Соли вступают в реакцию с чем: Соли: виды, свойства и применение

Свойства солей

Соли — это сложные вещества, состоящие из одного (нескольких) атомов металла (или более сложных катионных групп, например, аммонийных групп NН₄⁺, гидроксилированных групп Ме(ОН)_n^m+) и одного (нескольких) кислотных остатков. Общая формула солей Ме_nА_m, где А — кислотный остаток. Соли (с точки зрения электролитической диссоциации) представляют собой электролиты, диссоциирующие в водных растворах на катионы металла (или аммония NН₄⁺) 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 AlCl3	Кислые(гидросоли) - продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл КHSO4	Основные (гидроксосоли) —продукт неполного замещения ОН-групп основания на кислотный остаток FeOHCl	Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток КNaSO4	Смешанные — содержат один металл и несколько кислотных остатков CaClBr	Комплексные [Cu(NH3)4]SO4

 

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^–.

КNaSO₄ К⁺ + Na⁺ + SO₄^2– .

CaClBr Ca²⁺ + Cl ^–+ Br^–.

КHSO₄ К⁺ + НSO₄^–                     HSO₄^– H⁺ + SO

4^2–.

FeOHClFeOH⁺ + Cl^–                   FeOH⁺Fe²⁺ + OH^–.

[Cu(NH₃)₄]SO₄ [Cu(NH₃)₄]²⁺ + SO₄^2–                   [Cu(NH₃)₄]²⁺ Cu²⁺ + 4NH₃.

 

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.

 

AlCl₃ + H₂O  AlOHCl₂ + HCl       Al³⁺ + H₂O  AlOH²⁺ + H⁺

 

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

 

СаСO₃ СаO + СО₂­.

 

соли бескислородных кислот при нагревании могут распадаться на простые вещества:

 

2AgCl Ag + Cl₂­.

 

Соли, образованные кислотами-окислителями, разлагаются сложнее:

2КNO₃  2КNO₂ + O₂­.

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

2HCl + Na₂CO₃  ® 2NaCl + CO₂­_{+ H2O              2H⁺ + CO3^2– ® CO2­ + H2O.}

СaCl₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2HCl             Сa

2+ + SO₄^2- ® CaSO₄¯.

Основные соли при действии кислот переходят в средние:

 

FeOHCl + HCl ® FeCl₂ + H₂O.

 

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

 

Na₂SO₄ + H₂SO₄ ® 2NaHSO₄.

 

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

 

 CuSO₄ + 2NaOH ® Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄              Cu²⁺ + 2OH^– ® Cu(OH)

2¯.

 

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

AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃                             Ag⁺ + Cl^– ® AgCl¯.

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

Fe + CuSO₄ ® Cu¯ + FeSO₄            Fe + Cu²⁺ ® Cu¯ + Fe²⁺.

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 + 2H₂O H₂­ + 2NaOH + Cl₂­.

2NaCl_{расплав}2Na + Cl₂­.

 

9) Взаимодействие с кислотными оксидами.

 

СО₂ + Na₂SiO₃  ® Na₂CO₃  + SiO₂

 

Na₂CO₃  + SiO₂ СО₂­ + Na₂SiO₃

 

Получение. 1) Взаимодействием металлов с неметаллами:

 

2Na + Cl₂ ® 2NaCl.

 

2) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотными оксидами:

 

 CaO + SiO₂ CaSiO₃                       ZnO + SO₃ ZnSO₄.

 

3) Взаимодействием основных оксидов с амфотерными оксидами:

 

Na₂O + ZnO  Na₂ZnO₂.

 

4) Взаимодействием металлов с кислотами:

 

2HCl + Fe ® FeCl₂ + H₂­.

 

5) Взаимодействием основных и амфотерных оксидов с кислотами:

 

Na₂O + 2HNO₃ ® 2NaNO₃ + H₂O                      ZnO + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O.

