Полезна сол, неразтворима във вода x. Едно от възможните решения. Химични свойства на киселинните соли

Солта може да се дефинира като съединение, което се образува от реакцията между киселина и основа, но не е вода. В този раздел ще бъдат разгледани онези свойства на солите, които са свързани с йонните равновесия.

РЕАКЦИИ НА СОЛТА ВЪВ ВОДАТА

Малко по-късно ще бъде показано, че разтворимостта е относително понятие. Въпреки това, за целите на следващата дискусия, можем грубо да класифицираме всички соли на водоразтворими и водонеразтворими соли.

Някои соли, когато се разтварят във вода, образуват неутрални разтвори. Други соли образуват киселинни или алкални разтвори. Това се дължи на възникването на обратима реакция между солните йони и водата, в резултат на което се образуват конюгирани киселини или основи. Дали солевият разтвор е неутрален, кисел или алкален зависи от вида на солта. В този смисъл има четири вида соли.

Соли, образувани от силни киселини и слаби основи. Солите от този тип, когато се разтварят във вода, образуват кисел разтвор. Като пример помислете за амониев хлорид. Когато тази сол се разтвори във вода, амониевият йон действа като киселина, дарявайки протон на водата.

Излишното количество йони, образувани в този процес, определя киселинните свойства на разтвора.

Соли, образувани от слаба киселина и силна основа. Солите от този тип, когато се разтварят във вода, образуват алкален разтвор. Да вземем за пример натриев ацетат. Ацетатният йон действа като основа, като приема протон от водата, който в този случай действа като киселина:

Излишъкът от ОН йони, образувани в този процес, определя алкалните свойства на разтвора.

Соли, образувани от силни киселини и силни основи. Когато соли от този тип се разтварят във вода, се образува неутрален разтвор. Да вземем за пример натриев хлорид. Когато се разтваря във вода, тази сол се йонизира напълно и следователно концентрацията на йони е равна на концентрацията на йоните. Тъй като нито един йон не влиза в киселинно-основни реакции с вода, в

разтворът не образува излишък от йони или ОН. Следователно разтворът е неутрален.

Соли, образувани от слаби киселини и слаби основи. Пример за соли от този тип е амониевият ацетат. Когато се разтваря във вода, амониевият йон реагира с вода като киселина, а ацетатният йон реагира с вода като основа. И двете от тези реакции са описани по-горе. Воден разтвор на сол, образуван от слаба киселина и слаба основа, може да бъде слабо кисел, слабо алкален или неутрален, в зависимост от относителните концентрации на йони, образувани в резултат на реакциите на катиони и аниони на солта с вода. Зависи от съотношението между стойностите на константите на дисоциация на катиона и аниона.

Таблицата за разтворимост на соли, киселини и основи е основата, без която е невъзможно да се овладеят напълно химическите знания. Разтворимостта на основи и соли помага при обучението не само на ученици, но и на професионални хора. Създаването на много жизнени продукти не може да мине без това знание.

Таблица за разтворимост на киселини, соли и основи във вода

Таблицата за разтворимост на соли и основи във вода е ръководство, което помага при овладяването на основите на химията. Следните бележки ще ви помогнат да разберете таблицата по-долу.

• P - обозначава разтворимо вещество;
• Н е неразтворимо вещество;
• M - веществото е слабо разтворимо във водна среда;
• RK - вещество може да се разтвори само когато е изложено на силни органични киселини;
• Тирето ще каже, че такова същество не съществува в природата;
• NK - не се разтваря нито в киселини, нито във вода;
• ? - въпросителен знак показва, че днес няма точна информация за разтварянето на веществото.

Често таблицата се използва от химици и ученици, студенти за лабораторни изследвания, по време на които е необходимо да се установят условията за възникване на определени реакции. Според таблицата се оказва да разберете как се държи веществото в солна или кисела среда, дали е възможна утайка. Утайката по време на изследвания и експерименти показва необратимостта на реакцията. Това е важен момент, който може да повлияе на хода на цялата лабораторна работа.

Задача 1. "Полезна сол"

Солта X, която е неразтворима във вода, е компонент на много полезни вещества - бели бои, огнеупорни материали, сондажни течности, контрастни вещества за рентгенография. Състои се от три елемента, единият от които е сяра. Когато се калцинира с излишък от въглерод, X се превръща в разтворима сол Y, която се състои само от два елемента в равни количества. Масите на елементите в Y се различават с коефициент 4,28.

1. Определете формулите за солите X и Y.
2. Напишете уравненията за реакциите X → Y и Y → X.
3. Предложете три начина за получаване на X от вещества, принадлежащи към различни класове съединения.

Решение

1. При калциниране с въглища солта X губи кислород, а сярата и металният елемент остават в равни пропорции, т.е. Y е двувалентен метален сулфид, MeS.

От масовото съотношение намираме:

М(Me) \u003d 32 4,28 \u003d 137 g / mol - това е барий. Y—BaS, X—BaSO4.

4 точки(На 2 точкиза всяка сол).

Отговорът X - BaSO 3 също се счита за верен.

2. X → Y. BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO

1,5 точки

(уравнението BaSO 4 + 2C = BaS + 2CO 2 и подобни уравнения с BaSO 3 също се приемат),

Y → X. BaS + H 2 SO4 = BaSO 4 + H2S

1,5 точки

3. BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + H 2 O

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2O

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl

(всякакви разумни реакции на образуване на BaSO 3 също се приемат)

Всяко уравнение е 1 точка, максимум - 3 точки.

Обща сума - 10 точки

Задача 2. "Непълни уравнения на реакцията"

По-долу са дадени уравненията на химичните реакции, при които някои вещества и коефициенти са пропуснати. Попълнете всички празнини.

1. … + Br2 = S + 2…
2. 2NaCl + 2… = …NaOH + … + Cl 2
3. … + 5O 2 = 3CO 2 + …H 2 O
4. Pb 3 O 4 + 4 ... = ... + 2Pb (NO 3) 2 + ... H 2 O
5. ...NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + ... + H 2 O

Решение

1. H 2 S+ Br2 = S + 2 HBrили Na 2 S+ Br2 = S + 2 NaBr
2. 2NaCl + 2 H2O = 2 NaOH + H2+Cl2
3. C 3 H 8+ 5O 2 = 3CO 2 + 4 H2O
4. Pb3O4+ 4HNO 3 = PbO2+ 2Pb(NO 3) 2 + 2 H2O
5. 2 NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO2+ H2O

За всяко правилно уравнение, 2 точки.

Обща сума - 10 точки

Задача 3. "Експерименти с чипове"

Калциевите чипове с тегло 4,0 g се калцинират на въздух и след това се хвърлят във вода. Когато чипсът се разтваря във вода, се отделят 560 ml газ (няма), който е практически неразтворим във вода.

1. Запишете уравненията на реакцията.
2. Определете с колко грама се е увеличило теглото на чипса по време на калциниране.
3. Изчислете състава на калцинирания чипс в масови проценти.

Решение

1. Когато калциевите чипове се калцинират, настъпва реакцията: 2Ca + O 2 \u003d 2CaO

(Условието, че газът е практически неразтворим във вода, изключва реакцията на калций с азот, която може да доведе до хидролизиране на калциевия нитрид до образуване на NH 3 .)

Тъй като калцият се топи при висока температура, а реакционният продукт също е огнеупорен, окисляването на метала първоначално става само от повърхността.

Калцинираните чипове са метални, покрити отвън със слой оксид. Когато се постави във вода, металът и оксидът реагират с него:

• CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2;
• Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.

2. Количеството метално вещество, което не реагира с кислород, е равно на количеството вещество на освободения газ (водород): n (Ca) \u003d n (H 2) \u003d 0,56 / 22,4 \u003d 0,025 mol.

Общо в оригиналния чип n(Ca) = 4/40 = 0,1 mol.

Така 0,1 - 0,025 = 0,075 mol калций реагира с кислород, което е m(Ca) = 0,075∙40 = 3 g.

