Chemické označení pro sůl. Klasifikace, příprava a vlastnosti solí. Chemické vlastnosti amfoterních oxidů

Soli jsou elektrolyty, které disociují ve vodných roztocích za vzniku kationtu kovu a aniontu zbytku kyseliny.
Klasifikace solí je uvedena v tabulce. 9.

Při psaní vzorců pro jakékoli soli se musíte řídit jedním pravidlem: celkové náboje kationtů a aniontů musí být stejné v absolutní hodnotě. Na základě toho by měly být umístěny indexy. Například při psaní vzorce pro dusičnan hlinitý bereme v úvahu, že náboj kationtu hliníku je +3 a pitrátový iont je 1: AlNO 3 (+3) a pomocí indexů náboje vyrovnáme (nejmenší společný násobek pro 3 a 1 je 3. Vydělte 3 absolutní hodnotou náboje kationtu hliníku - dostaneme index Vydělte 3 absolutní hodnotou náboje aniontu NO 3 - dostaneme index 3). Vzorec: Al(NO 3) 3

Osolte to

Střední neboli normální soli obsahují pouze kovové kationty a anionty zbytku kyseliny. Jejich názvy jsou odvozeny z latinského názvu prvku tvořícího kyselý zbytek přidáním příslušné koncovky v závislosti na oxidačním stavu tohoto atomu. Například sůl kyseliny sírové Na 2 SO 4 se nazývá (oxidační stav síry +6), sůl Na 2 S - (oxidační stav síry -2) atd. V tabulce. V tabulce 10 jsou uvedeny názvy solí tvořených nejpoužívanějšími kyselinami.

Názvy středních solí jsou základem všech ostatních skupin solí.

■ 106 Napište vzorce následujících průměrných solí: a) síran vápenatý; b) dusičnan hořečnatý; c) chlorid hlinitý; d) sulfid zinečnatý; d) ; f) uhličitan draselný; g) křemičitan vápenatý; h) fosforečnan železitý.

Kyselé soli se od průměrných solí liší tím, že jejich složení kromě kovového kationtu obsahuje vodíkový kationt, například NaHC03 nebo Ca(H2PO4)2. Sůl kyseliny lze považovat za produkt neúplného nahrazení atomů vodíku v kyselině kovem. V důsledku toho mohou být kyselé soli tvořeny pouze dvěma nebo více zásaditými kyselinami.
Molekula soli kyseliny obvykle obsahuje „kyselý“ iont, jehož náboj závisí na stupni disociace kyseliny. Například k disociaci kyseliny fosforečné dochází ve třech krocích:

V prvním stupni disociace se vytvoří jednotlivě nabitý anion H2PO4. Následně v závislosti na náboji kovového kationtu budou vzorce solí vypadat jako NaH2PO4, Ca(H2PO4)2, Ba(H2PO4)2 atd. Ve druhém stupni disociace , vzniká dvakrát nabitý anion HPO 2 4 — . Vzorce solí budou vypadat takto: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 atd. Třetí stupeň disociace neprodukuje kyselé soli.
Názvy kyselých solí jsou odvozeny od názvů prostředních solí s přidáním předpony hydro- (od slova „hydrogenium“ -):
NaHCO 3 - hydrogenuhličitan sodný KHCO 4 - hydrogensíran draselný CaHPO 4 - hydrogenfosforečnan vápenatý
Pokud kyselý iont obsahuje dva atomy vodíku, například H 2 PO 4 -, přidá se k názvu soli předpona di- (dva): NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný, Ca(H 2 PO 4) 2 - dihydrogenfosforečnan vápenatý atd. .d.

■ 107. Napište vzorce následujících solí kyselin: a) hydrogensíran vápenatý; b) dihydrogenfosforečnan hořečnatý; c) hydrogenfosforečnan hlinitý; d) hydrogenuhličitan barnatý; e) hydrogensiřičitan sodný; f) hydrogensiřičitan hořečnatý.
108. Je možné získat kyselé soli kyseliny chlorovodíkové a dusičné? Zdůvodněte svou odpověď.

Bazické soli se od ostatních liší tím, že kromě kovového kationtu a aniontu kyselého zbytku obsahují hydroxylové anionty, například Al(OH)(NO3)2. Zde je náboj kationtu hliníku +3 a náboj hydroxylového iontu-1 a dvou dusičnanových iontů je 2, tedy celkem 3.
Názvy hlavních solí jsou odvozeny od názvů středních solí s přidáním slova zásadité, např.: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - zásaditý uhličitan měďnatý, Al (OH) 2 NO 3 - zásaditý dusičnan hlinitý. .

■ 109. Napište vzorce následujících zásaditých solí: a) zásaditý chlorid železitý; b) zásaditý síran železitý; c) zásaditý dusičnan měďnatý (II); d) zásaditý chlorid vápenatý e) zásaditý chlorid hořečnatý; f) zásaditý síran železitý g) zásaditý chlorid hlinitý.

Vzorce podvojných solí, například KAl(SO4)3, jsou sestaveny na základě celkového náboje obou kovových kationtů a celkového náboje aniontu.

Celkový náboj kationtů je + 4, celkový náboj aniontů je -4.
Názvy podvojných solí se tvoří stejně jako prostřední, pouze jsou uvedeny názvy obou kovů: KAl(SO4)2 - síran draselno-hlinitý.

■ 110. Napište vzorce následujících solí:
a) fosforečnan hořečnatý; b) hydrogenfosforečnan hořečnatý; c) síran olovnatý; d) hydrogensíran barnatý; e) hydrosiřičitan barnatý; f) křemičitan draselný; g) dusičnan hlinitý; h) chlorid měďnatý; i) uhličitan železitý; j) dusičnan vápenatý; l) uhličitan draselný.

Chemické vlastnosti solí

1. Všechny střední soli jsou silné elektrolyty a snadno se disociují:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Střední soli mohou interagovat s kovy, které mají řadu napětí nalevo od kovu, který je součástí soli:
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Cu + Fe 2+
2. Soli reagují s alkáliemi a kyselinami podle pravidel popsaných v částech „Zásady“ a „Kyseliny“:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe3+ + 3OH- =Fe(OH)3
Na2S03 + 2HCl = 2NaCl + H2S03
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H20
2H+ + S023- = S02 + H20
3. Soli se mohou vzájemně ovlivňovat, což vede k tvorbě nových solí:
AgN03 + NaCl = NaN03 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Protože tyto výměnné reakce probíhají převážně ve vodných roztocích, dochází k nim pouze tehdy, když se jedna z výsledných solí vysráží.
Všechny výměnné reakce probíhají podle podmínek pro dokončení reakcí uvedených v § 23, s. 89.

■ 111. Zapište rovnice pro následující reakce a pomocí tabulky rozpustnosti určete, zda budou dokončeny:
a) chlorid barnatý +;
b) chlorid hlinitý +;
c) fosforečnan sodný + dusičnan vápenatý;
d) chlorid hořečnatý + síran draselný;
e) + dusičnan olovnatý;
f) uhličitan draselný + síran manganatý;
g) + síran draselný.
Napište rovnice v molekulární a iontové formě.

■ 112. Se kterou z následujících látek bude reagovat chlorid železitý: a) ; b) uhličitan vápenatý; c) hydroxid sodný; d) anhydrid křemíku; d) ; f) hydroxid měďnatý (II); a) ?

