В какие реакции вступают соли. Химические свойства солей и методи их получения

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.

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

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 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.

Каждый день мы сталкиваемся с солями и даже не задумываемся, какую роль они играют в нашей жизни. А ведь без них и вода была бы не такой вкусной, и пища не приносила бы удовольствия, и растения не росли, да и жизнь на земле не могла бы существовать, не будь в нашем мире соли. Так что же это за вещества и какие свойства солей делают их незаменимыми?

Что такое соли

По своему составу это самый многочисленный класс, отличающийся разнообразием. Еще в 19 веке химик Й. Верцелиус дал определение соли — это продукт реакции между кислотой и основанием, при которой водородный атом заменяется металлическим. В воде обычно соли диссоциируют на металл или аммоний (катион) и кислотный остаток (анион).

Получить соли можно следующими способами:

путем взаимодействия металла и неметалла, в этом случае она будет бескислородная;
при взаимодействии металла с кислотой получается соль и выделяется водород;
металл может вытеснять другой металл из раствора;
при взаимодействии двух оксидов — кислотного и основного (еще их называют оксидом неметалла и оксидом металла соответственно);
при реакции оксида металла и кислоты получаются соль и вода;
реакция между основанием и оксидом неметалла также дает соль и воду;
с помощью реакции ионного обмена, при этом могут реагировать разные растворимые в воде вещества (основания, кислоты, соли), но протекать реакция будет, если образуется газ, вода или соли слаборастворимые (нерастворимые) в воде.

Только от химического состава свойства солей и зависят. Но для начала разберемся в их классах.

Классификация

В зависимости от состава выделяют следующие классы солей:

по содержанию кислорода (кислородсодержащие и бескислородные);
по взаимодействию с водой (растворимые, малорастворимые и нерастворимые).

Такая классификация отражает все многообразие веществ не полностью. Современная и наиболее полная классификация, отражающая не только состав, но и свойства солей, представлена в следующей таблице.

Соли
Нормальные	Кислые	Основные	Двойные	Смешанные	Комплексные
Водород полностью замещен	Атомы водорода замещены на металл не полностью	Группы оснований замещены на кислотный остаток не полностью	В составе два металла и один кислотный остаток	В составе один металл и два кислотных остатка	Сложные вещества, состоящие из комплексного катиона и аниона или катиона и комплексного аниона
NaCl	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO 4	CaClBr	SO 4

Физические свойства

Как бы ни был широк класс этих веществ, но общие физические свойства солей выделить возможно. Это вещества немолекулярного строения, с ионной кристаллической решеткой.

Очень высокие точки плавления и кипения. При нормальных условиях все соли не проводят электричество, но в растворе большинство из них прекрасно проводит ток.

Цвет может быть самым разным, он зависит от иона металла, входящего в ее состав. Сульфат железа (FeSO 4) — зеленый, хлорид железа (FeCl 3) — темно-красный, а хромат калия (K 2 CrO 4) красивого ярко-желтого цвета. Но большинство солей все-таки бесцветные или белые.

Растворимость в воде также бывает различной и зависит от состава ионов. В принципе, все физические свойства солей имеют особенность. Они зависят от того, ион какого металла и какой кислотный остаток включены в состав. Продолжим рассматривать соли.

Химические свойства солей

Здесь тоже есть важная особенность. Как и физические, химические свойства солей зависят от их состава. А также от того, к какому классу они относятся.

Но общие свойства солей можно все-таки выделить:

многие из них разлагаются при нагревании с образованием двух оксидов: кислотного и основного, а бескислородные — металла и неметалла;
взаимодействуют соли и с другими кислотами, но реакция идет, только если в составе соли кислотный остаток слабой или летучей кислоты или в результате получается нерастворимая соль;
взаимодействие со щелочью возможно, если катион образует нерастворимое основание;
возможна реакция и между двумя разными солями, но только если одна из вновь образовавшихся солей не растворяется в воде;
может происходить и реакция с металлом, но она возможна, только если брать металл, расположенный правее в ряду напряжения от металла, содержащегося в соли.

Химические свойства солей, относящихся к нормальным, рассмотрены выше, другие же классы реагируют с веществами несколько иначе. Но отличие идет только по продуктам на выходе. В основном все химические свойства солей сохраняются, как и требования к протеканию реакций.