Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.
– взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н+ и ОН— ионами воды малодиссоциированные электролиты.
Гидролиз солей может протекать:
Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na2CO3 соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H2CO3.
Вода относится к числу реакционноспособных веществ — она реагирует со многими простыми и сложными веществами.
Взаимодействие с простыми веществами
При высокой температуре происходит её взаимодействие с :
Взаимодействие со сложными веществами
Необратимый гидролиз характерен для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой:
Гидролиз белков, жиров и углеводов происходит в органах пищеварения животных и является неотъемлемой частью обмена веществ в живых организмах.
В результате гидратации многих солей образуются их :
Разложение воды (электролиз)
H2O OH – + H + .
NaCN + H2O « NaOH + HCN.
В ионной форме Na + + CN – + H2O « Na + + OH – + HCN.
Гидролиз солей многоосновных слабых кислот идет обычно в несколько стадий, и продуктами гидролиза являются кислые соли.
Например, гидролиз карбоната калия идет в две стадии:
В ионной форме 2K + + CO3 2- + H2O « K + + HCO3 – + K + + OH – .
В сокращенной ионной форме CO3 2- + H2O « HCO3 – + OH – .
Степень гидролиза от первой стадии к последующей уменьшается.
3. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием(ZnCl2, Al2(SO4)3, Cu(NO3)2). Гидролиз такой соли рассмотрим на примере хлорида аммония:
NH4Cl Cl – + NH4 + ,
В этом случае происходит связывание ионов ОН – ионами NH4 + в молекулы слабого основания NH4OH. В растворе преобладают ионы Н + и проявляются кислотные свойства (рН + + Cl – + H2O « NH4OH + H + + Cl – .
В сокращенной ионной форме NH4 + + H2O « NH4OH + H + , (рН 2+ + 2Cl – + H2O « Zn(OH + ) + H + + 2Cl – .
В сокращенной форме Zn 2+ + H2O « (ZnOH + ) + H + , (рН + ) + Cl – + H2O « Zn(OH)2 + H + + Cl – .
В сокращенной ионной форме Zn(OH + ) + H2O « Zn(OH)2 + H + , (рН + + CN – ,
В этом случае образуются одновременно молекулы слабых электролитов NH4OH и HCN и происходит связывание как ионов Н + , так и ионов ОН – . Раствор будет проявлять слабокислотные или слабощелочные свойства в зависимости от того, кислота или основание имеет более высокое значение константы диссоциации.
Раствор NH4CN имеет слабощелочную реакцию, так как константа диссоциации NH4OH (Кд=1,8 10 -5 ) больше, чем у HCN
(Кд=7,2 10 -10 ).
Уравнение гидролиза NH4CN + H2O « NH4OH + HCN.
В ионной форме NH4 + + CN – + H2O « NH4OH + HCN.
Процессы гидролиза имеют большое значение на практике. Так, при схватывании портландцемента, наряду с гидратацией, большую роль играют процессы гидролиза солей, входящих в его состав.
Например, при гидролизе силикатов кальция образуется гидроксид кальция (Са(ОН)2), создавая сильнощелочную среду в порах цемента:
Щелочная среда обеспечивает коррозионную устойчивость и целостность стальной арматуры в железобетоне.
Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = Mg2(OH)2CO3 + 4NaCl + CO2
2МеCl2 + 2Na2CO3 + Н2О = (МеОН)2CO3 + 4NaCl + СО2 (МеII, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).
(соли Ca, Sr, Ba и Fe2+) – в этом случае получим обычный обменный процесс:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl,
МеCl2 + Na2CO3 = МеCO3 + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).
2AlCl3 + 3K2S +6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S↑ + 6KCl,
2CrCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Сr(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl,
2МеCl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3СО2 (МеIII),
2МеCl3 + 3Na2SO3 + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3SО2 (МеIII),
2МеCl3 + 3Na2S + 3Н2О=2Ме(ОН)3 + 6NaCl + 3H2S (МеIII).
Соли Fe3+ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:
2FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Fe(ОН)3 + 3СO2 + 6KCl
! взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:
2FeCl3 + 3K2S(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)
взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.
Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.
3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H+OH—) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!
SO2Cl2 + 2 H2O = H2SO4 + 2 HCl,
SOCl2 + 2 H2O = H2SO3 + 2HCl,
PCl5 + 4 H2O = H3PO4 + 5HCl,
CrO2Cl2 + 2H2O = H2CrO4 + 2HCl,
PCl5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaCl + 4H2O,
– это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.
POCl3 + 3H2O = H3PO4 + 3HCl
Галогенангидриды некоторых кислот:
(сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb2S3, As2S5, SnS2, CS2 и т. п.).
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:
Al2S3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2S
Ca+2C2 + H2O = Ca(OH)2 + C2H2
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4,
Ca3N2 + H2O =
Ca3P2 + H2O =
Mg2Si + H2O =
BiCl3 + H2O = BiOCl + 2HCl,
SbCl3 + H2O = SbOCl + 2HCl.
