморфные K₂SO₄ (при более высокой температуре, а именно выше 657° Rb₂SO₄ образует еще другую модификацию). При 20° удельный вес их равен 3,61 и 4,24 соответственно; точки плавления 1074 и 1019° соответственно. Оба соединения отличаются легкостью, с которой они образуют с сульфатом алюминия, сульфатом железа(Ш) и с сульфатами двухвалентных металлов очень хорошо кристаллизующиеся двойные соли (или смешанные соли). Образование цезиевых квасцов CsAl(SO₄)₂·12Н₂О применяется для обнаружения алюминия.

Сульфат лития. Li₂SO₄ кристаллизуется из горячих растворов без воды в форме, по-видимому, ромбических игл. При обычной температуре кристаллизуется в виде гидрата Li₂SO₄·H₂O в тонких моноклинных табличках. Безводная соль плавится при 859°, удельный вес её 2,21.

Растворимость у сульфата лития весьма значительна (34,5 г в 100 г воды при 20°) , хотя она и не столь велика, как растворимость хлорида и нитрата. Летучесть сульфата лития много меньше, чем летучесть хлорида.

Сульфат лития, как и другие соли лития, не образует смешанных кристаллов с другими солями щелочных металлов. Однако существует целый ряд смешанных и двойных солей.

Сульфит лития Li₂SO₃ также склонен к образованию подобных двойных солей:

У остальных солей лития склонность к образованию двойных солей с другими солями щелочных металлов далеко не так ясно выражена, как у сульфата лития.

В дальнейшем будет еще сказано о некоторых труднорастворимых солях щелочных металлов, имеющих значение главным образом в аналитической химии.

Труднорастворимые соли щелочных металлов. Из простых солей натрия трудной растворимостью отличается прежде всего гидроксоантимонат натрия (ранее называемый «кислый пироантимонат натрия») Na[Sb(OH)₆]. Он выпадает в виде белого, зернистого осадка, состоящего из микроскопических кристалликов характерной формы при добавлении соответствующей соли калия к не слишком разбавленному нейтральному или слабо основному раствору соли натрия

Эту реакцию используют в качественном анализе для определения натрия. Употребляемый для осаждения гидроксоантимонат калия в холодной воде также достаточно плохо растворим, но он легко растворяется при 40—50°, в то время как для растворения 1 ч. этой соли натрия требуется 350 ч. кипящей воды.

Из труднорастворимых солей калия кислый тартрат калия (гидротартрат калия КНС₄Н₄О₆) с давних пор известен под названием винного камня. Растворимость его при 20° равна 0,57 г соли и при 100° 6,9 г соли в 100 г воды. Растворение значительно уменьшается при добавлении спирта. Нейтральный тартрат калия (кристаллизующийся с водой К₂С₄Н4О_в·0,5Н₂О), напротив, легко растворим (1 ч. в 0,66 ч. воды при 20°). Легко растворима также смешанная соль KNa[C₄H₄O₆]·4Н₂О (сегнетова соль).

Довольно трудно растворимы калийные соли хлорной и платинохлористоводородной кислот [гексахлороплатино(IV)кислота]. В воде с большим содержанием спирта они практически нерастворимы. Гексахлороплатинат калия K₂[PtCl₆] образует желтые небольшие правильные октаэдры. При нагревании соль разлагается на хлорид калия и металлическую платину. Растворимость перхлората калия КСlО₄ сильно зависит от температуры; она возрастает от 0,70 г в 100 г воды при 0° до 18,7 г при 100°. Еще труднее, чем перечисленные соли калия, растворяются соответствующие соли рубидия и цезия.

Из труднорастворимых солей лития уже упоминались фторид LiF и карбонат Li₂CO₃. Фосфат лития Li₃PO₄ образуется в виде труднорастворимого белого, кристаллического осадка при добавлении к растворам солей лития раствора, содержащего ионы РО₄ 3- ;

Этот осадок не плавится в пламени бунзеновской горелки. Если для осаждения применяют кислые фосфаты, то, чтобы осаждение было полным, добавляется NaOH; иначе образуется кислый фосфат лития LiH₂PO₄, который растворяется значительно легче. Последний образует с фосфорной кислотой продукт присоединения LiН₂РО₄·Н₃РО₄·Н₂О в виде больших расплывающихся кристаллов.

