1. Основания взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O
2. С кислотными оксидами, образуя соль и воду:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O
3. Щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соль и воду:
2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O
KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O
4. Щелочи взаимодействуют с растворимыми солями, образуя, либо слабое основание, либо осадок, либо газ:
2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl
основание
2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4
Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH
5. Щелочи реагируют с некоторыми металлами, которым соответствуют амфотерные оксиды:
2NaOH + 2Al + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
6. Действие щелочи на индикатор:
OH - + фенолфталеин ® малиновый цвет
OH - + лакмус ® синий цвет
7. Разложение некоторых оснований при нагревании:
Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O
Амфотерные гидроксиды – химические соединения, проявляющие свойства и оснований, и кислот. Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам (см. п.3.1).
Амфотерные гидроксиды записывают, как правило, в форме основания, но их можно представить и в виде кислоты:
Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2
основание к-та
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами:
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O
2. Взаимодействуют со щелочами и основными оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;
H 3 AlO 3 кислота метаалюминат натрия
(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)
2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O
Все амфотерные гидроксиды являются слабыми электролитами
Соли
Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка. Соли представляют собой продукты полного или частичного замещения ионов водорода ионами металла (или аммония) у кислот. Типы солей: средние (нормальные), кислые и основные.
Средние соли – это продукты полного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония) :Na 2 CO 3 , NiSO 4 , NH 4 Cl и т.д.
Химические свойства средних солей
1. Соли взаимодействуют с кислотами, щелочами и другими солями, образуя, либо слабый электролит, либо осадок; либо газ:
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 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2
2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH
NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4
основание
NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3
2. Соли взаимодействуют с более активными металлами. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли (прил. 3).
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Кислые соли – это продукты неполного замещения катионов водорода у кислот ионами металла (или аммония): NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 , Na 2 HPO 4 и т.д. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами. Практически все кислые соли хорошо растворимы в воде.
Получение кислых солей и перевод их в средние
1. Кислые соли получают при взаимодействии избытка кислоты или кислотного оксида с основанием:
H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH = NaHCO 3
2. При взаимодействии избытка кислоты с основным оксидом:
2H 2 CO 3 + CaO = Ca(HCO 3) 2 + H 2 O
3. Кислые соли получают из средних солей, добавляя кислоту:
· одноименную
Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3 ;
Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl
4. Кислые соли переводят в средние, используя щелочь:
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (ОН - ) основания кислотным остатком: MgOHCl, AlOHSO 4 и т.д. Основные соли могут быть образованы только слабыми основаниями многовалентных металлов. Эти соли, как правило, труднорастворимы.
Получение основных солей и перевод их в средние
1. Основные соли получают при взаимодействии избытка основания с кислотой или кислотным оксидом:
Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O
гидроксо-
хлорид магния
Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O
гидроксо-
сульфат железа (III)
2. Основные соли образуются из средней соли при добавлении недостатка щелочи:
Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4
3. Основные соли переводят в средние, добавляя кислоту (лучше ту, которая соответствует соли):
MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O
2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 +MgSO 4 + 2H 2 O
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Электролиты – это вещества, распадающиеся на ионы в растворе под влиянием полярных молекул растворителя (Н 2 О). По способности к диссоциации (распаду на ионы) электролиты условно делят на сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (в разбавленных растворах), а слабые распадаются на ионы лишь частично.
К сильным электролитам относятся:
· сильные кислоты (см. с. 20);
· сильные основания – щелочи (см. с. 22);
· практически все растворимые соли.
К слабым электролитам относятся:
· слабые кислоты (см. с. 20);
· основания – не щелочи;
Одной из основных характеристик слабого электролита является константа диссоциации – К . Например, для одноосновной кислоты,
HA Û H + + A - ,
где, – равновесная концентрация ионов H + ;
– равновесная концентрация анионов кислоты А - ;
– равновесная концентрация молекул кислоты,
Или для слабого основания,
MOH Û M + + OH - ,
,
где, – равновесная концентрация катионов M + ;
– равновесная концентрация гидроксид ионов ОН - ;
– равновесная концентрация молекул слабого основания.
