Sarea insolubilă în apă este inclusă în compoziție. Prepararea sărurilor duble. Factori care afectează solubilitatea substanțelor

Tabelul de solubilitate pentru săruri, acizi și baze este fundația fără de care dezvoltarea completă este imposibilă cunoștințe chimice. Solubilitatea bazelor și a sărurilor ajută la învățare nu numai pentru școlari, ci și pentru oamenii profesioniști. Crearea multor produse de viață nu poate face fără această cunoaștere.

Tabelul solubilității acizilor, sărurilor și bazelor în apă

Tabelul de solubilitate a sărurilor și bazelor în apă este un ghid care ajută la stăpânirea elementelor de bază ale chimiei. Următoarele note vă vor ajuta să înțelegeți tabelul de mai jos.

• P – indică o substanță solubilă;
• H – substanță insolubilă;
• M - substanța este ușor solubilă în mediu acvatic;
• RK - o substanță care se poate dizolva numai atunci când este expusă la acizi organici puternici;
• O liniuță va indica faptul că o astfel de creatură nu există în natură;
• NK – nu se dizolvă nici în acizi, nici în apă;
• ? – semnul întrebării sugerează că astăzi nu există informații exacte despre dizolvarea substanței.

Adesea, masa este folosită de chimiști și școlari, studenți pentru a efectua cercetări de laborator, timp în care este necesar să se stabilească condițiile pentru apariția anumitor reacții. Folosind tabelul, este posibil să se determine cum se va comporta o substanță într-un mediu de sare sau acid și dacă poate apărea un precipitat. Un precipitat în timpul cercetărilor și experimentelor indică ireversibilitatea reacției. Acesta este un punct semnificativ care poate afecta cursul tuturor lucrărilor de laborator.

Cationii	Anionii
F-	Cl-	Br-	eu -	S 2-	NUMARUL 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
NH4+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg 2+	RK	R	R	R	M	R	N	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	N	RK	M	RK
Sr 2+	NK	R	R	R	R	R	N	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	N	RK	NK	RK
Sn 2+	R	R	R	M	RK	R	N	N	R	N
Pb 2+	N	M	M	M	RK	R	N	N	N	N
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	NK	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	G	R	G	N	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	G	N	R	RK
Co2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Ni 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cu 2+	M	R	R	-	N	R	G	N	R	N
Zn 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cd 2+	R	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Hg 2+	R	R	M	NK	NK	R	N	N	R	N
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	N	N	M	N
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	N	N	M	N

Legendă:

P - substanța este foarte solubilă în apă; M - ușor solubil; H - practic insolubil în apă, dar ușor solubil în acizi slabi sau diluați; RK - insolubil în apă și solubil numai în acizi anorganici puternici; NK - insolubil în apă sau acizi; G - hidrolizează complet când este dizolvat și nu există în contact cu apa. O liniuță înseamnă că o astfel de substanță nu există deloc.

În soluții apoase, sărurile se disociază complet sau parțial în ioni. Sărurile acizilor slabi și/sau bazelor slabe sunt supuse hidrolizei. Soluțiile apoase de săruri conțin ioni hidratați, perechi de ioni și forme chimice mai complexe, inclusiv produse de hidroliză etc. Un număr de săruri sunt, de asemenea, solubile în alcooli, acetonă, amide acide și alți solvenți organici.

Din soluții apoase, sărurile pot cristaliza sub formă de hidrați de cristal, din soluții neapoase - sub formă de solvați de cristal, de exemplu CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Date despre diferite procese care au loc în sistemele apă-sare, despre solubilitatea sărurilor în prezența lor comună în funcție de temperatură, presiune și concentrație, despre compoziția fazelor solide și lichide pot fi obținute prin studierea diagramelor de solubilitate a sistemelor apă-sare.

Metode generale sinteza sărurilor.