Аналитические сведения. Открытие щелочных металлов проще всего осуществляется на основании характеристических спектров. Окраска пламени также дает указание. Однако при этом следует иметь в виду, что желтое натриевое пламя может быть вызвано уже следами натрия. Фиолетовое пламя калия скрыто в присутствии натрия, однако его можно видеть и в этом случае, если смотреть на пламя через кобальтовое стекло (т. е. через стекло, окрашенное окисью кобальта в синий цвет), не пропускающее при достаточной плотности желтый свет.

В качестве реакции, применяемой для определения натрия, служит образование гидр оксоантимоната натрия Na[Sb(OH)₆]. Очень хорошо также пользоваться для этой цели образованием двойной соли Na₂C₂H₃O₂·[UO₂](C₂H₃O₂)₂, и хотя она лишь умеренно труднорастворима, однако кристаллизуется в очень характерной форме (желтые микроскопические тетраэдры). Для образования этой соли к одной капле раствора, предварительно досуха упаренной на часовом или предметном стекле, добавляют каплю насыщенного раствора уранилацетата [UO₂](C₂H₃O₂)₂ в разбавленной уксусной кислоте.

Калий можно определить, осаждая его в виде перхлората КСlО₄. Другие упомянутые выше труднорастворимые соли также используют для его определения. Более чувствительна реакция с гексанитрокобалътатом натрия Na₃[Co(NO₂)₆]. В этом случае выпадает желтый кристаллический осадок гексанитрокобалътата калия K₃[Co(NO₂)₆], растворимый в воде в отношении 1 : 1000. При проведении реакций на присутствие калия следует иметь в виду, что большинство из них характерны и для солей аммония (исключая реакцию с надхлорной кислотой).

Соли рубидия и цезия при использовании реакций осаждения с трудом отличаются от солей калия. Для их обнаружения всегда пользуются спектроскопом; равным образом обнаружение лития надежнее и проще всего можно провести спектроскопически.

Для весового определения натрия и калия их большей частью переводят в хлориды или в сульфаты и взвешивают в виде этих солей. Вследствие летучести, особенно хлорида калия, при нагревании следует соблюдать осторожность. Отделение калия от натрия можно провести, осадив калий в виде перхлората. Из фильтрата натрий целесообразно -осадить в форме натриймагнийуранилацетата и взвешивать в виде этой соли. Соли щелочных металлов летучих кислот по Тредвеллу можно легко перевести во фторсиликаты при упаривании с SiO₂ и плавиковой кислотой и взвешивать в виде этих солей. Смеси двух солей щелочных металлов можно определить взвешиванием в виде фторсиликатов и титрованием содержания ионов F - . Кели предложил метод колориметрического определения калия в виде пикрата.

Литий отделяют от других щелочных металлов при обработке смеси хлоридов либо амиловым спиртом, либо смесью равных частей абсолютного спирта и эфира, насыщенной хлористым водородом; при этом LiCl переходит в раствор. Для взвешивания его переводят в сульфат.

Химические свойства и способы получения солей

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Соли – это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.

Классификация солей

Получение солей

1. Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными.

кислотный оксид + основный оксид = соль

Например , оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия:

2. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми.

Щелочь + любая кислота = соль + вода

Например , гидроксид натрия реагирует с соляной кислотой:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

При взаимодействии щелочей с избытком многоосновной кислоты образуются кислые соли.

Например , гидроксид калия взаимодействует с избытком фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата калия или дигидрофосфата калия:

Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.

Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) реагирует с серной кислотой:

Все амфотерные гидроксиды — нерастворимые. Следовательно, они ведут себя как нерастворимые основания при взаимодействии с кислотами:

Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода

Например , гидроксид цинка (II) реагирует с соляной кислотой:

Также соли образуются при взаимодействии аммиака с кислотами (аммиак проявляет основные свойства).

Аммиак + кислота = соль

Например , аммиак реагирует с соляной кислотой:

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты взаимодействуют с любыми основными оксидами.

Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Например , соляная кислота реагирует с оксидом меди (II):

2HCl + CuO → CuCl₂ + H₂O

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.

