Физические свойства солей — урок. Химия, 8–9 класс.

При нормальных условиях соли — твёрдые кристаллические вещества. У солей типичных металлов — ионная кристаллическая решётка, поэтому они имеют сравнительно высокую температуру плавления и нелетучи.

 

Окраска солей чрезвычайно разнообразна. Отдельные кристаллы некоторых солей бесцветны, однако в массе множество таких мелких кристалликов приобретает белый цвет. Прозрачны и бесцветны отдельные кристаллы галогенидов щелочных металлов, например, хлорида натрия.

 

Многие соли имеют характерную окраску.

 

Цвет соли	Примеры
Чёрный	Сульфид свинца(\(II\)), железа(\(II\)), серебра
Кроваво-красный	Роданид железа(\(III\))
Красный	Гексацианоферрат(\(III\)) калия, сульфид ртути(\(II\)) (киноварь)
Розовый	Кристаллогидраты солей марганца(\(II\)), разбавленный раствор  перманганата калия
Оранжевый	Дихроматы
Бурый	Соли железа(\(III\)), концентрированные растворы этих солей
Светло- коричневый	Сульфид марганца(\(II\))
Жёлтый	Иодид свинца(\(II\)), фосфат серебра, хроматы, гексацианоферрат(\(II\)) калия,  разбавленные растворы солей железа(\(III\))
Бледно-жёлтый	Бромид и иодид серебра
Зелёный	Соли никеля(\(II\))
Тёмно-зелёный	Манганат калия
Светло-зелёный	Гептагидрат сульфата железа(\(II\))
Тёмно-синий	Гексацианоферрат(\(II\)) железа(\(III\)), гексацианоферрат(\(III\)) железа(\(II\))
Синий	Пентагидрат сульфата меди(\(II\)), растворы солей меди(\(II\))
Фиолетовый	Перманганат калия
Белый	Сульфаты, карбонаты и фосфаты щелочноземельных металлов,  карбонат и фосфат магния; хлорид, сульфат, карбонат серебра;  сульфид цинка; кристаллический сульфат меди(\(II\))

 

Что касается растворимости солей в воде, здесь описание ситуации несколько затруднено тем обстоятельством, что не имеется чётко установленной границы между малорастворимыми и практически нерастворимыми веществами. Поэтому данные в различных таблицах растворимости могут несколько (не очень существенно) отличаться.

 

Приведём обобщённые сведения о растворимости солей, которыми можно пользоваться, чтобы делать выводы о возможности протекания тех или иных химических реакций.

 

Соли	Растворимость
Нитраты, ацетаты	Практически все хорошо растворимы
Соли щелочных металлов (натрия, калия) и аммония	Практически все хорошо растворимы
Хлориды (это же относится к бромидам и иодидам)	Большей частью хорошо растворимы. Практически  нерастворимы \(AgCl\) и \(PbCl_2\). Растворимость  галогенидов свинца(\(II\)) с повышением температуры резко   возрастает
Сульфаты	Большей частью хорошо растворимы. Малорастворимы  \(Ag_2SO_4\) и \(CaSO_4\). Практически нерастворимы  \(PbSO_4\), \(SrSO_4\), \(BaSO_4\)
Фосфаты, карбонаты, сульфиты, силикаты	Практически все нерастворимы, за исключением солей  щелочных металлов (натрия, калия) и аммония
Сульфиды	Практически все нерастворимы, за исключением солей  щелочных, щелочноземельных металлов и аммония
Кислые соли	Растворимы намного лучше, чем средние

 

Растворы солей хорошо проводят электрический ток.

Физические и химические свойства солей

Соли принято делить на три группы – средние (NaCl), кислые (NaHCO₃) и основные (Fe(OH)Cl). Кроме этого различают двойные (смешанные) и комплексные соли. Двойные соли образованы двумя катионами и одним анионом. Они существуют только в твердом виде.

Химические свойства солей

а) кислые соли

Кислые соли при диссоциации дают катионы металла (иона аммония), ионы водорода и анионы кислотного остатка:

NaHCO₃ ↔ Na⁺ + H⁺ + CO₃^2-.

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла.

Кислые соли термически неустойчивы и при нагревании разлагаются с образованием средних солей:

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O.

Для кислых солей характерны реакции нейтрализации со щелочами:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃↓ + 2H₂O.

б) основные соли

Основные соли при диссоциации дают катионы металла, анионы кислотного остатка и ионы ОН^—:

Fe(OH)Cl ↔ Fe(OH)⁺ + Cl^— ↔ Fe²⁺ + OH^— + Cl^—.

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксильных групп соответствующего основания на кислотные остатки.

Основные соли, также, как и кислые, термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:

[Cu(OH)]₂CO₃ = 2CuO + CO₂↑ + H₂O.

Для основных солей характерны реакции нейтрализации с кислотами:

Fe(OH)Cl + HCl ↔ FeCl₂ + H₂O.

в) средние соли

Средние соли при диссоциации дают только катионы металла (ион аммония) и анионы кислотного остатка (см. выше). Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода соответствующей кислоты на атомы металла.

Большинство средних солей термически неустойчивы и при нагревании разлагаются:

CaCO₃ = CaO + CO₂;

NH₄Cl = NH₃ + HCl;

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO +4NO₂ + O₂.

В водном растворе средние соли подвергаются гидролизу:

Al₂S₃ +6H₂O ↔ 2Al(OH)₃ + 3H₂S;

K₂S + H₂O ↔ KHS + KOH;

Fe(NO₃)₃ + H₂O ↔ Fe(OH)(NO₃)₂ + HNO₃.

Средние соли вступают в реакции обмена с кислотами, основаниями и другими солями:

Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS↓ + 2HNO₃;

Fe₂(SO₄)₃ + 3Ba(OH)₂ = 2Fe(OH)₃↓ + 3BaSO₄↓;

CaBr₂ + K₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2KBr.

Физические свойства солей

Чаще всего соли – кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой. Соли имеют высокие температуры плавления. При н.у. соли – диэлектрики. Растворимость солей в воде различна.

Получение солей

а) кислые соли

Основные способы получения кислых солей – неполная нейтрализация кислот, действие избытка кислотных оксидов на основания, а также действие кислот на соли:

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O;

Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂;

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂.

б) основные соли

Основные соли получают путем осторожного добавления небольшого количества щелочи к раствору средней соли, либо действием солей слабых кислот на средние соли:

AlCl₃ + 2NaOH = Al(OH)₂Cl + 2NaCl;

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = [Mg(OH)]₂CO₃↓ + CO₂↑ + 2NaCl.

