Комплексные соли для егэ по химии - Помощь в подготовке к экзаменам и поступлению

2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка).

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

Реакция соли с металлом протекает в том случае, если исходный свободный металл более активен, чем тот, который входит в состав исходной соли. Узнать о том, какой металл более активен, можно, воспользовавшись электрохимическим рядом напряжений металлов.

Так, например, железо взаимодействует с сульфатом меди в водном растворе, поскольку является более активным, чем медь (левее в ряду активности):

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Следует отметить, что такие активные металлы, как щелочные и щелочноземельные, при их добавлении к водным растворам солей будут прежде всего реагировать не с солью, а входящей в состав растворов водой.

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)_x.

Для того чтобы средняя соль реагировала с гидроксидом металла, должны одновременно (!) выполняться два требования:

в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

1) PbS + KOH
2) FeCl₃ + NaOH

Рассмотрим первое взаимодействие сульфида свинца и гидроксида калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», обозначив таким образом, что пока не известно, протекает ли реакция на самом деле:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид свинца (II), который, судя по таблице растворимости, нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако, вывод о том, что реакция протекает, пока сделать нельзя, так как мы не проверили удовлетворение еще одного обязательного требования – растворимости исходных соли и гидроксида. Сульфид свинца – нерастворимая соль, а значит реакция не протекает, так как не выполняется одно из обязательных требований для протекания реакции между солью и гидроксидом металла. Т.е.:

Рассмотрим второе предполагаемое взаимодействие между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия. Запишем предполагаемую реакцию ионного обмена и пометим ее слева и справа «шторками», как и в первом случае:

В предполагаемых продуктах мы видим гидроксид железа (III), который нерастворим и должен выпадать в осадок. Однако сделать вывод о протекании реакции пока еще нельзя. Для этого надо еще убедиться в растворимости исходных соли и гидроксида. Оба исходных вещества растворимы, значит мы можем сделать вывод о том, что реакция протекает. Запишем ее уравнение:

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Распознать осадок среди предполагаемых продуктов практически всегда можно по таблице растворимости. Так, например, серная кислота реагирует с нитратом бария, поскольку в осадок выпадает нерастворимый сульфат бария:

Распознать слабую кислоту по таблице растворимости нельзя, поскольку многие слабые кислоты растворимы в воде. Поэтому список слабых кислот следует выучить. К слабым кислотам относят H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, HF, HNO₂, H₂SiO₃ и все органические кислоты.

Так, например, соляная кислота реагирует с ацетатом натрия, поскольку образуется слабая органическая кислота (уксусная):

Следует отметить, что сероводород H₂S является не только слабой кислотой, но и плохо растворим в воде, в связи с чем выделяется из нее в виде газа (с запахом тухлых яиц):

Кроме того, обязательно следует запомнить, что слабые кислоты — угольная и сернистая — являются неустойчивыми и практически сразу же после образования разлагаются на соответствующий кислотный оксид и воду:

Выше было сказано, что реакция соли с кислотой идет в том случае, если образуется осадок или слабая кислота. Т.е. если нет осадка и в предполагаемых продуктах присутствует сильная кислота, то реакция не пойдет. Однако есть случай, формально не попадающий под это правило, когда концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород при действии на твердые хлориды:

Однако, если брать не концентрированную серную кислоту и твердый хлорид натрия, а растворы этих веществ, то реакция действительно не пойдет:

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

исходные соли растворимы;
в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Например, сульфат бария не реагирует с карбонатом калия, поскольку несмотря на то что в предполагаемых продуктах есть осадок (карбонат бария), не выполняется требование растворимости исходных солей.

В то же время хлорид бария реагирует с карбонатом калия в растворе, поскольку обе исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок:

Газ при взаимодействии солей образуется в единственном случае – если смешивать при нагревании раствор любого нитрита с раствором любой соли аммония:

Причина образования газа (азота) заключается в том, что в растворе одновременно находятся катионы NH₄⁺ и анионы NO₂^— , образующие термически неустойчивый нитрит аммония, разлагающийся в соответствии с уравнением:

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

Все нерастворимые карбонаты, а также карбонаты лития и аммония термически неустойчивы и разлагаются при нагревании. Карбонаты металлов разлагаются до оксида металла и углекислого газа:

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Абсолютно все нитраты разлагаются при нагревании, при этом тип разложения зависит от положения металла в ряду активности. Схема разложения нитратов металлов представлена на следующей иллюстрации:

Так, например, в соответствии с этой схемой уравнения разложения нитрата натрия, нитрата алюминия и нитрата ртути записываются следующим образом:

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония и нитрата железа (II):

Реакция разложения нитрата железа (II) снова стала встречаться в ЕГЭ по химии. В заданиях фигурирует формулировка о его разложении в токе воздуха, однако, что в токе воздуха, что без него, уравнение будет одинаковым. Писать оксид FeO при разложении нитрата железа (II) будет ошибкой.

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

В случае, если кислотный остаток обладает окислительными свойствами, вместо аммиака образуется какой-либо продукт его окисления, например, молекулярный азот N₂ или оксид азота (I):

Разложение хлората калия

Реакция разложения хлората калия может протекать по-разному. В присутствии катализатора (как правило MnO₂), реакция приводит к образованию хлорида калия и кислорода:

Без катализатора, реакция будет протекать по типу диспропорционирования:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

Кислые соли реагируют с щелочами. При этом, если щелочь содержит тот же металл, что и кислая соль, то образуются средние соли:

Также, если в кислотном остатке кислой соли осталось два или более подвижных атомов водорода, как, например, в дигидрофосфате натрия, то возможно образование как средней:

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Важно отметить, что кислые соли реагируют с любыми щелочами, в том числе и теми, которые образованы другим металлом. Например:

Кислые соли, образованные слабыми кислотами, реагируют с сильными кислотами аналогично соответствующим средним солям:

Более подробно, с разбором алгоритмов составления уравнений, взаимодействие кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрено в данной публикации.

Термическое разложение кислых солей

Все кислые соли при нагревании разлагаются. В рамках программы ЕГЭ по химии из реакций разложения кислых солей следует усвоить, как разлагаются гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при температуре более 60 ^оС. При этом образуются карбонат металла, углекислый газ и вода:

Последние две реакции являются основной причиной образования накипи на поверхности водонагревательных элементов в электрических чайниках, стиральных машинах и т.д.

