Соли

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
(перенаправлено с «Соли кислот»)
Перейти к: навигация, поиск

Со́ли — это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков[1]. ИЮПАК определяет соли как химические соединения, состоящие из катионов и анионов[2]. Есть ещё одно определение: солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды[3].

Кроме катионов металлов в солях могут находиться катионы аммония NH4+, фосфония PH4+ и их органические производные, а также комплексные катионы и т. д. Анионами в солях выступают анионы кислотного остатка различных кислот Брёнстеда — как неорганических, так и органических, включая карбанионы и комплексные анионы[4].

М. В. Ломоносов в своих Трудах по химии и физике так описывал понятие «соль»[5][6]:

Названием солей обозначают хрупкие тела, которые растворяются в воде, причем она остается прозрачной; они не загораются, если в чистом виде подвергаются действию огня. Виды их: купорос и все другие металлические соли, квасцы, бура, винный камень, существенные соли растений, соль винного камня и поташ, летучая мочевая соль, селитра, обыкновенная соль родниковая, морская и каменная, нашатырь, английская соль и другие соли, полученные в результате химических работ.

Типы солей[править | править вики-текст]

Если рассматривать соли как продукты протонов в кислотах или гидроксогрупп в основаниях, то можно выделить следующие типы солей[4]:

  1. Средние (нормальные) соли — продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na2CO3, K3PO4).
  2. Кислые соли — продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO3, K2HPO4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).
  3. Осно́вные соли — продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH-) кислотными остатками ((CuOH)2CO3). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.

По числу присутствующих в структуре катионов и анионов выделяют следующие типы солей[7]:

  1. Простые соли — соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl)
  2. Двойные соли — соли, содержащие два различных катиона (KAl(SO4)2·12 H2O).
  3. Смешанные соли — соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl).

Также различают гидратные соли (кристаллогидраты), в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na2SO4·10 H2O, и комплексные соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2). Внутренние соли образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом[8].

Номенклатура солей[править | править вики-текст]

Номенклатура солей кислородсодержащих кислот[править | править вики-текст]

Названия солей, как правило, связаны с названиями соответствующих кислот. Поскольку многие кислоты в русском языке носят тривиальные, или традиционные, названия, подобные названия (нитраты, фосфаты, карбонаты и др.) также сохраняются и для солей[9].

Традиционные названия солей состоят из названий анионов в именительном падеже и названий катионов в родительном падеже[10]. Названия анионов строятся на основе русских или латинских названий кислотообразующих элементов. Если кислотообразующий элемент может иметь одну степень окисления, то к его названию добавляют суффикс -ат:

CO32- — карбонат,
GeO32- — германат.

Если кислотообразующий элемент может принимать две степени окисления, то для аниона, образованного этим элементом в более высокой степени окисления, применяют суффикс -ат, а для аниона с элементов в меньшей степени окисления — суффикс -ит:

SO42- — сульфат,
SO32- — сульфит.

Если элемент может принимать три степени окисления, то для высшей, средней и низшей степени окисления используют соответственно суффиксы -ат, -ит и суффикс -ит с приставкой гипо-:

NO3- — нитрат,
NO2- — нитрит,
NO22- — гипонитрит.

Наконец, в случае элементов, принимающих четыре степени окисления, для высшей степени окисления применяют приставку пер- и суффикс -ат, далее (в порядке понижения степени окисления) суффикс -ат, суффикс -ит и суффикс -ит с приставкой гипо-:

ClO4- — перхлорат,
ClO3- — хлорат,
ClO2- — хлорит,
ClO- — гипохлорит[11].

Приставки мета-, орто-, поли-, ди-, три-, пероксо- и т. п., традиционно присутствующие в названиях кислот, сохраняются также и в названиях анионов[10].

Названия катионов соответствуют названиям элементов, от которых они образованы: при необходимости указывается число атомов в катионе (катион диртути(2+) Hg22+, катион тетрамышьяка(2+) As42+) и степень окисления атома, если она переменная[12].

Названия кислых солей образуются путём добавления приставки гидро- к названию аниона. Если на один анион приходится больше одного атома водорода, то его количество указывают при помощи умножающей приставки (NaHCO3 — гидрокарбонат натрия, NaH2PO4 — дигидрофосфат натрия). Аналогично, для образования названий основных солей используются приставки гидроксо- ((FeOH)NO3 — гидроксонитрат железа(II))[13].

