1. Basen reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. C saure Oxide, Bildung von Salz und Wasser:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

3. Alkalien reagieren mit amphoteren Oxiden und Hydroxiden unter Bildung von Salz und Wasser:

2NaOH + Cr 2 O 3 \u003d 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Alkalien interagieren mit löslichen Salzen und bilden entweder eine schwache Base oder einen Niederschlag oder ein Gas:

2NaOH + NiCl 2 \u003d Ni (OH) 2 ¯ + 2NaCl

Base

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 \u003d 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 + 2NaOH

5. Alkalien reagieren mit einigen Metallen, die amphoteren Oxiden entsprechen:

2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

6. Die Wirkung von Alkali auf den Indikator:

Oh - + Phenolphthalein ® Himbeerfarbe

Oh - + Lackmus® blaue Farbe

7. Zersetzung einiger Basen beim Erhitzen:

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Amphotere Hydroxide – Chemische Komponenten die die Eigenschaften von Basen und Säuren aufweisen. Amphotere Hydroxide entsprechen amphoteren Oxiden (siehe Abschnitt 3.1).

Amphotere Hydroxide werden normalerweise in Form einer Base geschrieben, sie können aber auch als Säure dargestellt werden:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

Basis zu

Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide

1. Amphotere Hydroxide interagieren mit Säuren und Säureoxiden:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Wechselwirkung mit Alkalien und basischen Oxiden von Alkali- und Erdalkalimetallen:

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

H 3 AlO 3 saures Natriummetaluminat

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Alle amphoteren Hydroxide sind schwache Elektrolyte.

Salz

Salz- Das komplexe Substanzen, bestehend aus Metallionen und einem Säurerest. Salze sind Produkte des vollständigen oder teilweisen Ersatzes von Wasserstoffionen durch Metall- (oder Ammonium-) Ionen in Säuren. Arten von Salzen: mittel (normal), sauer und basisch.

Mittlere Salze- Dies sind Produkte des vollständigen Ersatzes von Wasserstoffkationen in Säuren durch Metall- (oder Ammonium-) Ionen: Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl usw.

Chemische Eigenschaften mittlerer Salze

1. Salze interagieren mit Säuren, Laugen und anderen Salzen und bilden entweder einen schwachen Elektrolyten oder einen Niederschlag; oder Erdgas:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 \u003d 2AgCl¯ + Ca (NO 3) 2

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH \u003d Ni (OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

Base

NH 4 NO 3 + NaOH \u003d NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Salze interagieren mit aktiveren Metallen. Ein aktiveres Metall verdrängt ein weniger aktives Metall aus einer Salzlösung (Anhang 3).

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Saure Salze- Dies sind Produkte des unvollständigen Ersatzes von Wasserstoffkationen in Säuren durch Metall- (oder Ammonium-) Ionen: NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4 usw. Säuresalze können nur von mehrbasigen Säuren gebildet werden. Fast alle sauren Salze sind gut wasserlöslich.

Säuresalze gewinnen und in Medium umwandeln

1. Saure Salze erhält man durch Umsetzung eines Überschusses an Säure oder Säureoxid mit einer Base:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Wenn ein Säureüberschuss mit einem basischen Oxid interagiert:

2H 2 CO 3 + CaO \u003d Ca (HCO 3) 2 + H 2 O

3. Saure Salze erhält man aus mittleren Salzen durch Zugabe von Säure:

namensgebend

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 \u003d 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl \u003d NaHSO 3 + NaCl

4. Saure Salze werden mit Alkali in Medium umgewandelt:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Basische Salze sind Produkte unvollständiger Substitution von Hydroxogruppen (OH - ) Basen mit saurem Rest: MgOHCl, AlOHSO 4 usw. Basische Salze können nur durch schwache Basen mehrwertiger Metalle gebildet werden. Diese Salze sind im allgemeinen schwerlöslich.

