Все способы получения солей в ЕГЭ по химии

Прежде чем обсуждать способны получения солей, необходимо вспомнить, что именно представляют собой соли. Можно дать два определения этому классу веществ:

1. Соль – это соединение ионного строения, содержащее катион металла или аммония и анион кислотного остатка.
2. Соль – это продукт замещения водорода в кислоте на металл или катион аммония.

Здесь следует сделать уточнение. В курсе ЕГЭ в качестве катионов солей действительно могут выступать только металлы и катион аммония. В некоторых заданиях, правда, еще могут встретиться производные катиона аммония, в которых один или несколько атомов водорода замещены на алкильные радикалы. Но на самом деле катионов существует гораздо больше, просто они выходят за рамки нашего рассмотрения.

Приведем примеры солей. Например, это хлорид натрия NaCl. Если использовать первое определение соли, то эта соль как раз содержит катион Na⁺ и анион Cl^-, который является остатком хлороводородной кислоты. Если использовать второе определение, то NaCl – это продукт замещения водорода в HCl на металл натрий. Второй пример соли - это фосфат кальция Ca₃(PO₄)₂. В этой соли есть три катиона Ca²⁺ и два аниона PO₄^3-, представляющие собой остаток ортофосфорной кислоты. В качестве примера с катионом аммония можно привести сульфат аммония (NH₄)₂SO₄. Анион SO₄^2- представляет собой кислотный остаток серной кислоты H₂SO₄. Наконец примером соли, содержащей производное катиона аммония с органическими радикалами, может послужить нитрат диметиламмония (CH₃)₂NH₂NO₃. Здесь катион получен замещением двух атомов водорода в катионе аммония на метильные радикалы СН₃-, что можно схематично изобразить так: NH₄⁺ → (CH₃)₂NH₂⁺. Анионом в этом соли выступает остаток азотной кислоты – нитрат-анион NO₃^-. Все эти четыре примера солей с указанием катионов и анионов показаны на рисунке ниже.

Теоретически для образования соли можно взять любые катионы и анионы, но на практике не все соли устойчивы. Например, можно получить карбонат аммония (NH₄)₂CO₃, но если его хранить в сухом виде в неплотно закрытой банке, он улетучится вследствие распада на аммиак, углекислый газ и воду. Не существуют солей CuI₂ и FeI₃, которые в момент образования, например, по реакции ионного обмена распадаются на CuI + I₂ и FeI₂ + I₂. Некоторые соли не могут существовать в водном растворе вследствие сильного или даже необратимого гидролиза. Например, в водном растворе не бывает солей (NH₄)₃PO₄, Al₂S₃, Cr₂(SO₃)₃, Fe₂(CO₃)₃ и ряда других. Поэтому не всегда можно получить соль, соединив произвольные катион и анион.

В этом материале мы поговорим о том, с помощью каких реакций можно получить соли. Классификацию эти реакций мы будем связывать с классами реагирующих веществ.

Содержание

1. Реакции металлов с неметаллами.  
2. Реакции металлов с кислотами.  
3. Реакции металлов с растворами солей.  
4. Реакции между оксидами металлов и неметаллов.  
5. Реакции между оксидами металлов и кислотами.  
6. Реакции между оксидами неметаллов и щелочами.  
7. Реакции между кислотами и щелочами.  
8. Реакции между кислотами и солями. 
9. Реакции между щелочами и солями.  
10. Реакции между двумя солями.  
11. Разложение солей.  

 

1. Реакции металлов с неметаллами.