 

6) Взаимодействием амфотерных оксидов и гидроксидов со щелочами:

 

В растворе: 2NaOH + ZnO + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄]              2OH^– + ZnO + H₂О ® [Zn(OH)₄]^2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO Na₂ZnO₂ + H₂O.

В растворе: 2NaOH + Zn(OH)₂ ® Na₂[Zn(OH)₄]                 2OH^–  +  Zn(OH)₂ ® [Zn(OH)₄]^2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)₂ Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

 

7) Взаимодействием гидроксидов металлов с кислотами:

 

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2H₂O                         Zn(OH)₂ + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + 2H₂O.

 

8) Взаимодействием кислот с солями:

 

2HCl + Na₂S ® 2NaCl + Н₂S­.

 

9) Взаимодействием солей со щелочами:

 

ZnSО₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + Zn(OH)₂¯.

 

10) Взаимодействием солей друг с другом:

 

AgNO₃ + KCl ® AgCl¯ + KNO₃.

Л.А. Яковишин

Характерные химические свойства солей / Справочник :: Бингоскул

Характерные химические свойства солей

добавить в закладки удалить из закладок

Содержание:

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

Соли – это сложные вещества, которые являются продуктами замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов.

Общим способом получения солей является взаимодействие оснований с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (так же эту реакцию называют реакцией нейтрализации, т.к. соли не имеют среды – она нейтральна)

Общая формула солей: Me_x(Ac)_y, где

• Me – металл,
• x  и y – индексы,
• Ac – кислотный остаток.

Классификация солей

(III) Приставка «ди» используется, если в молекуле основной соли с одним атомом Me связаны с гидроксильными группами.

1. Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода на металл.

   Название средней соли = название Ac + название Me + валентность Me

   • NaCl – хлорид натрия
   • Fe(NO₃)₂  — нитрат железа (II)


2. Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода на Me.

   Название кислой соли = «Гидро» или «Дигидро» + название Ac + название Me + валентность Me

   • NaHCO₃ – гидрокарбонат натрия
   • KH₂PO₄  – дигидрофосфат калия


3. Основные соли – это соли, которые кроме ионов Me и Ac содержат гидроксогруппы.

   Название основной соли = «Гидроксо-» или «Дигидроксо-» + название Ac + название Me + валентность Me

   • CaOHCl – гидроксохлорид кальция
   • Ca(OH)₂SO₄ – гидроксосульфат кальция
   • Fe(OH)₂NO₃ – дигидроксонитрат железа


4. Комплексные соли  – соли, содержащие комплексный ион.
   • [Ag(NH₃)₂]Сl – хлорид диаммин серебра (I)
   • [Cu(NH₃)₄]SO₄ – сульфат тетрааммин меди (II)
   • K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия

Химические свойства солей

I. Средние соли

1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и анионы Ac.

   К примеру, хлорид калия в водном растворе распадается на катионы калия и анионы хлора.

   KCl ↔ K^— + Cl^— 

2. Соли могут взаимодействовать с металлами, при этом каждый Me, стоящий левее в ряду напряжений Me, способен вытеснять Me, стоящие правее, из их солей.

   Щелочные и щелочноземельные металлы с солями реагировать не будут, так как вступают в реакцию с водой.

   Например, при взаимодействии сульфата меди с железом, происходит замещение меди железом, так как железо более активный металл, чем медь и находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода.

   CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu↓

   При взаимодействии сульфида железа с цинком происходит тот же процесс, но в данной реакции более активным металлом является цинк. Цинк вытесняет железо из соединения, в результате происходит образование чистого железа.

   FeS + Zn → ZnS + Fe↓

3. Реакция растворов солей с растворами щелочей возможна в том случае, когда образующиеся основание или соль выпадают в осадок.

   Взаимодействие хлорида железа (III) с раствором гидроксида калия является качественной реакцией на ионы Fe³⁺. Продуктом реакции будет гидроксид железа (III), который представляет собой бурый осадок с амфотерными свойствами.

   FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой кислоты или нерастворимой соли.

   В представленной ниже реакции осуществляется взаимодействие между хлоридом бария и серной кислотой. Продуктами реакции являются нерастворимая соль и сильная кислота. Данная реакция является качественной на сульфаты, так как образуется сульфат бария – осадок белого цвета. 

   BaCl2 + h3SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

5. Для солей характерно взаимодействие между собой. В этом случае одним из продуктов реакции должна быть нерастворимая соль.

   Взаимодействие нитрата серебра с хлоридом калия сопровождается выпадением осадка белого цвета – хлорида серебра. Эта реакция является качественной на хлорид-ионы.

   AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

6. При нагревании разлагаются соли слабых кислот, соли аммония, а также образованные сильными окислителями или восстановителями.
   • Все карбонаты при термическом разложении распадаются на основный оксид и углекислый газ. 

   • При разложении нитратов следует учитывать следующие условия: 
     • Если металл находится в ряду напряжений левее магния, то в результате реакции образуется нитрит и кислород. Реакция протекает по следующей схеме: 

     • Если металл расположен в электрохимическом ряду напряжений между магнием и медью, при этом будет происходить образование оксида металла, диоксида азота и кислорода. 

     • Если металл находится в ряду напряжений металлов правее меди, при этом наблюдается образование металла, оксида азота (IV) и кислорода. 

   • Разложение солей аммония также может протекать по-разному. Во многом это зависит от того, каким кислотным остатком она образована.
     • Если в состав соли аммония входит кислотный остаток летучей кислоты, то в результате будет образовываться аммиак и летучая кислота.

     • Если соль аммония образована нелетучей кислотой, то продуктами реакции будет аммиак и кислая соль. 

     • Если кислотный остаток соли проявляет окислительные свойства, то в результате разложения образуется молекулярный азот или оксид азота (I). 

II. Кислые соли

1. Растворимые соли в водных растворах диссоциируют на ионы – катионы Me и сложный анион Ac. Диссоциация протекает в две стадии. Первая стадия всегда необратима, по второй стадии протекает обратимая диссоциация. 

   KHSO₄ → K^— + HSO₄^— 
   HSO₄^— ↔ H⁺ + SO₄^2—



2. Кислые соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими левее водорода. Не стоит в таких реакциях использовать щелочные металлы, так как они прежде всего реагируют с водой. Реакция щелочных металлов с водой протекает бурно с выделением большого количества энергии, при таких условиях может произойти взрыв.

   В результате данной реакции образуется средняя соль и водород. Гидросульфат калия при взаимодействии с магнием образует в качестве продуктов реакции молекулярный водород, сульфаты магния и калия.

   2KHSO₄ + Mg → H₂↑ + MgSO₄ + K₂SO₄



3. При взаимодействии кислой соли с раствором щелочи образуется средняя соль и вода. Гидрокарбонат натрия способен вступать в реакцию с раствором щелочи, продуктами реакции будут сульфит натрия и вода.

   NaHCO₃ + NaOH → Na₂SO₃ + H₂O



4. При взаимодействии соли с кислотой, для того чтобы осуществилась реакция, необходимо образование более слабой или летучей кислоты. Этот процесс можно рассмотреть на примере реакции гидросульфида калия с серной кислотой. Продуктами реакции является летучая кислота – сероводородная, а также сульфат калия.

   2KHS + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2H₂S



5. Для кислых солей характерно взаимодействие со средними солями. Однако, при такой реакции должны образоваться вода, газ или осадок. В противном случае взаимодействие происходить не будет. Очень хорошо это просматривается на примере взаимодействия гидросульфата калия  и хлорида бария. Продуктами реакции будут сульфат бария – осадок белого цвета, сульфат калия и хлороводородная кислота.

   2KHSO₄ + BaSO₄↓ + K₂SO₄ + 2HCl



6. При нагревании некоторые соли разлагаются. Ярким примером может служить разложение гидрокарбонатов. В результате реакции образуется вода, углекислый газ и карбонат натрия.

