Kovinski nitriti v oksidacijskem stanju +2 tvorijo kristalne hidrate z eno, dvema ali štirimi molekulami vode. Nitriti tvorijo dvojne in trojne soli, npr. CsNO2. AgNO 2 ali Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2, pa tudi kompleksne spojine, na primer Na 3.
Kristalne strukture so znane le za nekaj brezvodnih nitritov. Anion NO2 ima nelinearno konfiguracijo; kot ONO 115°, dolžina vezi H–O 0,115 nm; vrsta vezi M-NO 2 je ionsko-kovalentna.
Nitriti K, Na, Ba so dobro topni v vodi, nitriti Ag, Hg, Cu pa so slabo topni. Z naraščanjem temperature se topnost nitritov povečuje. Skoraj vsi nitriti so slabo topni v alkoholih, etrih in nizkopolarnih topilih.
Nitriti so toplotno nestabilni; Samo nitriti alkalijskih kovin se topijo brez razgradnje, nitriti drugih kovin pa se razgradijo pri 25-300 °C. Mehanizem razgradnje nitrita je kompleksen in vključuje številne vzporedno-zaporedne reakcije. Glavni plinasti produkti razgradnje so NO, NO 2, N 2 in O 2, trdno - kovinski oksid ali elementarna kovina. Izbira velika količina plinov povzroči eksplozivno razgradnjo nekaterih nitritov, na primer NH 4 NO 2, ki razpade na N 2 in H 2 O.
Značilne lastnosti nitritov so povezane z njihovo toplotno nestabilnostjo in sposobnostjo nitritnega iona, da je tako oksidant kot reducent, odvisno od okolja in narave reagentov. V nevtralnem okolju se nitriti običajno reducirajo v NO, v kislem okolju pa oksidirajo v nitrate. Kisik in CO 2 ne delujeta s trdnimi nitriti in njihovimi vodnimi raztopinami. Nitriti prispevajo k razgradnji dušikovih organska snov, zlasti amini, amidi itd. Z organskimi halidi RXH. reagirajo tako, da tvorijo nitrite RONO in nitro spojine RNO 2 .
Industrijska proizvodnja nitritov temelji na absorpciji dušikovega plina (mešanica NO + NO 2) z raztopinami Na 2 CO 3 ali NaOH z zaporedno kristalizacijo NaNO 2; Nitrite drugih kovin pridobivamo v industriji in laboratorijih z reakcijo izmenjave kovinskih soli z NaNO 2 ali z redukcijo nitratov teh kovin.
Nitriti se uporabljajo za sintezo azo barvil, v proizvodnji kaprolaktama, kot oksidanti in reducenti v gumarski, tekstilni in kovinskopredelovalni industriji, kot konzervansi. prehrambeni izdelki. Nitriti, kot sta NaNO 2 in KNO 2, so strupeni in povzročajo glavobol, bruhanje, depresija dihanja itd. Pri zastrupitvi z NaNO 2 se v krvi tvori methemoglobin in poškodujejo membrane rdečih krvničk. Možno je tvoriti nitrozamine iz NaNO 2 in amine neposredno v prebavila.
6. Sulfati, soli žveplove kisline. Znani so srednji sulfati z anionom SO 4 2- ali hidrosulfati z anionom HSO 4 - bazičnim, ki poleg aniona SO 4 2- vsebuje OH skupine, na primer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Obstajajo tudi dvojni sulfati, ki vsebujejo dva različna kationa. Sem spadata dva velike skupine sulfati - galun, kot tudi šeniti M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, kjer je M enonabiti kation, E je Mg, Zn in drugi dvonabiti kationi. Trojni sulfat K 2 SO 4 je znan. MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (mineral polihalit), dvojni bazični sulfati, na primer minerali alunitne in jarozitne skupine M 2 SO 4. Al 2 (SO 4 ) 3 . 4Al(OH 3 in M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe(OH) 3, kjer je M enonabit kation. Sulfati so lahko del mešanih soli, npr. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineral berkeit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit).
Sulfati - kristalne snovi, srednje in kisle so v večini primerov dobro topne v vodi. Sulfati kalcija, stroncija, svinca in nekaterih drugih so rahlo topni; BaSO 4 in RaSO 4 sta praktično netopna. Bazični sulfati so običajno slabo topni ali praktično netopni ali pa jih voda hidrolizira. Iz vodnih raztopin lahko sulfati kristalizirajo v obliki kristalnih hidratov. Kristalni hidrati nekaterih težkih kovin se imenujejo vitrioli; bakrov sulfat CuSO4. 5H 2 O, železov sulfat FeSO 4. 7H 2 O.
Srednji sulfati alkalijskih kovin so termično stabilni, kisli sulfati pa pri segrevanju razpadejo in se spremenijo v pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Srednji sulfati drugih kovin, kot tudi bazični sulfati, ko se zadostno segrejejo visoke temperature, praviloma razpadejo s tvorbo kovinskih oksidov in sproščanjem SO 3.
Sulfati so v naravi zelo razširjeni. Pojavljajo se v obliki mineralov, kot je sadra CaSO 4 . H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4. 10H 2 O, in so tudi del morske in rečne vode.
Številne sulfate lahko dobimo z interakcijo H 2 SO 4 s kovinami, njihovimi oksidi in hidroksidi, pa tudi z razgradnjo hlapnih kislinskih soli z žveplovo kislino.
Anorganski sulfati se pogosto uporabljajo. Na primer, amonijev sulfat je dušikovo gnojilo, natrijev sulfat se uporablja v steklarski, papirni industriji, proizvodnji viskoze itd. Naravni sulfatni minerali so surovine za industrijsko proizvodnjo spojin različne kovine, zgradbe, materiali itd.
