07. Соли и комплексные соединения. Генетическая связь между основными классами неорганических соединений

Соли в природе

Соли – это электролиты, в результате диссоциации их водных растворов образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Классификация солей

Соли бывают:

• Средние

• Кислые

• Основные

• Двойные

• Смешанные

• Комплексные

Соли в природе

Очень многие соли, используемые химиками, встречаются в природе.

Природные соли можно классифицировать следующим образом (табл. 1).

Минеральные соли

Физические свойства солей

В обычных условиях все соли – это твердые  бесцветные вещества. Но некоторые ионы придают им окраску. Например, соли двухвалентной меди, трехвалентного хрома и никеля окрашены в зеленый цвет. Перманганаты – фиолетовые. Бихроматы – красно-оранжевые, а хроматы – желтые, соли кобальта – розовые.

Растворимость солей может быть различной. Хорошо растворимы нитраты, почти все соли щелочных металлов и аммония.                    

Химические свойства средних солей

1. Взаимодействие с металлами

Более активные восстановители вытесняют менее активные из раствора их солей. Активность метала можно определить в электрохимическом ряду напряжения металлов.

Zn + СuCl₂ = ZnCl₂ + Сu

Zn⁰ + Сu²⁺ = Zn²⁺ + Сu⁰

Однако щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с растворами солей иначе.

Эти металлы сначала реагируют с водой. При этом образуется щелочь и выделяется водород.

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑, образующаяся щелочь реагирует с раствором соли, если получается нерастворимый гидроксид.

CuSO₄ + 2КOH = Cu(OH)₂↓ + К₂SO₄

2. Реагируют со щелочами

Na2SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + 2NaOH

3. Реакция с кислотами (если образуется осадок или газ)

AgNO₃ + HBr = AgBr↓ + HNO₃ (качественная реакция на галогеноводородные кислоты)

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + HCl (качественная реакция на серную кислоту и её соли)

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑ (качественная реакция на карбонаты)

4. Реагируют с кислотами (с более сильными или менее летучими)

CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) = NaHSO₄ + HCl↑

Ca₃(PO₄)₂(тв.) + 3H₂SO₄(конц.) = 3CaSO₄ + 2H₃PO₄

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

5. Реагируют с солями

Na₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2NaNO₃                                                             

6. Разложение при нагревании

CaCO₃CaO + CO₂

NH₄NO₃N₂O + 2H₂O

7. Гидролиз

Некоторые соли способны подвергаться необратимому гидролизу в водных растворах.

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ +3H₂S↑ + 6NaNO₃

8. Электролиз

Соли способны подвергаться электролизу. И это очень важный вид реакций. Об этом было рассказано в теме «Электролиз».

Получение и химические свойства кислых солей

1. Взаимодействие гидроксидов с кислотами

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

2. Реакция кислотных оксидов со щелочами

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H2O

3. Реакция основного оксида с кислотой

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

4. Реакция металла и неметалла (соли бескислородных кислот)

Fe + SFeS

Химические свойства кислых солей

Кислые соли, как правило, растворимы в воде лучше, чем средние соли. Например, гидрокарбонат кальция растворим в воде, а карбонат кальция – нет. Дигидропроизводные кислот растворимы в воде лучше гидропроизводных соответствующих кислот.

1. Разлагаются при нагревании

Ca(НCO₃)₂CaСO₃↓ + CO₂↑ + Н₂О

2. Взаимодействуют с основаниями с получением средних солей

Ca(НCO₃)₂ + Сa(OH)₂ = 2CaСO₃↓ + 2Н₂О

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄ + 2H₂O

3. Кислые соли вступают в такие же реакции, как и средние. Обменные реакции друг с другом.