1. Obținerea sărurilor medii:

1) metal cu nemetal: 2Na + Cl2 = 2NaCl

2) metal cu acid: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metal cu o soluție de sare a unui metal mai puțin activ Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) oxid bazic cu oxid acid: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) oxid bazic cu acid CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) baze cu oxid acid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baze cu acid: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) săruri cu acid: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCI2 + H2S04 = BaS04 + 2HCI

9) soluție de bază cu soluție de sare: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) soluții de două săruri 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Obținerea sărurilor acide:

1. Interacțiunea unui acid cu lipsa bazei. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Interacțiunea bazei cu excesul oxid acid

Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2

3. Interacțiunea sării medii cu acidul Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Obținerea sărurilor bazice:

1. Hidroliza sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid puternic

ZnCI2 + H20 = CI + HCI

2. Adăugarea (picătură cu picătură) a unor cantități mici de alcali la soluțiile de săruri metalice medii AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interacțiunea sărurilor acizilor slabi cu sărurile medii

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

4.Chitanța săruri complexe:

1. Reacţiile sărurilor cu liganzi: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCI3 + 6KCN] = K3 + 3KCI

5. Obținerea sărurilor duble:

1. Cristalizarea în comun a două săruri:

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

4. Reacții redox cauzate de proprietățile cationului sau anionului. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Proprietăți chimice ale sărurilor acide:

1. Descompunere termică cu formare de sare medie

Ca(HCO3)2 = CaC03 + CO2 + H2O

2. Interacțiune cu alcalii. Obține sare medie.

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O

3. Proprietățile chimice ale sărurilor bazice:

1. Descompunere termică. 2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O

2. Interacțiunea cu acidul: formarea sării medii.

Sn(OH)CI + HCI = SnCl2 + H2O

4. Proprietăți chimice ale sărurilor complexe:

1. Distrugerea complexelor din cauza formării de compuși slab solubili:

2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3

2. Schimb de liganzi între sferele exterioare și interioare.

K2 + 6H20 = CI2 + 2KCI

5. Proprietățile chimice ale sărurilor duble:

1. Interacțiune cu soluții alcaline: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Reducere: KCr(SO4)2 + 2H°(Zn, dil. H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4

Materii prime pt productie industriala o serie de săruri - cloruri, sulfați, carbonați, borati Na, K, Ca, Mg sunt apă de mare și ocean, saramură naturală formată în timpul evaporării sale și depozite de sare solide. Pentru grupul de minerale care formează depozite de sare sedimentară (sulfați și cloruri de Na, K și Mg), se aplică nume de cod„săruri naturale”. Cele mai mari zăcăminte de săruri de potasiu sunt situate în Rusia (Solikamsk), Canada și Germania, zăcăminte puternice de minereuri de fosfat sunt în Africa de Nord, Rusia și Kazahstan, NaNO3 este în Chile.

Sărurile sunt folosite în industria alimentară, chimică, metalurgică, sticla, piele, textile, agricultură, medicina, etc.

Principalele tipuri de săruri

1. Borați (oxoborați), săruri ale acizilor boric: HBO 2 metaboric, H3 BO 3 ortoboric și acizi poliboronic neizolați în stare liberă. Pe baza numărului de atomi de bor din moleculă, aceștia sunt împărțiți în mono-, di, tetra-, hexaborați etc. Borații sunt numiți și de acizii care îi formează și de numărul de moli de B 2 O 3 per 1 mol de oxid principal. Astfel, diverși metaborați pot fi numiți monoborați dacă conțin anionul B(OH)4 sau un anion în lanț (BO2) n n - diborați - dacă conțin un anion dublu lanț (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboraţi - dacă conţin un anion inel (B 3 O 6) 3-.

Structurile boraților includ grupări bor-oxigen - „blocuri” care conțin de la 1 la 6 și, uneori, 9 atomi de bor, de exemplu:

Numărul de coordonare al atomilor de bor este 3 (grupe triunghiulare bor-oxigen) sau 4 (grupe tetraedrice). Grupările bor-oxigen stau la baza nu numai a insulei, ci și a structurilor mai complexe - în lanț, stratificat și polimerizate în cadru. Acestea din urmă se formează ca urmare a eliminării apei din moleculele de borat hidratat și a formării de legături punte prin atomii de oxigen; procesul este uneori însoțit de o ruptură Comunicații V-Oîn interiorul polianionilor. Polianionii pot atașa grupuri laterale - tetraedre sau triunghiuri bor-oxigen, dimerii lor sau anioni străini.