Кристаллогидратам дают названия, добавляя слово гидрат к традиционному или систематическому названию соли (Pb(BrO3)2·H2O — гидрат бромата свинца(II), Na2CO3·10 H2O — декагидрат карбоната натрия). Если известна структура кристаллогидрата, то может применяться номенклатура комплексных соединений ([Be(H2O)4]SO4 — сульфат тетрааквабериллия(II))[14].

Для некоторых классов солей существуют групповые названия, например, квасцы — для двойных сульфатов общего вида MIMIII(SO4)2·12 H2O, где MI — катионы натрия, калия, рубидия, цезия, таллия или аммония, а MIII — катионы алюминия, галлия, индия, таллия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, родия или иридия[15].

Для более сложных или редких солей применяются систематические названия, образующиеся по правилам номенклатуры комплексных соединений[9]. Согласно данной номенклатуре, соль подразделяется на внешнюю и внутреннюю сферы (катион и анион): последняя состоит из центрального атома и лигандов — атомов, связанных с центральным атомом. Название соли формируют следующим образом. Вначале записывают название внутренней сферы (аниона) в именительном падеже, состоящее из названий лигандов (приставок) и центрального элемента (корня) с суффиксом -ат и указанием его степени окисления. Затем к названию добавляют названия атомов внешней сферы (катионов) в родительном падеже[16].

LiBO3 — триоксоборат(III) лития
Na2Cr2O7 — гептаоксодихромат(VI) натрия
NaHSO4 — тетраоксосульфат(VI) водорода-натрия

Номенклатура солей бескислородных кислот[править | править вики-текст]

Для образования названий солей бескислородных кислот пользуются общими правилами составления названий бинарных соединений: применяются либо универсальные номенклатурные правила с указанием числовых приставок, либо способ Штока с указанием степени окисления, причём второй способ является предпочтительным.

Названия галогенидов составляются из названия галогена с суффиксом -ид и катиона (NaBr — бромид натрия, SF6 — фторид серы(VI), или гексафторид серы, Nb6I11 — ундекаиодид гексаниобия). Кроме того, существует класс псевдогалогенидов — солей, которые содержат анионы с галогенидоподобными свойствами. Их названия образуются подобным образом (Fe(CN)2 — цианид железа(II), AgNCS — тиоцианат серебра(I))[17].

Халькогениды, содержащие в качестве аниона серу, селен и теллур, называют сульфидами, селенидами и теллуридами. Сероводород и селеноводород могут образовывать кислые соли, которые называют гидросульфидами и гидроселенидами соответственно (ZnS — сульфид цинка, SiS2 — дисульфид кремния, NaHS — гидросульфид натрия). Двойные сульфиды называют, указывая два катиона через дефис: (FeCu)S2 — дисульфид железа-меди[18].

Физические свойства и строение солей[править | править вики-текст]

Зависимость растворимости некоторых солей от температуры

Как правило, соли представляют собой кристаллические вещества с ионной кристаллической решёткой. Например, кристаллы галогенидов щелочных и щёлочноземельных металлов (NaCl, CsCl, CaF2) построены из анионов, расположенных по принципу плотнейшей шаровой упаковки, и катионов, занимающих пустоты в этой упаковке. Ионные кристаллы солей могут быть построены также из кислотных остатков, объединённых в бесконечные анионные фрагменты и трёхмерные каркасы с катионами в полостях (силикаты). Подобное строение соответствующим образом отражается на их физических свойствах: они имеют высокие температуры плавления, в твёрдом состоянии являются диэлектриками[19].

Известны также соли молекулярного (ковалентного) строения (например, хлорид алюминия AlCl3). У многих солей характер химических связей является промежуточным между ионным и ковалентным[8].

Особый интерес представляют ионные жидкости — соли с температурой плавления ниже 100 °С. Кроме аномальной температуры плавления ионные жидкости имеют практически нулевое давление насыщенного пара и высокую вязкость. Особые свойства этих солей объясняются низкой симметрией катиона, слабым взаимодействием между ионами и хорошим распределением заряда катиона[20].

Важным свойством солей является их растворимость в воде. По данному критерию выделяют растворимые, мало растворимые и нерастворимые соли.

Нахождение в природе[править | править вики-текст]

Многие минералы — соли, образующие залежи (например, галит ~\mathsf{NaCl}, сильвин ~\mathsf{KCl}, флюорит ~\mathsf{CaF_2}).

