DEFINITION

Salze– Dies sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation Metallkationen (Ammoniumionen oder Komplexionen) und Anionen saurer Reste entstehen:

NaNO 3 ↔ Na + + NO 3 - ;

NH 4 NO 3 ↔ NH 4 + + NO 3 - ;

KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- ;

Cl 2 ↔ 2+ + 2Cl - .

Salze werden üblicherweise in drei Gruppen eingeteilt: mittel (NaCl), sauer (NaHCO 3) und basisch (Fe(OH)Cl). Darüber hinaus gibt es Doppel- (Misch-) und Komplexsalze. Doppelsalze werden aus zwei Kationen und einem Anion gebildet. Sie existieren nur in fester Form.

Chemische Eigenschaften von Salzen

a) saure Salze

Saure Salze ergeben bei der Dissoziation Metallkationen (Ammoniumion), Wasserstoffionen und Anionen des Säurerests:

NaHCO 3 ↔ Na + + H + + CO 3 2- .

Säuresalze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen der entsprechenden Säure durch Metallatome.

Saure Salze sind thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen zu mittleren Salzen:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O.

Saure Salze zeichnen sich durch Neutralisationsreaktionen mit Alkalien aus:

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O.

b) basische Salze

Basische Salze ergeben bei der Dissoziation Metallkationen, Anionen des Säurerests und OH-Ionen:

Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH) + + Cl — ↔ Fe 2+ + OH — + Cl — .

Basische Salze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Hydroxylgruppen der entsprechenden Base durch saure Reste.

Basische Salze sind ebenso wie saure Salze thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen:

2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.

Basische Salze zeichnen sich durch Neutralisationsreaktionen mit Säuren aus:

Fe(OH)Cl + HCl ↔ FeCl 2 + H 2 O.

c) mittlere Salze

Mittlere Salze ergeben bei der Dissoziation nur Metallkationen (Ammoniumion) und Anionen des Säurerests (siehe oben). Mittlere Salze sind Produkte des vollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen der entsprechenden Säure durch Metallatome.

Die meisten mittleren Salze sind thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen:

CaCO 3 = CaO + CO 2;

NH 4 Cl = NH 3 + HCl;

2Cu(NO3)2 = 2CuO +4NO2 + O2.

In einer wässrigen Lösung unterliegen mittlere Salze einer Hydrolyse:

Al 2 S 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 S;

K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH;

Fe(NO 3) 3 + H 2 O ↔ Fe(OH)(NO 3) 2 + HNO 3.

Mittlere Salze gehen Austauschreaktionen mit Säuren, Basen und anderen Salzen ein:

Pb(NO 3) 2 + H 2 S = PbS↓ + 2HNO 3;

Fe 2 (SO 4) 3 + 3Ba(OH) 2 = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3BaSO 4 ↓;

CaBr 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KBr.

Physikalische Eigenschaften von Salzen

Am häufigsten handelt es sich bei Salzen um kristalline Substanzen mit einem ionischen Kristallgitter. Salze haben hohe Schmelzpunkte. Bei Nr. Salze sind Dielektrika. Die Löslichkeit von Salzen in Wasser variiert.

Gewinnung von Salzen

a) saure Salze

Die wichtigsten Möglichkeiten zur Gewinnung saurer Salze sind die unvollständige Neutralisierung von Säuren, die Einwirkung überschüssiger Säureoxide auf Basen sowie die Einwirkung von Säuren auf Salze:

NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O;

Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2.

b) basische Salze

Basische Salze werden durch vorsichtige Zugabe einer kleinen Menge Alkali zu einer Lösung eines mittleren Salzes oder durch Einwirkung von Salzen schwacher Säuren auf mittlere Salze hergestellt:

AlCl 3 + 2NaOH = Al(OH) 2 Cl + 2NaCl;

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 ↓ + CO 2 + 2NaCl.

c) mittlere Salze

Die wichtigsten Methoden zur Gewinnung mittlerer Salze sind die Reaktion von Säuren mit Metallen, basischen oder amphoteren Oxiden und Basen sowie die Reaktion von Basen mit sauren oder amphoteren Oxiden und Säuren, die Reaktion von sauren und basischen Oxiden und Austauschreaktionen:

Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2;

Ag 2 O + 2HNO 3 = 2AgNO 3 + H 2 O;

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O;

2KOH + SO 2 = K 2 SO 3 + H 2 O;

CaO + SO 3 = CaSO 4;

BaCl 2 + MgSO 4 = MgCl 2 + BaSO 4 ↓.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

BEISPIEL 2

10. Salze, ihre Klassifizierung, Nomenklatur, Zubereitung, chemische Eigenschaften.

Salze werden komplexe Substanzen genannt, deren Summenformel aus Metallatomen und sauren Resten besteht (manchmal können sie Wasserstoff enthalten). NaCl ist beispielsweise Natriumchlorid, CaSO 4 ist Calciumsulfat usw.

