Характерные химические свойства средних солей и способы их получения: пошаговый разбор для ЕГЭ

Свойства средних солей и способы их получения нужны для успешного решения заданий ЕГЭ по химии. Ошибки в этой теме обычно возникают из-за непонимания закономерностей реакций ионного обмена и окислительно-восстановительных процессов. Разберём необходимую теорию, отработаем на конкретных примерах сложные реакции разложения и гидролиза, а также научимся обходить типичные ловушки экзамена.

В каких заданиях ЕГЭ встречается тема

Знание этой темы потребуется в нескольких номерах КИМ:

задания 6 и 7: предсказание возможности протекания реакций между неорганическими веществами;
задание 8: установление соответствия между исходными веществами и продуктами реакции;
задание 9: мысленное осуществление цепочки превращений;
задание 24: качественные реакции на ионы;
задание 29: окислительно-восстановительные реакции;
задание 30: реакции ионного обмена;
задание 31: написание уравнений реакций по текстовому описанию.

Особые трудности обычно вызывают реакции совместного гидролиза, взаимодействие сульфидов с кислотами-окислителями и специфические случаи термического разложения нитратов.

Общие представления о средних солях

Средние соли представляют собой продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла или катион аммония. В их составе присутствуют только катионы металла или аммония и анионы кислотного остатка.[i]

Обычно это твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления. Растворимость в воде сильно варьируется. В растворе или расплаве эти вещества проводят электрический ток. Цвет солей зависит от природы катиона и аниона.

Вещество или ион	Окраска водного раствора или осадка
соли $C u^{2 +}$	растворы голубые; $C u S$ чёрный
соли $F e^{2 +}$	растворы бледно-зелёные
соли $F e^{3 +}$	растворы жёлто-бурые
хроматы ( $C r O_{4}^{2 -}$ )	жёлтые
дихроматы ( $C r_{2} O_{7}^{2 -}$ )	оранжевые
сульфиды ( $A g_{2} S$ , $P b S$ , $C u S$ )	чёрные осадки
$A g C l$ , $B a S O_{4}$ , $C a C O_{3}$	белые осадки
$A g I$ , $A g B r$ , $A g_{3} P O_{4}$ , $P b I_{2}$	жёлтые осадки

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

Характерные химические свойства средних солей

Перейдём к основным типам химических реакций.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Более активный металл, стоящий в электрохимическом ряду напряжений левее, вытесняет менее активный из водного раствора его соли. Обязательное условие: оба металла не должны быть щелочными или щёлочноземельными, иначе они вступят в реакцию с водой, а не с солью.[i]

F e + C u S O_{4} \to F e S O_{4} + C u

Z n + 2 A g N O_{3} \to Z n (N O_{3})_{2} + 2 A g

C u + 2 A g N O_{3} \to C u (N O_{3})_{2} + 2 A g

С неметаллами

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены или серу из галогенидов и сульфидов.[i]

C l_{2} + 2 K I \to 2 K C l + I_{2}

B r_{2} + 2 N a I \to 2 N a B r + I_{2}

C l_{2} + 2 N a B r \to 2 N a C l + B r_{2}

Углерод при нагревании способен восстанавливать сульфаты до сульфидов.[i]

B a S O_{4} + 4 C \overset{t}{\to} B a S + 4 C O

Реакции с водой (гидролиз сульфидов)

Средние соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами (например, сульфиды алюминия и хрома(III)), в водной среде подвергаются полному необратимому гидролизу. В таблице растворимости на их месте стоит прочерк.[i]

A l_{2} S_{3} + 6 H_{2} O \to 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑

C r_{2} S_{3} + 6 H_{2} O \to 2 C r (O H)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑

Реакции с оксидами

С основными оксидами реакции не протекают.
С амфотерными оксидами в водных растворах реакции не протекают.

Однако при сплавлении амфотерные оксиды реагируют с карбонатами и сульфитами щелочных металлов, вытесняя летучий оксид.[i]

N a_{2} C O_{3} + Z n O \overset{t}{\to} N a_{2} Z n O_{2} + C O_{2} ↑

K_{2} C O_{3} + A l_{2} O_{3} \overset{t}{\to} 2 K A l O_{2} + C O_{2} ↑

С кислотными оксидами в водных растворах соли реагируют только с образованием кислых солей.

