Typische Reaktionen mittlerer Salze sind Beispiele. Salze: Klassifizierung und chemische Eigenschaften. Chemische Eigenschaften von Säuren

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 wird das Schwefelsäuresalz Na 2 SO 4 (Oxidationszustand von Schwefel +6), Salz Na 2 S - (Oxidationszustand von Schwefel -2) usw. in der Tabelle genannt. 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 Säuresalzmolekül 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 gewinnen? 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 griechisch „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, wenn man 2,8 Liter CO2 mit 200 g 5 %iger Ca(OH)2-Lösung umsetzt?
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?

Artikel zum Thema Salz

Liebe Leser!

Bildung und Zerstörung
Komplexe Salze als Beispiel
Hydroxokomplexe

In unserer Stadt wird seit 2003 das Einheitliche Staatsexamen in Chemie abgelegt. In den letzten fünf Jahren haben wir einige Berufserfahrungen gesammelt. Zwei meiner Schüler erzielten die höchsten Punktzahlen in der Region – 97 (2004) und 96 (2007). Aufgaben der Stufe C gehen weit über den zweistündigen Schullehrplan hinaus, beispielsweise das Aufstellen von Gleichungen für Redoxreaktionen oder Reaktionsgleichungen für die Zerstörung komplexer Salze. Manchmal ist es nicht möglich, in irgendeinem Lehrbuch oder Handbuch Antworten auf einige Fragen zu finden.

Eine der Aufgaben einer hohen Komplexitätsstufe (Stufe C) ist die Prüfung des Wissens über die amphoteren Eigenschaften von Stoffen. Um diese Aufgabe erfolgreich zu bewältigen, müssen Sie unter anderem wissen, wie man komplexe Salze zerstört. In der pädagogischen Literatur wird diesem Thema nur unzureichende Aufmerksamkeit geschenkt.

Oxide und Hydroxide vieler Metalle haben amphotere Eigenschaften. Sie sind in Wasser unlöslich, reagieren aber sowohl mit Säuren als auch mit Laugen. Bei der Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen müssen Sie Material über die Eigenschaften von Verbindungen lernen Zink, Beryllium, Aluminium, Eisen Und Chrom. Betrachten wir diese Eigenschaften unter dem Gesichtspunkt der Amphoterizität.

1 Grundlegende Eigenschaften bei Wechselwirkung mit starken Säuren.

Zum Beispiel:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O,

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O,

Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O.

2 Saure Eigenschaften bei Wechselwirkung mit Alkalien.

1) Reaktionen während der Fusion:

Die Formel von Zinkhydroxid ist in Säureform geschrieben – H 2 ZnO 2 (Zinksäure).

Die saure Form von Aluminiumhydroxid ist H 3 AlO 3 (Orthoaluminiumsäure), sie ist jedoch instabil und beim Erhitzen wird Wasser abgespalten:

H 3 AlO 3 H 2 O + HAlO 2,

Es entsteht Meta-Aluminiumsäure. Aus diesem Grund entstehen beim Verschmelzen von Aluminiumverbindungen mit Alkalien Salze – Metaaluminate:

Al(OH) 3 + NaOH NaAlO 2 + 2H 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH 2NaAlO 2 + H 2 O.

2) Bei der Bildung kommt es zu Reaktionen in Lösung komplexe Salze:

Es ist zu beachten, dass bei der Wechselwirkung von Aluminiumverbindungen mit gelösten Alkalien verschiedene Formen komplexer Salze entstehen:

Na 3 – Natriumhexahydroxoaluminat;

Na – Natriumtetrahydroxodiaquaaluminat.

Die Form des Salzes hängt von der Alkalikonzentration ab.

Berylliumverbindungen (BeO und Be(OH) 2) reagieren mit Alkalien ähnlich wie Zinkverbindungen, Chrom(III)- und Eisen(III)-Verbindungen (Cr 2 O 3, Cr(OH) 3, Fe 2 O 3, Fe(OH) 3 ) - ähnlich wie Aluminiumverbindungen, aber die Oxide dieser Metalle interagieren nur während der Fusion mit Alkalien.