Praktisch alle Salze sind ionische Verbindungen, Daher sind in Salzen Ionen saurer Reste und Metallionen miteinander verbunden:

Na + Cl – – Natriumchlorid

Ca 2+ SO 4 2– – Calciumsulfat usw.

Ein Salz ist das Produkt der teilweisen oder vollständigen Substitution der Wasserstoffatome einer Säure durch ein Metall. Daher werden folgende Salzarten unterschieden:

1. Mittlere Salze– alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt: Na 2 CO 3, KNO 3 2. Saure Salze– Nicht alle Wasserstoffatome in der Säure sind durch ein Metall ersetzt. Natürlich können saure Salze nur zwei- oder mehrwertige Säuren bilden. Einbasige Säuren können keine sauren Salze ergeben: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 usw.

3. Grundsalze können als Produkte unvollständiger oder teilweiser Substitution von Hydroxylgruppen von Basen durch saure Reste betrachtet werden: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl usw.

Basierend auf der Anzahl der in der Struktur vorhandenen Kationen und Anionen werden die folgenden Salztypen unterschieden.

Einfache Salze – Salze bestehend aus einer Kationenart und einer Anionenart (NaCl)

Doppelsalze sind Salze, die zwei verschiedene Kationen enthalten (KAl(SO 4) 2 · 12 H 2 O).

Mischsalze sind Salze, die zwei verschiedene Anionen (Ca(OCl)Cl) enthalten.

Es gibt auch Hydratsalze (kristalline Hydrate), die Kristallwassermoleküle enthalten, zum Beispiel Na 2 SO 4 · 10 H 2 O, und Komplexsalze, die ein komplexes Kation oder komplexe Anion (K 4, Cu(NH 3) 4) enthalten ]( OH) 2

Gemäß der internationalen Nomenklatur leitet sich der Name des Salzes jeder Säure vom lateinischen Namen des Elements ab. Salze der Schwefelsäure werden beispielsweise Sulfate genannt: CaSO 4 – Calciumsulfat, Mg SO 4 – Magnesiumsulfat usw.; Salze der Salzsäure werden Chloride genannt: NaCl – Natriumchlorid, ZnCI 2 – Zinkchlorid usw.

Dem Namen von Salzen zweibasiger Säuren wird das Teilchen „bi“ oder „hydro“ hinzugefügt: Mg(HCl 3) 2 – Magnesiumbicarbonat oder -bicarbonat.

Vorausgesetzt, dass in einer dreibasischen Säure nur ein Wasserstoffatom durch ein Metall ersetzt ist, wird das Präfix „Dihydro“ hinzugefügt: NaH 2 PO 4 – Natriumdihydrogenphosphat.

Salze sind feste Stoffe mit sehr unterschiedlicher Löslichkeit in Wasser.

Methoden zur Gewinnung von Salzen

Wechselwirkung von Metall mit Säure.

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Wechselwirkung von basischem Oxid mit Säure

CaO + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O

Die Wechselwirkung einer Base mit einer Säure (Neutralisationsreaktion).

Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Wenn eine Säure durch eine Base unvollständig neutralisiert wird, entsteht ein Säuresalz:

H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O

Wechselwirkung von Salz mit Säure. Dabei entstehen eine neue Säure und ein neues Salz. Um diese Reaktion durchzuführen, ist es notwendig, dass die aufgenommene Säure stärker als die resultierende oder weniger flüchtig ist.

2NaCl + H 2 So 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl

Durch die Einwirkung überschüssiger Säure auf die Mittelsalze mehrbasiger Säuren entstehen Säuresalze:

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

Wechselwirkung von basischem Oxid mit saurem Oxid.

CaO + SiO 2 = CaSiO 3

Reaktion einer Base mit Säureoxid

6NaOH + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O

Wechselwirkung von Salz mit Säureoxid. Das in die Reaktion eintretende Säureoxid muss weniger flüchtig sein als das nach der Reaktion gebildete.

CaCO 3 + SiO 2 = t CaSiO 3 + CO 2

Wechselwirkung von Salz mit Base. Mit dieser Methode können sowohl Zwischensalze als auch bei Basenmangel basische Salze gewonnen werden. Saure Salze interagieren mit der Base und werden zu mittleren Salzen:

Fe(NO 3) 3 + 3NaOH = 3NaNo 3 + Fe(OH) 3 ↓

ZnCl 2 + KOH = ZnOHCl + KCl

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 + 2H 2 O

Wechselwirkung zwischen zwei Salzen. Es entstehen zwei neue Salze. Die Reaktion verläuft nur dann vollständig, wenn eines der resultierenden Salze ausfällt:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl

AgNO 3 + KJ = AgI↓ + KNO 3

Wechselwirkung zwischen Metall und Salz. Das reagierte Metall muss in der Spannungsreihe der Metalle links von dem Metall liegen, das Teil des ursprünglichen Salzes ist.

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Wechselwirkung von Metall mit Nichtmetall

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Wechselwirkung von Metall mit Alkali.