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Основные соли всегда реагируют со всеми сильными кислотами. При этом могут образоваться средние соли, если использовались кислота с тем же кислотным остатком, что и в основной соли, или смешанные соли, если кислотный остаток в основной соли отличается от кислотного остатка реагирующей с ней кислоты:

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

В рамках программы ЕГЭ по химии следует усвоить химические свойства таких комплексных соединений алюминия и цинка, как тетрагидроксоалюминаты и третрагидроксоцинкаты.

Тетрагидроксоалюминатами и тетрагидроксоцинкатами называют соли, анионы которых имеют формулы [Al(OH)₄]^— и [Zn(OH)₄]^2- соответственно. Рассмотрим химические свойства таких соединений на примере солей натрия:

Данные соединения, как и другие растворимые комплексные, хорошо диссоциируют, при этом практически все комплексные ионы (в квадратных скобках) остаются целыми и не диссоциируют дальше:

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

При действии же на них недостатка сильных кислот в новую соль переходит только активный металл. Алюминий и цинк в составе гидроксидов выпадают в осадок:

Осаждение гидроксидов алюминия и цинка сильными кислотами не является удачным выбором, поскольку сложно добавить строго необходимое для этого количество сильной кислоты, не растворив при этом часть осадка. По этой причине для этого используют углекислый газ, обладающий очень слабыми кислотными свойствами и благодаря этому не способный растворить осадок гидроксида:

В случае тетрагидроксоалюмината осаждение гидроксида также можно проводить, используя диоксид серы и сероводород:

В случае тетрагидроксоцинката осаждение сероводородом невозможно, поскольку в осадок вместо гидроксида цинка выпадает его сульфид:

При упаривании растворов тетрагидроксоцинката и тетрагидроксоалюмината с последующим прокаливанием данные соединения переходят соответственно в цинкат и алюминат:

Источник

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Состав комплексных соединений

Номенклатура комплексных соединений

Реакции образования комплексных соединений

Реакции разрушения комплексных соединений

Диссоциация комплексных соединений

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Состав комплексных соединений

Рис. 1. Состав комплексного соединения

Комплексное соединение, рисунок 1, состоит из внутренней и внешней сферы. Центральная частица, вокруг которой расположены окружающие ее лиганды, называется комплексообразователем. Число лигандов комплексообразователя называется координационным числом.

Номенклатура комплексных соединений

Комплексное соединение может состоять из комплексного катиона, комплексного аниона или может быть нейтральным.

Соединения с комплексными катионами. Вначале называют внешнесферный анион, затем перечисляют лиганды, затем называют комплексообразователь в родительном падеже (ему дается русское название данного элемента). После названия комплексообразователя в скобках римской цифрой указывается его степень окисления.

К латинскому названию анионного лиганда добавляется окончание “о” (F^— — фторо, Cl^— -хлоро, ОН^— — гидроксо, CN^— — циано и т.д). Аммиак обозначают термином “аммин”, СО – карбонил, NO – нитрозил, H₂O – аква.

Число одинаковых лигандов называют греческим числительным: 2 –ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса, 7 – гепта и т.д.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ – сульфат тетраамминмеди (II),

[Ni(H₂O)₆]Cl₂ – хлорид гексаакваникеля (II).

Вначале перечисляют лиганды анионные, затем нейтральные, затем катионные. Например,

[Pt(NH₃)₅Cl]Cl₃ – хлорид хлоропентаамминплатины (IV) .

Если в комплексе имеются несколько лигандов одинакового знака заряда, то они называются в алфавитном порядке:

[CoCl₂(H₂O)(NH₃)₃]Cl – хлорид дихлороакватриамминкобальта (III).

Соединения с комплексными анионами. Вначале называют комплексный анион в именительном падеже: перечисляют лиганды, затем комплексообразователь (ему дается латинское название и к названию добавляется окончание “ат”). После названия комплексообразователя указывается его степень окисления. Затем в родительном падеже называется внешнесферный катион.

Na₂[Zn(OH)₄] – тетрагидроксоцинкат (II) натрия;

K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия;

K₂[СuCl₄] – тетрахлорокупрат (II) калия.

Соединения без внешней сферы. Вначале называют лиганды, затем комплексообразователь в именительном падеже с указанием его степени окисления. Все название пишется слитно.

[Ni(CО)₄] – тетракарбонилникель (0);

[Pt(NH₃)₂Cl₄] – тетрахлородиамминплатина (IV).

Реакции образования комплексных соединений

Комплексные соединения обычно получают действием избытка лигандов на содержащее комплексообразователь соединение. Координационное число, как правило, в 2 раза больше степени окисления комплексообразователя. Из этого правила бывают, однако, исключения.

Образование гидроксокомплексов.

AlCl₃ + 6NaOH_(изб) = Na₃[Al(OH)₆] + 3NaCl

AlCl₃ + 4NaOH_(изб) = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

ZnSO₄ + 4NaOH_(изб) = Na₂[Zn(OH)₄] + Na₂SO₄

Образование комплексных солей.

Если комплексообразователем является Fe²⁺ или Fe³⁺, то координационные числа в обоих случаях равны шести:

FeCl₂ + 6KCN_(изб) = K₄[Fe(CN)₆] + 2KCl

Fe₂(SO₄)₃ + 12KCN_(изб) = 2 K₃[Fe(CN)₆] + 3K₂SO₄

Координационные числа ртути и меди, как правило, равны четырем:

Hg(NO₃)₂ + 4KI_(изб) = K₂[HgI₄] + 2KNO₃

CuCl₂ + 4NH_3(изб) = [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Для большинства аква- и амминных комплексов ионов d-элементов координационное число равно шести:

NiCl₂ + 6NH_{3 (изб)} = [Ni(NH₃)₆]Cl₂

Реакции разрушения комплексных соединений

Разрушение комплексных соединений происходит в результате:

- - образования малорастворимого соединения с комплексообразователем:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + Na₂S = CuS↓ + 4NH₃↑ + Na₂SO₄

- - образования более прочного комплексного соединения с комплексообразователем или с лигандом:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4KCN_(изб) = K₂[Cu(CN)₄] + 4NH₃↑ + K₂SO₄

[Cu(NH₃)₄]SO₄ + 4HCl = 4NH₄Cl + CuSO₄

- - образования малодиссоциированного электролита:

Na₂[Zn(OH)₄] + 4HCl_(изб) = 2NaCl + ZnCl₂ + 4H₂O

- - действия любой сильной кислоты на гидрокомплексы; в этом случае образуется соль и вода:

К₃[Al(OH)₆] + 6HCl_(изб) = 3KCl + AlCl₃ + 6H₂O

- - нагревания некоторых комплексных соединений:

[Cu(NH₃)₄]SO₄ → CuSO₄ + 4NH₃↑

Na[Al(OH)₄] → NaAlO₂ + 2H₂O

- - окислительно-восстановительных реакций:

2Na[Ag(CN)₂] + Zn = Na₂[Zn(CN)₄] + 2Ag

6K₄[Fe(CN)₆] +K₂Cr₂O₇+7H₂SO₄=6K₃[Fe(CN)₆] +Cr₂(SO₄)₃+4K₂SO₄+7H₂O

Диссоциация комплексных соединений

Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы. В то же время комплексный ион диссоциирует в незначительной степени как ассоциированный электролит. Количественной характеристикой диссоциации внутренней сферы в растворе является константа нестойкости, представляющая собой константу равновесия процесса диссоциации комплексного иона.

Например, в растворе комплексное соединение [Ni(NH₃)₆]SO₄ диссоциирует следующим образом:

[Ni(NH₃)₆]SO₄ = [Ni(NH₃)₆]²⁺ + SO₄^2-

Для комплексного иона [Ni(NH₃)₆]²⁺, диссоциирующего по уравнению

[Ni(NH₃)₆]²⁺ → Ni²⁺ + 6NH₃

константа равновесия процесса диссоциации носит название константы нестойкости К_н. Для рассматриваемого процесса К_н равна

К_н= [Ni²⁺]·[NH₃]⁶ / [[Ni(NH₃)₆]²⁺] (1)

Величина, обратная К_н, называется константой устойчивости:

К_у = 1/К_н (2)

Она представляет собой константу равновесия процесса образования комплексного иона:

Ni²⁺ + 6NH₃ ↔ [Ni(NH₃)₆]²⁺

Константа нестойкости К_н связана с изменением энергии Гиббса процесса диссоциации комплекса уравнением:

ΔG_T^о = — RTln К_н (3)

Примеры решения задач:

Задача 1. Вычислите:

1) Концентрацию ионов NO₃^— в 0,01 М растворе [Ag(NH₃)₂]NO₃.

2) Концентрацию Ag⁺ в 0,01 М растворе [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащем 2 моль/л избыточного аммиака,
если К_н[Ag(NH₃)₂]⁺ = 5,7× 10^— ⁸ при 298 К.

3) Величину ΔG^o₂₉₈ процесса диссоциации комплексного иона.

Решение:

[Ag(NH₃)₂]NO₃ = [Ag(NH₃)₂]⁺ + NO₃^—

[NO₃^— ] = 0,01М, поскольку комплекс диссоциирует как сильный электролит на комплексный ион и ионы внешней сферы.

2) Комплексный ион диссоциирует незначительно:

[Ag(NH₃)₂]⁺ → Ag⁺ + 2NH₃

Положение равновесия комплексного иона в присутствии избытка NH₃ еще больше смещено влево.

Пусть продиссоциировало x моль/л комплексного иона, тогда образовалось x моль/л ионов Ag⁺ и 2x моль/л аммиака. Суммарная концентрация аммиака равна (2x+2) моль/л. Концентрация недиссоциированного комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺ составляет: (0,01–x) моль/л.

Концентрация аммиака, связанная с диссоциацией комплексного иона, ничтожно мала по сравнению с избытком аммиака. Доля комплексного иона, подвергшегося диссоциации, также ничтожно мала. Значит,

x = 1,43× 10^{— 10}

Следовательно, [Ag⁺] = 1,43× 10^— 10 моль/л.

Константа нестойкости связана с изменением энергии Гиббса процесса диссоциации [Ag(NH₃)₂]⁺ уравнением:

ΔG^о_T = — RTln К_н .

Значит, при Т = 298 К получаем:

ΔG^о₂₉₈ = — 8,314× 298× ln5,7× 10^— 8 = 41326 Дж = 413,3 кДж.

Задача 2. Произойдет ли осаждение AgCl при сливании 0,01М раствора [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащего 2 моль/л избыточного NH₃, с равным объемом 0,5М раствора KCl, если при 298 К ПР(AgCl) = 1,73× 10^— 10, К_н.[Ag(NH₃)₂]⁺ = 5,7× 10^— 8.

Решение. Осадок выпадет при условии: [Ag⁺][Сl^— ] > ПР(AgCl), т.е. если произведение концентраций ионов Ag⁺ и Сl^— в растворе будет больше ПР, то раствор окажется пересыщенным и из него будет выпадать осадок.

После смешения равных объемов растворов концентрации [Ag(NH₃)₂]NO₃, NH₃ и KCl уменьшатся в 2 раза и станут равными 5× 10^-3, 1 и 0,25 М соответственно.

Найдем концентрацию [Ag⁺] тем же способом, что и в предыдущей задаче,

откуда x = 2,85× 10^— 10.

Значит, [Ag⁺] = 2,85× 10^— 10 моль/л, а [Сl^— ] = 0,25 моль/л.

Следовательно, произведение концентраций ионов равно:

[Ag⁺][Сl^— ] = 2,85× 10^— 10× 0,25 = 7,1× 10^— 11(моль/л)².

Поскольку [Ag⁺][Сl^— ] = 7,1× 10^— 11 < 1,73× 10^— 10, то осадок не выпадет.

Задача 3. При какой концентрации ионов S^2-начнется выпадение осадка CdS из 0,6М раствора Na₂[Cd(CN)₄], содержащего 0,04 моль/л избыточного NaCN, если ПР(CdS) = 7,9× 10^— 27, К_н[Cd(CN)₄]^2-= 7,8× 10^— 18.

Решение. Осадок выпадет при условии: [Cd²⁺][S^2-] > ПР(CdS), т.е. если произведение концентраций ионов Cd²⁺ и S^2-в растворе будет больше ПР. Следовательно, выпадение осадка начнется при [S^2-] > ПР(CdS):[Cd²⁺].