   Реакции разложения гидрокарбонатов кальция и магния являются причиной образования накипи в водонагревательных приборах.

III. Основные соли

1. Способны в водных растворах разлагаться на сложные катионы и анионы Ac. Диссоциация проходит в несколько ступеней, причем по первой ступени разложение проходит необратимо. Все последующие ступени протекают обратимо.

   Al(OH)₂CH₃COO → Al(OH)₂⁺ + CH₃COO^— 
   Al(OH)²⁺ ↔ AlOH²⁺ + OH^— 
   Al(OH)²⁺ ↔ Al³⁺ + OH^— 



2. Основные соли могут взаимодействовать с растворами щелочей с образованием нерастворимого основания и кислой соли. Гидроксонитрат железа (III) и раствор едкого калия при взаимодействии друг с другом образуют нитрат калия и гидрокисд железа (II) – осадок белого цвета.

   Fe(OH)NO₃ + KOH → Fe(OH)₂↓ + KNO₃



3. При взаимодействии основной соли с кислотой, образуется средняя соль и вода. Взаимодействие гидроксохлорида меди (II) и соляной кислоты протекает с образованием хлорида меди (II) и воды.

   CuOHCl + HCl → CuCl₂ + H₂O



4. Характерно термическое разложение основных солей. При разложении дигидроксокарбоната меди (II) образуется оксид меди (II), углекислый газ и вода. 

IV. Комплексные соли

1. Комплексные соединения в водных растворах практически полностью диссоциируют на внешнюю и внутреннюю сферы, то есть как сильные электролиты (первичная диссоциация).

   K₄[Fe(CN)₆] → 4K⁺ + [Fe(CN)₆]^4— 

   Комплексные ионы, в свою очередь, диссоциируют как слабые электролиты, многоступенчато и обратимо. Это — вторичная диссоциация комплексных ионов.

   [Fe(CN)₆]^3— ⟷ [Fe(CN)₅]^2— + CN^—  
    [Fe(CN)₅]^2— ⟷ [Fe(CN)₄]^— + CN^—
   [Fe(CN)₄]^— ⟷ [Fe(CN)₃] + CN^— 
   [Fe(CN)₃] ⟷ [Fe(CN)₂]⁺ + CN^— 
   [Fe(CN)₂]⁺ ⟷ [Fe(CN)₂]²⁺ + CN^— 
   [Fe(CN)]²⁺ ⟷ Fe³⁺ + CN^—

   Данную многоступенчатую диссоциацию можно выразить суммарно в виде следующего уравнения: 

   [Fe(CN)₆]^3— ⟷ Fe³⁺ + 6CN^—



2. Комплексные соли способны вступать в реакции обмена со средними солями. В результате такой реакции образуется две другие соли – комплексная и средняя.

   FeCl₃ + K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]↓ + 3KCl

   Данная реакция является качественной реакции на ионы Fe³⁺. Нерастворимое соединение, образовавшееся в результате реакции, обладает ультрамариновым цветом и получило название «берлинской лазури» или гексацианоферрат(II) железа(III)-калия.



3. При нагревании комплексных солей происходит их разложение.

   Тетрагидроксоалюминат натрия распадается на алюминат натрия и воду.

   Na[Al(OH)₄] → NaAlO₂ + 2H₂O



4. При взаимодействии комплексной соли со средней, происходит разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений.

   2[Cu(NH₃)₂]Cl + K₂S → CuS↓ + 2KCl + 4NH₃↑

---

 

Смотри также:

• Номенклатура неорганических веществ
• Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
• Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
• Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
• Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
• Характерные химические свойства кислот
• Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Поделитесь в социальных сетях:

26 сентября 2020, 21:48

Could not load xLike class!

неорганическая химия — Реакция кислоты/щелочи + соли?