7.Sulfiti, soli žveplove kisline H2SO3. Obstajajo srednji sulfiti z anionom SO 3 2- in kisli (hidrosulfiti) z anionom HSO 3 -. Srednji sulfiti so kristalinične snovi. Amonijevi in alkalijski sulfiti so dobro topni v vodi; topnost (g v 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). IN vodne raztopine tvorijo hidrosulfite. Sulfiti zemeljskoalkalijskih in nekaterih drugih kovin so praktično netopni v vodi; topnost MgSO 3 1 g v 100 g (40 °C). Kristalni hidrati (NH 4) 2 SO 3 so znani. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H 2 O, MgSO 3. 6H 2 O itd.
Brezvodni sulfiti se pri segrevanju brez dostopa zraka v zaprtih posodah nesorazmerno razdelijo na sulfide in sulfate; pri segrevanju v toku N 2 izgubijo SO 2, pri segrevanju na zraku pa zlahka oksidirajo v sulfate. S SO 2 in vodno okolje srednji sulfiti tvorijo hidrosulfite. Sulfiti so razmeroma močni reducenti, v raztopinah s klorom, bromom, H 2 O 2 itd. oksidirajo v sulfate. Razgradijo se z močnimi kislinami (na primer HC1) s sproščanjem SO 2.
Kristalni hidrosulfiti so znani po K, Rb, Cs, NH 4 +, so nestabilni. Preostali hidrosulfiti obstajajo samo v vodnih raztopinah. Gostota NH 4 HSO 3 2,03 g/cm3; topnost v vodi (g v 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Ko se kristalni hidrosulfiti Na ali K segrejejo ali ko je raztopina celuloze nasičena s SO 2 M 2 SO 3, nastanejo pirosulfiti (zastareli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli neznane proste pirožveplove kisline H 2 S 2 O 5; kristali, nestabilni; gostota (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; nad ~ 160 °C razpadejo s sproščanjem SO 2; topen v vodi (z razpadom na HSO 3 -), topnost (g v 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvorijo Na 2 S 2 O 5 hidrate. 7H 2 O in 3K 2 S 2 O 5. 2H20; redukcijska sredstva.
Srednji sulfiti alkalijskih kovin se pripravijo z reakcijo vodne raztopine M 2 CO 3 (ali MOH) s SO 2 in MSO 3 s prehajanjem SO 2 skozi vodno suspenzijo MCO 3; Uporabljajo predvsem SO 2 iz izpušnih plinov kontaktne proizvodnje žveplove kisline. Sulfiti se uporabljajo pri beljenju, barvanju in tiskanju tkanin, vlaken, usnja za konzerviranje žita, zelene krme, krme industrijskih odpadkov (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 in Ca(HSO 3) 2 sta razkužila v vinarski in sladkorni industriji. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - sestavine sulfitne tekočine med pripravo celuloze; (NH 4) 2SO 3 - absorber SO 2; NaHSO 3 je absorber H 2 S iz industrijskih odpadnih plinov, reducent pri proizvodnji žveplovih barvil. K 2 S 2 O 5 - sestavina kislih fiksativov v fotografiji, antioksidant, antiseptik.
Baze lahko medsebojno delujejo:
- z nekovinami -
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
- s kislinskimi oksidi -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
- s solmi (obarjanje, sproščanje plina) -
2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.
Obstajajo tudi drugi načini za pridobitev:
- interakcija dveh soli -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;
- reakcija kovin in nekovin -
- kombinacija kislih in bazičnih oksidov -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;
- interakcija soli s kovinami -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Kemijske lastnosti
Topne soli so elektroliti in so predmet disociacijskih reakcij. Pri interakciji z vodo razpadejo, tj. disociirajo na pozitivno in negativno nabite ione - katione oziroma anione. Kationi so kovinski ioni, anioni so kisli ostanki. Primeri ionskih enačb:
- NaCl → Na + + Cl − ;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .
Poleg kovinskih kationov lahko soli vsebujejo amonijeve (NH4 +) in fosfonijeve (PH4 +) katione.
Druge reakcije so opisane v tabeli kemijskih lastnosti soli.
riž. 3. Izolacija sedimenta pri interakciji z bazami.
Nekatere soli, odvisno od vrste, pri segrevanju razpadejo na kovinski oksid in kislinski ostanek ali na enostavne snovi. Na primer, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.
Kaj smo se naučili?
Pri pouku kemije v 8. razredu smo spoznali značilnosti in vrste soli. Kompleksno anorganske spojine sestavljeni iz kovin in kislih ostankov. Lahko vključuje vodik (kislinske soli), dve kovini ali dva kislinska ostanka. To so trdne kristalne snovi, ki nastanejo kot posledica reakcij kislin ali alkalij s kovinami. Reagira z bazami, kislinami, kovinami in drugimi solmi.