Многие неметаллы образуют бескислородные кислоты. Мы хорошо знаем примеры с серой и галогенами, которые образуют кислоты H₂S, HF, HCl, HBr, HI. Но в действительности и другие гидриды неметаллов тоже являются кислотами, просто очень и очень слабыми, слабее по кислотным свойствам даже чем вода. Поэтому если NH₃, PH₃, CH₄ и C₂H₂ считать кислотами, то их производные, в которых водород замещен на металл, можно в некотором смысле считать солями. Таковы соответственно нитриды, фосфиды и карбиды. Многие такие соли можно получить по реакции металла с соответствующим неметаллом. Например:

Zn + S → ZnS
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
2Na + Br₂ → 2NaBr

Некоторые из этих реакций требуют нагрева, а некоторые могут протекать уже при комнатной температуре. Нагрев, например, не требуется для реакции ртути и серы:

Hg + S → HgS

Нитриды, фосфиды и карбиды тоже можно получить по реакции простых веществ. Литий реагирует с азотом при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

6Li + N₂ → 2Li₃N

Кальций реагирует с фосфором и углеродом с образованием соответственно фосфида и карбида:

3Ca + 2P → Ca₃P₂
Ca + 2C → CaC₂

Карбид кальция, полученный в реакции выше, можно считать солью ацетилена, то есть это ацетиленид кальция. Однако не все металлы образуют ацетилениды. Алюминий с углеродом реагирует иначе:

4Al + 3C → Al₄C₃

Полученное соединение уже не является солью ацетилена, это соль метана, которую можно назвать метанидом. Тем не менее и ацетилениды, и метаниды объединены более общим названием «карбиды».

2. Реакции металлов с кислотами.

Все кислоты можно разделить на две большие группы – кислоты-окислители и кислоты-неокислители. В кислотах-окислителях реальным окислителем в ОВР является атом кислотного остатка, а в кислотах-неокислителях только атом водорода. Если металл взаимодействует с кислотой-неокислителем, то образуется соль этой кислоты и выделяется водород. Но чтобы такая реакция пошла, металл должен находиться в ряду активности до водорода, в противном случае он не сможет вытеснить водород из кислоты. Кислоты-неокислители - это H₂S, HF, HCl, HBr, HI, H₂SO₄ (разбавленная), H₃PO₄. Ниже приведены типичные реакции:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
2K + 2HBr → 2KBr + H₂↑ 
Fe + H₂SO₄ (разб.) → FeSO₄ + H₂↑

Во всех этих случаях легко образуются соли. Однако есть важное условие: чтобы реакция такого типа пошла в водном растворе, образующаяся соль должна быть растворима в воде. Если соль будет нерастворима, то ее частицы, образующиеся в начале реакции, покроют гранулы металла, блокируя их контакт с кислотой и препятствуя дальнейшему протеканию процесса. Поэтому в некоторых учебниках написано, что реакции вроде приведенных ниже не протекают:

Ba + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + H₂↑ (реакция не идет)
3Zn + 2H₃PO₄ → Zn₃(PO₄)₂↓ + 3H₂↑ (реакция не идет)

Тем не менее в заданиях ЕГЭ на химические свойства неорганических свойствах, где для указанного соединения нужно подобрать ряд веществ, с которыми оно реагирует, такие реакции считаются корректными. Это действительно спорный вопрос. Подобные реакции действительно легко начинаются и некоторое время идут, но потом могут остановиться, если осадок соли покроет гранулы еще не прореагировавшего металла.

Если вместо кислоты-неокислителя взять кислоту-окислитель, то металл с ней тоже даст соль, но теперь исчезает требование к тому, чтобы металл в ряду активности находился до водорода. Кислоты-окислители – это HNO₂, HClO, H₂SO₄ (концентрированная) и HNO₃ (любой концентрации). Учитывая, что теперь реальным окислителем является атом кислотного остатка, в продуктах реакции будет не только соль, но и соединение, содержащее продукт восстановления этого атома. Например, с азотной кислотой реагирует серебро, хотя оно расположено правее водорода в ряду активности:

Ag + 2HNO₃ → AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O

NO₂, содержащее азот в степени окисления +4, - это продукт восстановления N⁺⁵ в азотной кислоте. 

