Если такой раствор выпарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8. Реакция металлов с кислотами

В способах 1-7 имели дело с реакциями обмена (только способ 4 – реакция соединения). Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов, вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:

Fe	+	H2 SO4 ( разб .)	=	FeSO4	+	H2­
сульфат железа II

9. Реакция металлов с неметаллами

Эта реакция внешне напоминает горение. Металл "сгорает" в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый "дым":

2 K	+	Cl2	=	2 KCl
хлорид калия

10. Реакция металлов с солями

Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее, способны вытеснять менее активные (расположенные правее) металлы из их солей:

Zn	+	CuSO4	=	Cu	+	ZnSO4
порошок меди	сульфат цинка

Физические свойства

Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. Соли имеют широкий диапазон температур плавления и термического разложения.

По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К растворимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитраты, ацетаты и хлориды, многие кислые соли.

Растворимость солей в воде при комнатной температуре

Кати- оны	Анионы
	F-	Cl-	Br-	I-	S2-	NO3 -	CO3 2-	SiO3 2-	SO4 2-	PO4 3-
Na+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
K+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
NH4 +	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
Mg2+	РК	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	Р	РК
Ca2+	НК	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	М	РК
Sr2+	НК	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	РК	РК
Ba2+	РК	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	НК	РК
Sn2+	Р	Р	Р	М	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Pb2+	Н	М	М	М	РК	Р	Н	Н	Н	Н
Al3+	М	Р	Р	Р	Г	Р	Г	НК	Р	РК
Cr3+	Р	Р	Р	Р	Г	Р	Г	Н	Р	РК
Mn2+	Р	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe3+	Р	Р	Р	-	-	Р	Г	Н	Р	РК
Co2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Ni2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Cu2+	М	Р	Р	-	Н	Р	Г	Н	Р	Н
Zn2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Cd2+	Р	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Hg2+	Р	Р	М	НК	НК	Р	Н	Н	Р	Н
Hg2 2+	Р	НК	НК	НК	РК	Р	Н	Н	М	Н
Ag+	Р	НК	НК	НК	НК	Р	Н	Н	М	Н

Условные обозначения:

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

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

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

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

Химические свойства солей

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

1. Окислительно-восстановительные реакции солей

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

а) Реакции за счет иона металла .

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

Hg2+ SO4	+	Sn0	=	Hg0	+	Sn2+ SO4
соль менее активного металла (окислитель)	более активный металл (восстановитель)

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

б) Реакции за счет кислотного остатка .

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

Например:

Na2 S–2	+	Br2 0	=	S0	+	2 NaBr–1
соль сероводородной кислоты	сера

2 KI–1	+	H2 O2 –1	+	H2 SO4	=	I2 0	+	K2 SO4	+	2 H2 O–2
соль иодоводородной кислоты	иод

2 KMn+7 O4	+	16 HCl–1	=	5 Cl2 0	+	2 KCl	+	2 Mn+2 Cl2	+	8 H2 O
соль марганцевой кислоты	хлорид марганца

2 Pb(N+5 O3 –2 )2	=	2 PbO	+	4 N+4 O2	+	O2 0
соль азотной кислоты	при нагревании

2. Обменные реакции солей

Такие реакции могут происходить, когда соли реагируют:

а) с кислотами;

б) с щелочами:

в) с другими солями.

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

а) CuSO₄ + H₂ S = CuS (осадок) + H₂ SO₄

AgNO₃ + HCl = AgCl (осадок) + HNO₃

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

CuSO₄ + 2 KOH = Cu(OH)₂ ( осадок ) + K₂ SO₄

в) BaCl₂ + K₂ SO₄ = BaSO₄ ( осадок ) + 2 KCl