Amoniul, alcalii, precum și alte metale în starea de oxidare +1 formează cel mai adesea metaborați hidratați și anhidri, cum ar fi MBO 2, tetraborați M 2 B 4 O 7, pentaborați MB 5 O 8, precum și decaborați M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Alcalino-pământoase și alte metale în stare de oxidare + 2 dau de obicei metaborați hidratați, triborați M 2 B 6 O 11 și hexaborați MB 6 O 10. precum și meta-, orto- și tetraborați anhidri. Metalele în stare de oxidare + 3 se caracterizează prin ortoborați de MBO 3 hidratați și anhidri.

Borații sunt substanțe amorfe incolore sau cristale (în principal cu o structură joasă simetrică - monoclinic sau ortorombic). Pentru borații anhidri, temperaturile de topire variază de la 500 la 2000 °C; Cele mai înalte puncte de topire sunt metaborații alcalini și orto- și metaborații metalelor alcalino-pământoase. Majoritatea boraților formează cu ușurință pahare atunci când topiturile lor sunt răcite. Duritatea boraților hidratați pe scara Mohs este de 2-5, anhidru - până la 9.

Monoborații hidratați pierd apa de cristalizare până la ~180°C, poliborații - la 300-500°C; eliminarea apei din cauza grupărilor OH , coordonate în jurul atomilor de bor apare până la ~750°C. Odată cu deshidratarea completă, se formează substanțe amorfe, care la 500-800°C în cele mai multe cazuri suferă „rearanjare borată” - cristalizare, însoțită (pentru poliborați) de descompunere parțială cu eliberare de B 2 O 3.

Borații de metale alcaline, amoniul și T1(I) sunt solubili în apă (în special meta- și pentaborați) și se hidrolizează în soluții apoase (soluțiile au o reacție alcalină). Majoritatea boraților se descompun ușor de acizi, în unele cazuri prin acțiunea CO 2 ; şi SO2;. Borați alcalino-pământoși și metale grele interacționează cu soluții de alcali, carbonați și bicarbonați de metale alcaline. Borații anhidri sunt mai stabili din punct de vedere chimic decât borații hidratați. Cu unii alcooli, în special glicerol, borații formează complexe solubile în apă. Sub acțiunea agenților oxidanți puternici, în special H 2 O 2, sau în timpul oxidării electrochimice, borații sunt transformați în peroxoborați. .

Sunt cunoscuți aproximativ 100 de borați naturali, care sunt în principal săruri de Na, Mg, Ca, Fe.

Boraţii hidrataţi se obţin: prin neutralizarea H 3 VO 3 cu oxizi, hidroxizi sau carbonaţi metalici; reacții de schimb ale boraților de metale alcaline, cel mai adesea Na, cu sărurile altor metale; reacția de transformare reciprocă a boraților slab solubili cu soluții apoase de borați de metale alcaline; procese hidrotermale folosind halogenuri de metale alcaline ca aditivi de mineralizare. Boraţii anhidri se obţin prin fuziunea sau sinterizarea B 2 O 3 cu oxizi sau carbonaţi metalici sau deshidratarea hidraţilor; Monocristalele sunt crescute în soluții de borați în oxizi topiți, de exemplu Bi 2 O 3.

Borații sunt utilizați: pentru obținerea altor compuși ai borului; ca componente de sarcină în producția de sticlă, glazuri, emailuri, ceramică; pentru acoperiri și impregnări rezistente la foc; ca componente ale fluxurilor pentru rafinarea, sudarea și lipirea metalelor”; ca pigmenți și umpluturi pentru vopsele și lacuri; ca mordanți de vopsire, inhibitori de coroziune, componente ale electroliților, fosfori, etc. Boraxul și borații de calciu sunt cei mai folosiți.

2. Halogenuri, compuși chimici ai halogenilor cu alte elemente. Halogenurile includ de obicei compuși în care atomii de halogen au o electronegativitate mai mare decât celălalt element. Halogenurile nu sunt formate din He, Ne și Ar. La halogenuri EC simple sau binare n (n- cel mai adesea un număr întreg de la 1 pentru monohalogenuri până la 7 pentru IF 7 și ReF 7, dar poate fi și fracționat, de exemplu 7/6 pentru Bi 6 Cl 7) include, în special, săruri ale acizilor halogenați și compușii interhalogeni (de exemplu , halofluoruri). Există, de asemenea, halogenuri mixte, polihalogenuri, hidrohalogenuri, oxohalogenuri, oxihalogenuri, hidroxohalogenuri, tiohalogenuri și halogenuri complexe. Numărul de oxidare al halogenilor din halogenuri este de obicei -1.