Увеличаването на масата на чипса е свързано с добавянето на кислород. Масата на кислорода, който реагира с калция, е m (O 2) \u003d 32 ∙ 0,0375 \u003d 1,2 g.

И така, масата на чипове след калциниране се е увеличила с 1,2 g.

3. Калцинираният чипс се състои от калций (0,025 mol) с тегло 1 g и калциев оксид (0,075 mol) с тегло 4,2 g. Състав в масови проценти: Ca - 19,2%; CaO - 80,8%.

Система за оценяване:

Задача 4. "Неизвестна сол"

Неизвестната сол се образува от два йона с електронната конфигурация на аргон. Известно е, че когато се въведе във воден разтвор на сребърен нитрат, се образува утайка, когато се третира със солна киселина, се отделя газ, а водният разтвор на натриев карбонат не предизвиква никакви промени.

1. Назовете солта. Запишете електронната конфигурация на йоните, които изграждат солта.
2. Напишете уравненията на описаните реакции в молекулярна и съкратена йонна форма.
3. Предложете два начина за получаване на тази сол. Запишете уравненията на реакцията.

Решение

1. Йоните с конфигурацията на инертен газ аргон 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 са катиони от началото на четвъртия период (например K + , Ca 2+) и аниони от края на третия период (за например S 2– , Cl –). Само калиевият сулфид K 2 S удовлетворява условията, описани в задачата.

2. Реакционни уравнения:

• K 2 S + 2AgNO 3 \u003d Ag2S ↓ + 2KNO3
• 2Ag + + S 2– = Ag 2 S↓
• K 2 S + 2HCl \u003d 2KCl + H 2 S
• 2H + + S 2– = H 2 S

3. Солта може да се получи по различни начини, например чрез взаимодействието на прости вещества, взаимодействието на калиев хидроксид със сероводород:

• 2K + S = K 2 S;
• 2KOH + H 2 S = K 2 S + 2H 2 O.

Система за оценяване:

Задача 5. "Неизвестен метал"

В кабинета по химия беше донесено парче сребристо-бял неизвестен метал.

Учителят инструктира един от учениците да направи анализа на метала. Студентски компилиран

изследователски план. Когато атмосферното налягане стана равно на 760 mm Hg. чл., студентът охлади инсталацията до 0 ° C и пристъпи към анализа на метала.

Вземайки точно тегло на метала - 1,00 g, той го разтваря в солна киселина. В този случай се отделя водород с обем 2,49 литра. Това беше достатъчно за идентифициране на метала.

1. Въз основа на експерименталните данни определете метала. Напишете уравнението на реакцията.
2. Защо е важно да се вземат предвид атмосферното налягане и температурата в това изследване?
3. Какви допълнителни реакции могат да потвърдят идентифицирането на метала?

Решение

1. Металният берилий беше определен и беше написано уравнението на реакцията

5 точки

Едно възможно решение:

Определя се количеството освободен водород

Металът реагира със солна киселина съгласно уравнението:

Аз+ х HCl = MeCl х + 1/2 х H2

където: м- тегло на металната проба, х- метална валентност, н- количество водородно вещество. От всички възможни варианти за избор на валентност, берилият е подходящ. М = 9,09 g/mol

Be + 2HCl \u003d BeCl 2 + H 2

2. Обяснена е зависимостта на обема на газа от налягането и температурата

2 точки

3. Берилиевият хидроксид има амфотерни свойства. Дадено е уравнението на реакцията за получаване на берилиев хидроксид и реакцията на Be(OH) 2 с киселина и алкали

3 точки

• BeCl 2 + 2NaOH = Be(OH)2↓ + 2NaCl
• Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H2O
• Be(OH) 2 + 2NaOH = Na2

• Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O

Ученикът може да предложи различни начини за идентифициране на берилий, не се изисква да доказва разликата между берилий и алуминий в този проблем.

Обща сума - 10 точки

Задача 6. "Газ, който не поддържа горенето"

Гранулите от вещество X бяха поставени в устройството, показано на фигура 1 и беше излята течност Y. След отваряне на крана, течност Y се спусна от фунията в долната част на устройството и влезе в контакт с вещество X, започна реакция, придружено от отделяне на безцветен газ Z. Газ Z се събира в колба по метода на изхвърляне на въздух (виж фиг. ориз. 6.1).

Горяща свещ се поставя в колба, пълна с газ Z (виж фиг. ориз. 6.2), и свещта угасна. Когато обаче свещта била извадена от колбата, тя отново се запалила.

1. Какъв газ е получен в устройството, показано на фигура 1? Какво е името на това устройство?
2. Какви могат да бъдат веществата X и Y? Напишете уравнение за възможна реакция между X и Y за образуване на Z.
3. Обяснете експеримента със свещта. Защо свещта угасна, когато беше внесена в колбата, и пламна отново, когато беше извадена от колбата? Колко дълго може да продължи това преживяване?
4. Съгласно правилата за безопасност, преди да проведете експеримент със свещ, е необходимо да проверите газа Z "за чистота". Какво означава? Как да го направя? Какво може да се случи, ако това правило за безопасност се пренебрегне? Обяснете отговора.

Решение

1. Водородът (газ Z) се произвежда в апарат Kipp.

2 точки

2. Веществото X е активен метал, като цинк; Y е киселина, като солна или разредена сярна. Възможна опция за взаимодействие:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2

2 точки

3. Свещта изгасва в колба, пълна с водород, тъй като този газ не поддържа горенето. Въпреки това, когато в колбата се постави запалена свещ, водородът се запалва при отварянето на колбата. Водородът гори с безцветен пламък, така че е почти невидим. Когато свещта се извади от колбата, горящият водород запалва фитила и свещта пламва отново.

Този експеримент може да продължи (поставете свещта в колбата и я извадете), докато водородът изгори тихо в колбата. Постепенно, когато водородът изгори, фронтът на горене ще се издигне по-високо в колбата. Горенето ще бъде все по-нестабилно поради "смесването" на кислорода във въздуха.

3 точки

4. Тестването на водорода "за чистота" е експериментален тест за отсъствие на газови примеси, които образуват "експлозивни смеси" с него, като кислород, въздух, хлор. За да се провери чистотата на водорода, той се събира в епруветка, обърната с главата надолу и се поднася на пламъка на алкохолна лампа. Чистият водород се запалва с лек звук „р“. „Мръсният“ водород експлодира със силен пук или свирка.

Ако за този експеримент се събере „мръсен“ водород в колба, тогава когато се въведе горяща свещ, експлозивната смес ще избухне.

3 точки

Обща сума - 10 точки

От 6 задачи в крайната оценка се включват 5 решения, за които участникът
получава най-високи резултати, т.е една от задачите с най-нисък резултат не е
взети предвид.

Катиони	аниони
F-	Cl-	бр-	аз-	S2-	НЕ 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
K+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
NH4+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
Mg2+	RK	Р	Р	Р	М	Р	Х	RK	Р	RK
Ca2+	НК	Р	Р	Р	М	Р	Х	RK	М	RK
Sr2+	НК	Р	Р	Р	Р	Р	Х	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	Р	Р	Р	Р	Р	Х	RK	НК	RK
sn 2+	Р	Р	Р	М	RK	Р	Х	Х	Р	Х
Pb 2+	Х	М	М	М	RK	Р	Х	Х	Х	Х
Ал 3+	М	Р	Р	Р	г	Р	г	НК	Р	RK
Cr3+	Р	Р	Р	Р	г	Р	г	Х	Р	RK
Mn2+	Р	Р	Р	Р	Х	Р	Х	Х	Р	Х
Fe2+	М	Р	Р	Р	Х	Р	Х	Х	Р	Х
Fe3+	Р	Р	Р	-	-	Р	г	Х	Р	RK
Co2+	М	Р	Р	Р	Х	Р	Х	Х	Р	Х
Ni2+	М	Р	Р	Р	RK	Р	Х	Х	Р	Х
Cu2+	М	Р	Р	-	Х	Р	г	Х	Р	Х
Zn2+	М	Р	Р	Р	RK	Р	Х	Х	Р	Х
CD 2+	Р	Р	Р	Р	RK	Р	Х	Х	Р	Х
Hg2+	Р	Р	М	НК	НК	Р	Х	Х	Р	Х
Hg 2 2+	Р	НК	НК	НК	RK	Р	Х	Х	М	Х
Ag+	Р	НК	НК	НК	НК	Р	Х	Х	М	Х

легенда:

P - веществото е силно разтворимо във вода; М - слабо разтворим; Н - практически неразтворим във вода, но лесно разтворим в слаби или разредени киселини; RK - неразтворим във вода и разтворим само в силни неорганични киселини; NK - неразтворим нито във вода, нито в киселини; G - напълно хидролизира при разтваряне и не съществува в контакт с вода. Тире означава, че такова вещество изобщо не съществува.

