Химические свойства солей уравнения. Общие свойства солей. Типичные реакции основных солей

Видеоурок 1: Классификация неорганических солей и их номенклатура

Видеоурок 2: Способы получения неорганических солей. Химические свойства солей

Лекция: Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)

Характеристика солей

Соли – это такие химические соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и кислотных остатков.

Соли так же следует рассматривать в виде продукта взаимодействия кислоты и основания. В итоге данного взаимодействия, могут образовываться:

нормальные (средние),

основные соли.

Нормальные соли образуются при достаточном для полного взаимодействия количестве кислоты и основания. К примеру:

Н 3 РО 4 + 3КОН → К 3 РО 4 + 3Н 2 О.

Названия нормальных солей состоят из двух частей. В начале называется анион (кислотный остаток), затем катион. Например: хлорид натрия - NaCl, сульфат железа(III) - Fe 2 (SО 4) 3 , карбонат калия - K 2 CO 3 , фосфат калия - K 3 PO 4 и др.

Кислые соли образуются при избытке кислоты и недостаточном количестве щелочи, потому как при этом катионов металла становится недостаточно для замещения всех катионов водорода, имеющихся в молекуле кислоты. К примеру:

Н 3 РО 4 + 2КОН = К 2 НРО 4 + 2Н 2 О;

Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О.

В составе кислотных остатков данного вида солей вы всегда увидите водород. Кислые соли всегда возможны для многоосновных кислот, а для одноосновных нет.

В названиях кислых солей ставится приставка гидро- к аниону. Например: гидросульфат железа(III)- Fe(HSO 4) 3 , гидрокарбонат калия - KHCO 3 , гидрофосфат калия - K 2 HPO 4 и др.

Основные соли образуются при избытке основания и недостаточном количестве кислоты, потому как в данном случае анионов кислотных остатков недостаточно для полного замещения гидроксогрупп, имеющихся в основании. К примеру:

Cr(OH) 3 + HNO 3 → Cr(OH) 2 NO 3 + H 2 O;

Cr(OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Таким образом основные соли в составе катионов содержат гидроксогруппы. Основные соли возможны для многокислотных оснований, а для однокислотных нет. Некоторые основные соли способны самостоятельно разлагаться, при этом выделяя воду, образуя оксосоли, обладающие свойствами основных солей. К примеру:

Sb(OH) 2 Cl → SbOCl + H 2 O;

Bi(OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.

Название основных солей строится следующим образом: к аниону добавляется приставка гидроксо- . Например: гидроксосульфат железа(III) - FeOHSO 4 , гидроксосульфат алюминия - AlOHSO 4 , дигидроксохлорид железа (III) - Fe(OH) 2 Cl и др.

Многие соли, находясь в твердом агрегатном состоянии, являются кристаллогидратами: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O и т.д.

Химические свойства солей

Соли – это достаточно твердые кристаллические вещества, имеющие ионную связь между катионами и анионами. Свойства солей обусловлены их взаимодействием с металлами, кислотами, основаниями и солями.

Типичные реакции нормальных солей

С металлами реагируют хорошо. При этом, более активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей. К примеру:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.

С кислотами, щелочами и другими солями реакции проходят до конца, при условии образования осадка, газа или малодиссоциируемых соединений. Например, в реакциях солей с кислотами образуются такие вещества, как сероводород H 2 S – газ; сульфат бария BaSO 4 – осадок; уксусная кислота CH 3 COOH – слабый электролит, малодиссоциируемое соединение. Вот уравнения данных реакций:

K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

В реакциях солей со щелочами образуются такие вещества, как гидроксид никеля (II) Ni(OH) 2 – осадок; аммиак NH 3 – газ; вода H 2 О – слабый электролит, малодиссоциируемое соединение:

NiCl 2 + 2KOH → Ni(OH) 2 + 2KCl;

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 +H 2 O +NaCl.

Соли реагируют между собой, если образуется осадок:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3 .

Или в случае образования более устойчивого соединения:

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4 .

В этой реакции из кирпично-красного хромата серебра образуется черный сульфид серебра, ввиду того, что он является более нерастворимым осадком, чем хромат.

Многие нормальные соли разлагаются при нагревании с образованием двух оксидов – кислотного и основного:

CaCO 3 → СаО + СО 2 .

Нитраты разлагаются другим, отличным от остальных нормальных солей образом. При нагревании нитраты щелочных и щелочноземельных металлов выделяют кислород и превращаются в нитриты:

2NaNО 3 → 2NaNО 2 + О 2 .

Нитраты почти всех других металлов разлагаются до оксидов:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .

Нитраты некоторых тяжелых металлов (серебра, ртути и др) разлагаются при нагревании до металлов:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + О 2 .

Особое положение занимает нитрат аммония, который до температуры плавления (170 о С) частично разлагается по уравнению:

NH 4 NO 3 → NH 3 + HNO 3 .

При температурах 170 - 230 о С, по уравнению:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

При температурах выше 230 о С - со взрывом, по уравнению:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.

Хлорид аммония NH 4 Cl разлагается с образованием аммиака и хлороводорода:

NH 4 Cl → NH 3 + НCl.

Типичные реакции кислых солей

Они вступают во все те реакции, в которые вступают кислоты. Со щелочами реагируют следующим образом, если в составе кислой соли и щелочи имеется один и тот же металл, то в результате образуется нормальная соль. К примеру:

NаHCO 3 + NаOH → Nа 2 CO 3 + H 2 O .

Если же щелочь содержит другой металл, то образуются двойные соли. Пример образования карбоната лития - натрия:

NаHCO 3 + LiOH → Li NаCO 3 + H 2 O .

Типичные реакции основных солей

Данные соли вступают в те же реакции, что и основания. С кислотами реагируют следующим образом, если в составе основной соли и кислоты имеется один и тот же кислотный остаток, то в результате образуется нормальная соль. К примеру:

Cu(OH )Cl + HCl → CuCl 2 + H 2 O .

Если же кислота содержит другой кислотный остаток, то образуются двойные соли. Пример образования хлорида меди - брома:

Cu(OH )Cl + HBr → CuBr Cl + H 2 O .

Комплексные соли

Комплексное соединение - соединение, в узлах кристаллической решетки которого содержатся комплексные ионы.

Рассмотрим комплексные соединения алюминия - тетрагидроксоалюминаты и цинка - тетрагидроксоцинкаты. В квадратных скобках формул данных веществ указываются комплексные ионы.

Химические свойства тетрагидроксоалюмината натрия Na и тетрагидроксоцинката натрия Na 2 :

1. Как и все комплексные соединения выше названные вещества диссоциируются:

Na → Na + + - ;
Na 2 → 2Na + + - .

Имейте ввиду, что дальнейшая диссоциация комплексных ионов невозможна.

2. В реакциях с избытком сильных кислот образуют две соли. Рассмотрим реакцию тетрагидроксоалюмината натрия с разбавленным раствором хлороводорода:

Na + 4HCl → AlCl 3 + NaCl + H 2 O .

Мы видим образование двух солей: хлорида алюминия, хлорида натрия и воды. Подобная реакция произойдет и в случае с тетрагидроксоцинкатом натрия.

3. Если же сильной кислоты будет недостаточно, допустим вместо 4 HCl мы взяли 2 HCl, то соль образует наиболее активный металл, в данном случае натрий активнее, значит образуется хлорид натрия, а образовавшиеся гидроксиды алюминия и цинка выпадут в осадок. Этот случай рассмотрим на уравнении реакции с тетрагидроксоцинкатом натрия:

Na 2 + 2HCl → 2NaCl + Zn (OH) 2 ↓ +2H 2 O .

Данный урок посвящен изучению общих химических свойств еще одного класса неорганических веществ – солей. Вы узнаете с какими веществами могут взаимодействовать соли и каковы условия протекания таких реакций.

Тема: Классы неорганических веществ

Урок: Химические свойства солей

1. Взаимодействие солей с металлами

Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотных остатков.

Поэтому свойства солей будут связаны с наличием в составе вещества того или иного металла или кислотного остатка. Например, большинство солей меди в растворе имеют голубоватую окраску. Соли марганцовой кислоты (перманганаты) в основном фиолетовые. Знакомство с химическими свойствами солей начнем со следующего опыта.

В первый стакан с раствором сульфата меди (II) опустим железный гвоздь. Во второй стакан с раствором сульфата железа (II) опустим медную пластинку. В третий стакан с раствором нитрата серебра тоже опустим медную пластинку. Через некоторое время мы увидим, что железный гвоздь покрылся слоем меди, медная пластинка из третьего стакана покрылась слоем серебра, а с медной пластинкой из второго стакана ничего не произошло.

Рис. 1. Взаимодействие растворов солей с металлами

Объясним результаты опыта. Реакции произошли только в том случае, если металл, реагирующий с солью, был более активен, чем металл, входящий в состав соли. Сравнить активность металлов между собой можно по их положению в ряду активности. Чем левее расположен металл в этом ряду, тем у него большая способность вытеснить другой металл из раствора соли.

Уравнения проведенных реакций:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

При взаимодействии железа с раствором сульфата меди (II) образуется чистая медь и сульфат железа (II). Эта реакция возможна, т. к. железо имеет большую реакционную способность, чем медь.

Cu + FeSO4 → реакция не идет

Реакция между медью и раствором сульфата железа (II) не протекает, т. к. медь не может заместить железо из раствора соли.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

При взаимодействии меди с раствором нитрата серебра образуется серебро и нитрат меди (II). Медь замещает серебро из раствора его соли, т. к. медь расположена в ряду активности левее серебра.

Растворы солей могут взаимодействовать с более активными металлами, чем металл в составе соли. Эти реакции относятся к типу замещения.

2. Взаимодействие растворов солей друг с другом

Рассмотрим еще одно свойство солей. Растворенные в воде соли могут взаимодействовать между собой. Проведем опыт.

Смешаем растворы хлорида бария и сульфата натрия. В результате выпадет белый осадок сульфата бария. Очевидно, что прошла реакция.

Уравнение реакции: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Растворенные в воде соли могут вступать в реакцию обмена, если в результате образуется нерастворимая в воде соль.

3. Взаимодействие солей со щелочами

Выясним, взаимодействуют ли соли с щелочами, проведя следующий опыт.

В раствор сульфата меди (II) прильем раствор гидроксида натрия. В результате выпадает синий осадок.

Рис. 2. Взаимодействие раствора сульфата меди(II) со щелочью

Уравнение проведенной реакции: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Данная реакция является реакцией обмена.

Соли могут взаимодействовать со щелочами, если в результате реакции образуется нерастворимое в воде вещество.

4. Взаимодействие солей с кислотами

В раствор карбоната натрия прильем раствор соляной кислоты. В результате мы видим выделение пузырьков газа. Объясним результаты опыта, записав уравнение данной реакции:

Na2CO3 + 2HCl= 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

Угольная кислота - вещество нестойкое. Она разлагается на углекислый газ и воду. Данная реакция является реакцией обмена.

Соли могут вступать в реакцию обмена с кислотами, если в результате реакции выделяется газ или образуется осадок.

1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й кл.: к учеб. П. А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / П. А. Оржековский, Н. А. Титов, Ф. Ф. Гегеле. – М.: АСТ: Астрель, 2006. (с.107-111)

2. Ушакова О. В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П. А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О. В. Ушакова, П. И. Беспалов, П. А. Оржековский; под. ред. проф. П. А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с.108-110)

3. Химия. 8 класс. Учеб. для общеобр. учреждений / П. А. Оржековский, Л. М. Мещерякова, М. М. Шалашова. – М.:Астрель, 2013. (§34)

4. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П. А. Оржековский, Л. М. Мещерякова, Л. С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005. (§40)

5. Химия: неорг. химия: учеб. для 8 кл. общеобразоват. учреждений / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§33)

6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В. А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003.

Дополнительные веб-ресурсы

1. Взаимодействия кислот с солями.

2. Взаимодействия металлов с солями.

Домашнее задание

1) с. 109-110 №№ 4,5 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П. А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О. В. Ушакова, П. И. Беспалов, П. А. Оржековский; под. ред. проф. П. А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.

2) с.193 №№ 2,3 из учебника П. А. Оржековского, Л. М. Мещеряковой, М. М. Шалашовой «Химия: 8кл.», 2013 г.

Соли - это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп N Н 4 + , гидроксилированных групп Ме(ОН) n m + ) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме n А m , где А - кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония N Н 4 +) и анионы кислотного остатка.

Классификация. По составу соли подразделяют на средние (нормальные ), кислые (гидросоли ), основные (гидроксосоли ) , двойные , смешанные и комплексные (см. таблицу ).

Таблица - Классификация солей по составу

СОЛИ

Средние

(нормальные) - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

AlCl 3

Кислые (гидросоли ) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл

КHSO 4

Основные (гидроксосоли ) - продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток

FeOHCl

Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток

КNaSO 4

Смешанные - содержат один металл и несколько кислотных остатков

CaClBr

Комплексные

SO 4

Физические свойства. Соли - это кристаллические вещества разных цветов и разной растворимости в воде.

Химические свойства

1) Диссоциация. Средние, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато. У кислых и основных солей диссоциация происходит ступенчато.

NaCl Na + + Cl – .

КNaSO 4 К + + Na + + SO 4 2– .

CaClBr Ca 2+ + Cl – + Br – .

КHSO 4 К + + НSO 4 – HSO 4 – H + + SO 4 2– .

FeOHCl FeOH + + Cl – FeOH + Fe 2+ + OH – .

SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3 .

2) Взаимодействие с индикаторами . В результате гидролиза в растворах солей накапливаются ионы Н + (кислая среда) или ионы ОН – (щелочная среда). Гидролизу подвергаются растворимые соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Растворы таких солей взаимодействуют с индикаторами:

индикатор + Н + (ОН –)окрашенное соединение.

AlCl 3 + H 2 O AlOHCl 2 + HCl Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

3) Разложение при нагревании . При нагревании некоторых солей они разлагаются на оксид металла и кислотный оксид:

СаСO 3 СаO + СО 2 .

с оли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

2AgCl Ag + Cl 2 .

Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:

2К NO 3 2К NO 2 + O 2 .

4) Взаимодействие с кислотами : Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок .

2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H 2 O .

Сa Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Сa 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

FeOHCl + HCl ® FeCl 2 + H 2 O.

Средние соли, образованные многоосновными кислотами, при взаимодействии с ними образуют кислые соли:

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4 .

5) Взаимодействие со щелочами. Со щелочами реагируют соли, катионам которых соответствуют нерастворимые основания .

CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .

6) Взаимодействие друг с другом . Реакция происходит, если взаимодействуют растворимые соли и при этом образуется осадок.

AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl – ® AgCl ¯ .

7) Взаимодействие с металлами. Каждый предыдущий металл в ряду напряжений вытесняет последующий за ним из раствора его соли:

Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+ .

Li , Rb , K , Ba , Sr , Ca , Na , Mg , Al , Mn , Zn , Cr , Fe , Cd , Co , Ni , Sn , Pb , H , Sb , Bi , Cu , Hg , Ag , Pd , Pt , Au

8) Электролиз (разложение под действием постоянного электрического тока) . Соли подвергаются электролизу в растворах и расплавах:

2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2 .

2NaCl расплав 2Na + Cl 2 .

9) Взаимодействие с кислотными оксидами .

СО 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2

Na 2 CO 3 + SiO 2 СО 2 + Na 2 SiO 3

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами :

2Na + Cl 2 ® 2NaCl .

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами :

CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4 .

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами :

Na 2 O + ZnO Na 2 ZnO 2 .

4) Взаимодействием металлов с кислотами :

2HCl + Fe ® FeCl 2 + H 2 .

5 ) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами :

Na 2 O + 2HNO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O.

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами :

В растворе: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 О ® 2– .

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O .

В растворе: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O .

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами :

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + 2H 2 O.

8) Взаимодействием кислот с солями :

2HCl + Na 2 S ® 2NaCl + Н 2 S .

9) Взаимодействием солей со щелочами:

Zn S О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ .

10) Взаимодействием солей друг с другом :

AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .

Л.А. Яковишин

Известно большое число реакций, приводящих к образованию солей. Приведем наиболее важные из них.

1. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации):

N аОН + Н NO 3 = N а NO 3 + Н 2 О

Al (OH ) 3 + 3НС1 = AlCl 3 + 3Н 2 О

2. Взаимодействие металлов с кислотами:

F е + 2 HCl = FeCl 2 + Н 2 

Zn + Н 2 S О 4 разб. = ZnSO 4 + Н 2 

3. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:

С uO + Н 2 SO 4 = С uSO 4 + Н 2 О

ZnO + 2 HCl = Zn С l 2 + Н 2 О

4. Взаимодействие кислот с солями:

FeCl 2 + H 2 S = FeS  + 2 HCl

AgNO 3 + HCI = AgCl  + HNO 3

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

5. Взаимодействие растворов двух различных солей:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 = Ва SO 4  + 2N аС l

Pb(NO 3 ) 2 + 2NaCl = Р b С 1 2  + 2NaNO 3

6. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами (щелочей с амфотерными оксидами):

Са(ОН) 2 + СО 2 = СаСО 3  + Н 2 О,

2 N аОН (тв.) + ZnO Na 2 ZnO 2 + Н 2 О

7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:

Са O + SiO 2 Са SiO 3

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4

8. Взаимодействие металлов с неметаллами:

2К + С1 2 = 2КС1

F е + S F е S

9. Взаимодействие металлов с солями.

Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Hg + Cu(NO 3 ) 2

Pb(NO 3 ) 2 + Zn = Р b + Zn(NO 3 ) 2

10. Взаимодействие растворов щелочей с растворами солей

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

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

Применение солей.

Ряд солей являются соединениями необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов (соли натрия, калия, кальция, а также соли, содержащие элементы азот и фосфор). Ниже, на примерах отдельных солей, показаны области применения представителей данного класса неорганических соединений, в том числе, в нефтяной промышленности.

N аС1 - хлорид натрия (соль пищевая, поваренная соль). О широте использования этой соли говорит тот факт, что мировая добыча этого вещества составляет более 200 млн. т.

Эта соль находит широкое применение в пищевой промышленности, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия, кальцинированной соды (Na 2 CO 3 ). Хлорид натрия находит разнообразное применение в нефтяной промышленности, например, как добавка в буровые растворы для повышения плотности, предупреждения образования каверн при бурении скважин, как регулятор сроков схватывания цементных тампонажных составов, для понижения температуры замерзания (антифриз) буровых и цементных растворов.

КС1 - хлорид калия. Входит в состав буровых растворов, способствующих сохранению устойчивости стенок скважин в глинистых породах. В значительных количествах хлорид калия используется в сельском хозяйстве в качестве макроудобрения.

Na 2 CO 3 - карбонат натрия (сода). Входит в состав смесей для производства стекла, моющих средств. Реагент для увеличения щелочности среды, улучшения качества глин для глинистых буровых растворов. Используется для устранения жесткости воды при ее подготовке к использованию (например, в котлах), широко используется для очистки природного газа от сероводорода и для производства реагентов для буровых и тампонажных растворов.

Al 2 (SO 4 ) 3 - сульфат алюминия. Компонент буровых растворов, коагулянт для очистки воды от тонкодисперсных взвешенных частиц, компонент вязкоупругих смесей для изоляции зон поглощения в нефтяных и газовых скважинах.

N а 2 В 4 О 7 - тетраборат натрия (бура). Является эффективным реагентом - замедлителем схватывания цементных растворов, ингибитором термоокислительной деструкции защитных реагентов на основе эфиров целлюлозы.

B а S О 4 - сульфат бария (барит, тяжелый шпат). Используется в качестве утяжелителя (  4,5 г/см 3) буровых и тампонажных растворов.

Fе 2 SO 4 - сульфат железа (П) (железный купорос). Используется для приготовления феррохромлигносульфоната - реагента-стабилизатора буровых растворов, компонент высокоэффективных эмульсионных буровых растворов на углеводородной основе.

F еС1 3 - хлорид железа (Ш). В сочетании со щелочью используется для очистки воды от сероводорода при бурении скважин водой, для закачки в сероводородсодержащие пласты с целью снижения их проницаемости, как добавка к цементам с целью повышения их стойкости к действию сероводорода, для очистки воды от взвешенных частиц.

CaCO 3 - карбонат кальция в виде мела, известняка. Является сырьем для производства негашеной извести СаО и гашеной извести Ca(OH) 2 . Используется в металлургии в качестве флюса. Применяется при бурении нефтяных и газовых скважин в качестве утяжелителя и наполнителя буровых растворов. Карбонат кальция в виде мрамора с определенным размером частиц применяется в качестве расклинивающего агента при гидравлическом разрыве продуктивных пластов с целью повышения нефтеотдачи.

CaSO 4 - сульфат кальция. В виде алебастра (2СаSО 4 · Н 2 О) широко используется в строительстве, входит в состав быстротвердеющих вяжущих смесей для изоляции зон поглощений. При добавке к буровым растворам в виде ангидрита (СаSО 4) или гипса (СаSО 4 · 2Н 2 О) придает устойчивость разбуриваемым глинистым породам.

CaCl 2 - хлорид кальция. Используется для приготовления буровых и тампонажных растворов для разбуривания неустойчивых пород, сильно снижает температуру замерзания растворов (антифриз). Применяется для создания растворов высокой плотности, не содержащих твердой фазы, эффективных для вскрытия продуктивных пластов.

N а 2 Si О 3 - силикат натрия (растворимое стекло). Используется для закрепления неустойчивых грунтов, для приготовления быстросхватывающихся смесей для изоляции зон поглощений. Применяется в качестве ингибитора коррозии металлов, компонента некоторых буровых тампонажных и буферных растворов.

AgNO 3 - нитрат серебра. Используется для химического анализа, в том числе пластовых вод и фильтратов буровых растворов на содержание ионов хлора.

Na 2 SO 3 - сульфит натрия. Используется для химического удаления кислорода (деаэрация) из воды в целях борьбы с коррозией при закачке сточных вод. Для ингибирования термоокислительной деструкции защитных реагентов.

Na 2 Cr 2 О 7 - бихромат натрия. Используется в нефтяной промышленности в качестве высокотемпературного понизителя вязкости буровых растворов, ингибитора коррозии алюминия, для приготовления ряда реагентов.

Соли - сложные вещества, состоящие из атома металла, или иона аммония NH + 4 и кислотного остатка (иногда содержат водород).

Практически все соли являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла

Соли - твердые кристаллические вещества. Многие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения. По растворимости делятся на растворимые и нерастворимые.

Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты. Отсюда различают следующие виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na 2 CO 3 , KNO 3 и т.д.
2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO 3 , KAl(SO 4) 2 и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl и т.д.

КЛАССИФИКАЦИЯ СОЛЕЙ

Химические свойства

1. B водных растворах соли могут реагировать со щелочами .

(хлористый магний MgCl2 взаимодействует с едким натром, образуя новую соль и новое основание: )

2. Соли могут реагировать с кислотами. Так, раствор азотнокислого бария

взаимодействует с раствором серной кислоты, образуя новую кислоту и

новую соль:

З. В водных растворах соли могут реагировать между собой.

Если слить вместе водные растворы хлористого кальция CaCl2 и углекислого натрия Na2CO3, TO образуется белый осадок нерастворимого в воде углекислого кальция СаСО3, а в растворе - хлористый натрий:

4. В водных растворах солей металл, входящий в их состав, может замещаться другим металлом, стоящим до него в ряду активности.

Если в раствор сернокислой меди опустить чистую железную проволоку или кусочек цинка, то на их поверхности выделяется медь, а в растворе образуется сернокислое железо (если было опущено железо) или сернокислый цинк (если был опущен цинк):