2.3.1 Средние (или нормальные) соли

Средние (или нормальные) соли − это продукты полного замещения атомов водорода в молекулах кислот на ионы металла, или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекулах оснований (или амфотерного гидроксида) на кислотные остатки. Средние соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, например:

KBr, ZnSO₄, BaCl₂, Cu(NO₃)₂ и др.

п

К₂

олное замещение атомов водорода

H₂SO₄ SO₄

кислота ионами металла

средняя соль

полное замещение гидроксильных групп

(NO₃)₃

Fe(OH)₃ Fe

амфотерный гидроксид кислотными остатками

средняя соль

Номенклатура (название) средних солей

Название средних солей складывается из названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном падеже, например: Al₂(SO₄)₃ – сульфат алюминия, KI – иодид калия, CaCO₃ – карбонат кальция и т.д. Если металл имеет переменную степень окисления, то она указывается после названия металла римской цифрой в скобках, например: FeCl₂ – хлорид железа (II), FeCl₃ – хлорид железа (III).

Нужно помнить, что в молекуле средней соли сумма степеней окисления атомов металла, равна сумме зарядов анионов кислоты.

Способы получения средних солей

Рассмотрим основные способы получения средних солей.

1. Взаимодействие оснований и амфотерных гидроксидов с кислотами:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O,

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2H₂O,

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2H₂O.

2. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O,

2NH₄OH + SO₃ → (NH₄)₂SO₄ + H₂O.

3. Взаимодействие основных и амфотерных оксидов с кислотами:

BaO + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O,

CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O.

4. Взаимодействие основных и амфотерных оксидов с кислотными и амфотерными оксидами:

CaO + CO₂ → CaCO₃,

ZnO + SO₃ → ZnSO₄,

K₂O + Al₂O₃ → 2KAlO₂.

5. Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с солями:

2KOH+ FeSO₄ → K₂SO₄ + Fe(OH)₂.

6. Взаимодействие солей с кислотами (смотрите ряд активности кислот, помните о ряде активности кислот):

AgNO₃ + HCl → AgCl↓ + HNO₃,

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl.

7. Взаимодействие двух различных растворимых солей между собой (если образуется труднорастворимая соль):

AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃,

Na₂CO₃ + BaCl₂ → BaCO₃↓ + 2NaCl,

BaCl₂ + K₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2KCl.

8. Взаимодействие металлов с кислотами. Водород выделяется при взаимодействии активных металлов с разбавленными растворами кислот, кроме азотной кислоты HNO₃ и концентрированной серной кислоты H₂SO₄:

Mg + H₂SO₃ → MgSO₃ + H₂↑,

(разб)

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑.

9. Взаимодействие активных металлов с солями менее активных металлов (смотри ряд напряжений (активности) металлов):

Cu + HgCl₂ → CuCl₂ + Hg,

Zn + Cu(NO₃)₂ → Zn(NO₃)₂ + Cu,

Fe + CuCl₂ → FeCl₂ + Cu.

10. Взаимодействие металлов с неметаллами:

2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃,

Fe + S FeS,

2Na + Cl₂ → 2NaCl.

Кроме этих общих способов получения солей возможны и некоторые частные способы:

1. Сплавление солей с некоторыми кислотными оксидами, например:

K₂CO₃ + SiO₂ K₂SiO₃ + CO₂↑.

2. Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с галогенами, и некоторыми другими простыми неметаллическими веществами, например:

Cl₂ + 2KOH KCl + KClO + H₂O;

3Cl₂ + 6KOH 5KCl + KClO₃ + 3H₂O;

Br₂ + 2NaOH → NaBr + NaBrO + H₂O.

3. Взаимодействие активных галогенов с солями менее активных галогенов галогенсодержащих кислот. Окислительная активность галогенов уменьшается в ряду: F₂, Cl₂, Br₂, J₂: 2KBr + Cl₂ → 2KCl + Br₂,

2NaJ + Br₂ → 2NaBr + J₂.