Важно помнить, что серная кислота меняет свои свойства в зависимости от концентрации. Концентрированная серная кислота – это кислота-окислитель, поэтому она реагирует с медью, расположенной правее водорода в ряду активности.

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Однако разбавленная серная кислота является кислотой-неокислителем, поэтому с медью не реагирует:

Cu + H₂SO₄ (разб.) → реакция не идет

Тем не менее это не означает, что можно получить соли любого металла, если взять кислоту-окислитель. Например, золото с концентрированными серной кислотой и азотной кислотами не реагирует:

Au + H₂SO₄ (конц.) → реакция не идет
Au + HNO₃ (конц.) → реакция не идет

3. Реакции металлов с растворами солей.

Ряд напряжения или активности металлов показывает относительную восстановительную способность этих металлов или окислительную способность их ионов. Если металл с более сильными восстановительными свойствами помесить в раствор с ионом металла, способным выступить по отношению к нему окислителем, то самопроизвольно протекает электрохимическая реакция, то есть ОВР. Можно сформулировать правило:

Более активный металл в ряду напряжений (то есть находящийся левее) вытесняет менее активный (то есть находящийся правее) из раствора его соли.

Можно привести примеры.

Cu + Hg(NO₃)₂ → Cu(NO₃)₂ + Hg↓
Zn + CuCl₂ → ZnCl₂ + Cu↓
Fe + AgNO₃ → Fe(NO₃)₂ + Ag↓ 

Важно, что во всех этих случаях мы брали растворимые соли менее активных металлов. Если соль менее активного металла нерастворима, то вытеснения металла не происходит.

Zn + FeCO₃ → ZnCO₃ + Fe (реакция не идет, поскольку FeCO₃ нерастворим)
Fe + AgCl → FeCl₂ + Ag (реакция не идет, поскольку AgCl нерастворим)

Также необходимо отметить, что правило о вытеснении менее активных металлов более активными не распространяется на активные щелочные и щелочноземельные металлы. То есть реакция, приведенная ниже, не протекает:

K + NaCl → KCl + Na (реакция не идет)

Это совершенно понятно: ни существование металлического калия, ни существование металлического натрия в воде невозможно. Эти металлы легко взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов. А полученный после помещения калия в воду гидроксид с хлоридом натрия не реагирует, потому что в этой реакции ионного обмена нет движущей силы (см. статью об ионном обмене). Однако реакции замещения с участием активных металлов могут протекать в твердой фазе, о чем свидетельствует лабораторная реакция получения алюминия, в которой хлорид алюминия сплавляется с калием:

3K + AlCl₃ → 3KCl + Al (сплавление)

4. Реакции между оксидами металлов и неметаллов.

Если металл образует основный оксид, то возможна его реакция с кислотным оксидом неметалла. В этом случае образуется соль. Примеры приведены ниже:

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄
3K₂O + P₂O₅ → 2K₃PO₄
CaO + N₂O₃ → Ca(NO₂)₃

В реакциях выше Na₂O, K₂O и CaO представляют собой основные оксиды, а SO₃, P₂O₅, N₂O₃ – кислотные оксиды. В результате их взаимодействия образуются соли. В них кислотные остатки образованы кислотами, соответствующими кислотным оксидам.

Иногда такие реакции требуют высоких температур. Чтобы получить силикат кальция, нужно сплавлять основный оксид кальция и кислотный оксид кремния (IV):

CaO + SiO₂ → CaSiO₃ (сплавление)

Важно отметить, что все кислотные оксиды, разумеется, содержат кислород, но это не значит, что все оксиды неметаллов являются кислотными. Существует небольшая группа оксидов неметаллов, которые называются несолеобразующими. Эти оксиды не образуют кислот после взаимодействия с водой и не реагируют с щелочами в воде с образованием солей. Перечислим эти оксиды: N₂O, NO, CO, SiO. Оксид NO₂ в школьном курсе принято считать кислотным, потому что он реагирует с щелочами в воде, образуя соли – нитраты и нитриты. Но, строго говоря, азотсодержащей кислоты со степенью окисления азота +4, как в NO₂, не существует. Основные оксиды металлов с несолеобразующими оксидами с образованием солей не реагируют.