спросил 6 лет, 6 месяцев назад

Изменено 2 года, 6 месяцев назад

Просмотрено 11 тысяч раз

$\begingroup$

Почему некоторые кислоты/щелочи могут реагировать с некоторыми солями, образуя другие кислоты/щелочи? Например:

$\ce{2NaCl +h3SO4->Na2SO4 + 2HCl}$

$\ce{Ca(OH)2 +Na2CO3->CaCO3 +2NaOH}$

но не наоборот. Что это определяет? Я слышал, что кто-то сказал, что более слабая кислота/щелочь благоприятна, но HCl сильнее, чем $\ce{h3SO4}$. Я также слышал, что только если продукты нерастворимы или потеряны из раствора, реакция происходит. Кто-то предположил, что проблема в концентрации, так как серная кислота составляет 98%, а HCl — 38%. Это правда?

• неорганическая химия
• кислотно-щелочной

$\endgroup$

5

$\begingroup$

Растворы соляной кислоты легко достигают концентрации около $\pu{40\%}$. Допустим, вы добавили $\ce{NaCl}$ в $\pu{98\%}$ серную кислоту. Вы быстро перенасыщаетесь по отношению к растворенной $\ce{HCl}$, и она переходит в газовую фазу, что, таким образом, ограничивает способность этой реакции идти в обратном направлении.

Ситуация аналогична для второй реакции, за исключением того, что в этом случае вместо удаления карбоната из системы путем улетучивания образуется нерастворимый $\ce{CaCO3}$, предотвращающий протекание реакции в обратном направлении.

$\endgroup$

$\begingroup$

Было замечено, что: БОЛЕЕ СИЛЬНАЯ КИСЛОТА или ОСНОВАНИЕ может дать СЛАБОЕ (обычно более летучее) в результате реакции с данной солью.

Хотя h3SO4 сильнее (хотя и менее сильна, чем HCl) и менее летуч, он может давать HCl из NaCl и HNO3 из NaNO3 и т.д. [что-то подобное мы наблюдали при нитру смеси NaNO2 + HCl с образованием HNO2]

Ca(OH)2, хотя и слабее NaOH и менее летуч, может дать последний из NaCl. [Вспомните, что NaOH выделяет Nh4 из всех солей аммония!]

Возможные случаи: 1. СИЛЬНЫЕ кислоты, а также основания уступают место более слабым (при взаимодействии с подходящими солями 2. Более летучие могут выделяться менее летучими 3. Растворимость

$\endgroup$

1

$\begingroup$

Не думаю, что сила кислоты имеет значение. Слабая кислота, такая как уксусная / этановая кислота (уксус), может вытеснить сильную кислоту (например, HCl) из ее соли — если вы смешаете соль и уксус, вы получите ацетат натрия и соляную кислоту. Это связано с волатильностью. Менее летучая кислота вытесняет из соли более летучую.

$\endgroup$

0

Зарегистрируйтесь или войдите в систему

Зарегистрируйтесь с помощью Google

Зарегистрироваться через Facebook

Зарегистрируйтесь, используя электронную почту и пароль

Опубликовать как гость

Электронная почта

Требуется, но никогда не отображается

Опубликовать как гость

Электронная почта

Требуется, но не отображается

Нажимая «Опубликовать свой ответ», вы соглашаетесь с нашими условиями обслуживания, политикой конфиденциальности и политикой использования файлов cookie

.

Почему щелочь/кислота при взаимодействии с водой не образует соли?

Нейтрализация по сравнению с сольватацией по сравнению с разбавлением:

Семантически реакция кислоты или основания с водой (обычно) 9{\circ}C}$) всегда равно 7, то есть нейтрально.

Когда вы добавляете кислоту в воду, вы растворяете кислоту. Образование ионов $\ce{h4O+}$ обязательно снижает $\ce{pH}$, от нейтрального :

$\ce{pH \equiv -log10([H+]) = -log10([h4O+ ])}$

(Технически $\ce{pH}$ определяется активностью $\ce{H+}$, но концентрация является достаточно хорошим приближением для большинства случаев.)
Как видите, выше концентрация ионов $\ce{h4O+}$ приводит к снижению $\ce{pH}$.