113. Popište vlastnosti uhličitanu vápenatého jako průměrné soli. Napište všechny rovnice v molekulární a iontové formě.
114. Jak provést řadu transformací:

Napište všechny rovnice v molekulární a iontové formě.
115. Jaké množství soli získáme reakcí 8 g síry a 18 g zinku?
116. Jaký objem vodíku se uvolní, když zreaguje 7 g železa s 20 g kyseliny sírové?
117. Kolik molů kuchyňské soli získáme reakcí 120 g hydroxidu sodného a 120 g kyseliny chlorovodíkové?
118. Kolik dusičnanu draselného získáme reakcí 2 molů hydroxidu draselného a 130 g kyseliny dusičné?

Hydrolýza solí

Specifickou vlastností solí je jejich schopnost hydrolyzovat – podléhat hydrolýze (z řeckého „hydro“ – voda, „lýza“ – rozklad), tedy rozklad pod vlivem vody. Hydrolýzu nelze považovat za rozklad v tom smyslu, jak jej obvykle chápeme, ale jedno je jisté - vždy se účastní hydrolytické reakce.
- velmi slabý elektrolyt, špatně disociuje
H 2 O ⇄ H + + OH -
a nemění barvu indikátoru. Zásady a kyseliny mění barvu indikátorů, protože při disociaci v roztoku vzniká přebytek OH - iontů (v případě alkálií) a H + iontů v případě kyselin. V solích, jako je NaCl, K 2 SO 4, které jsou tvořeny silnou kyselinou (HCl, H 2 SO 4) a silnou bází (NaOH, KOH), indikátory nemění barvu, protože v roztoku těchto
K hydrolýze solí prakticky nedochází.
Při hydrolýze solí jsou možné čtyři případy v závislosti na tom, zda sůl vznikla se silnou nebo slabou kyselinou a zásadou.
1. Vezmeme-li sůl silné zásady a slabé kyseliny, například K 2 S, stane se následující. Sulfid draselný se disociuje na ionty jako silný elektrolyt:
K 2 S ⇄ 2 K + + S 2-
Spolu s tím se slabě disociuje:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Anion síry S2- je anion slabé kyseliny sirovodíkové, která se špatně disociuje. To vede k tomu, že anion S 2- na sebe začne vázat vodíkové kationty z vody a postupně vytváří mírně disociující skupiny:
S2- + H + + OH - = HS - + OH -
HS - + H + + OH - = H2S + OH -
Protože kationty H + z vody jsou vázány a anionty OH - zůstávají, reakce média se stává alkalickou. Při hydrolýze solí tvořených silnou bází a slabou kyselinou je tedy reakce prostředí vždy alkalická.

■ 119.Vysvětlete pomocí iontových rovnic proces hydrolýzy uhličitanu sodného.

2. Vezmete-li sůl tvořenou slabou zásadou a silnou kyselinou, například Fe(NO 3) 3, pak při její disociaci vznikají ionty:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Kationt Fe3+ je kationtem slabé báze – železa, který velmi špatně disociuje. To vede k tomu, že kationt Fe 3+ začne vázat OH - anionty z vody a tvoří mírně disociující skupiny:
Fe3+ + H + + OH - = Fe(OH) 2+ + + H+
a dále
Fe(OH)2+ + H+ + OH- = Fe(OH)2+ + H+
Nakonec může proces dosáhnout své poslední fáze:
Fe(OH)2+ + H+ + OH- = Fe(OH)3 + H+
V důsledku toho bude v roztoku přebytek vodíkových kationtů.
Při hydrolýze soli tvořené slabou bází a silnou kyselinou je tedy reakce prostředí vždy kyselá.

■ 120. Pomocí iontových rovnic vysvětlete průběh hydrolýzy chloridu hlinitého.

3. Pokud je sůl tvořena silnou zásadou a silnou kyselinou, pak kation ani anion neváže vodní ionty a reakce zůstává neutrální. K hydrolýze prakticky nedochází.
4. Je-li sůl tvořena slabou bází a slabou kyselinou, pak reakce prostředí závisí na jejich stupni disociace. Pokud mají zásada a kyselina téměř stejnou hodnotu, pak bude reakce média neutrální.

■ 121. Není neobvyklé vidět, jak se při výměnné reakci místo očekávané sraženiny soli vysráží kovová sraženina, např. při reakci mezi chloridem železitým FeCl 3 a uhličitanem sodným Na 2 CO 3, nikoliv Vzniká Fe 2 (CO 3) 3, ale Fe( OH) 3 . Vysvětlete tento jev.
122. Mezi níže uvedenými solemi uveďte ty, které podléhají hydrolýze v roztoku: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .

Vlastnosti vlastností solí kyselin

Kyselé soli mají mírně odlišné vlastnosti. Mohou vstupovat do reakcí se zachováním a destrukcí kyselého iontu. Například reakce kyselé soli s alkálií má za následek neutralizaci kyselé soli a destrukci kyselého iontu, například:
NaHS04 + KOH = KNaSO4 + H2O
podvojná sůl
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HS04- + OH- = S024- + H2O
Zničení kyselého iontu lze znázornit takto:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H+ + SO24- + OH- = SO24- + H2O
Kyselý iont je také zničen při reakci s kyselinami:
Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2C03
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HC03- + 2H+ = 2H20 + 2C02
HC03- + H+ = H2O + CO2
Neutralizaci lze provést stejnou zásadou, která vytvořila sůl:
NaHS04 + NaOH = Na2S04 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HS04- + OH- = S042- + H20
Reakce se solemi probíhají bez destrukce kyselého iontu:
Ca(HC03)2 + Na2C03 = CaC03 + 2NaHC03
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca2+ + C023 - = CaC03
■ 123. Napište rovnice pro následující reakce v molekulární a iontové formě:
a) hydrosulfid draselný +;
b) hydrogenfosforečnan sodný + hydroxid draselný;
c) dihydrogenfosforečnan vápenatý + uhličitan sodný;
d) hydrogenuhličitan barnatý + síran draselný;
e) hydrogensiřičitan vápenatý +.

Získávání solí

Na základě studovaných vlastností hlavních tříd anorganických látek lze odvodit 10 metod získávání solí.
1. Interakce kovu s nekovem:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Tímto způsobem lze získat pouze soli bezkyslíkatých kyselin. Nejedná se o iontovou reakci.
2. Interakce kovu s kyselinou:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - = Fe 2 + + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H+ = Fe2+ + H2
3. Interakce kovu se solí:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Interakce zásaditého oxidu s kyselinou:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Interakce bazického oxidu s anhydridem kyseliny:
3CaO + P205 = Ca3(P04)2
Reakce není iontové povahy.
6. Interakce kyselého oxidu s bází:
CO2 + Ca(OH)2 = CaC03 + H2O
CO2 + Ca2+ + 2OH - = CaC03 + H2O
7, Interakce kyselin se zásadami (neutralizace):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H+ + OH- = H20

8. Interakce báze se solí:
3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3NaCl
3Na + + 3OH - + Fe 3+ + 3Cl - = Fe(OH)3↓ + 3Na - + 3Cl -
Fe3+ + 3OH - = Fe(OH)3↓
9. Interakce kyseliny se solí:
H2SO4 + Na2C03 = Na2SO4 + H2O+ CO2
2H + + SO 2 4 — + 2Na + + CO 2 3 — =2Na + + SO 2 4 — + H2O + CO2
2H+ + C023- = H20 + C02
10. Interakce soli se solí:
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. Uveďte všechny metody, které znáte pro přípravu síranu barnatého (napište všechny rovnice v molekulární a iontové formě).
125. Uveďte všechny možné obecné metody pro získání chloridu zinečnatého.
126. Smíchané 40 g oxidu měďnatého a 200 ml 2N. roztok kyseliny sírové. Jaké množství síranu měďnatého vzniká?
127. Kolik uhličitanu vápenatého získáme reakcí 2,8 litru CO2 s 200 g 5% roztoku Ca(OH)2?
128. Smíchané 300 g 10% roztoku kyseliny sírové a 500 ml 1,5N. roztok uhličitanu sodného. Kolik oxidu uhličitého se uvolní?
129. 80 g zinku obsahujícího 10 % nečistot se zpracuje 200 ml 20% kyseliny chlorovodíkové. Jaké množství chloridu zinečnatého vzniká v důsledku reakce?