Wenn Hydroxide dieser Metalle mit gelösten Alkalien reagieren, werden Komplexsalze mit einer Koordinationszahl von 6 erhalten.

Chrom(III)-hydroxid ist in Alkalien leicht löslich:

Eisen(III)-hydroxid hat sehr schwache amphotere Eigenschaften und interagiert nur mit heißen konzentrierten Alkalilösungen:

3 Metall Beryllium, Zink und Aluminium interagieren mit Alkalilösungen und verdrängen Wasserstoff aus ihnen:

Eisen und Chrom reagieren nicht mit Alkalilösungen, die Bildung von Salzen ist nur beim Schmelzen mit festen Alkalien möglich.

4 Durch Überarbeitung Methoden der Zerstörung Hydroxokomplexe Es lassen sich mehrere Fälle unterscheiden.

1) Bei Einwirkung eines Überschusses an starker Säure werden zwei mittlere Salze und Wasser erhalten:

Na + 4HCl (g) = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O,

K 3 + 6HNO 3 (Bsp.) = 3KNO 3 + Cr(NO 3) 3 + 6H 2 O.

2) Unter Einwirkung einer starken Säure (im Mangel) werden das durchschnittliche Salz des aktiven Metalls, amphoteres Hydroxid und Wasser erhalten:

Na + HCl = NaCl + Al(OH) 3 + H 2 O,

K 3 + 3HNO 3 = 3KNO 3 + Cr(OH) 3 + 3H 2 O.

3) Unter Einwirkung einer schwachen Säure wird ein saures Salz des Aktivmetalls, amphoteres Hydroxid und Wasser erhalten:

Na + H 2 S = NaHS + Al(OH) 3 + H 2 O,

K 3 + 3H 2 CO 3 = 3KHCO 3 + Cr(OH) 3 + 3H 2 O.

4) Bei Einwirkung von Kohlendioxid oder Schwefeldioxid werden ein saures Salz des Aktivmetalls und ein amphoteres Hydroxid erhalten:

Na + CO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3,

K 3 + 3SO 2 = 3KHSO 3 + Cr(OH) 3.

5) Unter Einwirkung von Salzen, die durch starke Säuren und Kationen Fe 3+, Al 3+ und Cr 3+ gebildet werden, kommt es zu einer gegenseitigen Verstärkung der Hydrolyse, es werden zwei amphotere Hydroxide und ein Salz des aktiven Metalls erhalten:

3Na + FeCl 3 = 3Al(OH) 3 + Fe(OH) 3 + 3NaCl,

K 3 + Al(NO 3) 3 = Al(OH) 3 + Cr(OH) 3 + 3KNO 3.

Schreiben Sie Gleichungen für die vier möglichen Reaktionen zwischen ihnen.

3) Schreiben Sie die Gleichungen von vier möglichen Reaktionen zwischen Lösungen von Kaliumhexahydroxoaluminat, Kaliumcarbonat, Kohlensäure und Chrom(III)-chlorid.

4) Transformationen durchführen:

Wechselwirkung mittlerer Salze mit Metallen

Die Reaktion eines Salzes mit einem Metall findet statt, wenn das ursprüngliche freie Metall aktiver ist als das, das Teil des ursprünglichen Salzes ist. Mithilfe der elektrochemischen Spannungsreihe der Metalle können Sie herausfinden, welches Metall aktiver ist.

Eisen interagiert beispielsweise mit Kupfersulfat in einer wässrigen Lösung, da es aktiver ist als Kupfer (links in der Aktivitätsreihe):

Gleichzeitig reagiert Eisen nicht mit einer Zinkchloridlösung, da es weniger aktiv ist als Zink:

Es ist zu beachten, dass aktive Metalle wie Alkali- und Erdalkalimetalle bei Zugabe zu wässrigen Salzlösungen in erster Linie nicht mit dem Salz, sondern mit dem in den Lösungen enthaltenen Wasser reagieren.