Gewinnung basischer Salze und Umwandlung in Medium

1. Basische Salze erhält man durch Umsetzung eines Überschusses einer Base mit einer Säure oder einem Säureoxid:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hydroxo-

Magnesiumchlorid

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hydroxo-

Eisen(III)sulfat

2. Basische Salze werden aus einem mittleren Salz durch Zugabe von Alkalimangel gebildet:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH \u003d 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Basische Salze werden durch Zugabe einer Säure (vorzugsweise derjenigen, die dem Salz entspricht) in mittlere umgewandelt:

MgOHCl + HCl \u003d MgCl 2 + H 2 O

2MgOHCl + H 2 SO 4 \u003d MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O


ELEKTROLYTE

Elektrolyte- Dies sind Substanzen, die in Lösung unter dem Einfluss polarer Lösungsmittelmoleküle (H 2 O) in Ionen zerfallen. Gemäß der Fähigkeit zur Dissoziation (Zerfall in Ionen) werden Elektrolyte bedingt in stark und schwach unterteilt. Starke Elektrolyte dissoziieren fast vollständig (in verdünnten Lösungen), während schwache nur teilweise in Ionen zerfallen.

Zu den starken Elektrolyten gehören:

starke Säuren (s. S. 20);

starke Basen - Laugen (siehe S. 22);

fast alle löslichen Salze.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören:

Schwache Säuren (siehe S. 20);

Basen sind keine Alkalien;

Eines der Hauptmerkmale eines schwachen Elektrolyten ist Dissoziationskonstante – Zu . Zum Beispiel für eine einbasige Säure,

HA Û H + +A - ,

wo ist die Gleichgewichtskonzentration von H + -Ionen;

ist die Gleichgewichtskonzentration der Säureanionen A - ;

ist die Gleichgewichtskonzentration von Säuremolekülen,

Oder für ein schwaches Fundament,

MOH Û M + +OH - ,

,

wo ist die Gleichgewichtskonzentration von Kationen M + ;

– Gleichgewichtskonzentration von Hydroxidionen OH - ;

ist die Gleichgewichtskonzentration schwach basischer Moleküle.

Dissoziationskonstanten einiger schwacher Elektrolyte (bei t = 25°С)

Substanz Zu Substanz Zu
HCOOH K = 1,8 × 10 –4 H3PO4 K 1 \u003d 7,5 × 10 -3
CH3COOH K = 1,8 × 10 –5 K 2 \u003d 6,3 × 10 -8
HCN K = 7,9 × 10 –10 K 3 \u003d 1,3 × 10 -12
H2CO3 K 1 \u003d 4,4 × 10 -7 HClO K = 2,9 × 10 –8
K 2 \u003d 4,8 × 10 -11 H3BO3 K 1 \u003d 5,8 × 10 -10
HF K = 6,6 × 10 –4 K 2 \u003d 1,8 × 10 -13
HNO 2 K = 4,0 × 10 –4 K 3 \u003d 1,6 × 10 -14
H2SO3 K 1 \u003d 1,7 × 10 -2 H2O K = 1,8 × 10 –16
K 2 \u003d 6,3 × 10 -8 NH 3 × H 2 O K = 1,8 × 10 –5
H 2 S K 1 \u003d 1,1 × 10 -7 Al(OH)3 K 3 \u003d 1,4 × 10 -9
K 2 \u003d 1,0 × 10 -14 Zn(OH) 2 K 1 \u003d 4,4 × 10 -5
H2SiO3 K 1 \u003d 1,3 × 10 -10 K 2 \u003d 1,5 × 10 -9
K 2 \u003d 1,6 × 10 -12 Cd(OH)2 K 2 \u003d 5,0 × 10 -3
Fe(OH)2 K 2 \u003d 1,3 × 10 -4 Cr(OH)3 K 3 \u003d 1,0 × 10 -10
Fe(OH)3 K 2 \u003d 1,8 × 10 -11 Ag(OH) K = 1,1 × 10 –4
K 3 \u003d 1,3 × 10 -12 Pb(OH)2 K 1 \u003d 9,6 × 10 -4
Cu(OH)2 K 2 \u003d 3,4 × 10 -7 K 2 \u003d 3,0 × 10 -8
Ni(OH)2 K 2 \u003d 2,5 × 10 -5

Salze Komplexe Substanzen werden genannt, deren Moleküle aus Metallatomen und Säureresten bestehen (manchmal können sie Wasserstoff enthalten). Beispielsweise ist NaCl Natriumchlorid, CaSO 4 ist Calciumsulfat usw.