Щёлочь + кислотный оксид → соль + вода

Например , гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия:

При взаимодействии щелочей с избытком кислотных оксидов, которым соответствуют многоосноосновные кислоты, образуются кислые соли.

Например , при взаимодействии гидроксида натрия с избытком углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия:

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами сильных кислот.

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI), но не вступает в реакцию с углекислым газом:

5. Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

Силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота:

6. Соли можно получить окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например , кислород окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:

7. Еще один способ получения солей — взаимодействие металлов с неметаллами . Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.

Например , сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция:

Ca + S → CaS

8. Соли образуются при растворении металлов в кислотах . Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.

Кислоты-окислители реагируют с металлами с образованием продуктов восстановления азота и серы. Водород в таких реакциях не выделяется!

Минеральные кислоты реагируют по схеме:

металл + кислота → соль + водород

При этом с кислотами реагируют только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. А образуется соль металла с минимальной степенью окисления.

Например , железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6 H₂ + O = 2Na[ Al +3 (OH)₄] + 3 H₂ 0

10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметаллами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH + Cl₂ 0 = NaCl — + NaOCl + + H₂O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH + Cl₂ 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH + Si 0 + H₂ + O= Na₂Si +4 O₃ + 2H₂ 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂ 0 + 4NaO -2 H = O₂ 0 + 4NaF — + 2H₂O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.

Например , хлор взаимодействует с бромидом калия:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

Но не реагирует с фторидом калия:

KF +Cl₂ ≠

Химические свойства солей

1. В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме + и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.

Например , хлорид кальция диссоциирует почти полностью:

CaCl₂ → Ca 2+ + 2Cl –

Кислые и основные соли диссоциируют cтупенчато. При диссоциации кислых солей сначала разрываются ионные связи металла с кислотными остатком, затем диссоциирует кислотный остаток кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка.

Например , гидрокарбонат натрия диссоциирует в две ступени:

NaHCO₃ → Na + + HCO₃ –

HCO₃ – → H + + CO₃ 2–

Основные соли также диссоциируют ступенчато.

Например , гидроксокарбонат меди (II) диссоциирует в две ступени:

CuOH + → Cu 2+ + OH –

Двойные соли диссоциируют в одну ступень.

Например , сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:

Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.

Например , хлорид-гипохлорит кальция диссоциирует в одну ступень:

CaCl(OCl) → Ca 2+ + Cl — + ClO –

Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.

Например , тетрагидроксоалюминат калия распадается на ионы калия и тетрагидроксоалюминат-ион:

2. Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами . При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении.

соль₁ + амфотерный оксид = соль₂ + кислотный оксид

соль₁ + твердый кислотный оксид = соль₂ + кислотный оксид

соль + основный оксид ≠

Например , карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV) с образованием силиката калия и углекислого газа:

Карбонат калия также взаимодействует с оксидом алюминия с образованием алюмината калия и углекислого газа:

3. Соли взаимодействуют с кислотами. Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».

4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.

Растворимая соль + щелочь = соль₂ + основание

Например , сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II):

Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:

Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.

Кислая соль + щелочь = средняя соль + вода

Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:

5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.

Растворимая соль₁ + растворимая соль₂ = соль₃ + соль₄

Растворимая соль + нерастворимая соль ≠

Например , сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария:

Некоторые кислые соли взаимодействуют с кислыми солями более слабых кислот. При этом более сильные кислоты вытесняют более слабые:

Кислая соль₁ + кислая соль₂ = соль₃ + кислота

Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:

Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями.

Например , фосфат калия взаимодействует с дигидрофосфатом калия с образованием гидрофосфата калия:

6. C оли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные.

Например , железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

А вот серебро вытеснить медь не сможет:

CuSO₄ + Ag ≠

Обратите внимание! Если реакция протекает в растворе, то добавляемый металл не должен реагировать с водой в растворе. Если мы добавляем в раствор соли щелочной или щелочноземельный металл, то этот металл будет реагировать преимущественно с водой, а с солью будет реагировать незначительно.

Например , при добавлении натрия в раствор хлорида цинка натрий будет взаимодействовать с водой:

2H₂O + 2Na = 2NaOH + H₂

Образующийся гидроксид натрия, конечно, будет реагировать с хлоридом цинка:

ZnCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Zn(OH)₂

Но сам-то натрий с хлоридом цинка, таким образом, взаимодействовать напрямую не будет!