Wechselwirkung mittlerer Salze mit Metallhydroxiden

Machen wir einen Vorbehalt, dass in diesem Fall unter Metallhydroxiden Verbindungen vom Typ Me(OH) x zu verstehen sind.

Damit das Mittelsalz mit dem Metallhydroxid reagieren kann, muss es gleichzeitig (!) zwei Voraussetzungen müssen erfüllt sein:

• In den vorgesehenen Produkten müssen Sedimente oder Gase nachgewiesen werden.
• Das ursprüngliche Salz und das ursprüngliche Metallhydroxid müssen löslich sein.

Schauen wir uns einige Fälle an, um diese Regel zu verstehen.

Lassen Sie uns bestimmen, welche der folgenden Reaktionen auftreten, und die Gleichungen für die auftretenden Reaktionen schreiben:

• 1) PbS + KOH
• 2) FeCl 3 + NaOH

Betrachten Sie die erste Wechselwirkung von Bleisulfid und Kaliumhydroxid. Schreiben wir die vermeintliche Ionenaustauschreaktion auf und markieren sie links und rechts mit „Vorhängen“, um so anzuzeigen, dass noch nicht bekannt ist, ob die Reaktion tatsächlich stattfindet:

In den vermeintlichen Produkten sehen wir Blei(II)-hydroxid, das der Löslichkeitstabelle nach zu urteilen unlöslich ist und ausfallen sollte. Der Schluss, dass die Reaktion abläuft, kann jedoch noch nicht gezogen werden, da wir die Erfüllung einer weiteren zwingenden Voraussetzung – der Löslichkeit des ursprünglichen Salzes und Hydroxids – nicht überprüft haben. Bleisulfid ist ein unlösliches Salz, was bedeutet, dass die Reaktion nicht abläuft, da eine der zwingenden Voraussetzungen für die Reaktion zwischen dem Salz und dem Metallhydroxid nicht erfüllt ist. Diese.:

Betrachten wir die zweite vorgeschlagene Wechselwirkung zwischen Eisen(III)-chlorid und Kaliumhydroxid. Schreiben wir die zu erwartende Ionenaustauschreaktion auf und markieren sie links und rechts mit „Vorhängen“, wie im ersten Fall:

In den vermeintlichen Produkten sehen wir Eisen(III)-hydroxid, das unlöslich ist und ausfallen muss. Eine Aussage über den Reaktionsverlauf ist jedoch noch nicht möglich. Dazu müssen Sie auch die Löslichkeit des ursprünglichen Salzes und Hydroxids sicherstellen. Beide Ausgangsstoffe sind löslich, was darauf schließen lässt, dass die Reaktion abläuft. Schreiben wir die Gleichung auf:

Reaktionen mittlerer Salze mit Säuren

Ein mittleres Salz reagiert mit einer Säure unter Bildung eines Niederschlags oder einer schwachen Säure.

Anhand der Löslichkeitstabelle ist es fast immer möglich, einen Niederschlag unter den erwarteten Produkten zu erkennen. Beispielsweise reagiert Schwefelsäure mit Bariumnitrat, da unlösliches Bariumsulfat ausfällt:

Anhand der Löslichkeitstabelle ist es unmöglich, eine schwache Säure zu erkennen, da viele schwache Säuren in Wasser löslich sind. Daher sollte die Liste der schwachen Säuren auswendig gelernt werden. Zu den schwachen Säuren gehören H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HF, HNO 2, H 2 SiO 3 und alle organischen Säuren.

Beispielsweise reagiert Salzsäure mit Natriumacetat zu einer schwachen organischen Säure (Essigsäure):

Es ist zu beachten, dass Schwefelwasserstoff H2S nicht nur eine schwache Säure ist, sondern auch in Wasser schlecht löslich ist und daher in Form eines Gases (mit dem Geruch von faulen Eiern) aus diesem freigesetzt wird:

Darüber hinaus sollten Sie unbedingt bedenken, dass schwache Säuren – Kohlen- und Schwefelsäure – instabil sind und sich fast unmittelbar nach ihrer Entstehung in das entsprechende Säureoxid und Wasser zersetzen:

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:

Reaktionen mittlerer Salze mit anderen mittleren Salzen

Die Reaktion zwischen Zwischensalzen findet statt, wenn gleichzeitig (!) zwei Voraussetzungen erfüllt sind:

• die ursprünglichen Salze sind löslich;
• Die erwarteten Produkte enthalten Sedimente oder Gas.

