Следует также отметить различие знаков тепловых эффектов, принятых в термохимии и термодинамике. Термохимия рассматривает энергетику процессов с точки зрения их наблюдателя, т. е. положительным знаком отмечает выделение тепла при реакциях. Напротив, термодинамика рассматривает процессы с точки зрения увеличения или уменьшения запаса энергии в самих веществах и положительным знаком отмечает поглощение тепла. Поэтому при пользовании справочниками необходимо прежде всего установить проводимую в них систему обозначений. В настоящей книге принята термохимическая система.

Сами соединения, образующиеся с выделением энергии, называются экзотермичными, а образующиеся с поглощением энергии -- эндотермичными. Подобные озону эндотермичные вещества всегда имеют склонность к распаду (и тем большую, чем более они эндотермичны). Все они, следовательно, более или менее неустойчивы. Однако многие из них всё же можно сохранить, так как при обычных условиях разложение практически не идёт. В частности, это относится к озону, смешанному с избытком кислорода. Вместе с тем чистый озон чрезвычайно взрывчат, и поэтому работы с ним весьма опасны.

Распад молекулы озона инициируется, по-видимому, её столкновением с какой-либо другой частицей (Х). Действительный ход превращения озона в обычный кислород хорошо описывается следующими уравнениями:

О₃ + Х = Х + О₂ + О

и затем О + О₃ = 2 О₂.

Почленное сложение этих двух реакций (с сокращением одинаковых членов) приводит к: 2 О₃ = 3 О₂.

Взрывоопасность озона резко уменьшается при полном исключении возможности его соприкосновения даже со следами способных окисляться веществ. Эффективным путём повышения стабильности (устойчивости) озона является предварительное пропускание исходного молекулярного кислорода сквозь слой нагретого до 700 С оксида меди. Газообразные смеси озона с кислородом не взрывообразны лишь при содержании в них более 80 объёмн. % кислорода.

Молекула О₃ легко отдаёт один атом кислорода. Поэтому озон является сильным окислителем. Под его действием почти все металлы (кроме Аи, Рt и Ir) превращаются в оксиды, сернистые соединения окисляются в сернокислые, аммиак -- в азотистую и азотную кислоты и т.д. Резина очень быстро разрушается озоном, а многие другие органические вещества (например, спирт) при соприкосновении с ним воспламеняются. Эта исключительно высокая окислительная активность озона и является его наиболее характерным химическим свойством.

После некоторого поверхностного окисления довольно хорошо противостоят действию озона Сu, Ni и Sn. Не разрушается озоном также сплав железа (не содержащий углерода) с 25% хрома.

Практическое применение озона основано на его сильном окисляющем и стерилизующем действии. Под действием озона погибают не только бактерии, но и грибковые образования и вирусы. Озонированным воздухом пользуются для дезинфекции помещений (холодильных складов и др.), устранения неприятных запахов (в курительных комнатах и т.д.), стерилизацией питьевой воды, кондиционирования воздуха и проведением других окислительных процессов. Сжигание горючих веществ а атмосфере озона создаёт возможность резкого ускорения сгорания веществ в атмосфере озона создаёт возможность резкого ускорения сгорания и получения более высоких температур, чем при сжигании тех же веществ в кислороде. Поэтому озон представляет большой интерес для реактивной техники.

Основные классы неорганических соединений

Оксиды

Оксидами называются соединения элементов с кислородом, в которых кислород соединяется только с атомами других элементов, например K-O-K, Са=О, О=Si=О. Соединения элементов с кислородом, в которых осуществляется связь между двумя атомами кислорода, называются перекисями (например, K-O-O-K). Почти все элементы образуют соединения с кислородом. В одних случаях оксиды образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ с кислородом, в других -- их получают косвенным путём.

Многие оксиды способны присоединять воду, образуя основания или кислоты. Все оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие.

Неслеобразующих оксидов немного. К ним, в частности, принадлежат гемиоксид азота N₂O, монооксид азота NO, монооксид углерода СО и некоторые другие. Их иногда называют индифферентными (безразличными), однако это название нельзя признать удачным, так как перечисленные оксиды вовсе не индифферентны и легко вступают в различные химические реакции.