Na₂[Cd(CN)₄] = [Cd(CN)₄]^2-+ 2Na⁺

Комплексный ион диссоциирует незначительно:

[Cd(CN)₄]^2- → Cd²⁺ + 4CN^—

Пусть продиссоциировало x моль/л комплексного иона, тогда образовалось x моль/л ионов Cd²⁺ и 4x моль/л ионов CN^— . Суммарная концентрация ионов CN^— равна (4x + 0,04) моль/л. Концентрация недиссоциированного комплексного иона [Cd(CN)₄]^2-составляет: (0,6 – x) моль/л.

К_н[Cd(CN)₄]^2-= [Cd²⁺ ] · [CN^—]⁴/ [[Cd(CN)₄]^2-]

x = 1,8·10^— 12 .

Следовательно, [Cd²⁺] = 1,8·10^— 12 моль/л.

Выпадение осадка начнется при [S^2-] > 7,9·10^— 27: 1,8·10^— 12 > 4,39·10^— 15 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. Назовите следующие комплексные соединения:

Na₂[Pt(CN)₄Cl₂],

[Cu(NH₃)₄](NO₃)₂,

[Cu(H₂O)₄]SO₄

Na₂[Pt(CN)₄Cl₂] – дихлоротетрацианоплатинат (IV) натрия;

[Cu(NH₃)₄](NO₃)₂ – нитрат тетраамминмеди (II);

[Cu(H₂O)₄]SO₄ – сульфат тетрааквамеди (II);

2. Назовите следующие комплексные соединения

[Co(H₂O)₃Cl₃],

[Ni(NH₃)₆][PtCl₄].

[Co(H₂O)₃Cl₃] – трихлоротриаквакобальт (III);

[Ni(NH₃)₆][PtCl₄] – тетрахлороплатинат (II) гексаамминникеля (II).

3. Составьте уравнение химической реакции:

Cr₂(SO₄)₃ + NaOH (изб.)→

4. Составьте уравнение химической реакции:

Cd(NO₃)₂ + Na₂SO₃ (изб.)→

5. Составьте уравнение химической реакции:

[Ag(NH₃)₂]NO₃ + Na₂S →

6. Составьте уравнение химической реакции:

[Ag(NH₃)₂]NO₃ -t→

7. Составьте уравнение химической реакции:

K₄[Fe(CN)₆] + Н₂O₂ + H₂SO₄ →

8. Сколько граммов серебра содержится в виде ионов в 0,04М растворе K[Ag(CN)₂], содержащем в избытке 1,3 г KCN в 1 л раствора. Константа нестойкости иона [Ag(CN)₂]^—равна 1,4·10^—20.

9. Произойдет ли осаждение сульфида ртути, если к 1 л 0,3 М раствора K₂[HgI₄], содержащему избыточных 0,01 моль KI, добавить 1·10^— ⁴ моль K₂S? ПР(HgS) = 1,6·10^— ⁵², К_н [HgI₄]^2-= 1,5·10^— ³¹.

10. При какой концентрации ионов Cl^— начнется выпадение осадка AgCl из 0,6М раствора [Ag(NH₃)₂]NO₃, содержащего 1,2 моль/л избыточного аммиака, если ПР(AgCl) = 1,73·10^—¹⁰, К_н [Ag(NH₃)₂]⁺ = 5,7·10^— ⁸.

Источник

3 ноября 2021

В закладки

Обсудить

Жалоба

Комплексные (координационные) соединения

Презентация предназначена для изучения материала по теме «Комплексные соединения» на углубленном уровне в 11 классе.

Комплексные соединения (КС) – это вещества, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе.

kompleks-s.pptx
kompleks-s.pdf

Автор: Плис Татьяна Фёдоровна.

Источник

1. Металл + кислота = соль + водород

2. Металл + соль= соль + металл

3. Металл (амфотерный) + щелочь (сплавление) = соль + водород

4. Основной оксид + кислота = соль + вода

5. Основный оксид + кислотный оксид = соль

6. Кислотный оксид + основание = соль + вода

7. Кислотный оксид + соль более летучей кислоты = соль + летучий оксид

8. Амфотерный оксид + карбонаты щелочных металлов = соль + газ

9. Гидриды металлов разлагаются кислотами = соль + водород:

10. Щёлочь + кислота = соль + Н₂О (реакция нейтрализации)

11. Соль с кислотными оксидами = кислые и средние соли (избыток щелочи → средняя, избыток оксида → кислая)

12. Щелочь с растворами средних солей = соль + основание

13. Щелочь с кислыми солями = средняя соль.

14. Щелочь с амфотерными оксидами и гидроксидами = средняя соль (сплавление)+ H2O

15. Щелочь с амфотерными металлами (кроме Fe и Cr) = средняя соль + H2↑ (сплавление)

16. Щелочь с неметаллами = соль + H2↑, с серой и галогенами – 2 соли (кислородсодержащая + бескислородная + H2O (не реагируют N2, C, O2, инертные газы)

17. Взаимодействие кислот с растворами солей →соль + кислота (образуется осадок или газ)

18. Соль1 + соль2 = соль3 + соль4

19. Кислые соли с металлами, стоящими левее атома водорода = средние соли + водород

20. Кислые соли с основными оксидами = средняя соль + вода

21.Кислые соли с основаниями = средняя соль + вода

22. Кислые соли с кислотами = кислота более слабая или летучая + соль (обычно берут сухую соль и действуют на нее концентрированной кислотой):

23. Разложение кислых солей = средняя соль + вода + оксид

24. Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние

содержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO3‑, Н2РO42‑, HPO42‑ и др.

NaHSO4- гидросульфат натрия

Ва(Н2РO4)2 – дигидрофосфат бария

1. ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛЫХ СОЛЕЙ
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело

КHSO4 → К⁺ + HSO4¯

Образующиеся кислые анионы, в свою очередь, обратимо диссоциируют:

HSO4¯ ↔ H⁺ + SO4²¯

2. РЕАГИРУЮТ С МЕТАЛЛАМИ (стоящими левее водорода) = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДОРОД

2KНSO4 + Mg = H2 + MgSO4 + K2SO4

3. РЕАГИРУЮТ С ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДА

2KHSO4 + MgO = H2O + MgSO4 + K2SO4,

2NaHCO3 + CuO = H2O + CuCO3 + Na2CO3

4. РЕАГИРУЮТ С ЩЕЛОЧАМИ = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДА

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2O

Pb(HSO4)2 + Pb(OH)2 = 2PbSO4↓ + 2H2O

5. РЕАГИРУЮТ С КИСЛОТАМИ, если в результате реакции образуется кислота более слабая или летучая (обычно берут сухую соль и действуют на нее концентрированной кислотой):

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑

5. С РАСТВОРАМИ СОЛЕЙ, если выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода:

2KHSO4 + MgCO3 = H2O + CO2↑ + K2SO4 + MgSO4,

2KHSO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + K2SO4 + 2HCl.