Във водни разтвори солите напълно или частично се дисоциират на йони. Солите на слабите киселини и/или слабите основи се подлагат на хидролиза. Водните солеви разтвори съдържат хидратирани йони, йонни двойки и по-сложни химични форми, включително продукти на хидролиза и т.н. Редица соли също са разтворими в алкохоли, ацетон, киселинни амиди и други органични разтворители.

От водни разтвори солите могат да кристализират под формата на кристални хидрати, от неводни разтвори - под формата на кристални солвати, например CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Данни за различни процеси, протичащи в системите вода-сол, за разтворимостта на солите в тяхното съвместно присъствие в зависимост от температурата, налягането и концентрацията, за състава на твърдата и течната фаза могат да бъдат получени чрез изследване на диаграмите на разтворимост на системите вода-сол.

Общи методи за синтез на соли.

1. Получаване на средни соли:

1) метал с неметал: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) метал с киселина: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) метал със солев разтвор на по-малко активен метал Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) основен оксид с кисел оксид: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) основен оксид с киселина CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) основи с кисел оксид Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) основи с киселина: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) киселинни соли: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

9) основен разтвор с разтвор на сол: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) разтвори на две соли 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Получаване на киселинни соли:

1. Взаимодействие на киселина с липса на основа. KOH + H2SO4 \u003d KHSO4 + H2O

2. Взаимодействие на основа с излишък от киселинен оксид

Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2

3. Взаимодействие на средна сол с киселина Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Получаване на основни соли:

1. Хидролиза на соли, образувани от слаба основа и силна киселина

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Добавяне (капка по капка) на малки количества алкали към разтвори на средни метални соли AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие на соли на слаби киселини със средни соли

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Получаване на комплексни соли:

1. Реакции на соли с лиганди: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Получаване на двойни соли:

1. Съвместна кристализация на две соли:

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl

4. Редокс реакции, дължащи се на свойствата на катиона или аниона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Химични свойства на киселинните соли:

1. Термично разлагане с образуване на средна сол

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

2. Взаимодействие с алкали. Получаване на средна сол.

Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O

3. Химични свойства на основните соли:

1. Термично разлагане. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Взаимодействие с киселина: образуване на средна сол.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

4. Химични свойства на комплексните соли:

1. Разрушаване на комплекси поради образуването на слабо разтворими съединения:

2Cl + K 2 S \u003d CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Обмяна на лиганди между външната и вътрешната сфера.

K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl

5. Химични свойства на двойните соли:

1. Взаимодействие с алкални разтвори: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Възстановяване: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, разреден H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

Суровините за промишленото производство на редица хлоридни соли, сулфати, карбонати, Na, K, Ca, Mg борати са морска и океанска вода, естествени соли, образувани при нейното изпаряване, и твърди отлагания на соли. За група минерали, които образуват седиментни соли (сулфати и хлориди на Na, K и Mg), се използва кодовото наименование „естествени соли”. Най-големите находища на калиеви соли се намират в Русия (Соликамск), Канада и Германия, мощни находища на фосфатни руди - в Северна Африка, Русия и Казахстан, NaNO3 - в Чили.

Солите се използват в хранителната, химическата, металургичната, стъкларската, кожарската, текстилната промишленост, селското стопанство, медицината и др.

Основните видове соли

1. Борати (оксоборати), соли на борни киселини: метаборен HBO 2, ортоборен H 3 BO 3 и полиборни киселини, неизолирани в свободно състояние. Според броя на борните атоми в молекулата те се делят на моно-, ди, тетра-, хексаборати и др. Боратите се наричат ​​още според киселините, които ги образуват и според броя на моловете B 2 O 3 на 1 мол основния оксид. Така че различните метаборати могат да бъдат наречени моноборати, ако съдържат анион B (OH) 4 или верижен анион (BO 2) n n -диборати - ако съдържат двоен анион (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n-триборати - ако съдържат пръстенен анион (B 3 O 6) 3-.

Структурите на боратите включват борно-кислородни групи - „блокове“, съдържащи от 1 до 6, а понякога и 9 борни атома, например:

Координационният брой на борните атоми е 3 (борно-кислородни триъгълни групи) или 4 (тетраедрични групи). Борно-кислородните групи са в основата не само на островни, но и на по-сложни структури - верижни, слоести и рамкови полимеризирани. Последните се образуват в резултат на елиминирането на водата в молекулите на хидратираните борати и появата на мостови връзки чрез кислородни атоми; процесът понякога е придружен от разкъсване на В-О връзката в полианиони. Полианиони могат да прикрепят странични групи - борно-кислородни тетраедри или триъгълници, техните димери или външни аниони.

Амоний, алкални, както и други метали в степен на окисление +1 най-често образуват хидратирани и безводни метаборати от типа MBO 2, M 2 B 4 O 7 тетраборати, MB 5 O 8 пентаборати, а също и M 4 B 10 O 17 декаборира н H 2 O. Алкалноземните и другите метали в степен на окисление + 2 обикновено дават хидратирани метаборати, M 2 B 6 O 11 триборати и MB 6 O 10 хексаборати. както и безводни мета-, орто- и тетраборати. Металите в степен на окисление + 3 се характеризират с хидратирани и безводни MBO 3 ортоборати.

Боратите са безцветни аморфни вещества или кристали (предимно с ниско-симетрична структура - моноклинна или ромбична). За безводните борати точките на топене са в диапазона от 500 до 2000 °C; най-високотопимите метаборати са алкални и орто- и метаборати на алкалоземни метали. Повечето борати лесно образуват чаши, когато стопилките им се охладят. Твърдостта на хидратираните борати по скалата на Mohs е 2-5, безводните - до 9.

Хидратираните моноборати губят кристализационна вода до ~180°C, полиборатите - при 300-500°C; елиминиране на вода поради ОН групи , координиран около борните атоми се среща до ~750°C. При пълно дехидратиране се образуват аморфни вещества, които при 500-800 ° C в повечето случаи претърпяват „боратно пренареждане“ - кристализация, придружена (за полиборати) от частично разлагане с отделяне на B 2 O 3.

Алкалните метали, амониевите и T1(I) боратите са разтворими във вода (особено мета- и пентаборати), хидролизират във водни разтвори (разтворите имат алкална реакция). Повечето борати се разлагат лесно от киселини, в някои случаи от действието на CO 2; и SO2;. Боратите на алкалоземните и тежките метали взаимодействат с разтвори на алкали, карбонати и бикарбонати на алкални метали. Безводните борати са химически по-стабилни от хидратираните. С някои алкохоли, по-специално с глицерол, боратите образуват водоразтворими комплекси. Под действието на силни окислители, по-специално H 2 O 2, или по време на електрохимично окисляване, боратите се превръщат в пероксоборати .

Известни са около 100 естествени борати, които са основно соли на Na, Mg, Ca, Fe.