Zn + 2NaOH cr Na 2 ZnO 2 + H 2

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Wechselwirkung von Metall mit Alkali

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

Wechselwirkung eines Nichtmetalls mit Salz.

Cl 2 + KJ = 2KCl + J 2

Thermische Zersetzung von Salzen.

2KNO 3 2KNO 2 + O 2

2KClO 3 2KCl + 3O 2

Chemische Eigenschaften von Salzen

Die chemischen Eigenschaften von Salzen werden durch die Eigenschaften der darin enthaltenen Kationen und Anionen bestimmt.

1. Manche Salze zersetzen sich beim Erhitzen:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Mit Säuren interagieren mit der Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Säure. Um diese Reaktion durchzuführen, muss die Säure stärker sein als das von der Säure betroffene Salz:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interagiere mit Basen, ein neues Salz und eine neue Base bilden:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. Interagieren Sie miteinander unter Bildung neuer Salze:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Mit Metallen interagieren, die im Wirkungsbereich des im Salz enthaltenen Metalls liegen:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O

Beim Erhitzen können Salze sauerstofffreier Säuren in einfache Stoffe zerfallen:

2AgCl Ag + Cl 2 .

Ammoniumsalze zersetzen sich unter Freisetzung von Ammoniak:

NH 4 Cl = NH 3 + HCl.

Ausnahmen bilden Ammoniumnitrat und Nitrit:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O,

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O.

Auch Ammoniumchromat:

2Fe(NO3)2 = 2FeO + 4NO2 + O2.

4KClO 3 – ohne Kat ®KCl + 3KClO 4

2KClO 3 – MnO 2 Katze ®2KCl + 3O 2

4) Wechselwirkung mit Säuren: Eine Reaktion findet statt, wenn das Salz durch eine schwächere oder flüchtige Säure gebildet wird oder wenn sich ein Niederschlag bildet.

2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H 2 O.

CaCl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Ca 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.

Oben wurde gesagt, dass die Reaktion eines Salzes mit einer Säure erfolgt, wenn ein Niederschlag oder eine schwache Säure entsteht. Diese. Wenn es keinen Niederschlag gibt und in den gewünschten Produkten eine starke Säure vorhanden ist, läuft die Reaktion nicht ab. Es gibt jedoch einen Fall, der formal nicht unter diese Regel fällt, wenn konzentrierte Schwefelsäure bei Einwirkung auf feste Chloride Chlorwasserstoff verdrängt:

Nimmt man jedoch nicht konzentrierte Schwefelsäure und festes Natriumchlorid, sondern Lösungen dieser Stoffe, dann funktioniert die Reaktion wirklich nicht:

Unter Einwirkung von Säuren wandeln sich basische Salze in Zwischensalze um:

FeOHCl + HCl ®FeCl 2 + H 2 O.

Mittlere Salze, die von mehrwertigen Säuren gebildet werden, bilden bei Wechselwirkung mit ihnen saure Salze:

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4 .

5) Wechselwirkung mit Alkalien. Salze, deren Kationen unlöslichen Basen entsprechen, reagieren mit Alkalien..

CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯.

6) Interaktion miteinander. Eine Reaktion findet statt, wenn lösliche Salze reagieren und sich ein Niederschlag bildet.

AgNO 3 + NaCl ® AgCl¯ + NaNO 3 Ag + + Cl – ® AgCl¯.

Die gemeinsame Hydrolyse von Kation und Anion verläuft unter Bildung eines unlöslichen Hydroxids und einer schwachen Säure: 2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 6NaCl + 3CO 2,

7) Wechselwirkung mit Metallen. Jedes vorherige Metall in einer Reihe von Spannungen verdrängt das folgende aus der Lösung seines Salzes:

Fe + CuSO 4 ® Cu¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu¯ + Fe 2+ .

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Cu+2FeCl 3 =CuCl 2 +2FeCl 2 (ausnahmsweise Redoxreaktion)

8) Elektrolyse (Zersetzung unter dem Einfluss von Gleichstrom). Salze werden in Lösungen und Schmelzen elektrolysiert:

2NaCl + 2H2OH2 + 2NaOH + Cl2.

2NaCl schmelzen 2Na + Cl 2.

9) Wechselwirkung mit Säureoxiden.

CO 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2

Na 2 CO 3 + SiO 2 CO 2 + Na 2 SiO 3

Saure Salze sind thermisch instabil und beim Erhitzen zersetzen, um mittlere Salze zu bilden:

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O.

Saure Salze zeichnen sich durch Neutralisationsreaktionen mit Alkalien aus:

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O.

KHSO 4 + KOH K 2 SO 4 + H 2 O.

Ca(HCO 3) 2 + 2HCI CaCI 2 + H 2 O + CO 2

NaH 2 PO 4 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 3 PO 4 entsteht durch die Bildung von undissoziierter Phosphorsäure. In ionischer Form:

b) basische Salze

Basische Salze ergeben bei der Dissoziation Metallkationen, Anionen des Säurerests und OH-Ionen:

Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH) + + Cl - ↔ Fe 2+ + OH - + Cl - .

