Большинство солей азотной. Кислородные соединения азота — Гипермаркет знаний. Химические свойства солей

Определение солей в рамках теории диссоциации. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствую­щей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они заме­щены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Существуют также некоторые другие типы солей, например двой­ные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: СаСО 3 MgCO 3 (доломит), КСl NaCl (сильвинит), KAl(SO 4) 2 (алюмока­лиевые квасцы); смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: СаОСl 2 (или Са(ОСl)Сl); комплексные соли, в со­став которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами : K 4 (желтая кровяная соль), K 3 (красная кровяная соль), Na, Cl; гидратные соли (кристаллогидраты), в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды: CuSO 4 5H 2 O(медный купорос), Na 2 SO 4 10Н 2 О (глауберова соль).

Название солей образуют из названия аниона, за которым следу­ет название катиона.

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавля­ют суффикс ид, например хлорид натрия NaCl, сульфид железа(Н) FeS и др.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляют в случае высших степеней окисле­ния окончание — am , в случае низших степеней окисления окончание -ит. В названиях некоторых кислот для обозначения низших степеней окисле­ния неметалла используют приставку гипо-, для солей хлорной и марган­цовой кислот используют приставку пер-, например: карбонат кальция СаСО 3 , сульфат железа(III) Fe 2 (SO 4) 3 , сульфит железа(II) FeSO 3 , гипо­хлорит калия КОСl, хлорит калия КОСl 2 , хлорат калия КОСl 3 , перхлорат калия КОСl 4 , перманганат калия КМnO 4 , дихромат калия К 2 Сг 2 O 7 .

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт непол­ного превращения кислот и оснований. По международной номен­клатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначают приставкой гидро-, группу ОН - приставкой гидрокси, NaHS - ги­дросульфид натрия, NaHSO 3 - гидросульфит натрия, Mg(OH)Cl - гидроксихлорид магния, Аl(ОН) 2 Сl - дигидроксихлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указывают лиганды, за­вершают названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках). В названиях комплекс­ных катионов используют русские названия металлов, например: Cl 2 - хлорид тетраамминмеди(П), 2 SO 4 - суль­фат диамминсеребра(1). В названиях комплексных анионов исполь­зуют латинские названия металлов с суффиксом -ат, например: К[Аl(ОН) 4 ] - тетрагидроксиалюминат калия, Na - тетра- гидроксихромат натрия, K 4 - гексацианоферрат(Н) калия.

Названия гидратных солеи (кристаллогридратов ) образуют­ся двумя способами. Можно воспользоваться системой названий комплексных катионов, описанной выше; например, медный купо­рос SO 4 Н 2 0 (или CuSO 4 5Н 2 O) можно назвать сульфат тетрааквамеди(П). Однако для наиболее известных гидратных со­лей чаще всего число молекул воды (степень гидратации) указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: CuSO 4 5Н 2 O - пентагидрат сульфата меди(И), Na 2 SO 4 10Н 2 О - декагидрат суль­фата натрия, СаСl 2 2Н 2 O - дигидрат хлорида кальция.

Растворимость солей

По растворимости в воде соли делятся на раствори­мые (Р), нерастворимые (Н) и малорастворимые (М). Для определения растворимости солей пользуются таблицей растворимости кислот, осно­ваний и солей в воде. Если таблицы под рукой нет, то можно воспользоваться правилами. Их легко запомнить.

1. Растворимы все соли азотной кислоты - ни­траты.

2. Растворимы все соли соляной кислоты - хло­риды, кроме AgCl (Н) , PbCl 2 (М) .

3. Растворимы все соли серной кислоты - суль­фаты, кроме BaSO 4 (Н) , PbSO 4 (Н) .

4. Растворимы соли натрия и калия.

5. Не растворяются все фосфаты, карбонаты, си­ликаты и сульфиды, кроме солей Na + и K + .