Pe baza naturii legăturii element-halogen, halogenurile simple sunt împărțite în ionice și covalente. În realitate, conexiunile sunt de natură mixtă cu o predominanță a contribuției uneia sau alteia componente. Halogenurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și multe mono- și dihalogenuri ale altor metale, sunt săruri tipice în care predomină natura ionică a legăturii. Cele mai multe dintre ele sunt relativ refractare, slab volatile și foarte solubile în apă; în soluţii apoase se disociază aproape complet în ioni. Trihalogenurile elementelor pământurilor rare au și proprietățile sărurilor. Solubilitatea halogenurilor ionice în apă scade în general de la ioduri la fluoruri. Clorurile, bromurile și iodurile Ag + , Cu + , Hg + și Pb 2+ sunt slab solubile în apă.

O creștere a numărului de atomi de halogen în halogenurile metalice sau raportul dintre sarcina unui metal și raza ionului său duce la o creștere a componentei covalente a legăturii, o scădere a solubilității în apă și la stabilitatea termică a halogenurilor. , o creștere a volatilității, o creștere a oxidării, capacitatea și tendința de hidroliză. Aceste dependențe sunt observate pentru halogenuri metalice din aceeași perioadă și într-o serie de halogenuri ale aceluiași metal. Ele pot fi observate cu ușurință folosind exemplul proprietăților termice. De exemplu, pentru halogenurile metalice din perioada a 4-a, punctele de topire și de fierbere sunt, respectiv, 771 și 1430°C pentru KC1, 772 și 1960°C pentru CaCl2, 967 și 975°C pentru ScCl3, -24,1 și 136°C pentru TiCl4 . Pentru UF 3 punctul de topire este ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. În rândurile de conexiuni EH n cu constantă n Covalența legăturii crește de obicei când se trece de la fluoruri la cloruri și scade când se trece de la acestea din urmă la bromuri și ioduri. Deci, pentru AlF 3 temperatura de sublimare este de 1280°C, AlC1 3 180°C, punctul de fierbere AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. În seriile ZrF4, ZrCl4ZrBr4, ZrI4 temperatura de sublimare este de 906, 334, 355, respectiv 418°C. În rândurile MF nși MC1 n unde M este un metal dintr-un subgrup, covalența legăturii scade odată cu creșterea masei atomice a metalului. Există puține fluoruri și cloruri metalice cu contribuții aproximativ egale din partea componentelor legăturii ionice și covalente.

Energia medie a legăturii element-halogen scade la trecerea de la fluoruri la ioduri și odată cu creșterea n(Vezi tabelul).

Multe halogenuri metalice care conțin atomi de O izolați sau de punte (oxo- și, respectiv, oxihalogenuri), de exemplu, oxotrifluorură de vanadiu VOF 3, dioxifluorură de niobiu NbO 2 F, dioxo-iodură de wolfram WO 2 I 2.

Halogenurile complexe (halometalații) conțin anioni complecși în care atomii de halogen sunt liganzi, de exemplu, hexacloroplatinat de potasiu (IV) K2, heptafluorotantalat de sodiu (V), Na, hexafluoroarsenat de litiu (V). Fluoro-, oxofluoro- și clorometalații au cea mai mare stabilitate termică. Prin natura legăturilor, compușii ionici cu cationi NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + etc. sunt similari cu halogenurile complexe.

Multe halogenuri se caracterizează prin asociere și polimerizare în faza lichidă și gazoasă cu formarea de legături de punte. Cele mai predispuse la aceasta sunt halogenurile metalice din grupele I și II, AlCl 3, pentafluorurile de Sb și metalele de tranziție, oxofluorurile din compoziția MOF 4. Halogenurile cu o legătură metal-metal sunt cunoscute, de ex. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluorurile diferă semnificativ în proprietăți față de alte halogenuri. Cu toate acestea, la halogenurile simple aceste diferențe sunt mai puțin pronunțate decât la halogenii înșiși, iar la halogenurile complexe sunt mai puțin pronunțate decât la halogenurile simple.