Basische Salze sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Hydroxylgruppen der entsprechenden Base durch saure Reste.

Basische Salze sind ebenso wie saure Salze thermisch instabil und beim Erhitzen zersetzen sie sich:

2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.

Basische Salze zeichnen sich durch Neutralisationsreaktionen mit Säuren aus:

Fe(OH)Cl + HCl ↔ FeCl 2 + H 2 O.

MgOHCI + HCI MgCI 2 + H 2 O.

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 → 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O
(MgOH) 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 ↓ + 2 Mg(OH) 2

Besondere Reaktionen

Na 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2НВr

BaS + 4 Br 2 + 4 H2O = 8 HBr + BaSO4↓

3 NaClO + KI = 3 NaCl + KIO 3

5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O

2Na 2 SO 3 + O 2 = 2Na 2 SO 4

Na 2 SO 3 + ZS = Na 2 S + ZSO

PBr 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HBr (PBr 3 ist kein Salz)

PI 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HI (PI 3 ist kein Salz)

Wenn Sie das Wort „Salz“ hören, ist die erste Assoziation natürlich kulinarisch, ohne die jedes Gericht geschmacklos wirkt. Dies ist jedoch nicht der einzige Stoff, der zur Klasse der Salzchemikalien gehört. In diesem Artikel finden Sie Beispiele, Zusammensetzung und chemische Eigenschaften von Salzen und erfahren, wie Sie den Namen eines Salzes richtig bilden. Bevor wir fortfahren, vereinbaren wir, dass wir in diesem Artikel nur anorganische Mediumsalze betrachten (erhalten durch die Reaktion anorganischer Säuren unter vollständigem Ersatz von Wasserstoff).

Definition und chemische Zusammensetzung

Eine Definition von Salz ist:

• (d. h. bestehend aus zwei Teilen), das Metallionen und einen Säurerest enthält. Das heißt, es handelt sich um eine Substanz, die durch die Reaktion einer Säure und eines Hydroxids (Oxids) eines beliebigen Metalls entsteht.

Es gibt eine andere Definition:

• Dabei handelt es sich um eine Verbindung, die durch den vollständigen oder teilweisen Ersatz von Wasserstoffionen einer Säure durch Metallionen entsteht (geeignet für mittlere, basische und saure).

Beide Definitionen sind korrekt, spiegeln jedoch nicht das gesamte Wesen des Prozesses der Salzgewinnung wider.

Klassifizierung von Salzen

Betrachtet man die verschiedenen Vertreter der Salzklasse, erkennt man, dass es sich dabei um folgende handelt:

• Sauerstoffhaltig (Salze von Schwefel-, Salpeter-, Kieselsäure und anderen Säuren, deren Säurerest Sauerstoff und ein anderes Nichtmetall enthält).
• Sauerstofffrei, d. h. Salze, die während einer Reaktion entstehen, deren Rückstand keinen Sauerstoff enthält – Salzsäure, Bromwasserstoffsäure, Schwefelwasserstoff und andere.

Durch die Anzahl der substituierten Wasserstoffe:

• Einbasisch: Salzsäure, Stickstoff, Jodwasserstoff und andere. Die Säure enthält ein Wasserstoffion.
• Dibasisch: Zwei Wasserstoffionen werden durch Metallionen ersetzt, um ein Salz zu bilden. Beispiele: Schwefelsäure, Schwefelsäure, Schwefelwasserstoff und andere.
• Dreibasisch: In der Säurezusammensetzung werden drei Wasserstoffionen durch Metallionen ersetzt: Phosphorsäure.

Es gibt andere Arten von Klassifizierungen basierend auf Zusammensetzung und Eigenschaften, wir werden sie jedoch nicht diskutieren, da der Zweck des Artikels etwas anders ist.

Lernen, richtig zu benennen

Jeder Stoff hat einen Namen, der nur den Bewohnern einer bestimmten Region verständlich ist; er wird auch trivial genannt. Ein Beispiel für einen umgangssprachlichen Namen ist Speisesalz; nach internationaler Nomenklatur wird es anders bezeichnet. Aber in einem Gespräch wird absolut jeder, der mit der Namensnomenklatur vertraut ist, leicht verstehen, dass es sich um einen Stoff mit der chemischen Formel NaCl handelt. Dieses Salz ist ein Derivat der Salzsäure und seine Salze werden Chloride genannt, das heißt, es wird Natriumchlorid genannt. Sie müssen lediglich die Namen der in der folgenden Tabelle aufgeführten Salze lernen und dann den Namen des Metalls hinzufügen, aus dem das Salz gebildet wurde.

Aber der Name lässt sich so einfach formulieren, wenn das Metall eine konstante Wertigkeit hat. Schauen wir uns nun den Namen an, der ein Metall mit variabler Wertigkeit hat – FeCl 3. Die Substanz heißt Eisenchlorid. Das ist genau der richtige Name!