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды. Основными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. К основным оксидам принадлежат, например, Li₂O, Na₂O, K₂O, Ag₂O, MgO, CaO, SrO, BaO, HgO, MnO, FeO, NiO. Основными могут быть только оксиды металлов. Но не все оксиды металлов являются основными: многие из них принадлежат к амфотерным или кислотным. Ниже приведены примеры образования солей основными оксидами:

MgO + 2 HCl = MgCl₂ + H₂O

CaO + CO₂ = CaCO₃.

Кислотные оксиды. Кислотными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами:

CO₂ + 2 KOH = K₂CO₃ + H₂O

SrO + SO₃ = SrSO₄.

Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Многие из них соединяются с водой, образуя кислоты. Кислотными являются, например, оксиды типичных неметаллов: B₂O₃, N₂O₃, P₂O₃, P₂O₅, SO₂, CO₂, NO₂, SiO₂.

Кислотный характер имеют также оксиды некоторых металлов в степени окисления пять и выше:

V₂O₅ + Ca(OH)₂ = CaVO₃ + H₂O

CrO₃ + 2 NaOH = Na₂CrO₄ + H₂O

Mn₂O₇ + 2 KOH = 2 KMnO₄ + H₂O.

Амфотерные оксиды. Амфотерными называются оксиды металлов, образующие соли при взаимодействии как с кислотами (кислотными оксидами), так и с основаниями (основными оксидами).

К амфотерным оксидам относятся ZnO, SnO, PbO, Cr₂O₃, Al₂O₃, MnO₂, SnO₂, PbO₂, Fe₂O₃ и др. Амфотерный характер оксида алюминия, например, проявляется во взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом калия:

2 Al₂O₃ + 6 HCl = 2 AlCl₃ + 3 H₂O

Al₂O₃ + 2 KOH = 2 KAlO₂ + H₂O.

И в одном и в другом случае оксид алюминия образует соль. В первой реакции оксид алюминия ведёт себя как основной оксид, и полученную соль можно рассматривать как продукт замещения водорода соляной кислоты алюминием. Во второй реакции оксид алюминия выступает как кислотный: он образует соль, в которой алюминий входит в состав кислотного остатка

Следовательно, амфотерным оксидам присущи свойства как основных, так и кислотных свойств. У различных амфотерных оксидов эта двойственность может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка ZnO одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, т. е. у этого оксида основная и кислотная функции выражены примерно в равной мере. Fe₂O₃ обладает преимущественно основными свойствами и кислотные свойства проявляет, только взаимодействуя со щелочами при высоких температурах. У амфотерного диоксида олова SnO₂ преобладают кислотные свойства.

Номенклатура оксидов. Если элемент образует с кислородом только одно соединение, его называют оксидом независимо от состава. Например, Na₂O -- оксид натрия, CaO -- оксид кальция, Al₂O₃ -- оксид алюминия и т. п.

Если же элемент образует несколько оксидов, то их названия даются с учётом состава оксида. Например:

N₂О -- гемиоксид азота, NO -- монооксид азота, N₂О₃ -- сесквиоксид азота, NO₂ -- диоксид азота, N₂O₅ -- сесквиоксид азота, SО₃ -- триоксид серы, Fe₃О₄ -- оксид железа (II, III). Если элемент обладает переменной валентностью, то после слов оксид элемента в круглых скобках римскими цифрами указывают его валентность, например, оксид фосфора (V), оксид железа (III) и т.д.

Способы получения оксидов.

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом. Многие простые вещества при нагревании на воздухе или в кислороде сгорают, образуя соответствующие оксиды:

2 Мо + 3 О₂ = 2 МоО₃

4 Р + 5 О₂ = 2 Р₂О₅.

2. Разложение оснований. Некоторые основания при нагревании теряют воду, превращаясь в оксиды металлов:

Ва(ОН)₂ = ВаО + Н₂О

2AI(OH)₃ = AI₂O₃ + 3 H₂O.