Praktisch Alle Salze sind ionische Verbindungen Daher sind in Salzen Ionen von Säureresten und Metallionen miteinander verbunden:

Na + Cl - - Natriumchlorid

Ca 2+ SO 4 2– - Calciumsulfat usw.

Salz ist ein Produkt des teilweisen oder vollständigen Ersatzes von sauren Wasserstoffatomen durch ein Metall. Daher werden folgende Arten von Salzen unterschieden:

1. Mittlere Salze- Alle Wasserstoffatome in der Säure werden durch ein Metall ersetzt: Na 2 CO 3, KNO 3 usw.

2. Säuresalze- nicht alle Wasserstoffatome in der Säure durch ein Metall ersetzt sind. Säuresalze können natürlich nur zweibasige oder mehrbasige Säuren bilden. Einbasige Säuren können keine Säuresalze abgeben: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 usw. d.

3. Doppelsalze- Wasserstoffatome einer zweibasigen oder mehrbasigen Säure werden nicht durch ein Metall ersetzt, sondern durch zwei verschiedene: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 usw.

4. Basische Salze können als Produkte einer unvollständigen oder teilweisen Substitution von Hydroxylgruppen von Basen durch saure Reste angesehen werden: Al(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl usw.

Gemäß der internationalen Nomenklatur leitet sich der Name des Salzes jeder Säure vom lateinischen Namen des Elements ab. Salze der Schwefelsäure werden beispielsweise als Sulfate bezeichnet: CaSO 4 - Calciumsulfat, Mg SO 4 - Magnesiumsulfat usw.; Salz von Salzsäure werden als Chloride bezeichnet: NaCl - Natriumchlorid, ZnCl 2 - Zinkchlorid usw.

Das Teilchen "Bi" oder "Hydro" wird dem Namen von Salzen zweibasiger Säuren hinzugefügt: Mg (HCl 3) 2 - Magnesiumbicarbonat oder -bicarbonat.

Sofern in einer dreibasigen Säure nur ein Wasserstoffatom durch ein Metall ersetzt ist, wird die Vorsilbe „Dihydro“ angehängt: NaH 2 PO 4 - Natriumdihydrogenphosphat.

Salze sind feste Substanzen, die in Wasser ein breites Löslichkeitsspektrum aufweisen.

Chemische Eigenschaften von Salzen

Die chemischen Eigenschaften von Salzen werden durch die Eigenschaften der Kationen und Anionen bestimmt, die Teil ihrer Zusammensetzung sind.

1. Etwas Salze zersetzen sich beim Kalzinieren:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2. Reagieren mit Säuren um ein neues Salz und eine neue Säure zu bilden. Damit diese Reaktion stattfinden kann, muss die Säure stärker sein als das Salz, auf das die Säure einwirkt:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 HCl.

3. Interagiere mit Basen, Bildung eines neuen Salzes und einer neuen Base:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2 .

4. Interagieren Sie miteinander mit der Bildung neuer Salze:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interaktion mit Metallen, die im Wirkungsbereich des im Salz enthaltenen Metalls liegen:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

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Stiftungen

Basen sind Verbindungen, die als Anionen nur das Hydroxid von OH-Ionen enthalten. Die Anzahl der Hydroxidionen, die durch einen Säurerest ersetzt werden können, bestimmt die Acidität der Base. In dieser Hinsicht sind die Basen Ein-, Zwei- und Mehrsäuren, jedoch werden Ein- und Zweisäuren am häufigsten als echte Basen bezeichnet. Darunter sind wasserlösliche und wasserunlösliche Basen zu unterscheiden. Beachten Sie, dass wasserlösliche und fast vollständig dissoziierende Basen Alkalien (starke Elektrolyte) genannt werden. Dazu gehören Hydroxide von Alkali- und Erdalkalielementen und auf keinen Fall eine Lösung von Ammoniak in Wasser.