Методы получения[править | править вики-текст]

Существуют различные методы получения солей:

\mathsf{H_2SO_4 + Mg \longrightarrow MgSO_4 + H_2 \uparrow}

\mathsf{H_2SO_4 + MgO \longrightarrow MgSO_4 + H_2O}

\mathsf{3H_2SO_4 + Al_2O_3 \longrightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3\ H_2O}

\mathsf{Ca(OH)_2 + CO_2 \longrightarrow CaCO_3 \downarrow + H_2O}

\mathsf{CaO + SiO_2 \longrightarrow CaSiO_3}

\mathsf{Al_2O_3 + 3\ SO_3 \longrightarrow Al_2(SO_4)_3}

\mathsf{Mg(OH)_2 + CO_2 \longrightarrow MgCO_3 \downarrow + H_2O}

\mathsf{Zn(OH)_2 + SO_3 \longrightarrow ZnSO_4 + H_2O}

  • Взаимодействие солей c кислотами, другими солями (если образуется выходящий из сферы реакции продукт):

\mathsf{CaCO_3 + 2 HCl \longrightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2 \uparrow}

\mathsf{CuCl_2 + Na_2S \longrightarrow 2 NaCl + CuS \downarrow}

\mathsf{2Na_2CO_3 + 2 MgCl_2 + H_2O \longrightarrow [Mg(OH)]_2CO_3 + CO_2 \uparrow + 4 NaCl}

  • Взаимодействие простых веществ:

\mathsf{Fe + S \longrightarrow FeS}

\mathsf{Ca(OH)_2 + Cl_2 \longrightarrow Ca(OCl)Cl + H_2O}

Кристаллогидраты обычно получают при кристаллизации соли из водных растворов, однако известны также кристаллосольваты солей, выпадающие из неводных растворителей (например, CaBr2·3 C2H5OH)[8].

Химические свойства[править | править вики-текст]

Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, малодиссоциирующие вещества, например, вода):

\mathsf{BaCl_2 + H_2SO_4 \longrightarrow BaSO_4\downarrow + 2 HCl}

\mathsf{NaHCO_3 + HCl \longrightarrow NaCl + H_2O + CO_2 \uparrow}

\mathsf{Na_2SiO_3 + 2 HCl \longrightarrow 2 NaCl + H_2SiO_3 \downarrow}

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряду активности металлов:

\mathsf{Cu + HgCl_2 \longrightarrow CuCl_2 + Hg}

Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:

\mathsf{CaCl_2 + Na_2CO_3 \longrightarrow CaCO_3 \downarrow + 2 NaCl}

\mathsf{AgNO_3 + NaCl \longrightarrow AgCl \downarrow + NaNO_3}

\mathsf{K_2Cr_2O_7 + 3 Na_2SO_3 + 4 H_2SO_4 \longrightarrow Cr_2(SO_4)_3 + 3 Na_2SO_4 + K_2SO_4 + 4 H_2O}

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

\mathsf{CuCO_3 \longrightarrow CuO + CO_2 \uparrow}

\mathsf{Ca(NO_3)_2 \longrightarrow Ca(NO_2)_2  + O_2\uparrow }

\mathsf{NH_4NO_3 \longrightarrow N_2O \uparrow + 2 H_2O}

\mathsf{NH_4NO_2 \longrightarrow N_2 \uparrow + 2 H_2O}

Диссоциация в водных растворах[править | править вики-текст]

При растворении в воде соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Если диссоциация происходит нацело, то соли являются сильными электролитами, иначе — слабыми[8]. Примером типичных сильных электролитов могут служить соли щелочных металлов, которые в растворе существуют в виде сольватированных ионов[3]. Несмотря на то, что широко распространена теория, утверждающая, что соли в водном растворе диссоциируют полностью, в реальности для большинства солей наблюдается частичная диссоциация, например, 0,1 M раствор FeCl3 содержит лишь 10 % катионов Fe3+, а также 42 % катионов FeCl2+, 40 % катионов FeCl2+, 6 % катионов FeOH2+ и 2 % катионов Fe(OH)2+[21].

Гидролиз солей[править | править вики-текст]

Некоторые соли в водном растворе способны подвергаться гидролизу[8]. Данная реакция протекает обратимо для солей слабых кислот (Na2CO3) или слабых оснований (CuCl2), и необратимо — для солей слабых кислот и слабых оснований (Al2S3).