в) средние соли

Основные способы получения средних солей – реакции взаимодействия кислот с металлами, основными или амфотерными оксидами и основаниями, а также реакции взаимодействия оснований с кислотными или амфотерными оксидами и кислотами, реакции взаимодействия кислотных и основных оксидов и реакции обмена:

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂↑;

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O;

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O;

2KOH + SO₂

= K₂SO₃ + H₂O;

CaO + SO₃ = CaSO₄;

BaCl₂ + MgSO₄ = MgCl₂ + BaSO₄↓.

Примеры решения задач

Свойства солей

Соли — это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН₄⁺, гидроксилированных групп Ме(ОН)_n^m+) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме_nА_m, где А — кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония NН

4⁺) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные), кислые (гидросоли), основные (гидроксосоли), двойные, смешанные и комплексные (см. таблицу).

 

Таблица — Классификация солей по составу

СОЛИ
Средние (нормальные) — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл AlCl3	Кислые(гидросоли) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл КHSO4	Основные (гидроксосоли) —продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток FeOHCl	Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток КNaSO4	Смешанные — содержат один металл и несколько кислотных остатков CaClBr	Комплексные [Cu(NH3)4]SO4

 

Физические свойства. Соли — это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

 

Химические свойства

 

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

 

NaCl  Na⁺ + Cl^–.

КNaSO₄ К⁺ + Na⁺ + SO₄^2– .

CaClBr Ca²⁺ + Cl ^–+ Br^–.

КHSO₄ К⁺ + НSO₄^–                     HSO₄^– H⁺ + SO₄^2–.

FeOHClFeOH⁺ + Cl^–                   FeOH⁺Fe²⁺ + OH^–.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–                   [Cu(NH₃)₄]²⁺ Cu²⁺ + 4NH₃.

 

2) Взаимодействие с индикаторами. В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н⁺ (кислая среда) или ионы ОН^– (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

 

индикатор + Н⁺ (ОН^–)  окрашенное соединение.

 

AlCl₃ + H₂O  AlOHCl₂ + HCl       Al³⁺ + H₂O  AlOH²⁺ + H⁺

 

3) Разложение при нагревании. При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:

 

СаСO₃ СаO + СО₂­.

 

соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

 

2AgCl Ag + Cl₂­.

 

Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:

2КNO₃  2КNO₂ + O₂­.

4) Взаимодействие с кислотами: Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок.

2HCl + Na₂CO₃  ® 2NaCl + CO₂­ + H₂O              2H⁺ + CO₃^2–® CO₂­ + H₂O.

СaCl₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2HCl             Сa²⁺ + SO₄^2- ® CaSO₄¯.

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

 

FeOHCl + HCl ® FeCl₂ + H₂O.

 

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

 

Na₂SO₄ + H₂SO₄ ® 2NaHSO₄.

 

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания.

 

 CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄              Cu²⁺ + 2OH^– ® Cu(OH)₂¯.

 

6) Взаимодействие друг с другом. Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃                             Ag⁺ + Cl^– ® AgCl¯.

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:

Fe + CuSO₄ ® Cu¯ + FeSO₄            Fe + Cu²⁺ ® Cu¯ + Fe²⁺.

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

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока). Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

 

2NaCl + 2H₂O H₂­ + 2NaOH + Cl₂­.

2NaCl_{расплав} 2Na + Cl₂­.

 

9) Взаимодействие с кислотными оксидами.

 

СО₂ + Na₂SiO₃  ® Na₂CO₃  + SiO₂

 

Na₂CO₃  + SiO₂ СО₂­ + Na₂SiO₃

 

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами:

 

2Na + Cl₂ ® 2NaCl.

 

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами:

 

 CaO + SiO₂ CaSiO₃                       ZnO + SO₃ ZnSO₄.

 

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами:

 

Na₂O + ZnO  Na₂ZnO₂.

 

4) Взаимодействием металлов с кислотами:

 

2HCl + Fe ® FeCl₂ + H₂­.

 

5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:

 

Na₂O + 2HNO₃ ® 2NaNO₃ + H₂O                      ZnO + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O.

 

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами:

 

В растворе: 2NaOH + ZnO + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄]              2OH^–+ ZnO + H₂О ® [Zn(OH)₄]^2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na₂ZnO₂ + H₂O.

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂[Zn(OH)₄]                 2OH^–  +  Zn(OH)₂ ® [Zn(OH)₄]^2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)₂ Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

 

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:

 

Ca(OH)₂+ H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2H₂O                         Zn(OH)₂+ H₂SO₄ ® ZnSO₄ + 2H₂O.

 

8) Взаимодействием кислот с солями:

 

2HCl + Na₂S ® 2NaCl + Н₂S­.

 

9) Взаимодействием солей со щелочами:

 

ZnSО₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + Zn(OH)₂¯.

 

10) Взаимодействием солей друг с другом:

 

AgNO₃ + KCl ® AgCl¯ + KNO₃.

Л.А. Яковишин

СВОЙСТВА ПОВАРЕННОЙ СОЛИ

СВОЙСТВА ПОВАРЕННОЙ СОЛИ

Магафурова К.И. 1

---

1

Бартова Н.Г. 1

---

1

Текст работы размещён без изображений и формул.
Полная версия работы доступна во вкладке «Файлы работы» в формате PDF

Введение

Сегодня в 21 веке для людей созданы все условия для комфортной жизни — роботы, компьютеры, машины и многое другое. Почти в каждом доме есть большое количество разнообразной техники и приборов, которые облегчают жизнь людей. Но в жизни есть и простые вещи, которые мы не замечаем ( вода, сахар, зубная щетка), тем не менее они очень нужны и важны. Сюда же относится и соль. Она имеет большое значение для человека и во все времена ценилась очень дорого. Именно по этой причине мне бы хотелось рассказать вам о соли и ее видах, познакомить вас с ее физическими свойствами, на примере поваренной соли.

1. Свойства поваренной соли

1.  

   1. Характеристика и виды соли

Поваренная соль является минеральным природным веществом и важной добавкой к человеческой пище. Она имеет форму кристалла. Без нее еда не только не вкусная, но и не полезная, однако чрезмерное употребление соли может навредить организму. Добыча поваренной соли осуществлялась еще с давних времен.

В природе соль встречается в виде минерала галита — каменной соли. Слово «галит» происходит от греческого «галос», означающего и «соль», и «море». Природный галит редко бывает чисто белого цвета. Чаще он буроватый или желтоватый из-за примесей соединений железа.

По способу добывания соль делится на несколько видов:• каменная, добывается горным способом, с помощью подземных разработок.• озёрная, добывается из пластов на дне соляных озёр;• садочная соль получается выпариванием или вымораживанием из воды.• выварочная соль получается выпариванием из подземных вод.

Чистая поваренная соль(NaCl), которую мы каждый день употребляем в пищу, это бесцветное кристаллическое вещество, способное раствориться в воде. На вкус соль – соленая, а также способна со временем разъедать кожу и некоторые твердые вещества.