KAl(SO4)2 + K2S + H2O =
MgCl2 + NaНCO3 + H2O =
ZnSO4 + CsНCO3 + H2O =
CdSO4 + RbНCO3 + H2O =
CaSO4 + Rb2CO3 + H2O =
FeCl2 + Rb2CO3 + H2O =
Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой .
Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.
Факторы, влияющие на степень гидролиза
Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.
: изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl3 в зависимости от температуры:
Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.
: изменение степени гидролиза Na2CO3 в зависимости от температуры:
По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.
3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи
Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.
Пройти тест по теме Гидролиз
Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз.
Тренировочные тесты по теме «Гидролиз»( с ответами)
Тренажер задания 21
Тренажер задания 21 ЕГЭ по химии
1 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов.
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация (моль/л) всех растворов одинаковая.
2 / 10
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения рН их водных растворов, учитывая, что концентрация всех растворов (моль/л) одинаковая.
3 / 10
4 / 10
Запишите номера веществ в порядке возрастания значения pН их водных растворов, учитывая, что концентрация всех растворов (моль/л) одинаковая.
5 / 10
6 / 10
1) уксусная кислота
3) азотная кислота
4) гидроксид кальция
7 / 10
Для веществ, приведённых в перечне, определите характер среды их водных растворов, имеющих одинаковую концентрацию (моль/л).
Запишите номера веществ в порядке уменьшения значения pH их водных растворов.
8 / 10
9 / 10
4) нитрат бария
10 / 10
The average score is 27%
Обратимый гидролиз солей
Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:
Соли, образованные и , гидролизуются .
Примеры таких солей — CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN.
CH3COONa + HOH ↔ CH3COOH + NaOH
в ионной форме:
CH3COO— + Na+ + HOH ↔ CH3COOH + Na+ + OH—
сокращенное ионное уравнение:
CH3COO— + HOH ↔ CH3COOH + OH—
Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH—. Водородный показатель такого раствора .
Гидролиз солей многоосновных кислот (H2CO3, H3PO4 и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:
CO32- + HOH ↔ HCO32- + OH—
или в молекулярной форме:
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
HCO3— + HOH ↔ H2CO3 + OH—
NaHCO3 + HOH ↔ H2CO3 + NaOH
Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.
Соли, образованные и , гидролизуются . Пример такой соли: NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 Уравнение гидролиза:
NH4+ + HOH ↔ NH3·H2O + H+
NH4Cl + HOH ↔ NH3·H2O + HCl
При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а в растворе возникает избыток ионов Н+. Водородный показатель такого раствора .
Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:
Fe3+ + HOH ↔ FeOH2+ + H+
FeCl3 + HOH ↔ FeOHCl2 + H
FeOH2+ + HOH ↔ Fe(OH)2+ + H+
FeOHCl2 + HOH ↔ Fe(OH)2Cl+ HCl
Fe(OH)2+ + HOH ↔ Fe(OH)3 + H+
Fe(OH)2Cl + HOH ↔ Fe(OH)3 + HCl
Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.
Соли, образованные и , гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ.
Примеры таких солей: CH3COONH4, (NH4)2CO3, HCOONH4,
CH3COO— + NH4+ + HOH ↔ CH3COOH + NH3·H2O
CH3COONH4 + HOH ↔ CH3COOH + NH3·H2O
В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, . Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.
4. Гидролиз солей, образованных и , в водных растворах .
Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:
Химические свойства и способы получения солей
Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:
Соли – это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.
Получение солей
1. Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными.
кислотный оксид + основный оксид = соль
Например , оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия:
2. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми.
Щелочь + любая кислота = соль + вода
Например , гидроксид натрия реагирует с соляной кислотой:
При взаимодействии щелочей с избытком многоосновной кислоты образуются кислые соли.
Например , гидроксид калия взаимодействует с избытком фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата калия или дигидрофосфата калия:
Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.
Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода
Например , гидроксид меди (II) реагирует с серной кислотой:
Все амфотерные гидроксиды — нерастворимые. Следовательно, они ведут себя как нерастворимые основания при взаимодействии с кислотами:
Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода
Например , гидроксид цинка (II) реагирует с соляной кислотой:
Также соли образуются при взаимодействии аммиака с кислотами (аммиак проявляет основные свойства).
Аммиак + кислота = соль
Например , аммиак реагирует с соляной кислотой:
3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты взаимодействуют с любыми основными оксидами.
Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода
Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода
Например , соляная кислота реагирует с оксидом меди (II):
4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.
Например , гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия:
При взаимодействии щелочей с избытком кислотных оксидов, которым соответствуют многоосноосновные кислоты, образуются кислые соли.
Например , при взаимодействии гидроксида натрия с избытком углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия:
Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами сильных кислот.
Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI), но не вступает в реакцию с углекислым газом:
5. Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.
Например: карбонат кальция CaCO3 (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.
Силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота:
6. Соли можно получить окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.
Например , кислород окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:
7. Еще один способ получения солей — взаимодействие металлов с неметаллами . Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.
Например , сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция:
8. Соли образуются при растворении металлов в кислотах . Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.