Реакции протекают с различной степенью лёгкости. Так, образование оксида ртути и оксида серебра из гидроксидов этих металлов происходит уже при комнатной температуре:

Hg(OH)₂ = HgO + H₂O

2 AgOH = Ag₂O + H₂O.

Напротив, гидроксид натрия можно перегнать при 1390 С, без разложения.

3. Разложение кислот. Кислородсодержащие кислоты при нагревании теряют воду, превращаясь в кислотные оксиды:

Н₄SiO₄ = SiO₂ + 2 H₂O

4 HNO₃ = 4 NO₂ + 2 H₂O + O₂.

Иногда можно достичь удаление воды из кислородсодержащих кислот действием на них водоотнимающих средств:

2 HCIO₄ + P₂O₅ = 2 HPO₃ + CI₂O₇

2 HNO₃ + P₂O₅ = 2 HPO₃ + N₂O₅

Некоторые кислоты самопроизвольно теряют воду даже при низких температурах:

H₂CO₃ = H₂O + CO₂

H₂SO₃ = H₂O + SO₂.

4. Разложение солей. Подавляющее большинство солей кислородсодержащих кислот при нагревании разлагается на оксид металла и кислотный оксид:

СаСО₃ = СаО + СО₂

Fe₂(SO₄)₃ = Fe₂O₃ + 3 SO₃

2 Pb(NO₃)₂ = 2 PbO + 4 NO₂ + O₂.

Если оксид металла термически неустойчив, то вместо оксида образуется свободный металл:

2 Ag₂CO₃ = 4 Ag + 2 CO₂ + O₂

Hg(NO₃)₂ = Hg + 2 NO₂ + O₂.

Cоли щелочных металлов отличаются высокой термической устойчивостью. Если они при нагревании всё же разлагаются, то оксиды при этом, как правило, не образуются:

2 KNO₃ = 2 KNO₂ + O₂

2 KCIO₃ = 2 KCI + 3 O₂.

5. Разложение оксидов. Если элемент имеет переменную валентность, то его оксид с меньшим содержанием кислорода можно получить нагреванием оксида, в котором элемент проявляет более высокую степень окисления:

2 SO₃ = 2 SO₂ + O₂

2 N₂O₅ = 2 NO₂ + O₂

4 CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3 O₂.

И наоборот, высшие оксиды иногда удаётся получить окислением низших:

2 СО + О₂ = 2 СО₂

6 PbO + O₂ = 2 Pb₃O₄

P₂O₃ + O₂ = P₂O₅.

6. Вытеснение одних оксидов другими. Эта реакция может быть применена для получения более летучих оксидов вытеснением их менее летучими:

СаСО₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂

CoSO₄ + B₂O₃ = Co(BO₂)₂ + SO₃.

Реакции протекают при высокой температуре и основаны на том, что сесквиоксид бора и диоксид кремния нелетучи и при нагревании вытесняют более летучие: диоксид углерода и триоксид серы.

7. Взаимодействие кислот, обладающих окислительными свойствами, с металлами и неметаллами. Азотная и концентрированная серная кислоты при действии восстановителей образуют оксиды, в которых азот и сера проявляют более низкую степень окисления, чем в исходных кислотах.

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

C + 2 H₂SO₄ = CO₂ + 2 SO₂ + 2 Н₂O.

Пероксиды. Некоторые соединения металлов с кислородом по химическим свойствам существенно отличаются от обычных оксидов. Так, соединения Na₂O₂, BaO₂, ZnO₂ состоят из металла и кислорода, но являются не оксидами, а солями пероксида водорода и поэтому называются пероксидами. У пероксидов связанные друг с другом атомы кислорода образуют не очень прочную пероксидную группу ОО. Поэтому при действии кислот на пероксиды металлов наряду с солями образуется кислород:

О--Na

2 + 2 H₂SO₄ = 2 Na₂SO₄ + 2 H₂O + O₂

О--Na

2 BaO₂ + 4 HNO₃ = 2 Ba(NO₃)₂ + 2 H₂O + O₂.

Смешанные оксиды. Соединения Pb₂O₃, Mn₃O₄, Fe₃O₄ иногда называют двойными или смешанными оксидами. Их можно также рассматривать как соли: Pb₂O₃ PbPbO₃ -- плюмбат свинца (соль свинцовой кислоты H₂PbO₃); Mn₃O₄ Mn₂MnO₄ -- манганит марганца (соль H₄MnO₄); Fe₃O₄ Fe(FeO₂)₂ -- феррит железа (II) (соль НFeO₂). Следовательно, в состав молекулы смешанного оксида входят атомы одного элемента в различных степенях окисления.

