У этого термина существуют и другие значения, см. Соль (значения).
Со́ли — сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы и анионы кислотных остатков[1]. ИЮПАК определяет соли как химические соединения, состоящие из катионов и анионов[2]. Есть ещё одно определение: солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды[3].
Кроме катионов металлов в солях могут находиться катионы аммония NH4+, фосфония PH4+ и их органические производные, а также комплексные катионы и т. д. Анионами в солях выступают анионы кислотного остатка различных кислот Брёнстеда — как неорганических, так и органических, включая карбанионы и комплексные анионы[4].
М. В. Ломоносов в своих Трудах по химии и физике «Введение в истинную физическую химию» писал[5][6]:
Названием солей обозначают хрупкие тела, которые растворяются в воде, причем она остается прозрачной; они не загораются, если в чистом виде подвергаются действию огня. Их виды: купорос и все другие металлические соли, квасцы, бура, винный камень, существенные соли растений, соль винного камня и поташ, летучая мочевая соль, селитра, обыкновенная соль родниковая, морская и каменная, нашатырь, английская соль и другие соли, полученные в результате химических работ.
Типы солей
Если рассматривать соли как продукты замены протонов в кислотах или гидроксогрупп в основаниях, то можно выделить следующие типы солей[4]:
- Средние (нормальные) соли — продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na2CO3, K3PO4).
- Кислые соли — продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO3, K2HPO4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).
- Осно́вные соли — продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH-) кислотными остатками ((CuOH)2CO3). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.
По числу присутствующих в структуре катионов и анионов выделяют следующие типы солей[7]:
- Простые соли — соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl)
- Двойные соли — соли, содержащие два различных катиона (KAl(SO4)2·12 H2O).
- Смешанные соли — соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl).
Также различают гидратные соли (кристаллогидраты), в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na2SO4·10 H2O, и комплексные соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2). Внутренние соли образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом[8].
Номенклатура солей
Номенклатура солей кислородсодержащих кислот
Названия солей, как правило, связаны с названиями соответствующих кислот. Поскольку многие кислоты в русском языке носят тривиальные, или традиционные, названия, подобные названия (нитраты, фосфаты, карбонаты и др.) также сохраняются и для солей[9].
Традиционные названия солей состоят из названий анионов в именительном падеже и названий катионов в родительном падеже[10]. Названия анионов строятся на основе русских или латинских названий кислотообразующих элементов. Если кислотообразующий элемент может иметь одну степень окисления, то к его названию добавляют суффикс -ат:
- CO32- — карбонат,
- GeO32- — германат.
Если кислотообразующий элемент может принимать две степени окисления, то для аниона, образованного этим элементом в более высокой степени окисления, применяют суффикс -ат, а для аниона с элементов в меньшей степени окисления — суффикс -ит:
Если элемент может принимать три степени окисления, то для высшей, средней и низшей степени окисления используют соответственно суффиксы -ат, -ит и суффикс -ит с приставкой гипо-:
Наконец, в случае элементов, принимающих четыре степени окисления, для высшей степени окисления применяют приставку пер- и суффикс -ат, далее (в порядке понижения степени окисления) суффикс -ат, суффикс -ит и суффикс -ит с приставкой гипо-:
- ClO4- — перхлорат,
- ClO3- — хлорат,
- ClO2- — хлорит,
- ClO- — гипохлорит[11].
Приставки мета-, орто-, поли-, ди-, три-, пероксо- и т. п., традиционно присутствующие в названиях кислот, сохраняются также и в названиях анионов[10].
Названия катионов соответствуют названиям элементов, от которых они образованы: при необходимости указывается число атомов в катионе (катион диртути(2+) Hg22+, катион тетрамышьяка(2+) As42+) и степень окисления атома, если она переменная[12].
Названия кислых солей образуются путём добавления приставки гидро- к названию аниона. Если на один анион приходится больше одного атома водорода, то его количество указывают при помощи умножающей приставки (NaHCO3 — гидрокарбонат натрия, NaH2PO4 — дигидрофосфат натрия). Аналогично, для образования названий основных солей используются приставки гидроксо- ((FeOH)NO3 — гидроксонитрат железа(II))[13].