Ca(НCO₃)₂ + Na₂СO₃ = CaСO₃↓ + 2NaHCO₃

 Методы получения кислых солей

1. Неполная нейтрализация многоосновных кислот

2NaOH + H₃PO₄ = Na₂HPO₄ + 2H₂O

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2. Взаимодействие средних солей с оксидами

CaСO₃↓ + CaO + H₂O = Ca(НCO₃)₂

Комплексные соединения

Теория комплексных соединений была предложена в 1893 году Альфредом Вернером. Согласно этой теории, основу комплексного соединения составляет центральный атом, называемый комплексообразователь или металлоцентр.

В качестве такового выступают частицы, имеющие вакантные орбитали, часто имеющие значительный положительный заряд. В качестве комплексообразователя выступают катионы переходных металлов. Вокруг центрального атома размещаются лиганды. Лиганды – это ионы или молекулы, непосредственно связанные с комплексообразователем, являющиеся донорами электронных пар. Это могут быть однозарядные частицы (Сl⁻, CNS⁻, CN⁻), а также нейтральные молекулы, в атомах которых есть неподелённые пары электронов (H₂O, NH₃, CO). Координационное число может быть 4 или 6. При образовании комплекса между центральными атомами и лигандами образуется ковалентная связь по обменному или донорно-акцепторному механизму. Из-за этого и комплексообразователь, и лиганды меняют свои свойства при образовании комплекса. Так, например, лиганды не всегда можно обнаружить типичной для них при обнаружении реакцией. В комплексных соединениях выделяют внутреннюю и внешнюю сферу. Внутренняя сфера заключается в квадратные скобки. Если внутренняя сфера заряжена, то для неё должен быть противоион, который находится во внешней сфере. Рассмотрим это на примере гидроксоалюмината калия.

K⁺ [Al³⁺(OH)⁻₄]⁻

К комплексным соединениям относится реактив Толленса (гидроксид диамминсеребра (1)) — щелочной раствор аммиаката серебра [Ag(NH₃)₂]ОН), который используется при реакции серебряного зеркала. Комплексными являются гидроксиды некоторых металлов. При галогенировании ароматических соединений могут образовываться комплексные галогениды. Например, тетрахлороалюминат калия. При взаимодействии гидроксида меди с гликолем образуются органические комплексы меди, и это является качественной реакцией на гликоли. К комплексным соединениям относится хлорофилл и гемоглобин.

Принцип жестких и мягких кислот и оснований

Эта теория является развитием теории кислот и оснований Льюиса.

Нам необходимо вспомнить, что такое поляризуемость.

Поляризуемость – это способность электронной оболочки изменяться под действием внешнего электронного поля.

В данной теории (ЖМКО) кислоты и основания делятся на жёсткие и мягкие.

Жесткими кислотами являются акцепторы с высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. В мягких кислотах – низкая электроотрицательность и высокая поляризуемость. Жесткие основания – это доноры с высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью. Мягкие основания – с низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью. Самая жесткая кислота – это протон Н⁺. Самая мягкая – это СН₃Нg⁺. Наиболее жесткие основания – это F⁻ и ОН⁻. Главная идея этой теории – это то, что подобное взаимодействует с подобным. Жёсткие кислоты больше хотят взаимодействовать с жесткими основаниями.

Например, бромид серебра растворим меньше, чем хлорид, а иодид растворим меньше, чем бромид. Образование иодида серебра наименее выгодно, значит, он наименее растворим. Эта теория очень полезна при объяснении или предсказании механизма реакций.

Подведение итога урока

В ходе урока вы изучили тему «Соли и комплексные соединения». Вы узнали о химических свойствах солей и методах их получения. Узнали, какие соли встречаются в природе. Познакомились с комплексными соединениями и их строением.

Список литературы

1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С. Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Интернет-портал «hemi.nsu.ru» (Источник)

2. Интернет-портал «chemport.ru» (Источник)

3. Интернет-портал «Химик.ру» (Источник)

Домашнее задание

1. №№ 3-5 (с. 199) Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Приведите по два примера катионных, анионных и нейтральных комплексов Co (II) и Ni (II).

3. Какой ион обусловливает фиолетовую окраску перманганата калия?