2NaHCO3 + BaCl2 = BaCO3↓ + Na2CO3 + 2HCl

6. НЕКОТОРЫЕ КИСЛЫЕ СОЛИ ПРИ НАГРЕВАНИИ РАЗЛАГАЮТСЯ

Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑ + H2O

2NaHCO3 = CO2↑ + H2O + Na2CO3

СОЛИ МЕТАЛЛОВ I ГРУППЫ А

Все соли растворимы, за исключением фторида, фосфата и силиката (LiF, Li3PO4, Li2SiO3)

СОЛИ КАЛЬЦИЯ И МАГНИЯ

Жесткость воды и способы еѐ устранения.

ВРЕМЕННАЯ

Вызывается наличием катионов кальция и магния и гидрокарбонат-анионов.

Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2.

Для удаления используют кипячение, добавление извести, соды:

Ca(HCO3)2 = СаСО3↓ + СО2↑ + Н2О

Са(ОН)2 + Ca(HCO3)2 =2СаСО3↓ + 2Н2О

Na2CO3 + Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + 2NaHCO3

ПОСТОЯННАЯ

Вызывается наличием катионов кальция и магния и сульфат и хлорид-ионов.

MgCl2, CaCl2, CaSO4, MgSO4

Для удаления используют ионный обмен, добавление соды:

СаСl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

СОЛИ МЕДИ

МАЛАХИТ Cu2(OH)2CO3.

Разложение малахита:

Cu2(OH)2CO3 = 2CuO + CO2↑ + H2O

СОЛИ ЖЕЛЕЗА II

Соли железа (II) обесцвечивают растворы перманганата калия и бромную воду.

10Fe SO4+ 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O

2FeSO4 + Br2 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2HBr

СОЛИ ЖЕЛЕЗА III

Соли железа (III) проявляют свойства окислителей

2FeCl₃+ Cu → FeCl₂ + CuCl₂

2FeCl₃+ 2NaI → 2FeCl₂ + I₂

СОЛИ АММОНИЯ

1. Разложение при нагревании.

разложение без ОВР → с выделением аммиака (хлорид, карбонат, фосфат, сульфат).

NH4Cl ⇄NH3 + HCl

NH4HCO3 =NH3 + Н2O + CO2

b) окислительно-востановительное разложение (нитрат, нитрит, дихромат).

NH4NO3 = N2O + 2Н2O

NH4NO2 = N2 + 2Н2O

(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4Н2O

НИТРАТЫ РАЗЛОЖЕНИЕ

1.Нитраты щелочных металлов → нитрит + О2↑ :

2КNО3 = 2КNО2 + О2↑.

2.Нитраты от щелочноземельных металлов до меди включительно → оксид металла + NО2 + O2↑ :

2Сu(NО3)2 = 2СuО + 4NО2 + O2↑,

3.Нитраты наиболее тяжелых металлов (после Cu ) → свободный металл + NО2 + О2↑:

Hg(NО3)2 = Нg + 2NО2 + О2↑,

4. Нитрат аммония:

NН4NО3 = N2О + 2Н2O.

СОЛИ ХРОМА (II)

Все соли хрома (II) – сильные восстановители, в растворах окисляются кислородом воздуха:

4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O

Бывают трех видов:

соли хрома (III) (CrCl₃)

хромиты NaCrO₂

гидроксокомплексы K₃[Cr(OH)₆].

СОЛИ ХРОМА (III):
1. Проявляют восстановительные свойства, переходя в Cr⁺⁶.

Cr₂(SO₄)₃ +3H₂O + 10NaOH = Na₂CrO₄ + 3Na₂SO₄ + H₂O

2CrCl₃+ 3Cl₂ +16NaOH = 2Na₂CrO₄ + 12NaCl + 8H₂O

10CrCl₃ + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ + 11H₂O = 5H₂Cr₂O₇ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 30HCl

2. Сильные восстановители →Cr⁺².

CrCl₃+ 3H°(Zn + HCl) = CrCl₂ + HCl

3. Взаимный гидролиз (в гидролизе):

при смешивании растворов солей хрома (III) с растворами сульфидов, сульфитов, карбонатов происходит выпадение осадка гидроксида хрома (III) и выделение газа:

2CrCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Cr(OH)₃ + 3H₂S↑ + 6NaCl

Хромиты устойчивы в щелочной среде, в кислой — разрушаются.

недостаток кислоты → основание

NaCrO₂ + HCl + H₂O = Cr(OH)₃ + NaCl ;

избыток кислоты → средняя соль

NaCrO₂ + 4HCl = CrCl₃ + NaCl + 2H₂O.

ТЕТРАГИДРОКСОХРОМАТЫ

Разлагаются при нагревании

Na₃[(Cr(OH)₆](конц.) = Cr(OH)₃↓ + 3NaOH (кипячение)

2. Разлагаются при взаимодействии с кислотами и кислотными оксидами

Na₃[(Cr(OH)₆] + 3HCl (разб, нед.) = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl + 3H₂O

Na₃[(Cr(OH)₆] + 6HCl (конц, изб.) = CrCl ₃↓ + 3NaCl + 6H₂O

K₃[(Cr(OH)₆](р-р) + 3SO₂ = Cr(OH)₃↓ + 3KHSO₃

3. Подвергаются гидролизу

Na₃[(Cr(OH)₆](р-р) + FeCl₃ (р-р) = Cr(OH)₃↓ + 3Fe(OH)₃↓ + 3 NaCl

4. Окисляются сильными окислителями до хроматов

2Na₃[(Cr(OH)₆] + 3Cl₂ + 4NaOH (конц.) = 2Na₂CrO₄ + 6NaCl + 8H₂O

Na₃[(Cr(OH)₆] + NaBrO (конц.) = 2Na₂CrO₄ + NaBr + 2NaOH + 5H₂O

2K₃[(Cr(OH)₆](р-р) + 3H₂O₂ = 2K₂CrO₄ + NaBr + 2KOH + 8H₂O

ХРОМАТЫ И ДИХРОМАТЫ

ХРОМАТЫ – CrO₄²⁻ (желтого цвета)

ДИХРОМАТЫ — Cr₂O7²⁻ (оранжевого цвета)

Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислой, сильные окислители.