Хидратирани борати се получават чрез: неутрализация на H 3 BO 3 с метални оксиди, хидроксиди или карбонати; обменни реакции на борати на алкални метали, най-често Na, със соли на други метали; реакцията на взаимно преобразуване на слабо разтворими борати с водни разтвори на борати на алкални метали; хидротермални процеси, използващи халогениди на алкални метали като минерализиращи добавки. Безводните борати се получават чрез сливане или синтероване на B 2 O 3 с метални оксиди или карбонати или чрез дехидратация на хидрати; монокристалите се отглеждат в разтвори на борати в стопени оксиди, например Bi 2 O 3 .

Боратите се използват: за получаване на други борни съединения; като компоненти на шихта при производството на стъкла, глазури, емайли, керамика; за огнеупорни покрития и импрегнации; като компоненти на флюсите за рафиниране, заваряване и запояване на метал”; като пигменти и пълнители на бои и лакове; като протрави при боядисване, инхибитори на корозията, компоненти на електролити, фосфор и др. Най-широко използвани са бораксът и калциевите борати.

2. Халогениди, химични съединения на халогените с други елементи. Халогенидите обикновено включват съединения, в които халогенните атоми имат по-висока електроотрицателност от друг елемент. Халидите не образуват He, Ne и Ar. Към прости или бинарни халогениди EX н (н- най-често цяло число от 1 за монохалогениди до 7 за IF 7 и ReF 7, но може да бъде и дробно, например 7/6 за Bi 6 Cl 7) включва по-специално соли на халогеноводородни киселини и интерхалогенни съединения (за например халофлуориди). Има също смесени халогениди, полихалиди, хидрохалогениди, оксохалиди, оксихалиди, хидроксохалиди, тиохалиди и комплексни халиди. Степента на окисление на халогените в халогенидите обикновено е -1.

Според естеството на връзката елемент-халоген простите халогениди се делят на йонни и ковалентни. Реално отношенията са от смесен характер с преобладаване на приноса на един или друг компонент. Халогенидите на алкалните и алкалоземните метали, както и много моно- и дихалогениди на други метали, са типични соли, в които преобладава йонната природа на връзката. Повечето от тях са относително огнеупорни, слабо летливи, силно разтворими във вода; във водни разтвори те почти напълно се дисоциират на йони. Свойствата на солите притежават и трихалогенидите на редкоземните елементи. Водната разтворимост на йонните халиди обикновено намалява от йодиди към флуориди. Хлоридите, бромидите и йодидите Ag + , Сu + , Hg + и Pb 2+ са слабо разтворими във вода.

Увеличаването на броя на халогенните атоми в металните халогениди или съотношението на металния заряд към радиуса на неговия йон води до увеличаване на ковалентния компонент на връзката, намаляване на разтворимостта във вода и термичната стабилност на халогенидите, увеличаване на при летливост, повишаване на окисляването, способността и склонността към хидролиза. Тези зависимости се наблюдават за метални халогениди от същия период и в поредицата от халогениди от същия метал. Те са лесни за проследяване на примера на топлинните свойства. Например, за метални халогениди от 4-ти период, точките на топене и кипене са съответно 771 и 1430°C за KC1, 772 и 1960°C за CaCl 2, 967 и 975°C за ScCl 3 , -24,1 и 136°C за TiCl 4 . За UF 3 точката на топене е ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. В серията EC съединения нсъс същото нковалентността на връзката обикновено се увеличава при преминаване от флуориди към хлориди и намалява при преминаване от последните към бромиди и йодиди. Така че, за AlF 3, температурата на сублимация е 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, точката на кипене на A1Br 3 е 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. В сериите ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 температурата на сублимация е съответно 906, 334, 355 и 418°C. В редиците на МФ ни MS1 нкъдето M е метал от една подгрупа, ковалентността на връзката намалява с увеличаване на атомната маса на метала. Има малко метални флуориди и хлориди с приблизително еднакъв принос на компонентите на йонната и ковалентната връзка.

Средната енергия на връзката елемент-халоген намалява при преминаване от флуориди към йодиди и с увеличаване н(виж таблицата).

Много метални халогениди, съдържащи изолирани или свързващи O атоми (съответно оксо- и оксихалиди), например ванадий оксотрифлуорид VOF 3, ниобиев диоксифлуорид NbO 2 F, волфрамов диоксодийодид WO 2 I 2.

Комплексните халогениди (халогенометалати) съдържат сложни аниони, в които халогенните атоми са лиганди, например калиев хексахлороплатинат (IV) K 2 , натриев хептафлуоротанталат (V) Na, литиев хексафлуороарсенат (V) Li. Флуоро-, оксофлуоро- и хлорометалатите имат най-висока термична стабилност. По естество на връзките йонните съединения с катиони NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + и др. са близки до сложните халогениди.

Много халогениди се характеризират със свързване и полимеризация в течна и газова фази с образуване на мостови връзки. Най-склонни към това са халогенидите на металите от I и II групи, AlCl 3 , пентафлуоридите на Sb и преходните метали, оксофлуоридите от състава MOF 4 . Известни халогениди с връзка метал-метал, например. Cl-Hg-Hg-Cl.

Флуоридите се различават значително по свойства от другите халогениди. При простите халогениди обаче тези разлики са по-слабо изразени, отколкото в самите халогени, а при сложните халогениди те са по-слабо изразени, отколкото при простите.

Много ковалентни халогениди (особено флуориди) са силни киселини на Люис, напр. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Флуоридите са част от суперкиселините. По-високите халогениди се редуцират от метали и водород, например:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF

Металните халогениди от групи V-VIII, с изключение на Cr и Mn, се редуцират с H 2 до метали, например:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Много ковалентни и йонни метални халогениди взаимодействат помежду си, за да образуват сложни халиди, например:

KC1 + TaCl 5 = K

По-леките халогени могат да изместят по-тежките от халогенидите. Кислородът може да окислява халогенидите с освобождаването на C1 2 , Br 2 и I 2 . Една от характерните реакции на ковалентните халогениди е взаимодействието с вода (хидролиза) или нейните пари при нагряване (пирохидролиза), което води до образуването на оксиди, окси- или оксохалогениди, хидроксиди и халогеноводороди.

Халогенидите се получават директно от елементите, чрез взаимодействие на халогеноводороди или халогеноводородни киселини с елементи, оксиди, хидроксиди или соли, както и чрез обменни реакции.

Халогенидите се използват широко в инженерството като изходни материали за производството на халогени, алкални и алкалоземни метали и като компоненти на стъкла и други неорганични материали; те са междинни продукти при производството на редки и някои цветни метали, U, Si, Ge и др.

В природата халогенидите образуват отделни класове минерали, които включват флуориди (напр. минералите флуорит, криолит) и хлориди (силвит, карналит). Бром и йод присъстват в някои минерали като изоморфни примеси. Значителни количества халогениди се намират във водата на моретата и океаните, в солта и подземните саламура. Някои халогениди, като NaCl, KC1, CaCl 2, са част от живите организми.

3. Карбонати (от лат. carbo, род case carbonis coal), соли на въглеродната киселина. Има средни карбонати с CO 3 2- анион и кисели, или бикарбонати (острели бикарбонати), с HCO 3 - анион. Карбонатите са кристални вещества. Повечето от средните метални соли в степен на окисление + 2 кристализират в шестоъгълник. решетъчен тип калцит или ромбичен тип арагонит.

От средните карбонати във вода се разтварят само соли на алкални метали, амоний и Tl(I). В резултат на значителна хидролиза, техните разтвори имат алкална реакция. Най-трудните разтворими метални карбонати в степен на окисление + 2. Напротив, всички бикарбонати са силно разтворими във вода. При обменни реакции във водни разтвори между метални соли и Na 2 CO 3 се образуват утайки от средни карбонати в случаите, когато тяхната разтворимост е много по-ниска от тази на съответните хидроксиди. Такъв е случаят с Ca, Sr и техните аналози, лантаниди, Ag(I), Mn(II), Pb(II) и Cd(II). Останалите катиони, когато взаимодействат с разтворени карбонати в резултат на хидролиза, могат да дадат не средни, а основни карбонати или дори хидроксиди. Средните карбонати, съдържащи много заредени катиони, понякога могат да бъдат утаени от водни разтвори в присъствието на голям излишък от CO 2 .