1) kovina z nekovino: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) kovina s kislino: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) kovina z raztopino soli manj aktivne kovine Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) bazični oksid s kislim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) bazični oksid s kislino CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) baze s kislinskim oksidom Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baze s kislino: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) soli s kislino: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) raztopina baze z raztopino soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) raztopine dveh soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Pridobivanje kislinskih soli:
1. Interakcija kisline s pomanjkanjem baze. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Interakcija baze s presežkom kislinskega oksida
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Interakcija povprečne soli s kislino Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Pridobivanje bazičnih soli:
1. Hidroliza soli, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Dodajanje (po kapljicah) majhnih količin alkalij raztopinam srednjih kovinskih soli AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interakcija soli šibkih kislin s srednjimi solmi
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Priprava kompleksnih soli:
1. Reakcije soli z ligandi: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Priprava dvojnih soli:
1. Skupna kristalizacija dveh soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Redoks reakcije, ki jih povzročajo lastnosti kationa ali aniona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Kemijske lastnosti kislinskih soli:
Termična razgradnja, da nastane srednja sol
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Interakcija z alkalijami. Pridobivanje srednje soli.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Kemijske lastnosti bazičnih soli:
Termična razgradnja. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
Interakcija s kislino: tvorba srednje soli.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O Kemični element- zbirka atomov z enakim jedrskim nabojem in številom protonov, ki sovpada z zaporedno (atomsko) številko v periodnem sistemu. Vsak kemični element ima svoje ime in simbol, ki sta navedena v Mendelejevem periodnem sistemu elementov.
Oblika obstoja kemični elementi v prosti obliki so preproste snovi(en element).
Trenutno (marec 2013) je znanih 118 kemijskih elementov (niso vsi uradno priznani).
Kemične snovi so lahko sestavljene iz enega kemičnega elementa (preprosta snov) ali različnih (kompleksna snov ali kemična spojina).
Kemični elementi tvorijo približno 500 enostavnih snovi. Sposobnost enega elementa, da obstaja v obliki različnih preprostih snovi, ki se razlikujejo po lastnostih, se imenuje alotropija. V večini primerov imena enostavnih snovi sovpadajo z imenom ustreznih elementov (na primer cink, aluminij, klor), vendar pa lahko v primeru obstoja več alotropskih modifikacij imena preproste snovi in elementa razlikujejo se na primer kisik (dioksigen, O 2) in ozon (O 3) ; diamant, grafit in številne druge alotropske modifikacije ogljika obstajajo skupaj z amorfnimi oblikami ogljika.
Dvojna narava elektrona, ki ima lastnosti ne le delca, ampak tudi valovanja, je bila eksperimentalno potrjena leta 1927, kar je znanstvenike spodbudilo k ustvarjanju nova teorija atomsko strukturo, ki upošteva obe lastnosti. Sodobna teorija zgradbe atoma temelji na kvantni mehaniki.
Dvojnost lastnosti elektrona se kaže v tem, da ima po eni strani lastnosti delca (ima določeno maso mirovanja), po drugi strani pa njegovo gibanje spominja na valovanje in ga lahko opišemo z določeno amplitudo, valovno dolžino, frekvenco nihanja itd. Zato ni mogoče reči o kakršni koli določeni trajektoriji gibanja elektrona - lahko presojamo le eno ali drugo stopnjo verjetnosti, da je na določeni točki v prostoru.
Posledično je treba elektronsko orbito razumeti ne kot določeno linijo gibanja elektrona, temveč kot določen del prostora okoli jedra, znotraj katerega je verjetnost, da se elektron nahaja, največja. Z drugimi besedami, elektronska orbita ne označuje zaporedja gibanja elektrona od točke do točke, ampak je določena z verjetnostjo, da najdemo elektron na določeni razdalji od jedra.
Francoski znanstvenik L. de Broglie je prvi govoril o prisotnosti valovnih lastnosti elektrona. De Brogliejeva enačba: =h/mV. Če ima elektron valovne lastnosti, mora elektronski žarek izkusiti učinke difrakcije in interference. Valovnost elektronov so potrdili z opazovanjem uklona elektronskega žarka v strukturi kristalne mreže. Ker ima elektron valovne lastnosti, njegov položaj v prostornini atoma ni določen. Položaj elektrona v atomskem volumnu opišemo z verjetnostno funkcijo, če ga upodabljamo v tridimenzionalnem prostoru, dobimo vrtilna telesa (slika).
Soli lahko obravnavamo tudi kot produkt popolne ali delne zamenjave vodikovih ionov v kislinskih molekulah s kovinskimi ioni (ali kompleksnimi pozitivnimi ioni, na primer amonijev ion NH) ali kot produkt popolne ali delne zamenjave hidroksilnih skupin v bazičnem hidroksidu. molekule s kislimi ostanki. S popolno zamenjavo dobimo srednje (normalne) soli. Z nepopolno zamenjavo H + ionov v molekulah kisline je rezultat kislinske soli, z nepopolno substitucijo OH - skupin v baznih molekulah – bazične soli. Primeri nastajanja soli:
H3PO4 + 3NaOH 
Na3PO4 + 3H2O
Na 3 PO 4 ( fosfat natrij) – srednja (normalna sol);
H3PO4 + NaOH 
NaH 2 PO 4 + H 2 O
NaH 2 PO 4 (dihidrogen fosfat natrij) – kisla sol;
Mq(OH) 2 + HCl 
MqOHCl + H2O
MqOHCl ( hidroksiklorid magnezij) je glavna sol.
Imenujemo soli, ki jih tvorita dve kovini in ena kislina dvojne soli. Na primer, kalijev aluminijev sulfat (kalijev galun) KAl(SO 4) 2 * 12H 2 O.
Imenujemo soli, ki jih tvorita ena kovina in dve kislini mešane soli. Na primer, kalcijev klorid-hipoklorid CaCl(ClO) ali CaOCl 2 je kalcijeva sol klorovodikove HCl in hipoklorove kisline HClO.
Dvojne in mešane soli, ko se raztopijo v vodi, disociirajo na vse ione, ki sestavljajo njihove molekule.
Na primer KAl(SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 
;
CaCl(ClO) 
Ca 2+ + Cl - + ClO - .