Multe halogenuri covalente (în special fluoruri) sunt acizi Lewis puternici, de ex. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorurile fac parte din supraacizi. Halogenurile mai mari sunt reduse de metale și hidrogen, de exemplu:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCI4 + 2Mg = Ti + 2MgCI2

UF6 + H2 = UF4 + 2HF

Halogenuri metalice Grupele V-VIII, în plus față de Cr și Mn, sunt reduse cu H2 la metale, de exemplu:

WF6 + ZN2 = W + 6HF

Multe halogenuri metalice covalente și ionice reacționează între ele pentru a forma halogenuri complexe, de exemplu:

KS1 + TaCl5 = K

Halogenii mai ușori pot înlocui halogenurile mai grele. Oxigenul poate oxida halogenurile, eliberând C12, Br2 și I2. Unul dintre reacții caracteristice Halogenurile covalente reacţionează cu apa (hidroliza) sau vaporii acesteia când sunt încălzite (pirohidroliză), ducând la formarea de oxizi, oxi- sau oxohalogenuri, hidroxizi şi halogenuri de hidrogen.

Halogenurile se obțin direct din elemente, prin reacția halogenurilor de hidrogen sau a acizilor halohidric cu elemente, oxizi, hidroxizi sau săruri, precum și prin reacții de schimb.

Halogenurile sunt utilizate pe scară largă în tehnologie ca materii prime pentru producerea de halogeni, metale alcaline și alcalino-pământoase, ca componente ale sticlei și altor materiale anorganice; sunt produse intermediare în producerea metalelor rare și a unor metale neferoase, U, Si, Ge etc.

În natură, halogenurile formează clase separate de minerale, care includ fluorurile (de exemplu, mineralele fluorit, criolitul) și clorurile (silvit, carnalit). Bromul și iodul sunt prezente în unele minerale ca impurități izomorfe. Cantități semnificative de halogenuri sunt conținute în apa de mare și ocean, sare și saramură subterană. Unele halogenuri, de exemplu NaCl, KC1, CaCl 2, fac parte din organismele vii.

3. Carbonați (din latină carbo, gen carbonis coal), săruri acid carbonic. Există carbonați medii cu anionul CO 3 2- și acizi, sau hidrocarbonați (bicarbonați vechi), cu anionul HCO 3 -. Carbonații sunt substanțe cristaline. Majoritatea sărurilor metalice medii în starea de oxidare +2 cristalizează în hexagoane. calcit de tip reticulat sau aragonit de tip rombic.

Dintre carbonații medii, numai sărurile metalelor alcaline, amoniul și Tl(I) sunt solubile în apă. Ca rezultat al hidrolizei semnificative, soluțiile lor au o reacție alcalină. Carbonații metalici sunt cel mai greu de dizolvat în starea de oxidare + 2. Dimpotrivă, toți bicarbonații sunt foarte solubili în apă. În timpul reacțiilor de schimb în soluții apoase între sărurile metalice și Na2CO3, se formează precipitate de carbonați medii în cazurile în care solubilitatea lor este semnificativ mai mică decât cea a hidroxizilor corespunzători. Acesta este cazul Ca, Sr și analogii lor, lantanidele, Ag(I), Mn(II), Pb(II) și Cd(II). Cationii rămași, atunci când interacționează cu carbonații dizolvați ca urmare a hidrolizei, pot da nu crabonați intermediari, ci bazici sau chiar hidroxizi. Crabonații medii care conțin cationi cu încărcare multiplă pot fi uneori precipitați din soluții apoase în prezența unui exces mare de CO2.

Proprietățile chimice ale carbonaților se datorează apartenenței lor la clasa sărurilor anorganice ale acizilor slabi. Caracteristici carbonații sunt asociați cu solubilitatea lor slabă, precum și instabilitatea termică atât a crabonaților înșiși, cât și a H2CO3. Aceste proprietăți sunt utilizate în analiza crabonaților, pe baza fie pe descompunerea lor cu acizi tari și pe absorbția cantitativă a CO 2 rezultat de către o soluție alcalină, fie pe precipitarea ionului CO 3 2- din soluție sub formă de BaCO 3. Când excesul de CO 2 acţionează asupra unui precipitat mediu de carbonat, se formează carbonat acid în soluţie, de exemplu: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prezența hidrocarbonaților în apa naturală determină duritatea ei temporară. Hidrocarbonații când sunt ușor încălziți deja la temperaturi scăzute se transformă din nou în carbonați medii, care, atunci când sunt încălziți, se descompun în oxid și CO2. Cu cât metalul este mai activ, cu atât temperatura de descompunere a carbonatului său este mai mare. Astfel, Na 2 CO 3 se topește fără descompunere la 857 °C, iar pentru carbonații Ca, Mg și A1, presiunile de descompunere la echilibru ajung la 0,1 MPa la temperaturi de 820, 350 și, respectiv, 100 °C.