Химичните свойства на карбонатите се дължат на принадлежността им към класа на неорганичните соли на слабите киселини. Характерните особености на карбонатите са свързани с лошата им разтворимост, както и термичната нестабилност както на самите крабонати, така и на H 2 CO 3 . Тези свойства се използват при анализа на крабонатите въз основа или на тяхното разлагане от силни киселини и количественото усвояване на CO 2 , освободен в този случай от алкален разтвор, или на утаяването на йона CO 3 2- от разтвора в формата на ВаСО 3 . Под действието на излишък от CO 2 върху утайка от среден карбонат в разтвор се образува бикарбонат, например: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Наличието на бикарбонати в естествената вода определя нейната временна твърдост. Хидрокарбонатите при леко нагряване вече при ниски температури отново се превръщат в средни карбонати, които при нагряване се разлагат до оксид и CO 2. Колкото по-активен е металът, толкова по-висока е температурата на разлагане на неговия карбонат. Така Na 2 CO 3 се топи без разлагане при 857 °C, а за Ca, Mg и Al карбонати, равновесните налягания на разлагане достигат 0,1 MPa при температури съответно 820, 350 и 100 °C.

Карбонатите са много разпространени в природата, което се дължи на участието на CO 2 и H 2 O в процесите на минералообразуване. карбонатите играят голяма роля в глобалните равновесия между газообразния CO 2 в атмосферата и разтворения CO 2 ;

и HCO 3 - и CO 3 2- йони в хидросферата и твърди соли в литосферата. Най-важните минерали са CaCO 3 калцит, MgCO 3 магнезит, FeCO 3 сидерит, ZnCO 3 смитсонит и някои други Варовикът се състои основно от калцит или калцитни скелетни остатъци от организми, рядко от арагонит. Известни са също естествени хидратирани карбонати на алкални метали и Mg (например MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), двойни карбонати [например доломит CaMg (CO 3) 2, трон Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] и основен [малахит CuCO 3 Cu(OH) 2, хидроцерусит 2РbСО 3 Pb(OH) 2].

Най-важните са калиев карбонат, калциев карбонат и натриев карбонат. Много естествени карбонати са много ценни метални руди (например карбонати на Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Бикарбонатите играят важна физиологична роля, тъй като са буферни вещества, които регулират постоянството на pH на кръвта.

4. Нитрати, соли на азотната киселина HNO 3. Известен с почти всички метали; съществуват и двете под формата на безводни соли M (NO 3) н (н- степента на окисление на метала М), и под формата на кристални хидрати М (NO 3) н х H 2 O ( х= 1-9). От водни разтвори при температура, близка до стайна температура, само нитратите на алкални метали кристализират безводни, останалите - под формата на кристални хидрати. Физикохимичните свойства на безводен и хидратиран нитрат на един и същ метал могат да бъдат много различни.

Безводните кристални съединения на нитратите на d-елемента са оцветени. Обикновено нитратите могат да бъдат разделени на съединения с предимно ковалентен тип връзка (соли на Be, Cr, Zn, Fe и други преходни метали) и с предимно йонен тип връзка (соли на алкални и алкалоземни метали). Йонните нитрати се характеризират с по-висока термична стабилност, преобладаване на кристални структури с по-висока симетрия (кубични) и липса на разделяне на лентите на нитратните йони в IR спектрите. Ковалентните нитрати имат по-висока разтворимост в органични разтворители, по-ниска термична стабилност, техните IR спектри са по-сложни; някои ковалентни нитрати са летливи при стайна температура и когато се разтварят във вода, те частично се разлагат с отделянето на азотни оксиди.

Всички безводни нитрати показват силни окислителни свойства поради наличието на NO 3 - йона, докато тяхната окислителна способност се увеличава при преминаване от йонни към ковалентни нитрати. Последните се разлагат в диапазона от 100-300°C, йонните - при 400-600°C (NaNO 3 , KNO 3 и някои други се топят при нагряване). Продукти на разлагане в твърда и течна фаза. са последователно нитрити, оксонитрати и оксиди, понякога - свободни метали (когато оксидът е нестабилен, например Ag 2 O), а в газовата фаза - NO, NO 2, O 2 и N 2. Съставът на продуктите на разлагането зависи от естеството на метала и степента му на окисление, скоростта на нагряване, температурата, състава на газообразната среда и други условия. NH 4 NO 3 детонира и при бързо нагряване може да се разложи с експлозия, в този случай се образуват N 2 , O 2 и H 2 O; при бавно нагряване се разлага на N 2 O и H 2 O.

Свободният NO 3 - йон в газовата фаза има геометрична структура на равностранен триъгълник с N атом в центъра, ONO ъгли ~ 120° и дължини на N-O връзката 0,121 nm. В кристалните и газообразните нитрати, йонът NO 3 - основно запазва формата и размера си, което определя пространството и структурата на нитратите. Йон NO 3 - може да действа като моно-, би-, тридентатен или мостов лиганд, така че нитратите се характеризират с голямо разнообразие от видове кристални структури.

Преходни метали във високи степени на окисление поради стерични. трудности не могат да образуват безводни нитрати и те се характеризират с оксонитрати, например UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Нитратите образуват голям брой двойни и комплексни соли с йона NO 3 - във вътрешната сфера. Във водна среда, в резултат на хидролиза, катиони на преходните метали образуват хидроксонитрати (основни нитрати) с променлив състав, които също могат да бъдат изолирани в твърдо състояние.

Хидратираните нитрати се различават от безводните по това, че в кристалните си структури металният йон в повечето случаи е свързан с водни молекули, а не с йона NO 3 . Следователно те се разтварят по-добре от безводните нитрати във вода, но по-лошо - в органични разтворители по-слабите окислители се топят неконгруентно в кристализационна вода в диапазона 25-100°C. При нагряване на хидратирани нитрати по правило безводните нитрати не се образуват, но настъпва термолиза с образуването на хидроксонитрати и след това оксонитрати и метални оксиди.

По много от своите химични свойства нитратите са подобни на други неорганични соли. Характерните особености на нитратите се дължат на тяхната много висока разтворимост във вода, ниска термична стабилност и способност да окисляват органични и неорганични съединения. По време на редукцията на нитратите се образува смес от азотсъдържащи продукти NO 2 , NO, N 2 O, N 2 или NH 3 с преобладаване на един от тях в зависимост от вида на редуктора, температурата, реакцията на средата , и други фактори.

Индустриалните методи за производство на нитрати се основават на абсорбцията на NH 3 от разтвори на HNO 3 (за NH 4 NO 3) или абсорбцията на азотни газове (NO + NO 2) от алкални или карбонатни разтвори (за нитрати на алкални метали, Ca, Mg , Ba), както и при различни обменни реакции на метални соли с HNO 3 или нитрати на алкални метали. В лабораторията за получаване на безводни нитрати се използват реакции на преходни метали или техни съединения с течен N 2 O 4 и неговите смеси с органични разтворители или реакции с N 2 O 5.

Нитратите Na, K (натриев и калиев нитрат) се намират под формата на естествени отлагания.

Нитратите се използват в много индустрии. Амониев нитрит (амониев нитрат) - основният азотсъдържащ тор; нитратите на алкалните метали и Са също се използват като торове. Нитрати - компоненти на ракетни горива, пиротехнически състави, разтвори за ецване за боядисване на тъкани; те се използват за втвърдяване на метали, консервиране на храни, като лекарства и за производство на метални оксиди.