Beispielsweise reagiert Bariumsulfat nicht mit Kaliumcarbonat, da die gewünschten Produkte zwar einen Niederschlag (Bariumcarbonat) enthalten, die Löslichkeitsanforderung für die ursprünglichen Salze jedoch nicht erfüllt ist.

Gleichzeitig reagiert Bariumchlorid mit Kaliumcarbonat in Lösung, da beide ursprünglichen Salze löslich sind und es zu einem Niederschlag in den Produkten kommt:

Bei der Wechselwirkung von Salzen entsteht nur dann ein Gas, wenn beim Erhitzen eine Lösung eines beliebigen Nitrits mit einer Lösung eines beliebigen Ammoniumsalzes vermischt wird:

Der Grund für die Bildung von Gas (Stickstoff) liegt darin, dass die Lösung gleichzeitig NH 4 + -Kationen und NO 2 – -Anionen enthält und thermisch instabiles Ammoniumnitrit bildet, das sich gemäß der Gleichung zersetzt:

Reaktionen der thermischen Zersetzung von Salzen

Karbonatzersetzung

Alle unlöslichen Carbonate sowie Lithium- und Ammoniumcarbonate sind thermisch instabil und zersetzen sich beim Erhitzen. Metallcarbonate zerfallen zu Metalloxid und Kohlendioxid:

und Ammoniumcarbonat erzeugt drei Produkte – Ammoniak, Kohlendioxid und Wasser:

Nitratabbau

Absolut alle Nitrate zersetzen sich beim Erhitzen, und die Art der Zersetzung hängt von der Position des Metalls in der Aktivitätsreihe ab. Das Zersetzungsschema von Metallnitraten ist in der folgenden Abbildung dargestellt:

So lauten beispielsweise nach diesem Schema die Zersetzungsgleichungen für Natriumnitrat, Aluminiumnitrat und Quecksilbernitrat wie folgt:

Zu beachten ist auch die Besonderheit des Abbaus von Ammoniumnitrat:

Zersetzung von Ammoniumsalzen

Die thermische Zersetzung von Ammoniumsalzen geht meist mit der Bildung von Ammoniak einher:

Wenn der Säurerückstand oxidierende Eigenschaften hat, entsteht anstelle von Ammoniak ein Oxidationsprodukt, beispielsweise molekularer Stickstoff N2 oder Stickoxid (I):

Chemische Eigenschaften von Säuresalzen

Das Verhältnis von sauren Salzen zu Laugen und Säuren

Saure Salze reagieren mit Alkalien. Enthält das Alkali außerdem das gleiche Metall wie das Säuresalz, entstehen mittlere Salze:

Auch wenn im sauren Rest eines sauren Salzes zwei oder mehr bewegliche Wasserstoffatome übrig sind, wie zum Beispiel in Natriumdihydrogenphosphat, dann ist die Bildung beider Mittel möglich:

und ein weiteres saures Salz mit einer geringeren Anzahl an Wasserstoffatomen im Säurerest:

Es ist wichtig zu beachten, dass saure Salze mit allen Alkalien reagieren, auch mit solchen, die von einem anderen Metall gebildet werden. Zum Beispiel:

Durch schwache Säuren gebildete saure Salze reagieren mit starken Säuren auf ähnliche Weise wie die entsprechenden mittleren Salze:

Thermische Zersetzung saurer Salze

Alle sauren Salze zersetzen sich beim Erhitzen. Im Rahmen des Einheitlichen Staatsexamens in Chemie sollten Sie anhand der Zersetzungsreaktionen von sauren Salzen lernen, wie sich Bikarbonate zersetzen. Metallbicarbonate zersetzen sich bereits bei Temperaturen über 60 °C. Dabei entstehen Metallcarbonat, Kohlendioxid und Wasser:

Die letzten beiden Reaktionen sind die Hauptursache für Kalkablagerungen auf der Oberfläche von Wasserheizelementen in Wasserkochern, Waschmaschinen usw.