1. Хроматы и дихроматы (бихроматы) восстанавливаются до Сr+3; хроматы более слабые окислители, чем дихроматы.

2K2CrO4 + 16НС1(конц) = 2СrС13 + 3Cl₂+ 4KC1 + 8H2O

2K2CrO4 + 3H₂S(г) + 2H2O(гор) = 2Cr(OH)3↓+ 3S↓+ 4KOH

Дихроматы реагируют со многими веществами по индивидуальному механизму.

K2Cr2O7 + H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O.

K2Cr2O7 + 2NaOH → K2CrO4 + Na 2CrO4 + H2O

K2Cr2О7 + 3H₂S + 2H2O = 2Cr(OH)3↓+ 3S↓+ 2KOH

K2Cr2О7 + 3KNО2 + 4H2SО4(разб) = Cr2(SО4)3 +3KNО3 + K2SО4 + 4H2О

K2Cr2О7 + 4A1 = 2Cr + 2KA1О2 + A12О3

K2Cr2О7 + S = Cr2О3 + K2SО4

4. Хроматы и дихроматы разлагаются при нагревании

4К2Сr2О7 = 4K2CrО4 + 2Cr2О3 + 3О₂↑

(NH4)2Cr2О7 = N2↑+ Cr2О3 + 4H2О

ПЕРМАНГАНАТ КАЛИЯ KMnO4

тѐмно-фиолетовое кристаллическое вещество, растворимое в воде.

1. При нагревании разлагается с выделением кислорода:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2↑

2. При стоянии в растворе постепенно распадается:

4KMnO4 + 2H2O =4MnO2 + 4KOH + 3O2↑

Источник

Химические свойства средних солей

Взаимодействие средних солей с металлами

В то же время железо не реагирует с раствором хлорида цинка, поскольку оно менее активно, чем цинк:

Взаимодействие средних солей с гидроксидами металлов

Оговоримся, что под гидроксидами металлов в данном случае понимаются соединения вида Me(OH)_x.

в предполагаемых продуктах должен быть обнаружен осадок или газ;
исходная соль и исходный гидроксид металла должны быть растворимы.

Рассмотрим пару случаев, для того чтобы усвоить данное правило.

Определим, какие из реакций ниже протекают, и напишем уравнения протекающих реакций:

1) PbS + KOH
2) FeCl₃ + NaOH

Реакции средних солей с кислотами

Средняя соль реагирует с кислотой в том случае, если образуется осадок или слабая кислота.

Реакции средних солей с другими средними солями

Реакция между средними солями протекает в том случае, если одновременно (!) выполняются два требования:

исходные соли растворимы;
в предполагаемых продуктах есть осадок или газ.

Реакции термического разложения солей

Разложение карбонатов

а карбонат аммония дает три продукта – аммиак, углекислый газ и воду:

Разложение нитратов

Также следует отметить специфику разложения нитрата аммония:

Разложение солей аммония

Термическое разложение солей аммония чаще всего сопровождается образованием аммиака:

Химические свойства кислых солей

Отношение кислых солей к щелочам и кислотам

так и другой кислой соли с меньшим числом атомов водорода в кислотном остатке:

Термическое разложение кислых солей

Гидрокарбонат аммония разлагается без твердого остатка с образованием двух газов и паров воды:

Химические свойства основных солей

Также для основных солей характерны реакции разложения при нагревании, например:

Химические свойства комплексных солей (на примере соединений алюминия и цинка)

Действие избытка сильной кислоты на данные соединения приводит к образованию двух солей:

Автор: С.И. Широкопояс https://scienceforyou.ru/

Источник

Химические свойства солей

1. Взаимодействие растворов солей с металлами

Более активные металлы вытесняют из солей менее активные металлы:

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4
Железо является более активным металлом, чем медь, так как стоит левее в ряду активностей металлов, следовательно вытесняет медь из ее соли. Такие реакции протекают в растворах, следовательно, соли должны быть растворимыми.

Ag + CuSO4 → реакция не идет, так как серебро стоит правее меди в ряду активностей металлов и, следовательно, является более слабым металлом.

2. Соли вступают в реакции ионного обмена с щелочами:
Условия: 1) оба реагента должны быть растворимыми; 2) должен выпадать осадок или выделяться газ.

2NaOH + ZnCl2 → Zn(OH)2 + 2NaCl
NaOH + NH4NO3 → NH3 + NaNO3 + H2O

Cu(OH)2 + NaNO3 → реакция не идет, так как гидроксид меди (II) нерастворим.

3. Соли вступают в реакции ионного обмена с кислотами:
Условие: должен выделяться газ, выпадать осадок или образовываться более слабая кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
K3PO4 + HCl → NaCl + H3PO4 (слабая кислота)

4. Некоторые соли могут вступать в окислительно-восстановительные реакции.

1) Соли, проявляющие окислительные свойства: соли кислородсодержащих кислот галогенов (KClO3, KClO4 и др.), KMnO4, K2CrO7, нитраты (KNO3 и др) и некоторые другие.

2KClO3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O
3KBrO4 + 8NH3 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O
KNO3 + MnO2 + 2KOH → KNO2 + K2MnO4 + H2O
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

2) Соли, прявляющие восстановительные свойства: соли Fe⁺², Cr⁺², Cr⁺³, Sn⁺², Cu⁺, K2S и сульфиды, K2SO3 и сульфиты и некоторые другие.