Нитратите са токсични. Те причиняват белодробен оток, кашлица, повръщане, остра сърдечно-съдова недостатъчност и др. Смъртоносната доза нитрати за човека е 8-15 g, допустимият дневен прием е 5 mg/kg. За сумата на нитратите Na, K, Ca, NH3 MPC: във вода 45 mg/l", в почва 130 mg/kg (клас на опасност 3); в зеленчуци и плодове (mg/kg) - картофи 250, късно бяло зеле 500, късни моркови 250, цвекло 1400, лук 80, тиквички 400, пъпеши 90, дини, грозде, ябълки, круши 60. Неспазване на агротехническите препоръки, прекомерно наторяване драстично повишава съдържанието на нитрати от селскостопанските продукти на полето (40-5500 mg/l), подземни води.

5. Нитрити, соли на азотната киселина HNO 2. На първо място се използват нитрити на алкални метали и амоний, по-малко - алкалноземни и Z д-метали, Pb и Ag. Има само откъслечни сведения за нитритите на други метали.

Металните нитрити в степен на окисление +2 образуват кристални хидрати с една, две или четири водни молекули. Нитритите образуват двойни и тройни соли, например. CsNO 2 AgNO 2 или Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, както и комплексни съединения, като Na3.

Кристалните структури са известни само за няколко безводни нитрита. NO 2 анионът има нелинейна конфигурация; ONO ъгъл 115°, дължина на H-O връзката 0,115 nm; видът на връзката M-NO 2 е йонно-ковалентен.

K, Na, Ba нитритите са добре разтворими във вода, Ag, Hg, Cu нитритите са слабо разтворими. С повишаване на температурата разтворимостта на нитритите се увеличава. Почти всички нитрити са слабо разтворими в алкохоли, етери и нискополярни разтворители.

Нитритите са термично нестабилни; стопяват се без разлагане само нитритите на алкалните метали, нитритите на другите метали се разлагат при 25-300 °C. Механизмът на разлагане на нитритите е сложен и включва редица паралелно-последователни реакции. Основните газообразни продукти на разлагане са NO, NO 2, N 2 и O 2, твърдите са метален оксид или елементарен метал. Отделянето на голямо количество газове причинява експлозивно разлагане на някои нитрити, например NH 4 NO 2, който се разлага на N 2 и H 2 O.

Характерните особености на нитритите са свързани с тяхната термична нестабилност и способността на нитритния йон да бъде едновременно окислител и редуциращ агент в зависимост от средата и естеството на реагентите. В неутрална среда нитритите обикновено се редуцират до NO, в кисела среда се окисляват до нитрати. Кислородът и CO 2 не взаимодействат с твърдите нитрити и техните водни разтвори. Нитритите допринасят за разлагането на азотсъдържащи органични вещества, по-специално амини, амиди и др. С органични халогениди RXH. реагират, за да образуват както RONO нитрити, така и RNO 2 нитро съединения.

Промишленото производство на нитрити се основава на абсорбцията на азотен газ (смес от NO + NO 2) с разтвори на Na 2 CO 3 или NaOH с последователна кристализация на NaNO 2; нитритите на други метали в промишлеността и лабораториите се получават чрез обменна реакция на метални соли с NaNO 2 или чрез редукция на нитратите на тези метали.

Нитритите се използват за синтеза на азо багрила, при производството на капролактам, като окислители и редуциращи агенти в каучуковата, текстилната и металообработващата промишленост, като консерванти за храни. Нитритите като NaNO 2 и KNO 2 са токсични, причиняват главоболие, повръщане, респираторна депресия и др. Когато NaNO 2 е отровен, в кръвта се образува метхемоглобин, увреждат се мембраните на еритроцитите. Може би образуването на нитрозамини от NaNO 2 и амини директно в стомашно-чревния тракт.

6. Сулфати, соли на сярна киселина. Средните сулфати с аниона SO 4 2- са известни, киселинни или хидросулфати, с аниона HSO 4 -, основни, съдържащи заедно с аниона SO 4 2- - OH групи, например Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Има и двойни сулфати, които включват два различни катиона. Те включват две големи групи сулфати - стипца , както и хенитите M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , където M е еднозареден катион, E е Mg, Zn и други двойно заредени катиони. Известен троен сулфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (минерален полигалит), двойноосновни сулфати, например минерали от групите алунит и ярозит M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 и M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, където M е еднозареден катион Сулфатите могат да бъдат част от смесени соли, например 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (минерален беркит), MgSO 4 KCl 3H 2 O (каинит) .

Сулфатите са кристални вещества, средни и киселинни, в повечето случаи са силно разтворими във вода. Слабо разтворими сулфати на калций, стронций, олово и някои други, практически неразтворими BaSO 4 , RaSO 4 . Основните сулфати обикновено са слабо разтворими или практически неразтворими, или хидролизирани от вода. Сулфатите могат да кристализират от водни разтвори под формата на кристални хидрати. Кристалните хидрати на някои тежки метали се наричат ​​витриол; меден сулфат СuSO 4 5H 2 O, железен сулфат FeSO 4 7H 2 O.

Средните сулфати на алкални метали са термично стабилни, докато киселинните сулфати се разлагат при нагряване, превръщайки се в пиросулфати: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Средните сулфати на други метали, както и основните сулфати, при нагряване до достатъчно високи температури, като правило, се разлагат с образуването на метални оксиди и отделянето на SO 3 .

Сулфатите са широко разпространени в природата. Те се намират под формата на минерали, като гипс CaSO 4 H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 10H 2 O, а също така са част от морска и речна вода.

Много сулфати могат да бъдат получени чрез взаимодействие на H2SO4 с метали, техните оксиди и хидроксиди, както и при разлагане на соли на летливи киселини със сярна киселина.

Неорганичните сулфати се използват широко. Например амониевият сулфат е азотен тор, натриевият сулфат се използва в стъкларската, хартиената промишленост, производството на вискоза и др. Естествените сулфатни минерали са суровини за промишленото производство на съединения на различни метали, строителни материали и др.

7.сулфити,соли на сярна киселина H2SO3 . Има средни сулфити с аниона SO 3 2- и кисели (хидросулфити) с аниона HSO 3 - . Средните сулфити са кристални вещества. Сулфитите на амония и алкални метали са силно разтворими във вода; разтворимост (g в 100 g): (NH4) 2SO3 40,0 (13°C), K2SO3 106,7 (20°C). Във водни разтвори те образуват хидросулфити. Сулфитите на алкалоземните и някои други метали са практически неразтворими във вода; разтворимост на MgSO 3 1 g в 100 g (40°C). Известни кристални хидрати (NH 4) 2 SO 3 H 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, K 2 SO 3 2H 2 O, MgSO 3 6H 2 O и др.

Безводните сулфити, когато се нагряват без достъп на въздух в херметически затворени съдове, непропорционални на сулфиди и сулфати, при нагряване в поток от N 2 губят SO 2, а при нагряване на въздух лесно се окисляват до сулфати. С SO 2 във водната среда средните сулфити образуват хидросулфити. Сулфитите са относително силни редуциращи агенти, окисляват се в разтвори с хлор, бром, Н 2 О 2 и др. до сулфати. Те се разлагат от силни киселини (например HC1) с освобождаване на SO 2.

Кристалните хидросулфити са известни за K, Rb, Cs, NH 4 +, те са нестабилни. Други хидросулфити съществуват само във водни разтвори. Плътност NH4HSO3 2,03 g/cm3; разтворимост във вода (g на 100 g): NH4HSO3 71.8 (0°C), KHSO3 49 (20°C).

Когато кристалните хидросулфити Na или K се нагряват, или когато суспензият разтвор на пулпа M 2 SO 3 е наситен с SO 2, се образуват пиросулфити (острели - метабисулфити) M 2 S 2 O 5 - соли на пиросярна киселина, неизвестни в свободната състояние H2S2O5; кристали, нестабилни; плътност (g/cm 3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; над ~ 160 °С се разлагат с отделяне на SO 2; разтваря се във вода (с разлагане до HSO 3 -), разтворимост (g на 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; образуват хидрати Na 2 S 2 O 5 7H 2 O и ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; редуциращи агенти.