1. 2. Физические свойства соли

Физические свойства – это любые характеристики, которыми обладают все вещества, в том числе и поваренная соль.

1. Эксперимент и выводы

Чтобы наглядно можно было увидеть физические свойства соли, мы дома провели небольшой эксперимент. Для этого взяли стакан с простой водой, положили в нее три ложки поваренной соли и все перемешали до полного растворения соли в воде. После этого привязали нитку на карандаш и опустили свободный конец нитки в стакан с соляным раствором и оставили на несколько дней.

Вывод: Через несколько дней мы увидели, что нитка покрылась соляными кристаллами. Проведенный опыт показал, что:

• соль бесцветна,

• она полностью растворима в воде и способна кристаллизоваться на разных предметах.

К слову, когда я со своей семьей отдыхала на соляных озерах в г. Соль–Илецке, то на мне и на всех отдыхающих можно было увидеть белый налет на теле, после купания в любом из соляных озер.

Список использованных источников литературы

1. http://fb.ru

2. https://ru.wikipedia.org

3. http://obovsemponemnogu.ru

Приложение 1

Пословицы и поговорки.

— Без соли, что без воли: жизни не проживешь.

— Без соли, без хлеба — половина обеда.

— Без соли хлеб не естся.

— Из пресного сделаешь соленое, а соленого не опреснишь.

— За хлебом-солью всякая шутка хороша.

— Без соли невкусно, а без хлеба несытно.

Приложение 2

Про соль

Гласит народная молва,

Что хлеб — всему голова!

Без соли, однако, не вкусны хлеба,

Ни выпечка, ни другая еда!

Соль организму очень нужна,

В нужных количествах полезна она.

Соли разные бывают:

Одной дорогу посыпают,

Другие медикам нужны,

Чтоб вылечить больных могли.

В промышленности тоже не заменима она!

Очень полезна соль и важна!

Автор: Магафурова К. И.

Просмотров работы: 8652

Материалы для организации дистанционного обучения. Химия (8-9 классы)

Класс	Название урока	Ссылка на учебные материалы
8	Предмет химии. Тела и вещества. Основные методы познания. Вводный инструктаж по технике безопасности	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1521/main/
8	Чистые вещества и смеси. Способы разделения смесей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1522/main/
8	Физические и химические явления	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1485/main/
8	Атом. Молекула	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1486/main/
8	Химический элемент. Знаки химических элементов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1486/main/
8	Простые и сложные вещества	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1486/main/
8	Валентность. Составление химических формул бинарных соединений	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1520/main/
8	Химические уравнения. Коэффициенты. Закон сохранения массы веществ	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1519/main/
8	Вычисления по химическим уравнениям количества и массы вещества по количеству вещества, массе реагентов или продуктов реакции	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2448/main/
8	Обобщение и систематизация знаний по теме «Первоначальные химические понятия»	https://resh. edu.ru/subject/lesson/2448/main/
8	Кислород – химический элемент и простое вещество. Озон. Состав воздуха	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2447/main/
8	Физические и химические свойства кислорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2447/main/
8	Получение и применение кислорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2447/main/
8	Озон. Аллотропия кислорода. Состав воздуха. Горение	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2446/main/
8	Водород – химический элемент и простое вещество. Физические и химические свойства водорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3119/main/
8	Получение и применение водорода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3119/main/
8	Объёмные отношения газов при химических реакциях	https://resh. edu.ru/subject/lesson/2731/main/
8	Вода в природе. Круговорот воды в природе. Физические свойства воды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Химические свойства воды. Взаимодействие с металлами	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Химические свойства воды. Взаимодействие воды с оксидами металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Растворы. Растворимость веществ в воде. Массовая доля растворённого вещества в растворе	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Расчёт массовой доли растворённого вещества в растворе	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2062/main/
8	Оксиды. Классификация. Номенклатура	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2445/main/
8	Амфотерные оксиды и гидроксиды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2684/main/
8	Физические и химические свойства оксидов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2444/main/
8	Получение и применение оксидов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2444/main/
8	Основания. Классификация. Номенклатура	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2442/main/
8	Получение и применение оснований	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2442/main/
8	Кислоты. Классификация. Номенклатура	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2055/main/
8	Физические и химические свойства кислот. Индикаторы. Изменение окраски индикаторов в различных средах	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3120/main/
8	Получение и применение кислот	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3120/main/
8	Соли. Классификация. Номенклатура. Получение и применение солей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2054/main/
8	Физические и химические свойства солей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2441/main/
8	Генетическая связь между классами неорганических соединений	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2440/main/
8	Строение атома: ядро, энергетический уровень	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2051/main/ https://mosobr.tv/release/7883
8	Состав ядра атома: протоны, нейтроны. Изотопы	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2051/main/
8	Периодический закон Д. И. Менделеева. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2050/main/
8	Физический смысл атомного (порядкового) номера химического элемента, номера группы и периода периодической системы	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2050/main/
8	Закономерности изменения свойств атомов химических элементов и их соединений на основе положения в периодической системе Д. И. Менделеева и строения атома	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2049/main/
8	Электроотрицательность атомов химических элементов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2439/main/
8	Ковалентная химическая связь: неполярная и полярная. Ионная связь	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2048/main/
8	Металлическая связь. Понятие о водородной связи и её влиянии на физические свойства веществ на примере воды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2438/main/
8	Валентность и степень окисления. Правила определения степеней окисления	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3121/main/
8	Окислительно-восстановительные реакции	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3122/main/
8	Повторение и обобщение по теме «Строение атома. Строение вещества. Химическая связь»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3093/main/
8	Химические формулы. Индексы. Закон постоянства состава вещества	https://interneturok.ru/lesson/chemistry/8-klass/bpervonachalnye-himicheskie-predstavleniyab/himicheskaya-formula-veschestva?seconds=0
8	Относительная атомная и молекулярная массы. Массовая доля химического элемента в соединении	Относительная+атомная+и+молекулярная+массы
8	Вычисление массовой доли химического элемента по формуле соединения	Вычисление+массовой+доли+химического+элемента
8	Моль – единица количества вещества. Молярная масса	Моль+-+единица+количества+вещества.+Молярная+масса
8	Тепловой эффект химических реакций. Понятие об экзо- и эндотермических реакциях	Тепловой+эффект+химических+реакций.+Понятие+об +экзо-+и+эндотермических+реакциях
8	Физические и химические свойства оснований	Физические+и+химические+свойства+оснований
9	Окислительно-восстановительные реакции. Реакции соединения, разложения, замещения и обмена с точки зрения окисления и восстановления	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2104/main/
9	Тепловой эффект химических реакций. Понятие об экзо- и эндотермических реакциях	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2437/main/
9	Скорость химических реакций. Первоначальные представления о катализе	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2102/main/
9	Обратимые и необратимые реакции. Понятие о химическом равновесии	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2103/main/
9	Сущность процесса электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований и солей. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1518/main/
9	Реакции ионного обмена и условия их протекания	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1603/main/
9	Гидролиз солей	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3123/main/
9	Химические свойства основных классов неорганических соединений в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных реакциях	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1606/main/
9	Обобщение и систематизация знаний по теме «Химические реакции»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2101/main/
9	Общая характеристика элементов VIIA группы. Галогены в природе. Физические свойства галогенов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2075/main/
9	Химические свойства и применение галогенов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2075/main/
9	Хлороводород. Соляная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2075/main/
9	Общая характеристика элементов VIA группы. Сера в природе. Физические и химические свойства серы	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2434/main/
9	Сероводород. Сульфиды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2434/main/
9	Оксиды серы (IV). Сернистая кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2076/main/
9	Оксиды серы (VI). Серная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2077/main/
9	Общая характеристика элементов VA группы. Азот в природе. Физические и химические свойства азота	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Аммиак: строение молекулы, физические и химические свойства	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Аммиак: химические свойства, получение, применение	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Соли аммония	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Азотная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2078/main/
9	Фосфор. Оксид фосфора (V)	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2073/main/
9	Фосфорная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2073/main/
9	Характеристика элементов IVA группы. Углерод и кремний в природе. Физические и химические свойства углерода. Аллотропия углерода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2072/main/
9	Оксиды углерода	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2071/main/
9	Угольная кислота и её соли	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2070/main/
9	Кремний и его соединения	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2069/main/
9	Обобщение и систематизация знаний по теме «Неметаллы IV и V групп и их соединения»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2068/main/
9	Положение металлов в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Общие физические свойства металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1607/main/ https://mosobr.tv/release/7942
9	Общие химические свойства металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1607/main/ https://mosobr.tv/release/7974
9	Получение и применение металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1607/main/
9	Положение щелочных и щелочноземельных металлов в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева и строение их атомов. Свойства	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1602/main/
9	Соединения щелочных и щелочноземельных металлов	https://resh.edu.ru/subject/lesson/3124/main/
9	Положение алюминия в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева и строение атома. Физические и химические свойства алюминия	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1604/main/
9	Соединения алюминия	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1604/main/
9	Положение железа в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева и строение атома. Нахождение в природе. Физические и химические свойства железа	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1605/main/
9	Соединения железа и их свойства	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1605/main/
9	Получение и применение соединений железа	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1605/main/
9	Обобщение и систематизация знаний по теме «Металлы и их соединения»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2067/main/
9	Углеводороды	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1608/main/
9	Спирты: метанол, этанол, глицерин	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2066/main/
9	Карбоновые кислоты: уксусная, стеариновая, олеиновая, аминоуксусная кислоты	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2065/main/
9	Биологически важные вещества: жиры, углеводы, белки	https://resh.edu.ru/subject/lesson/1609/main/
9	Полимеры	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2435/main/
9	Обобщающий урок по теме «Важнейшие органические соединения»	https://resh.edu.ru/subject/lesson/2064/main/
9	Степень окисления атомов и её определение в соединениях	Степень+окисления+атомов+и+её+определение+в+соединениях
9	Положение неметаллов в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева	https://www.youtube.com/watch?v=ohFd4lJ9RcE&feature=emb_logo
9	Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с неметаллами	https://www.youtube.com/watch?v=qgzo40bfL1o
9	Оксиды азота	https://www.youtube.com/watch?time_continue=130&v=JmbTPhygCdk&feature=emb_logo
9	Общие химические свойства металлов	https://www.youtube.com/watch?time_continue=217&v=3O_1UupZ71E&feature=emb_logo
9	Получение и применение металлов	https://www.youtube.com/watch?time_continue=347&v=ZmgAo8Q3jFI&feature=emb_logo
9	Природные источники углеводородов: природный газ, нефть, уголь	https://www.youtube.com/watch?time_continue=206&v=O9e6ORyASjI&feature=emb_logo
9	Свойства металлов, неметаллов и их соединений. Генетическая связь между классами неорганических соединений	Свойства+металлов+неметаллов+и+их+соединений
9	Вычисления по химическим уравнениям количества, объёма, массы вещества по количеству, объёму, массе реагентов или продуктов реакции	https://www.youtube.com/watch?time_continue=8&v=nwIVA6XBq5w&feature=emb_logo

