Соли

Курсовая: Соли 

Соли

СОЛИ, класс химических соединений. Общепринятого определения  понятия “Соли”, так же как и  терминов “кислоты и основания”, продуктами взаимодействием которых соли являются, в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как  продукты замещения протонов водорода кислоты на ионы металлов, NH₄⁺, СН₃NН₃+ и др. катионы или групп ОН основания на анионы кислот (напр., Cl^-, SO₄^2-).

Классификация

Продуктами полного  замещения являются средние соли, например. Na₂SO₄, MgCl₂, неполного-кислые или основные соли, например KHSO₄, СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO₄)₂ •12H₂O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K₄[Fe(CN)₆].

Физические  свойства

Типичные соли - кристаллические вещества с ионной структурой, например CsF Существуют также ковалентные соли, например АlСl₃. В действительности характер химической связи ,v многих солей смешанный.

По растворимости  в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые  соли. К растворимым относятся  почти все соли натрия, калия и  аммония, многие нитраты, ацетаты и  хлориды, за исключением солей поливалентных  металлов, гидролизующихся в воде, многие кислые соли.

Растворимость солей в воде при комнатной  температуре

Условные  обозначения:

Р — вещество хорошо растворимо в воде; М —  малорастворимо; Н — практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.

В водных растворах  соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и(или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.

Из водных растворов  соли могут кристаллизоваться в  виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг₂ • ЗС₂Н₅ОН.

Данные о различных  процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.

Общие способы синтеза  солей.

1. Получение средних  солей:

1) металла с  неметаллом: 2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) металла с  кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

3) металла с  раствором соли менее активного  металла Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

4) основного  оксида с кислотным оксидом:  MgO + CO₂ = MgCO₃

5) основного  оксида с кислотой CuO + H₂SO₄= CuSO₄ + H₂O

6) основания  с кислотным оксидом Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

7) основания  с кислотой: Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O

8) соли с кислотой: MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

9) раствора основания  с раствором соли: Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = 2NaOH + BaSO₄

10) растворов  двух солей 3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl

2. Получение кислых  солей:

1. Взаимодействие  кислоты с недостатком основания. KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O

2. Взаимодействие  основания с избытком кислотного  оксида 

Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂

3. Взаимодействие  средней соли с кислотой Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

3. Получение основных  солей:

1. Гидролиз солей,  образованных слабым основанием  и сильной кислотой

ZnCl₂ + H₂O = [Zn(OH)]Cl + HCl

2. Добавление (по  каплям) небольших количеств щелочей  к растворам средних солей  металлов AlCl₃ + 2NaOH = [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие  солей слабых кислот со средними  солями

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂ + 4NaCl

4. Получение комплексных  солей:

1. Реакции солей  с лигандами: AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

FeCl₃ + 6KCN] = K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl

5. Получение двойных  солей:

1. Совместная  кристаллизация двух солей: 

Cr₂(SO₄) ₃ + K₂SO₄ + 24H₂O = 2[KCr(SO₄) ₂ • 12H₂O[

Химические  свойства.

1. Химические свойства  средних солей:

1. Термическое  разложение. CaCO₃ = CaO + CO₂

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂

NH₄Cl = NH₃ + HCl

2. Гидролиз. Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

FeCl₃ + H₂O = Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂S + H₂O = NaHS +NaOH

3. Обменные реакции  с кислотами, основаниями и  другими солями.

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaNO₃

CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl

AgCl + 2Na₂S₂O₃ = Nа₃[Ag(S₂O₃) ₂] + NaCl

4. Окислительно-восстановительные  реакции, обусловленные свойствами  катиона или аниона. 2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ + 8H₂O

2. Химические свойства  кислых солей:

Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Взаимодействие  со щёлочью. Получение средней соли.

Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ = 2BaCO₃ + 2H₂O

3. Химические свойства  основных солей: 

Термическое разложение. [Cu(OH)]₂CO₃ = 2CuO + CO₂  + H₂O

Взаимодействие  с кислотой: образование средней  соли.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl₂ + H₂O

4. Химические свойства  комплексных солей:

1. Разрушение  комплексов за счёт образования  малорастворимых соединений:

2[Cu(NH₃)₂]Cl + K₂S = CuS + 2KCl + 4NH₃

2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.