Средно алкални метални сулфити се получават чрез взаимодействие на воден разтвор на M2CO3 (или MOH) с SO2 и MSO3 чрез преминаване на SO2 през водна суспензия на MCO3; основно SO 2 се използва от отпадъчните газове от контактното производство на сярна киселина. Сулфитите се използват при избелване, боядисване и печатане на тъкани, влакна, кожа за консервиране на зърно, зелен фураж, промишлени фуражни отпадъци (NaHSO 3 ,

Na2S2O5). CaSO 3 и Ca(HSO 3) 2 - дезинфектанти във винопроизводството и захарната индустрия. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - компоненти на сулфитната течност по време на варене; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 абсорбер; NaHSO 3 е абсорбатор на H 2 S от производствени отпадъчни газове, редуциращ агент при производството на серни багрила. K 2 S 2 O 5 - компонент на киселинните фиксатори във фотографията, антиоксидант, антисептик.

Методи за разделяне на сместа

Филтриране, разделяне на нехомогенни системи течност - твърди частици (суспензии) и газ - твърди частици с помощта на порести филтърни прегради (FP), които позволяват на течност или газ да преминават, но задържат твърди частици. Движещата сила на процеса е разликата в налягането от двете страни на FP.

При отделяне на суспензии твърдите частици обикновено образуват слой от мокра утайка върху FP, който, ако е необходимо, се промива с вода или друга течност, а също така се дехидратира чрез продухване на въздух или друг газ през него. Филтрирането се извършва при постоянна разлика в налягането или при постоянна скорост на процеса w(количеството филтрат в m 3 , преминаващ през 1 m 2 от повърхността на FP за единица време). При постоянна разлика в налягането, суспензията се подава към филтъра под вакуум или свръхналягане, както и чрез бутална помпа; при използване на центробежна помпа разликата в налягането се увеличава и скоростта на процеса намалява.

В зависимост от концентрацията на суспензиите се разграничават няколко вида филтриране. При концентрация над 1% се получава филтрация с образуване на утайка, а при концентрация по-малка от 0,1% със запушване на порите на FP (избистряне на течности). Ако върху FP не се образува достатъчно плътен седиментен слой и твърди частици попаднат във филтрата, той се филтрира с помощта на фино диспергирани помощни материали (диатомит, перлит), които предварително се нанасят върху FP или се добавят към суспензията. При първоначална концентрация под 10% е възможно частично разделяне и сгъстяване на суспензиите.

Прави се разлика между непрекъснати и периодични филтри. За последното основните етапи на работа са филтриране, измиване на утайката, нейното дехидратиране и разтоварване. В същото време оптимизацията е приложима по критериите за най-висока производителност и най-ниски разходи. Ако измиването и дехидратацията не се извършват и хидравличното съпротивление на преградата може да се пренебрегне, тогава най-високата производителност се постига, когато времето за филтриране е равно на продължителността на спомагателните операции.

Приложими гъвкави FP от памук, вълна, синтетични и стъклени тъкани, както и нетъкан FP от естествени и синтетични влакна и негъвкави - керамика, металокерамика и пенопласт. Посоките на движение на филтрата и действието на гравитацията могат да бъдат противоположни, да съвпадат или да бъдат взаимно перпендикулярни.

Дизайнът на филтрите е разнообразен. Един от най-разпространените е въртящ се барабанен вакуумен филтър. (см.Фиг.) на непрекъснато действие, при което посоките на движение на филтрата и действието на гравитацията са противоположни. Разпределителното устройство свързва зони I и II към източник на вакуум и зони III и IV към източник на сгъстен въздух. Филтратът и промивната течност от зони I и II влизат в отделни приемници. Широко разпространена е и автоматизираната периодична филтър преса с хоризонтални камери, филтърно платно под формата на безкраен ремък и еластични мембрани за обезводняване на утайката чрез пресоване. Извършва редуващи се операции по пълнене на камерите със суспензия, филтриране, измиване и дехидратиране на утайката, отделяне на съседни камери и отстраняване на утайката.

Определяне на динамично напрежение на срязване, ефективен и пластичен вискозитет при нормална температура

Определяне на динамично напрежение на срязване, ефективен и пластичен вискозитет при повишена температура

Опит 2. Получаване и изследване на свойствата на солите на фосфорната киселина.

В ежедневието хората рядко срещат Повечето предмети са смеси от вещества.

Разтвор е този, в който компонентите са равномерно смесени. Има няколко вида според размера на частиците: груби системи, молекулярни разтвори и колоидни системи, които често се наричат ​​золи. В тази статия говорим за молекулярна (или Разтворимост на вещества във вода - едно от основните условия, влияещи върху образуването на съединения.

Разтворимост на веществата: какво е това и защо е необходимо

За да разберете тази тема, трябва да знаете разтворимостта на веществата. Казано по-просто, това е способността на дадено вещество да се комбинира с друго и да образува хомогенна смес. От научна гледна точка може да се разглежда по-сложна дефиниция. Разтворимостта на веществата е способността им да образуват хомогенни (или хетерогенни) състави с едно или повече вещества с дисперсно разпределение на компонентите. Има няколко класа вещества и съединения:

• разтворим;
• слабо разтворим;
• неразтворим.

Каква е мярката за разтворимост на вещество

Съдържанието на вещество в наситена смес е мярка за неговата разтворимост. Както бе споменато по-горе, за всички вещества е различно. Разтворими са тези, които могат да разтворят повече от 10 g от себе си в 100 g вода. Втората категория е по-малко от 1 g при същите условия. Практически неразтворими са тези, в чиято смес преминава по-малко от 0,01 g от компонента. В този случай веществото не може да прехвърли молекулите си във вода.

Какъв е коефициентът на разтворимост

Коефициентът на разтворимост (k) е индикатор за максималната маса на вещество (g), която може да се разтвори в 100 g вода или друго вещество.

Разтворители

Този процес включва разтворител и разтворено вещество. Първият се различава по това, че първоначално е в същото агрегатно състояние като крайната смес. По правило се приема в по-големи количества.

Много хора обаче знаят, че водата заема специално място в химията. Има отделни правила за това. Разтвор, в който присъства Н2О, се нарича воден разтвор. Когато говорим за тях, течността е екстрагент дори когато е в по-малко количество. Пример за това е 80% разтвор на азотна киселина във вода. Пропорциите тук не са равни.Въпреки че делът на водата е по-малък от този на киселините, неправилно е веществото да се нарича 20% разтвор на вода в азотна киселина.

Има смеси, които не съдържат H 2 O. Те ще бъдат наречени неводни. Такива електролитни разтвори са йонни проводници. Те съдържат единични или смеси от екстрагенти. Те са съставени от йони и молекули. Използват се в индустрии като медицина, производство на битова химия, козметика и други области. Те могат да комбинират няколко желани вещества с различна разтворимост. Компонентите на много продукти, които се прилагат външно, са хидрофобни. С други думи, те не взаимодействат добре с водата. В тях те могат да бъдат летливи, енергонезависими и комбинирани. Органичните вещества в първия случай разтварят добре мазнините. Летливите вещества включват алкохоли, въглеводороди, алдехиди и други. Те често се включват в домакинските химикали. Най-често за производството на мехлеми се използват нелетливи. Това са мастни масла, течен парафин, глицерин и др. Комбинирана е смес от летливи и нелетливи, например етанол с глицерин, глицерин с димексид. Те също могат да съдържат вода.

Видове разтвори по степен на насищане

Наситен разтвор е смес от химикали, съдържащи максималната концентрация на едно вещество в разтворител при определена температура. Няма да се размножава повече. При приготвянето на твърдо вещество се забелязва утаяване, което е в динамично равновесие с него. Това понятие означава състояние, което се запазва във времето поради протичането му едновременно в две противоположни посоки (предна и обратна реакция) с една и съща скорост.

Ако дадено вещество все още може да се разложи при постоянна температура, тогава този разтвор е ненаситен. Те са стабилни. Но ако продължите да добавяте вещество към тях, тогава то ще бъде разредено във вода (или друга течност), докато достигне максималната си концентрация.