Константы диссоциации некоторых слабых электролитов (при t = 25°С)
| Вещество | К | Вещество | К |
| HCOOH | K = 1,8×10 -4 | H 3 PO 4 | K 1 = 7,5×10 -3 |
| CH 3 COOH | K = 1,8×10 -5 | K 2 = 6,3×10 -8 | |
| HCN | K = 7,9×10 -10 | K 3 = 1,3×10 -12 | |
| H 2 CO 3 | K 1 = 4,4×10 -7 | HClO | K = 2,9×10 -8 |
| K 2 = 4,8×10 -11 | H 3 BO 3 | K 1 = 5,8×10 -10 | |
| HF | K = 6,6×10 -4 | K 2 = 1,8×10 -13 | |
| HNO 2 | K = 4,0×10 -4 | K 3 = 1,6×10 -14 | |
| H 2 SO 3 | K 1 = 1,7×10 -2 | H 2 O | K = 1,8×10 -16 |
| K 2 = 6,3×10 -8 | NH 3 × H 2 O | K = 1,8×10 -5 | |
| H 2 S | K 1 = 1,1×10 -7 | Al(OH) 3 | K 3 = 1,4×10 -9 |
| K 2 = 1,0×10 -14 | Zn(OH) 2 | K 1 = 4,4×10 -5 | |
| H 2 SiO 3 | K 1 = 1,3×10 -10 | K 2 = 1,5×10 -9 | |
| K 2 = 1,6×10 -12 | Cd(OH) 2 | K 2 = 5,0×10 -3 | |
| Fe(OH) 2 | K 2 = 1,3×10 -4 | Cr(OH) 3 | K 3 = 1,0×10 -10 |
| Fe(OH) 3 | K 2 = 1,8×10 -11 | Ag(OH) | K = 1,1×10 -4 |
| K 3 = 1,3×10 -12 | Pb(OH) 2 | K 1 = 9,6×10 -4 | |
| Cu(OH) 2 | K 2 = 3,4×10 -7 | K 2 = 3,0×10 -8 | |
| Ni(OH) 2 | K 2 = 2,5×10 -5 |
Основания
Основаниями называются соединения, содержащие в качестве аниона только гидроксид ионов ОН - . Число гидроксид ионов, способных замещаться кислотным остатком, определяет кислотность основания. В связи с этим основания бывают одно-, двух- и поликислотные однако к истинным основаниям чаще всего относят одно- и двухкислотные. Среди них следует выделить растворимые и не растворимые в воде основания. Учтите, что растворимые в воде и диссоциирующие при этом практически нацело основания называют щелочами (сильные электролиты). К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных элементов и ни в коем случае раствор аммиака в воде.
Название основания начинается со слова гидроксид, после которого в родительном падеже приводится русское название катиона, а в круглых скобках указывается его заряд. Допускается перечисление количества гидроксид ионов с помощью приставок ди-, три-, тетра. Например: Mn(OH) 3 - гидроксид марганца (III) или тригидроксид марганца.
Обратите внимание на то, что между основаниями и основными оксидами существует генетическая связь: основным оксидам соответствуют основания. Поэтому катионы оснований чаще всего имеют заряд один или два, что соответствует низшим степеням окисления металлов.
Запомните основные способы получения оснований
1. Взаимодейетвие активных металлов с водой:
2Na + 2Н 2 О = 2NаОН + Н 2
Lа + 6Н 2 О = 2Lа(ОН) 3 + 3H 2
Взаимодействие основных оксидов с водой:
СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2
МgО + Н 2 О = Мg(ОН) 2 .
3. Взаимодействие солей со щелочами:
МnSO 4 + 2КОН = Mn(OH) 2 ↓ + K 2 SО 4
NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 ∙ H 2 O
Nа 2 СO 3 + Са(ОН) 2 = 2NаОН + CaCO 3
MgOHCl + NaOH = Mg(OH) 2 + NaCl.
Электролиз водных растворов солей с диафрагмой:
2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + Cl 2 + Н 2
Учтите, что в пункте 3 исходные реагенты необходимо подбирать таким образом, чтобы среди продуктов реакции было либо труднорастворимое соединение, либо слабый электролит.
Обратите внимание на то, что при рассмотрении химических свойств оснований условия проведения реакций зависят от растворимости основания.