Соединения оксидов с водой называют гидратами оксидов. Присоединение оксидом воды не приводит к коренному изменению его химического характера, поэтому гидраты основных оксидов проявляют основные свойства, гидраты амфотерных оксидов -- амфотерные, а гидраты кислотных оксидов имеют кислотные свойства.

Основания (гидроксиды).

Основаниями называют гидраты основных оксидов. Общая формула оснований -- М(ОН)n. Количество гидроксильных групп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaОН -- однокислотное основание, AI(OH)3 -- трёхкислотное основание.

Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимы гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов и гидроксид аммония. В водных растворах такие основания диссоциируют на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы гидроксила. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Са(ОН)₂ СаОН + ОН

СаОН Са² + ОН.

Основания растворимые в воде и хорошо диссоциированные, называются щелочами. Примеры щелочей: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ca(OH)2.

Раствор аммиака в воде проявляет свойства слабого основания, так как на ионы распадается незначительное количество молекул гидроксида аммония NH₄OH.

Основания, как и основные оксиды, взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли:

Ni(OH)₂ + H₂SO₄ = NiSO₄ + 2 H₂O

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

Способы получения оснований.

1. Взаимодействие активных металлов с водой. Щелочные и щелочноземельные металлы уже при комнатной температуре разлагают воду, образуя основания:

2 K + 2 H₂O = 2 KOH + H₂

Ca + 2 H₂O = Ca(OH)₂ + H₂.

2. Непосредственное соединения основных оксидов с водой. Подавляющее большинство основных оксидов непосредственно с водой не соединяется. Только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, присоединяя воду, образуют основания:

Li₂O + H₂O = 2 LiOH

BaO + H₂O = Ba(OH)₂.

3.Взаимодействие солей со щелочами. Этот метод применяют главным образом для получения нерастворимых в воде оснований:

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

FeCI₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃ + 3 NaCI.

Получение растворимых оснований по этому методу возможно в случае, когда в результате реакции образуется нерастворимая соль:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + 2 KOH

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + 2 NaOH.

4. Электролиз растворов солей. Этот метод применяется при получении щелочей в технике, для чего пропускают постоянный электрический ток через водные растворы солей натрия или калия. Например, при электролизе водного раствора хлорида натрия на катоде выделяется водород, на аноде -- хлор, а в растворе накапливается гидроксид натрия. Упаривая такой раствор, получают кристаллический гидроксид натрия. Процессы, происходящие при электролизе раствора хлорида натрия, можно представить следующей схемой:

NaCI Na + CI

H₂O H + OH

На катоде: На аноде:

Н + е = Н СI e = CI

2 H = H₂ 2 CI = CI₂

В растворе в катодном пространстве остаётся NaOH.

Кислоты

Кислотами называются соединения, которые при электролитической диссоциации образуют ионы водорода и других ионов не дают. В водных растворах кислоты диссоциируют на ионы водорода и кислотный остаток. Количество атомов водорода, способных замещаться металлами с образованием солей, определяет основность кислоты. Различают кислоты одноосновные (HCI, HNO₃), двухосновные (H₂SO₄, H₂S), трёхосновные (Н₃РО₄), шестиосновные (H₆V₁₀O₂₈).

В некоторых кислотах не все атомы водорода способны замещаться металлами. Например, молекула уксусной кислоты СН₃СООН содержит четыре атома водорода, однако замещаться металлами способен лишь атом водорода карбоксильной группы СООН, поэтому уксусная кислота является одноосновной. Фосфористая кислота Н₃РО₃ -- двухосновная, фосфорноватистая Н₃РО₂ -- одноосновная.