2CrCl2 + 4H2SO4(к) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O
Cr2O3 + NaClO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + NaCl + 2CO2
Cu2S + 14HNO3(к) → H2SO4 + 2Cu(NO3)2 + 10NO2 + 6H2O
3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O

5. Химические свойства кислых солей

1) Реагируют с металлами:
2KНSO4 + Ca → CaSO4 + K2SO4 + H2
2NaHSO4 + Zn → ZnSO4 + Na2SO4 + H2

2) Реагируют с оксидами и гидроксидами металлов:
2KHSO4 + MgO → MgSO4 + K2SO4 + H2O
2KHSO4 + 2NaOH → K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O
2KHSO4 + Cu(OH)2 → K2SO4 + CuSO4 + 2H2O

3) Реагирую с солями, если выделяется газ или образуется осадок:
2KHSO4 + CaCO3 → K2SO4 + CaSO4 + CO2 + H2O
2KHSO4 + CaCl2 → CaSO4 + K2SO4 + 2HCl
KHS + Cu(NO3)2 → CuS + KNO3 + HNO3
AgH2PO4 + NH4Br → AgBr + NH4H2PO4
3NaHCO3 + AlCl3 → Al(OH)3 + 3NaCl + 3CO2

4) Реагируют с основаниями с образованием средних солей:
KНСO3 + KОН → K2СO3 + H2O
NaHCO3 + KOH → KNaCO3 + H2O

2KHCO3 + Ba(OH)2 → BaCO3 + K2CO3 + 2H2O или
KHCO₃+ Ba(OH)₂(изб.) → BaCO₃ + KOH + H₂O

3Mg(H2PO4)2 + 12KOH → Mg3(PO4)2 + 4K3PO4 + 12H2O или
Mg(H2PO4)2 + 6KOH → Mg(OH)2 + 2K3PO4 + 4H2O

3NaH2PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + Na3PO4 + 6H2O или
2NaH2PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 2NaOH + 4H2O

Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 4H2O
2NH4H2PO4 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 2NH3 + 6H2O

5) Реагируют с кислотами с образованием средних солей, если выделяется газ или образуется осадок:
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
2KHS + H2SO4 → K2SO4 + 2H2S

6) Разлагаются при нагревании:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O (t)
Mg(HCO3)2 → MgCO3 + CO2 + H2O (t)
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O (t)
NH4HCO3 → NH3 + CO2+ H2O (t)

6. Химические свойства комплексных солей

1) Реагируют с CO2 и SO2 с образованием амфотерных гидроксидов (могут образовываться как средние, так и ксилые соли):
Na[Al(OH)4] + CO2 → NaHCO3 + Al(OH)3 или
2Na[Al(OH)4] + CO2 → Na2CO3 + 2Al(OH)3 + H2O

K3[Cr(OH)6]+ 3SO2 → 3KHSO3 + Cr(OH)3

2) Реагируют с кислотами (могут образовываться как средние, так и ксилые соли)

Na[Al(OH)4] + HCl → NaCl + Al(OH)3 + H2O
K3[Cr(OH)6] + 3HNO3 → 3KNO3 + Cr(OH)3 + 3H2O
K[Al(OH)4] + H2S(изб.) → KHS + Al(OH)3 + H2O

Но:
K2[Zn(OH)4] + 3H2S → 2KHS + ZnS + 4H2O

3) Разлагаются при нагревании:
Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2H2O (t)
K2[Zn(OH)4] → K2ZnO2 + 2H2O (t)

7. Разложение средних солей при нагревании

1) Нерастворимые карбонаты разлагаются при нагревании:
CaCO3 → CaO + CO2 (t)
FeCO3 → FeO + CO2 (t)
MgCO3 → MgO + CO2 (t)

2) Нитраты разлагаются при нагревании. Продукты зависят от положения металла в ряду активности металлов:

MNO3 → MNO2 + O2	M – металл, находящийся в ряду активности металлов левее Mg, исключая Li.
MNO3 → MO + NO2 + O2	M – металл, находящийся в ряду активности металлов от Mg до Cu (Mg и Cu включительно), а также Li.
MNO3 → M + NO2 + O2	M – металл, находящийся в ряду активности металлов правее Cu.

3) Соли аммония разлагаются при нагревании:
NH4Cl → NH3 + HCl (t)
(NH4)3PO4 → 3NH3 + H3PO4(t)
(NH4)2CO3 → 2NH3 + CO2 + H2O (t)

Соли аммония азотной и азотистой кислот разлагаются с изменением степени окисления:

NH4NO3 → N2O + H2O (t)
NH4NO2 → N2 + H2O (t)

4) Термическое разложение кислородсодержащих солей хлора:
2KClO3 → 2KCl + 3O2 (t, kt = MnO2)

Правило 8. Соли слабой кислоты и амфотерного металла реагируют с оксидами щелочных металов, щелочами и карбонатами щелочных металлов:

ZnCO3(тв.) + K2O(тв.) → K2ZnO2 + CO2

ZnCO3(тв.) + 2KOH(тв.) → K2ZnO2 + CO2 + H2O

ZnCO3(тв.) + K2CO3(тв.) → K2ZnO2 + 2CO2

Правило 9. Соли соединений Zn, Be и Al разлагаются водой, кислотами, хлоридом аммония:

NaAlO2 + 2H2O → Na[Al(OH)4]

NaAlO2 + 4HCl → AlCl3 + NaCl + 2H2O (в избытке HCl)

NaAlO2 + HCl + H2O → NaCl + Al(OH)3 (в недостатке HCl)

NaAlO2 + NH4Cl + H2O → Al(OH)3 + NaCl + NH3.

Источник

Соли, получение, свойства.

Получение солей.