Článek na téma Sůl

Je mnoho potravin, které jsme zvyklí denně jíst. Mezi ně patří sůl. Tento produkt je spojen nejen s naší výživou, ale i se životem obecně. Náš článek popisuje různé druhy soli. Navíc můžete zjistit jeho pozitivní a negativní vlastnosti a také denní příjem.

co je to sůl? Obecné informace o látce

Sůl – která se ve vodném roztoku rozkládá na kovové kationty a anionty kyselých zbytků. Je považován za přírodní konzervant, zdroj esenciálních minerálů a nepostradatelné koření v kuchyni. Ve starém Římě se sůl používala k vyplácení mezd a sloužila k výrobě amuletů. Tato látka se používala jako lék na některé nemoci.

Největší množství soli se nachází v mořské vodě. Lze jej nalézt také v minerálu halit. Těží se ze sedimentárních hornin. Tato sůl není o nic méně žádaná než klasická sůl.

V potravinářském průmyslu je sůl potravinářský výrobek, který se skládá z mletých krystalů chloridu sodného používaného při vaření. Ve vodě se rozpouští, ale nemění svou barvu. Existují různé druhy kuchyňské soli. Všechny se liší chutí, ale přesto obsahují chlorid sodný.

Každý z nás zná výraz, že sůl je bílý jed. Předpokládá se však, že bez něj by na Zemi nevznikl život. Ne každý ví, že sůl je obsažena v krvi.

V chemickém průmyslu se chlorid sodný (kuchyňská sůl) používá k výrobě chlóru a sody. Často se také používá v kosmetologii.

Pozitivní vlastnosti soli

Různé druhy soli mají pozitivní i negativní vlastnosti. Tato látka obsahuje mnoho mikroelementů. Sůl příznivě působí na trávicí systém a zvyšuje vitalitu. Malé množství soli ve stravě snižuje počet záchvatů u astmatiků. Tato látka obsahuje selen, užitečnou látku, která je antioxidantem. Pozitivně působí na buňky a chrání je před zničením.

Všechny druhy kuchyňské soli pomáhají odstraňovat škodlivé a nebezpečné látky z těla. Tato sloučenina je výborná při otravě, protože blokuje proces vstřebávání toxických složek střevní sliznicí. Sůl také zpomaluje jejich vstup do krve. Tento doplněk pomáhá tělu v boji s radiací a dalším nebezpečným zářením. Velmi dobře zabíjí choroboplodné zárodky.
V kosmetologii se používá mnoho druhů soli. Přidává se do krémů a peelingů. Díky této složce se otevírají póry a odumřelé buňky se odlupují. Solnou proceduru lze provádět jak doma, tak v kosmetickém salonu se specialistou.

Během 2. světové války se používaly všechny druhy kuchyňské soli. Poté byl ubrousek bohatě navlhčen v roztoku s jeho přídavkem a přiložen na zraněného vojáka na několik dní. Díky tomu se poškozené místo vyčistilo a mělo zdravou růžovou barvu. Je známo, že fyziologický roztok lze také použít při léčbě nádorů.

Negativní vlastnosti soli

Každý produkt má pozitivní i negativní vlastnosti. Výjimkou nejsou absolutně všechny druhy soli. Na lékařském sympoziu v roce 1979 vědci prohlásili, že kuchyňská sůl, kterou používáme každý den, je jedovatá látka. Podle jejich názoru potlačuje naše zdraví.

Je důležité znát normu. Nadbytek sodíku v těle vede k nadměrnému zadržování tekutin. Výsledkem jsou váčky pod očima, otoky obličeje a nohou. Pravidelná konzumace nadměrně slaných potravin vede k obezitě a zvýšenému krevnímu tlaku. V tomto ohledu se člověk rychle unaví a zažívá bolesti hlavy. Nadbytek soli vede k tvorbě kamenů v močových cestách.

Za všechny škodlivé vlastnosti soli mohou sami lidé. Pokusy o sněhově bílou a kvalitnější úpravu skončily tím, že dnes výrobek obsahuje obrovské množství Na slunci odpařená přírodní mořská sůl je svým složením podobná anorganickým krevním sloučeninám. Denní příjem soli by neměl přesáhnout 15 gramů. Je důležité zvážit jeho obsah v hotových výrobcích.

Hlavní druhy kuchyňské soli

Existují tři druhy soli:

• kámen;
• vypařování;
• moře

Jsou nejzákladnější. Všechny tři odrůdy se liší způsobem extrakce a čištění.

Je šedé barvy a velké velikosti. Toto je drcený halit. Překvapivě se jedná o jediný jedlý minerál na světě. Látka vznikla před několika miliony let na území starověkých moří. Tento druh soli se těží v dolech a jeskyních. Poté se vyčistí. Bohužel kuchyňská sůl obsahuje velké množství nerozpustných látek. Časem se hromadí v těle.

Vyznačuje se sněhově bílou barvou a malými rozměry. K jeho extrakci se důl se slanou vrstvou naplní vodou. Poté stoupá nahoru tzv. solanka, která se odpařuje a čistí za vysokých teplot. Například „Extra“ sůl je produkt, který obsahuje 99% chlorid sodný. Je považována za nejkrásnější, sněhově bílou a malou. Neobsahuje pevné nečistoty, ale bohužel neobsahuje užitečné stopové prvky jako jód, hořčík a brom. Do Extra soli se často přidávají chemikálie, které ji chrání před absorbováním kapaliny. Z tohoto důvodu je produkt špatně rozpustný v krvi a hromadí se v těle.

Není žádným tajemstvím, že mořská sůl se získává z moří, jezer a odpařuje se pod vlivem slunce a větru. Na rozdíl od jiných typů může být jemný, střední a hrubý. Mořská sůl obsahuje pro tělo nezbytné mikroelementy. Právě to je považováno za skutečně přirozenou a užitečnou složku. Mořská sůl obsahuje jód, hořčík, brom, železo, zinek a křemík. To je to, co odborníci na výživu doporučují vybrat lidem, kteří sledují své zdraví a váhu.

V poslední době je mimořádně žádaná mořská sůl s neobvyklými přísadami. Mezi nimi je produkt s řasou. Do této soli se přidávají sušené mořské řasy. Obsahuje organické sloučeniny jódu. Tato složka zůstává ve výrobku po celou dobu trvanlivosti, stejně jako při přípravě nejen studených, ale i teplých pokrmů. Jako další přísady se do mořské soli s chaluhami přidávají koření, bylinky a dokonce i chléb. Kupodivu právě z poslední složky naši předkové připravovali černou sůl. Byl osvětlen v kostele a používán jako lék nebo jako talisman.

Na pultech obchodů jsou různé druhy soli. Pro každého z nás je to koření, které denně používáme. S tímto produktem je však spojeno mnoho zajímavých faktů, o kterých ne každý ví.

Názvy mnoha jídel jsou překvapivě spojeny se solí. Před mnoha lety byl salát směsí nakládané zeleniny. Díky tomu vznikl jeho název, který známe dnes.

Název salámové klobásy je spojen se solí. Vyrábí se ze slané šunky. Marináda je také spojena s naším každodenním produktem.