Состав и классификация солей. Химия, 7 класс: уроки, тесты, задания.

1.	Химические формулы солей Сложность: лёгкое	1
2.	Номенклатура средних солей Сложность: среднее	2
3.	Составление названий средних солей Сложность: среднее	3
4.	Классификация солей Сложность: лёгкое	1
5.	Составление химических формул средних солей Сложность: сложное	4
6.	Составление названия кислых, основных и комплексных солей Сложность: среднее	2
7.	Составление названия кристаллогидрата соли Сложность: сложное	1
8.	Составление химических формул кислых, основных и комплексных солей Сложность: среднее	3
9.	Распознавание соли по её внешнему виду Сложность: среднее	3
10.	Растворимость солей Сложность: лёгкое	1
11.	Составление уравнений реакций по химическим свойствам солей Сложность: среднее	4
12.	Уравнения реакций по химическим свойствам солей Сложность: среднее	4
13.	С чем может реагировать соль? Сложность: среднее	4
14.	Применение солей Сложность: лёгкое	1
15.	Способы получения средних солей Сложность: среднее	2
16.	Образование солей в реакциях обмена Сложность: среднее	5
17.	Способы получения кислых, основных и комплексных солей Сложность: сложное	5
18.	Расчёт по уравнению реакции, если исходное вещество содержит примеси Сложность: среднее	5
19.	Расчёт формулы кристаллогидрата и составление его названия Сложность: сложное	5
20.	Соли в природе. Названия минералов и горных пород Сложность: среднее	2
21.	Названия солей, встречающихся в природе Сложность: среднее	2
22.	Распространение солей в природе Сложность: лёгкое	3

Химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных.

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 сопропорционирования:

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:

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:

Свойства соли — The Salt Association

Соль — химическое соединение с рядом интересных свойств:

• Кристаллы или белый кристаллический порошок.
• Прозрачный и бесцветный в кристаллической форме, похожий на лед.
• Кристаллизуется в изометрической системе, обычно в виде кубов.
• Растворим в воде (35,6 г / 100 г при 0 ° C и 39,2 г / 100 г при 100 °).
• Слабо растворим в спирте, но не растворим в концентрированной соляной кислоте.
• Плавится при 801 ° C и начинает испаряться при температурах чуть выше этой точки кипения 1413 ° C.
• Твердость 2,5 по шкале твердости MOH.
• Удельный вес 2,165.
• Негорючие — низкая токсичность.
• Гигроскопичен — впитывает влагу из влажной атмосферы с относительной влажностью выше 75% — ниже этого значения он высыхает.