Kompleksne soli- to so kompleksne snovi, v katerih je mogoče izolirati centralni atom(kompleksirajoče sredstvo) in z njim povezane molekule in ioni - ligandi. Nastanejo centralni atom in ligandi kompleksen (notranja sfera), ki je pri pisanju formule kompleksne spojine v oglatih oklepajih. Število ligandov v notranji krogli se imenuje koordinacijsko številko. Molekule in ioni, ki obkrožajo kompleks, se oblikujejo zunanja sfera.
Ligand centralnega atoma
K 3
Koordinacijska številka
Ime soli je sestavljeno iz imena aniona, ki mu sledi ime kationa.
Za soli kislin brez kisika se imenu nekovine doda pripona - id, na primer NaCl natrijev klorid, FeS železov (II) sulfid.
Pri poimenovanju soli kislin, ki vsebujejo kisik, se končnica doda latinskemu korenu imena elementa -pri za višja oksidacijska stanja, -to za nižje (za nekatere kisline se uporablja predpona hipo- za nizka oksidacijska stanja nekovin; za soli perklorne in permanganske kisline se uporablja predpona na-). Na primer, CaCO 3 - kalcijev karbonat, Fe 2 (SO 4) 3 - železov (III) sulfat, FeSO 3 - železov (II) sulfit, KOSl - kalijev hipoklorit, KClO 2 - kalijev klorit, KClO 3 - kalijev klorat, KClO 4 – kalijev perklorat, KMnO 4 - kalijev permanganat, K 2 Cr 2 O 7 – kalijev dikromat.
Imena kompleksnih ionov najprej vključujejo ligande. Ime kompleksnega iona dopolnjuje ime kovine, ki označuje ustrezno oksidacijsko stanje (v rimskih številkah v oklepaju). Imena kompleksnih kationov uporabljajo ruska imena kovin, npr. [ Cu(NH 3) 4 ]Cl 2 - tetraamin bakrov (II) klorid. Imena kompleksnih anionov uporabljajo latinska imena kovin s pripono – pri, na primer K – kalijev tetrahidroksoaluminat.
Kemijske lastnosti soli
Glej lastnosti baz.
Glej lastnosti kislin.
SiO 2 + CaCO 3 
CaSiO3 + CO2 
.
Amfoterni oksidi (vsi so nehlapni) med fuzijo izpodrinejo hlapne okside iz svojih soli
Al 2 O 3 + K 2 CO 3 
2KAlO 2 + CO 2 .
5. Sol 1 + sol 2 
sol 3 + sol 4.
Reakcija izmenjave med solmi poteka v raztopini (obe soli morata biti topni) le, če je vsaj eden od produktov oborina.
AqNO3 + NaCl 
AqCl 
+ NaNO3.
6. Sol manj aktivne kovine + bolj aktivna kovina 
Manj aktivna kovina + sol.
Izjeme - alkalijske in zemeljskoalkalijske kovine v raztopini reagirajo predvsem z vodo
Fe + CuCl 2 
FeCl 2 +Cu.
7. Sol 
produkti termične razgradnje.
I) Soli dušikove kisline. Produkti termične razgradnje nitratov so odvisni od položaja kovine v nizu kovinskih napetosti:
a) če je kovina levo od Mq (razen Li): MeNO 3 
MeNO 2 + O 2 ;
b) če je kovina od Mq do Cu, pa tudi Li: MeNO 3 
MeO + NO 2 + O 2;
c) če je kovina desno od Cu: MeNO 3 
Jaz + NO 2 + O 2.
II) Soli ogljikove kisline. Skoraj vsi karbonati se razgradijo na ustrezno kovino in CO2. Karbonati alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, razen Li, pri segrevanju ne razpadejo. Karbonati srebra in živega srebra se razgradijo na prosto kovino
MeSO 3 
MeO + CO 2;
2Aq 2 CO 3 
4Aq + 2CO 2 + O 2 .
Vsi hidrokarbonati se razgradijo v ustrezen karbonat.
Me(HCO 3) 2 
MeCO 3 + CO 2 + H 2 O.
III) Amonijeve soli. Mnoge amonijeve soli pri segrevanju razpadejo, pri čemer se sprosti NH 3 in pripadajoča kislina ali njeni razpadni produkti. Nekatere amonijeve soli, ki vsebujejo oksidativne anione, se razgradijo in sprostijo N2, NO, NO2
NH4Cl 
NH 3 
+HCl 
;
NH4NO2 
N2 +2H20;
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 
N 2 + Cr 2 O 7 + 4H 2 O.
V tabeli 1 prikazuje imena kislin in njihovih povprečnih soli.
Imena najpomembnejših kislin in njihovih srednjih soli
|
Ime |
||
|
Meta-aluminij |
Metaaluminat |
|
|
arzen | ||
|
arzen | ||
|
Metaborn |
Metaborat |
|
|
Ortoborični |
Ortoborat |
|
|
Štiriposteljna |
Tetraborat |
|
|
bromovodikova | ||
|
Mravlja | ||
|
Kis | ||
|
Cianovodikova kislina (cianovodikova kislina) | ||
|
Premog |
karbonat |
|
Konec tabele. 1
|
Ime |
||
|
Kislica | ||
|
Klorovodikova kislina (klorovodikova kislina) | ||
|
Hipoklorno |
hipoklorit |
|
|
klorid | ||
|
klorov | ||
|
perklorat |
||
|
Metahromna |
metakromit |
|
|
Chrome | ||
|
Dvokrom |
Dikromat |
|
|
hidrojodid | ||
|
Periodat |
||
|
Margoncovaja |
permanganat |
|
|
Vodikov azid (nitrovodikov) | ||
|
Dušik | ||
|
Metafosforna |
metafosfat |
|
|
Ortofosforna |
Ortofosfat |
|
|
Difosfor |
Difosfat |
|
|
Fluorovodikova kislina (fluorovodikova kislina) | ||
|
Vodikov sulfid | ||
|
Rhodane-vodik | ||
|
žveplov | ||
|
Dusulfur |
Disulfat |
|
|
Perokso-dvojno žveplo |
peroksodisulfat |
|
|
Silicij | ||
PRIMERI REŠEVANJA PROBLEMOV
Naloga 1. Napišite formule naslednjih spojin: kalcijev karbonat, kalcijev karbid, magnezijev hidrogenfosfat, natrijev hidrosulfid, železov (III) nitrat, litijev nitrid, bakrov (II) hidroksikarbonat, amonijev dikromat, barijev bromid, kalijev heksacianoferat (II), natrijev tetrahidroksoaluminat .