Vědci se domnívají, že denní příjem soli se může lišit. Doporučují především věnovat pozornost ročnímu období a životnímu stylu člověka. V létě se lidé potí a ztrácí velké množství tekutin, a proto odborníci v tomto období povolují až 20 gramů soli. Tuto normu mohou dodržovat i sportovci kdykoli během roku.

S vařením souvisí i další zajímavost. Překvapivé je, že milovníci kávy mohou do svého nápoje klidně přidat špetku koření. Díky tomu bude mít bohatší aroma. Dobré hospodyňky vědí, že právě sůl pomůže vyšlehat bílky na stabilní vrcholy. Při přípravě kynutého těsta se bez něj neobejdete.

Sůl v lidském těle

Druhy solí v těle a jejich vlastnosti zůstávají pro mnohé záhadou. Jsou to ti, kteří se účastní, který se vyznačuje vstupem minerálních složek do těla. Sůl se do našeho těla dostává spolu s jídlem a vodou. Poté se dostává do krevního oběhu a je transportován do buněk v celém těle. Mezi nejdůležitější druhy patří sůl:

• sodík;
• hořčík;
• draslík;
• vápník.

Soli obsažené v našem těle plní širokou škálu funkcí. Podílejí se na tvorbě enzymů, zajišťují správnou srážlivost krve a normalizují v ní zásaditou rovnováhu. Soli také hrají důležitou roli v regulaci tekutin.

Sůl ve vodě

Druhy solí ve vodě hrají důležitou roli. Právě na nich závisí tuhost kapaliny důležité pro život každého. Měkká a tvrdá voda se liší kombinací chemických a fyzikálních vlastností a také množstvím solí v ní rozpuštěných, konkrétně vápníku a hořčíku.

Za sladkou vodu se považuje voda, která neobsahuje více než 0,1 % solí. Toto je nejnižší číslo. Mořská voda je považována za nejslanější. Procento obsahu látky v něm se pohybuje do 35 %. Brakická voda se vyznačuje množstvím soli, které je více než ve sladké vodě, ale méně než ve vodě mořské. Existuje i kapalina, která tuto látku neobsahuje. Voda, která neobsahuje sůl a další složky, se nazývá destilovaná.

Aromatické soli

Minerální soli hrají v našem životě důležitou roli. Druhy, které dnes existují, mohou překvapit každého. Navzdory tomu, že jsou všechny chuťově dost podobné, zkušení kuchaři je nejen rozlišují, ale dávají přednost i těm nejexotičtějším druhům.

Jedním z nejoblíbenějších je himálajský. Má růžovou barvu. Jeho ložiska vznikla asi před 250 miliony let. Jedinečná barva vznikla díky interakci soli a magmatu. Toto koření je čisté a přírodní. Pro svou hutnou konzistenci se často používá ve stavebnictví.
Další oblíbenou aromatickou solí je Svan. Vznikla díky kombinaci koření a bylin, které jsou nám známé. Můžete si jej připravit sami nebo si zakoupit hotový produkt.

Černá havajská sůl

Černá havajská sůl je považována za jednu z nejexotičtějších a nejdražších. Je to mořský druh a vyrábí se pouze na havajském ostrově Molokai. Obsahuje aktivní uhlí, kurkumu a taro. Sůl má tvrdou strukturu, jemnou chuť s ořechovými tóny a nezapomenutelnou vůni. Obvykle se používá na konci vaření a také se používá k ozdobení hotového pokrmu.

Korejská pražená bambusová sůl

Kuchyňskou sůl jsme zvyklí používat ve formě malých bílých krystalků. Každým rokem se však objevuje více a více exotických druhů, které ohromují svou chutí a barvou. Korejská pražená bambusová sůl je tradiční koření v jihovýchodní Asii. Způsob jeho přípravy vynalezli mniši před více než 1000 lety. Nasbíraná sůl se suší na slunci a poté se umístí do stonku bambusu. Pokryje se žlutou hlínou a smaží se na ohni. Díky tomu jsou ze soli odstraněny všechny škodlivé složky.

Perská modrá sůl

Perská modrá sůl je považována za nejvzácnější. Má příjemnou modrou barvu, což je dáno vysokým obsahem minerálních látek. Je to velmi užitečné a žádané.
Perská modrá sůl se používá při přípravě těch nejvybranějších a nejdražších jídel. Zkušení kuchaři tvrdí, že jeho chuť se odhaluje postupně.

Pojďme si to shrnout

Sůl je koření, které denně používá téměř každý z nás. Může ovlivnit tělo jak pozitivně, tak negativně. Mnoho druhů soli se výrazně liší od produktu, který přidáváme do jídla. Liší se nejen barvou, ale i chutí. Mezi kuchaři jsou nejžádanější exotické druhy soli.

Bohužel pravidelná konzumace nadměrně slaných potravin může ovlivnit celkový stav organismu. Proto je důležité znát jeho denní příjem, který se dočtete v našem článku.

Chemické rovnice

Chemická rovnice je vyjádření reakce pomocí chemických vzorců. Chemické rovnice ukazují, které látky vstupují do chemické reakce a které látky v důsledku této reakce vznikají. Rovnice je sestavena na základě zákona zachování hmoty a ukazuje kvantitativní vztahy látek účastnících se chemické reakce.

Jako příklad zvažte interakci hydroxidu draselného s kyselinou fosforečnou:

H3P04 + 3 KOH = K3P04 + 3 H20.

Z rovnice je zřejmé, že 1 mol kyseliny ortofosforečné (98 g) reaguje se 3 moly hydroxidu draselného (3,56 g). V důsledku reakce se vytvoří 1 mol fosforečnanu draselného (212 g) a 3 moly vody (3,18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidíme, že hmotnost látek, které vstoupily do reakce, se rovná hmotnosti reakčních produktů. Rovnice chemické reakce umožňuje provádět různé výpočty související s danou reakcí.

Komplexní látky se dělí do čtyř tříd: oxidy, zásady, kyseliny a soli.

Oxidy- jedná se o složité látky skládající se ze dvou prvků, z nichž jedním je kyslík, tzn. Oxid je sloučenina prvku s kyslíkem.

Název oxidů je odvozen od názvu prvku, který je součástí oxidu. Například BaO je oxid barnatý. Má-li oxidový prvek proměnnou valenci, je za názvem prvku jeho valence uvedena v závorce římskou číslicí. Například FeO je oxid železitý, Fe2O3 je oxid železitý.

Všechny oxidy se dělí na solnotvorné a nesolnotvorné.

Oxidy tvořící soli jsou oxidy, které tvoří soli v důsledku chemických reakcí. Jedná se o oxidy kovů a nekovů, které při interakci s vodou tvoří odpovídající kyseliny a při interakci s bázemi odpovídající kyselé a normální soli. Například oxid měďnatý (CuO) je oxid tvořící sůl, protože například při reakci s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká sůl:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

V důsledku chemických reakcí lze získat další soli:

CuO + SO3 → CuSO4.

Nesolnotvorné oxidy jsou ty oxidy, které netvoří soli. Příklady zahrnují CO, N2O, NO.

Oxidy tvořící soli jsou 3 typů: zásadité (od slova „zásadité“), kyselé a amfoterní.

Bazické oxidy jsou oxidy kovů, které odpovídají hydroxidům, které patří do třídy zásad. Mezi bazické oxidy patří například Na2O, K2O, MgO, CaO atd.

Chemické vlastnosti bazických oxidů

1. Ve vodě rozpustné zásadité oxidy reagují s vodou za vzniku zásad:

Na2O + H2O -> 2NaOH.

2. Reagujte s oxidy kyselin za vzniku odpovídajících solí

Na2O + SO3 -> Na2S04.