Ammoniumbicarbonat zerfällt ohne feste Rückstände zu zwei Gasen und Wasserdampf:

Chemische Eigenschaften basischer Salze

Basische Salze reagieren immer mit allen starken Säuren. Dabei können Zwischensalze entstehen, wenn eine Säure mit dem gleichen Säurerest wie im Hauptsalz verwendet wurde, oder Mischsalze, wenn sich der Säurerest im Grundsalz vom Säurerest der damit reagierenden Säure unterscheidet:

Außerdem zeichnen sich basische Salze durch Zersetzungsreaktionen beim Erhitzen aus, zum Beispiel:

Chemische Eigenschaften komplexer Salze (am Beispiel von Aluminium- und Zinkverbindungen)

Im Rahmen des Einheitlichen Staatsexamens in Chemie sollte man die chemischen Eigenschaften solch komplexer Verbindungen von Aluminium und Zink wie Tetrahydroxoaluminaten und Tetrahydroxoaluminaten erlernen.

Tetrahydroxoaluminate und Tetrahydroxozinkate sind Salze, deren Anionen die Formeln - bzw. 2- haben. Betrachten wir die chemischen Eigenschaften solcher Verbindungen am Beispiel von Natriumsalzen:

Diese Verbindungen dissoziieren wie andere lösliche Komplexverbindungen gut, während fast alle Komplexionen (in eckigen Klammern) intakt bleiben und nicht weiter dissoziieren:

Die Einwirkung eines Überschusses an starker Säure auf diese Verbindungen führt zur Bildung von zwei Salzen:

Bei einem Mangel an starken Säuren geht nur das Aktivmetall in das neue Salz über. Aluminium und Zink in den Hydroxiden fallen aus:

Die Ausfällung von Aluminium- und Zinkhydroxiden mit starken Säuren ist keine gute Wahl, da es schwierig ist, die unbedingt erforderliche Menge an starker Säure hinzuzufügen, ohne einen Teil des Niederschlags aufzulösen. Aus diesem Grund wird Kohlendioxid verwendet, das sehr schwach saure Eigenschaften hat und daher den Hydroxidniederschlag nicht auflösen kann:

Im Falle von Tetrahydroxoaluminat kann die Hydroxidfällung auch mit Schwefeldioxid und Schwefelwasserstoff durchgeführt werden:

Bei Tetrahydroxozinkat ist eine Fällung mit Schwefelwasserstoff nicht möglich, da Zinksulfid anstelle von Zinkhydroxid ausfällt:

Wenn Lösungen von Tetrahydroxozinkat und Tetrahydroxoaluminat eingedampft und anschließend kalziniert werden, wandeln sich diese Verbindungen in Zinkat bzw. Aluminat um.

Jeden Tag stoßen wir auf Salze und denken nicht einmal darüber nach, welche Rolle sie in unserem Leben spielen. Aber ohne sie wäre das Wasser nicht so lecker, das Essen würde keinen Genuss bereiten, die Pflanzen würden nicht wachsen und das Leben auf der Erde könnte nicht existieren, wenn es in unserer Welt kein Salz gäbe. Was sind diese Stoffe und welche Eigenschaften von Salzen machen sie unersetzlich?

Was sind Salze?

Von ihrer Zusammensetzung her ist dies die zahlreichste Klasse, die sich durch Vielfalt auszeichnet. Bereits im 19. Jahrhundert definierte der Chemiker J. Werzelius ein Salz als Produkt einer Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, bei der ein Wasserstoffatom durch ein Metallatom ersetzt wird. In Wasser dissoziieren Salze normalerweise in ein Metall oder Ammonium (Kation) und einen sauren Rest (Anion).

