Р — вещество хорошо растворимо в воде; М — малорастворимо; Н — практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.

В водных растворах соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и (или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.

Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг2 • ЗС2Н5ОН.

Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.

Химические свойства солей

Наиболее распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислительно-восстановительные реакции солей

Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.

а) Реакции за счет иона металла.

Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл. Приведем пример:

Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности левее, являются более активными.

б) Реакции за счет кислотного остатка.

В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда – многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками.

Например:

2. Обменные реакции солей

Такие реакции могут происходить, когда соли реагируют:

а) с кислотами;

б) с щелочами:

в) с другими солями.

При проведении обменных реакций берут растворы солей. Общим требованием для таких реакций является образование малорастворимого продукта, который удаляется из раствора в виде осадка. Например:

а) CuSO₄ + H₂S = CuS (осадок) + H₂SO₄

AgNO₃ + HCl = AgCl (осадок) + HNO₃

б) FeCl₃ + 3 NaOH = Fe(OH)₃ (осадок) + 3 NaCl

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂ (осадок) + K₂SO₄

в) BaCl₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ (осадок) + 2 KCl

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ (осадок) + 2NaCl

Если хотя бы один продукт таких обменных реакций не уходит из сферы реакции в виде осадка (иногда – в виде газа), то при смешивании растворов образуется только смесь ионов, на которые при растворении распадаются исходная соль и реагент. Таким образом, обменная реакция произойти не может.

3. Термическое разложение твердых солей

1. Карбонаты:
          t°
   СаСО₃ СаО + СО₂

2. Гидрокарбонаты:

Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃¯ + CO₂­ + H₂O

1. Нитраты: 2Cu(NO₃)₂ ® 2CuO + 4NO₂­ + O₂­

1.  Соли аммония: NH₄Cl ® NH₃­ + HCl­

4.Гидролиз солей

Вода — слабый электролит. В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны. В растворах солей это равновесие нарушается, если соль образована слабым основанием или слабой кислотой.

Взаимодействие ионов растворимой соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита и смещению ионного равновесия воды, называется гидролизом.

Гидролизу подвергаются лишь те соли, в составе которых есть ион слабого основания (гидролиз по катиону) или слабой кислоты (гидролиз по аниону), так как только при этом условии образуется слабый электролит, "несвязанные" ионы воды создают в растворах солей либо кислую, либо щелочную среду.

1.Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием, гидролизуются по аниону. Это обратимый процесс. Краткое ионное уравнение (в общем виде) отражает взаимодействие одного аниона слабой кислоты с одной молекулой воды, приводящее к присоединению протона и образованию одной молекулы слабой одноосновной кислоты или одного гидроаниона слабой многоосновной кислоты. Реакция среды в растворе такой соли щелочная.

Na₂CO₃+ H₂O « NaOH+ NaHCO₃

2.Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, гидролизуются по катиону. Каждый такой катион обратимо взаимодействует с одной молекулой воды, отрывая от нее один гидроксид-ион. При этом образуются либо слабое однокислотное основание, либо гидроксокатион слабого многокислотного основания. Реакция среды в растворах таких солей кислая.

2NH₄ SO₄+2 H₂O« 2NH₄OH+ H₂SO₄

3.Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, подвергаются гидролизу в наибольшей степени (и по аниону, и по катиону), связывая и Н+, и ОН~-ионы воды. Реакция среды в растворах таких солей близка к нейтральной. В тех случаях, когда соль образована ионами слабого нерастворимого многокислотного основания и слабой летучей многоосновной кислоты (например, сульфиды алюминия и хрома), гидролиз протекает мгновенно и необратимо. Такие соли не существуют в водном растворе, так как вступают с водой в необратимую химическую реакцию гидролиза, приводящую к образованию осадка слабого основания и летучей кислоты.

Al₂S₃+ H₂O «3H₂ S+2 Al(OH)₃

4.Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются, так как их ионы не могут связать ионы воды в слабый электролит. Реакция среды в растворах таких солей практически нейтральная. (NaCl)

Применение солей

Ряд солей являются соединениями, необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов (соли натрия, калия, кальция, а также соли, содержащие элементы азот и фосфор). Ниже, на примерах отдельных солей, показаны области применения представителей данного класса неорганических соединений.

NaCl - хлорид натрия. О широте использования этой соли говорит тот факт, что мировая добыча этого вещества составляет 200 млн. т.

Эта соль находит широкое применение в пищевой промышленности, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия, соды (Na₂CO₃). Эта соль находит разнообразное применение в нефтяной промышленности, например, как добавка в буровые растворы для предупреждения образования каверн при бурении скважин, как регулятор сроков схватывания цементных тампонирующих составов, для понижения температуры замерзания (антифриз) буровых и цементных растворов.

KCl - хлорид калия. Входит в состав буровых растворов, способствующих сохранению устойчивости стенок скважин в глинистых породах, является распространенным калийным удобрением.

Na₂CO₃ - карбонат натрия, сода. Входит в состав смесей для производства стекла, моющих средств. Реагент для увеличения щелочности среды, улучшения качества глин для глинистых буровых растворов. Используется для устранения жесткости воды при ее подготовке к использованию (например, в котлах), широко используется для очистки природного газа от сероводорода и для производства реагентов для буровых и тампонажных растворов.