3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reagujte s amfoterními oxidy:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Zásadité oxidy reagují s kyselými oxidy za vzniku solí:

Na20 + S03 = Na2S04

Jestliže složení oxidů obsahuje jako druhý prvek nekov nebo kov vykazující nejvyšší mocenství (obvykle od IV do VII), pak budou takové oxidy kyselé. Kyselé oxidy (anhydridy kyselin) jsou ty oxidy, které odpovídají hydroxidům patřícím do třídy kyselin. Jsou to například CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 atd. Kyselé oxidy se rozpouštějí ve vodě a zásadách, tvoří sůl a vodu.

Chemické vlastnosti oxidů kyselin

1. Reagujte s vodou za vzniku kyseliny:

SO3 + H2O → H2SO4.

Ale ne všechny kyselé oxidy reagují přímo s vodou (SiO2 atd.).

2. Reagujte s oxidy na bázi za vzniku soli:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Reagujte s alkáliemi za vzniku soli a vody:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Amfoterní oxid obsahuje prvek, který má amfoterní vlastnosti. Amfoterita se týká schopnosti sloučenin vykazovat kyselé a zásadité vlastnosti v závislosti na podmínkách. Například oxid zinečnatý ZnO může být buď báze, nebo kyselina (Zn(OH)2 a H2ZnO2). Amfoterita je vyjádřena tím, že v závislosti na podmínkách vykazují amfoterní oxidy buď zásadité nebo kyselé vlastnosti, například Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Například amfoterní povaha oxidu zinečnatého se projevuje, když interaguje jak s kyselinou chlorovodíkovou, tak s hydroxidem sodným:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H20

ZnO + 2NaOH = Na2Zn02 + H20

Protože ne všechny amfoterní oxidy jsou rozpustné ve vodě, je mnohem obtížnější prokázat amfoterní povahu takových oxidů. Například oxid hlinitý (III) vykazuje základní vlastnosti při reakci své fúze s disíranem draselným a kyselé vlastnosti, když je fúzován s hydroxidy:

Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

U různých amfoterních oxidů lze v různé míře vyjádřit dualitu vlastností. Například oxid zinečnatý se stejně snadno rozpouští v kyselinách i zásadách a oxid železitý - Fe2O3 - má převážně zásadité vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfoterních oxidů

1. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Reagujte s pevnými alkáliemi (během fúze), přičemž se jako výsledek reakce tvoří sůl - zinečnan sodný a voda:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Když oxid zinečnatý interaguje s alkalickým roztokem (stejný NaOH), dojde k další reakci:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Koordinační číslo je charakteristika, která určuje počet blízkých částic: atomů nebo iontů v molekule nebo krystalu. Každý amfoterní kov má své koordinační číslo. Pro Be a Zn je to 4; Pro a Al je 4 nebo 6; Pro a Cr je to 6 nebo (velmi zřídka) 4;

Amfoterní oxidy jsou obvykle nerozpustné ve vodě a nereagují s ní.

Způsoby výroby oxidů z jednoduchých látek jsou buď přímou reakcí prvku s kyslíkem:

nebo rozklad složitých látek:

a) oxidy

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) hydroxidy

Ca(OH)2 = CaO + H20

c) kyseliny

H2CO3 = H2O + CO2-

CaC03 = CaO + CO2

Stejně jako interakce kyselin - oxidačních činidel s kovy a nekovy:

Cu + 4HNO3 (konc) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Oxidy lze získat přímou interakcí kyslíku s jiným prvkem, nebo nepřímo (například při rozkladu solí, zásad, kyselin). Za normálních podmínek se oxidy vyskytují v pevném, kapalném a plynném stavu, tento typ sloučenin je v přírodě velmi běžný. Oxidy se nacházejí v zemské kůře. Rez, písek, voda, oxid uhličitý jsou oxidy.

Důvody- jedná se o složité látky, v jejichž molekulách jsou atomy kovů spojeny s jednou nebo více hydroxylovými skupinami.

Báze jsou elektrolyty, které při disociaci tvoří pouze hydroxidové ionty jako anionty.

NaOH = Na + + OH -

Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca2 + + 2OH -

Existuje několik znaků klasifikace základen:

Podle rozpustnosti ve vodě se zásady dělí na alkálie a nerozpustné. Alkálie jsou hydroxidy alkalických kovů (Li, Na, K, Rb, Cs) a kovů alkalických zemin (Ca, Sr, Ba). Všechny ostatní báze jsou nerozpustné.

Podle stupně disociace se zásady dělí na silné elektrolyty (všechny zásady) a slabé elektrolyty (nerozpustné zásady).

Podle počtu hydroxylových skupin v molekule se zásady dělí na monokyseliny (1 OH skupina), například hydroxid sodný, hydroxid draselný, dikyselina (2 OH skupiny), například hydroxid vápenatý, hydroxid měďnatý (2), a polykyselina.

Chemické vlastnosti.

OH - ionty v roztoku určují alkalické prostředí.

Alkalické roztoky mění barvu indikátorů:

Fenolftalein: bezbarvý ® karmínový,

lakmus: fialová ® modrá,

Methylová oranž: oranžová ® žlutá.

Alkalické roztoky reagují s kyselými oxidy za vzniku solí těch kyselin, které odpovídají reagujícím kyselým oxidům. V závislosti na množství alkálií se tvoří střední nebo kyselé soli. Například, když hydroxid vápenatý reaguje s oxidem uhelnatým, tvoří se uhličitan vápenatý a voda:

Ca(OH)2 + CO2 = CaC03? +H2O

A když hydroxid vápenatý reaguje s přebytkem oxidu uhelnatého (IV), vytvoří se hydrogenuhličitan vápenatý:

Ca(OH)2 + C02 = Ca(HC03)2

Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HC032-

Všechny zásady reagují s kyselinami za vzniku soli a vody, například: když hydroxid sodný reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, tvoří se chlorid sodný a voda:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

Hydroxid měďnatý se rozpouští v kyselině chlorovodíkové za vzniku chloridu měďnatého a vody:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20.

Reakce mezi kyselinou a zásadou se nazývá neutralizační reakce.

Nerozpustné zásady se při zahřívání rozkládají na vodu a oxid kovu odpovídající zásadě, například:

Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Alkálie interagují s roztoky solí, pokud je splněna jedna z podmínek pro dokončení iontoměničové reakce (vytváří se sraženina),

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2S04

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

K reakci dochází v důsledku vazby kationtů mědi s hydroxidovými ionty.

Když hydroxid barnatý reaguje s roztokem síranu sodného, ​​vytvoří se sraženina síranu barnatého.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH

Ba2+ + SO42- = BaSO4

K reakci dochází v důsledku vazby kationtů barya a síranových aniontů.

Kyseliny - Jedná se o složité látky, jejichž molekuly obsahují atomy vodíku, které lze nahradit nebo vyměnit za atomy kovu a zbytek kyseliny.

Podle přítomnosti nebo nepřítomnosti kyslíku v molekule se kyseliny dělí na kyslík obsahující (H2SO4 kyselina sírová, H2SO3 kyselina siřičitá, HNO3 kyselina dusičná, H3PO4 kyselina fosforečná, H2CO3 kyselina uhličitá, H2SiO3 kyselina křemičitá) a bezkyslíkaté (HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).

V závislosti na počtu atomů vodíku v molekule kyseliny jsou kyseliny jednosytné (s 1 atomem H), dvojsytné (se 2 atomy H) a trojsytné (se 3 atomy H).

KYSELINY

Část molekuly kyseliny bez vodíku se nazývá zbytek kyseliny.