Sie können Salze auf folgende Weise erhalten:

• durch die Wechselwirkung eines Metalls und eines Nichtmetalls ist es in diesem Fall sauerstofffrei;
• Wenn ein Metall mit einer Säure reagiert, entsteht ein Salz und Wasserstoff wird freigesetzt;
• ein Metall kann ein anderes Metall aus der Lösung verdrängen;
• wenn zwei Oxide interagieren – sauer und basisch (sie werden auch Nichtmetalloxid bzw. Metalloxid genannt);
• Bei der Reaktion eines Metalloxids mit einer Säure entstehen Salz und Wasser.
• Bei der Reaktion zwischen einer Base und einem Nichtmetalloxid entstehen ebenfalls Salz und Wasser.
• Mithilfe einer Ionenaustauschreaktion können in diesem Fall verschiedene wasserlösliche Substanzen (Basen, Säuren, Salze) reagieren. Die Reaktion läuft jedoch ab, wenn im Wasser Gas, Wasser oder schwer lösliche (unlösliche) Salze entstehen.

Die Eigenschaften von Salzen hängen nur von der chemischen Zusammensetzung ab. Aber schauen wir uns zunächst ihre Klassen an.

Einstufung

Je nach Zusammensetzung werden folgende Salzklassen unterschieden:

• nach Sauerstoffgehalt (sauerstoffhaltig und sauerstofffrei);
• durch Wechselwirkung mit Wasser (löslich, schwer löslich und unlöslich).

Diese Klassifizierung spiegelt die Vielfalt der Stoffe nicht vollständig wider. Die moderne und vollständigste Klassifizierung, die nicht nur die Zusammensetzung, sondern auch die Eigenschaften von Salzen widerspiegelt, ist in der folgenden Tabelle dargestellt.

Physikalische Eigenschaften

Egal wie breit die Klasse dieser Stoffe ist, es ist möglich, die allgemeinen physikalischen Eigenschaften von Salzen zu identifizieren. Dabei handelt es sich um Substanzen nichtmolekularer Struktur mit einem ionischen Kristallgitter.

Sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte. Unter normalen Bedingungen leiten nicht alle Salze den Strom, aber in Lösung leiten die meisten von ihnen den Strom perfekt.

Die Farbe kann sehr unterschiedlich sein, sie hängt von dem in seiner Zusammensetzung enthaltenen Metallion ab. Eisensulfat (FeSO 4) ist grün, Eisenchlorid (FeCl 3) ist dunkelrot und Kaliumchromat (K 2 CrO 4) hat eine schöne leuchtend gelbe Farbe. Die meisten Salze sind jedoch immer noch farblos oder weiß.

Auch die Löslichkeit in Wasser variiert und hängt von der Zusammensetzung der Ionen ab. Grundsätzlich weisen alle physikalischen Eigenschaften von Salzen eine Besonderheit auf. Sie hängen davon ab, welches Metallion und welcher Säurerest in der Zusammensetzung enthalten sind. Schauen wir uns weiter Salze an.

Chemische Eigenschaften von Salzen

Auch hier gibt es eine wichtige Funktion. Wie die physikalischen Eigenschaften hängen auch die chemischen Eigenschaften von Salzen von ihrer Zusammensetzung ab. Und auch, zu welcher Klasse sie gehören.

Dennoch lassen sich die allgemeinen Eigenschaften von Salzen hervorheben:

• viele von ihnen zersetzen sich beim Erhitzen und bilden zwei Oxide: saure und basische sowie sauerstofffreie – Metall- und Nichtmetalloxide;
• Salze interagieren auch mit anderen Säuren, die Reaktion findet jedoch nur statt, wenn das Salz einen sauren Rest einer schwachen oder flüchtigen Säure enthält oder das Ergebnis ein unlösliches Salz ist;
• eine Wechselwirkung mit Alkali ist möglich, wenn das Kation eine unlösliche Base bildet;
• Auch eine Reaktion zwischen zwei verschiedenen Salzen ist möglich, allerdings nur, wenn sich eines der neu gebildeten Salze nicht in Wasser löst;
• Es kann auch zu einer Reaktion mit einem Metall kommen, diese ist jedoch nur möglich, wenn man aus dem im Salz enthaltenen Metall ein in der Spannungsreihe rechts stehendes Metall nimmt.