rešitev. Kalcijev karbonat – CaCO 3, kalcijev karbid – CaC 2, magnezijev hidrogenfosfat – MqHPO 4, natrijev hidrosulfid – NaHS, železov (III) nitrat – Fe(NO 3) 3, litijev nitrid – Li 3 N, bakrov (II) hidroksikarbonat – 2 CO 3, amonijev dikromat - (NH 4) 2 Cr 2 O 7, barijev bromid - BaBr 2, kalijev heksacianoferat (II) - K 4, natrijev tetrahidroksoaluminat - Na.
Naloga 2. Navedite primere nastanka soli: a) iz dveh enostavnih snovi; b) iz dveh sestavljenih snovi; c) iz enostavnih in sestavljenih snovi.
rešitev.
a) železo pri segrevanju z žveplom tvori železov (II) sulfid:
Fe+S 
FeS;
b) soli vstopijo v medsebojne izmenjevalne reakcije v vodni raztopini, če eden od produktov obori:
AqNO3 + NaCl 
AqCl 
+NaNO3;
c) pri raztapljanju kovin v kislinah nastanejo soli:
Zn + H2SO4 
ZnSO4 +H2.
Naloga 3. Pri razgradnji magnezijevega karbonata se je sproščal ogljikov monoksid (IV), ki je prešel skozi apneno vodo (v presežku). V tem primeru je nastala oborina z maso 2,5 g. Izračunajte maso magnezijevega karbonata, vzetega za reakcijo.
rešitev.
Sestavimo enačbe ustreznih reakcij:
MqCO3 
MqO +CO 2 ;
CO 2 + Ca(OH) 2 
CaCO3 +H2O.
2. Izračunajte molski masi kalcijevega karbonata in magnezijevega karbonata s pomočjo periodnega sistema kemijskih elementov:
M(CaCO 3) = 40+12+16*3 = 100 g/mol;
M(MqCO3) = 24+12+16*3 = 84 g/mol.
3. Izračunajte količino snovi kalcijevega karbonata (oborine):
n(CaCO3)= 
.
Iz reakcijskih enačb sledi, da
n(MqCO3)=n(CaCO3)=0,025 mol.
Izračunamo maso kalcijevega karbonata, vzetega za reakcijo:
m(MqCO 3)=n(MqCO 3)*M(MqCO 3)= 0,025mol*84g/mol=2,1g.
Odgovor: m(MqCO 3) = 2,1 g.
Naloga 4. Napiši reakcijske enačbe, ki omogočajo naslednje transformacije:
Mq 
MQSO 4 
Mq(NO 3) 2 
MqO 
(CH 3 COO) 2 Mq.
rešitev.
Magnezij se topi v razredčeni žveplovi kislini:
Mq + H 2 SO 4 
MqSO4 +H2.
Magnezijev sulfat vstopi v reakcijo izmenjave v vodni raztopini z barijevim nitratom:
MqSO 4 + Ba(NO 3) 2 
BaSO 4 +Mq(NO 3) 2.
Pri močnem segrevanju se magnezijev nitrat razgradi:
2Mq(NO 3) 2 
2MqO+ 4NO 2 + O 2 .
4. Magnezijev oksid je glavni oksid. Topi se v ocetni kislini
MqO + 2CH 3 COOH 
(CH 3 COO) 2 Mq + H 2 O.
Glinka, N.L. splošna kemija. / N.L. Glinka – M.: Integral-press, 2002.
Glinka, N.L. Problemi in vaje iz splošne kemije. / N.L. Glinka. - M.: Integral-press, 2003.
Gabrielyan, O.S. kemija. 11. razred: poučna. za splošno izobraževanje institucije. / O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova. - M .: Bustard, 2002.
Akhmetov, N.S. Splošno in anorganska kemija. / N.S. Ahmetov. – 4. izd. - M.: Višja šola, 2002.
kemija. Klasifikacija, nomenklatura in reakcijske zmožnosti anorganskih snovi : napotki za opravljanje praktičnega in samostojnega dela za študente vseh oblik izobraževanja in vseh specialnosti.
Kemijske enačbe
Kemijska enačba- je izraz reakcije z uporabo kemijske formule. Kemijske enačbe pokazati, katere snovi vstopijo v kemijsko reakcijo in katere snovi nastanejo pri tej reakciji. Enačba je sestavljena na podlagi zakona o ohranitvi mase in prikazuje količinska razmerja snovi, ki sodelujejo v kemijski reakciji.