Kyselé zbytky se mohou skládat z jednoho atomu (-Cl, -Br, -I) - jedná se o jednoduché zbytky kyselin, nebo se mohou skládat ze skupiny atomů (-SO3, -PO4, -SiO3) - jedná se o komplexní zbytky.

Ve vodných roztocích se během výměnných a substitučních reakcí kyselé zbytky nezničí:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Slovo anhydrid znamená bezvodý, tedy kyselinu bez vody. Například,

H2SO4 - H2O → SO3. Anoxické kyseliny nemají anhydridy.

Kyselina získala svůj název podle názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorné činidlo) s přidáním koncovek „naya“ a méně často „vaya“: H2SO4 - sírová; H2SO3 - uhlí; H2SiO3 - křemík atd.

Prvek může tvořit několik kyslíkatých kyselin. V tomto případě uvedené koncovky v názvech kyselin budou, když prvek vykazuje vyšší mocenství (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atomů kyslíku). Pokud prvek vykazuje nižší mocenství, bude koncovka v názvu kyseliny „prázdná“: HNO3 - dusičná, HNO2 - dusičná.

Kyseliny lze získat rozpuštěním anhydridů ve vodě. Pokud jsou anhydridy ve vodě nerozpustné, lze kyselinu získat působením jiné silnější kyseliny na sůl požadované kyseliny. Tato metoda je typická pro kyslíkové i bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkaté kyseliny se také získávají přímou syntézou z vodíku a nekovu, po které následuje rozpuštění výsledné sloučeniny ve vodě:

H2 + Cl2 -> 2 HC1;

Roztoky vzniklých plynných látek HCl a H2S jsou kyseliny.

Za normálních podmínek existují kyseliny v kapalném i pevném stavu.

Chemické vlastnosti kyselin

1. Roztoky kyselin působí na indikátory. Všechny kyseliny (kromě křemičité) jsou vysoce rozpustné ve vodě. Speciální látky - indikátory umožňují určit přítomnost kyseliny.

Indikátory jsou látky složité struktury. Mění barvu v závislosti na jejich interakci s různými chemikáliemi. V neutrálních roztocích mají jednu barvu, v roztocích bází mají jinou barvu. Při interakci s kyselinou mění svou barvu: indikátor methyloranže zčervená a lakmusový indikátor také zčervená.

2. Reagujte s bázemi za vzniku vody a soli, která obsahuje nezměněný kyselý zbytek (neutralizační reakce):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reagujte s oxidy báze za vzniku vody a soli. Sůl obsahuje zbytek kyseliny, která byla použita při neutralizační reakci:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Interakce s kovy.

Aby kyseliny interagovaly s kovy, musí být splněny určité podmínky:

1. Kov musí být dostatečně aktivní vůči kyselinám (v řadě aktivity kovů se musí nacházet před vodíkem). Čím více vlevo je kov v řadě aktivit, tím intenzivněji interaguje s kyselinami;

K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.

Ale reakce mezi roztokem kyseliny chlorovodíkové a mědí je nemožná, protože měď je v sérii napětí za vodíkem.

2. Kyselina musí být dostatečně silná (tj. schopná darovat vodíkové ionty H+).

Při chemických reakcích kyseliny s kovy se tvoří sůl a uvolňuje se vodík (kromě interakce kovů s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Bez ohledu na to, jak různé jsou kyseliny, všechny tvoří při disociaci vodíkové kationty, které určují řadu společných vlastností: kyselá chuť, změna barvy indikátorů (lakmus a methyloranž), interakce s jinými látkami.

Ke stejné reakci dochází mezi oxidy kovů a většinou kyselin

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Pojďme si reakce popsat:

2) Druhá reakce by měla produkovat rozpustnou sůl. V mnoha případech k interakci kovu s kyselinou prakticky nedochází, protože výsledná sůl je nerozpustná a pokrývá povrch kovu ochranným filmem, například:

Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

Nerozpustný síran olovnatý brání kyselině dostat se ke kovu a reakce se zastaví těsně předtím, než začne. Z tohoto důvodu většina těžkých kovů prakticky neinteraguje s kyselinou fosforečnou, uhličitou a sulfidovou kyselinou.

3) Třetí reakce je charakteristická pro kyselé roztoky, proto nerozpustné kyseliny, jako je kyselina křemičitá, nereagují s kovy. Koncentrovaný roztok kyseliny sírové a roztok kyseliny dusičné jakékoli koncentrace interagují s kovy poněkud odlišně, proto jsou reakční rovnice mezi kovy a těmito kyselinami zapsány jiným způsobem. Zředěný roztok kyseliny sírové reaguje s kovy. stojí v napěťové řadě na vodík, tvoří sůl a vodík.

4) Čtvrtá reakce je typická iontoměničová reakce a nastává pouze v případě, že se tvoří sraženina nebo plyn.

soli - jde o složité látky, jejichž molekuly se skládají z atomů kovů a kyselých zbytků (někdy mohou obsahovat vodík). Například NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atd.

Téměř všechny soli jsou iontové sloučeniny, proto jsou ionty kyselých zbytků a kovové ionty vázány dohromady v solích:

Na+Cl - chlorid sodný

Ca2+SO42 - síran vápenatý atd.

Sůl je produkt částečné nebo úplné substituce atomů vodíku v kyselině kovem.

Proto se rozlišují následující typy solí:

1. Střední soli - všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem: Na2CO3, KNO3 atd.

2. Kyselé soli – ne všechny atomy vodíku v kyselině jsou nahrazeny kovem. Soli kyselin mohou samozřejmě tvořit pouze di- nebo vícesytné kyseliny. Jednosytné kyseliny nemohou produkovat kyselé soli: NaHCO3, NaH2PO4 atd. d.

3. Podvojné soli - atomy vodíku dvoj- nebo vícesytné kyseliny jsou nahrazeny nikoli jedním kovem, ale dvěma různými: NaKCO3, KAl(SO4)2 atd.

4. Bazické soli lze považovat za produkty neúplné, nebo částečné substituce hydroxylových skupin zásad kyselými zbytky: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl atd.

Podle mezinárodní nomenklatury pochází název soli každé kyseliny z latinského názvu prvku. Například soli kyseliny sírové se nazývají sírany: CaSO4 - síran vápenatý, MgSO4 - síran hořečnatý atd.; soli kyseliny chlorovodíkové se nazývají chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCl2 - chlorid zinečnatý atd.

K názvu solí dvojsytných kyselin se přidává částice „bi“ nebo „hydro“: Mg(HCl3)2 - hydrogenuhličitan hořečnatý nebo hydrogenuhličitan hořečnatý.

Pokud je v trojsytné kyselině pouze jeden atom vodíku nahrazen kovem, přidá se předpona „dihydro“: NaH2PO4 - dihydrogenfosforečnan sodný.

Soli jsou pevné látky s velmi rozdílnou rozpustností ve vodě.

Chemické vlastnosti solí jsou určeny vlastnostmi kationtů a aniontů, které jsou jejich součástí.

1. Některé soli se při zahřívání rozkládají:

CaC03 = CaO + CO2

2. Reagujte s kyselinami za vzniku nové soli a nové kyseliny. K provedení této reakce musí být kyselina silnější než sůl ovlivněná kyselinou:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Interagujte s bázemi za vzniku nové soli a nové báze:

Ba(OH)2 + MgS04 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Vzájemná interakce za vzniku nových solí:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Interagují s kovy, které jsou ve stejném rozsahu aktivity jako kov, který je součástí soli.

Soli jsou komplexní látky, které jsou produktem úplného nebo neúplného nahrazení atomů vodíku kyseliny atomy kovu nebo nahrazení hydroxylových skupin zásady kyselým zbytkem.