Кислоты-окислители реагируют с металлами с образованием продуктов восстановления азота и серы. Водород в таких реакциях не выделяется!
Минеральные кислоты реагируют по схеме:
При этом с кислотами реагируют только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. А образуется соль металла с минимальной степенью окисления.
Например , железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):
9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.
! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!
Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:
10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметаллами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):
NaOH +О2 ≠
NaOH +N2 ≠
NaOH +C ≠
Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).
Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:
2NaOH + Cl2 0 = NaCl — + NaOCl + + H2O
Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:
6NaOH + Cl2 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O3 + 3H2O
Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.
Например , в растворе:
2NaOH + Si 0 + H2 + O= Na2Si +4 O3 + 2H2 0
Фтор окисляет щёлочи:
2F2 0 + 4NaO -2 H = O2 0 + 4NaF — + 2H2O
Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.
11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.
Например , хлор взаимодействует с бромидом калия:
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2
Но не реагирует с фторидом калия:
KF +Cl2 ≠
Химические свойства солей
1. В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме + и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.
Например , хлорид кальция диссоциирует почти полностью:
Кислые и основные соли диссоциируют cтупенчато. При диссоциации кислых солей сначала разрываются ионные связи металла с кислотными остатком, затем диссоциирует кислотный остаток кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка.
Например , гидрокарбонат натрия диссоциирует в две ступени:
Основные соли также диссоциируют ступенчато.
Например , гидроксокарбонат меди (II) диссоциирует в две ступени:
Двойные соли диссоциируют в одну ступень.
Например , сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:
Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.
Например , хлорид-гипохлорид кальция диссоциирует в одну ступень:
Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.
Например , тетрагидроксоалюминат калия распадается на ионы калия и тетрагидроксоалюминат-ион:
2. Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами . При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении.
соль1 + амфотерный оксид = соль2 + кислотный оксид
соль1 + твердый кислотный оксид = соль2 + кислотный оксид
соль + основный оксид ≠
Например , карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV) с образованием силиката калия и углекислого газа:
Карбонат калия также взаимодействует с оксидом алюминия с образованием алюмината калия и углекислого газа:
3. Соли взаимодействуют с кислотами. Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».
4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.
Растворимая соль + щелочь = соль2 + основание
Например , сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II):
Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:
Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.
Кислая соль + щелочь = средняя соль + вода
Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:
5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.
Растворимая соль1 + растворимая соль2 = соль3 + соль4
Растворимая соль + нерастворимая соль ≠
Например , сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария:
Некоторые кислые соли взаимодействуют с кислыми солями более слабых кислот. При этом более сильные кислоты вытесняют более слабые:
Кислая соль1 + кислая соль2 = соль3 + кислота
Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:
Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями.
Например , фосфат калия взаимодействует с дигидрофосфатом калия с образованием гидрофосфата калия:
6. C оли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные.
Например , железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II):
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
А вот серебро вытеснить медь не сможет:
CuSO4 + Ag ≠
Обратите внимание! Если реакция протекает в растворе, то добавляемый металл не должен реагировать с водой в растворе. Если мы добавляем в раствор соли щелочной или щелочноземельный металл, то этот металл будет реагировать преимущественно с водой, а с солью будет реагировать незначительно.
Например , при добавлении натрия в раствор хлорида цинка натрий будет взаимодействовать с водой:
2H2O + 2Na = 2NaOH + H2
Образующийся гидроксид натрия, конечно, будет реагировать с хлоридом цинка:
ZnCl2 + 2NaOH = 2NaCl + Zn(OH)2
Но сам-то натрий с хлоридом цинка, таким образом, взаимодействовать напрямую не будет!
ZnCl2(р-р) + Na ≠
А вот в расплаве эта реакция при определенных условиях уже может протекать, так как в расплаве никакой воды нет.
ZnCl2(р-в) + 2Na = 2NaCl + Zn
И еще один нюанс. Чтобы получить расплав, соль необходимо нагреть. Но многие соли при нагревании разлагаются. И реагировать с металлом, естественно, при этом не могут. Таким образом, реагировать с металлами в расплаве могут только те соли, которые не разлагаются при нагревании. А разлагаются при нагревании почти все нитраты, нерастворимые карбонаты и некоторые другие соли.
Например , нитрат меди (II) в расплаве не реагирует с железом, так как при нагревании нитрат меди разлагается:
Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:
CuO + Fe = FeO + Cu
Но сам-то нитрат меди, получается, с железом реагировать напрямую не будет!
При добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO3) произойдет химическая реакция:
2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag
При добавлении железа (Fe) в раствор соли меди (CuSO4) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:
При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:
7. Некоторые соли при нагревании разлагаются .
Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией. К таким солям относятся:
Некоторые соли разлагаются без изменения степени окисления элементов. К ним относятся:
7. Соли проявляют восстановительные свойства . Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.
Например , йодид калия окисляется хлоридом меди (II):
8. Соли проявляют и окислительные свойства . Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлов или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления. Окислительные свойства некоторых солей рассмотрены в статье Окислительно-восстановительные реакции.