По химическому составу различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Примерами бескислородных кислот могут служить плавиковая (НF), соляная (НСI), бромводородная (НВr), иодоводородная (НI), циановодородная (синильная НСN), родановодородная (НСNS), сероводородная (H₂S).

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов. Большинство кислотных оксидов образует кислоты в результате непосредственного присоединения воды. Молекулы некоторых ангидридов при разных условиях могут присоединять различные количества молекул воды, образуя соединение с бльшим содержанием воды -- ортокислоту -- и соединение с меньшим содержанием воды -- метакислоту. Например:

Р₂О₅ + Н₂О = 2 НРО₃ -- метафосфорная кислота

Р₂О₅ + 3 Н₂О = 2 Н₃РО₄ -- ортофосфорная кислота

В₂О₃ + Н₂О = 2 НВО₂ -- метаборная кислота

В₂О₃ + 3 Н₂О = 2 Н₃ВО₃ -- ортоборная кислота

Диоксид азота NO₂ при взаимодействии с водой даёт две кислоты -- азотную и азотистую:

2 NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃.

Аналогичным образом ведёт себя диоксид хлора, образующий с водой хлорноватую и хлористую кислоты:

2 CIO₂ + H₂O = HCIO₃ + HCIO₂.

Кислотные оксиды, образованные при взаимодействии с содой две кислоты, называются смешанными ангидридами. При взаимодействии их с основаниями, естественно, образуются две соли.

Многоосновные кислоты в растворах диссоциируют ступенчато:

Н₃РО₄ Н₂РО₄ + Н

Н₂РО₄ НРО₄² + Н

НРО₄² РО₄³ + Н.

Номенклатура кислот. Если элемент, обладающий переменной валентностью, образует несколько кислот, то для их различия в названии используют разные суффиксы. Так, если элемент образует две кислоты, то для обозначения той из них, в которой кислотообразующий элемент имеет более низкую валентность, используют суффикс -ист: H₂SO₄ -- серная кислота, H₂SO₃ -- cернистая, НNO₃ -- азотная кислота, HNO₂ -- азотистая кислота.

Когда элемент образует более двух кислородсодержащих кислот, для их обозначения употребляют суффиксы “оват”, “ист” и “оватист”:

HCIO₄ -- хлорная H₃PO₄ -- фосфорная

HCIO₃ -- хлорноватая H₂PO₃ (H₄P₂O₆)-- фосфорноватая

HCIO₂ -- хлористая H₃PO₃ -- фосфористая

HCIO -- хлорноватистая H₃PO₂ -- фосфорноватистая.

Для обозначения кислот, получаемых частичным обезвоживанием ортокислот, пользуются приставкой пиро:

2 Н₃РО₄ = Н₂О + Н₄Р₂О₇ -- пирофосфорная кислота.

Способы получения кислот.

1. Взаимодействие ангидридов кислот с водой. Большинство ангидридов способно непосредственно присоединять воду, образуя соответствующие кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄

N₂O₅ + H₂O = 2 HNO₃

2. Взаимодействие солей с кислотами. Это наиболее распространённый способ:

2 NaCI + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 HCI

NaNO₃ + HPO₃ = NaPO₃ + HNO₃.

При получении кислот этим способом исходная соль должна быть достаточно растворимой, а взятая для реакции кислота -- более сильной или менее летучей, чем получаемая. Серная кислота является сильной и нелетучей, поэтому ею часто пользуются для получения других кислот. Если получаемая кислота обладает восстановительными свойствами, то вместо серной кислоты для реакции берут фосфорную кислоту.

3. Окисление некоторых простых веществ. Кислоты получаются при действии на некоторые неметаллы сильных окислителей:

I₂ + 5 Cl₂ + 6 H₂O = 2 HIO₃ + 10 HCl

3 P + 5 HNO₃ + 2 H₂O = 3 H₃PO₄ + 5 NO.

4. Взаимодействие неметаллов с водородом. Некоторые бескислородные кислоты можно получить непосредственным соединением неметалла с водородом:

H₂ + I₂ = 2 HI

H₂ + Cl₂ = 2 HCl.