Значение солей для человека[править | править вики-текст]

Название солей Продукты содержания Влияние на человеческий организм Заболевания при нехватке солей
1. Соли кальция Молоко, рыба, овощи Повышают рост и прочность костей Плохой рост скелета, разрушение зубов и.т.д.
2. Соли железа Печень говяжья, Мясо говяжье Входят в состав гемоглобина Малокровие
3. Соли магния Горох, курага Улучшают работу кишечника Ухудшение работы пищеварительной системы

Применение солей[править | править вики-текст]

Соли повсеместно используются как в производстве, так и в повседневной жизни.

  1. Соли соляной кислоты. Из хлоридов больше всего используют хлорид натрия и хлорид калия.
    Хлорид натрия (поваренную соль) выделяют из озерной и морской воды, а также добывают в соляных шахтах. Поваренную соль используют в пищу. В промышленности хлорид натрия служит сырьём для получения хлора, гидроксида натрия и соды.
    Хлорид калия используют в сельском хозяйстве как калийное удобрение.
  2. Соли серной кислоты. В строительстве и в медицине широко используют полуводный гипс, получаемый при обжиге горной породы (дигидрат сульфата кальция). Будучи смешан с водой, он быстро застывает, образуя дигидрат сульфата кальция, то есть гипс.
    Декагидрат сульфата натрия используют в качестве сырья для получения соды.
  3. Соли азотной кислоты. Нитраты больше всего используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве. Важнейшим из них является нитрат натрия, нитрат калия, нитрат кальция и нитрат аммония. Обычно эти соли называют селитрами.
  4. Из ортофосфатов важнейшим является ортофосфат кальция. Эта соль служит основной составной частью минералов — фосфоритов и апатитов. Фосфориты и апатиты используются в качестве сырья в производстве фосфорных удобрений, например, суперфосфата и преципитата.
  5. Соли угольной кислоты. Карбонат кальция используют в качестве сырья для получения извести.
    Карбонат натрия (соду) применяют в производстве стекла и при варке мыла.
    Карбонат кальция в природе встречается и в виде известняка, мела и мрамора.

Галерея изображения солей[править | править вики-текст]

См. также[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия. Неорганическая химия. Органическая химия. 9 класс. — 13-е изд. — М: Просвещение, 2009. — С. 11. — ISBN 978-5-09-021625-8.
  2. IUPAC Gold Book — salt. Проверено 21 мая 2013. Архивировано из первоисточника 23 мая 2013.
  3. 1 2 СОЖ, 1999
  4. 1 2 Зефиров, 1995, с. 376
  5. М. В. Ломоносов. Труды по химии и физике. Историко-Мемориальный музей Ломоносова. Проверено 24 октября 2013.
  6. М. В. Ломоносов. Введение в истинную физическую химию. Фундаментальная электронная библиотека. — Параграф 111. Проверено 24 октября 2013.
  7. Зефиров, 1995, с. 376—377
  8. 1 2 3 4 5 Зефиров, 1995, с. 377
  9. 1 2 Лидин, 1983, с. 46
  10. 1 2 Лидин, 1983, с. 48
  11. Лидин, 1983, с. 47—48
  12. Лидин, 1983, с. 13—14
  13. Лидин, 1983, с. 50—51
  14. Лидин, 1983, с. 53
  15. Лидин, 1983, с. 54
  16. Лидин, 1983, с. 65
  17. Лидин, 1983, с. 28—30
  18. Лидин, 1983, с. 32—33
  19. Химическая энциклопедия / Под ред. И. Л. Кнунянца. — М: Большая российская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — ISBN 5-85270-035-5.
  20. Wasserscheid P., Keim W. Ionic Liquids—New “Solutions” for Transition Metal Catalysis (англ.) // Angew. Chem. Int. Ed. — 2000. — Т. 39. — № 21. — С. 3772—3789. — DOI:10.1002/1521-3773(20001103)39:21<3772::AID-ANIE3772>3.0.CO;2-5 — PMID 11091453.
  21. Hawkes S. J. Salts are Mostly NOT Ionized (англ.) // J. Chem. Educ. — 1996. — Т. 75. — № 5. — С. 421—423. — DOI:10.1021/ed073p421

Литература[править | править вики-текст]