Kot primer upoštevajte interakcijo kalijevega hidroksida s fosforno kislino:
H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Iz enačbe je razvidno, da 1 mol ortofosforne kisline (98 g) reagira s 3 moli kalijevega hidroksida (3,56 g). Kot rezultat reakcije nastane 1 mol kalijevega fosfata (212 g) in 3 mol vode (3,18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidimo, da je masa snovi, ki so vstopile v reakcijo, enaka masi reakcijskih produktov. Enačba kemijske reakcije vam omogoča različne izračune, povezane z določeno reakcijo.
Kompleksne snovi delimo v štiri razrede: okside, baze, kisline in soli.
Oksidi- to so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik, tj. Oksid je spojina elementa s kisikom.
Ime oksidov izhaja iz imena elementa, ki je del oksida. Na primer, BaO je barijev oksid. Če ima oksidni element spremenljiva valenca, nato pa je za imenom elementa njegova valenca navedena v oklepaju z rimsko številko. Na primer, FeO je železov (I) oksid, Fe2O3 je železov (III) oksid.
Vsi oksidi so razdeljeni na solotvorne in nesolotvorne.
Solotvorni oksidi so tisti oksidi, ki kot rezultat kemične reakcije tvorijo soli. To so oksidi kovin in nekovin, ki pri interakciji z vodo tvorijo ustrezne kisline, pri interakciji z bazami pa ustrezne kisle in normalne soli. Na primer, bakrov oksid (CuO) je oksid, ki tvori sol, ker na primer, ko reagira s klorovodikovo kislino (HCl), nastane sol:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Kot rezultat kemičnih reakcij lahko dobimo druge soli:
CuO + SO3 → CuSO4.
Oksidi, ki ne tvorijo soli, so tisti oksidi, ki ne tvorijo soli. Primeri vključujejo CO, N2O, NO.
Oksidi, ki tvorijo sol, so 3 vrste: bazični (iz besede "baza"), kisli in amfoterni.
Bazični oksidi so kovinski oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred baz. Bazični oksidi vključujejo na primer Na2O, K2O, MgO, CaO itd.
Kemijske lastnosti bazičnih oksidov
1. V vodi topni bazični oksidi reagirajo z vodo in tvorijo baze:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Reagirajte s kislinskimi oksidi, pri čemer nastanejo ustrezne soli
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reagirajte s kislinami, da nastaneta sol in voda:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reagirajte z amfoternimi oksidi:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Bazični oksidi reagirajo s kislimi oksidi in tvorijo soli:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Če sestava oksidov vsebuje nekovino ali kovino z najvišjo valenco (običajno od IV do VII) kot drugi element, potem bodo takšni oksidi kisli. Kislinski oksidi (kislinski anhidridi) so tisti oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred kislin. To so na primer CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 itd. Kislinski oksidi se raztopijo v vodi in alkalijah ter tvorijo sol in vodo.
Kemijske lastnosti kislinskih oksidov
1. Reagirajte z vodo, da nastane kislina:
SO3 + H2O → H2SO4.
Vendar vsi kisli oksidi ne reagirajo neposredno z vodo (SiO2 itd.).
2. Reagirajte z baziranimi oksidi, da nastane sol:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Reagiraj z alkalijami, pri čemer nastane sol in voda:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
Amfoterni oksid vsebuje element, ki ima amfoterne lastnosti. Amfoternost se nanaša na sposobnost spojin, da kažejo kisle in bazične lastnosti, odvisno od pogojev. Na primer, cinkov oksid ZnO je lahko baza ali kislina (Zn(OH)2 in H2ZnO2). Amfoternost se izraža v tem, da imajo amfoterni oksidi glede na pogoje bazične ali kisle lastnosti, na primer Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Na primer, amfoterna narava cinkovega oksida se pokaže, ko medsebojno deluje s klorovodikovo kislino in natrijevim hidroksidom:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Ker vsi amfoterni oksidi niso topni v vodi, je veliko težje dokazati amfoternost takih oksidov. Na primer, aluminijev (III) oksid kaže bazične lastnosti v reakciji zlivanja s kalijevim disulfatom in kisle lastnosti, ko se zlije s hidroksidi:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Pri različnih amfoternih oksidih je lahko dvojnost lastnosti izražena v različni meri. Na primer, cinkov oksid se enako zlahka raztopi v kislinah in alkalijah, železov (III) oksid - Fe2O3 - pa ima pretežno bazične lastnosti.
Kemijske lastnosti amfoternih oksidov
1. Reagirajte s kislinami, da nastaneta sol in voda:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reagirajte s trdnimi alkalijami (med fuzijo), ki nastanejo kot posledica reakcije sol - natrijev cinkat in voda:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Ko cinkov oksid komunicira z raztopino alkalije (isti NaOH), pride do druge reakcije:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinacijsko število je značilnost, ki določa število bližnjih delcev: atomov ali ionov v molekuli ali kristalu. Vsaka amfoterna kovina ima svoje koordinacijsko število. Za Be in Zn je 4; Za in Al je 4 ali 6; Za in Cr je 6 ali (zelo redko) 4;
Amfoterni oksidi so običajno netopni v vodi in z njo ne reagirajo.
Metode za proizvodnjo oksidov iz preprostih snovi so bodisi neposredna reakcija elementa s kisikom:
ali razgradnja kompleksnih snovi:
a) oksidi
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
b) hidroksidi
Ca(OH)2 = CaO + H2O
c) kisline
H2CO3 = H2O + CO2-
CaCO3 = CaO +CO2
Kot tudi interakcija kislin - oksidantov s kovinami in nekovinami:
Cu + 4HNO3 (konc) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Okside lahko dobimo z neposredno interakcijo kisika z drugim elementom ali posredno (na primer med razgradnjo soli, baz, kislin). IN normalne razmere Oksidi so v trdnem, tekočem in plinastem stanju; ta vrsta spojin je v naravi zelo pogosta. Oksidi vsebujejo Zemljina skorja. Rja, pesek, voda, ogljikov dioksid- to so oksidi.