Друг вид е пренаситен. Той съдържа повече разтворено вещество, отколкото може да бъде при постоянна температура. Поради факта, че те са в нестабилно равновесие, кристализация настъпва, когато са физически засегнати.

Как можете да различите наситен разтвор от ненаситен?

Това е достатъчно лесно да се направи. Ако веществото е твърдо, тогава в наситен разтвор може да се види утайка. В този случай екстрагентът може да сгъсти, както например в наситен състав, вода, към която е добавена захар.
Но ако промените условията, увеличите температурата, тогава тя вече няма да се счита за наситена, тъй като при по-висока температура максималната концентрация на това вещество ще бъде различна.

Теории на взаимодействието на компонентите на разтворите

Има три теории относно взаимодействието на елементите в смес: физическа, химична и съвременна. Автори на първия са Сванте Аугуст Арениус и Вилхелм Фридрих Оствалд. Те предполагат, че поради дифузията частиците на разтворителя и разтвореното вещество са равномерно разпределени в обема на сместа, но няма взаимодействие между тях. Химическата теория, изложена от Дмитрий Иванович Менделеев, е противоположна на нея. Според него в резултат на химическо взаимодействие между тях се образуват нестабилни съединения с постоянен или променлив състав, които се наричат ​​солвати.

В момента се използва единната теория на Владимир Александрович Кистяковски и Иван Алексеевич Каблуков. Той съчетава физични и химически. Съвременната теория казва, че в разтвора има както невзаимодействащи частици от вещества, така и продуктите от тяхното взаимодействие - солвати, чието съществуване доказа Менделеев. В случай, че екстрагентът е вода, те се наричат ​​хидрати. Явлението, при което се образуват солвати (хидрати), се нарича солватация (хидратация). Той засяга всички физични и химични процеси и променя свойствата на молекулите в сместа. Солватацията възниква поради факта, че солватационната обвивка, състояща се от молекули на екстрагента, тясно свързани с него, заобикаля молекулата на разтвореното вещество.

Фактори, влияещи върху разтворимостта на веществата

Химичен състав на веществата.Правилото „подобното привлича подобно“ важи и за реагентите. Веществата, които са сходни по физични и химични свойства, могат взаимно да се разтварят по-бързо. Например, неполярните съединения взаимодействат добре с неполярните. Вещества с полярни молекули или йонна структура се разреждат в полярни, например във вода. В него се разлагат соли, основи и други компоненти, а неполярните - обратно. Може да се даде прост пример. За приготвяне на наситен разтвор на захар във вода е необходимо по-голямо количество вещество, отколкото при солта. Какво означава? Просто казано, можете да разредите много повече захар във вода, отколкото сол.

температура.За да увеличите разтворимостта на твърдите вещества в течности, трябва да увеличите температурата на екстрагента (работи в повечето случаи). Може да се покаже пример. Ако поставите щипка натриев хлорид (сол) в студена вода, този процес ще отнеме много време. Ако направите същото с гореща среда, тогава разтварянето ще бъде много по-бързо. Това се обяснява с факта, че в резултат на повишаване на температурата се увеличава кинетичната енергия, значително количество от която често се изразходва за разрушаване на връзките между молекули и йони на твърдо вещество. Въпреки това, когато температурата се повиши в случай на литиеви, магнезиеви, алуминиеви и алкални соли, тяхната разтворимост намалява.

налягане.Този фактор засяга само газове. Тяхната разтворимост се увеличава с увеличаване на налягането. В крайна сметка обемът на газовете се намалява.

Промяна на скоростта на разтваряне

Не бъркайте този индикатор с разтворимост. В крайна сметка различни фактори влияят върху промяната на тези два показателя.

Степента на фрагментация на разтвореното вещество.Този фактор влияе върху разтворимостта на твърдите вещества в течности. В цялостно (бучки) състояние съставът се разрежда по-дълго от този, който е натрошен на малки парченца. Да вземем пример. Твърдият блок сол ще отнеме много повече време да се разтвори във вода, отколкото солта под формата на пясък.

Скорост на бъркане.Както е известно, този процес може да се катализира чрез разбъркване. Неговата скорост също е важна, защото колкото по-бърз е, толкова по-бързо ще се разтвори веществото в течността.

Защо е важно да се знае разтворимостта на твърдите вещества във вода?

На първо място, такива схеми са необходими за правилното решаване на химически уравнения. В таблицата на разтворимостта има заряди на всички вещества. Те трябва да бъдат известни, за да се регистрират правилно реагентите и да се състави уравнението на химичната реакция. Разтворимостта във вода показва дали солта или основата могат да се дисоциират. Водните съединения, които провеждат ток, имат в състава си силни електролити. Има и друг вид. Тези, които провеждат лошо тока, се считат за слаби електролити. В първия случай компонентите са вещества, които са напълно йонизирани във вода. Докато слабите електролити показват този индикатор само в малка степен.

Уравнения на химични реакции

Има няколко вида уравнения: молекулярни, пълни йонни и къси йонни. Всъщност последният вариант е съкратена форма на молекулярна. Това е окончателният отговор. Пълното уравнение съдържа реагентите и продуктите на реакцията. Сега идва ред на таблицата за разтворимост на веществата. Първо трябва да проверите дали реакцията е осъществима, тоест дали е изпълнено едно от условията за реакцията. Има само 3 от тях: образуване на вода, отделяне на газ, валежи. Ако първите две условия не са изпълнени, трябва да проверите последното. За да направите това, трябва да погледнете таблицата за разтворимост и да разберете дали в реакционните продукти има неразтворима сол или основа. Ако е, тогава това ще бъде утайката. Освен това таблицата ще бъде необходима за написване на йонното уравнение. Тъй като всички разтворими соли и основи са силни електролити, те ще се разлагат на катиони и аниони. Освен това несвързаните йони се редуцират и уравнението се записва в кратка форма. пример:

1. K 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2. 2K + 2SO 4 + Ba + 2Cl \u003d BaSO 4 ↓ + 2K + 2Cl,
3. Ba+SO4=BaSO4 ↓.

По този начин таблицата на разтворимостта на веществата е едно от ключовите условия за решаване на йонни уравнения.

Подробна таблица ви помага да разберете колко компонент трябва да вземете, за да приготвите богата смес.

Таблица за разтворимост

Ето как изглежда обичайната непълна таблица. Важно е тук да е посочена температурата на водата, тъй като тя е един от факторите, които вече споменахме по-горе.

Как да използваме таблицата за разтворимост на веществата?

Таблицата на разтворимостта на веществата във вода е един от основните помощници на химика. Показва как различни вещества и съединения взаимодействат с водата. Разтворимостта на твърдите вещества в течност е индикатор, без който много химически манипулации са невъзможни.

Масата е много лесна за използване. Катиони (положително заредени частици) са записани на първия ред, аниони (отрицателно заредени частици) са записани на втория ред. По-голямата част от таблицата е заета от мрежа с определени символи във всяка клетка. Това са буквите "P", "M", "H" и знаците "-" и "?".

• "P" - съединението се разтваря;
• "M" - разтваря се малко;
• "H" - не се разтваря;
• "-" - връзка не съществува;
• "?" - няма информация за съществуването на връзката.

В тази таблица има една празна клетка - това е вода.

Прост пример

Сега за това как да работите с такъв материал. Да речем, че трябва да разберете дали солта е разтворима във вода - MgSo 4 (магнезиев сулфат). За да направите това, трябва да намерите колоната Mg 2+ и да отидете по нея до реда SO 4 2-. В пресечната им точка е буквата P, което означава, че съединението е разтворимо.

Заключение

И така, ние проучихме въпроса за разтворимостта на веществата във вода и не само. Без съмнение тези знания ще бъдат полезни при по-нататъшното изучаване на химията. В крайна сметка, разтворимостта на веществата играе важна роля там. Полезен е при решаване на химически уравнения и различни задачи.