Точно так же, когда вы добавляете основание в воду, вы увеличиваете концентрацию ионов $\ce{OH-}$ (которые также разрушают некоторые встречающиеся в природе ионы $\ce{h4O+}$, снижая их концентрацию), поэтому $\ce{pH}$ повышается на от нейтрального .

$\ce{pH \приблизительно 14 — pOH = 14 + log10([OH-])}$

Чем выше концентрация $\ce{OH-}$, тем выше $\ce{pH}$.

Когда вы затем добавляете больше воды, вы уменьшаете концентрацию как ионов $\ce{h4O+}$ и $\ce{OH-}$ (а также всех других растворенных веществ), тем самым увеличивая $\ce{pH}$ ближе к нейтральному. это называется разведение .

Нейтрализация — это когда вы добавляете основание в уже кислый раствор ($\ce{pH < 7}$) или кислоту в уже щелочной раствор ($\ce{pH > 7}$) (можно также реагируют кислоты и основания вне раствора, но это выходит за рамки этого поста). В первом случае новые ионы $\ce{OH-}$ реагируют с уже существующими ионами $\ce{h4O+}$; в последнем случае новые ионы $\ce{h4O+}$ реагируют с уже существующими ионами $\ce{OH-}$. В любом случае, следующая реакция нейтрализации :

$\ce{h4O+ + OH- -> 2h3O}$

Таким образом, концентрация ионов $\ce{h4O+}$ и $\ce{OH-}$ снижается, а $\ce {pH}$ снова приближается к нейтральному.

Обратите внимание, что когда вы разбавляете раствор водой, вышеуказанная реакция не происходит.

---

Ионы, соли и гидраты:

Соль по определению представляет собой химическое соединение, состоящее из ионного комплекса катионов и анионов. В растворе эти ионы диссоциируют друг от друга и окружены молекулами растворителя (сольватными оболочками). Итак, в растворе у вас есть не совсем соль, а скорее набор изолированных ионов. Некоторые из них могут образовывать и образуют твердые соли. Это определяется произведением растворимости соли.

Ион $\ce{h4O+}$ обычно не образует твердых солей, поскольку его сродство к воде слишком велико. Он очень похож на молекулы простой воды. Однако если мы посмотрим на твердые образцы различных гидрофильных веществ, мы часто обнаружим, что они гигроскопичны. То есть они притягивают молекулы воды даже из воздуха и образуют гидраты. Это когда молекулы вещества смешиваются с молекулами воды даже в твердой фазе.

Если мы посмотрим, например, на твердую кислоту, такую ​​как бензолсульфокислота, мы обнаружим, что она легко образует гидрат. Для очень сильных твердых кислот часть молекул воды в гидрате фактически будет находиться в форме $\ce{h4O+}$. Но для более слабых кислот большая часть молекул воды будет находиться в нейтральной форме $\ce{h3O}$. Подробнее здесь. 92+(водн.) + 2Cl-(водн.)}$ $\ce{CaCl2(водн.) + 2NaOH -> 2Na+(водн.) + 2Cl-(водн.) + Ca(Oh3)(s) v}$

$\ce{Ca(OH)2}$ сам по себе является основания, но плохо растворимы в воде. А $\ce{NaOH}$, обычное основание, технически также является солью.

---

Относительно ваших двух примеров:

Как заметил Поутник, $\ce{HCN}$ является слабой кислотой и представляет собой газ при температуре, очень близкой к комнатной. Но если бы вы могли выделить предлагаемый вами «$\ce{h4OCN}$», вы бы обнаружили, что это обычный гидрат: $\ce{HCN.h3O}$. Вода будет в нейтральной форме. Даже в растворе ионы $\ce{h4O+}$ и $\ce{CN-}$ появляются лишь в следовых количествах (поскольку это слабая кислота).