Chemische Eigenschaften

Als Klasse zeichnen sich Salze aufgrund ihrer chemischen Eigenschaften dadurch aus, dass sie mit Laugen, Säuren, Salzen und aktiveren Metallen interagieren können:

1. Bei der Wechselwirkung mit Alkalien in Lösung ist die Ausfällung eines der entstehenden Stoffe Voraussetzung für die Reaktion.

2. Bei der Wechselwirkung mit Säuren findet die Reaktion statt, wenn eine flüchtige Säure, eine unlösliche Säure oder ein unlösliches Salz entsteht. Beispiele:

• Zu den flüchtigen Säuren gehört Kohlensäure, da sie leicht in Wasser und Kohlendioxid zerfällt: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2.
• Unlösliche Säure – Kieselsäure – entsteht durch die Reaktion von Silikat mit einer anderen Säure.
• Eines der Anzeichen einer chemischen Reaktion ist die Bildung eines Niederschlags. Welche Salze es gibt, können Sie der Löslichkeitstabelle entnehmen.

3. Die Wechselwirkung von Salzen untereinander erfolgt nur bei der Bindung von Ionen, d.h. eines der gebildeten Salze fällt aus.

4. Um zu bestimmen, ob eine Reaktion zwischen einem Metall und einem Salz stattfindet, müssen Sie sich auf die Metallspannungstabelle (manchmal auch Aktivitätsreihe genannt) beziehen.

Nur aktivere Metalle (links) können Metall aus dem Salz verdrängen. Ein Beispiel ist die Reaktion eines Eisennagels mit Kupfersulfat:

CuSO 4 + Fe= Cu + FeSO 4

Solche Reaktionen sind charakteristisch für die meisten Vertreter der Salzklasse. Es gibt aber auch spezifischere Reaktionen in der Chemie, bei denen die Eigenschaften des Salzes einzelne Eigenschaften widerspiegeln, beispielsweise die Zersetzung beim Glühen oder die Bildung kristalliner Hydrate. Jedes Salz ist auf seine Weise individuell und ungewöhnlich.

Salze sind Elektrolyte, die in wässrigen Lösungen unter Bildung eines Metallkations und eines Säurerestanions dissoziieren.
Die Klassifizierung der Salze ist in der Tabelle angegeben. 9.

Beim Schreiben von Formeln für Salze müssen Sie sich an einer Regel orientieren: Die Gesamtladungen von Kationen und Anionen müssen im absoluten Wert gleich sein. Darauf aufbauend sollten Indizes platziert werden. Wenn wir beispielsweise die Formel für Aluminiumnitrat schreiben, berücksichtigen wir, dass die Ladung des Aluminiumkations +3 und das Pitration 1 beträgt: AlNO 3 (+3), und mithilfe von Indizes gleichen wir die Ladungen aus (am wenigsten). Das gemeinsame Vielfache von 3 und 1 ist 3. Teilen Sie 3 durch den Absolutwert der Ladung des Aluminiumkations – Sie erhalten den Index. Teilen Sie 3 durch den Absolutwert der Ladung des NO 3 -Anions – Sie erhalten den Index 3). Formel: Al(NO 3) 3

Salzen Sie es

Mittlere oder normale Salze enthalten nur Metallkationen und Anionen des Säurerests. Ihre Namen leiten sich vom lateinischen Namen des Elements ab, das den sauren Rest bildet, indem je nach Oxidationsstufe dieses Atoms die entsprechende Endung hinzugefügt wird. Beispielsweise heißt das Schwefelsäuresalz Na 2 SO 4 (Oxidationszustand von Schwefel +6), Salz Na 2 S - (Oxidationszustand von Schwefel -2) usw. In der Tabelle. Tabelle 10 zeigt die Namen der Salze, die von den am häufigsten verwendeten Säuren gebildet werden.

Die Namen der Mittelsalze liegen allen anderen Salzgruppen zugrunde.

■ 106 Schreiben Sie die Formeln der folgenden durchschnittlichen Salze: a) Calciumsulfat; b) Magnesiumnitrat; c) Aluminiumchlorid; d) Zinksulfid; D) ; f) Kaliumcarbonat; g) Calciumsilikat; h) Eisen(III)phosphat.

Saure Salze unterscheiden sich von durchschnittlichen Salzen dadurch, dass ihre Zusammensetzung zusätzlich zum Metallkation ein Wasserstoffkation enthält, beispielsweise NaHCO3 oder Ca(H2PO4)2. Man kann sich ein Säuresalz als das Produkt eines unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffatomen in einer Säure durch ein Metall vorstellen. Folglich können saure Salze nur aus zwei oder mehr basischen Säuren gebildet werden.
Das Molekül eines sauren Salzes enthält normalerweise ein „saures“ Ion, dessen Ladung vom Dissoziationsstadium der Säure abhängt. Beispielsweise erfolgt die Dissoziation von Phosphorsäure in drei Schritten:

In der ersten Dissoziationsstufe entsteht ein einfach geladenes Anion H 2 PO 4. Abhängig von der Ladung des Metallkations sehen die Salzformeln daher wie NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2 usw. aus. In der zweiten Stufe der Dissoziation , entsteht das doppelt geladene HPO-Anion 2 4 — . Die Formeln der Salze sehen folgendermaßen aus: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 usw. In der dritten Dissoziationsstufe entstehen keine sauren Salze.
Die Namen saurer Salze leiten sich von den Namen der mittleren Salze mit dem Zusatz hydro- (vom Wort „hydrogenium“ -) ab:
NaHCO 3 – Natriumbicarbonat KHCO 4 – Kaliumhydrogensulfat CaHPO 4 – Calciumhydrogenphosphat
Wenn das saure Ion zwei Wasserstoffatome enthält, zum Beispiel H 2 PO 4 -, wird dem Namen des Salzes das Präfix di- (zwei) hinzugefügt: NaH 2 PO 4 - Natriumdihydrogenphosphat, Ca(H 2 PO 4) 2 - Calciumdihydrogenphosphat usw. d.

■ 107. Schreiben Sie die Formeln der folgenden Säuresalze: a) Calciumhydrogensulfat; b) Magnesiumdihydrogenphosphat; c) Aluminiumhydrogenphosphat; d) Bariumbicarbonat; e) Natriumhydrosulfit; f) Magnesiumhydrosulfit.
108. Ist es möglich, saure Salze von Salz- und Salpetersäure zu erhalten? Rechtfertige deine Antwort.

Alle Salze

Basische Salze unterscheiden sich von anderen dadurch, dass sie neben dem Metallkation und dem Anion des Säurerestes auch Hydroxylanionen enthalten, beispielsweise Al(OH)(NO3) 2. Hier beträgt die Ladung des Aluminiumkations +3 und die Ladungen des Hydroxylions-1 und zweier Nitrationen betragen 2, also insgesamt 3.
Die Namen der Hauptsalze leiten sich von den Namen der Mittelsalze mit dem Zusatz des Wortes basisch ab, zum Beispiel: Cu 2 (OH) 2 CO 3 – basisches Kupfercarbonat, Al (OH) 2 NO 3 – basisches Aluminiumnitrat .

■ 109. Schreiben Sie die Formeln der folgenden basischen Salze: a) basisches Eisen(II)-chlorid; b) basisches Eisen(III)sulfat; c) basisches Kupfer(II)nitrat; d) basisches Calciumchlorid; e) basisches Magnesiumchlorid; f) basisches Eisen(III)sulfat g) basisches Aluminiumchlorid.

Formeln von Doppelsalzen, zum Beispiel KAl(SO4)3, basieren auf den Gesamtladungen beider Metallkationen und der Gesamtladung des Anions

Die Gesamtladung der Kationen beträgt +4, die Gesamtladung der Anionen beträgt -4.
Die Namen der Doppelsalze werden auf die gleiche Weise gebildet wie die mittleren, lediglich die Namen beider Metalle werden angegeben: KAl(SO4)2 – Kalium-Aluminiumsulfat.

■ 110. Schreiben Sie die Formeln der folgenden Salze:
a) Magnesiumphosphat; b) Magnesiumhydrogenphosphat; c) Bleisulfat; d) Bariumhydrogensulfat; e) Bariumhydrosulfit; f) Kaliumsilikat; g) Aluminiumnitrat; h) Kupfer(II)chlorid; i) Eisen(III)carbonat; j) Calciumnitrat; l) Kaliumcarbonat.

Chemische Eigenschaften von Salzen

1. Alle mittleren Salze sind starke Elektrolyte und dissoziieren leicht:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Mittlere Salze können mit Metallen interagieren, die eine Reihe von Spannungen links von dem Metall liegen, das Teil des Salzes ist:
Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Cu + Fe 2+
2. Salze reagieren mit Laugen und Säuren nach den in den Abschnitten „Basen“ und „Säuren“ beschriebenen Regeln:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - =Fe(OH) 3
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 - = SO 2 + H 2 O
3. Salze können miteinander interagieren, was zur Bildung neuer Salze führt:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Da diese Austauschreaktionen überwiegend in wässrigen Lösungen ablaufen, treten sie nur auf, wenn eines der entstehenden Salze ausfällt.
Alle Austauschreaktionen verlaufen gemäß den in § 23, S. 89 aufgeführten Bedingungen für den vollständigen Ablauf der Reaktionen.

■ 111. Schreiben Sie Gleichungen für die folgenden Reaktionen auf und bestimmen Sie anhand der Löslichkeitstabelle, ob sie vollständig ablaufen:
a) Bariumchlorid + ;
b) Aluminiumchlorid + ;
c) Natriumphosphat + Calciumnitrat;
d) Magnesiumchlorid + Kaliumsulfat;
e) + Bleinitrat;
f) Kaliumcarbonat + Mangansulfat;
g) + Kaliumsulfat.
Schreiben Sie die Gleichungen in molekularer und ionischer Form.