ZnCl_2(р-р) + Na ≠

А вот в расплаве эта реакция при определенных условиях уже может протекать, так как в расплаве никакой воды нет.

ZnCl_2(р-в) + 2Na = 2NaCl + Zn

И еще один нюанс. Чтобы получить расплав, соль необходимо нагреть. Но многие соли при нагревании разлагаются. И реагировать с металлом, естественно, при этом не могут. Таким образом, реагировать с металлами в расплаве могут только те соли, которые не разлагаются при нагревании. А разлагаются при нагревании почти все нитраты, нерастворимые карбонаты и некоторые другие соли.

Например , нитрат меди (II) в расплаве не реагирует с железом, так как при нагревании нитрат меди разлагается:

Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:

CuO + Fe = FeO + Cu

Но сам-то нитрат меди, получается, с железом реагировать напрямую не будет!

При добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO₃) произойдет химическая реакция:

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

При добавлении железа (Fe) в раствор соли меди (CuSO₄) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

7. Некоторые соли при нагревании разлагаются .

Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией. К таким солям относятся:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + 4H₂O + Cr₂O₃

2AgNO₃→ 2Ag +2NO₂ + O₂

2AgCl → 2Ag + Cl₂

Некоторые соли разлагаются без изменения степени окисления элементов. К ним относятся:

MgСO₃ → MgO + СО₂

2NaНСО₃ → Na₂СО₃ + СО₂ + Н₂О

Карбонат, сульфат, сульфит, сульфид, хлорид, фосфат аммония:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + CO₂ + H₂O

(NH₄)₂SO₄ → NH₄HSO₄ + NH₃

7. Соли проявляют восстановительные свойства . Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.

Например , йодид калия окисляется хлоридом меди (II):

4KI — + 2Cu +2 Cl2 → 4KCl + 2Cu + l + I₂ 0

8. Соли проявляют и окислительные свойства . Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлов или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления. Окислительные свойства некоторых солей рассмотрены в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Разложение веществ

Термическому разложению подвергаются многие соли – карбонаты, нитраты, нитриты, сульфаты, кислые, основные и комплексные соли. Рассмотрим наиболее популярные уравнения разложения солей. Разложение солей часто встречается в ЕГЭ по химии в линии заданий 31, это задание считается одним из самых сложных заданий экзамена.

Разложение нитратов

При установлении продуктов термического разложения нитратов удобно пользоваться рядом активности металлов, однако к нему следует добавить некоторые уточнения: литий и магний, обычно относятся к активным металлам, но разложение нитратов этих двух металлов происходит как у металлов средней активности. Медь относится к неактивным металлам, но разложение нитрата меди II идёт как разложение нитрата металла средней активности. Данные реакции являются весьма популярными в химии. На ЕГЭ задачи по разложению нитратов встречаются в заданиях линии 7 и 31.

Уравнения разложения нитратов активных металлов (кроме лития и магния):

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑ ‒ разложение нитрата калия
2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂↑ ‒ разложение нитрата натрия
2CsNO₃ → 2CsNO₂ + O₂↑ ‒ разложение нитрата цезия
2RbNO₃ → 2RbNO₂ + O₂↑ ‒ разложение нитрата рубидия
Ca(NO₃)₂ → Ca(NO₂)₂ + O₂↑ ‒ разложение нитрата кальция
Ba(NO₃)₂ → Ba(NO₂)₂ + O₂↑ ‒ разложение нитрата бария
Sr(NO₃)₂ → Sr(NO₂)₂ + O₂↑ ‒ разложение нитрата стронция

Уравнения разложения нитратов металлов средней активности, нитрата лития и нитрата меди II:

4LiNO₃ → 2Li₂O + 4NO₂↑ + O₂↑ ‒ разложение нитрата лития
2Mg(NO₃)₂ → 2MgO + 4NO₂↑ + O₂↑ ‒ разложение нитрата магния
2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂↑ + O₂↑ ‒ разложение нитрата цинка
2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑ ‒ разложение нитрата меди II
4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑ ‒ разложение нитрата алюминия
4Fe(NO₃)₃ → 2Fe₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑ ‒ разложение нитрата железа III
4Cr(NO₃)₃ → 2Cr₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑ ‒ разложение нитрата хрома III

Во всех приведенных реакциях степень окисления металла не изменяется. Это характерно для нитратов, содержащих металл в высшей или наиболее устойчивой степени окисления. Если же нитрат образован переходным металлом в низшей степени окисления, то при разложении этого нитрата происходит окисление еще и металла.