Razlogi- to so kompleksne snovi, v molekulah katerih so kovinski atomi povezani z eno ali več hidroksilnimi skupinami.
Baze so elektroliti, ki pri disociaciji tvorijo samo hidroksidne ione kot anione.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Obstaja več znakov razvrstitve baz:
Glede na topnost v vodi delimo baze na alkalije in netopne. Alkalije so hidroksidi alkalijskih kovin (Li, Na, K, Rb, Cs) in zemeljskoalkalijskih kovin (Ca, Sr, Ba). Vse druge baze so netopne.
Baze glede na stopnjo disociacije delimo na močne elektrolite (vse alkalije) in šibke elektrolite (netopne baze).
Glede na število hidroksilnih skupin v molekuli se baze delijo na monokislinske (1 OH skupina), na primer natrijev hidroksid, kalijev hidroksid, dvokislinske (2 OH skupini), na primer kalcijev hidroksid, bakrov hidroksid (2), in polikislina.
Kemijske lastnosti.
OH – ioni v raztopini določajo alkalno okolje.
Raztopine alkalij spremenijo barvo indikatorjev:
fenolftalein: brezbarvna ® škrlatna,
Lakmus: vijolična ® modra,
Metil oranžna: oranžna ® rumena.
Alkalijske raztopine reagirajo s kislimi oksidi in tvorijo soli tistih kislin, ki ustrezajo reagirajočim kislim oksidom. Glede na količino alkalij nastanejo srednje ali kisle soli. Na primer, ko kalcijev hidroksid reagira z ogljikovim (IV) monoksidom, nastaneta kalcijev karbonat in voda:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O
In ko kalcijev hidroksid reagira s presežkom ogljikovega monoksida (IV), nastane kalcijev bikarbonat:
Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-
Vse baze reagirajo s kislinami, da tvorijo sol in vodo, na primer: ko natrijev hidroksid reagira s klorovodikovo kislino, nastaneta natrijev klorid in voda:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Bakrov(II) hidroksid se raztopi v klorovodikovi kislini, da nastane bakrov(II) klorid in voda:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.
Reakcijo med kislino in bazo imenujemo reakcija nevtralizacije.
Netopne baze pri segrevanju razpadejo v vodo in kovinski oksid, ki ustreza bazi, na primer:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Alkalije medsebojno delujejo z raztopinami soli, če je izpolnjen eden od pogojev za dokončanje reakcije ionske izmenjave (tvori se oborina),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Reakcija nastane zaradi vezave bakrovih kationov s hidroksidnimi ioni.
Ko barijev hidroksid reagira z raztopino natrijevega sulfata, nastane oborina barijevega sulfata.
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2+ + SO42- = BaSO4
Reakcija nastane zaradi vezave barijevih kationov in sulfatnih anionov.
kisline - To so kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo vodikove atome, ki jih je mogoče nadomestiti ali zamenjati za kovinske atome in kislinski ostanek.
Kisline glede na prisotnost ali odsotnost kisika v molekuli delimo na kisik vsebujoče (H2SO4 žveplova kislina, H2SO3 žveplova kislina, HNO3 dušikova kislina, H3PO4 fosforna kislina, H2CO3 ogljikova kislina, H2SiO3 silicijeva kislina) in brez kisika (HF fluorovodikova kislina, HCl klorovodikova kislina (klorovodikova kislina), HBr bromovodikova kislina, HI jodovodikova kislina, H2S hidrosulfidna kislina).
Glede na število vodikovih atomov v molekuli kisline so kisline enobazične (z 1 atomom H), dvobazične (z 2 atomoma H) in tribazične (s 3 atomi H).
KISLINE
Del molekule kisline brez vodika imenujemo kislinski ostanek.
Kislinski ostanki so lahko sestavljeni iz enega atoma (-Cl, -Br, -I) - to so enostavni kislinski ostanki ali pa so sestavljeni iz skupine atomov (-SO3, -PO4, -SiO3) - to so kompleksni ostanki.
V vodnih raztopinah se med reakcijami izmenjave in substitucije kisli ostanki ne uničijo:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Beseda anhidrid pomeni brezvodno, torej kislino brez vode. na primer
H2SO4 - H2O → SO3. Anoksične kisline nimajo anhidridov.
Kislina je dobila ime po imenu elementa, ki tvori kislino (kislinotvorec) z dodatkom končnic "naya" in manj pogosto "vaya": H2SO4 - žveplova; H2SO3 - premog; H2SiO3 - silicij itd.
Element lahko tvori več kisikovih kislin. V tem primeru bodo navedene končnice v imenih kislin takrat, ko element kaže najvišjo valenco (v molekuli kisline odlična vsebina atomi kisika). Če element razstavlja nižjo valenco, bo konec v imenu kisline "prazen": HNO3 - dušikov, HNO2 - dušikov.
Kisline lahko dobimo z raztapljanjem anhidridov v vodi. Če so anhidridi netopni v vodi, lahko kislino dobimo z delovanjem druge močnejše kisline na sol. potrebna kislina. Ta metoda je značilna za kisikove in brezkisikove kisline. Kisline brez kisika se pridobivajo tudi z neposredno sintezo iz vodika in nekovine, ki ji sledi raztapljanje nastale spojine v vodi:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Raztopini nastalih plinastih snovi HCl in H2S sta kislini.
V normalnih pogojih so kisline v tekočem in trdnem stanju.
