Bdtyk

Соль со дна Мёртвого моря

Со́ли — 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. Их виды: 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.

Содержание

1 Типы солей

2 Номенклатура солей
- 2.1 Номенклатура солей кислородсодержащих кислот
- 2.2 Номенклатура солей бескислородных кислот

3 Физические свойства и строение солей

4 Нахождение в природе

5 Методы получения

6 Химические свойства
- 6.1 Диссоциация в водных растворах
- 6.2 Гидролиз солей

7 Значение солей для человека

8 Применение солей

9 Галерея изображения солей

10 См. также

11 Примечания

12 Литература

Типы солей |

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

Средние (нормальные) соли — продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na₂CO₃, K₃PO₄).

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).

Осно́вные соли — продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH^-) кислотными остатками ((CuOH)₂CO₃). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.

Комплексные соли (Na₂[Zn(OH)₄])

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

Простые соли — соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl)

Двойные соли — соли, содержащие два различных катиона (KAl(SO₄)₂·12 H₂O).

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 |

Номенклатура солей кислородсодержащих кислот |

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:

CO₃^2- — карбонат,

GeO₃^2- — 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 элементом в меньшей степени окисления — суффикс -ит:

SO₄^2- — сульфат,

SO₃^2- — 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,

NO₂^2- — 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 M^IM^III(SO₄)2·12 H₂O, где M^I — катионы натрия, калия, рубидия, цезия, таллия или аммония, а M^III — 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 |

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 |

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 |

Многие минералы — соли, образующие залежи (например, галит ${displaystyle {mathsf {NaCl}}}$ , сильвин ${displaystyle {mathsf {KCl}}}$ , флюорит ${displaystyle {mathsf {CaF_{2}}}}$ ).

Методы получения |

Существуют различные методы получения солей:

Взаимодействие кислот с металлами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:

${mathsf {H_{2}SO_{4}+Mglongrightarrow MgSO_{4}+H_{2}uparrow }}$

${mathsf {H_{2}SO_{4}+MgOlongrightarrow MgSO_{4}+H_{2}O}}$

${mathsf {3H_{2}SO_{4}+Al_{2}O_{3}longrightarrow Al_{2}(SO_{4})_{3}+3 H_{2}O}}$

Взаимодействие кислотных оксидов c щелочами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:

${mathsf {Ca(OH)_{2}+CO_{2}longrightarrow CaCO_{3}downarrow +H_{2}O}}$

${mathsf {CaO+SiO_{2}longrightarrow CaSiO_{3}}}$

${mathsf {Al_{2}O_{3}+3 SO_{3}longrightarrow Al_{2}(SO_{4})_{3}}}$

${mathsf {Mg(OH)_{2}+CO_{2}longrightarrow MgCO_{3}downarrow +H_{2}O}}$

${mathsf {Zn(OH)_{2}+SO_{3}longrightarrow ZnSO_{4}+H_{2}O}}$

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

${mathsf {CaCO_{3}+2HCllongrightarrow CaCl_{2}+H_{2}O+CO_{2}uparrow }}$

${mathsf {CuCl_{2}+Na_{2}Slongrightarrow 2NaCl+CuSdownarrow }}$

${mathsf {2Na_{2}CO_{3}+2MgCl_{2}+H_{2}Olongrightarrow [Mg(OH)]_{2}CO_{3}+CO_{2}uparrow +4NaCl}}$

Взаимодействие простых веществ:

${mathsf {Fe+Slongrightarrow FeS}}$

Взаимодействие оснований с неметаллами, например, с галогенами:

${mathsf {Ca(OH)_{2}+Cl_{2}longrightarrow Ca(OCl)Cl+H_{2}O}}$

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 |

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):

${mathsf {BaCl_{2}+H_{2}SO_{4}longrightarrow BaSO_{4}downarrow +2HCl}}$

${mathsf {NaHCO_{3}+HCllongrightarrow NaCl+H_{2}O+CO_{2}uparrow }}$

${mathsf {Na_{2}SiO_{3}+2HCllongrightarrow 2NaCl+H_{2}SiO_{3}downarrow }}$

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:

${mathsf {CaCl_{2}+Na_{2}CO_{3}longrightarrow CaCO_{3}downarrow +2NaCl}}$

${mathsf {AgNO_{3}+NaCllongrightarrow AgCldownarrow +NaNO_{3}}}$

${mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+3Na_{2}SO_{3}+4H_{2}SO_{4}longrightarrow Cr_{2}(SO_{4})_{3}+3Na_{2}SO_{4}+K_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}$

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

${mathsf {CuCO_{3}longrightarrow CuO+CO_{2}uparrow }}$

${mathsf {Ca(NO_{3})_{2}longrightarrow Ca(NO_{2})_{2}+O_{2}uparrow }}$

${mathsf {NH_{4}NO_{3}longrightarrow N_{2}Ouparrow +2H_{2}O}}$

${mathsf {NH_{4}NO_{2}longrightarrow N_{2}uparrow +2H_{2}O}}$

Диссоциация в водных растворах |

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 |

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 |

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 |

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

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.