Если рассматривать амфотерный оксид, то он способен реагировать как с основными, так и с кислотными оксидами. В первом случае в реакции с основным оксидом он будет проявлять кислотные свойства, а во втором случае в реакции с кислотным оксидом – основные. В обоих случаях будут образовываться соли, как показано ниже:

Al₂O3 + CaO → Ca(AlO₂)₂ (Al₂O₃ проявляет кислотные свойства)
Al₂O₃ + SO₃ → Al₂(SO₄)₃ (Al₂O₃ проявляет основные свойства)

5. Реакции между оксидами металлов и кислотами.

Оксиды металлов, будь они основными или амфотерными, легко реагируют с сильными кислотами. При этом, как правило, процесс не является окислительно-восстановительными.

FeO + H₂SO₄ (разб.) → FeSO₄ + H₂O
Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O
ZnO + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + H2O

Впрочем, иногда процесс может стать окислительно-восстановительным, если металл в оксиде находится в промежуточной степени окисления, а кислота является сильным окислителем.

FeO + 4HNO₃ (конц.) → Fe(NO₃)₃ + NO₂↑ + 2H₂O  

Приведенные выше реакции протекают в растворах и в них участвуют сильные кислоты. Со слабыми кислотами подобные реакции могут протекать значительно труднее. Например ZnO реагирует с сероводородом H₂S при температурах выше 800°С:

ZnO + H₂S → ZnS + H₂O

6. Реакции между оксидами неметаллов и щелочами.

Кислотные оксиды неметаллов реагируют с растворимыми основаниями, то есть щелочами с образованием солей. Основания – это те же основные оксиды, к которым добавили воду, поэтому такие реакции похожи на взаимодействие с основными оксидами. Разница только в том, что когда мы берем основания, выделяется вода.

CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
SO₃ + 2KOH → K₂SO₄ + H₂O
N₂O₅ + Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ + H₂O

Если кислотному оксиду соответствует многоосновная кислота, то при недостатке основания можно получить кислую соль. Поэтому при изменении соотношения реагентов первые две реакции можно переписать следующим образом:

CO₂ + NaOH → NaHCO₃
SO₃ + KOH → KHSO₄

Для нерастворимых оснований, которые уже не являются щелочами по определению, реакции с кислотными оксидами могут быть затруднены. Например, гидроксид алюминия не реагирует с оксидами серы(IV) и углерода(IV):

Al(OH)₃ + SO₂ → реакция не идет
Al(OH)₃ + CO₂ → реакция не идет

7. Реакции между кислотами и щелочами.

Такие реакции называются реакциями нейтрализации и протекают чрезвычайно легко. В их результате всегда образуются соль и вода.

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + H₂O
KOH + HCl → KCl + H₂O
NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O

Поскольку продуктом реакции является вода, образование соли в виде осадка не является необходимым условием для протекания процесса. Полученная соль вполне может быть и растворима, вода уже выступает движущей силой этого ионного обмена. Если кислота сильная, то в такую реакцию вступают не только щелочи, но и нерастворимые основания.

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O 
Zn(OH)₂ + 2HNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2H₂O

Со слабыми кислотами реакция идет не всегда, что может быть связано в том числе с необратимым гидролизом образующейся соли. Например, гидроксид алюминия не реагирует с H₂S:

Al(OH)₃ + H₂S → реакция не идет

8. Реакции между кислотами и солями.