Водные растворы полученных соединений являются кислотами.

Амфотерные гидроксиды

Гидраты амфотерных оксидов, как и сами оксиды, обладают амфотерными свойствами. Эти соединения весьма мало растворимы в воде. Если записать формулу амфотерного гидроксида в общем виде как М(ОН)_x, то диссоциацию гидроксида в растворе по основному и кислотному типам можно представить схемой:

М(ОН)_х М^х+ + х ОН

М(ОН)_х х Н⁺ + МО_х^х.

Поскольку амфотерные гидроксиды диссоциируют по основному и кислотному типам одновременно, этот процесс можно записать следующим образом:

М^х+ + х ОН М(ОН)_х Н_хМО_х х Н⁺ + МО_х^х.

В насыщенном растворе амфотерного гидроксида ионы М^х+, ОН, Н⁺ и Мо_х^х находятся в состоянии равновесия. Поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют основные свойства:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 H₂O

Al(OH)₃ + 3 HCl = AlCl₃ + 3 H₂O.

Продукты реакций -- сульфат цинка и хлорид алюминия -- содержат металл в виде катиона.

Взаимодействуя со щелочами, гидраты амфотерных оксидов проявляют кислотные свойства:

H₂ZnO₂ + 2 KOH = K₂ZnO₂ + 2 H₂O

H₃AlO₃ + 3 NaOH = Na₃AlO₃ + 3 H₂O.

Образовавшиеся соли (цинкат калия и алюминат натрия) содержат соответственно цинк и алюминий в составе кислотного остатка.

Взаимодействие гидроксида алюминия с гидроксидом натрия может протекать и по другой схеме:

H₃AlO₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2 H₂O.

Образовавшуюся соль называют метаалюминатам натрия в отличие от соли Na₃AlO₃, называемой ортоалюминатом натрия. Образование орто- или метасоединения определяется концентрацией щёлочи и условиями реакции: ортоалюминаты образуются в растворах, метаалюминаты -- при сплавлении.

(Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочами в растворах происходит по уравнениям:

Zn(OH)₂ + 2 KOH = K₂[Zn(OH)₄]

Al(OH)₃ + 3 NaOH = Na₃[Al(OH)₆] )

Гидраты амфотерных оксидов обычно получают взаимодействием солей со щёлочью, количество которой рассчитывают по уравнению реакции, например:

ZnSO₄ + 2 NaOH = Zn(OH)₂ + Na₂SO₄

Cr(NO₃)₃ + 3 KOH = Cr(OH)₃ + 3 KNO₃.

Соли

Солью называют продукт замещения атомов водорода в кислоте на металл. Растворимые в воде соли диссоциируют на катион металла и анион -- кислотный остаток. Соли подразделяют на средние, кислые и основные.

Средние соли являются продуктами полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: MgSO₄, Al₂(SO₄)₃, Na₃PO₄. Атомы водорода в кислоте могут быть замещены группой атомов, играющей роль катиона. Например, вместо водорода может стоять аммонийная группа NH₄⁺: NH₄Cl, (NH₄)₂SO₄, (NH₄)₃SO₄.

Иногда атом металла в средней соли бывает связан с двумя различными кислотными остатками; такие соли называют смешанными. Примером смешанной соли может служить белильная известь, являющаяся кальциевой солью двух кислот -- соляной и хлорноватистой: ClCaOCl.

Если атомы водорода многоосновной кислоты замещены двумя различными металлами, то такую соль называют двойной, например NaKCO₃, Na₂NH₄PO₄, KAI(SO₄)₂.

Двойные и смешанные соли как индивидуальные соединения известны только в кристаллическом состоянии, в растворах они полностью диссоциированы на ионы металлов и кислотные остатки.

Название средних солей производят от названий образовавших их кислот и металлов:

CuSO₄ -- сульфат меди, K₂SO₃ -- сульфит калия, Na₂CO₃ -- карбонат натрия, Mg(NO₃)₂ -- нитрат магния, NaNO₂ -- нитрит натрия, NaCI -- хлорид натрия NaCIO -- гипохлорит натрия, NaCIO₂ -- хлорит натрия, КCIO₃ -- хлорат калия, NaCIO₄ -- перхлорат натрия.

Иногда при наименовании средних солей пользуются техническими названиями, например:

NaCI -- поваренная соль, NaCO₃ -- сода кальцинированная, Na₂CO₃10H₂O -- сода кристаллическая, K₂CO₃ -- поташ, KNO₃ -- калийная селитра, KAI(SO₄)₂12H₂O -- алюмокалиевые квасцы.

Кислые соли можно рассматривать, как продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Образование кислых солей характерно только для многоосновных кислот. Кислые соли состоят из металла, кислотного остатка, и водорода, способного замещаться металлами. В водных растворах кислые соли диссоциируют на отрицательно заряженные ионы кислотных остатков и положительно заряженные ионы двух видов -- металла и водорода, например:

NaHSO₄ Na + H + SO₄².

Кислые соли чаще всего образуются при избытке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием оснований:

Са(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2 CaCO₃ + 2 H₂O

MgHPO₄ + NH₄OH = MgNH₄PO₄ + H₂O.

Название кислых солей образуют из названий средних солей, добавляя приставку гидро-:

NaHCO₃ -- гидрокарбонат натрия; KHSO₄ -- гидросульфат калия.

При наименовании кислых солей многоосновных кислот указывают число ещё не замещённых атомов водорода:

NaH₂PO₄ -- дигидрофосфат натрия; Na₂HPO₄ -- гидрофосфат натрия.

Основные соли содержат помимо металла и кислотного остатка гидроксильные группы ОН. Такие соли можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками. Основные соли дают только многокислотные основания: AI(OH)₂CI, Ni(OH)NO₃, AI(OH)SO₄, Cu₂(OH)₂CO₃ и т. п. Все основные соли труднорастворимы в воде. Они обычно образуются при недостатке кислоты и могут быть переведены в средние соли действием кислот, например:

Ni(OH)NO₃ + HNO₃ = Ni(NO₃)₂ + H₂O

Fe(OH)₂CI + 2 HCI = FeCI₃ + 2 H₂O.

Названия основных солей чаще всего выводятся из названий средних, применяя приставку гидрокси-. Если гидроксильных групп в молекуле основной соли больше одной, то количество их указывают приставками ди-, три-, тетра- и т. д.:

Аl(OH)Cl₂ -- гидроксихлорид алюминия

Сr(OH)₂NO₃ -- дигидроксинитрат хрома

Тi(OH)₃CI -- тригидроксихлорид титана

Основные соли при нагревании или со временем способны терять воду. Образующиеся при этом соли, которые, естественно, тоже имеют основной характер, называются оксисолями. Например:

2 Mg(OH)Cl = H₂O + Mg₂OCl₂ -- оксихлорид магния

2 Al(OH)SO₄ = H₂O + Al₂O(SO₄)₂ --оксисульфат алюминия

Al₂(OH)₄SO₄ = H₂O + AI₂O₂SO₄ -- диоксисульфат алюминия

Оксисоли можно перевести в средние соли действием соответствующих кислот:

Zn₂OCl₂ + 2 HCl = 2 ZnCl₂ + H₂O.

Важнейшие способы получения солей

1. Взаимодействие металла с кислотой. Образование солей при взаимодействии металла с кислотами может сопровождаться или не сопровождаться выделением водорода. Это зависит от активности металла, химических свойств кислоты и её концентрации.

Кислоты, не являющиеся окислителями, взаимодействуют лишь с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода. В этих случаях образование солей сопровождается выделением водорода:

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂

Mg + 2 CH₃COOH = Mg(CH₃COO)₂ + H₂.

Металлы, находящиеся в ряду напряжений правее водорода, с такими кислотами не взаимодействуют.

Кислоты, обладающие окислительными свойствами, вступают в реакцию как с активными, так и с малоактивными металлами без выделения водорода:

3 Mg + 8 HNO₃ = 3 Mg(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

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

Характер взаимодействия с металлами серной кислоты существенно зависит от её концентрации. Разбавленная серная кислота не проявляет окислительных свойств и взаимодействует с активными металлами с выделением водорода:

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂.