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.

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.

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.

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 |

Гидрокарбонат калия

Гексацианоферрат(III) калия

Аммоний-церий(IV) сульфат

Нитрат свинца(II)

Фторид аммония

Селенид галлия

Фторид кальция

Ортофосфат меди(II)

Метасиликат кобальта(II)

Бромид свинца(II)

См. также |

Кислые соли

Основные соли

Двойные соли

Кристаллогидраты

Кристаллическая решётка

Растворимость

Гидролиз

Примечания |

↑ 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.

↑ IUPAC Gold Book — salt (неопр.). Проверено 21 мая 2013. Архивировано 23 мая 2013 года.

↑ ¹² СОЖ, 1999.

↑ ¹² Зефиров, 1995, с. 376.

↑ М. В. Ломоносов. Труды по химии и физике (неопр.). Историко-Мемориальный музей Ломоносова. Проверено 24 октября 2013.

↑ М. В. Ломоносов. Введение в истинную физическую химию (неопр.). Фундаментальная электронная библиотека. — Параграф 111. Проверено 24 октября 2013.

↑ Зефиров, 1995, с. 376—377.

↑ ¹²³⁴⁵ Зефиров, 1995, с. 377.

↑ ¹² Лидин, 1983, с. 46.

↑ ¹² Лидин, 1983, с. 48.

↑ Лидин, 1983, с. 47—48.

↑ Лидин, 1983, с. 13—14.

↑ Лидин, 1983, с. 50—51.

↑ Лидин, 1983, с. 53.

↑ Лидин, 1983, с. 54.

↑ Лидин, 1983, с. 65.

↑ Лидин, 1983, с. 28—30.

↑ Лидин, 1983, с. 32—33.

↑ Химическая энциклопедия / Под ред. И. Л. Кнунянца. — М: Большая российская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — ISBN 5-85270-035-5.

↑ Wasserscheid P., Keim W. Ionic Liquids—New “Solutions” for Transition Metal Catalysis (англ.) // Angew. Chem. Int. Ed. — 2000. — Vol. 39, no. 21. — P. 3772—3789. — DOI:10.1002/1521-3773(20001103)39:21<3772::AID-ANIE3772>3.0.CO;2-5. — PMID 11091453.

↑ Hawkes S. J. Salts are Mostly NOT Ionized (англ.) // J. Chem. Educ. — 1996. — Vol. 75, no. 5. — P. 421—423. — DOI:10.1021/ed073p421.

Литература |

Гиричев Г. В. Структура молекул солей кислородсодержащих кислот // Соросовский образовательный журнал. — 1999. — № 11. — С. 40—44.

Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л., Цветков А. А. Основы номенклатуры неорганических веществ / Под ред. Б. Д. Стёпина. — М: Химия, 1983. — 112 с.

Химическая энциклопедия / Под ред. Н. С. Зефирова. — М: Большая российская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — ISBN 5-85270-092-4.

[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 (неопр.). Проверено 21 мая 2013. Архивировано 23 мая 2013 года.

[_a4f6d02edcde401a-3] ¹² СОЖ, 1999.

[_ee82bc42b91b4cc5-4] ¹² Зефиров, 1995, с. 376.

[5] М. В. Ломоносов. Труды по химии и физике (неопр.). Историко-Мемориальный музей Ломоносова. Проверено 24 октября 2013.

[6] М. В. Ломоносов. Введение в истинную физическую химию (неопр.). Фундаментальная электронная библиотека. — Параграф 111. Проверено 24 октября 2013.

[_3151582fccc25f72-7] Зефиров, 1995, с. 376—377.

[_ee82bc42b91b4cc4-8] ¹²³⁴⁵ Зефиров, 1995, с. 377.

[_d898df684e752054-9] ¹² Лидин, 1983, с. 46.

[_d898df684e75205a-10] ¹² Лидин, 1983, с. 48.

[_0bd92eaaf96e00dd-11] Лидин, 1983, с. 47—48.

[_31042576fe9f44af-12] Лидин, 1983, с. 13—14.

[_5cab276d716e0153-13] Лидин, 1983, с. 50—51.

[_d898e0684e752226-14] Лидин, 1983, с. 53.

[_d898e0684e752221-15] Лидин, 1983, с. 54.

[_d898dd684e751cc9-16] Лидин, 1983, с. 65.

[_b523790ee23d123b-17] Лидин, 1983, с. 28—30.

[_7b5cd702fc79ff0f-18] Лидин, 1983, с. 32—33.

[ХЭ_ИК-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. — Vol. 39, no. 21. — P. 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. — Vol. 75, no. 5. — P. 421—423. — DOI:10.1021/ed073p421.

搜尋此網誌