C a C O_{3} + C O_{2} + H_{2} O \to C a (H C O_{3})_{2}

При сплавлении менее летучий кислотный оксид (например, диоксид кремния) вытесняет более летучий.[i]

C a C O_{3} + S i O_{2} \overset{t}{\to} C a S i O_{3} + C O_{2} ↑

Реакции с кислотами-неокислителями

Более сильная кислота вытесняет более слабую. Реакция идёт до конца, если образуется осадок, выделяется газ или получается другой слабый электролит (например, слабая кислота).[i]

N a_{2} C O_{3} + 2 H C l \to 2 N a C l + C O_{2} ↑ + H_{2} O

K_{2} S + H_{2} S O_{4} \to K_{2} S O_{4} + H_{2} S ↑

B a C l_{2} + H_{2} S O_{4} \to B a S O_{4} ↓ + 2 H C l

A g N O_{3} + H C l \to A g C l ↓ + H N O_{3}

Сероводород может вытеснять более сильные кислоты из солей, если соль образована металлом, стоящим после железа в ряду активности. В результате реакции образуются осадки так называемых суровых сульфидов.[i]

P b (N O_{3})_{2} + H_{2} S \to P b S ↓ + 2 H N O_{3}

Реакции с кислотами-окислителями

Концентрированная серная кислота и концентрированная или разбавленная азотная кислота вступают в окислительно-восстановительные реакции с солями, содержащими восстановитель (ионы $S^{2 -}$ , $I^{-}$ , $B r^{-}$ , $F e^{2 +}$ ).

С концентрированной серной кислотой

Иодиды восстанавливают серу до степени окисления $- 2$ , в реакциях с другими восстановителями получается оксид серы (IV).[i]

8 K I + 5 H_{2} S O_{4} (конц.) \to 4 K_{2} S O_{4} + 4 I_{2} ↓ + H_{2} S ↑ + 4 H_{2} O

2 K B r + 2 H_{2} S O_{4} (конц.) \to K_{2} S O_{4} + B r_{2} + S O_{2} ↑ + 2 H_{2} O

2 F e S O_{4} + 2 H_{2} S O_{4} (конц.) \overset{t}{\to} F e_{2} (S O_{4})_{3} + S O_{2} ↑ + 2 H_{2} O

Соли с хлоридным ионом окисляются с трудом, в реакциях с твёрдыми хлоридами происходит обмен с выделением газообразного хлороводорода.[i]

2 N a C l (тв.) + H_{2} S O_{4} (конц.) \overset{t}{\to} N a_{2} S O_{4} + 2 H C l ↑

С азотной кислотой

Продукты восстановления зависят от концентрации кислоты. Чем разбавленнее азотная кислота, тем глубже идёт процесс восстановления азота.[i]

F e C O_{3} + 4 H N O_{3} (конц.) \to F e (N O_{3})_{3} + N O_{2} ↑ + C O_{2} ↑ + 2 H_{2} O

3 C u S + 8 H N O_{3} (разб.) \overset{t}{\to} 3 C u (N O_{3})_{2} + 3 S ↓ + 2 N O ↑ + 4 H_{2} O

C u S + 8 H N O_{3} (конц.) \to C u S O_{4} + 8 N O_{2} ↑ + 4 H_{2} O

6 K I + 8 H N O_{3} (разб.) \to 6 K N O_{3} + 3 I_{2} ↓ + 2 N O ↑ + 4 H_{2} O

Реакции с основаниями

Соли реагируют только с растворимыми основаниями (щелочами). Исходная соль при этом тоже должна быть растворимой. Реакция идёт, если образуется осадок или выделяется газ.[i]

C u S O_{4} + 2 K O H \to C u (O H)_{2} ↓ + K_{2} S O_{4}

F e C l_{3} + 3 N a O H \to F e (O H)_{3} ↓ + 3 N a C l

Качественная реакция на ион аммония:

N H_{4} C l + N a O H \overset{t}{\to} N a C l + N H_{3} ↑ + H_{2} O

(N H_{4})_{2} S O_{4} + B a (O H)_{2} \overset{t}{\to} B a S O_{4} ↓ + 2 N H_{3} ↑ + 2 H_{2} O

Реакции с амфотерными гидроксидами

Средние соли не вступают в реакцию с амфотерными гидроксидами.

Реакции с другими солями

Две растворимые соли вступают в реакцию ионного обмена, если среди продуктов есть осадок.[i]

B a C l_{2} + K_{2} S O_{4} \to B a S O_{4} ↓ + 2 K C l

A g N O_{3} + N a B r \to A g B r ↓ + N a N O_{3}

C a C l_{2} + N a_{2} C O_{3} \to C a C O_{3} ↓ + 2 N a C l

Совместный гидролиз

Если смешать растворы соли, образованной слабым основанием ( $A l^{3 +}$ , $F e^{3 +}$ , $C r^{3 +}$ ), и соли, образованной слабой летучей кислотой (карбонаты, сульфиты, сульфиды), происходит взаимное усиление гидролиза. Продуктами выступают гидроксид слабого металла, газ и новая средняя соль.[i]

2 F e C l_{3} + 3 N a_{2} C O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 F e (O H)_{3} ↓ + 3 C O_{2} ↑ + 6 N a C l

2 A l (N O_{3})_{3} + 3 K_{2} S + 6 H_{2} O \to 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑ + 6 K N O_{3}

2 C r B r_{3} + 3 K_{2} S O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 C r (O H)_{3} ↓ + 3 S O_{2} ↑ + 6 K B r

При смешивании растворов сульфитов или сульфидов с солями железа(III) происходит окислительно-восстановительная реакция.[i]

F e_{2} (S O_{4})_{3} + 3 K_{2} S \to 2 F e S + S + 3 K_{2} S O_{4}

2 F e C l_{3} + N a_{2} S O_{3} + H_{2} O \to 2 F e C l_{2} + N a_{2} S O_{4} + 2 H C l

Реакции разложения солей

Карбонаты

Нерастворимые карбонаты разлагаются при нагревании на оксид металла и углекислый газ.[i]

C a C O_{3} \overset{t}{\to} C a O + C O_{2} ↑

M g C O_{3} \overset{t}{\to} M g O + C O_{2} ↑

Сульфиты

Нерастворимые сульфиты разлагаются аналогично карбонатам.

C a S O_{3} \overset{t}{\to} C a O + S O_{2} ↑

Нитраты

Продукты термического разложения нитратов зависят от активности металла.

Таблица 2. Правила термического разложения нитратов

Положение металла в электрохимическом ряду	Схема разложения	Пример реакции
левее $M g$ (кроме $L i$ )	соль $\to$ нитрит + кислород	$2 K N O_{3} \overset{t}{\to} 2 K N O_{2} + O_{2} ↑$
от $M g$ до $C u$ включительно и $L i$	соль $\to$ оксид + $N O_{2}$ + кислород	$2 C u (N O_{3})_{2} \overset{t}{\to} 2 C u O + 4 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑$ $4 L i N O_{3} \overset{t}{\to} 2 L i_{2} O + 4 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑$
правее $C u$ (благородные)	соль $\to$ металл + $N O_{2}$ + кислород	$2 A g N O_{3} \overset{t}{\to} 2 A g + 2 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑$

Отдельное внимание нужно уделить особым случаям на экзамене, например, разложению нитратов железа(II) и марганца(II). Происходит окисление металла выделяющимся кислородом.

4 F e (N O_{3})_{2} \overset{t}{\to} 2 F e_{2} O_{3} + 8 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑

M n (N O_{3})_{2} \overset{t}{\to} M n O_{2} + 2 N O_{2} ↑

Разложение солей аммония

Реакции протекают индивидуально в зависимости от природы кислотного остатка.

N H_{4} N O_{3} \overset{t}{\to} N_{2} O ↑ + 2 H_{2} O

N H_{4} N O_{2} \overset{t}{\to} N_{2} ↑ + 2 H_{2} O

N H_{4} C l \overset{t}{\to} N H_{3} ↑ + H C l ↑

(N H_{4})_{2} C O_{3} \overset{t}{\to} 2 N H_{3} ↑ + C O_{2} ↑ + H_{2} O

Разложение дихромата аммония (реакция «химический вулкан»):

(N H_{4})_{2} C r_{2} O_{7} \overset{t}{\to} N_{2} ↑ + C r_{2} O_{3} + 4 H_{2} O

Разложение бертолетовой соли (хлората калия)

В присутствии катализатора $M n O_{2}$ :

2 K C l O_{3} \overset{t, M n O_{2}}{\to} 2 K C l + 3 O_{2} ↑

Без катализатора процесс идёт через диспропорционирование:

4 K C l O_{3} \overset{t}{\to} 3 K C l O_{4} + K C l

Способы получения солей

Взаимодействие простых веществ (получение бинарных солей)

2 F e + 3 C l_{2} \overset{t}{\to} 2 F e C l_{3}

F e + S \overset{t}{\to} F e S

2 A l + 3 B r_{2} \overset{t}{\to} 2 A l B r_{3}

Реакции ионного обмена

Сюда относятся классические реакции нейтрализации и взаимодействия солей друг с другом.

Кислота + основание $\to$ соль + вода:

H_{2} S O_{4} + 2 N a O H \to N a_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O

Кислота + соль $\to$ новая кислота + новая соль:

3 H_{2} S O_{4} + C a_{3} (P O_{4})_{2} \to 3 C a S O_{4} ↓ + 2 H_{3} P O_{4}

Щёлочь + соль $\to$ нерастворимый гидроксид + новая соль:

2 N a O H + C u C l_{2} \to C u (O H)_{2} ↓ + 2 N a C l

Соль + соль $\to$ новая соль + новая соль:

B a C l_{2} + N a_{2} S O_{4} \to 2 N a C l + B a S O_{4} ↓

Другие реакции обмена:

Кислота + основный оксид $\to$ соль + вода:

2 H C l + C u O \to C u C l_{2} + H_{2} O

Щёлочь + кислотный оксид $\to$ соль + вода (при избытке щёлочи):

2 K O H + C O_{2} \to K_{2} C O_{3} + H_{2} O

Реакции между оксидами

Основный оксид взаимодействует с кислотным с образованием соли. Реакция характерна для оксидов активных металлов или протекает при сплавлении.

C a O + C O_{2} \to C a C O_{3}

N a_{2} O + S O_{3} \to N a_{2} S O_{4}

Взаимосвязи основных неорганических классов можно представить в виде обобщающей таблицы.

Таблица 3. Генетические связи, приводящие к образованию средних солей

Исходные реагенты	Продукт реакции	Условия
металл + неметалл	бинарная соль	часто требует нагревания
металл + кислота	соль + водород	металл должен стоять до водорода
основный оксид + кислотный оксид	соль	для амфотерных применяется сплавление
кислота + основание	соль + вода	реакция нейтрализации
соль + соль	две новые соли	обе соли растворимы, нужен осадок

Типичные ошибки на ЕГЭ

Разберём основные ловушки, в которые часто попадают на экзамене при работе со свойствами солей.

Ловушка с щелочным металлом и раствором соли. Применяют в лоб правило «активный вытесняет менее активный» и пишут реакцию $2 N a + C u S O_{4} \to N a_{2} S O_{4} + C u$ . В водном растворе натрий вступит в реакцию с водой. Начнётся выделение водорода, и только образовавшаяся щёлочь прореагирует с медью. Происходят следующие процессы:

2 N a + 2 H_{2} O \to 2 N a O H + H_{2} ↑

2 N a O H + C u S O_{4} \to C u (O H)_{2} ↓ + N a_{2} S O_{4}

Ловушка с термическим разложением нитрата железа(II). Часто в продуктах записывают $F e O$ , так как следуют общей схеме таблицы без учёта способности кислорода окислять железо в момент выделения. В продуктах обязательно нужно указывать оксид железа(III).

4 F e (N O_{3})_{2} \overset{t}{\to} 2 F e_{2} O_{3} + 8 N O_{2} ↑ + O_{2} ↑

Ловушка с нерастворимыми солями. Соли вступают в реакцию с щелочами, только если исходная соль растворима в воде. Поэтому реакция $B a S O_{4} + 2 K O H \to B a (O H)_{2} + K_{2} S O_{4}$ невозможна. Сульфат бария нерастворим.
Игнорирование совместного гидролиза. Ошибочно записывают продукт $C r_{2} (C O_{3})_{3}$ при смешивании хлорида хрома(III) и карбоната калия. Карбонат хрома(III) не существует в водной среде. Протекает совместный гидролиз с выпадением амфотерного гидроксида и выделением пузырьков углекислого газа.

2 C r C l_{3} + 3 K_{2} C O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 C r (O H)_{3} ↓ + 3 C O_{2} ↑ + 6 K C l

Примеры заданий ЕГЭ с пошаговым решением

Закрепим теорию на примерах заданий формата ЕГЭ.

Пример 1. Установление реакционной способности (задание 7)

Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых это вещество может взаимодействовать. Дано вещество: $N a_{2} C O_{3}$ . Варианты реагентов:
1. $H N O_{3}$ , $C O$ , $H_{2}$ .
2. $N H_{3}$ , $K O H$ , $F e$ .
3. $H_{2}$ , $O_{2}$ , $C l_{2}$ .
4. $B a C l_{2}$ , $H_{2} S O_{4}$ , $S i O_{2}$ .
5. $F e_{2} O_{3}$ , $H_{2} S$ , $N_{2}$ .[i]

Заданное вещество — растворимая средняя соль слабой летучей кислоты. Проверим предложенные ряды.

В первом ряду есть газы: угарный газ и водород. Карбонат натрия с ними не реагирует.

Второй ряд содержит щёлочь $K O H$ . Для протекания реакции обмена со щёлочью нужен осадок или газ. $N a_{2} C O_{3} + K O H$ не даёт осадка, значит, реакция не идёт.

Третий ряд содержит кислород и водород. Карбонаты не реагируют с водородом и простыми неметаллами в растворах.

Проверим четвёртый ряд:

$N a_{2} C O_{3} + B a C l_{2} \to B a C O_{3} ↓ + 2 N a C l$ (ионный обмен с выпадением белого осадка).

$N a_{2} C O_{3} + H_{2} S O_{4} \to N a_{2} S O_{4} + C O_{2} ↑ + H_{2} O$ (сильная кислота вытесняет слабую).

$N a_{2} C O_{3} + S i O_{2} \overset{t}{\to} N a_{2} S i O_{3} + C O_{2} ↑$ (при сплавлении нелетучий диоксид кремния вытесняет углекислый газ).

Пятый ряд не подходит, так как содержит азот, с которым карбонаты не реагируют.

Ответ: 4.

Пример 2. Реакции из текстового описания (задание 31)

Нитрат бария добавили к раствору сульфата железа(III). Образовавшийся при этом осадок отделили, а к фильтрату добавили раствор карбоната натрия. Опишите весь процесс уравнениями.[i]

Шаг 1. Взаимодействие нитрата бария и сульфата железа(III). У нас есть две растворимые соли. При обмене катионов выпадает осадок сульфата бария, что является качественной реакцией.

$3 B a (N O_{3})_{2} + F e_{2} (S O_{4})_{3} \to 3 B a S O_{4} ↓ + 2 F e (N O_{3})_{3}$

Шаг 2. Анализ фильтрата. Фильтрат — это жидкая часть, оставшаяся после отделения осадка. В данном случае это раствор нитрата железа(III).

Шаг 3. Взаимодействие $F e (N O_{3})_{3}$ с карбонатом натрия. Это соли слабого основания и слабой кислоты. Реакция пойдёт по пути совместного полного гидролиза.

$2 F e (N O_{3})_{3} + 3 N a_{2} C O_{3} + 3 H_{2} O \to 2 F e (O H)_{3} ↓ + 3 C O_{2} ↑ + 6 N a N O_{3}$

Заключение

Теперь ты знаешь, как средние соли взаимодействуют с другими классами неорганических веществ и какие продукты при этом образуются. Самая частая ошибка — забывать про условия полного совместного гидролиза и реакции окисления-восстановления при участии азотной и серной кислот. Запомни эти исключения, чтобы не терять баллы во второй части ЕГЭ. Чтобы закрепить тему, рекомендуем решить 8–10 заданий на разобранную тему в «100балльном банке».