1. Взаимодействие с кислотами:
NaOH + Н 2 SO 4 = NaHSO 4 + Н 2 O
2NaOH + Н 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 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 + 2H 2 O
Mg(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Mg(HSO 4) 2 + 2H 2 O
2. Взаимодействие с кислотными оксидами:
NaOH + CO 2 = NaHCO 3
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
Fe(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe(PO 3) 2 + H 2 O
ЗFе(OH) 2 + P 2 O 5 = Fe 3 (PO 4) 2 + 2H 2 O
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:
А1 2 O 3 + 2NaOH p +3H 2 O = 2Na
Al 2 O 3 + 2NaOH T = 2NaAlO 2 + H 2 O
Cr 2 O 3 + Mg(OH) 2 = Mg(CrO 2) 2 + H 2 O
4. Взаимодействие с амфтерными гидроксидами:
Са(ОН) 2 + 2Al(ОН) 3 = Ca(AlO 2) 2 + 4H 2 O
3NaOH + Cr(ОН) 3 = Na 3
Взаимодействие с солями.
К реакциям, описанным в пункте 3 способов получения, следует добавить:
2ZnSO 4 + 2КОН = (ZnOH) 2 S0 4 + K 2 SO 4
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + Н 2 O
BeSO 4 + 4NaOH = Na 2 + Na 2 SO 4
Cu(OH) 2 + 4NH 3 ∙H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O
6. Окисление до амфотерных гидроксидов или солей:
4Fe(ОН) 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4Fe(OH) 3
2Сг(ОН) 2 + 2Н 2 O + Na 2 O 2 + 4NaOH = 2Na 3 .
7. Разложение при нагревании:
Са(OН) 2 = СаО + Н 2 О.
Учтите, что гидроксиды щелочных металлов, кроме лития, в таких реакциях не участвуют.
!!!Бывают ли щелочные осадки?!!! Да, бывают, однако они не столь распространены, как кислотные осадки, малоизвестны, а их влияние на объекты окружающей среды практически не исследовано. Тем не менее их рассмотрение заслуживает внимания.
Происхождение щелочных осадков можно объяснить следующим образом.
СаСО 3 →СаО + СO 2
В атмосфере оксид кальция соединяется с водяными парами при их конденсации, с дождем или мокрым снегом, образуя при этом гидроксид кальция:
CaO + H 2 O →Ca(OH) 2 ,
который и создает щелочную реакцию атмосферных осадков. В дальнейшем возможно взаимодействие гидроксида кальция с углекислым газом и водой с образованием карбоната и гидрокарбоната кальция:
Са(ОН) 2 + СO 2 → СаСO 3 + Н 2 О;
СаСО 3 + СO 2 + H 2 O → Са(НС0 3) 2 .
Химический анализ дождевой воды показал, что в ней в незначительном количестве присутствуют сульфат- и нитрат-ионы (порядка 0,2 мг/л). Как известно, причиной кислотного характера осадков являются серная и азотная кислоты. В то же время наблюдается большое содержание катионов кальция (5-8 мг/л) и гидрокарбонат-ионов, содержание которых в районе предприятий строительного комплекса в 1,5-2 раза больше, чем в других районах города, и составляет 18-24 мг/л. Это показывает, что в образовании локальных щелочных осадков главную роль играет карбонатно-кальциевая система и происходящие в ней процессы, о чем было сказано выше.
Щелочные осадки оказывают влияние на растения, отмечаются изменения в фенотипическом строении растений. Наблюдаются следы «ожогов» на листовых пластинках, белый налет на листьях и угнетенное состояние травянистых растений.
Основания могут взаимодействовать:
- с неметаллами -
6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;
- с кислотными оксидами -
2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;
- с солями (выпадение осадка, высвобождение газа) -
2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.
Существую также другие способы получения:
- взаимодействие двух солей -
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;
- реакция металлов и неметаллов -
- соединение кислотных и основных оксидов -
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4 ;
- взаимодействие солей с металлами -
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.
Химические свойства
Растворимые соли являются электролитами и подвержены реакции диссоциации. При взаимодействии с водой они распадаются, т.е. диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы соответственно. Катионами являются ионы металлов, анионами - кислотные остатки. Примеры ионных уравнений:
- NaCl → Na + + Cl − ;
- Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
- CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .
Помимо катионов металлов в солях могут присутствовать катионы аммония (NH4 +) и фосфония (PH4 +).
Другие реакции описаны в таблице химических свойств солей.
Рис. 3. Выделение осадка при взаимодействии с основаниями.
Некоторые соли в зависимости от вида разлагаются при нагревании на оксид металла и кислотный остаток или на простые вещества. Например, СаСO 3 → СаO + СО 2 , 2AgCl → Ag + Cl 2 .
Что мы узнали?
Из урока 8 класса химии узнали об особенностях и видах солей. Сложные неорганические соединения состоят из металлов и кислотных остатков. Могут включать водород (кислые соли), два металла или два кислотных остатка. Это твёрдые кристаллические вещества, которые образуются в результате реакций кислот или щелочей с металлами. Реагируют с основаниями, кислотами, металлами, другими солями.
1. Соли являются электролитами.
В водных растворах соли диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) металлов и отрицательно заряженные ионы (анионы) кислотных остатков.
Например , при растворении кристаллов хлорида натрия в воде положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные ионы хлора, из которых образована кристаллическая решётка этого вещества, переходят в раствор:
NaCl → Na + + Cl − .
При электролитической диссоциации сульфата алюминия образуются положительно заряженные ионы алюминия и отрицательно заряженные сульфат-ионы:
Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 + + 3 SO 4 2 − .
2. Соли могут взаимодействовать с металлами.
В ходе реакции замещения, протекающей в водном растворе, химически более активный металл вытесняет менее активный.
Например , если кусочек железа поместить в раствор сульфата меди, он покрывается красно-бурым осадком меди. Раствор постепенно меняет цвет с синего на бледно-зелёный, поскольку образуется соль железа(\(II\)):
Fe + Cu SO 4 → Fe SO 4 + Cu ↓ .
Видеофрагмент:
При взаимодействии хлорида меди(\(II\)) с алюминием образуются хлорид алюминия и медь:
2 Al + 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 + 3 Cu ↓ .
3. Соли могут взаимодействовать с кислотами.
Протекает реакция обмена, в ходе которой химически более активная кислота вытесняет менее активную.
Например
, при взаимодействии раствора хлорида бария с серной кислотой образуется осадок сульфата бария, а в растворе остаётся соляная кислота:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ + 2 HCl .
При взаимодействии карбоната кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция и угольная кислота, которая тут же разлагается на углекислый газ и воду:
Ca CO 3 + 2 HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ⏟ H 2 CO 3 .
Видеофрагмент:
4. Растворимые в воде соли могут взаимодействовать со щелочами.
Реакция обмена возможна в том случае, если в результате хотя бы один из продуктов является практически нерастворимым (выпадает в осадок).
Например
, при взаимодействии нитрата никеля(\(II\)) с гидроксидом натрия образуются нитрат натрия и практически нерастворимый гидроксид никеля(\(II\)):
Ni NO 3 2 + 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ + 2Na NO 3 .
Видеофрагмент:
При взаимодействии карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашёной известью) образуются гидроксид натрия и практически нерастворимый карбонат кальция:
Na 2 CO 3 + Ca OH 2 → 2NaOH + Ca CO 3 ↓ .
5. Растворимые в воде соли могут вступать в реакцию обмена с другими растворимыми в воде солями, если в результате образуется хотя бы одно практически нерастворимое вещество.
Например
, при взаимодействии сульфида натрия с нитратом серебра образуются нитрат натрия и практически нерастворимый сульфид серебра:
Na 2 S + 2Ag NO 3 → Na NO 3 + Ag 2 S ↓ .
Видеофрагмент:
При взаимодействии нитрата бария с сульфатом калия образуются нитрат калия и практически нерастворимый сульфат бария:
Ba NO 3 2 + K 2 SO 4 → 2 KNO 3 + BaSO 4 ↓ .
6. Некоторые соли при нагревании разлагаются.
Причём химические реакции, которые протекают при этом, можно условно разделить на две группы:
- реакции, в ходе которых элементы не изменяют степень окисления,
- окислительно-восстановительные реакции.
A. Реакции разложения солей, протекающие без изменения степени окисления элементов.
В качестве примеров таких химических реакций рассмотрим, как протекает разложение карбонатов.