K₂[CoCl₄] + 6H₂O = [Co(H₂O)₆]Cl₂ + 2KCl

5. Химические свойства  двойных солей: 

Взаимодействие  с растворами щелочей: KCr(SO₄)₂ + 3KOH = Cr(OH)₃ + 2K₂SO₄

2. Восстановление: KCr(SO₄)₂ + 2H°(Zn, разб. H₂SO₄) = 2CrSO₄ + H₂SO₄ + K₂SO₄

Сырьем для  промышленного получения ряда солей-хлоридов, сульфатов, карбонатов, боратов Na, К, Са, Mg служат морская и океаническая вода, природные рассолы, образующиеся при ее испарении, и твердые залежи солей. Для группы минералов, образующих осадочные солевые месторождения (сульфатов и хлоридов Na, К и Mg), применяют условное название “природные соли”. Наиболее крупные месторождения калиевых солей находятся в России (Соликамск), Канаде и Германии, мощные залежи фосфатных руд - в Северной Африке, России и Казахстане, NaNO3 - в Чили.

Соли используют в пищевой, химической, металлургической, стекольной, кожевенной, текстильной  промышленности, в сельском хозяйстве, медицине и т. д.

Основные  виды солей

1. Бораты (оксобораты), соли борных кислот: метаборной НВО₂, ортоборной Н₃ВО₃ и не выделенных в свободном состоянии полиборных. По числу атомов бора в молекуле делятся на моно-, ди, тетра-, гексабораты и т. д. Бораты называют также по образующим их кислотам и по числу молей В₂О₃, приходящемуся на 1 моль основного оксида. Так различные метабораты могут быть названы моноборатами, если содержат анион В(ОН)₄ или цепочечный анион {ВО₂}_n^n- диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В₂О₃(OН)₂}_n^2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В₃О₆)^3-.

Структуры боратов  включают борокислородные группировки - “блоки”, содержащие от 1 до б, а иногда и 9 атомов бора например:

Координационное число атомов бора 3 (борокислородные треугольные группировки) или 4 (тетраэдричные группировки). Борокислородные группировки - основа не только островных, но и более сложных структур - цепочечных, слоистых и каркасных полимеризованных. Последние образуются в результате отщепления воды в молекулах гидратированных боратах и возникновения мостиковых связей через атомы кислорода; процесс иногда сопровождается разрывом связи В—О внутри полианионов. Полианионы могут присоединять боковые группы - борокислородные тетраэдры или треугольники, их димеры или посторонние анионы.

Аммоний, щелочные, а также и другие металлы в  степени окисления +1 образуют чаще всего гидратированные и безводные метабораты типа МВО₂, тетрабораты М₂B₄O₇, пентабораты МB₅O₈, а также декабораты М₄B₁₀O₁₇ • nH₂O. Щелочноземельные и другие металлы в степени окисления + 2 дают обычно гидратированные метабораты, трибораты М₂B₆O₁₁ и гексабораты МB₆O₁₀. а также безводные мета-, орто- и тетрабораты. Для металлов в степени окисления + 3 характерны гидратированные и безводные ортобораты МВО₃.

Бораты - бесцветные аморфные вещества или кристаллы (в  основном с низко-симметричной структурой - моноклинной или ромбической). Для  безводных боратов температуры  плавления находятся в интервале  от 500 до 2000 °С; наиболее высокоплавки метабораты щелочных и орто- и метабораты щелочноземельных металлов. Большинство боратов при охлаждении их расплавов легко образует стекла. Твердость гидратированных боратов по шкале Мооса 2-5, безводных-до 9.

Гидратированные монобораты теряют кристаллизационную воду до ~180°С, полибораты -при 300-500°С; отщепление воды за счет групп ОН, координированных вокруг атомов бора, происходит до ~750°С. При полном обезвоживании образуются аморфные веществава, которыерые при 500-800°C в большинстве случаев претерпевают “боратовую перегруппировку” -кристаллизацию, сопровождающуюся (для полиборатов) частичным разложением с выделением В₂О₃.

Бораты щелочных металлов, аммония и Т1(I) растворимы в воде (особенно мета- и пентабораты), в водных растворах гидролизуются (растворыры имеют щелочную реакцию). Большинство боратов легко разлагается кислотами, в некоторых случаях - при действии СО₂; и SO₂;. Бораты щелочно-земельных и тяжелых металлов взаимодействуют с растворами щелочей, карбонатов и гидрокарбонатов щелочных металлов. Безводные бораты химически более стойки, чем гидратированные. С некоторыми спиртами, в частности с глицерином, бораты образуют растворимые в воде комплексы. При действии сильных окислителей, в частности Н₂О₂, или при электрохимическом окислении бораты превращаются в пероксобораты.