Способ получения	Примеры	Примечания
1. Металл + неметалл	2K+Cl₂ → t 2KCl	Соли бескислородных кислот
2. Металл + кислота.	А) с минеральными кислотами (соляной, фосфорной, уксусной, разбавленной серной):Fe+H₂SO₄ _(разб.) = FeSO₄+H₂ Б) с азотной и конц.серной 3Cu+8HNO_3(разб.)=3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O	А) металлы левее Н
3. Оксид + оксид	CaO+CO₂= CaCO₃ ВаО + ZnO = BaZnO₂ цинкат бария ZnO + SO₃ = ZnSO₄	Идёт при нагревании. Соль должна существовать.
4. Основный и амфотерный оксид + кислота.	А) H₂SO₄+CаO = CаSO₄+H₂O H₂SO₄+ZnO = ZnSO₄+H₂O Б) 2H₂SO₄(избыток) + СаО = H₂O + Са(НSО₄)₂	Для многоосновных кислот возможно образование кислой соли в избытке кислоты.
5. Основание + кислотный оксид	Ca(OH)₂₍_изб₎+CO₂ = CaCO₃+H₂O карбонат кальция (средняя соль) Ca(OH)₂+CO₂₍_изб₎ = Ca(НCO₃)₂+H₂O гидрокарбонат кальция (кислая соль)	В случае избытка основания получается средняя соль, в избытке кислотного оксида – кислая соль.
6. Основание + кислота ( а также аммиак + кислота)	H₂SO₄+2KOH(изб) = K₂SO₄+2H₂O H₂SO₄(изб) + KOH = KНSO₄+H₂O гидросульфат калия Al(OH)₃ + 2HCl =Al(OH)Cl₂+2Н₂О гидроксохлорид алюминия NH₃ + HCl = NH₄Cl Хлорид аммония	Нерастворимые основания реагируют только с достаточно сильными кислотами. При избытке многоосновной кислоты – кислая соль, в случае избытка многокислотного основания – основная соль
7*. Неметалл + основание	Si +2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂	Только с кремнием (остальные неметаллы дают смеси солей)
8. Основание + соль (средняя или кислая)	3NaOH+FeCl₃=Fe(OH)₃↓+3NaCl КОН+ KHSO₄ = K₂SO₄+ H₂O KOH + NH₄NO₃ = KNO₃ + NH₃ + H₂O	И соль, и основание должны быть растворимы, а в продуктах должны быть – осадок, газ или вода.
9. Металл + соль	Zn+CuSO₄ =Cu+ZnSO₄	Более активный металл (но не реагирующий с водой) + растворимая соль.
10. Кислота + соль	H₂S+CuCl₂= CuS ¯+ 2HCl HCl + CaCO₃ = CаСl₂ + CO₂+ H₂O Al(OH)₂Cl+ 2HCl =AlCl₃+2H₂O	В продуктах – осадок, газ или вода.
11*. Неметалл + соль	Cl₂ + KI = KCl + I₂	Более активный галоген вытесняет из соли менее активный.
12. Соль + соль (обе растворимые!)	AgNO₃+KCl=AgCl↓+KNO₃	Реакцию идёт, если хотя бы одна из образующихся солей выпадает в осадок.

* способ, применимый ТОЛЬКО для данного вещества (веществ).

Свойства солей.

Ряд
напряжений металлов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,H,Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Свойства	Примеры	Примечания
1) Диссоциация в водных растворах.	1. Средние, двойные, смешанные соли диссоциируют полностью: (α = 1) NaCl à Na⁺ + Cl^– КNaSO₄à К⁺ + Na⁺ + SO₄^2– CaClBràCa²⁺ + Cl^–+ Br^– 2. Кислые соли: КHSO₄à К⁺ + НSO₄^– (α = 1) HSO₄^–⇄ H⁺ + SO₄^2–(α <1) 3. Основные соли: FeOHCl àFeOH⁺ + Cl^– (α = 1) FeOH⁺ ⇄ Fe²⁺ + OH^–( α <1) 4. Комплексные соли: [Cu(NH₃)₄]SO₄à[Cu(NH₃)₄]²⁺+SO₄^2–(α = 1) [Cu(NH₃)₄]²⁺ ⇄ Cu²⁺ + 4NH₃(α <1)
2)Взаимодействие с кислотами:	А) Cоль1+кислота1=соль2+кислота2 2HCl +СаCO₃=СаCl₂+CO₂+ H₂O ВaCl₂ +H₂SO₄ = ВaSO₄¯+ 2HCl Б) Средняя соль + её же кислота = кислая соль.H₂SO₄+Na₂SO₄= 2NaHSO₄ В) Основная соль+кислота = средняя соль.(СuOH)₂CO₃+4HCl=2CuCl₂+CO₂+3H₂O Al(OH)₂Cl + 2HCl = AlCl₃ + 2H₂O	Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок,газ, вода.
3) Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами.	Na₂CO₃ + SiO₂→ t СО₂ ↑+ Na₂SiO₃ Na₂CO₃ + Al₂O₃→ t СО₂↑+ NaAlO₂	Вытеснение твёрдым оксидом летучего оксида при сплавлении.
4) Взаимодействие растворимых солей со щелочами.	CuSO₄ + 2NaOH =Cu(OH)₂¯+Na₂SO₄ NH₄Cl + KOH = KCl + NH₃+ H₂O Кислые соли при действии щелочей превращаются в средние: KHCO₃ + KOH = K₂CO₃+ H₂O Кислая соль может реагировать с аммиаком: NH₄HSO₄ + NH₃ = (NH₄)₂SO₄	Реакция происходит, если образуется осадок, газ или вода.
5) Взаимодействие растворимых солей друг с другом.	AgNO₃ + NaCl =AgCl¯+NaNO₃ При взаимодействии двух кислых солей разных по силе кислот возможно вытеснение более слабой и летучей: NaHSO₄+NaHS =H₂S↑ + Na₂SO₄	Реакция идёт, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок
6) Взаимодействие с металлами.	Fe + CuSO₄ =Cu + FeSO₄ Металлы, стоящие левее в ряду активности и не реагирующие с водой вытесняют из растворимых солей стоящие правее металлы.
7) Разложение при нагревании.	А) карбонаты и гидрокарбонаты. Карбонаты(кроме Na,K,Rb,Cs) — разлагаются на 2 оксида. Гидрокарбонаты — до карбонатов. СаСO₃ → t СаO + СО₂. 2КНСО₃ → t К₂СО₃ + СО₂ + Н₂О Б) соли аммония: Без ОВР(выделяется аммиак) – карбонат, сульфат, сульфит, сульфид, хлорид, фосфат. (NH₄)₂CO₃ → t 2NH₃ + CO₂ + H₂O С ОВР: нитрат, нитрит, дихромат: NH₄NO₃→ t N₂O + 2H₂O NH₄NO₂→ t N₂ + 2H₂O (NH₄)₂Cr₂O₇→ t N₂ + 4H₂O + Cr₂O₃ В) Галогениды (кроме фторидов): 2AgCl → t 2Ag + Cl₂ Г) Нитраты: Левее магния (кроме лития) 2КNO₃ → t 2КNO₂+ O₂ От магния до меди включительно + литий 2Cu(NO₃)₂→ t 2CuO + 4NO₂ + O₂ После меди: 2AgNO₃→ t 2Ag +2NO₂ + O₂	Соли аммония — выделяется аммиак или идёт ОВР.

Источник