Podle složení se soli dělí na střední (Na2SO4, K3PO4), kyselé (NaHCO3, MgHPO4), zásadité (FeOHCl2, Al(OH)2Cl, (CaOH)2CO3, podvojné (KAl(SO4)2), komplexní (Ag [(NH3)2]Cl, K4).

Střední soli

Střední soli jsou soli, které jsou produktem úplného nahrazení atomů vodíku příslušné kyseliny atomy kovu nebo iontem NH4+. Například:

H2C03® (NH4)2C03; H3PO4® Na3P04

Název průměrné soli je tvořen z názvu aniontu následovaného názvem kationtu. U solí bezkyslíkatých kyselin je název soli tvořen latinským názvem nekovu s přidáním přípony –id, například NaCl - chlorid sodný. Pokud nekov vykazuje proměnný stupeň oxidace, pak je za jeho názvem v závorkách římskými číslicemi uveden oxidační stav kovu: FeS - sulfid železitý, Fe2S3 - sulfid železitý.

U solí kyselin obsahujících kyslík se koncovka přidává k latinskému kořenu názvu prvku -na pro vyšší oxidační stavy, -to pro nižší. Například,

K2SiO3 – křemičitan draselný, KNO2 – dusitan draselný,

KNO3 – dusičnan draselný, K3PO4 – fosforečnan draselný,

Fe2(SO4)3 – síran železitý, Na2SO3 – siřičitan sodný.

Pro soli některých kyselin se používá předpona -hypo pro nižší oxidační stavy a -za pro vysoké oxidační stavy. Například,

KClO – chlornan draselný, KClO2 – chlornan draselný,

KClO3 – chlorečnan draselný, KClO4 – chloristan draselný.

Způsoby získávání středních solí:

Interakce kovů s nekovy, kyselinami a solemi:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Interakce oxidů:

zásadité s kyselinami BaO + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O

kyselý s alkálií 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

zásadité oxidy s kyselým Na2O + CO2 = Na2CO3

Interakce kyselin se zásadami a s amfoterními hydroxidy:

KOH + HCl = KCl + H2O

Cr(OH)3 + 3HN03 = Cr(N03)3 + 3H20

Interakce solí s kyselinami, s alkáliemi a solemi:

Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O

FeCl3 + 3KOH = 3KCl + Fe(OH)3¯

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + 2NaCl

Chemické vlastnosti středních solí:

Interakce s kovy

Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg

Interakce s kyselinami

AgNO3 + HCl = AgCl¯ + HNO3

Interakce s alkáliemi

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Interakce se solemi

CaCl2 + Na2C03 = CaC03¯ + 2NaCl

Rozklad solí

NH4Cl = NH3 + HCl

CaC03 = CaO + CO2

(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4H20

Kyselé soli

Soli kyselin jsou produkty neúplného nahrazení atomů vodíku v molekulách vícesytných kyselin atomy kovů.

Například: H2CO3 ® NaHCO3

H3PO4® NaH2PO4® Na2HPO4

Při pojmenování kyselé soli se předpona přidá k názvu odpovídající průměrné soli hydro-, což ukazuje na přítomnost atomů vodíku v kyselém zbytku.

Například NaHS je hydrogensulfid sodný, Na2HPO4 je hydrogenfosforečnan sodný, NaH2PO4 je dihydrogenfosforečnan sodný.

Kyselé soli lze získat:

Působení přebytečných vícesytných kyselin na zásadité oxidy, alkálie a střední soli:

K2O + 2H2S = 2KHS + H2O

NaOH + H2SO4 = NaHS04 + H2O

K2SO4 + H2SO4 = 2KHS04

Působení přebytečných oxidů kyselin na alkálie

NaOH + CO2 = NaHC03

Chemické vlastnosti solí kyselin:

Interakce s přebytkem alkálií

Ca(HC03)2 + Ca(OH)2 = 2CaC03 + 2H20

Interakce s kyselinami

Ca(HC03)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20 + 2C02

Rozklad

Ca(HCO3)2 = CaC03 + CO2 + H2O

Zásadité soli

Bazické soli jsou produkty neúplného nahrazení hydroxoskupiny v molekulách polykyselinových bází kyselými zbytky.

Mg(OH)2® MgOHN03

Fe(OH)3®Fe(OH)2Cl® FeOHCl2

Při pojmenování hlavní soli se předpona přidá k názvu odpovídající střední soli hydroxo- což ukazuje na přítomnost hydroxoskupiny. Například CrOHCl2 je hydroxychlorid chromitý, Cr(OH)2Cl je dihydroxychlorid chromitý.

Zásadité soli lze získat:

Neúplná neutralizace zásad kyselinami

Soli lze také považovat za produkty úplné nebo částečné náhrady vodíkových iontů v molekulách kyselin ionty kovů (nebo komplexními kladnými ionty, např. amonný ion NH) nebo za produkt úplné nebo částečné náhrady hydroxylových skupin v zásaditém hydroxidu molekuly s kyselými zbytky. S úplným nahrazením dostaneme střední (normální) soli. Při neúplné náhradě iontů H + v molekulách kyseliny je výsledek kyselé soli, s neúplnou substitucí OH - skupin v molekulách báze – zásadité soli. Příklady tvorby soli:

H3P04 + 3NaOH
Na3P04 + 3H20

Na3PO4 ( fosfát sodík) – střední (normální sůl);

H3PO4 + NaOH
NaH2P04 + H20

NaH2PO4 (dihydrogenfosfát sodík) – kyselá sůl;

Mq(OH)2 + HC1
MqOHCl + H2O

MqOHCl( hydroxychlorid hořčík) je hlavní solí.

Soli tvořené dvěma kovy a jednou kyselinou se nazývají podvojné soli. Například síran hlinitodraselný (kamenec draselný) KAl(SO 4) 2 * 12H 2 O.

Soli tvořené jedním kovem a dvěma kyselinami se nazývají smíšené soli. Například chlorid vápenatý-hypochlorid CaCl(ClO) nebo CaOCl2 je vápenatá sůl chlorovodíkové HCl a kyseliny chlorné HClO.

Dvojité a smíšené soli, když se rozpustí ve vodě, disociují na všechny ionty, které tvoří jejich molekuly.

Například KAl(SO 4) 2
K++ Al 3+ + 2SO ;

CaCl(ClO)
Ca2+ + Cl- + ClO-.

Komplexní soli- jedná se o komplexní látky, ve kterých je možné izolovat centrální atom(komplexotvorné činidlo) a související molekuly a ionty - ligandy. Vzniká centrální atom a ligandy komplex (vnitřní koule), který se při zápisu vzorce komplexní sloučeniny uzavírá do hranatých závorek. Počet ligandů ve vnitřní sféře se nazývá koordinační číslo. Vznikají molekuly a ionty obklopující komplex vnější sféra.

Ligand centrálního atomu

K 3

Koordinační číslo

Název solí je tvořen z názvu aniontu následovaného názvem kationtu.

U solí bezkyslíkatých kyselin je k názvu nekovu přidána přípona - id, například NaCl chlorid sodný, FeS sulfid železnatý (II).

Při pojmenovávání solí kyselin obsahujících kyslík se koncovka přidává k latinskému kořenu názvu prvku -na pro vyšší oxidační stavy, -to pro nižší (pro některé kyseliny se používá předpona hypo- pro nízké oxidační stavy nekovů; pro soli kyseliny chloristé a manganistanu se používá předpona za-). Například CaCO 3 - uhličitan vápenatý, Fe 2 (SO 4) 3 - síran železitý, FeSO 3 - siřičitan železnatý, KOSl - chlornan draselný, KClO 2 - chloritan draselný, KClO 3 - chlorečnan draselný, KClO 4 – chloristan draselný, KMnO 4 - manganistan draselný, K 2 Cr 2 O 7 – dichroman draselný.