Kemijske lastnosti kislin
1. Raztopine kislin delujejo na indikatorje. Vse kisline (razen silicijeve) so dobro topne v vodi. Posebne snovi - indikatorji vam omogočajo, da ugotovite prisotnost kisline.
Indikatorji so snovi kompleksne strukture. Spreminjajo barvo glede na interakcijo z različnimi kemikalije. V nevtralnih raztopinah imajo eno barvo, v raztopinah baz pa drugo barvo. Pri interakciji s kislino spremenijo barvo: indikator metiloranžna se obarva rdeče, indikator lakmusa pa tudi rdeče.
2. Reagirajte z bazami, da nastaneta voda in sol, ki vsebuje nespremenjen kislinski ostanek (reakcija nevtralizacije):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagirajte z baznimi oksidi, da nastaneta voda in sol. Sol vsebuje kislinski ostanek kisline, ki je bila uporabljena v reakciji nevtralizacije:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakcija s kovinami.
Za interakcijo kislin s kovinami morajo biti izpolnjeni nekateri pogoji:
1. Kovina mora biti dovolj aktivna glede na kisline (v nizu aktivnosti kovin se mora nahajati pred vodikom). Bolj levo kot je kovina v nizu aktivnosti, bolj intenzivno medsebojno deluje s kislinami;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
In tukaj je reakcija med raztopino klorovodikove kisline in bakra je nemogoče, saj je baker v napetostnem nizu za vodikom.
2. Kislina mora biti dovolj močna (to je sposobna oddajanja vodikovih ionov H+).
Ko pride do kemičnih reakcij kisline s kovinami, se tvori sol in sprosti vodik (razen pri interakciji kovin z dušikovo in koncentrirano žveplovo kislino):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Ne glede na to, kako različne so kisline, vse ob disociaciji tvorijo vodikove katione, ki določajo številne skupne lastnosti: kisel okus, spremembo barve indikatorjev (lakmus in metiloranž), interakcijo z drugimi snovmi.
Enaka reakcija poteka med kovinskimi oksidi in večino kislin
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Opišimo reakcije:
2) Druga reakcija bi morala proizvesti topno sol. V mnogih primerih se interakcija kovine s kislino praktično ne pojavi, ker je nastala sol netopna in pokriva površino kovine z zaščitno folijo, na primer:
Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2
Netopen svinčev (II) sulfat prepreči kislini, da bi dosegla kovino, in reakcija se ustavi tik preden se začne. Zaradi tega večina težkih kovin praktično ne deluje s fosforjevo, ogljikovo in hidrosulfidno kislino.
3) Tretja reakcija je značilna za kislinske raztopine, zato netopne kisline, kot je silicijeva kislina, ne reagirajo s kovinami. Koncentrirana raztopina žveplove kisline in raztopina dušikove kisline katere koli koncentracije delujeta s kovinami nekoliko drugače, zato so reakcijske enačbe med kovinami in temi kislinami zapisane na drugačen način. Razredčena raztopina žveplove kisline reagira s kovinami. ki stoji v napetostnem nizu do vodika, tvori sol in vodik.
4) Četrta reakcija je tipična reakcija ionske izmenjave in se pojavi le, če nastane oborina ali plin.
soli - to so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskih atomov in kislih ostankov (včasih lahko vsebujejo vodik). Na primer, NaCl je natrijev klorid, CaSO4 je kalcijev sulfat itd.
Skoraj vse soli so ionske spojine, zato so ioni kislih ostankov in kovinski ioni povezani v soli:
Na+Cl - natrijev klorid
Ca2+SO42 - kalcijev sulfat itd.
Sol je produkt delne ali popolne zamenjave vodikovih atomov kisline s kovino.
Zato ločimo naslednje vrste soli:
1. Srednje soli - vsi vodikovi atomi v kislini so nadomeščeni s kovino: Na2CO3, KNO3 itd.
2. Kisle soli - vsi vodikovi atomi v kislini niso nadomeščeni s kovino. Seveda lahko kisle soli tvorijo samo di- ali polibazične kisline. Enobazične kisline ne morejo tvoriti kislih soli: NaHCO3, NaH2PO4 itd. d.
3. Dvojne soli - vodikovi atomi di- ali polibazične kisline niso nadomeščeni z eno kovino, temveč z dvema različnima: NaKCO3, KAl(SO4)2 itd.
4. Bazične soli lahko obravnavamo kot produkte nepopolne ali delne substitucije hidroksilnih skupin baz s kislimi ostanki: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl itd.
Avtor: mednarodna nomenklatura Ime soli vsake kisline izhaja iz latinskega imena elementa. Na primer, soli žveplove kisline imenujemo sulfati: CaSO4 - kalcijev sulfat, MgSO4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI2 - cinkov klorid itd.
Delec "bi" ali "hidro" je dodan imenu soli dibazičnih kislin: Mg(HCl3)2 - magnezijev bikarbonat ali bikarbonat.
Pod pogojem, da je v tribazni kislini samo en atom vodika nadomeščen s kovino, se doda predpona "dihidro": NaH2PO4 - natrijev dihidrogenfosfat.
Soli so trdne snovi, ki ima zelo različno topnost v vodi.
Kemijske lastnosti soli so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki so del njih.
1. Nekatere soli pri segrevanju razpadejo:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Reagiraj s kislinami, da nastane nova sol in nova kislina. Za izvedbo te reakcije mora biti kislina močnejša od soli, na katero vpliva kislina:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interakcija z bazami, pri čemer nastane nova sol in nova baza:
Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Medsebojno delujejo, da tvorijo nove soli:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interagirajo s kovinami, ki so v istem območju delovanja kot kovina, ki je del soli.
