Раздел «Соли» — один из важнейших в школьной программе по химии. Он встречается в ОГЭ, ЕГЭ, ВПР и олимпиадных заданиях. Именно здесь многие ученики совершают большое количество ошибок. Чтобы сократить путаницу, стоит использовать понятную, структурированную шпаргалку.
«Изучение солей — фундамент химической грамотности. Это не только школьная тема, но и база для понимания биохимии и фармакологии» — Андрей Шевкин, автор учебников, «Химия в школе», 2021
Что такое соли?
— это сложные вещества, в составе которых содержатся катионы металлов и анионы кислотных остатков. Их образование связано с замещением иона водорода в кислоте на металл. Пример — хлорид натрия (NaCl). Здесь натрий — металл, а хлор — кислотный остаток.
Важно: соли могут быть как растворимыми, так и нерастворимыми. Эта особенность сильно влияет на их поведение в химических реакциях.
Классификация солей
1. Средние — базовые соединения:
Наиболее распространённая категория. Возникают при полном замещении водорода катионами металлов. Эти соединения состоят только из катиона и кислотного остатка, без дополнительных групп. Примеры: NaCl, K₂SO₄, Ca(NO₃)₂. Они стабильны, легко кристаллизуются, хорошо растворяются в воде (не всегда), не обладают ни кислотными, ни основными свойствами.
2. Кислые — с незамещённым водородом:
Формируются, если замещение водорода произошло не полностью. В структуре остаётся один или несколько атомов водорода, а также металл. Такие вещества демонстрируют слабые кислотные свойства, часто участвуют в реакциях с основаниями, а при дальнейшем взаимодействии могут переходить в средние. Примеры: NaHSO₄, KH₂PO₄.
3. Основные — с остатками гидроксильных групп
Получаются в результате недостаточной нейтрализации оснований кислотами. В составе присутствуют гидроксогруппы наряду с анионами кислот. Характеризуются нестабильностью, склонны к разложению при нагревании, вступают в реакции с кислотами. Пример: CuOHCl.
Часто имеют окраску, используются в лабораторной диагностике.
4. Двойные — два металла в составе:
Эти соединения включают два разных катиона, входящих в одну кристаллическую решётку. Существуют в твёрдом виде, в растворах распадаются на простые ионы. Применяются в промышленности, текстильной и бумажной отраслях, медицине. Пример: KAl(SO₄)₂·12H₂O — квасцы.
5. Комплексные — с координационным центром:
Наиболее сложная форма. В центре — атом металла, к которому присоединяются группы лигандов: молекулы, анионы. Образуются устойчивые координационные структуры. Не распадаются в растворе на простые катионы и анионы, проявляют уникальные химические свойства. Пример: K₄[Fe(CN)₆].
Даже если формулы выглядят схожими, их поведение в реакциях различается — от растворимости до возможности разложения.
Строение и номенклатура солей
Химическая природа соединений данной группы основывается на взаимодействии катионов металлов с кислотными остатками. Формулы отражают их ионный состав, а названия — строго подчиняются определённым правилам Международного союза теоретической и прикладной химии (IUPAC).
Основные правила наименования:
- Сначала указывается название кислотного остатка.
- Затем — название металла или другого положительного иона.
- При наличии переменной степени окисления — она указывается в скобках римскими цифрами.
- Кислотные остатки заканчиваются на -ат, -ит, -ид в зависимости от кислоты, из которой образовались.
Распространённые кислотные остатки:
| Кислота | Формула | Название остатка | Пример соли |
| Соляная (HCl) | Cl⁻ | хлорид | NaCl — хлорид натрия |
| Серная (H₂SO₄) | SO₄²⁻ | сульфат | CuSO₄ — сульфат меди(II) |
| Сероватистая (H₂SO₃) | SO₃²⁻ | сульфит | CaSO₃ — сульфит кальция |
| Азотная (HNO₃) | NO₃⁻ | нитрат | KNO₃ — нитрат калия |
| Угольная (H₂CO₃) | CO₃²⁻ | карбонат | Na₂CO₃ — карбонат натрия |
| Фосфорная (H₃PO₄) | PO₄³⁻ | фосфат | AlPO₄ — фосфат алюминия |
| Кремниевая (H₂SiO₃) | SiO₃²⁻ | силикат | K₂SiO₃ — силикат калия |
| Синильная (HCN) | CN⁻ | цианид | KCN — цианид калия |
| Плавиковая (HF) | F⁻ | фторид | CaF₂ — фторид кальция |
Как называть соединения с переменной валентностью?