В натуральном виде соль часто содержит следы хлорида магния, сульфата магния, бромида магния и других.Эти примеси могут окрашивать прозрачные кристаллы в желтый, красный, синий или фиолетовый цвет.

Химикаты из соли

При пропускании электрического тока через крепкий раствор соли в воде происходит электролиз и образуются три продукта:

• Хлор (Cl ₂ )
• Гидроксид натрия (NaOH)
• Водород (H ₂ ).

Поскольку газообразные водород и хлор образуют взрывоопасную смесь, важно держать их разделенными.Все три продукта полезны по отдельности, и их также можно комбинировать для создания других продуктов. Гидроксид натрия и хлор объединяются с образованием раствора гипохлорита натрия, который широко используется в домашних условиях в качестве отбеливателя. Более крепкий раствор гипохлорита натрия используется в качестве молочного и промышленного дезинфицирующего средства.

В разных условиях реакции гидроксид натрия и хлор будут реагировать с образованием хлората натрия. Он образуется в виде белых кристаллов, которые могут быть взрывоопасными или воспламеняющимися при смешивании с органическими веществами.Растворы хлората натрия широко используются в качестве гербицидов.

Когда газообразный хлор сжигается в водороде, два газа реагируют с образованием хлористого водорода. Хлороводород растворяется в воде с образованием соляной кислоты. Полученная таким образом соляная кислота очень чиста и может безопасно использоваться в пищевой и фармацевтической промышленности.

соль | Химия, история, возникновение, производство и факты

Соль (NaCl) , хлорид натрия , минеральное вещество, имеющее большое значение для здоровья человека и животных, а также для промышленности.Минеральную форму галита или каменной соли иногда называют поваренной солью, чтобы отличить ее от класса химических соединений, называемых солями.

соль

Увеличенный кристалл соли.

Геологическая служба США

Узнайте о влиянии соли на здоровье человека

Узнайте о соли, в том числе о ее влиянии на здоровье.

Contunico © ZDF Enterprises GmbH, Майнц Посмотреть все видеоролики к этой статье

Свойства поваренной соли показаны в таблице. Соль необходима для здоровья как людей, так и животных.Поваренная соль, повсеместно используемая в качестве приправы, мелкозернистая и очень чистая. Чтобы гарантировать, что это гигроскопичное (т. Е. Притягивающее воду) вещество останется сыпучим при контакте с атмосферой, добавляются небольшие количества алюмосиликата натрия, трикальцийфосфата или силиката магния. Йодированная соль, то есть соль, в которую было добавлено небольшое количество йодида калия, широко используется в регионах, где йод отсутствует в рационе, и этот дефицит может вызвать отек щитовидной железы, обычно называемый зобом.Животноводству также нужна соль; он часто выпускается в виде сплошных блоков.

В мясоперерабатывающей, колбасной, рыбной и пищевой промышленности соль используется в качестве консерванта или приправы, либо и того, и другого. Он используется для обработки и консервирования шкур, а также в качестве рассола для охлаждения.

В химической промышленности соль требуется при производстве бикарбоната натрия (пищевой соды), гидроксида натрия (каустической соды), соляной кислоты, хлора и многих других химикатов. Соль также используется в производстве мыла, глазури и фарфоровой эмали и входит в металлургические процессы в качестве флюса (вещества, способствующего плавлению металлов).

Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту. Подпишитесь сейчас

При нанесении на снег или лед соль снижает температуру плавления смеси. Таким образом, большие количества используются в северном климате, чтобы помочь очистить проезжие части от скопившегося снега и льда. Соль используется в оборудовании для умягчения воды, которое удаляет из воды соединения кальция и магния.

История использования

В некоторых частях Западного полушария и в Индии использование соли было введено европейцами, но в некоторых частях Центральной Африки она по-прежнему остается роскошью, доступной только богатым.Там, где люди питаются в основном молоком и сырым или жареным мясом (чтобы не терялись его природные соли), добавки хлорида натрия не нужны; кочевники со своими отарами овец или стадами крупного рогатого скота, например, никогда не едят соль с пищей. С другой стороны, люди, которые живут в основном на злаковых, овощных или отварных мясных диетах, нуждаются в добавках соли.

Привычное употребление соли тесно связано с переходом от кочевой жизни к земледелию, этапом цивилизации, оказавшим глубокое влияние на ритуалы и культы почти всех древних народов.Богам поклонялись как дарителям добрых плодов земли, и соль обычно включалась в жертвоприношения, полностью или частично состоящие из зерновых элементов. Такие подношения были распространены среди греков и римлян, а также среди ряда семитских народов.

Заветы обычно заключались во время жертвенной трапезы, в которой соль была обязательным элементом. Консервирующие свойства соли сделали ее особенно подходящим символом прочного компакта, скрепившим ее обязательством верности.Таким образом, слово , соль приобрело коннотации высокого уважения и почета в древних и современных языках. Примеры включают арабское признание: «Между нами соль», еврейское выражение «съесть соль дворца» и современную персидскую фразу namak arām , «неверно соли» (т. Е. Неверный или неблагодарный). В английском языке термин «соль земли» описывает человека, которого очень уважают.

Соль вносит большой вклад в наши знания о древних торговых путях.Одна из старейших дорог в Италии — Соляная дорога (Соляной путь), по которой римская соль из Остии доставлялась в другие части Италии. Геродот рассказывает о караванном пути, объединившем соляные оазисы Ливийской пустыни. Древняя торговля между Эгейским и Черноморским побережьями юга России в значительной степени зависела от соляных ванн (прудов для испарения морской воды для получения соли) в устье Днепра и от соленой рыбы, привозимой из этого района.

Соляные лепешки использовались в качестве денег в Эфиопии, других странах Африки и Тибете.В римской армии офицерам и солдатам разрешалось употреблять соль; в имперские времена этот salarium (от которого происходит английское слово salary ) был преобразован в денежное довольствие на соль.

Китай, США, Индия, Германия, Канада и Австралия являются крупнейшими производителями соли в мире в начале 21 века.

Фрэнк Осборн Вуд

5.1: Сахар и соль — Chemistry LibreTexts

Хлорид натрия, также известный как поваренная соль, представляет собой ионное соединение с химической формулой \ (\ ce {NaCl} \), представляющее соотношение натрия и натрия 1: 1. ионы хлорида.Он обычно используется в качестве приправы и пищевого консерванта. Соль можно создать, сложив вместе два очень реактивных элемента: металлический натрий (\ (\ ce {Na (s)} \) и газообразный хлор (\ (\ ce {Cl2 (g)} \).

)

\ [\ ce {2Na (s) + Cl2 (g) \ rightarrow 2NaCl (s)} \ label {eq1} \]

Элемент натрия (Рисунок \ (\ PageIndex {1a} \)) — очень реактивный металл; при возможности он вступит в реакцию с потом на ваших руках и образует гидроксид натрия, который является очень едким веществом. Элемент хлор (рис. \ (\ PageIndex {1b} \)) — это бледно-желтый едкий газ, который нельзя вдыхать из-за его ядовитости.Однако соедините эти два опасных вещества вместе, и они вступят в реакцию с образованием ионного соединения хлорида натрия (рис. \ (\ PageIndex {1c} \)), известного просто как соль.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Натрий + Хлор = Хлорид натрия (a) Натрий — очень реактивный металл. (b) Хлор — это бледно-желтый ядовитый газ. (c) Вместе натрий и хлор образуют хлорид натрия — соль, которая необходима для нашего выживания. Источник: фото слева предоставлено reenhorn1, а фото в центре любезно предоставлено Benjah-bmm27.{-}} \) ионы необходимы для нормальной работы нервов и дыхания. Оба эти иона поставляются солью. Вкус соли — один из основных вкусов; соль, вероятно, самый древний из известных ароматизаторов и один из немногих камней, которые мы едим. Очевидно, что когда элементарный натрий и хлор объединяются (уравнение \ ref {eq1}), образующийся солевой продукт имеет радикально разные свойства (как физические, так и химические). Наблюдать за этой реакцией очень интересно (Видео \ (\ PageIndex {1} \)).

Видео \ (\ PageIndex {1} \): Приготовление столовой соли с использованием металлического натрия и газообразного хлора

Еще одно соединение — сахар, общее название сладких растворимых углеводов, многие из которых используются в пище.Сахар имеет химическую формулу \ (\ ce {C12h32O11} \) и состоит из элементов, отличных от соли: углерода, водорода и кислорода. Хотя сахар качественно напоминает поваренную соль (которую часто путают на кухне), они имеют совершенно разные физические и химические свойства. Существуют разные типы сахара, полученные из разных источников. Хотя сахар состоит из углерода, водорода и кислорода, его значительно сложнее синтезировать из составляющих его элементов, чем поваренную соль (уравнение \ ref {eq1}).Однако термическое разложение значительно проще и может быть представлено как дегидратация сахарозы до чистого углерода и водяного пара в уравнении \ ref {eq2} и продемонстрировано в видео \ (\ PageIndex {2} \).

\ [\ ce {C12h32O11 (s) + тепло → 12C (s) + 11h3O (g)} \ label {eq2} \]

Видео \ (\ PageIndex {2} \): Научный эксперимент на кухне показывает, что происходит с молекулами сахара при их нагревании. Эксперимент не разочаровал!

Как и соль, сахар имеет радикально другие свойства (как физические, так и химические), чем составляющие его элементы.Это различие в свойствах составляющих элементов и соединений является главной особенностью химических реакций.

Материалы и авторство

Эта страница была создана на основе содержимого следующими участниками и отредактирована (тематически или всесторонне) командой разработчиков LibreTexts в соответствии со стилем, представлением и качеством платформы:

Формула хлорида натрия — применение, свойства, структура и формула хлорида натрия

Формула и структура: Химическая формула хлорида натрия — NaCl, а его молярная масса — 58.44 г / моль. Это ионное соединение, состоящее из катиона натрия (Na ⁺ ) и хлорид-аниона (Cl ^— ). Твердый NaCl имеет кристаллическую структуру, в которой каждый ион Na ⁺ окружен шестью ионами хлора в октаэдрической геометрии.

Прохождение: Хлорид натрия присутствует в морских и океанских водах, что придает им соленость. Около 1-5% морской воды состоит из хлорида натрия. Он также встречается в виде минерала галита или каменной соли.

Приготовление: Соль получают в больших количествах путем испарения морской воды или соленой воды (рассола) из соленых озер и солевых колодцев.Поскольку морская вода содержит несколько других солей (кальция, магния и других элементов), процесс испарения проводится осторожно, чтобы различные соли выпадали в осадок в разное время в зависимости от их растворимости. Другой важный метод производства — добыча запасов каменной соли.

Физические свойства: хлорид натрия представляет собой белое кристаллическое твердое вещество с плотностью 2,16 г / мл и температурой плавления 801 ° C. Он также доступен в виде водных растворов различной концентрации, называемых солевыми растворами.

Химические свойства: Хлорид натрия легко растворяется в воде и других полярных растворителях. Это стабильное твердое тело. Он разлагается только при высоких температурах с образованием токсичных паров соляной кислоты (HCl) и оксида динатрия (Na ₂ O).

Применение: Хлорид натрия, наиболее известный как поваренная соль, широко используется в пищевой промышленности для ароматизации и консервирования. Он также используется в производстве многих важных химических веществ, включая гидроксид натрия, карбонат натрия, пищевую соду, соляную кислоту и т. Д.Он также находит применение на нефтеперерабатывающих заводах, в текстильной, целлюлозно-бумажной, антипиреновой, резиновой промышленности и в дорожном строительстве. Еще одно важное применение — это защита от обледенения дорог и тротуаров в холодных и заснеженных регионах. Солевые растворы также используются во многих медицинских целях.

Воздействие на здоровье / опасность для здоровья: В низких концентрациях хлорид натрия нетоксичен и неопасен, а также является важным источником электролита для организма. Высокое потребление соли в течение длительного времени может вызвать дисбаланс электролитов в организме.Проглатывание в высоких концентрациях может вызвать рвоту, тошноту, диарею и обезвоживание. Он также может раздражать глаза и вызывать повреждение глаз при высоких концентрациях.

Какие типы и свойства солей?

Соли — это ионные соединения, которые образуются в результате реакции нейтрализации кислоты и основания, они образованы из-за комбинации положительного иона (или положительной атомной группы) с отрицательной атомной группой (или отрицательного неметаллического иона, кроме кислорода. ).

Соли

Соли состоят из связанного количества катионов (положительно заряженных ионов) и анионов (отрицательных ионов), так что продукт является электрически нейтральным (без чистого заряда), и эти составляющие ионы могут быть неорганическими.

Соли получают из комбинации положительного иона с отрицательным, например, хлорид натрия (поваренная соль) NaCl и бромид свинца.

Соли получают из комбинации положительного иона с отрицательной атомной группой, такой как нитрат натрия, карбонат магния и безводный сульфат меди.

Соли получают из комбинации положительной атомной группы с отрицательным ионом, например хлоридом аммония и бромидом аммония.

Соли получают из комбинации положительной атомной группы с отрицательной атомной группой, такой как карбонат аммония.

Хлорид натрия

Соли существуют в земной коре или растворены в воде, хлорид натрия (NaCl) является наиболее важным химическим соединением для человеческого организма, соли мы получаем из моря, крови имеет аналогичный химический баланс натрия, калия, кальция в нашем организме.

Физические свойства солей

Соли бывают разных цветов: хромат натрия — желтый, нитрат кобальта — красный, бихромат калия — оранжевый, перманганат калия — фиолетовый, гексагидрат хлорида никеля — зеленый, гексагидрат хлорида никеля — синий, хлорид натрия — бесцветный или может появиться белый в порошке или мелкими кусочками.

Солевой вкус морской воды обусловлен наличием большого количества солей, таких как хлорид натрия и бромид магния, в морской воде много различных солей.

Различные соли могут иметь пять основных вкусов: соль соленая, например, хлорид натрия, Соль сладкая, например диацетат свинца, который при проглатывании вызывает отравление свинцом, соль кислая, например битартрат калия, горькая такой как сульфат магния, и это умами или чабер, такой как глутамат натрия.

Соли сильных кислот и сильных оснований (сильные соли) нелетучие и не имеют запаха, тогда как соли слабых кислот или слабых оснований (слабые соли) могут пахнуть конъюгированной кислотой, такой как ацетаты, такие как уксусная кислота. кислота (уксус) и цианиды, такие как цианистый водород (миндаль), или сопряженное основание, такое как соли аммония, такие как аммиак, входящих в состав ионов.

Некоторые минеральные соли подразделяются на соли, растворенные в воде, и соли, не растворенные в воде, все соли натрия, калия и аммония растворимы в воде, такие как все нитраты и многие сульфаты, сульфат бария, сульфат кальция (умеренно растворимый).

Соли, растворенные в воде, такие как хлорид натрия, сульфат калия, нитрат кальция и сульфид натрия. Ионы, которые плотно связываются друг с другом и образуют высокостабильные решетки, менее растворимы, поскольку этим структурам труднее разрушаться для соединения для растворения.

Большинство карбонатных солей не растворимы в воде, такие как карбонат свинца и карбонат бария, и растворимые карбонатные соли, такие как карбонат натрия, карбонат калия и карбонат аммония.

Соли, нерастворимые в воде, такие как хлорид серебра, йодид свинца и сульфат свинца. Твердые соли не проводят электричество, в то время как жидкие соли проводят, а растворы солей также проводят электричество.

Расплавленные соли и растворы, содержащие растворенные соли, называются электролитами, такими как (хлорид натрия в воде), потому что они могут проводить электричество.

Экономическое значение некоторых распространенных кислот, оснований и солей (минералов)

Способы солеобразования и типы водных растворов солей

Образование солей, Химическая формула солей и ее обозначение

Общие свойства солей — A Plus Topper

Общие свойства солей

Некоторые из характерных свойств солей:

1. Точки плавления и кипения: Соли — это в основном твердые вещества, которые плавятся, а также кипят при высоких температурах.
2. Растворимость в воде: Соли обычно растворимы в воде. Например, хлорид натрия, сульфат калия, нитрат алюминия, карбонат аммония и т. Д. Являются растворимыми солями, в то время как хлорид серебра, хлорид свинца, карбонат меди и т. Д. Нерастворимы в воде.
3. Кристаллизационная вода: Обычно соли представляют собой кристаллы с присутствующими в них молекулами воды. Эта вода называется кристаллизационной водой, а такие соли называются гидратированными солями.
   Например, кристалл сульфата меди содержит пять молекул воды на каждую молекулу сульфата меди. Это записывается как CuSO ₄ .5H ₂ O. Эта кристаллизационная вода придает кристаллу его форму. Он также придает цвет некоторым кристаллам. При нагревании гидратированные соли теряют кристаллизационную воду, в результате кристаллы теряют форму и цвет и превращаются в порошкообразное вещество.
   Гидратированные соли, утратившие свою кристаллизационную воду, называются безводными солями .
   При нагревании гидратированного сульфата меди выделяются молекулы воды с образованием белого порошкообразного безводного сульфата меди. При добавлении воды это вещество может снова превратиться в раствор гидратированного сульфата меди.

Люди тоже спрашивают

Общие свойства солей:

1. Реакция с кислотой: Когда соль реагирует с кислотой, образуется другая соль и кислота. Например, когда хлорид натрия нагревают с серной кислотой, образуется гидросульфат натрия (при низкой температуре), а затем сульфат натрия (при высокой температуре) и выделяется газообразный хлористый водород.

2. Реакция с основанием: Соль реагирует с основанием с образованием другой соли и основания.

(NH ₄ ) ₂ SO ₄ + 2NaOH → Na ₂ SO ₄ + 2NH ₄ OH

3. Реакция с металлом: Иногда раствор соли может реагировать с металлом. Например, когда железный гвоздь погружают в водный раствор сульфата меди, медь откладывается на поверхности гвоздя, а образовавшийся сульфат железа остается в растворе.

CuSO ₄ + Fe → FeSO ₄ + Cu

Эта реакция показывает, что железо более реактивно, чем медь.
Таким образом, более химически активный металл может вытеснить менее химически активный металл из раствора своей соли.

4. Поведение солей по отношению к воде:
Когда соль растворяется в воде, раствор может быть нейтральным, кислым или щелочным. Это зависит от природы используемой соли.

(i) Обычная соль, полученная из сильной кислоты и сильного основания, дает нейтральный раствор.Например, водные растворы NaCl и K ₂ SO ₄ нейтральны по отношению к лакмусу.

(ii) Нормальная соль, полученная из слабой кислоты и сильного основания, дает щелочной раствор. Например, водные растворы карбоната натрия (Na ₂ CO ₃ ) и ацетата натрия (CH ₃ COONa) являются щелочными.

Na ₂ CO ₃ + 2H ₂ O → 2NaOH + CO ₂ + H ₂ O

CH ₃ COONa + H ₂ O → CH ₃ COOH + NaOH

(iii) Соль, полученная из сильной кислоты и слабого основания, дает кислый раствор.Например, как хлорид алюминия (AlCl ₃ ), так и хлорид аммония (NH ₄ Cl) образуют кислые водные растворы.

AlCl ₃ + 3H ₂ O → Al (OH) ₃ + 3HCl

NH ₄ Cl + H ₂ O → NH ₄ OH + HCl

(iv) Растворы кислых солей являются кислыми до лакмусовой бумажки, т.е. эти растворы окрашивают синюю лакмусовую бумагу в красный цвет. Например, раствор гидросульфата натрия (NaHSO ₄ ) окрашивает синюю лакмусовую бумажку в красный цвет.
Раствор гидрокарбоната натрия (NaHCO ₃ ), однако, является слабощелочным.

Заметки о физических и химических свойствах солей

Соли — очень важные химические вещества в лаборатории, поскольку они используются в нескольких реакциях и процессах. Они также широко используются в различных отраслях.
Соли — это ионные соединения, образующиеся в результате нейтрализации кислоты и основания.
Ex: карбонат натрия, бикарбонат натрия, сульфат алюминия и калия, хлоргипохлорит кальция и хлорид аммония.
Они являются хорошими проводниками электричества в расплавленном состоянии или в водной форме.
Большинство солей растворимы в воде. Степень растворимости зависит от температуры.
Соли состоят как из катионов, так и из анионов.

Общая недвижимость

Кристаллизационная вода
Количество молекул воды, химически объединенных в определенной молекулярной пропорции с солью в кристаллическом состоянии. Соли, которые содержат определенное количество молекул воды в виде кристаллизационной воды, называются гидратированными солями.
Пример: Гипс и стиральная сода.
И наоборот, соли, не содержащие кристаллизационной воды, называются безводными солями.
Пример: безводный сульфат меди.

Deliquescence
Способность некоторых солей поглощать влагу из атмосферы, растворяться и превращаться в жидкость.
Размножение соединений происходит из-за того, что давление пара конкретной соли ниже атмосферного давления пара. И его можно уменьшить, если хранить соль в сухих условиях.
Примеры:
Хлорид кальция, хлорид магния, хлорид цинка и карбонат калия.

Гигроскопичные вещества
Некоторые соли гигроскопичны, т. Е. Обладают способностью поглощать влагу из атмосферы, не растворяясь. Пример:
Оксид кальция, силикагель и т. Д.
.

Выцветание
Частичная или полная потеря кристаллизационной воды из гидратированной соли при воздействии атмосферы.
Светящиеся вещества при потере кристаллизационной воды становятся порошкообразными.
Пример:
Пентагидрат сульфата меди или голубой камень и гептагидрат сульфата магния или соль эпсома.
CuSO ₄ .5H ₂ O → CuSO ₄ + 5H ₂ O
MgSO ₄ .7H ₂ O → MgSO ₄ + 7H ₂ O

Соли в повседневной жизни

Хлорид натрия (NaCl)

Он образуется при реакции гидроксида натрия с хлористым водородом.
Это белое кристаллическое твердое вещество с высокими температурами плавления и кипения.
Трудно растворим в воде /
Используется для консервирования солений, рыбы и мяса.
Используется для плавления льда, образующегося на дорогах в холодных странах, а
Он используется в качестве сырья для производства других соединений.
Также используется для производства мыла.

Карбонат натрия (Na ₂ CO ₃ )
Карбонат натрия, стиральная сода или кальцинированная сода представляет собой натриевую соль угольной кислоты.
Добавление воды к карбонату натрия и охлаждение смеси с образованием декагидратированного карбоната натрия.
Na ₂ CO ₃ + 10 H ₂ O → Na ₂ CO ₃ .10H ₂ O
В кристаллическом состоянии он содержит десять молекул кристаллизационной воды.
Его получают путем пропускания газообразного диоксида углерода в концентрированный раствор гидроксида натрия.
Это белое кристаллическое твердое вещество, обычная форма которого — декагидрат. При контакте с воздухом его кристаллы теряют воду, переходят в моногидратную форму и выглядят как белый непрозрачный порошок.
При нагревании на горелке Бунзена излучает золотисто-желтое пламя.
При нагревании декагидрат карбоната натрия приобретает безводную форму.
Растворяется в воде, выделяя тепло. Раствор карбоната натрия имеет щелочную природу.
Карбонат натрия используется для производства стекла, чистящих средств, мыла, стекла и бумаги, соединений натрия, таких как бура.

Гидрокарбонат натрия (NaHCO ₃ ):
Это белое кристаллическое твердое вещество без запаха.
Полностью растворим в воде и мало растворим в этаноле.
Его получают путем пропускания диоксида углерода через концентрированный раствор гидроксида натрия или карбоната натрия.
При нагревании теряет углекислый газ и воду с образованием карбоната натрия.

При реакции с кислотами образует соль и воду и выделяет диоксид углерода.
Гидрокарбонат натрия обычно называют пищевой содой.
Гидрокарбонат натрия используется в хлебопекарной промышленности.
Используется для приготовления содовой кислоты.
Также используется в огнетушителях пенного типа.

Квасцы калийные (K ₂ SO ₄ Al ₂ (SO ₄ ) ₃ .24H ₂ O):
Это бесцветное кристаллическое вещество без запаха. Его кристаллы получают путем смешивания концентрированных растворов сульфата калия и сульфата алюминия.
Растворим в воде.
Плавится при 92 ° C и разбухает по мере удаления кристаллизационной воды при 200 ° C.

Его получают смешиванием концентрированных растворов K ₂ SO ₄ и Al ₂ (SO ₄ ) ₃ в эквимолярной пропорции по весу.
K ₂ SO ₄ + Al ₂ (SO ₄ ) ₃ + 24H ₂ O → K ₂ SO ₄ . Al ₂ (SO ₄ ) ₃ 24 ч ₂ O

Он разложится на компоненты при температуре 200 ⁰ C.
K ₂ SO ₄ . Al ₂ (SO ₄ ) ₃ 24H ₂ O → K ₂ SO ₄ + Al ₂ (SO ₄ ) ₃ + 24H ₂ O

Обесцвечивающий порошок (CaOCl ₂ )
Обесцвечивающий порошок, химически известный как оксихлорид кальция.
Его получают, когда хлор реагирует с сухой гашеной известью при 40 ° C.
Это бледно-желтый порошок с сильным запахом хлора.
Он реагирует с разбавленными кислотами или диоксидом углерода с выделением хлора.
Используется для отбеливания хлопка, льняных тканей и древесной массы.
Растворим в воде. Где используется для обеззараживания питьевой воды.

Хлорид аммония или соль Наушадара (NH ₄ Cl)
Его получают путем пропускания аммиака в соляной кислоте.
Это белое кристаллическое твердое вещество, растворимое в воде.
Не имеет запаха, ломкость, соленый вкус, оказывает охлаждающее действие на язык.
При высокой температуре разлагается на аммиак и соляную кислоту. При охлаждении эти газы объединяются с образованием хлорида аммония.

Гипс Парижский (CaSO ₄ . ½ H ₂ O)

Штукатурка Парижа, химически называемая полугидратом сульфата кальция. Так как он введен в обиход из Парижа, его называют «парижской штукатуркой».

Получается нагреванием гипса до 373К.

CaSO ₄ .2H ₂ O 373 K → CaSO ₄ ½H ₂ O + 1½H ₂ O
Гипсовая штукатурка Paris Water

.