1. В отличие от нерастворимых оснований, растворы щелочей взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами: 2NaOH + СО2 = Na2CO3 + Н2О
2КОН + Al2O3 + ЗН2O = 2К[Al(ОН)4]
2. Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей, если в результате образуется слабое основание или нерастворимая соль
2NaOH + FeCl2 = Fe(OH)2¯ + 2NaCl
3. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al и др.):
Zn + 2NaOH + 2Н2О = Na2[Zn(OH)4] + H2
Амфотерные гидроксиды
Амфотерные гидроксиды — слабые электролиты, которые способны диссоциировать как с образованием ионов Н+ (по типу кислоты), так и с образованием ионов ОН- (по типу основания).
Диссоциация по кислотному типу усиливается в щелочной среде, а по основному типу — в кислой среде:
ОН- Н+
Н+ + МеО- МеОН Ме+ + ОН-
Важнейшие представители
| Форма основания | Форма кислоты | |
| Zn(OH)2 гидроксид цинка | H2ZnO2 цинковая кислота | |
| Аl(ОН)3 гидроксид алюминия | Н3АlO3 ортоалюминиевая к-та НАlO2 метаалюминиевая к-та | |
| Сг(ОН)3 гидроксид хрома (III) | Н3СrO3 ортохромистая к-та НСrO2 матахромистая к-та | |
| Ве(ОН)2 гидроксид бериллия | Н2ВеО2 бериллиевая к-та | |
| Sn(OH)2 гидроксид олова (II) | H2SnO2 оловянистая к-та | |
| Sn(OH)4 гидроксид олова (IV) | H4SnO4 ортооловянная к-та Н2SnO3 метаоловянная к-та | |
| Рb(ОН)2 гидроксид свинца (II) | Н2РbО2 свинцовистая к-та | |
| Рb(ОН)4 гидроксид свинца (IV) | Н4РbО4 ортосвинцовая к-та Н2РbО3 метасвинцовая к-та |
Химические свойства
Проявляя свойства очень слабых оснований и очень слабых кислот, амфотерные гидроксиды взаимодействуют с сильными кислотами и с сильными основаниями (щелочами).
1. Основные свойства
В результате реакций с кислотами в раствор пере ходят катионы металлов, входящих в состав амфотерных гидроксидов:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2Н2O
2. Кислотные свойства
Со щелочами амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать при высокой температуре в расплавах; при этом образуются соли, содержащие кислотные остатки метакислотных форм амфотерных гидроксидов:
Аl(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2Н2О
метаалюминат
натрия
При взаимодействии амфотерных гидроксидов с растворами щелочей образуются гидроксокомплексы с координационным числом, как правило, 4 или 6:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn (OH)4]
тетрагидроксоцинкат натрия
Соли
Соли – электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием катионов металла или гидроксо- катионов металла, а также анионов (или гидроанионов) кислотных остатков. Практически все соли являются сильными электролитами, т. е. в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Характер диссоциации зависит от типа соли.
| Нормальные(средние) соли | NaCI ® Na+ + Сl- хлорид натрия Al2(SO4)3 ® 2Al3+ + 3SO42- сульфат алюминия NH4NO3 ® NH4+ + NO3- нитрат аммония |
| Кислые соли | КНСОз ® К+ + НСО3- гидрокарбонат калия Са(Н2РО4)2 ®Са 2+ + 2Н2РО4- дигидрофосфат кальция NH4HS ® NH4- + HS- гидросульфид аммония |
| Основные соли | CuOHBr ® CuOH+ + Br- гидроксобромид меди (II) (бромид гидроксомеди (II)) Fe(OH)2NO3 ® Fе(ОН)2+ + NО3- дигидроксонитрат железа (III) (NiOH)2SO4 ® 2NiOH+ + SO42- гидроксосульфат никеля (II) |
| Двойные соли | K2SO4 × A12(SO4)3 ® 2К+ + 2Al3+ + 4SO42- или: KAl(SO4)2 ® K+ + Al3+ + 2SO42- сульфат калия-aлюминия |
| Комплексные соли | [Ag (NH3)2]Cl ® [Аg(NН3)2]+ + Сl- хлорид диаммин серебра (I) |
Физические свойства
Большинство солей являются твердыми веществами с ионной кристаллической решеткой. Соли s - и р -металлов, как правило, бесцветны. Многие соли d -элементов окрашены.
Растворимость солей в воде варьируется в широких пределах. (См. таблицу растворимости.) Хорошо растворимыми являются практически все соли натрия, калия, аммония; соли азотной кислоты (нитраты), соляной кислоты (хлориды), уксусной кислоты (ацетаты).
Плохо растворимы в воде многие фосфаты (соли Н3РО4), карбонаты (соли Н2СО3), сульфиды (соли H2S).
Способы получения солей
| основание + кислота (реакция нейтрализации) осн. оксид + к-та осн. оксид + кисл. окс. щелочь + кисл. окс Ме + к-та Ме + неМе щелочь + соль соль + к-та соль + соль термич. разложение | 1) Если в реакциях нейтрализации участвуют многокислотные основания или многоосновные кислоты, то в зависимости от молярного соотношения основания и кислоты могут образовываться либо нормальные, либо кислые, либо основные соли: Cu(OH)2¯ + 2HCl = CuCl2 + 2Н2O Cu(OH)2¯ + HCl = CuOHCl + Н2O Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O 2) FeO + HNO3 = Fe(NO3)2 + H2O 3) BaO + SO3 = BaSO4¯ 4) 2NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 + 3H2O 5) 3Mg + 8HNO3 = 3Mg(NO3)2 + 2NO + H2O 6) Zn + S = ZnS 7) 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu(OH2) 8) CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O 9) Ag2SO4 + CaCl2 = 2AgCl¯ + CaSO4 10) 2KNO3 = 2KNO2 + O2 |
Химические свойства
Характерными для солей являются следующие типы реакций:
1) реакции ионного обмена, в ходе которых катионы или анионы солей образуют малодиссоциирующие или малорастворимые вещества при связывании с ионами реагентов:
– Взаимодействие с растворами щелочей (возможны для растворимых солей)
Na2CO3 + Ba(OH)2 = 2NaOH + ВаСО3
КНСО3 + КОН = К2СО3 + Н2О
(кислая соль) (нормальная соль)
Fe(OH)2Cl + NaOH = Fe(OH)3¯ + NaCl
(основная соль) (основание)
– Взаимодействие с кислотами
СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + CO2+ Н2О
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2 + Н2О
Na2S + H2S = 2NaHS
(нормальная соль) (кислая соль)
MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O
(основная соль) (нормальная соль)
– Взаимодействие солей друг с другом
(возможны для растворимых солей)
AgNO3 + NaCl = AgCl¯ + NaNO3
2) окислительно-восстановительные реакции, в ходе которых катионы или (и) анионы солей выступают либо в роли окислителей, либо в роли восстановителей
2Fe3+Cl3 + 2KI- = 2Fe2+Cl2 + I2O + 2KCl
3) реакции разложения солей, происходящие без переноса электронов:
СаСО3 = CaO + CO2