Когда мы смешиваем в водном растворе кислоту и соль, мы ожидаем реакцию ионного обмена. Чтобы она пошла, необходимо наличие движущей силу ионообменного процесса – образование воды, газа, осадка или слабой кислоты. В ходе реакции кислоты и соли может получиться только новая соль и новая кислота. Если они представляют собой осадок или если новая кислота распадается в момент образования на воду и газ (как в случае H₂SO₃, H₂CO₃), то такой процесс легко идет.

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl
Cu(NO₃)₂ + H₂S → CuS↓ + 2HNO₃
K₂CO₃ + HCl → 2KCl + CO₂↑ + H₂O
Na₂SO₃ + 2HNO₃ → 2NaNO₃ + SO₂↑ + H₂O

Если не образуются ни осадок, ни газ, то реакция c образованием новой соли не идет.

KCl + HNO₃ → реакция не идет (среди теоретических продуктов нет газа, а KNO₃ не является осадком)
CaBr₂ + HCl → реакция не идет (среди теоретических продуктов нет газа, а CaCl₂ не является осадком)

9. Реакции между щелочами и солями.

Щелочи или растворимые основания могут реагировать с солями, и тогда это тоже будет реакция ионного обмена. Значит, для протекания процесса снова нужна движущая сила. В такой реакции может образоваться только новое основание и новая соль. Если они будут осадками, то процесс пойдет. Но, как правило, осадком является новое основание.

Ba(OH)₂ + Cu(NO₃)₂ → Ba(NO₃)₂ + Cu(OH)₂↓
2NaOH + ZnCl₂ → 2NaCl + Zn(OH)₂↓
3KOH + AlBr₃ → 3KBr + Al(OH)₃↓

В последних двух реакциях необходимо брать недостаток щелочи. В ее избытке происходит растворение амфотерных гидроксидов цинка и алюминия:

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄]

Нерастворимые основания с солями в воде не реагируют.

Zn(OH)₂ + NaCl → реакция не идет
Al(OH)₃ + K₂SO₄ → реакция не идет

10. Реакции между двумя солями.

Между двумя солями тоже возможен ионный обмен. В подавляющем большинстве случаев продуктами будут две новые соли. Если хотя бы одна из них представляет собой осадок, реакция пойдет.

Sr(NO₃)₂ + K₂SO₄ → SrSO₄↓ + 2KNO₃
AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃
2Na₃PO₄ + 3CaBr₂ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaBr

Есть также пара примеров реакций, когда взаимодействие двух солей из ионного обмена превращается в окислительно-восстановительный процесс. Речь идет о распаде образующихся в результате ионного обмена FeI₃ и CuI₂:

2Fe(NO₃)₃ + 6KI → 6KNO₃ + 2FeI₂ + I₂↓ 
2Cu(NO₃)₂ + 4KI → 4KNO₃ + 2CuI↓ + I₂↓

А иногда в таком случае даже не образуется второй соли.

NH₄Cl + NaNO₂ → NaCl + N₂↑ + 2H₂O (при нагревании)

11. Разложение солей.

Некоторые соли способны разлагаться при нагревании с образованием других солей. Например, перманганат калия при нагревании дает манганат:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

Хлорат в присутствии катализатора дает хлорид:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

А без катализатора - смесь хлорида и перхлората:

4KClO₃ → KCl + 3KClO₄

Сульфит натрия тоже разлагается с образованием двух солей:

4Na₂SO₃ → Na₂S + 3Na₂SO₄

Нитраты калия и натрия разлагаются с образованием нитритов:

2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂↑
2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑

Правда, не все нитраты щелочных металлов разлагаются таким образом. Нитрат лития дает при разложении оксид:

4LiNO₃ → 2Li₂O + 4NO₂↑ + O₂↑

Также есть группа реакций получения средних солей путем разложения кислых. Например, разложением гидрокарбонатов можно получить средние карбонаты:

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O
2KHCO₃ → K₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

Итак, выше мы перечислили все основные реакции получения солей. Все примеры реакций, приведенные в этой статье, могут встретиться в ЕГЭ.