Кристаллогидратам дают названия, добавляя слово гидрат к традиционному или систематическому названию соли (Pb(BrO3)2·H2O — гидрат бромата свинца(II), Na2CO3·10 H2O — декагидрат карбоната натрия). Если известна структура кристаллогидрата, то может применяться номенклатура комплексных соединений ([Be(H2O)4]SO4 — сульфат тетрааквабериллия(II))[14].
Для некоторых классов солей существуют групповые названия, например, квасцы — для двойных сульфатов общего вида MIMIII(SO4)2·12 H2O, где MI — катионы натрия, калия, рубидия, цезия, таллия или аммония, а MIII — катионы алюминия, галлия, индия, таллия, титана, ванадия, хрома, марганца, железа, кобальта, родия или иридия[15].
Для более сложных или редких солей применяются систематические названия, образующиеся по правилам номенклатуры комплексных соединений[9]. Согласно данной номенклатуре, соль подразделяется на внешнюю и внутреннюю сферы (катион и анион): последняя состоит из центрального атома и лигандов — атомов, связанных с центральным атомом. Название соли формируют следующим образом. Вначале записывают название внутренней сферы (аниона) в именительном падеже, состоящее из названий лигандов (приставок) и центрального элемента (корня) с суффиксом -ат и указанием его степени окисления. Затем к названию добавляют названия атомов внешней сферы (катионов) в родительном падеже[16].
- LiBO3 — триоксоборат(III) лития
- Na2Cr2O7 — гептаоксодихромат(VI) натрия
- NaHSO4 — тетраоксосульфат(VI) водорода-натрия
Номенклатура солей бескислородных кислот
Для образования названий солей бескислородных кислот пользуются общими правилами составления названий бинарных соединений: применяются либо универсальные номенклатурные правила с указанием числовых приставок, либо способ Штока с указанием степени окисления, причём второй способ является предпочтительным.
Названия галогенидов составляются из названия галогена с суффиксом -ид и катиона (NaBr — бромид натрия, SF6 — фторид серы(VI), или гексафторид серы, Nb6I11 — ундекаиодид гексаниобия). Кроме того, существует класс псевдогалогенидов — солей, которые содержат анионы с галогенидоподобными свойствами. Их названия образуются подобным образом (Fe(CN)2 — цианид железа(II), AgNCS — тиоцианат серебра(I))[17].
Халькогениды, содержащие в качестве аниона серу, селен и теллур, называют сульфидами, селенидами и теллуридами. Сероводород и селеноводород могут образовывать кислые соли, которые называют гидросульфидами и гидроселенидами соответственно (ZnS — сульфид цинка, SiS2 — дисульфид кремния, NaHS — гидросульфид натрия). Двойные сульфиды называют, указывая два катиона через дефис: (FeCu)S2 — дисульфид железа-меди[18].
Физические свойства и строение солей
Зависимость растворимости некоторых солей от температуры
Как правило, соли представляют собой кристаллические вещества с ионной кристаллической решёткой. Например, кристаллы галогенидов щелочных и щёлочноземельных металлов (NaCl, CsCl, CaF2) построены из анионов, расположенных по принципу плотнейшей шаровой упаковки, и катионов, занимающих пустоты в этой упаковке. Ионные кристаллы солей могут быть построены также из кислотных остатков, объединённых в бесконечные анионные фрагменты и трёхмерные каркасы с катионами в полостях (силикаты). Подобное строение соответствующим образом отражается на их физических свойствах: они имеют высокие температуры плавления, в твёрдом состоянии являются диэлектриками[19].
Известны также соли молекулярного (ковалентного) строения (например, хлорид алюминия AlCl3). У многих солей характер химических связей является промежуточным между ионным и ковалентным[8].
Особый интерес представляют ионные жидкости — соли с температурой плавления ниже 100 °С. Кроме аномальной температуры плавления ионные жидкости имеют практически нулевое давление насыщенного пара и высокую вязкость. Особые свойства этих солей объясняются низкой симметрией катиона, слабым взаимодействием между ионами и хорошим распределением заряда катиона[20].