Особые реакции разложения нитратов

Разложение нитрата железа II:

В данной реакции два восстановителя – железа поднимает степень окисления с +2 до +3, кислород с ‒2 до 0. Окислитель – азот +5.

Аналогично идет реакция термического разложения нитрата хрома II:

Разложение нитрата марганца II идет иначе, так как для марганца следующей после +2 устойчивой степенью окисления является не +3, а +4:

Обратите внимание на то, что кислород в этой реакции не выделяется!

Задание в формате ЕГЭ с ответом:

Установите соответствие между названием вещества и продуктами его разложения: к каждой позиции, обозначенной буквой подберите позицию, обозначенную цифрой.

нитрат железа II
нитрат меди II
нитрат ртути II
нитрат магния
нитрат калия
нитрат серебра

Пример задания из КИМ ЕГЭ:

Установите соответствие между формулой вещества и продуктами его разложения: к каждой позиции, обозначенной буквой подберите позицию, обозначенную цифрой.

Разложение нитрата аммония будет рассмотрено ниже, в реакциях разложения солей аммония.

Разложение солей аммония

При разложении солей аммония чаще всего образуется аммиак, исключения составляют соли, в которых анион проявляет окислительные свойства. Например, хлорид, бромид, йодид, сульфиды, карбонаты и фосфаты разлагаются без изменения степеней окисления (без ОВР). Процессы идут при нагревании:

NH₄Cl → NH₃↑ + HCl↑ ‒ разложение хлорида аммония
NH₄Br → NH₃↑ + HBr↑ ‒ разложение бромида аммония
NH₄I → NH₃↑ + HI↑ ‒ разложение йодида аммония
(NH₄)₂S → 2NH₃↑ + H₂S↑ ‒ разложение сульфида аммония
NH₄HS → NH₃↑ + H₂S↑ ‒ разложение гидросульфида аммония
(NH₄)₃PO₄ → 3NH₃↑ + H₃PO₄ ‒ разложение фосфата аммония
(NH₄)₂HPO₄ → 2NH₃↑ + H₃PO₄ ‒ разложение гидрофосфата аммония
NH₄H₂PO₄ → NH₃↑ + H₃PO₄ ‒ разложение дигидрофосфата аммония
(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O↑ ‒ разложение карбоната аммония
NH₄HCO₃ → NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O↑ ‒ разложение гидрокарбоната аммония

Разложение солей аммония с изменением степени окисления:

Разложение нитрита и нитрата аммония легко запомнить вместе, отнимите от этих солей всю воду и получите нужный продукт:

Задание по образцу ФИПИ:

Задана следующая схема превращений веществ. Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y. В ответ запишите соответствующую последовательность цифр без пробелов и дополнительных знаков, сначала вещество Х, затем вещество Y.

Удобно запоминать вместе и разложение дихромата и перманганата аммония, так как образуются сходные продукты – азот, оксид и соль:

Попробуйте решить задание ЕГЭ:

нитрит аммония
нитрат аммония
дихромат аммония
хлорид аммония

Разложение карбонатов

Реакции разложения карбонатов также происходит при нагревании. Карбонаты щелочных металлов (IА-группа), кроме карбоната лития, не разлагаются. Большинство других карбонатов разлагаются до оксидов, карбонат серебра и карбонат ртути разлагаются с выделением свободного металла.

Li₂CO₃ → Li₂O + CO₂↑ ‒ разложение карбоната лития
MgCO₃ → MgO + CO₂↑ ‒ разложение карбоната магния
CaCO₃ → CaO + CO₂↑ ‒ разложение карбоната кальция
CuCO₃ → CuO + CO₂↑ ‒ разложение карбоната меди II
2HgCO₃ → 2Hg + 2CO₂↑ + O₂↑ ‒ разложение карбоната ртути II
2Ag₂CO₃ → 4Ag + 2CO₂↑ + O₂↑ ‒ разложение карбоната серебра

Какие из перечисленных карбонатов разлагаются?

