Химические свойства основных солей

1) основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут принимать участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами, превращаясь в средние соли или в основные соли с меньшим числом гидроксогрупп. Например:

Fe(OH)₂Cl+2HClFeCl₃+2H₂O,

Fe(OH)₂Cl+HClFe(OH)Cl₂+H₂O,

Fe(OH)Cl₂+HClFeCl₃+H₂O,

6Fe(OH)Cl₂+3H₂SO₄4FeCl₃+Fe₂(SO₄)₃+6H₂O.

3. при нагревании основные соли могут терять воду, образуя оксосоли:

2ZnOHClZn₂OCl₂+H₂O.

Получение основных солей

Основную соль можно получить:

1) реакцией неполной нейтрализации основания кислотой:

2Cu(OH)₂+H₂SO₄(CuOH)₂SO₄+2H₂O;

2) взаимодействием средней соли и щелочи (недостаток):

2CuSO₄+2NaOH(CuOH)₂SO₄+Na₂SO₄;

3) основные соли образуются при гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой:

Fe(NO₃)₂+H₂OFe(OH)NO₃+HNO₃.

Взаимное превращение кислых, средних и основных солей можно представить следующей схемой:

+ кислота + кислота

Кислые

соли

Средние

соли

Основные

соли

+ щелочь +щелочь

3.4. Двойные и смешанные соли

Если смешать растворы, содержащие одинаковые молярные количества двух солей, например сульфата калия и сульфата алюминия, а затем выпарить такой раствор, то образуются кристаллы не двух исходных солей, а кристаллы новой соли, имеющей состав KAl(SO₄)₂·12H₂O (алюмокалиевые квасцы). Такого рода соли, содержащие один кислотный остаток (SO₄^2-), но два разных катиона (K⁺, Al³⁺), называют двойными солями. Наиболее типичным примером двойных солей, часто встречающихся в химической практике, являются квасцы – двойные сульфаты состава Ме^IMe^III(SO₄)₂·12H₂O, где Me^I – K⁺, Na⁺, NH₄⁺, а Me^III – Fe³⁺, Cr³⁺, Al³⁺ и другие трехзарядные ионы. Двойные соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте разными металлами.

С другой стороны, продуктами замещения гидроксогрупп основания разными кислотными остатками являются смешанные соли. Иными словами, смешанными называются соли, содержащие атомы одного металла, но разные кислотные остатки. Примером смешанной соли может служить белильная известь Ca(ClO)Cl, в которой содержатся два вида кислотных остатков – хлорид (Cl^-) и гипохлорит (ClO^-).

В водных растворах двойные и смешанные соли ведут себя как смесь соответствующих простых солей. Так, алюмокалиевые квасцы, о которых говорилось выше, ведут себя как смесь сульфатов калия и алюминия, давая в растворе ионы K⁺, Al³⁺ и SO₄^2-.

4.Галогенангидриды

Галогенангидридами называются соединения, являющиеся продуктами замещения гидроксильных групп кислородсодержащих кислот атомами галогенов.

Реальные методы получения неорганических галогенангидридов являются специфическими для каждого отдельного представителя этой группы соединений и в данных методических указаниях не рассматриваются.

Принципиально возможны неполные галогенангидриды, то есть продукты частичного замещения гидроксильных групп кислородсодержащих кислот атомами галогенов, а также смешанные галогенангидриды, содержащие атомы различных галогенов.

Названия галогенангидридов кислот определяются названиями галогенов и кислот, производными которых являются рассматриваемые галогенангидриды, например:

					НO																	Cl
											C		═	O												C	═	O
					НО																	Cl
		Угольная кислота																				Хлорангидрид угольной кислоты или хлорид оксоуглерода (IV)

НО

Br

НО

—

P

—

O

Br

—

P

═

O

НО

Br

Ортофосфорная кислота

Бромангидрид ортофосфорной кислоты или бромид оксофосфора (V)

Наиболее важным и общим для всех галогенангидридов химическим свойством является их отношение к воде. Галогенангидриды большей частью легко, а в некоторых случаях труднее, необратимо разлагаются водой с образованием двух кислот, а именно: галогеноводородной кислоты HHal (HF, HCl, HBr HI), и кислоты, производной которой является рассматриваемый галогенагидрид. Применительно к рассмотренным галогенангидридам уравнения их взаимодействия с водой имеют следующий вид:

POBr₃+3H₂OH₃PO₄+3HBr,

COCl₂+H₂OCO₂+2HCl.

В ряде случаев формула галогенангидрида не выводится из формулы известной кислоты. Так PCl₅, получающийся при взаимодействии хлора с фосфором, является хлорангидридом фосфорной кислоты и разлагается водой по реакции:

PCl₅+4H₂OH₃PO₄+5HCl.

Как известно, нет резкой грани между металлическими и неметаллическими элементами; некоторые элементы занимают как бы промежуточное положение, и свойства их являются переходными, характеризуясь некоторой двойственностью.

Одним из конкретных проявлений таких переходных свойств в ряде случаев является химический характер соединения элемента с галогеном. Так, если сравнивать, например, химические свойства галогенидов элементов главных подгрупп IV и V групп Периодической системы, а именно:

SiCl₄, GeCl₄, SnCl₄, PbCl₄;

PCl₃, AsCl₃, SbCl₃, BiCl₃,

нетрудно сделать вывод, что крайний левый представитель ряда практически ведет себя как галогенагидрид, а далее характер галогенангидрида ослабевает в направлении слева – направо, все более уступая свои позиции характеру соли. А такие соединения, как GeCl₄ и AsCl₃, характеризуются свойствами, промежуточными между свойствами галогенангидрида и соли.

К такому же выводу приводит сравнение свойств оксигалогенидов элементов некоторых других групп.

Так, в рядах

NOCl, …, SbOCl, BiOCl

CrO₂Cl₂, MoO₂Cl₂, WO₂Cl₂

крайние левые представители – NOCl и CrO₂Cl₂ – практически ведут себя как галогенангидриды азотистой и хромовой кислот; что же касается BiOCl и WO₂Cl₂, то они фактически являются дегидратированными основными солями.

Таким образом, нельзя провести резкой границы, как между металлами и неметаллами, так и между солями и галогенангидридами кислот.