Názvy komplexních iontů zahrnují nejprve ligandy. Název komplexního iontu je doplněn názvem kovu s uvedením odpovídajícího oxidačního stavu (římskými číslicemi v závorkách). Názvy komplexních kationtů používají ruské názvy kovů, např. [ Cu(NH 3) 4 ]Cl 2 - tetraamin měďnatý chlorid. Názvy komplexních aniontů používají latinské názvy kovů s příponou -na, například K – tetrahydroxoaluminát draselný.

Chemické vlastnosti solí

Viz vlastnosti bází.

Viz vlastnosti kyselin.

Si02 + CaC03
CaSi03 + CO2 .

Amfoterní oxidy (všechny jsou netěkavé) vytlačují těkavé oxidy ze svých solí během fúze

Al203 + K2CO3
2KAlO 2 + CO 2 .

5. Sůl 1 + sůl 2
sůl 3 + sůl 4.

K výměnné reakci mezi solemi dochází v roztoku (obě soli musí být rozpustné), pouze pokud je alespoň jeden z produktů sraženina

AqN03 + NaCl
AqCl + NaN03.

6. Sůl méně aktivního kovu + Aktivnější kov
Méně aktivní kov + sůl.

Výjimky - alkalické kovy a kovy alkalických zemin v roztoku primárně reagují s vodou

Fe + CuCl2
FeCl2 + Cu.

7. Sůl
produkty tepelného rozkladu.

I) Soli kyseliny dusičné. Produkty tepelného rozkladu dusičnanů závisí na poloze kovu v řadě kovových napětí:

a) pokud je kov nalevo od Mq (kromě Li): MeNO 3
MeN02 + 02;

b) pokud je kov od Mq do Cu, stejně jako Li: MeNO 3
MeO + N02 + 02;

c) pokud je kov napravo od Cu: MeNO 3
Me + NO2 + O2.

II) Soli kyseliny uhličité. Téměř všechny uhličitany se rozkládají na odpovídající kov a CO 2 . Uhličitany alkalických kovů a kovů alkalických zemin kromě Li se při zahřívání nerozkládají. Uhličitany stříbra a rtuti se rozkládají na volný kov

MeSO 3
MeO + C02;

2Aq2CO3
4Aq + 2C02 + O2.

Všechny uhlovodíky se rozkládají na odpovídající uhličitany.

Me (HC03) 2
MeC03 + C02 + H20.

III) Amonné soli. Mnoho amonných solí se zahříváním rozkládá, přičemž se uvolňuje NH 3 a odpovídající kyselina nebo její produkty rozkladu. Některé amonné soli obsahující oxidační anionty se rozkládají za uvolnění N2, NO, NO2

NH4Cl
NH 3 +HCl ;

NH4NO2
N2+2H20;

(NH4)2Cr207
N2 + Cr207 + 4H20.

V tabulce 1 jsou uvedeny názvy kyselin a jejich průměrné soli.

Názvy nejdůležitějších kyselin a jejich středních solí

Konec stolu. 1

PŘÍKLADY ŘEŠENÍ PROBLÉMŮ

Úkol 1. Napište vzorce následujících sloučenin: uhličitan vápenatý, karbid vápenatý, hydrogenfosforečnan hořečnatý, hydrosulfid sodný, dusičnan železitý, nitrid lithný, hydroxyuhličitan měďnatý, dichroman amonný, bromid barnatý, hexakyanoželezitan draselný (II), tetrahydroxoaluminát sodný .

Řešení. Uhličitan vápenatý – CaCO 3, karbid vápníku – CaC 2, hydrogenfosforečnan hořečnatý – MqHPO 4, hydrosulfid sodný – NaHS, dusičnan železitý – Fe(NO 3) 3, nitrid lithný – Li 3 N, hydroxyuhličitan měďnatý – 2 CO 3, dichroman amonný - (NH 4) 2 Cr 2 O 7, bromid barnatý - BaBr 2, hexakyanoželezitan draselný (II) - K 4, tetrahydroxoaluminát sodný - Na.

Úkol 2. Uveďte příklady vzniku soli: a) ze dvou jednoduchých látek; b) ze dvou komplexních látek; c) z jednoduchých a složených látek.

Řešení.

a) železo po zahřátí se sírou tvoří sulfid železitý:

Fe+S
FeS;

b) soli vstupují do výměnných reakcí mezi sebou ve vodném roztoku, pokud se jeden z produktů vysráží:

AqN03 + NaCl
AqCl +NaN03;

c) soli vznikají při rozpuštění kovů v kyselinách:

Zn + H2SO4
ZnS04+H2.

Úkol 3. Při rozkladu uhličitanu hořečnatého se uvolňoval oxid uhelnatý (IV), který procházel vápennou vodou (přijímanou v nadbytku). V tomto případě se vytvořila sraženina o hmotnosti 2,5 g. Vypočítejte hmotnost uhličitanu hořečnatého použitého pro reakci.

Řešení.

Sestavíme rovnice odpovídajících reakcí:

MqCO3
MqO + C02;

C02 + Ca(OH)2
CaC03+H20.

2. Vypočítejte molární hmotnosti uhličitanu vápenatého a uhličitanu hořečnatého pomocí periodické tabulky chemických prvků:

M(CaC03) = 40+12+16*3 = 100 g/mol;

M(MqC03) = 24+12+16*3 = 84 g/mol.

3. Vypočítejte množství látky uhličitanu vápenatého (vysrážené látky):

n(CaC03)=
.

Z reakčních rovnic to vyplývá

n(MqC03)=n(CaC03)=0,025 mol.

Vypočítáme hmotnost uhličitanu vápenatého odebraného pro reakci:

m(MqC03)=n(MqC03)*M(MqC03)=0,025mol*84g/mol=2,1g.

Odpověď: m(MqC03) = 2,1 g.

Úkol 4. Napište reakční rovnice, které umožňují následující transformace:

Mq
MQSO 4
Mq(NO 3) 2
MqO
(CH3COO) 2 Mq.

Řešení.

Hořčík se rozpouští ve zředěné kyselině sírové:

Mq + H2S04
MqS04+H2.

Síran hořečnatý vstupuje do výměnné reakce ve vodném roztoku s dusičnanem barnatým:

MqS04 + Ba(N03)2
BaS04+Mq(N03)2.

Při silném zahřátí se dusičnan hořečnatý rozkládá:

2Mq(NO 3) 2
2MqO+ 4N02 + O2.

4. Oxid hořečnatý je hlavním oxidem. Rozpouští se v kyselině octové

MqO + 2CH3COOH
(CH3COO)2Mq + H20.

Glinka, N.L. Obecná chemie. / N.L. Glinka – M.: Integral-press, 2002.

Glinka, N.L. Úlohy a cvičení z obecné chemie. / N.L. Glinka. - M.: Integral-press, 2003.

Gabrielyan, O.S. Chemie. 11. třída: vzdělávací. pro všeobecné vzdělání institucí. / O.S. Gabrielyan, G.G. Lysová. - M.: Drop, 2002.

Achmetov, N.S. Obecná a anorganická chemie. / N.S. Achmetov. – 4. vyd. - M.: Vyšší škola, 2002.

Chemie. Klasifikace, názvosloví a reakční schopnosti anorganických látek: pokyny pro provádění praktické a samostatné práce pro studenty všech forem vzdělávání a všech specializací.