Sal útil, insoluble en agua x. Una de las posibles soluciones. Propiedades químicas de las sales ácidas.

La sal se puede definir como un compuesto que se forma por la reacción entre un ácido y una base, pero no es agua. En esta sección, consideraremos las propiedades de las sales asociadas con los equilibrios iónicos.

REACCIONES DE SALES EN AGUA

Más adelante se mostrará que la solubilidad es un concepto relativo. Sin embargo, para los propósitos de la próxima discusión, podemos clasificar aproximadamente todas las sales como solubles e insolubles en agua.

Algunas sales, cuando se disuelven en agua, forman soluciones neutras. Otras sales forman soluciones ácidas o alcalinas. Esto se debe a la aparición de una reacción reversible entre los iones de sal y el agua, como resultado de lo cual se forman ácidos o bases conjugados. Si la solución salina resulta ser neutra, ácida o alcalina depende del tipo de sal. En este sentido, existen cuatro tipos de sales.

Sales formadas por ácidos fuertes y bases débiles. Las sales de este tipo, cuando se disuelven en agua, forman una solución ácida. Tomemos como ejemplo el cloruro de amonio, cuando esta sal se disuelve en agua, el ion amonio actúa como un ácido, dando un protón al agua.

El exceso de iones formados en este proceso determina las propiedades ácidas de la solución.

Sales formadas por un ácido débil y una base fuerte. Las sales de este tipo, cuando se disuelven en agua, forman una solución alcalina. Como ejemplo, démosle acetato de sodio El ión acetato actúa como base, aceptando un protón del agua, que en este caso actúa como un ácido:

Una cantidad excesiva de iones OH formados en este proceso determina las propiedades alcalinas de la solución.

Sales formadas por ácidos fuertes y bases fuertes. Cuando las sales de este tipo se disuelven en agua, se forma una solución neutra. A modo de ejemplo, daremos cloruro de sodio, que al disolverse en agua esta sal queda completamente ionizada y, por tanto, la concentración de iones resulta ser igual a la concentración de iones, ya que ni uno ni el otro ión entra en el ácido. -reacciones de base con agua, en

la solución no forma un exceso de iones u OH, por lo que resulta neutra.

Sales formadas por ácidos débiles y bases débiles. Un ejemplo de este tipo de sal es el acetato de amonio. Cuando se disuelve en agua, el ión amonio reacciona con el agua como ácido y el ión acetato reacciona con el agua como base. Ambas reacciones se describen anteriormente. Una solución acuosa de una sal formada por un ácido débil y una base débil puede ser débilmente ácida, débilmente alcalina o neutra, dependiendo de las concentraciones relativas de iones formados como resultado de las reacciones de cationes y aniones de la sal con agua. Depende de la relación entre los valores de las constantes de disociación del catión y el anión.

La tabla de solubilidad de sales, ácidos y bases es la base, sin la cual es imposible dominar por completo el conocimiento químico. La solubilidad de las bases y sales ayuda en la enseñanza no solo a los escolares, sino también a los profesionales. La creación de muchos productos de desecho no puede prescindir de este conocimiento.

Tabla de solubilidad de ácidos, sales y bases en agua.

La tabla de solubilidad de sales y bases en agua es una guía que ayuda en el desarrollo de los principios químicos básicos. Las siguientes notas le ayudarán a comprender la siguiente tabla.

• P - indica una sustancia soluble;
• H es una sustancia insoluble;
• M - la sustancia es ligeramente soluble en el medio acuoso;
• RK: una sustancia es capaz de disolverse solo cuando se expone a ácidos orgánicos fuertes;
• Un guión dirá que tal criatura no existe en la naturaleza;
• NK: no se disuelve en ácidos o agua;
• ? - el signo de interrogación indica que no hay información exacta sobre la disolución de la sustancia hasta la fecha.

A menudo, la mesa es utilizada por químicos y escolares, estudiantes para investigaciones de laboratorio, durante las cuales es necesario establecer las condiciones para la aparición de ciertas reacciones. De acuerdo con la tabla, resulta descubrir cómo se comportará la sustancia en un ambiente clorhídrico o ácido, si es posible la aparición de un precipitado. El precipitado durante la investigación y los experimentos indica la irreversibilidad de la reacción. Este es un punto esencial que puede afectar el curso de todo el trabajo de laboratorio.

Tarea 1. "Sal útil"

La sal X, insoluble en agua, se encuentra en muchas sustancias beneficiosas: pinturas blancas, materiales refractarios, fluidos de perforación, agentes de contraste para rayos X. Consta de tres elementos, uno de los cuales es azufre. Cuando se calcina con un exceso de carbón, X se convierte en una sal soluble Y, que consta de solo dos elementos en cantidades iguales. Las masas de los elementos en Y difieren 4,28 veces.

1. Determine las fórmulas de sal X e Y.
2. Escriba las ecuaciones de reacción X → Y e Y → X.
3. Sugiera tres formas de obtener X de sustancias que pertenecen a diferentes clases de compuestos.

Solución

1. Cuando se calcina con carbón, la sal X pierde oxígeno, el azufre y un elemento-metal permanecen en proporciones iguales, es decir, Y - sulfuro de metal divalente, MeS.

De la relación de masa encontramos:

METRO(Me) = 32 ∙ 4.28 = 137 g / mol es bario. Y - BaS, X - BaSO 4.

4 puntos(sobre 2 puntos por cada sal).

La respuesta X - BaSO 3 también se considera correcta.

2. X → Y. BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO

1,5 puntos

(también se aceptan la ecuación BaSO 4 + 2C = BaS + 2CO 2 y ecuaciones similares con BaSO 3),

Y → X. BaS + H 2 SO4 = BaSO 4 + H2S

1,5 puntos

3. BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O

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

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl

(también se acepta cualquier reacción razonable para la formación de BaSO 3)

Cada ecuación es 1 punto, máximo - 3 puntos.

Total - 10 puntos

Problema 2. "Ecuaciones de reacción incompletas"

A continuación se muestran las ecuaciones de reacciones químicas, en las que se omiten algunas sustancias y coeficientes. Complete todos los espacios en blanco.

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

Solución

1. H 2 S+ Br 2 = S + 2 HBr o Na 2 S+ Br 2 = S + 2 NaBr
2. 2NaCl + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2+ Cl 2
3. C 3 H 8+ 5O 2 = 3CO 2 + 4 H 2 O
4. Pb 3 O 4 + 4HNO 3 = PbO 2+ 2Pb (NO 3) 2 + 2 H 2 O
5. 2 NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2+ H 2 O

Para cada ecuación correcta - por 2 puntos.

Total - 10 puntos

Tarea 3. "Experimentos con virutas"

Se calcinaron al aire virutas de calcio que pesaban 4,0 g y luego se arrojaron al agua. Cuando las astillas se disolvieron en agua, se liberaron 560 ml de gas (n.a.), que prácticamente no se disuelve en agua.

1. Escribe las ecuaciones de reacción.
2. Determine cuántos gramos aumentó la masa de las astillas durante la ignición.
3. Calcule la composición de las virutas calcinadas en porcentaje en masa.

Solución

1. Cuando se calcinan las virutas calcinadas, se produce la reacción: 2Ca + O 2 = 2CaO

(La condición de que el gas sea prácticamente insoluble en agua excluye la reacción del calcio con el nitrógeno, lo que puede llevar a que el nitruro de calcio se hidrolice para formar NH 3).

Dado que el calcio se funde a alta temperatura y el producto de reacción también es refractario, la oxidación del metal se produce inicialmente solo en la superficie.

Las virutas calcinadas están recubiertas de metal con una capa de óxido en el exterior. Cuando se coloca en agua, tanto el metal como el óxido reaccionan con él:

• CaO + H2O = Ca (OH) 2;
• Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.

2. La cantidad de sustancia metálica que no ha reaccionado con el oxígeno es igual a la cantidad de gas liberado (hidrógeno): n (Ca) = n (H 2) = 0,56 / 22,4 = 0,025 mol.

En total, n (Ca) = 4/40 = 0,1 mol en las virutas originales.

Por lo tanto, 0.1 - 0.025 = 0.075 mol de calcio entraron en una reacción con oxígeno, que es m (Ca) = 0.075 ∙ 40 = 3 g.

El aumento de la masa del chip está asociado con la adición de oxígeno. La masa de oxígeno que reacciona con el calcio es m (O 2) = 32 ∙ 0.0375 = 1.2 g.

Entonces, la masa de las virutas después de la calcinación aumentó en 1,2 g.

3. Las virutas calcinadas consisten en calcio (0.025 mol) con una masa de 1 gy óxido de calcio (0.075 mol) con una masa de 4.2 g Composición en porcentaje de masa: Ca - 19.2%; CaO: 80,8%.

Sistema de calificación:

Problema 4. "Sal desconocida"

La sal desconocida está formada por dos iones con la configuración electrónica del argón. Se sabe que cuando se introduce en una solución acuosa de nitrato de plata, se forma un precipitado, cuando se expone al ácido clorhídrico, se libera gas y una solución acuosa de carbonato de sodio no provoca ningún cambio.

1. Nombra la sal. Anote la configuración electrónica de los iones que componen la sal.
2. Escriba las ecuaciones de las reacciones descritas en forma molecular y iónica abreviada.
3. Sugiera dos formas de obtener esta sal. Escribe las ecuaciones de reacción.

Solución

1. Los iones con la configuración de gas inerte argón 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 son cationes del comienzo del cuarto período (por ejemplo, K +, Ca 2+) y aniones del final del tercer período (por ejemplo, S 2–, Cl -). Solo el sulfuro de potasio K 2 S satisface las condiciones descritas en el problema.

2. Ecuaciones de reacción:

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

3. La sal se puede obtener de diferentes formas, por ejemplo, mediante la interacción de sustancias simples, la interacción del hidróxido de potasio con el sulfuro de hidrógeno:

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

Sistema de calificación:

Problema 5. "Metal desconocido"

Una pieza de metal desconocido de color blanco plateado fue llevada a la sala de química.

El maestro instruyó a uno de los estudiantes para que analizara el metal. El discípulo hizo

plan de investigación. Cuando la presión atmosférica se volvió igual a 760 mm Hg. Art., El alumno enfrió la instalación a 0 ° C y comenzó a analizar el metal.

Tomando una muestra exacta de metal - 1,00 g, lo disolvió en ácido clorhídrico. Al mismo tiempo, se liberó hidrógeno con un volumen de 2,49 litros. Esto fue suficiente para identificar el metal.

1. Determine el metal basándose en datos experimentales. Escribe la ecuación de la reacción.
2. ¿Por qué es importante considerar la presión atmosférica y la temperatura en este estudio?
3. ¿Qué reacciones adicionales se pueden utilizar para confirmar la identificación del metal?

Solución

1. Se determina el berilio metálico y se escribe la ecuación de reacción

5 puntos

Una de las posibles soluciones:

Se determina la cantidad de hidrógeno liberado

El metal reacciona con el ácido clorhídrico de acuerdo con la ecuación:

Yo + X HCl = MeCl X + 1/2 X H 2

dónde: metro- peso de una muestra de metal, X- la valencia del metal, norte- la cantidad de sustancia de hidrógeno. El berilio es adecuado de todas las opciones posibles para la selección por valencia. M = 9,09 g / mol

Be + 2HCl = BeCl 2 + H 2

2. Explicó la dependencia del volumen de gas de la presión y la temperatura.

2 puntos

3. El hidróxido de berilio tiene propiedades anfóteras. Se da la ecuación para la reacción de obtención de hidróxido de berilio y la reacción de Be (OH) 2 con ácido y álcali.

3 puntos

• BeCl 2 + 2NaOH = Be (OH) 2 ↓ + 2NaCl
• Be (OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
• Be (OH) 2 + 2NaOH = Na 2

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

El alumno puede proponer diferentes formas de identificar el berilio, no es necesario demostrar la diferencia entre el berilio y el aluminio en esta tarea.

Total - 10 puntos

Tarea 6. "Gas que no admite la combustión"

En el dispositivo que se muestra en la Figura 1, se colocaron gránulos de sustancia X y se vertió el líquido Y. Después de que se abrió el grifo, el líquido Y cayó del embudo al fondo del dispositivo y entró en contacto con la sustancia X, comenzó una reacción, acompañado por el desprendimiento de gas incoloro Z. El gas Z se recogió en un matraz mediante desplazamiento de aire (ver. arroz. 6.1).

Se introdujo una vela encendida en un matraz lleno de gas Z (ver Fig. arroz. 6.2), mientras se apagaba la vela. Sin embargo, cuando se sacó la vela del frasco, se volvió a encender.

1. ¿Qué gas se obtuvo en el dispositivo que se muestra en la Figura 1? ¿Cuál es el nombre de este dispositivo?
2. ¿Qué pueden ser las sustancias X e Y? Escribe la ecuación de la posible reacción entre X e Y para formar Z.
3. Explica la experiencia de las velas. ¿Por qué se apagó la vela cuando se introdujo en el matraz y se encendió de nuevo cuando se sacó del matraz? ¿Cuánto tiempo se puede continuar con esta experiencia?
4. De acuerdo con las normas de seguridad, antes de realizar un experimento con una vela, es necesario verificar el gas Z "para la limpieza". ¿Qué significa? ¿Cómo se puede hacer esto? ¿Qué puede pasar si se ignora esta regla de seguridad? Explica la respuesta.

Solución

1. Se obtuvo hidrógeno (gas Z) en un aparato Kipp.

2 puntos

2. La sustancia X es un metal activo, como el zinc; Y es un ácido, como el ácido clorhídrico o el ácido sulfúrico diluido. Posible opción de interacción:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

2 puntos

3. La vela se apaga en un matraz lleno de hidrógeno, ya que este gas no soporta la combustión. Sin embargo, cuando se introduce una vela encendida en el matraz, el hidrógeno se enciende en la apertura del matraz. El hidrógeno arde con una llama incolora, por lo que es prácticamente invisible. Cuando se saca la vela de la bombilla, el hidrógeno ardiente enciende la mecha y la vela se enciende de nuevo.

Este experimento puede continuar (introduzca la vela en el matraz y sáquela) siempre que el hidrógeno arda silenciosamente en el matraz. Gradualmente, a medida que el hidrógeno se quema, el frente de combustión aumentará más en el matraz. La combustión se volverá cada vez más inestable debido a la "mezcla" de oxígeno en el aire.

3 puntos

4. Probar el hidrógeno "por pureza" es una prueba experimental de la ausencia de impurezas de gases que forman "mezclas explosivas" con él, como oxígeno, aire, cloro. Para comprobar la pureza del hidrógeno, se recoge en un tubo de ensayo, se pone boca abajo y se lleva a la llama de una lámpara de alcohol. El hidrógeno puro se enciende con un ligero sonido "p". El hidrógeno sucio explota con un fuerte estruendo o silbido.

Si se recoge hidrógeno "sucio" en un matraz para este experimento, cuando se introduce una vela encendida, la mezcla explosiva explotará.

3 puntos

Total - 10 puntos

De 6 problemas, la calificación final incluye 5 soluciones, para las cuales el participante
obtuvo los puntos más altos, es decir una de las tareas con la puntuación más baja no es
tenido en cuenta.

Cationes	Aniones
F -	Cl -	Br -	I -	S 2-	NUMERO 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH 4 +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg 2+	RK	R	R	R	METRO	R	H	RK	R	RK
Ca 2+	Carolina del Norte	R	R	R	METRO	R	H	RK	METRO	RK
Sr 2+	Carolina del Norte	R	R	R	R	R	H	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	H	RK	Carolina del Norte	RK
Sn 2+	R	R	R	METRO	RK	R	H	H	R	H
Pb 2+	H	METRO	METRO	METRO	RK	R	H	H	H	H
Al 3+	METRO	R	R	R	GRAMO	R	GRAMO	Carolina del Norte	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	GRAMO	R	GRAMO	H	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe 2+	METRO	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	GRAMO	H	R	RK
Co 2+	METRO	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Ni 2+	METRO	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Cu 2+	METRO	R	R	-	H	R	GRAMO	H	R	H
Zn 2+	METRO	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Cd 2+	R	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Hg 2+	R	R	METRO	Carolina del Norte	Carolina del Norte	R	H	H	R	H
Hg 2 2+	R	Carolina del Norte	Carolina del Norte	Carolina del Norte	RK	R	H	H	METRO	H
Ag +	R	Carolina del Norte	Carolina del Norte	Carolina del Norte	Carolina del Norte	R	H	H	METRO	H

Leyenda:

Р - la sustancia es muy soluble en agua; M - ligeramente soluble; H - prácticamente insoluble en agua, pero fácilmente soluble en ácidos débiles o diluidos; PK - insoluble en agua y se disuelve solo en ácidos inorgánicos fuertes; NK - insoluble ni en agua ni en ácidos; D - completamente hidrolizado al disolverse y no existe en contacto con el agua. Un guión significa que tal sustancia no existe en absoluto.

En soluciones acuosas, las sales se disocian total o parcialmente en iones. Las sales de ácidos débiles y (o) bases débiles se someten a hidrólisis. Las soluciones acuosas de sales contienen iones hidratados, pares de iones y formas químicas más complejas, incluidos productos de hidrólisis, etc. Varias sales también son solubles en alcoholes, acetona, amidas ácidas y otros disolventes orgánicos.

A partir de soluciones acuosas, las sales pueden cristalizar en forma de hidratos cristalinos, a partir de soluciones no acuosas, en forma de solvatos cristalinos, por ejemplo, CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Los datos sobre varios procesos que ocurren en sistemas agua-sal, sobre la solubilidad de las sales en su presencia conjunta, dependiendo de la temperatura, presión y concentración, sobre la composición de las fases sólidas y líquidas pueden obtenerse estudiando los diagramas de solubilidad de los sistemas agua-sal. .

Métodos generales de síntesis de sales.

1. Obtención de sales medias:

1) metal con no metal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal con ácido: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) un metal con una solución de una sal de un metal menos activo Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) óxido básico con óxido ácido: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) óxido básico con ácido CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) bases con óxido de ácido Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) bases con ácido: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) sales con ácido: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

9) una solución base con una solución salina: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) soluciones de dos sales 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2.Producción de sales ácidas:

1. Interacción de ácido con falta de base. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O

2. Reacción de una base con un exceso de óxido ácido

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

3. Interacción de la sal media con el ácido Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Obtención de sales básicas:

1. Hidrólisis de sales formadas con una base débil y un ácido fuerte

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Agregar (gota a gota) pequeñas cantidades de álcalis a soluciones de sales metálicas medianas AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interacción de sales de ácidos débiles con sales medias.

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Obtención de sales complejas:

1. Reacciones de sales con ligandos: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl

5.Producción de sales dobles:

1. Cristalización conjunta de dos sales:

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

4. Reacciones redox debidas a las propiedades de un catión o anión. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2.Propiedades químicas de las sales ácidas:

1. Descomposición térmica con formación de sal media

Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

2. Interacción con álcalis. Obteniendo sal mediana.

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

3.Propiedades químicas de las sales básicas:

1. Descomposición térmica. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Interacción con ácido: formación de sal media.

Sn (OH) Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O

4.Propiedades químicas de las sales complejas:

1. Destrucción de complejos debido a la formación de compuestos poco solubles:

2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Intercambio de ligandos entre las esferas externa e interna.

K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl

5.Propiedades químicas de las sales dobles:

1. Interacción con soluciones alcalinas: KCr (SO 4) 2 + 3KOH = Cr (OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Reducción: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, dilu. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

La materia prima para la producción industrial de una serie de sales -cloruros, sulfatos, carbonatos, boratos Na, K, Ca, Mg son agua de mar y océano, salmueras naturales formadas durante su evaporación y depósitos de sales sólidas. Para un grupo de minerales que forman depósitos de sales sedimentarias (sulfatos y cloruros de Na, K y Mg), se utiliza el nombre convencional “sales naturales”. Los mayores depósitos de sales de potasio se encuentran en Rusia (Solikamsk), Canadá y Alemania, poderosos depósitos de minerales de fosfato - en el norte de África, Rusia y Kazajstán, NaNO3 - en Chile.

Las sales se utilizan en alimentos, químicos, metalúrgicos, vidrio, cuero, textiles, agricultura, medicina, etc.

Los principales tipos de sales.

1. Boratos (oxoboratos), sales de ácidos bóricos: HBO 2 metabólico, H 3 VO 3 ortobórico y ácido polibórico no aislado en estado libre. Según el número de átomos de boro en la molécula, se dividen en mono-, di, tetra-, hexaboratos, etc. Los boratos también se denominan según los ácidos que los forman y según el número de moles de В 2 О 3 por 1 mol del óxido básico. Por lo tanto, varios metabolitos pueden denominarse monoboratos si contienen el anión B (OH) 4 o un anión de cadena (BO 2). n n - diboratos - si contienen un anión de cadena doble (В 2 О 3 (OH) 2) n 2n- triborates - si contienen un anión de anillo (B 3 O 6) 3-.

Las estructuras de borato incluyen grupos boro-oxígeno - "bloques" que contienen de 1 a 6, y algunas veces 9 átomos de boro, por ejemplo:

El número de coordinación de los átomos de boro es 3 (grupos triangulares de boro-oxígeno) o 4 (grupos tetraédricos). Los grupos de boro-oxígeno son la base no solo de la isla, sino también de estructuras más complejas: cadena, capas y estructura polimerizada. Estos últimos se forman como resultado de la eliminación de agua en las moléculas de boratos hidratados y la formación de puentes a través de átomos de oxígeno; el proceso a veces va acompañado de la ruptura del enlace B - O dentro de los polianiones. Los polianiones pueden agregar grupos laterales: tetraedros o triángulos de boro-oxígeno, sus dímeros o aniones extraños.

El amonio, los álcalis y otros metales en el estado de oxidación +1 a menudo forman metabolitos hidratados y anhidros del tipo MBO 2, tetraboratos М 2 B 4 O 7, pentaboratos МB 5 O 8, así como decaboratos М 4 B 10 O 17 norte H 2 O. Los alcalinotérreos y otros metales en el estado de oxidación + 2 dan normalmente metaboratos hidratados, triboratos M 2 B 6 O 11 y hexaboratos MB 6 O 10. así como meta-, orto- y tetraboratos anhidros. Para los metales en estado de oxidación + 3, los ortoboratos de MBO 3 hidratados y anhidros son característicos.

Los boratos son sustancias o cristales amorfos incoloros (principalmente con una estructura de baja simetría, monoclínica o rómbica). Para los boratos anhidros, los puntos de fusión están en el rango de 500 a 2000 ° C; los puntos de fusión más altos son los metaboratos alcalinos y los orto y metaboratos de metales alcalinotérreos. La mayoría de los boratos forman vasos fácilmente cuando se enfrían sus masas fundidas. La dureza de los boratos hidratados en la escala de Mohs es de 2-5, para los boratos anhidros hasta 9.

Los monoboratos hidratados pierden agua de cristalización hasta ~ 180 ° С, poliboros - a 300-500 ° С; eliminación de agua por grupos OH , coordinado alrededor de los átomos de boro ocurre hasta ~ 750 ° C. Con la deshidratación completa, se forman sustancias amorfas, que a 500-800 ° C en la mayoría de los casos se someten a una "transposición de borato" -cristalización, acompañada (para poliboros) por descomposición parcial con la liberación de В 2 О 3.

Los boratos de metales alcalinos, amonio y T1 (I) son solubles en agua (especialmente meta y pentaboratos), hidrolizados en soluciones acuosas (las soluciones tienen una reacción alcalina). La mayoría de los boratos se descomponen fácilmente por los ácidos, en algunos casos por la acción del CO 2; y SO 2 ;. Los boratos de metales alcalinotérreos y pesados ​​interactúan con soluciones de álcalis, carbonatos e hidrocarbonatos de metales alcalinos. Los boratos anhidros son químicamente más estables que los boratos hidratados. Con algunos alcoholes, en particular con glicerol, los boratos forman complejos solubles en agua. Bajo la acción de oxidantes fuertes, en particular H 2 O 2, o durante la oxidación electroquímica, los boratos se convierten en peroxoboratos. .

Se conocen alrededor de 100 boratos naturales, que son principalmente sales de Na, Mg, Ca, Fe.

Los boratos hidratados se obtienen: neutralizando H 3 VO 3 con óxidos, hidróxidos o carbonatos metálicos; reacciones de intercambio de boratos de metales alcalinos, más a menudo Na, con sales de otros metales; la reacción de conversión mutua de boratos poco solubles con soluciones acuosas de boratos de metales alcalinos; Procesos hidrotermales que utilizan haluros de metales alcalinos como aditivos mineralizantes. Los boratos anhidros se obtienen por fusión o sinterización de B 2 O 3 con óxidos o carbonatos metálicos, o por deshidratación de hidratos; Los monocristales se cultivan en soluciones de boratos en óxidos fundidos, por ejemplo, Bi 2 O 3.

Los boratos se utilizan: para obtener otros compuestos de boro; como componentes de carga en la producción de vidrios, vidriados, esmaltes, cerámicas; para revestimientos e impregnaciones ignífugas; como componentes de fundentes para refinar, soldar y soldar metales ”; como pigmentos y cargas para pinturas y barnices; como mordientes para teñir, inhibidores de corrosión, componentes de electrolitos, fósforos, etc. El bórax y los boratos de calcio son los más utilizados.

2. Haluros, compuestos químicos de halógenos con otros elementos. Los haluros suelen incluir compuestos en los que los átomos de halógeno tienen mayor electronegatividad que otros elementos. Él, Ne y Ar no forman haluros. A haluros EH simples o binarios norte (norte- la mayoría de las veces un número entero de 1 para monohaluros a 7 para IF 7 y ReF 7, pero también puede ser fraccional, por ejemplo 7/6 para Bi 6 Cl 7) incluyen, en particular, sales de ácidos hidrohálicos y compuestos interhalogenados ( por ejemplo, fluoruros de halógeno). También hay mezclas de haluros, polihaluros, hidrohaluros, oxohaluros, oxihaluros, hidroxihaluros, tiohaluros y haluros complejos. El estado de oxidación de los halógenos en los haluros suele ser -1.

Por la naturaleza del enlace elemento-halógeno, los haluros simples se subdividen en iónicos y covalentes. En realidad, las conexiones son de carácter mixto, con predominio del aporte de uno u otro componente. Los haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos, así como muchos mono y dihaluros de otros metales, son sales típicas en las que predomina la naturaleza iónica del enlace. La mayoría de ellos son relativamente refractarios, de baja volatilidad, fácilmente solubles en agua; en soluciones acuosas, se disocian casi por completo en iones. Las propiedades de las sales también las poseen los trihaluros de elementos de tierras raras. La solubilidad en agua de los haluros iónicos tiende a disminuir de yoduros a fluoruros. Los cloruros, bromuros y yoduros Ag +, Cu +, Hg + y Pb 2+ son poco solubles en agua.

Un aumento en el número de átomos de halógeno en los haluros metálicos o la relación entre la carga del metal y el radio de su ion conduce a un aumento en el componente covalente del enlace, una disminución en la solubilidad en agua y la estabilidad térmica de los haluros, un aumento en volatilidad, aumento de la oxidación, capacidad y tendencia a la hidrólisis. Estas dependencias se observan para haluros metálicos del mismo período y en una serie de haluros del mismo metal. Se pueden rastrear fácilmente con el ejemplo de las propiedades térmicas. Por ejemplo, para los haluros metálicos del cuarto período, los puntos de fusión y ebullición son, respectivamente, 771 y 1430 ° C para KC1, 772 y 1960 ° C para CaCl 2, 967 y 975 ° C para ScCl 3, -24,1 y 136 ° C para TiCl 4. Para UF 3, el punto de fusión es ~ 1500 ° C, UF 4 es 1036 ° C, UF 5348 ° C, UF 6 es 64,0 ° C. En las filas de conexiones EC norte con sin cambios norte La covalencia del enlace generalmente aumenta al pasar de fluoruros a cloruros y disminuye al pasar de estos últimos a bromuros y yoduros. Entonces, para AlF 3, la temperatura de sublimación es 1280 ° C, A1C1 3 es 180 ° C, el punto de ebullición de A1Br es 3254,8 ° C y AlI es 407 ° C. En la serie ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4, la temperatura de sublimación es 906, 334, 355 y 418 ° C, respectivamente. En las filas de MF norte y MC1 norte donde M es un metal de un subgrupo, la covalencia del enlace disminuye con un aumento en la masa atómica del metal. Hay pocos fluoruros y cloruros metálicos con aproximadamente la misma contribución de los componentes iónicos y covalentes del enlace.

La energía de enlace promedio del elemento-halógeno disminuye al pasar de fluoruros a yoduros y al aumentar norte(ver tabla).

Muchos haluros metálicos que contienen átomos de O aislados o en puente (respectivamente oxo y oxihaluros), por ejemplo, oxotrifluoruro de vanadio VOF 3, dióxido de niobio NbO 2 F, yoduro de dioxodio de tungsteno WO 2 I 2.

Los haluros complejos (haluros metálicos) contienen aniones complejos en los que los átomos de halógeno son ligandos, por ejemplo, hexacloroplatinato de potasio (IV) K 2, heptafluorotantalato de sodio (V) Na, hexafluoroarsenato de litio (V) Li. Los fluoro, oxofluoro y clorometalatos tienen la mayor estabilidad térmica. Por la naturaleza de los enlaces, los compuestos iónicos con cationes NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF +, etc. están cerca de los haluros complejos.

Muchos haluros se caracterizan por la asociación y polimerización en las fases líquida y gaseosa con la formación de puentes. Los más propensos a esto son los haluros de metales de los grupos I y II, AlCl 3, pentafluoruros de Sb y metales de transición, oxofluoruros de la composición MOF 4. Haluros conocidos con un enlace metal-metal, por ejemplo. Cl-Hg-Hg-Cl.

Los fluoruros difieren significativamente en propiedades de otros haluros. Sin embargo, en los haluros simples, estas diferencias son menos pronunciadas que en los propios halógenos, y en los haluros complejos, más débiles que en los simples.

Muchos haluros covalentes (especialmente fluoruros) son ácidos de Lewis fuertes, por ejemplo. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Los fluoruros son parte de los superácidos. Los metales y el hidrógeno reducen los haluros superiores, por ejemplo:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Los haluros de metales de los grupos V-VIII, excepto Cr y Mn, son reducidos por H 2 a metales, por ejemplo:

WF 6 + ÇН 2 = W + 6HF

Muchos haluros metálicos covalentes e iónicos interactúan entre sí para formar haluros complejos, por ejemplo:

KC1 + TaCl 5 = K

Los halógenos más ligeros pueden desplazar a los más pesados ​​de los haluros. El oxígeno puede oxidar los haluros con la liberación de C1 2, Br 2 e I 2. Una de las reacciones características de los haluros covalentes es la interacción con el agua (hidrólisis) o su vapor cuando se calienta (pirohidrólisis), lo que lleva a la formación de óxidos, oxi u oxohaluros, hidróxidos y haluros de hidrógeno.

Los halogenuros se obtienen directamente de los elementos, mediante la interacción de halogenuros de hidrógeno o ácidos halohídricos con elementos, óxidos, hidróxidos o sales, así como reacciones de intercambio.

Los haluros se utilizan ampliamente en tecnología como materiales de partida para la producción de halógenos, metales alcalinos y alcalinotérreos, como componentes de vidrios y otros materiales inorgánicos; son productos intermedios en la producción de metales raros y algunos no ferrosos, U, Si, Ge, etc.

En la naturaleza, los haluros forman clases separadas de minerales, en los que están presentes fluoruros (por ejemplo, minerales fluorita, criolita) y cloruros (silvita, carnalita). El bromo y el yodo se encuentran en algunos minerales como impurezas isomórficas. Se encuentran cantidades significativas de haluros en el agua de los mares y océanos, en la sal y en las salmueras subterráneas. Algunos haluros, como NaCl, KC1, CaCl 2, se encuentran en organismos vivos.

3. Carbonatos (de Lat. Carbo, género. Case carbonis carbón), sales de ácido carbónico. Hay carbonatos medios con el anión CO 3 2- y ácidos, o bicarbonatos (bicarbonatos obsoletos), con el anión HCO 3 -. Los carbonatos son sustancias cristalinas. La mayoría de las sales metálicas medianas en el estado de oxidación +2 cristalizan en hexágono. calcita de tipo celosía o aragonito de tipo rómbico.

De los carbonatos medios, solo las sales de metales alcalinos, amonio y Tl (I) se disuelven en agua. Como resultado de una hidrólisis significativa, sus soluciones son alcalinas. Los más difíciles de disolver son los carbonatos metálicos en el estado de oxidación + 2. Por el contrario, todos los hidrocarbonatos son fácilmente solubles en agua. Durante las reacciones de intercambio en soluciones acuosas entre sales metálicas y Na 2 CO 3, se forman precipitados de carbonatos medios en los casos en que su solubilidad es mucho menor que la de los hidróxidos correspondientes. Este es el caso del Ca, Sr y sus análogos, lantánidos, Ag (I), Mn (II), Pb (II) y Cd (II). El resto de los cationes, al interactuar con los carbonatos disueltos como resultado de la hidrólisis, no pueden dar carbonatos medios, sino básicos o incluso hidróxidos. A veces, los crabonatos medios que contienen cationes con carga múltiple pueden precipitarse a partir de soluciones acuosas en presencia de un gran exceso de CO2.

Las propiedades químicas de los carbonatos se deben a su pertenencia a la clase de sales inorgánicas de ácidos débiles. Los rasgos característicos de los carbonatos están asociados con su escasa solubilidad, así como con la inestabilidad térmica tanto de los propios crabonatos como del H 2 CO 3. Estas propiedades se utilizan en el análisis de crabonatos, ya sea en base a su descomposición con ácidos fuertes y absorción cuantitativa del CO 2 liberado en este proceso por una solución alcalina, o en la precipitación del ion CO 3 2- de la solución en el forma de BaCO 3. Cuando un exceso de CO 2 actúa sobre el precipitado del carbonato medio, se forma un bicarbonato en la solución, por ejemplo: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. La presencia de hidrocarburos en el agua natural provoca su dureza temporal. Cuando se calienta ligeramente, los bicarbonatos se convierten en carbonatos medios, que se descomponen en óxido y CO 2 cuando se calientan. Cuanto más activo es el metal, mayor es la temperatura de descomposición de su carbonato. Entonces, el Na 2 CO 3 se funde sin descomponerse a 857 ° C, y para los carbonatos Ca, Mg y A1 las presiones de descomposición en equilibrio alcanzan 0.1 MPa a temperaturas de 820, 350 y 100 ° C, respectivamente.

Los carbonatos son de naturaleza muy extendida, lo que se debe a la participación de CO 2 y H 2 O en los procesos de formación de minerales. los carbonatos juegan un papel importante en los equilibrios globales entre el CO 2 gaseoso en la atmósfera, el CO 2 disuelto;

e iones HCO 3 - y CO 3 2- en la hidrosfera y sales sólidas en la litosfera. Los minerales más importantes son la calcita CaCO 3, magnesita MgCO 3, siderita FeCO 3, smithsonita ZnCO 3. La piedra caliza consiste principalmente en calcita o restos esqueléticos de calcita de organismos, raramente aragonita. También se conocen los carbonatos hidratados naturales de metales alcalinos y Mg (por ejemplo, MgCO 3 3N 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), carbonatos dobles [por ejemplo, dolomita CaMg (CO 3) 2, trono Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] y básico [malaquita CuCO 3 Cu (OH) 2, hidrocerusita 2PbCO 3 Pb (OH) 2].

Los más importantes son el carbonato de potasio, el carbonato de calcio y el carbonato de sodio. Muchos carbonatos naturales son minerales metálicos muy valiosos (por ejemplo, carbonatos de Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Los hidrocarbonatos juegan un papel fisiológico importante como agentes tamponadores que regulan la constancia del pH sanguíneo.

4.Nitratos, sales de ácido nítrico HNO 3. Conocido por casi todos los metales; existen como sales anhidras M (NO 3) norte (norte- estado de oxidación del metal M), y en forma de hidratos cristalinos M (NO 3) norte X H 2 O ( NS= 1-9). A partir de soluciones acuosas a temperaturas cercanas a la temperatura ambiente, solo los nitratos de metales alcalinos cristalizan anhidros, el resto, en forma de hidratos cristalinos. Las propiedades fisicoquímicas del nitrato anhidro e hidratado del mismo metal pueden ser muy diferentes.

Los compuestos cristalinos anhidros de los nitratos del elemento d están coloreados. Convencionalmente, los nitratos se pueden dividir en compuestos con un tipo de enlace predominantemente covalente (sales de Be, Cr, Zn, Fe y otros metales de transición) y con un tipo de enlace predominantemente iónico (sales de metales alcalinos y alcalinotérreos). Los nitratos iónicos se caracterizan por una mayor estabilidad térmica, el predominio de estructuras cristalinas de mayor simetría (cúbica) y la ausencia de escisión de las bandas del ion nitrato en los espectros IR. Los nitratos covalentes tienen mayor solubilidad en disolventes orgánicos, menor estabilidad térmica, sus espectros de IR son más complejos; algunos nitratos covalentes son volátiles a temperatura ambiente y, cuando se disuelven en agua, se descomponen parcialmente con la liberación de óxidos de nitrógeno.

Todos los nitratos anhidros exhiben fuertes propiedades oxidantes debido a la presencia del ión NO 3 -, mientras que su capacidad oxidante aumenta con la transición de nitratos iónicos a covalentes. Este último se descompone en el rango de 100-300 ° C, iónico, a 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 y algunos otros se derriten cuando se calientan). Productos de descomposición en fase sólida y líquida. son secuencialmente nitritos, oxonitratos y óxidos, a veces - metales libres (cuando el óxido es inestable, por ejemplo, Ag 2 O), y en la fase gaseosa - NO, NO 2, O 2 y N 2. La composición de los productos de descomposición depende de la naturaleza del metal y su estado de oxidación, velocidad de calentamiento, temperatura, composición del medio gaseoso y otras condiciones. El NH 4 NO 3 detona y al calentarse rápidamente puede descomponerse con una explosión, en este caso se forman N 2, O 2 y H 2 O; cuando se calienta lentamente, se descompone en N 2 O y H 2 O.

El ion libre NO 3 - en la fase gaseosa tiene la estructura geométrica de un triángulo equilátero con un átomo de N en el centro, los ángulos ONO son ~ 120 ° y las longitudes de enlace N-O son 0.121 nm. En los nitratos cristalinos y gaseosos, el ion NO 3 - básicamente conserva su forma y tamaño, lo que determina los espacios, la estructura de los nitratos. Ion NO 3 - puede actuar como ligando mono, bi, tridentado o puente, por lo que los nitratos se caracterizan por una amplia variedad de tipos de estructuras cristalinas.

Metales de transición en estados de alta oxidación debido a estérico. Las dificultades no pueden formar nitratos anhidros, y se caracterizan por oxonitratos, por ejemplo UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Los nitratos forman una gran cantidad de sales dobles y complejas con el ion NO 3, en la esfera interna. En medios acuosos, como resultado de la hidrólisis, los cationes de metales de transición forman hidroxonitratos (nitratos básicos) de composición variable, que también pueden aislarse en estado sólido.

Los nitratos hidratados se diferencian de los anhidros en que en sus estructuras cristalinas, el ión metálico en la mayoría de los casos está asociado con moléculas de agua y no con el ión NO 3. Por lo tanto, se disuelven en agua mejor que los nitratos anhidros, pero peor en solventes orgánicos, agentes oxidantes más débiles, se funden de manera incongruente en agua de cristalización en el rango de 25-100 ° C. Cuando se calientan los nitratos hidratados, los nitratos anhidros, por regla general, no se forman, pero la termólisis ocurre con la formación de hidroxonitratos y luego oxonitratos y óxidos metálicos.

En muchas de sus propiedades químicas, los nitratos son similares a otras sales inorgánicas. Los rasgos característicos de los nitratos se deben a su muy alta solubilidad en agua, baja estabilidad térmica y capacidad para oxidar compuestos orgánicos e inorgánicos. Al reducir los nitratos, se forma una mezcla de productos nitrogenados NO 2, NO, N 2 O, N 2 o NH 3 con predominio de uno de ellos, dependiendo del tipo de agente reductor, temperatura, reacción del medio, y otros factores.

Los métodos industriales para la producción de nitratos se basan en la absorción de NH 3 por soluciones de HNO 3 (para NH 4 NO 3) o la absorción de gases nitrosos (NO + NO 2) por soluciones de álcalis o carbonatos (para nitratos de álcali metales, Ca, Mg, Ba), así como en diversas reacciones de intercambio de sales metálicas con HNO 3 o nitratos de metales alcalinos. En el laboratorio, para la obtención de nitratos anhidros se utilizan reacciones de metales de transición o sus compuestos con N 2 O 4 líquido y sus mezclas con disolventes orgánicos o reacciones con N 2 O 5.

Los nitratos Na, K (nitrato de sodio y potasio) se encuentran en forma de depósitos naturales.

Los nitratos se utilizan en muchas industrias. El nitrito de amonio (nitrato de amonio) es el principal fertilizante que contiene nitrógeno; Los nitratos de metales alcalinos y los nitratos de Ca también se utilizan como fertilizantes. Nitratos: componentes de combustibles para cohetes, composiciones pirotécnicas, soluciones de grabado para teñir tejidos; se utilizan para endurecer metales, conservar productos alimenticios, como medicinas y para obtener óxidos metálicos.

Los nitratos son tóxicos. Causan edema pulmonar, tos, vómitos, insuficiencia cardiovascular aguda, etc. La dosis letal de nitratos para humanos es de 8-15 g, la ingesta diaria permitida es de 5 mg / kg. Para la suma de nitratos Na, K, Ca, NH3 MPC: en agua 45 mg / l ", en suelo 130 mg / kg (clase de peligro 3); en hortalizas y frutas (mg / kg) - 250 patatas, col blanca tardía 500, zanahorias tardías 250, remolacha 1400, cebollas 80, calabacines 400, melones 90, sandías, uvas, manzanas, peras 60. El incumplimiento de las recomendaciones agrotécnicas, la fertilización excesiva aumenta drásticamente el contenido de nitratos en los productos agrícolas, la escorrentía superficial de los campos (40-5500 mg / l), agua subterránea.

5.Nitritos, sales de ácido nitroso HNO 2. Utilizan principalmente nitritos de amonio y metales alcalinos, menos alcalinotérreos y 3 D-metales, Pb y Ag. Solo hay información fragmentaria sobre los nitritos de otros metales.

Los nitritos metálicos en el estado de oxidación +2 forman hidratos cristalinos con una, dos o cuatro moléculas de agua. Los nitritos forman sales dobles y triples, por ejemplo. CsNO 2 AgNO 2 o Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, así como compuestos complejos, por ejemplo Na 3.

Las estructuras cristalinas son conocidas solo por unos pocos nitritos anhidros. El anión NO 2 tiene una configuración no lineal; Ángulo ONO 115 °, longitud de enlace H-O 0,115 nm; el tipo de enlace М-NO 2 es iónico-covalente.

Los nitritos de K, Na, Ba son bien solubles en agua, los nitritos de Ag, Hg, Cu son poco solubles. Al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad de los nitritos. Casi todos los nitritos son poco solubles en alcoholes, éteres y disolventes de baja polaridad.

Los nitritos son térmicamente inestables; Solo los nitritos de metales alcalinos se funden sin descomponerse, los nitritos de otros metales se descomponen a 25-300 ° C. El mecanismo de descomposición del nitrito es complejo e incluye una serie de reacciones secuenciales paralelas. Los principales productos de descomposición gaseosa son NO, NO 2, N 2 y O 2, los sólidos son óxido metálico o metal elemental. La liberación de una gran cantidad de gases provoca la descomposición explosiva de algunos nitritos, por ejemplo NH 4 NO 2, que se descompone en N 2 y H 2 O.

Los rasgos característicos de los nitritos están asociados con su inestabilidad térmica y la capacidad del ion nitrito de ser tanto un agente oxidante como un agente reductor, dependiendo del entorno y la naturaleza de los reactivos. En un medio neutro, los nitritos generalmente se reducen a NO, en un medio ácido se oxidan a nitratos. El oxígeno y el CO 2 no interactúan con los nitritos sólidos y sus soluciones acuosas. Los nitritos favorecen la descomposición de sustancias orgánicas que contienen nitrógeno, en particular aminas, amidas, etc. Con haluros orgánicos RXH. reaccionan para formar tanto nitritos RONO como compuestos nitro RNO 2.

La producción industrial de nitritos se basa en la absorción de gas nitroso (una mezcla de NO + NO 2) por soluciones de Na 2 CO 3 o NaOH con cristalización sucesiva de NaNO 2; Los nitritos de otros metales en la industria y los laboratorios se obtienen por reacción de intercambio de sales metálicas con NaNO 2 o reducción de nitratos de estos metales.

Los nitritos se utilizan para la síntesis de colorantes azoicos, en la producción de caprolactama, como oxidantes y agentes reductores en las industrias del caucho, textil y metalurgia, como conservantes para productos alimenticios. Los nitritos como NaNO 2 y KNO 2 son tóxicos, provocan dolores de cabeza, vómitos, depresión respiratoria, etc. En caso de intoxicación con NaNO 2, se forma metahemoglobina en la sangre, las membranas de los eritrocitos se dañan. La formación de nitrosaminas a partir de NaNO 2 y aminas es posible directamente en el tracto gastrointestinal.

6. Sulfatos, sales de ácido sulfúrico. Sulfatos medios conocidos con el anión SO 4 2 - ácido, o hidrosulfatos, con el anión HSO 4 - básico, que contienen, junto con el anión SO 4 2 - - grupos OH, por ejemplo Zn 2 (OH) 2 SO 4. También hay dobles sulfatos que contienen dos cationes diferentes. Estos incluyen dos grandes grupos de sulfatos. - alumbre , así como shenits M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , donde M es un catión con carga simple, E es Mg, Zn y otros cationes con carga doble. Triple sulfato conocido K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineral polihalito), sulfatos básicos dobles, por ejemplo, minerales de los grupos alunita y jarosita M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 y M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, donde M es un catión con carga simple. Los sulfatos pueden ser parte de sales mixtas, por ejemplo 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkeita mineral), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainita) ...

Los sulfatos son sustancias cristalinas, medianas y ácidas, en la mayoría de los casos, fácilmente solubles en agua. Sulfatos poco solubles de calcio, estroncio, plomo y algunos otros, prácticamente insolubles BaSO 4, RaSO 4. Los sulfatos básicos, por regla general, son poco solubles o prácticamente insolubles, o se hidrolizan con agua. A partir de soluciones acuosas, los sulfatos pueden cristalizar en forma de hidratos cristalinos. Los hidratos cristalinos de algunos metales pesados ​​se denominan vitriolo; sulfato de cobre CuSO 4 5H 2 O, sulfato de hierro FeSO 4 7H 2 O.

Los sulfatos medios de metales alcalinos son térmicamente estables, mientras que los sulfatos ácidos se descomponen cuando se calientan y se convierten en pirosulfatos: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Los sulfatos medios de otros metales, así como los sulfatos básicos, cuando se calientan a temperaturas suficientemente altas, por regla general, se descomponen con la formación de óxidos metálicos y la liberación de SO 3.

Los sulfatos son de naturaleza generalizada. Se encuentran en forma de minerales, por ejemplo, yeso CaSO 4 H 2 O, mirabilita Na 2 SO 4 10H 2 O, y también forman parte del agua de mar y río.

Se pueden obtener muchos sulfatos por la interacción del H 2 SO 4 con metales, sus óxidos e hidróxidos, así como por la descomposición de sales de ácidos volátiles con ácido sulfúrico.

Los sulfatos inorgánicos se utilizan ampliamente. Por ejemplo, el sulfato de amonio es un fertilizante nitrogenado, el sulfato de sodio se usa en vidrio, industria del papel, producción de viscosa, etc. Los minerales de sulfato natural son materias primas para la producción industrial de compuestos de varios metales, materiales de construcción, etc.

7.Sulfitos sales de ácido sulfuroso H 2 SO 3 . Distinguir entre sulfitos medios con anión SO 3 2- y ácidos (hidrosulfitos) con anión HSO 3 - . Los sulfitos medios son sustancias cristalinas. Los sulfitos de amonio y metales alcalinos son fácilmente solubles en agua; solubilidad (g en 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Los hidrosulfitos se forman en soluciones acuosas. Los sulfitos de tierra alcalina y algunos otros metales son prácticamente insolubles en agua; solubilidad MgSO 3 1 g en 100 g (40 ° C). Hidratos de cristal conocidos (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, etc.

Los sulfitos anhidros, cuando se calientan sin acceso de aire en recipientes sellados, desproporcionados a sulfuros y sulfatos, cuando se calientan en una corriente de N 2, pierden SO 2, y cuando se calientan en el aire, se oxidan fácilmente a sulfatos. Con SO 2 en medio acuoso, los sulfitos medios forman hidrosulfitos. Los sulfitos son agentes reductores relativamente fuertes; se oxidan en soluciones con cloro, bromo, Н 2 О 2, etc. a sulfatos. Se descomponen con ácidos fuertes (por ejemplo, HC1) con la liberación de SO 2.

Los hidrosulfitos cristalinos son conocidos por K, Rb, Cs, NH 4 +, son inestables. El resto de los hidrosulfitos existen solo en soluciones acuosas. La densidad de NH 4 HSO 3 es 2,03 g / cm 3; solubilidad en agua (g en 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Al calentar hidrosulfitos cristalinos Na o K o al saturar SO 2 de una solución enjambrada de pulpa M 2 SO 3, se forman pirosulfitos (metabisulfitos obsoletos) M 2 S 2 O 5 - sales de ácido pirosulfuroso, desconocidas en estado libre, H 2 S 2 O 5; cristales inestables; densidad (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; por encima de ~ 160 ° С se descomponen con la liberación de SO 2; disolver en agua (con descomposición a HSO 3 -), solubilidad (g en 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formar hidratos de Na 2 S 2 O 5 7H 2 O y ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; agentes reductores.

Los sulfitos medios de metales alcalinos se obtienen mediante la interacción de una solución acuosa de M 2 CO 3 (o MOH) con SO 2, y el MSO 3 se obtiene pasando SO 2 a través de una suspensión acuosa de MCO 3; utilizan principalmente SO 2 de los gases residuales de la producción de ácido sulfúrico de contacto. Los sulfitos se utilizan en el blanqueo, teñido y estampado de tejidos, fibras, cueros para la conservación de la flor, forrajes verdes, residuos de piensos industriales (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 y Ca (НSO 3) 2 son desinfectantes en la industria del vino y el azúcar. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - componentes del licor de sulfito durante la pulpa; (NH 4) 2 SO 3 - absorbente de SO 2; NaHSO 3 es un absorbente de H 2 S de los gases residuales industriales, un agente reductor en la producción de colorantes azufrados. K 2 S 2 O 5 - un componente de fijadores ácidos en fotografía, antioxidante, antiséptico.

Métodos de separación

Filtración, separación de sistemas no homogéneos líquido - partículas sólidas (suspensiones) y gas - partículas sólidas mediante deflectores de filtrado poroso (FP) que permiten el paso de líquido o gas, pero retienen las partículas sólidas. La fuerza impulsora del proceso es la diferencia de presión en ambos lados del FP.

Al separar las suspensiones, las partículas sólidas suelen formar una capa de lodo húmedo en el FP, que, si es necesario, se lava con agua u otro líquido, y también se deshidrata insuflando aire u otro gas a través de él. La filtración se lleva a cabo con una diferencia de presión constante o con una velocidad de proceso constante. w(la cantidad de filtrado en m 3 que atraviesa 1 m 2 de la superficie FP por unidad de tiempo). A una diferencia de presión constante, la suspensión se alimenta al filtro bajo la acción de vacío o sobrepresión, así como por una bomba de pistón; cuando se usa una bomba centrífuga, la diferencia de presión aumenta y la velocidad del proceso disminuye.

Dependiendo de la concentración de suspensiones, se distinguen varios tipos de filtración. A una concentración superior al 1%, la filtración se produce con la formación de un precipitado, y a una concentración inferior al 0,1%, con obstrucción de los poros FP (clarificación de líquidos). Si no se forma una capa de sedimento suficientemente densa sobre el FP y penetran partículas sólidas en el filtrado, se filtran con materiales auxiliares finos (diatomita, perlita), que se aplican previamente al FP o se añaden a la suspensión. A una concentración inicial de menos del 10%, es posible la separación parcial y el espesamiento de las suspensiones.

Distinga entre filtros continuos y por lotes. Para estos últimos, las principales etapas de trabajo son la filtración, lavado de lodos, deshidratación y descarga. Al mismo tiempo, se aplica la optimización de acuerdo con los criterios de mayor rendimiento y menor costo. Si no se realiza el lavado y la deshidratación, y se puede despreciar la resistencia hidráulica de la partición, se logra el rendimiento más alto cuando el tiempo de filtración es igual a la duración de las operaciones auxiliares.

Se pueden aplicar FP flexibles fabricados con tejidos de algodón, lana, sintéticos y de vidrio, así como FP no tejidos fabricados con fibras naturales y sintéticas e inflexibles (cerámica, cermet y espuma). Las direcciones de movimiento del filtrado y la acción de la gravedad pueden ser opuestas, coincidir o ser mutuamente perpendiculares.

Los diseños de filtros son variados. Uno de los más comunes es un filtro de vacío de tambor giratorio. (cm. Fig.) De acción continua, en la que las direcciones de movimiento del filtrado y la acción de la gravedad son opuestas. La sección de aparamenta conecta las zonas I y II con una fuente de vacío y las zonas III y IV con una fuente de aire comprimido. El líquido filtrado y de lavado de las zonas I y II ingresa a receptores separados. También se ha generalizado el filtro prensa automatizado por lotes con cámaras horizontales, tela filtrante en forma de cinta sin fin y membranas elásticas para la deshidratación de lodos mediante prensado. Realiza operaciones alternas de llenado de las cámaras con una suspensión, filtrado, lavado y deshidratación de los lodos, separación de las cámaras adyacentes y eliminación de los lodos.

Determinación del esfuerzo cortante dinámico, efectivo y viscosidad plástica a temperatura normal.

Determinación del esfuerzo cortante dinámico, efectivo y viscosidad plástica a temperaturas elevadas.

Experiencia 2. Obtención y estudio de las propiedades de las sales de ácido fosfórico.

En la vida cotidiana, las personas rara vez encuentran que la mayoría de los objetos son mezclas de sustancias.

Una solución es aquella en la que los componentes se mezclan uniformemente. Hay varios tipos de ellos en términos de tamaño de partícula: sistemas de dispersión gruesa, soluciones moleculares y sistemas coloidales, que a menudo se denominan soles. Este artículo trata sobre la solubilidad molecular (o solubilidad de sustancias en agua es una de las principales condiciones que afectan la formación de compuestos.

Solubilidad de sustancias: que es y por que se necesita

Para comprender este tema, necesita saber y la solubilidad de las sustancias. En términos simples, esta es la capacidad de una sustancia de combinarse con otra y formar una mezcla homogénea. Desde un punto de vista científico, se puede considerar una definición más compleja. La solubilidad de las sustancias es su capacidad para formar composiciones homogéneas (o heterogéneas) con una distribución dispersa de componentes con una o más sustancias. Hay varias clases de sustancias y compuestos:

• soluble;
• ligeramente soluble;
• insoluble.

¿Qué dice la medida de solubilidad de una sustancia?

El contenido de una sustancia en una mezcla saturada es una medida de su solubilidad. Como se mencionó anteriormente, es diferente para todas las sustancias. Los solubles son aquellos que pueden diluir más de 10 gramos de sí mismos en 100 gramos de agua. La segunda categoría es inferior a 1 g en las mismas condiciones. Prácticamente insolubles son aquellos en los que menos de 0,01 g del componente pasa a la mezcla. En este caso, la sustancia no puede transferir sus moléculas al agua.

¿Cuál es el coeficiente de solubilidad?

El coeficiente de solubilidad (k) es un indicador de la masa máxima de una sustancia (g) que se puede disolver en 100 g de agua u otra sustancia.

Disolventes

Este proceso involucra un solvente y un soluto. El primero se diferencia en que inicialmente se encuentra en el mismo estado de agregación que la mezcla final. Como regla general, se toma en cantidades mayores.

Sin embargo, mucha gente sabe que el agua tiene un lugar especial en la química. Hay reglas separadas para ello. Una solución en la que está presente H 2 O se llama acuosa. Al hablar de ellos, el líquido es un extractante incluso cuando se encuentra en cantidades más pequeñas. Un ejemplo es una solución al 80% de ácido nítrico en agua. Las proporciones aquí no son iguales, aunque la proporción de agua es menor que la del ácido, es incorrecto llamar a la sustancia una solución al 20% de agua en ácido nítrico.

Hay mezclas en las que está ausente H 2 O. Llevarán el nombre de no acuosas. Estas soluciones de electrolitos son conductores iónicos. Contienen uno o una mezcla de extractantes. Están compuestos de iones y moléculas. Se utilizan en industrias como la medicina, los productos químicos domésticos, la cosmética y otras áreas. Pueden combinar varias sustancias deseadas con diferente solubilidad. Los componentes de muchos productos que se utilizan externamente son hidrófobos. En otras palabras, no interactúan bien con el agua. Estos pueden ser volátiles, no volátiles y combinados. En el primer caso, las sustancias orgánicas disuelven bien las grasas. Los volátiles incluyen alcoholes, hidrocarburos, aldehídos y otros. A menudo se encuentran en productos químicos domésticos. Los no volátiles se utilizan con mayor frecuencia para la fabricación de ungüentos. Estos son aceites grasos, parafina líquida, glicerina y otros. Combinado: una mezcla de volátiles y no volátiles, por ejemplo, etanol con glicerina, glicerina con dimexido. También pueden contener agua.

Tipos de soluciones según el grado de saturación.

Una solución saturada es una mezcla de productos químicos que contiene la concentración máxima de una sustancia en un disolvente a una temperatura específica. Además, no se divorciará. En la preparación de un sólido, se nota la precipitación, que está en equilibrio dinámico con él. Este concepto significa un estado que persiste en el tiempo debido a su flujo simultáneo en dos direcciones opuestas (reacciones hacia adelante y hacia atrás) con la misma velocidad.

Si la sustancia aún puede descomponerse a una temperatura constante, entonces esta solución está insaturada. Son resistentes. Pero si continúa agregándoles una sustancia, entonces se diluirá en agua (u otro líquido) hasta que alcance su concentración máxima.

Otra vista está sobresaturada. Contiene más soluto del que puede haber a temperatura constante. Debido al hecho de que se encuentran en un equilibrio inestable, la cristalización se produce al impactarlos físicamente.

¿Cómo distinguir una solución saturada de una insaturada?

Esto es muy sencillo de hacer. Si la sustancia es sólida, se puede ver un precipitado en una solución saturada. En este caso, el extractante puede espesarse, como, por ejemplo, en una composición saturada de agua, a la que se le ha añadido azúcar.
Pero si se cambian las condiciones, se aumenta la temperatura, entonces dejará de considerarse saturada, ya que a mayor temperatura la concentración máxima de esta sustancia será diferente.

Teorías de interacción de componentes de soluciones.

Hay tres teorías sobre la interacción de elementos en una mezcla: física, química y moderna. Los autores del primero son Svante August Arrhenius y Wilhelm Friedrich Ostwald. Supusieron que debido a la difusión, las partículas del solvente y el soluto se distribuyeron uniformemente en todo el volumen de la mezcla, pero no hubo interacción entre ellos. La teoría química propuesta por Dmitry Ivanovich Mendeleev es lo opuesto. Según ella, como resultado de la interacción química entre ellos, se forman compuestos inestables de composición constante o variable, que se denominan solvatos.

Actualmente, se utiliza la teoría combinada de Vladimir Aleksandrovich Kistyakovsky e Ivan Alekseevich Kablukov. Combina físico y químico. La teoría moderna dice que en una solución hay partículas de sustancias que no interactúan y los productos de su interacción: solvatos, cuya existencia fue probada por Mendeleev. En el caso de que el extractante sea agua, se denominan hidratos. El fenómeno en el que se forman los solvatos (hidratos) se llama solvatación (hidratación). Afecta a todos los procesos fisicoquímicos y cambia las propiedades de las moléculas de la mezcla. La solvatación se produce debido al hecho de que la capa de solvatación, que consta de moléculas del extractante estrechamente unidas a ella, rodea la molécula del soluto.

Factores que afectan la solubilidad de sustancias.

Composición química de sustancias. La regla de "lo similar atrae a lo similar" se aplica también a los reactivos. Sustancias similares en propiedades físicas y químicas pueden disolverse mutuamente más rápido. Por ejemplo, los compuestos no polares funcionan bien con los no polares. Las sustancias con moléculas polares o estructura iónica se diluyen en polares, por ejemplo, en agua. Las sales, los álcalis y otros componentes se descomponen en él, y los no polares, por el contrario. Se puede dar un ejemplo sencillo. Para preparar una solución saturada de azúcar en agua, necesitará más sustancia que en el caso de la sal. ¿Qué significa? En pocas palabras, puede diluir mucha más azúcar en agua que sal.

Temperatura. Para aumentar la solubilidad de los sólidos en los líquidos, es necesario aumentar la temperatura del extractante (funciona en la mayoría de los casos). Se puede demostrar un ejemplo. Poner una pizca de cloruro de sodio (sal) en agua fría puede llevar mucho tiempo. Si hace lo mismo con un medio caliente, la disolución procederá mucho más rápido. Esto se debe al hecho de que, como resultado de un aumento de temperatura, aumenta la energía cinética, una cantidad significativa de la cual a menudo se gasta en la destrucción de enlaces entre moléculas e iones de un sólido. Sin embargo, cuando la temperatura aumenta en el caso de las sales de litio, magnesio, aluminio y álcalis, su solubilidad disminuye.

Presión. Este factor solo afecta a los gases. Su solubilidad aumenta al aumentar la presión. Después de todo, el volumen de gases está disminuyendo.

Cambio en la tasa de disolución

Este indicador no debe confundirse con la solubilidad. Después de todo, diferentes factores afectan el cambio en estos dos indicadores.

El grado de fragmentación del soluto. Este factor afecta la solubilidad de sólidos en líquidos. En un estado completo (grumoso), la composición tarda más en diluirse que una que se rompe en pedazos pequeños. Pongamos un ejemplo. Un trozo sólido de sal se disolverá en agua por mucho más tiempo que la sal arenosa.

Velocidad de agitación. Como saben, este proceso se puede catalizar revolviendo. Su velocidad también es importante, porque cuanto más alta sea, más rápido se disolverá la sustancia en el líquido.

¿Por qué necesita conocer la solubilidad de los sólidos en agua?

En primer lugar, estos esquemas son necesarios para resolver correctamente las ecuaciones químicas. La tabla de solubilidad contiene las cargas de todas las sustancias. Es necesario conocerlos para el registro correcto de los reactivos y la elaboración de la ecuación de una reacción química. La solubilidad en agua indica si una sal o una base pueden disociarse. Los compuestos acuosos que conducen la corriente contienen electrolitos fuertes. También hay otro tipo. Aquellos que conducen mal se consideran electrolitos débiles. En el primer caso, los componentes son sustancias totalmente ionizadas en agua. Mientras que los electrolitos débiles exhiben este indicador solo en pequeña medida.

Ecuaciones de reacciones químicas

Hay varios tipos de ecuaciones: moleculares, iónicas completas e iónicas cortas. De hecho, la última opción es una forma abreviada de molecular. Esta es la respuesta final. La ecuación completa contiene reactivos y productos de reacción. Ahora llega el turno de la tabla de solubilidad de sustancias. Primero, debe verificar si la reacción es factible, es decir, si se cumple una de las condiciones para llevar a cabo la reacción. Solo hay 3 de ellos: formación de agua, desprendimiento de gas, precipitación. Si no se cumplen las dos primeras condiciones, debe marcar la última. Para hacer esto, debe mirar la tabla de solubilidad y averiguar si los productos de reacción contienen una sal o base insoluble. Si es así, será el sedimento. Además, se requerirá la tabla para escribir la ecuación iónica. Dado que todas las sales y bases solubles son electrolitos fuertes, se descompondrán en cationes y aniones. Además, los iones no ligados se cancelan y la ecuación se escribe en forma abreviada. Ejemplo:

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

Por tanto, la tabla de solubilidad de sustancias es una de las condiciones clave para resolver ecuaciones iónicas.

Una tabla detallada le ayuda a averiguar cuánto componente necesita tomar para preparar una mezcla rica.

Tabla de solubilidad

Así es como se ve una tabla incompleta familiar. Es importante que aquí se indique la temperatura del agua, ya que es uno de los factores que ya hemos comentado anteriormente.

¿Cómo utilizar la tabla de solubilidad de sustancias?

La tabla de solubilidad de sustancias en agua es uno de los principales asistentes de un químico. Muestra cómo interactúan varias sustancias y compuestos con el agua. La solubilidad de los sólidos en un líquido es un indicador sin el cual son imposibles muchas manipulaciones químicas.

La mesa es muy fácil de usar. La primera línea contiene cationes (partículas con carga positiva), la segunda - aniones (partículas con carga negativa). La mayor parte de la tabla está ocupada por una cuadrícula con caracteres específicos en cada celda. Estas son las letras "P", "M", "H" y los signos "-" y "?".

• "P" - el compuesto se disuelve;
• "M" - se disuelve un poco;
• "N" - no se disuelve;
• "-" - la conexión no existe;
• "?" - no hay información sobre la existencia de la conexión.

Hay una celda vacía en esta tabla: esta es agua.

Un simple ejemplo

Ahora, cómo trabajar con ese material. Digamos que necesita averiguar si la sal es soluble en agua: MgSo 4 (sulfato de magnesio). Para hacer esto, necesita encontrar la columna Mg 2+ y bajarla hasta la línea SO 4 2-. En su intersección está la letra P, lo que significa que el compuesto es soluble.

Conclusión

Entonces, hemos estudiado el tema de la solubilidad de sustancias en agua y no solo. Sin duda, este conocimiento será de utilidad en el estudio posterior de la química. Después de todo, la solubilidad de las sustancias juega un papel importante allí. Es útil para resolver ecuaciones químicas y varios problemas.