Из всех химических соединений соли являют­ся наиболее многочисленным классом веществ. Это твердые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде. В начале XIX в. шведский химик И. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли сред­ние, кислые и основные. Средние, или нормальные, соли - это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Например:

Na 2 CO 3 - карбонат натрия;

CuSO 4 - сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2 —

Кислые соли - это продукты неполного заме­щения атомов водорода в кислоте на металл. К кислым солям относят, например, питьевую соду NaHCO 3 , которая состоит из катиона метал­ла Na + и кислотного однозарядного остатка HCO 3 — . Для кислой кальциевой соли формула записывает­ся так: Ca(HCO 3) 2. Названия этих солей складываются из названий средних солей с прибавлением приставки гидро- , например:

Mg(HSO 4) 2 - гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим обра­зом:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 —
Mg(HSO 4) 2 = Mg 2+ + 2HSO 4 —

Основные соли - это продукты неполного за­мещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Например, к таким солям относится знамени­тый малахит (CuOH) 2 CO 3 , о котором вы читали в произведениях П. Бажова. Он состоит из двух основных катионов CuOH + и двухзарядного аниона кислотного остатка CO 3 2- . Катион CuOH + имеет заряд +1, поэтому в моле­куле два таких катиона и один двухзарядный ани­он CO 3 2- объединены в электронейтральную соль.

Названия таких солей будут такими же, как и у нормальных солей, но с прибавлением при­ставки гидроксо- , (CuOH) 2 CO 3 - гидроксокарбонат меди (II) или AlOHCl 2 - гидроксохлорид алюми­ния. Большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы.

Последние диссоциируют так:

AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl —

Свойства солей

Первые две реакции обмена были подробно рас­смотрены ранее.

Третья реакция также является реакцией обме­на. Она протекает между растворами солей и со­провождается образованием осадка, например:

Четвертая реакция солей связана с положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов (см. «Электрохимический ряд напряже­ний металлов»). Каждый металл вытесняет из растворов солей все другие металлы, располо­женные правее его в ряду напряжений. Это соблю­дается при выполнении следующих условий:

1) обе соли (и реагирующая, и образующаяся в ре­зультате реакции) должны быть растворимыми;

2) металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с Са) не вытесняют дру­гие металлы из растворов солей.

Способы получения солей

Способы получения и химические свойства солей. Соли могут быть получены из неорганических соединений практически любо­го класса. Наряду с этими спо­собами соли бескислородных кислот могут быть получены при не­посредственном взаимодействии металла и неметалла (Cl, S ит. д.).

Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степе­ни окисления, при нагревании разлагаются.

СаСO 3 = СаО + СO 2

2Ag 2 CO 3 = 4Ag + 2СO 2 + O 2

NH 4 Cl = NH 3 + НСl

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

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

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

2КСlO 3 =MnO 2 = 2KCl + 3O 2

4KClO 3 = 3КСlO 4 + KCl

Для того, чтобы изобразить формулу соли графически, следует:

1. Правильно написать эмпирическую формулу этого соединения.

2. Учитывая, что любая соль может быть представлена как продукт нейтрализации соответствующих кислоты и основания, следует изобразить отдельно формулы кислоты и основания, которые образуют данную соль.

Например:

Ca(HSO 4) 2 – гидросульфат кальция можно получить при неполной нейтрализации серной кислоты H 2 SO 4 гидроксидом кальция Са(ОН) 2 .

3. Определить, какое количество молекул кислоты и основания требуется для получения молекулы этой соли.

Например:

Для получения молекулы Ca(HSO 4) 2 требуется одна молекула основания (один атом кальция) и две молекулы кислоты (два кислотных остатка НSО 4  1).

Са(ОН) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O.

Далее следует построить графические изображения формул установленного числа молекул основания и кислоты и, мысленно убрав участвующие в реакции нейтрализации и образующие воду анионы гидроксила основания и катионы водорода кислоты, получить графическое изображение формулы соли:

O – H H - O O O O

Сa+ → Ca + 2 H - O - H

O – H H - O O O O

H- O O H - O O

Физические свойства солей

Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. По растворимости в воде их можно подразделить на:

1) хорошо растворимые,

2) мало растворимые,

3) практически нерастворимые.

Большинство солей азотной и уксусной кислот, а также солей калия, натрия и аммония – растворимы в воде.

Соли имеют широкий диапазон температур плавления и термического разложения.

Химические свойства солей

Химические свойства солей характеризуют их отношение к металлам, щелочам, кислотам и солям.

1. Соли в растворах взаимодействуют с более активными металлами.

Более активный металл замещает менее активный металл в соли (см. табл.9 приложения).

Например:

Рb(NO 3) 2 + Zn = Рb + Zn(NO 3) 2,

Hg(NO 3) 2 + Cu = Нg + Cu(NO 3) 2 .

2. Растворы солей взаимодействуют со щелочами , при этом получаются новое основание и новая соль.