Некоторые металлы образуют несколько устойчивых ионов с разной степенью окисления. В таких случаях используется уточнение в скобках:
- FeCl₂ → хлорид железа(II)
- FeCl₃ → хлорид железа(III)
- Cu₂O → оксид меди(I)
- CuO → оксид меди(II)
Это помогает точно указать, какой именно ион металла участвует в соединении, особенно если их свойства различаются.
Ионное строение:
Соли состоят из катионов (обычно — металлов) и анионов (кислотных остатков). В твёрдом состоянии они формируют кристаллическую решётку. В растворе — диссоциируют на ионы.
Пример:
K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻
CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻
Степень диссоциации и растворимость зависят от природы ионов и условий (температуры, давления, присутствия других веществ).
Особенности названий сложных и двойных соединений:
Двойные: содержат два металла — называются с указанием обоих ионов, например: KAl(SO₄)₂ — сульфат калия и алюминия (или алюминиево-калиевые квасцы)
Комплексные: названы по правилам комплексной химии: K₄[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(II) калия
Чёткое понимание принципов построения формул и правил наименования позволяет не только правильно читать химические соединения, но и уверенно решать задания на составление реакций, подбор реагентов, определение растворимости.
Важно опираться не на заучивание, а на логику языка химии — тогда даже сложные названия перестанут вызывать трудности.
Растворимость солей
Растворимость — ключевая характеристика, определяющая поведение соединений в водной среде. Некоторые вещества легко диссоциируют, другие практически не взаимодействуют с растворителем. На степень растворения влияют состав ионов, температура, давление, присутствие примесей.
Большинство соединений калия, натрия, аммония, а также нитраты, хорошо растворимы. Напротив, сульфаты бария, галогениды серебра, соли свинца(II) малорастворимы — часто выпадают в осадок. Эти закономерности используют в лабораторной аналитике, чтобы предсказать реакцию или выявить ионы.
Свойства солей: физические и химические
| Свойство | Описание | Пример |
| Физические | ||
| Кристаллическая структура | Упорядоченная решётка, твёрдое состояние | NaCl — кристаллы кубической системы |
| Цвет | Белый, но возможны окрашенные (переходные металлы) | CuSO₄ — синий, Fe₂O₃ — красный |
| Растворимость | Водорастворимость варьируется | KNO₃ — хорошо растворим, BaSO₄ — малорастворим |
| Температура плавления | Высокая, обычно выше 500 °C | NaCl — около 801 °C |
| Электропроводность | В растворе и расплавах — проводники | Раствор NaCl проводит ток |
| Химические | ||
| Реакция с кислотами | Образование кислоты и новой соли | Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂ |
| Взаимодействие с основаниями | Образование гидроксидов или основных солей | NaHSO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O |
| Тепловое разложение | При нагревании разлагаются на оксиды, газы | CaCO₃ → CaO + CO₂ |
| Реакции обмена | Обмен ионами с другими соединениями | AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃ |
| Образование осадков | Выпадение малорастворимых соединений | BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl |
| Формирование комплексов | Связывание с лигандами, создание координационных соединений | K₄[Fe(CN)₆] — комплексный ион |
Получение солей
Существует несколько способов получения солей в лаборатории и промышленности:
- Кислота + основание → соль + вода
- Кислота + активный металл → соль + водород
- Кислота + основной оксид → соль + вода
- Основной + кислотный оксид → соль
- Обмен между солями → новая соль + осадок/газ/вода
- Реакция металла с кислотным оксидом → соль
Каждый из этих способов иллюстрирует определённый химический процесс и применяется в лабораторной практике.
Где применяются соли в жизни
Соли — не только лабораторные вещества.
Их активно используют в различных отраслях:
- Пищевая промышленность: хлорид натрия (поваренная соль), нитриты для консервирования
- Медицина: сульфат магния, хлорид кальция применяются при дефицитах и интоксикациях
- Сельское хозяйство: фосфаты и нитраты используются как удобрения
- Строительство: гипс (CaSO₄·2H₂O) входит в состав строительных смесей
- Очистка воды: соли используются в ионообменных системах
Заключение
Тема солей охватывает множество аспектов химии: от строения вещества до реакций и применения. Хорошо составленная шпаргалка позволяет сэкономить время, снизить уровень стресса и повысить результат на экзамене. Важно не просто заучить определения, а понять логику — и тогда химия перестанет казаться сложной.