Die chemischen Eigenschaften der als normal eingestuften Salze werden oben besprochen, andere Klassen reagieren jedoch etwas anders mit Substanzen. Der Unterschied besteht jedoch nur in den Ausgangsprodukten. Grundsätzlich bleiben alle chemischen Eigenschaften der Salze erhalten, ebenso wie die Voraussetzungen für die Reaktionen.

Salze- komplexe Substanzen, bestehend aus einem Metallatom oder Ammoniumion NH + 4 und einem Säurerest (manchmal wasserstoffhaltig).

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

Salze sind feste kristalline Substanzen. Viele Stoffe haben hohe Schmelz- und Siedepunkte. Basierend auf der Löslichkeit werden sie in lösliche und unlösliche unterteilt.

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 usw.
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 produzieren: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 usw. D.

3. Doppelsalze– die Wasserstoffatome einer zwei- oder mehrbasischen Säure werden nicht durch ein Metall, sondern durch zwei verschiedene ersetzt: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 usw.

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

KLASSIFIZIERUNG VON SALZ

Chemische Eigenschaften

1. In wässrigen Lösungen können Salze mit Alkalien reagieren.

( Magnesiumchlorid MgCl2 reagiert mit Natriumhydroxid und bildet ein neues Salz und eine neue Base: )

2. Salze können mit Säuren reagieren. Also eine Lösung von Bariumnitrat

reagiert mit einer Schwefelsäurelösung unter Bildung einer neuen Säure und

neues Salz:

H. In wässrigen Lösungen können Salze miteinander reagieren.

Wenn Sie wässrige Lösungen von Calciumchlorid CaCl2 und Natriumcarbonat Na2CO3 zusammengießen, ZU ein weißer Niederschlag aus wasserunlöslichem Calciumcarbonat CaCO3 bildet sich und in der Lösung entsteht Natriumchlorid:

4. In wässrigen Salzlösungen kann das in ihrer Zusammensetzung enthaltene Metall durch ein anderes Metall ersetzt werden, das in der Aktivitätsreihe vor ihm steht.

Taucht man einen reinen Eisendraht oder ein Stück Zink in eine Kupfersulfatlösung, so wird an deren Oberfläche Kupfer freigesetzt und in der Lösung entsteht Eisensulfat (falls auf Eisen verzichtet wurde) bzw. Zinksulfat (sofern auf Zink verzichtet wurde). :

Erinnern!!!

1. Salze reagieren

mit Laugen (bei Ausfällung oder Freisetzung von Ammoniakgas)

mit Säuren, die stärker sind als die, die das Salz bilden

mit anderen löslichen Salzen (bei Ausfällung)

mit Metallen (aktivere verdrängen weniger aktive)

mit Halogenen (aktivere Halogene verdrängen weniger aktive und Schwefel)

2. Nitrate unter Freisetzung von Sauerstoff zersetzen:

ist das Metall bis zu Mg, entsteht Nitrit + Sauerstoff

Handelt es sich bei dem Metall um Mg bis Cu, entsteht Metalloxid + NO2 + O2

Kommt das Metall nach Cu, entsteht Metall + NO2 + O2

Ammoniumnitrat zerfällt in N2O und H2O

3. Alkalische Carbonate Metalle nicht zersetzen wenn es erhitzt wird

4. Karbonate Metalle der Gruppe II zersetzen für Metalloxid und Kohlendioxid

Ticket 11. Salzsäure (Chlorsäure). Chloride. Chemische Eigenschaften.

Ticket 18. Arten chemischer Bindungen. Ionisch und kovalent. Beispiele.