Например:

CuSO 4 + 2КОН = Сu(ОН) 2  + 2K 2 SO 4 ,

FeCl 3 +3NаОН = Fe(OH) 3 + 3NaCl.

3. Соли реагируют с растворами более сильных или менее летучих кислот, при этом получаются новая соль и новая кислота.

Например:

а) в результате реакции образуется более слабая кислота или более летучая кислота:

Na 2 S + 2НС1 = 2NaCl + H 2 S

б) возможны и реакции солей сильных кислот с более слабыми кислотами, если в результате реакции образуется малорастворимая соль:

СuSО 4 + Н 2 S = СuS + H 2 SO 4 .

4. Соли в растворах вступают в обменные реакции с другими солями , при этом получаются две новые соли.

Например:

NaС1 + АgNO 3 = AgCl + NaNO 3 ,

CaCI 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3  + 2NaCl,

CuSO 4 + Na 2 S = CuS+ Na 2 SO 4 .

Следует помнить, что обменные реакции протекают практически до конца, если один из продуктов реакции выделяется из сферы реакции в виде осадка, газа или если при реакции образуется вода или другой слабый электролит.

HNO 3 -- сильная кислота. Её соли -- нитраты -- получают действием HNO 3 на металлы, оксиды , гидроксиды или карбонаты . Все нитраты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты -- нитраты -- при нагревании необратимо разлагаются, продукты разложения определяются катионом:

• а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:
  • 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2
• б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью :
  • 4Al(NO 3) 3 = 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2
• в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути :
  • 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
• г) нитрат аммония :

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

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты -- сильные окислители, например:

Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O -- при сплавлении твердых веществ.

Цинк и алюминий в щелочном растворе восстанавливают нитраты до NH 3:

Соли азотной кислоты -- нитраты -- широко используются как удобрения . При этом практически все нитраты хорошо растворимы в воде, поэтому в виде минералов их в природе чрезвычайно мало; исключение составляют чилийская (натриевая) селитра и индийская селитра (нитрат калия ). Большинство нитратов получают искусственно.

С азотной кислотой не реагируют стекло , фторопласт-4 .

Исторические сведения

Методика получения разбавленной азотной кислоты путём сухой перегонки селитры с квасцами и медным купоросом была, по видимому, впервые описана трактатахДжабира (Гебера в латинизированных переводах) в VIII веке. Этот метод с теми или иными модификациями, наиболее существенной из которых была замена медного купороса железным, применялся в европейской и арабской алхимии вплоть до XVII века.

В XVII веке Глаубер предложил метод получения летучих кислот реакцией их солей с концентрированной серной кислотой, в том числе и азотной кислоты из калийной селитры , что позволило ввести в химическую практику концентрированную азотную кислоту и изучить её свойства. Метод Глаубера применялся до начала XX века , причём единственной существенной модификацией его оказалась замена калийной селитры на более дешёвую натриевую (чилийскую) селитру.

Во времена М. В. Ломоносова, азотную кислоту называли крепкой водкой. Промышленное производство, применение и действие на организм

Производство азотной кислоты

Азотная кислота является одним из самых крупнотоннажных продуктов химической промышленности.

Производство азотной кислоты

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино -родиевых катализаторах (процесс Оствальда ) до смесиоксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

• 4NH 3 + 5O 2 (Pt) > 4NO + 6H 2 O
• 2NO + O 2 > 2NO 2
• 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O > 4HNO 3 .

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58 %. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO 3 + 2(FeSO 4 · 7H 2 O) (t°) > Fe 2 O 3 + 2K 2 SO 4 + 2HNO 3 ^ + NO 2 ^ + 13H 2 O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO 3 + H 2 SO 4 (конц.) (t°) > KHSO 4 + HNO 3 ^

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т. н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

Со степенями окисления +1, +2, +3, +4, +5.

Оксиды N20 и N0 несолеобразующие (что это означает?), а остальные оксиды - кислотные: N2O3 соответствует азотистая кислота НN02, а N205 - азотная кислота НNO3. Оксид азота(IV) N02, при растворении в воде образует одновременно две кислоты - HNO2 и НNO3.

Если же он растворяется в воде в присутствии избытка кислорода, получается только азотная кислота

4N02 + 02 + 2Н20 = 4НNO3

Оксид азота(IV) NO2 - бурый, очень ядовитый газ. Он легко получается при окислении кислородом воздуха бесцветного несолеобразующего оксида азота(П):