Важным свойством солей является их растворимость в воде. По данному критерию выделяют растворимые, мало растворимые и нерастворимые соли.
Нахождение в природе
Многие минералы — соли, образующие залежи (например, галит NaCl{displaystyle {mathsf {NaCl}}}, сильвин KCl{displaystyle {mathsf {KCl}}}, флюорит CaF2{displaystyle {mathsf {CaF_{2}}}})
Методы получения
Существуют различные методы получения солей:
- Взаимодействие кислот с металлами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:
H2SO4+Mg⟶MgSO4+H2↑{displaystyle {mathsf {H_{2}SO_{4}+Mglongrightarrow MgSO_{4}+H_{2}uparrow }}}
H2SO4+MgO⟶MgSO4+H2O{displaystyle {mathsf {H_{2}SO_{4}+MgOlongrightarrow MgSO_{4}+H_{2}O}}}
3H2SO4+Al2O3⟶Al2(SO4)3+3 H2O{displaystyle {mathsf {3H_{2}SO_{4}+Al_{2}O_{3}longrightarrow Al_{2}(SO_{4})_{3}+3 H_{2}O}}}
- Взаимодействие кислотных оксидов c щелочами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:
Ca(OH)2+CO2⟶CaCO3↓+H2O{displaystyle {mathsf {Ca(OH)_{2}+CO_{2}longrightarrow CaCO_{3}downarrow +H_{2}O}}}
CaO+SiO2⟶CaSiO3{displaystyle {mathsf {CaO+SiO_{2}longrightarrow CaSiO_{3}}}}
Al2O3+3 SO3⟶Al2(SO4)3{displaystyle {mathsf {Al_{2}O_{3}+3 SO_{3}longrightarrow Al_{2}(SO_{4})_{3}}}}
Mg(OH)2+CO2⟶MgCO3↓+H2O{displaystyle {mathsf {Mg(OH)_{2}+CO_{2}longrightarrow MgCO_{3}downarrow +H_{2}O}}}
Zn(OH)2+SO3⟶ZnSO4+H2O{displaystyle {mathsf {Zn(OH)_{2}+SO_{3}longrightarrow ZnSO_{4}+H_{2}O}}}
- Взаимодействие солей c кислотами, другими солями (если образуется выходящий из сферы реакции продукт):
CaCO3+2HCl⟶CaCl2+H2O+CO2↑{displaystyle {mathsf {CaCO_{3}+2HCllongrightarrow CaCl_{2}+H_{2}O+CO_{2}uparrow }}}
CuCl2+Na2S⟶2NaCl+CuS↓{displaystyle {mathsf {CuCl_{2}+Na_{2}Slongrightarrow 2NaCl+CuSdownarrow }}}
2Na2CO3+2MgCl2+H2O⟶[Mg(OH)]2CO3+CO2↑+4NaCl{displaystyle {mathsf {2Na_{2}CO_{3}+2MgCl_{2}+H_{2}Olongrightarrow [Mg(OH)]_{2}CO_{3}+CO_{2}uparrow +4NaCl}}}
- Взаимодействие простых веществ:
Fe+S⟶FeS{displaystyle {mathsf {Fe+Slongrightarrow FeS}}}
- Взаимодействие оснований с неметаллами, например, с галогенами:
Ca(OH)2+Cl2⟶Ca(OCl)Cl+H2O{displaystyle {mathsf {Ca(OH)_{2}+Cl_{2}longrightarrow Ca(OCl)Cl+H_{2}O}}}
Кристаллогидраты обычно получают при кристаллизации соли из водных растворов, однако известны также кристаллосольваты солей, выпадающие из неводных растворителей (например, CaBr2·3 C2H5OH)[8].
Химические свойства
Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.
Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, малодиссоциирующие вещества, например, вода):
BaCl2+H2SO4⟶BaSO4↓+2HCl{displaystyle {mathsf {BaCl_{2}+H_{2}SO_{4}longrightarrow BaSO_{4}downarrow +2HCl}}}
NaHCO3+HCl⟶NaCl+H2O+CO2↑{displaystyle {mathsf {NaHCO_{3}+HCllongrightarrow NaCl+H_{2}O+CO_{2}uparrow }}}
Na2SiO3+2HCl⟶2NaCl+H2SiO3↓{displaystyle {mathsf {Na_{2}SiO_{3}+2HCllongrightarrow 2NaCl+H_{2}SiO_{3}downarrow }}}
Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряду активности металлов (ряд активности металлов Бекетова):
Cu+HgCl2⟶CuCl2+Hg{displaystyle {mathsf {Cu+HgCl_{2}longrightarrow CuCl_{2}+Hg}}}
Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:
CaCl2+Na2CO3⟶CaCO3↓+2NaCl{displaystyle {mathsf {CaCl_{2}+Na_{2}CO_{3}longrightarrow CaCO_{3}downarrow +2NaCl}}}
AgNO3+NaCl⟶AgCl↓+NaNO3{displaystyle {mathsf {AgNO_{3}+NaCllongrightarrow AgCldownarrow +NaNO_{3}}}}
K2Cr2O7+3Na2SO3+4H2SO4⟶Cr2(SO4)3+3Na2SO4+K2SO4+4H2O{displaystyle {mathsf {K_{2}Cr_{2}O_{7}+3Na_{2}SO_{3}+4H_{2}SO_{4}longrightarrow Cr_{2}(SO_{4})_{3}+3Na_{2}SO_{4}+K_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}
Некоторые соли разлагаются при нагревании:
CuCO3⟶CuO+CO2↑{displaystyle {mathsf {CuCO_{3}longrightarrow CuO+CO_{2}uparrow }}}
Ca(NO3)2⟶Ca(NO2)2+O2↑{displaystyle {mathsf {Ca(NO_{3})_{2}longrightarrow Ca(NO_{2})_{2}+O_{2}uparrow }}}
NH4NO3⟶N2O↑+2H2O{displaystyle {mathsf {NH_{4}NO_{3}longrightarrow N_{2}Ouparrow +2H_{2}O}}}
NH4NO2⟶N2↑+2H2O{displaystyle {mathsf {NH_{4}NO_{2}longrightarrow N_{2}uparrow +2H_{2}O}}}
Диссоциация в водных растворах
При растворении в воде соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Если диссоциация происходит нацело, то соли являются сильными электролитами, иначе — слабыми[8]. Примером типичных сильных электролитов могут служить соли щелочных металлов, которые в растворе существуют в виде сольватированных ионов[3]. Несмотря на то, что широко распространена теория, утверждающая, что соли в водном растворе диссоциируют полностью, в реальности для большинства солей наблюдается частичная диссоциация, например, 0,1 M раствор FeCl3 содержит лишь 10 % катионов Fe3+, а также 42 % катионов FeCl2+, 40 % катионов FeCl2+, 6 % катионов FeOH2+ и 2 % катионов Fe(OH)2+[21].
Гидролиз солей
Некоторые соли в водном растворе способны подвергаться гидролизу[8]. Данная реакция протекает обратимо для солей слабых кислот (Na2CO3) или слабых оснований (CuCl2), и необратимо — для солей слабых кислот и слабых оснований (Al2S3).
Значение солей для человека
Название солей | Продукты содержания | Влияние на человеческий организм | Заболевания при нехватке солей |
---|---|---|---|
1. Соли кальция | Молоко, рыба, овощи | Повышают рост и прочность костей | Плохой рост скелета, разрушение зубов и.т.д. |
2. Соли железа | Печень говяжья, Мясо говяжье | Входят в состав гемоглобина | Малокровие |
3. Соли магния | Горох, курага | Улучшают работу кишечника | Ухудшение работы пищеварительной системы |
Применение солей
Соли повсеместно используются как в производстве, так и в повседневной жизни.
- Соли соляной кислоты. Из хлоридов больше всего используют хлорид натрия и хлорид калия.
Хлорид натрия (поваренную соль) выделяют из озерной и морской воды, а также добывают в соляных шахтах. Поваренную соль используют в пищу. В промышленности хлорид натрия служит сырьём для получения хлора, гидроксида натрия и соды.