■ 112. Mit welchen der folgenden Stoffe reagiert Eisen(II)-chlorid: a) ; b) Calciumcarbonat; c) Natriumhydroxid; d) Siliziumanhydrid; D) ; f) Kupfer(II)hydroxid; Und) ?

113. Beschreiben Sie die Eigenschaften von Calciumcarbonat als durchschnittliches Salz. Schreiben Sie alle Gleichungen in molekularer und ionischer Form.
114. So führen Sie eine Reihe von Transformationen durch:

Schreiben Sie alle Gleichungen in molekularer und ionischer Form.
115. Welche Salzmenge wird durch die Reaktion von 8 g Schwefel und 18 g Zink gewonnen?
116. Welche Menge Wasserstoff wird freigesetzt, wenn 7 g Eisen mit 20 g Schwefelsäure reagieren?
117. Wie viele Mol Speisesalz erhält man durch die Reaktion von 120 g Natriumhydroxid und 120 g Salzsäure?
118. Wie viel Kaliumnitrat wird durch die Reaktion von 2 Mol Kaliumhydroxid und 130 g Salpetersäure erhalten?

Hydrolyse von Salzen

Eine besondere Eigenschaft von Salzen ist ihre Fähigkeit zur Hydrolyse – zur Hydrolyse (von griech. „hydro“ – Wasser, „lysis“ – Zersetzung), also zur Zersetzung unter dem Einfluss von Wasser. Es ist unmöglich, Hydrolyse als Zersetzung in dem Sinne zu betrachten, wie wir sie normalerweise verstehen, aber eines ist sicher: Sie ist immer an der Hydrolysereaktion beteiligt.
- sehr schwacher Elektrolyt, dissoziiert schlecht
H 2 O ⇄ H + + OH -
und verändert die Farbe des Indikators nicht. Laugen und Säuren verändern die Farbe von Indikatoren, da bei ihrer Dissoziation in Lösung ein Überschuss an OH – -Ionen (bei Laugen) und H + -Ionen bei Säuren entsteht. In Salzen wie NaCl, K 2 SO 4, die durch eine starke Säure (HCl, H 2 SO 4) und eine starke Base (NaOH, KOH) gebildet werden, ändern Indikatoren ihre Farbe nicht, da sie in einer Lösung davon vorliegen
Es findet praktisch keine Hydrolyse von Salzen statt.
Bei der Hydrolyse von Salzen sind vier Fälle möglich, je nachdem, ob das Salz mit einer starken oder schwachen Säure und Base gebildet wurde.
1. Wenn wir ein Salz aus einer starken Base und einer schwachen Säure, zum Beispiel K 2 S, nehmen, passiert Folgendes. Kaliumsulfid zerfällt als starker Elektrolyt in Ionen:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Gleichzeitig dissoziiert es schwach:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Das Schwefelanion S2- ist ein Anion einer schwachen Schwefelwasserstoffsäure, die schlecht dissoziiert. Dies führt dazu, dass das S 2- Anion beginnt, Wasserstoffkationen aus Wasser an sich zu binden und dabei nach und nach leicht dissoziierende Gruppen bildet:
S 2- + H + + OH – = HS – + OH –
HS - + H + + OH - = H 2 S + OH -
Da die H+-Kationen aus dem Wasser gebunden werden und die OH-Anionen zurückbleiben, wird die Reaktion des Mediums alkalisch. Bei der Hydrolyse von Salzen, die aus einer starken Base und einer schwachen Säure bestehen, ist die Reaktion des Mediums daher immer alkalisch.

■ 119. Erklären Sie anhand von Ionengleichungen den Prozess der Hydrolyse von Natriumcarbonat.

2. Nimmt man ein Salz, das aus einer schwachen Base und einer starken Säure besteht, zum Beispiel Fe(NO 3) 3, dann entstehen bei der Dissoziation Ionen:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Das Fe3+-Kation ist ein Kation einer schwachen Base – Eisen, das sehr schlecht dissoziiert. Dies führt dazu, dass das Fe 3+-Kation beginnt, OH-Anionen aus Wasser zu binden und dabei leicht dissoziierende Gruppen zu bilden:
Fe 3+ + H + + OH - = Fe(OH) 2+ + + H +
und weiter
Fe(OH) 2+ + H + + OH - = Fe(OH) 2 + + H +
Schließlich kann der Prozess seine letzte Phase erreichen:
Fe(OH) 2 + + H + + OH - = Fe(OH) 3 + H +
Folglich liegt in der Lösung ein Überschuss an Wasserstoffkationen vor.
Während der Hydrolyse eines Salzes, das aus einer schwachen Base und einer starken Säure besteht, ist die Reaktion des Mediums daher immer sauer.

■ 120. Erklären Sie anhand von Ionengleichungen den Verlauf der Hydrolyse von Aluminiumchlorid.