При разложении каких карбонатов образуется оксид металла?

Разложение гидрокарбонатов

Гидрокарбонаты разлагаются до соответствующих карбонатов:

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O↑ ‒ разложение гидрокарбоната натрия
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂↑ + H₂O↑ ‒ разложение гидрокарбоната кальция

При длительном нагревании происходит более глубокое разложение (это не качается гидрокарбонатов щелочных металлов, они в любом случае остаются карбонатами).

Например, в некоторых задачах может встретиться следующая фраза «гидрокарбонат нагревали до постоянной массы» или «смесь гидрокарбоната и карбоната нагревали до постоянной массы», какие реакции следует указать?

Если нагревают гидрокарбонат щелочного металла, то реакция одна:

Если нагревают другие гидрокарбонаты, то нужно писать две реакции:

Разложение гидросульфитов

Идет сходным с разложением гидрокарбонатов образом, при термическом размножении этих солеи образуются сульфиты и выделяется газ:

Разложение сульфитов

В отличие от реакция термического разложения карбонатов, большинство сульфитов разлагаются при нагревании со сменой степени окисления (происходит реакция самоокисления-самовосстановления или диспропорционирования). При нагревании сульфита образуется смесь сульфидов и сульфатов:

4Na₂SO₃ → 3Na₂SO₄ + Na₂S ‒ термическое разложение сульфита натрия
4CaSO₃ → 3CaSO₄ + CaS ‒ термическое разложение сульфита кальция

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов не разлагаются при нагревании. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла, сульфаты остальных металлов разлагаются до оксида металла, сернистого газа и кислорода.

Уравнения реакция разложения сульфатов:

2CaSO₄ → 2CaO + 2SO₂↑ + O₂↑ ‒ реакция разложения сульфата кальция
Ag₂SO₄ → 2Ag + 2SO₂↑ + O₂↑ ‒ реакция разложения сульфата серебра

Уравнения реакций разложения комплексных солей

При нагревании комплексные соли теряют воду, превращаясь в средние соли, степени окисления при этом не изменяются:

Na[Al(OH)₄] → NaAlO₂ + 2H₂O↑ ‒ разложение тетрагидроксоалюмината натрия
K₂[Zn(OH)₄] → K₂ZnO₂ + 2H₂O↑ ‒ разложение тетрагидроксоцинката калия
Ca[Be(OH)₄] → CaBeO₂ + 2H₂O↑ ‒ разложение тетрагидроксобериллата кальция
Ba[Al(OH)₄]₂ → Ba(AlO₂)₂ + 4H₂O↑ ‒ разложение тетрагидроксоалюмината бария

Реакция разложения дихромата калия и перманганата калия

На ЕГЭ по химии реакции разложения дихромата калия и перманганата калия часто встречаются в заданиях линии 29 и 31.Эти две реакции похожи, поэтому их удобно запоминать сразу парой:

4K₂Cr₂O₇ → 4K₂CrO₄ + 2Cr₂O₃ + 3O₂↑ ‒ уравнение термического разложения дихромата калия
2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑ ‒ уравнение термического разложение перманганата калия

Разложение бертолетовой соли

Бертолетова соль или хлорат калия разлагается на разные продукты в зависимости от условий. При нагревании до 150-300ºС в присутствие катализатора образуется хлорид калия и кислород:

Сходным образом разлагается перхлорат калия:

При температуре 400ºС бертолетова соль разлагается на перхлорат калия и хлорид калия:

Флэш-карточки с разложением солей. Перед Вами лицевая сторона карточки с формулой соли, попробуйте вспомнить основные продукты разложения этой соли и нажмите на карточку, чтобы проверить реакцию:

2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)_x.

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, HF, HNO₂, H₂SiO₃ и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H₂S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

исходные соли растворимы;
в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH₄ + и анионы NO₂ — , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):

Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N₂ или оксид азота (I):

Разложение хлората калия

Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO₂), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:

Без катализатора, реакция будет протекать по типу диспропорционирования:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Более подробно, с разбором алгоритмов составления уравнений, взаимодействие кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрено в данной публикации.

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 о С. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)₄] — и [Zn(OH)₄] 2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:

Читайте также: