Учебник Химическая азбука Конспект Практикум Тесты Справочник Приложения

ГЛАВА V. Типы химических соединений

предыдущий параграф предыдущий параграф следующий параграф следующий параграф

§6. Соли - соленые, горькие, сладкие и прочие

Что такое соль? Вопрос кажется простым: кто же не знает поваренной соли. Она соленая, она хорошо растворяется в воде, без нее пища становится невкусной… Поваренная соль - это хлорид натрия NaCl.

галит

Эта соль очень важна для человека. Но кроме нее, существует множество других солей, которые тоже нам необходимы. Например, это стиральная ("кальцинированная") сода - карбонат натрия Na2CO3, ляпис - нитрат серебра AgNO3 и алюмокалиевые квасцы - сульфат алюминия-калия KAl(SO4)2 из домашней аптечки, бура (тетраборат натрия Na2B4O7), которую используют, если в доме завелись тараканы… Есть еще сульфит натрия Na2SO3 и тиосульфат натрия (гипосульфит) Na2S2O3, которые в ходу у заядлых фотографов, медный купорос - сульфат меди CuSO4, который добавляют в побелку при ремонте и применяют на огороде против болезней и вредителей растений, и огромное количество других солей.

Общее для всех солей то, что все они в твердом состоянии образуют ионные кристаллы из катионов металла и анионов кислотного остатка, а в воде распадаются на эти ионы. Например, кристаллы хлорида натрия дают в растворе катионы натрия и хлорид-анионы:

NaCl = Na+ + Cl

Откуда берутся соли? Не только из солонки или из банки на полочке в шкафу. Для получения солей можно смешать друг с другом кислоту и основание. Лучше такую реакцию вести, предварительно добавив индикатор (например, лакмус), и стремиться, чтобы смесь стала не кислой и не щелочной, а нейтральной. Если лакмус красного цвета, это указывает на избыток кислоты (надо добавить еще чуть-чуть основания), если лакмус синего цвета - в растворе щелочная среда, надо добавить капельку кислоты. И вот, наконец, среда становится нейтральной: лакмус приобретает фиолетовую окраску. Можно быть уверенным, что в растворе (если не считать лакмуса) присутствуют только два вещества - соль и вода.

Такие реакции получения солей смешиванием кислоты и основания называются реакциями нейтрализации. Вот примеры реакций нейтрализации:

  • NaOH + HCl = NaCl + H2O (для получения хлорида натрия);
  • 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O (для получения сульфата натрия);
  • Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O (для получения нитрата кальция);

А если разобраться подробнее, да еще вспомнить, какую схватку устраивают в растворе катион водорода и гидроксидный анион, то получится вот что: хлороводородная кислота в растворе полностью диссоциирует и превращается в ионы H+ и Cl. Гидроксид натрия в растворе - это ионы Na+ и OH. Когда их смешивают, не миновать "боксерского поединка" катиона H+ и аниона OH:

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

В этом бою катионы натрия Na+ и хлорид-ионы Cl играют всего лишь роль "секундантов" (ни в чем не участвуют, а только со стороны наблюдают, чем дело кончится). Поэтому их формулы можно спокойно сократить и справа, и слева от знака равенства:

H+ + OH = H2O

Так вот в чем состоит суть реакции нейтрализации - во взаимодействии H+ и OH с обязательным образованием H2O!

Уравнения реакций, которые у нас получились, называются ионными. Первое из них, где записаны все без исключения ионы, присутствующие в растворе, называется полным ионным уравнением, а второе - сокращенным ионным.

Но и ионов-"секундантов" в растворе оказывается ровно столько, сколько требуется для появления соли - хлорида натрия NaCl. Только вот как добраться до этой соли? Это просто: надо всего лишь выпарить воду из раствора, полученного при нейтрализации щелочи кислотой. Это можно сделать при нагревании. Когда объем жидкости сократится в два-три раза, чашку с раствором можно будет охладить. При этом в ней появятся кристаллы поваренной соли.

Алхимики считали соль воплощением растворимости. Для нас соль с детства - нечто соленое. Однако далеко не все соли солоны. Соленые соли - хлорид натрия NaCl, хлорид калия KCl и сульфат натрия Na2SO4 ("глауберова соль", которая до сих пор используется как слабительное средство). Но есть горькая, или "английская", соль - сульфат магния MgSO4. Ее тоже используют в медицинских целях как слабительное и успокоительное средство.

тоже галит...

Есть среди солей и сладкие. Это, например, хлорид бериллия BeCl2. Интересно, что ученые, впервые получившие соединения бериллия, даже предлагали дать этому элементу имя "глициний" за вкус солей. А еще одна сладкая соль ацетат свинца Pb(CH3COO)2 так и называется - "свинцовый сахар", или "сахар-сатурн" (сатурн - алхимическое название свинца, по имени "соответствующей" ему планеты). Ацетат свинца входит в состав "свинцовой примочки" - средства от ушибов.

Чтобы в наше цивилизованное время пробовать на вкус соли свинца, а тем более бериллия, надо быть совершенно безрассудным человеком: эти вещества ядовиты. Еще одна чрезвычайно ядовитая соль очень часто попадает в главные "герои" детективных рассказов и шпионских историй - это цианид калия KCN. Старинные книги утверждают, что эта соль - тоже сладковатого вкуса; правда, те, кто ее попробовал, вряд ли успели собственноручно сделать записи в лабораторных тетрадях… Но довольно мрачных шуток. Среди всех солей химики выделяют средние (или нормальные), кислые и основные.

Средние (нормальные) соли получаются по реакциям нейтрализации. При получении средних солей сражение кислоты и основания заканчивается "вничью": химические противники полностью расходуют катионы водорода и гидроксидные анионы.

Если в кислоте атомов водорода больше одного, то это кислота - многоосновная. Ее атомы водорода могут вступать в реакции нейтрализации не только все сразу, но и по очереди. Например, гидроксид натрия NaOH (если его меньше, чем обычно) может реагировать с серной кислотой H2SO4 и так:

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O

В результате сражение кислоты и основания заканчивается убедительной победой кислоты с получением кислой соли - гидросульфата натрия NaHSO4.

Если, наоборот, в реакции нейтрализации побеждает основание с несколькими гидроксидными группами в формуле, то получается основная соль - гидроксид-нитрат кальция CaNO3(OH):

Ca(OH)2 + HNO3 = CaNO3(OH) + H2O

Чтобы реакция прошла именно так, а не иначе, гидроксида кальция должен быть избыток.

Интересно, что кислые соли почти все хорошо растворимы в воде, а среди основных солей много нерастворимых.

Вообще-то соли относятся к воде по-разному. Некоторые из них очень плохо растворяются в воде - можно сказать, страдают "водобоязнью". Это, например, сульфат бария BaSO4, который используют при рентгеновском обследовании желудка, или карбонат кальция CaCO3 - обыкновенный мел. Чтобы полностью растворить щепотку порошка CaCO3 или BaSO4, потребуется целая цистерна воды.

Другие соли воду любят и с удовольствием "купаются". В домашнем хозяйстве, чтобы улучшить качество воды для стирки, используют ортофосфат натрия Na3PO4 ("тринатрийфосфат"). Эта соль растворяется в воде прекрасно. Неплохо растворима в воде питьевая сода - гидрокарбонат натрия NaHCO3. Подробнее о растворимости химических веществ будет рассказано далее (см. параграф "Аппетит растворов").

Существуют соли, которые умудряются выискивать и улавливать воду даже из воздуха и с удовольствием "расплываются" в ней. Такое свойство веществ носит название "гигроскопичность". Гигроскопичен, например, хлорид кальция CaCl2, поэтому для хранения этого вещества необходимо приготовить плотно закрытую банку, иначе через несколько дней кристаллы соли превратятся в "сиропчик".


Задание Задание 44. Соли



Задание Творческое задание. Обвиняются... соли.




предыдущий параграф предыдущий параграф следующий параграф следующий параграф
Введение
ГЛАВА I.
Что изучает химия?
ГЛАВА II.
Строение атомов и Периодический закон
ГЛАВА III.
Химическая связь и строение молекул
ГЛАВА IV.
Простые и сложные вещества. Водород и кислород

ГЛАВА V.
Типы химических соединений

  1. Вещества в классе
  2. Оксиды - дети "оксигена"
  3. Почему кислоты кислы?
  4. А это - основания
  5. Зачем нужны индикаторы?
  6. Соли - соленые, горькие, сладкие и прочие
  7. Хоровод ионов
  8. Те, у кого два лица
ГЛАВА VI.
Растворы и растворимость

Учебник Химическая азбукаКонспект
ПрактикумТесты СправочникПриложения
©2003 Copyright by alhimik.ru