Der Name der Base beginnt mit dem Wort Hydroxid, danach in Genitiv gegeben ist Russischer Name Kation, und seine Ladung ist in Klammern angegeben. Es ist erlaubt, die Anzahl der Hydroxidionen mit den Präfixen Di-, Tri-, Tetra aufzulisten. Zum Beispiel: Mn(OH) 3 - Mangan(III)hydroxid oder Mangantrihydroxid.

Beachten Sie, dass es zwischen Basen und basischen Oxiden gibt genetische Verbindung: basische Oxide entsprechen Basen. Daher haben Basenkationen meistens eine Ladung von eins oder zwei, was den niedrigsten Oxidationsstufen von Metallen entspricht.

Erinnere dich an die grundlegenden Methoden, um Gründe zu finden

1. Wechselwirkung aktiver Metalle mit Wasser:

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2

La + 6H 2 O \u003d 2La (OH) 3 + 3H 2

Wechselwirkung basischer Oxide mit Wasser:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2

MgO + H 2 O \u003d Mg (OH) 2.

3. Wechselwirkung von Salzen mit Alkalien:

МnSO 4 + 2KOH \u003d Mn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

NH 4 C1 + NaOH \u003d NaCl + NH 3 ∙ H 2 O

Na 2 CO 3 + Ca (OH) 2 \u003d 2NaOH + CaCO 3

MgOHCl + NaOH \u003d Mg (OH) 2 + NaCl.

Elektrolyse wässriger Salzlösungen mit Diaphragma:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + H 2

Bitte beachten Sie, dass in Absatz 3 die Ausgangsreagenzien so gewählt werden müssen, dass sich unter den Reaktionsprodukten entweder eine schwerlösliche Verbindung oder ein schwacher Elektrolyt befindet.

Beachten Sie, dass bei Betrachtung der chemischen Eigenschaften von Basen die Reaktionsbedingungen von der Löslichkeit der Base abhängen.

1. Wechselwirkung mit Säuren:

NaOH + H 2 SO 4 \u003d NaHSO 4 + H 2 O

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O

2Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = (MgOH) 2 SO 4 + 2H 2 O

Mg(OH) 2 + H 2 SO 4 = MgSO 4 + 2 H 2 O

Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 \u003d Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O

2. Wechselwirkung mit Säureoxiden:

NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

Fe (OH) 2 + P 2 O 5 \u003d Fe (PO 3) 2 + H 2 O

ZFe (OH) 2 + P 2 O 5 \u003d Fe 3 (PO 4) 2 + 2H 2 O

3. Wechselwirkung mit amphoteren Oxiden:

A1 2 O 3 + 2NaOH p + 3H 2 O \u003d 2Na

Al 2 O 3 + 2NaOH T \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O


Cr 2 O 3 + Mg (OH) 2 \u003d Mg (CrO 2) 2 + H 2 O

4. Wechselwirkung mit Amftersäurehydroxiden:

Ca (OH) 2 + 2Al (OH) 3 \u003d Ca (AlO 2) 2 + 4H 2 O

3NaOH + Cr(OH) 3 = Na 3

Wechselwirkung mit Salzen.

Zu den in Absatz 3 der Herstellungsmethoden beschriebenen Reaktionen sollte man hinzufügen:

2ZnSO 4 + 2KOH = (ZnOH) 2 SO 4 + K 2 SO 4

NaHCO 3 + NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

BeSO 4 + 4 NaOH \u003d Na 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 + 4NH 3 ∙H 2 O \u003d (OH) 2 + 4H 2 O

6. Oxidation zu amphoteren Hydroxiden oder Salzen:

4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Fe(OH) 3

2Cr(OH) 2 + 2H 2 O + Na 2 O 2 + 4NaOH = 2Na 3.

7. Zersetzung beim Erhitzen:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

Bitte beachten Sie, dass Hydroxide Alkali Metalle, mit Ausnahme von Lithium, nehmen an solchen Reaktionen nicht teil.

!!!Gibt es alkalische Niederschläge?!!! Ja, es gibt sie, aber sie sind nicht so häufig wie saurer Regen, sind wenig bekannt, und ihr Einfluss auf Objekte Umfeld praktisch unerforscht. Dennoch verdient ihre Betrachtung Beachtung.

Der Ursprung des alkalischen Niederschlags kann wie folgt erklärt werden.

CaCO 3 → CaO + CO 2

In der Atmosphäre verbindet sich Calciumoxid mit Wasserdampf während ihrer Kondensation mit Regen oder Schneeregen und bildet Calciumhydroxid:

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2,

wodurch eine alkalische Reaktion entsteht Niederschlag. In Zukunft ist die Wechselwirkung von Calciumhydroxid mit Kohlendioxid und Wasser unter Bildung von Calciumcarbonat und Calciumbicarbonat möglich:

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 + H 2 O;

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca (HC0 3) 2.

Chemische Analyse Regenwasser zeigte geringe Mengen an Sulfat- und Nitrationen (ca. 0,2 mg/l). Es ist bekannt, dass Schwefel- und Salpetersäure saure Ausfällungen verursachen. Dabei wird beobachtet toller Inhalt Calciumkationen (5-8 mg/l) und Bicarbonationen, deren Gehalt im Bereich der Unternehmen des Baukomplexes 1,5-2 mal höher ist als in anderen Teilen der Stadt und 18-24 mg beträgt /l. Dies zeigt sich in der Bildung lokaler alkalischer Niederschläge Hauptrolle spielt das Calciumcarbonat-System und die darin ablaufenden Prozesse, wie oben erwähnt.

Alkalische Niederschläge wirken sich auf Pflanzen aus, Veränderungen in der phänotypischen Struktur von Pflanzen werden festgestellt. Es gibt Spuren von "Verbrennungen" an Blattspreiten, weiße Beschichtung auf den Blättern und den unterdrückten Zustand von krautigen Pflanzen.

Jeden Tag begegnen wir Salzen und denken gar nicht daran, welche Rolle sie in unserem Leben spielen. Aber ohne sie wäre das Wasser nicht so schmackhaft, und das Essen würde keinen Genuss bereiten, und die Pflanzen würden nicht wachsen, und das Leben auf der Erde könnte nicht existieren, wenn es in unserer Welt kein Salz gäbe. Was sind das also für Stoffe und welche Eigenschaften von Salzen machen sie unverzichtbar?

Was sind salze

In ihrer Zusammensetzung ist dies die zahlreichste Klasse, die sich durch Vielfalt auszeichnet. Bereits im 19. Jahrhundert definierte der Chemiker J. Verzelius Salz als Produkt einer Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, bei der das Wasserstoffatom durch ein Metallatom ersetzt wird. In Wasser dissoziieren Salze normalerweise in ein Metall oder Ammonium (Kation) und einen Säurerest (Anion).

Sie können Salz auf folgende Weise erhalten:

  • durch die Wechselwirkung von Metall und Nichtmetall wird es in diesem Fall sauerstofffrei;
  • wenn ein Metall mit einer Säure reagiert, wird ein Salz erhalten und Wasserstoff wird freigesetzt;
  • ein Metall kann ein anderes Metall aus der Lösung verdrängen;
  • wenn zwei Oxide interagieren - sauer und basisch (sie werden auch als Nichtmetalloxid bzw. Metalloxid bezeichnet);
  • die Reaktion von Metalloxid und Säure erzeugt Salz und Wasser;
  • die Reaktion zwischen einer Base und einem Nichtmetalloxid erzeugt auch Salz und Wasser;
  • Unter Verwendung einer Ionenaustauschreaktion können in diesem Fall verschiedene wasserlösliche Substanzen (Basen, Säuren, Salze) reagieren, aber die Reaktion läuft ab, wenn Gas, Wasser oder schwerlösliche (unlösliche) Salze in Wasser gebildet werden.

Erst ab chemische Zusammensetzung Eigenschaften von Salzen und abhängen. Aber schauen wir uns zuerst ihre Klassen an.

Einstufung

Je nach Zusammensetzung werden folgende Salzklassen unterschieden:

  • nach Sauerstoffgehalt (sauerstoffhaltig und anoxisch);
  • durch Wechselwirkung mit Wasser (löslich, schwerlöslich und unlöslich).

Diese Einteilung spiegelt die Stoffvielfalt nicht vollständig wider. Modern und am meisten vollständige Klassifizierung, die nicht nur die Zusammensetzung, sondern auch die Eigenschaften von Salzen widerspiegelt, ist in der folgenden Tabelle dargestellt.

Salz
NormalSauerHauptsächlichDoppeltgemischtKomplex
Wasserstoff wird vollständig ersetztWasserstoffatome werden nicht vollständig durch Metall ersetztBasengruppen werden nicht vollständig durch einen Säurerest ersetztBesteht aus zwei Metallen und einem SäurerestEin Metall und zwei SäureresteZusammengesetzte Substanzen, die aus einem komplexen Kation und Anion oder einem Kation und einem komplexen Anion bestehen
NaClCHSO 4FeOHSO3KNaSO4CaClBrSO 4

Physikalische Eigenschaften

Egal wie breit die Klasse dieser Substanzen ist, aber weit verbreitet physikalische Eigenschaften Salze können isoliert werden. Dies sind Substanzen nichtmolekularer Struktur mit einem ionischen Kristallgitter.

Sehr hohe Schmelz- und Siedepunkte. Unter normalen Bedingungen leiten alle Salze keinen Strom, aber in Lösung leiten die meisten von ihnen Strom perfekt.

Die Farbe kann sehr unterschiedlich sein, es hängt von dem Metallion ab, das darin enthalten ist. Eisensulfat (FeSO 4) ist grün, Eisenchlorid (FeCl 3) ist dunkelrot und Kaliumchromat (K 2 CrO 4) ist ein schönes helles Gelb. Aber die meisten Salze sind immer noch farblos oder weiß.

Auch die Löslichkeit in Wasser ist unterschiedlich und hängt von der Zusammensetzung der Ionen ab. Grundsätzlich haben alle physikalischen Eigenschaften von Salzen eine Singularität. Sie hängen davon ab, welches Metallion und welcher Säurerest in der Zusammensetzung enthalten sind. Weiter geht es mit den Salzen.

Chemische Eigenschaften von Salzen

Es gibt auch wichtiges Merkmal. Wie das Physische Chemische Eigenschaften Salze hängen von ihrer Zusammensetzung ab. Und auch welcher Klasse sie angehören.

Aber allgemeine Eigenschaften Salze können noch unterschieden werden:

  • viele von ihnen zersetzen sich beim Erhitzen unter Bildung von zwei Oxiden: sauer und basisch und sauerstofffrei - Metall und Nichtmetall;
  • Salze interagieren auch mit anderen Säuren, aber die Reaktion läuft nur ab, wenn das Salz einen sauren Rest einer schwachen oder flüchtigen Säure enthält oder als Ergebnis ein unlösliches Salz erhalten wird;
  • Wechselwirkung mit Alkali ist möglich, wenn das Kation eine unlösliche Base bildet;
  • mögliche Reaktion zwischen den beiden verschiedene Salze, aber nur, wenn sich eines der neu gebildeten Salze nicht in Wasser löst;
  • es kann auch eine Reaktion mit einem Metall stattfinden, aber nur, wenn wir das in der Spannungsreihe rechts stehende Metall von dem im Salz enthaltenen Metall abziehen.

Die chemischen Eigenschaften von Salzen im Zusammenhang mit Normal wurden oben diskutiert, während andere Klassen mit Substanzen etwas anders reagieren. Aber der Unterschied liegt nur in den Ausgangsprodukten. Grundsätzlich bleiben alle chemischen Eigenschaften von Salzen erhalten, ebenso die Anforderungen an den Ablauf von Reaktionen.