При сильном нагревании карбонат кальция (мел, известняк, мрамор) разлагается, образуя оксид кальция (жжёную известь) и углекислый газ:
CaCO 3 ⇄ t ° CaO + CO 2 .
Видеофрагмент:
Гидрокарбонат натрия (пищевая сода) при небольшом нагревании разлагается на карбонат натрия (соду), воду и углекислый газ:
2 NaHCO 3 ⇄ t ° Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 .
Видеофрагмент:
Кристаллогидраты солей при нагревании теряют воду. Например, пентагидрат сульфата меди(\(II\)) (медный купорос), постепенно теряя воду, превращается в безводный сульфат меди(\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 + 5 H 2 O .
При обычных условиях образовавшийся безводный сульфат меди можно превратить в кристаллогидрат:
CuSO 4 + 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O
Видеофрагмент:
Разрушение и образование медного купороса
|
Которые состоят из аниона (кислотного остатка) и катиона (атом металла). В большинстве случаев это кристаллические вещества различной окраски и с разной растворимостью в воде. Простейший представитель данного класса соединений - (NaCl).
Соли делятся на кислые, нормальные и основные.
Нормальные (средние) образуются в случаях, когда в кислоте все атомы водорода замещаются на атомы металла или когда все гидроксильные группы основы замещаются на кислотные остатки кислот (например, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). При электролитической диссоциации они разлагаются на положительно заряженные анионы металлов и отрицательно заряженные кислотные остатки.
Химические свойства солей данной группы:
Разлагаются при воздействии высоких температур;
Подвергаются гидролизу (взаимодействие с водой);
Вступают в реакции обмена с кислотами, другими солями и основаниями. При этом следует помнить некоторые особенности данных реакций:
Реакция с кислотой проходит лишь тогда, когда эта чем та, от которой происходит соль;
Реакция с основанием проходит в случае, когда образуется нерастворимое вещество;
Солевой раствор реагирует с металлом, если он стоит в электрохимическом ряду напряжений левее металла, который входит в состав соли;
Солевые соединения в растворах взаимодействуют друг с другом, если при этом образуется нерастворимый продукт обмена;
Редокс, что можно связать со свойствами катиона или аниона.
Кислые соли получают в случаях, когда лишь часть атомов водорода в кислоте замещается на атомы металлов (например, NaHSO4, CaHPO4). При электролитической диссоциации они образуют катионы водорода и металла, анионы кислотного остатка, поэтому химические свойства солей данной группы включают следующие признаки как солевых, так и кислотных соединений:
Подвергаются термическому разложению с образованием средней соли;
Взаимодействуют со щелочью, образуя нормальную соль.
Основные соли получают в случаях, когда лишь часть гидроксильных групп основ замещается на кислотные остатки кислот (например, Cu (OH) или Cl, Fe (OH) CO3). Такие соединения диссоциируют на катионы металлов и анионы гидроксила и кислотного остатка. Химические свойства солей данной группы включают характерные химические признаки и солевых веществ, и основ одновременно:
Характерно термическое разложение;
Взаимодействуют с кислотой.
Существует еще понятие комплексных и
Комплексные содержат комплексный анион или катион. Химические свойства солей такого типа включают реакции разрушения комплексов, сопровождающиеся образованием малорастворимых соединений. Кроме этого, они способны обмениваться лигандами между внутренней и внешней сферой.
Двойные же имеют два различных катиона и могут реагировать с растворами щелочей (реакция восстановления).
Способы получения солей
Данные вещества можно получить следующими способами:
Взаимодействием кислот с металлами, которые способны вытеснять атомы водорода;
При реакции основ и кислот, когда гидроксильные группы основ обмениваются с кислотными остатками кислот;
Действием кислот на амфотерные и соли или металлы;
Действием оснований на кислотные оксиды;
Реакцией между кислотными и основными оксидами;
Взаимодействием солей между собой или с металлами ;
Получение солей при реакциях металлов с неметаллами;
Кислые солевые соединения получают при реакции средней соли с одноименной кислотой;
Основные солевые вещества получают путем взаимодействия соли с небольшим количеством щелочи.
Итак, соли можно получить многими способами, так как они образуются в результате многих химических реакций между различными неорганическими веществами и соединениями.