3. Bildet sich ein Salz aus einer starken Base und einer starken Säure, dann bindet weder das Kation noch das Anion Wasserionen und die Reaktion bleibt neutral. Eine Hydrolyse findet praktisch nicht statt.
4. Wenn ein Salz aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildet wird, hängt die Reaktion des Mediums von deren Dissoziationsgrad ab. Wenn Base und Säure nahezu den gleichen Wert haben, ist die Reaktion des Mediums neutral.

■ 121. Es ist häufig zu beobachten, dass bei einer Austauschreaktion anstelle des erwarteten Salzniederschlags ein Metallniederschlag ausfällt, beispielsweise bei der Reaktion zwischen Eisen(III)-chlorid FeCl 3 und Natriumcarbonat Na 2 CO 3, nicht Fe 2 Es entsteht (CO 3) 3, aber Fe( OH) 3 . Erklären Sie dieses Phänomen.
122. Geben Sie unter den unten aufgeführten Salzen diejenigen an, die in Lösung hydrolysiert werden: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .

Merkmale der Eigenschaften von Säuresalzen

Saure Salze haben leicht unterschiedliche Eigenschaften. Sie können unter Erhalt und Zerstörung des sauren Ions Reaktionen eingehen. Beispielsweise führt die Reaktion eines Säuresalzes mit einem Alkali zur Neutralisierung des Säuresalzes und zur Zerstörung des Säureions, zum Beispiel:
NaHSO4 + KOH = KNaSO4 + H2O
doppeltes Salz
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Die Zerstörung eines sauren Ions kann wie folgt dargestellt werden:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Auch bei der Reaktion mit Säuren wird das saure Ion zerstört:
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HCO 3 - + 2H + = 2H2O + 2CO2
HCO 3 - + H + = H2O + CO2
Die Neutralisation kann mit demselben Alkali durchgeführt werden, das das Salz gebildet hat:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 4 2- + H2O
Reaktionen mit Salzen erfolgen ohne Zerstörung des sauren Ions:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca 2+ + CO 2 3 - = CaCO3
■ 123. Schreiben Sie die Gleichungen für die folgenden Reaktionen in molekularer und ionischer Form:
a) Kaliumhydrogensulfid +;
b) Natriumhydrogenphosphat + Kaliumhydroxid;
c) Calciumdihydrogenphosphat + Natriumcarbonat;
d) Bariumbicarbonat + Kaliumsulfat;
e) Calciumhydrosulfit +.

Gewinnung von Salzen

Basierend auf den untersuchten Eigenschaften der Hauptklassen anorganischer Stoffe lassen sich 10 Methoden zur Gewinnung von Salzen ableiten.
1. Wechselwirkung von Metall mit Nichtmetall:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Auf diese Weise können nur Salze sauerstofffreier Säuren gewonnen werden. Dies ist keine ionische Reaktion.
2. Wechselwirkung von Metall mit Säure:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - =Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Wechselwirkung von Metall mit Salz:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Wechselwirkung eines basischen Oxids mit einer Säure:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Die Wechselwirkung eines basischen Oxids mit einem Säureanhydrid:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Die Reaktion ist nicht ionischer Natur.
6. Wechselwirkung eines sauren Oxids mit einer Base:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Wechselwirkung von Säuren mit Basen (Neutralisation):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH - = H2O

8. Die Wechselwirkung einer Base mit einem Salz:
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl
3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH)3↓ + 3Na - + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - = Fe(OH)3↓
9. Wechselwirkung von Säure mit Salz:
H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + H2O+ CO2
2H + + SO 2 4 - + 2Na + + CO 2 3 - =2Na + + SO 2 4 - + H2O + CO2
2H + + CO 2 3 - = H2O + CO2
10. Wechselwirkung von Salz mit Salz:
Ba(NO3)2 + FeSO4 = Fe(NO3)2 + BaSO4
Ba 2+ + 2NO 3 - + Fe 2+ + SO 2 4 - = Fe 2+ + 2NO 3 - + BaSO4↓
Ba 2+ + SO 2 4 - = BaSO4↓

■124. Geben Sie alle Ihnen bekannten Methoden zur Herstellung von Bariumsulfat an (schreiben Sie alle Gleichungen in molekularer und ionischer Form).
125. Geben Sie alle möglichen allgemeinen Methoden zur Gewinnung von Zinkchlorid an.
126. 40 g Kupferoxid und 200 ml 2 N mischen. Schwefelsäurelösung. Welche Menge Kupfersulfat wird gebildet?
127. Wie viel Calciumcarbonat erhält man durch die Reaktion von 2,8 Liter CO2 mit 200 g 5 %iger Ca(OH)2-Lösung?
128. 300 g 10 %ige Schwefelsäurelösung und 500 ml 1,5 N mischen. Natriumcarbonatlösung. Wie viel Kohlendioxid wird freigesetzt?
129. 80 g Zink mit 10 % Verunreinigungen werden mit 200 ml 20 %iger Salzsäure behandelt. Wie viel Zinkchlorid entsteht bei der Reaktion?

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