Хлорид калия используют в сельском хозяйстве как калийное удобрение. - Соли серной кислоты. В строительстве и в медицине широко используют полуводный гипс, получаемый при обжиге горной породы (дигидрат сульфата кальция). Будучи смешан с водой, он быстро застывает, образуя дигидрат сульфата кальция, то есть гипс.
Декагидрат сульфата натрия используют в качестве сырья для получения соды. - Соли азотной кислоты. Нитраты больше всего используют в качестве удобрений в сельском хозяйстве. Важнейшим из них является нитрат натрия, нитрат калия, нитрат кальция и нитрат аммония. Обычно эти соли называют селитрами.
- Из ортофосфатов важнейшим является ортофосфат кальция. Эта соль служит основной составной частью минералов — фосфоритов и апатитов. Фосфориты и апатиты используются в качестве сырья в производстве фосфорных удобрений, например, суперфосфата и преципитата.
- Соли угольной кислоты. Карбонат кальция используют в качестве сырья для получения извести.
Карбонат натрия (соду) применяют в производстве стекла и при варке мыла.
Карбонат кальция в природе встречается и в виде известняка, мела и мрамора.
Галерея изображения солей
См. также
- Кислые соли
- Основные соли
- Двойные соли
- Кристаллогидраты
- Кристаллическая решётка
- Растворимость
- Гидролиз
Примечания
- ↑ Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. Химия. Неорганическая химия. Органическая химия. 9 класс. — 13-е изд. — М: Просвещение, 2009. — С. 11. — ISBN 978-5-09-021625-8.
- ↑ IUPAC Gold Book — salt (неопр.). Дата обращения 21 мая 2013. Архивировано 23 мая 2013 года.
- ↑ 1 2 СОЖ, 1999.
- ↑ 1 2 Зефиров, 1995, с. 376.
- ↑ М. В. Ломоносов. Труды по химии и физике (неопр.). Историко-Мемориальный музей Ломоносова. Дата обращения 24 октября 2013.
- ↑ М. В. Ломоносов. Введение в истинную физическую химию (неопр.). Фундаментальная электронная библиотека. — Параграф 111. Дата обращения 24 октября 2013.
- ↑ Зефиров, 1995, с. 376—377.
- ↑ 1 2 3 4 5 Зефиров, 1995, с. 377.
- ↑ 1 2 Лидин, 1983, с. 46.
- ↑ 1 2 Лидин, 1983, с. 48.
- ↑ Лидин, 1983, с. 47—48.
- ↑ Лидин, 1983, с. 13—14.
- ↑ Лидин, 1983, с. 50—51.
- ↑ Лидин, 1983, с. 53.
- ↑ Лидин, 1983, с. 54.
- ↑ Лидин, 1983, с. 65.
- ↑ Лидин, 1983, с. 28—30.
- ↑ Лидин, 1983, с. 32—33.
- ↑ Химическая энциклопедия / Под ред. И. Л. Кнунянца. — М: Большая российская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — ISBN 5-85270-035-5.
- ↑ Wasserscheid P., Keim W. Ionic Liquids—New “Solutions” for Transition Metal Catalysis (англ.) // Angew. Chem. Int. Ed. — 2000. — Vol. 39, no. 21. — P. 3772—3789. — doi:10.1002/1521-3773(20001103)39:21<3772::AID-ANIE3772>3.0.CO;2-5. — PMID 11091453.
- ↑ Hawkes S. J. Salts are Mostly NOT Ionized (англ.) // J. Chem. Educ. — 1996. — Vol. 75, no. 5. — P. 421—423. — doi:10.1021/ed073p421.
Литература
- Гиричев Г. В. Структура молекул солей кислородсодержащих кислот // Соросовский образовательный журнал. — 1999. — № 11. — С. 40—44.
- Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л., Цветков А. А. Основы номенклатуры неорганических веществ / Под ред. Б. Д. Стёпина. — М: Химия, 1983. — 112 с.
- Химическая энциклопедия / Под ред. Н. С. Зефирова. — М: Большая российская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — ISBN 5-85270-092-4.