Концентрированная серная кислота является окислителем и взаимодействует с металлами с образованием солей без выделения водорода:

Cu + 2 H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

2. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

СаО + 2 НCl = CaCI₂ + H₂O

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O.

3. Взаимодействие основания с кислотой. Реакции этого типа имеют большое практическое значение и получили название реакции нейтрализации. Они всегда сопровождаются образованием воды.

Ва(ОН)₂ + 2 НCl = BaCl₂ + 2 H₂O

2 NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O.

4. Взаимодействие соли с кислотой. При реакциях этого типа образуется новая соль и новая кислота. Для осуществления этой реакции необходимо, чтобы взятая кислота была сильнее образующейся или менее летучей. Например:

СаСO₃ + 2 HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + CO₂ + H₂O

2 NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 HCl.

Действием избытка кислоты на средние соли многоосновных кислот получают кислые соли:

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2 NaHSO₄

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂.

5. Взаимодействие основного оксида с кислотным:

СаО + SiO₂ = CaSiO₃

Ag₂O + SO₃ = Ag₂SO₄.

6. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

6 NaOH + P₂O₅ = 2 Na₃PO₄ + 3 H₂O

2 KOH + CrO₃ = K₂CrO₄ + H₂O.

7. Взаимодействие соли с кислотным оксидом. Реакции этого типа происходят преимущественно при нагревании, поэтому вступающий в реакцию кислотный оксид должен быть менее летуч, чем образующийся после реакции:

СаСО₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂

Cr₂(SO₄)₃ + 3 B₂O₃ = 2 Cr(BO₂)₃ + 3 SO₃.

8. Взаимодействие основания с солью. Этой реакцией часто пользуются в практике как для получения солей, так и для получения оснований, основных солей, для перевода кислых солей в средние:

Fe(NO₃)₃ + 3 NaOH = 3 NaNO₃ + Fe(OH)₃

ZnCl₂ + KOH = KCl + Zn(OH)Cl

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2 CaCO₃ + 2 H₂O.

9. Взаимодействие между двумя солями. Это один из самых распространённых методов получения солей. Из двух участвующих в реакции солей в результате двойного обмена образуются две новые соли. Реакции этого типа протекают до конца лишь в том случае, если один из продуктов удаляется из сферы реакции (выпадает в осадок):

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2 NaCl

Ag₂SO₄ + 2 KI = 2 AgI + K₂SO₄.

10. Взаимодействие между металлом и солью. Реакции протекают при условии, что металл находится в ряду напряжений левее металла, входящего в состав исходной соли:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Cu + Hg(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + Hg

11. Взаимодействие металла с неметаллом. Этим методом получают соли бескислородных кислот:

2 Fe + 3 Cl₂ = 2 FeCl₃

Zn + S = ZnS.

12. Взаимодействие металла со щёлочью. Металлы, оксиды которых амфотерны, реагируют с водными растворами щелочей, выделяя водород и образуя соли:

Zn + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂

2 Al + 6 KOH = 2 K₃AlO₃ + 3 H₂.

13. Взаимодействие неметалла со щёлочью. Галогены, сера и некоторые другие элементы взаимодействуют со щелочами, образуя две соли одновременно -- бескислородную и кислородсодержащую:

Сl₂ + 2 KOH = KCl + KClO + H₂O

3 S + 6 NaOH = 2 Na₂S + Na₂SO₃ + 3 H₂O.

14. Взаимодействие неметалла с солью. Некоторые неметаллы способны соединяться с солями с образованием новых солей:

Сl₂ + 2 KI = 2 KCl + I₂

S + Na₂SO₃ = Na₂S₂O₃.

15. Термическое разложение солей. При нагревании некоторых кислородсодержащих солей образуются новые соли, с меньшим содержанием кислорода или вообще его не содержащие:

2 KNO₃ = 2 KNO₂ + O₂

2 KClO₃ = 2 KCl + 3 O₂

4 Na₂SO₃ = Na₂S + 3 Na₂SO₄.