Carbonații sunt foarte răspândiți în natură, ceea ce se datorează participării CO 2 și H 2 O la procesele de formare a mineralelor. carbonații joacă un rol important în echilibrul global între CO 2 gazos din atmosferă și CO 2 dizolvat;

şi ionii HCO3- şi CO32- în hidrosferă şi săruri solide în litosferă. Minerale esențiale- calcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 și alții. Calcarul este format în principal din calcit sau calcit resturi de schelet ale organismelor, rareori din aragonit. Carbonați naturali hidratați ai metalelor alcaline și Mg (de exemplu, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), carbonați dubli [de exemplu, dolomit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 sunt cunoscute şi O] şi bazice [malahit CuCO3Cu(OH)2, hidrocerusită 2PbCO3Pb(OH)2].

Cele mai importante sunt carbonatul de potasiu, carbonatul de calciu și carbonatul de sodiu. Mulți carbonați naturali sunt minereuri metalice foarte valoroase (de exemplu carbonați Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bicarbonații joacă un rol fiziologic important, fiind substanțe tampon care reglează constanta pH-ului sângelui.

4. Nitrați, săruri ale acidului azotic HNO 3. Cunoscut pentru aproape toate metalele; există atât sub formă de săruri anhidre M(NO 3) n (n- starea de oxidare a metalului M), și sub formă de hidrați cristalini M(NO 3) n X H2O ( X= 1-9). Dintre soluțiile apoase la temperaturi apropiate de temperatura camerei, numai nitrații de metale alcaline cristalizează ca anhidru, restul - sub formă de hidrați cristalini. Caracteristici fizico-chimice nitratul anhidru și hidratat din același metal poate fi foarte diferit.

Compușii cristalini anhidri ai nitraților cu elemente d sunt colorați. În mod convențional, nitrații pot fi împărțiți în compuși cu o legătură de tip predominant covalent (săruri de Be, Cr, Zn, Fe și alte metale de tranziție) și cu o legătură de tip predominant ionic (săruri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase). Nitrații ionici se caracterizează prin stabilitate termică mai mare, predominanța structurilor cristaline de simetrie superioară (cubice) și absența divizării benzilor de ioni azotat în spectrele IR. Nitrații covalenti au solubilitate mai mare în solvenți organici, stabilitate termică mai scăzută, iar spectrele lor IR sunt mai complexe; Unii nitrați covalenti sunt volatili la temperatura camerei și, atunci când sunt dizolvați în apă, se descompun parțial, eliberând oxizi de azot.

Toți nitrații anhidri prezintă proprietăți oxidante puternice datorită prezenței ionului NO 3 -, în timp ce capacitatea lor de oxidare crește la trecerea de la nitrații ionici la nitrații covalenti. Acestea din urmă se descompun în intervalul 100-300°C, cele ionice - la 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 și unele altele se topesc când sunt încălzite). Produși de descompunere în faze solide și lichide. sunt succesiv nitriți, oxinitrați și oxizi, uneori metale libere (când oxidul este instabil, de exemplu Ag 2 O), iar în fază gazoasă - NO, NO 2, O 2 și N 2. Compoziția produselor de descompunere depinde de natura metalului și de gradul său de oxidare, viteza de încălzire, temperatură, compoziția mediului gazos și alte condiții. NH 4 NO 3 detonează, iar când este încălzit rapid se poate descompune cu o explozie, caz în care se formează N 2, O 2 şi H 2 O; când este încălzit încet, se descompune în N 2 O și H 2 O.

Ionul NO 3 - liber în faza gazoasă are o structură geometrică triunghi echilateral cu atom de N în centru, unghiuri ONO ~ 120° și lungimi Legături N-O 0,121 nm. În nitrații cristalini și gazoși, ionul NO 3 - își păstrează în principal forma și dimensiunea, ceea ce determină spațiul și structura nitraților. Ionul NO 3 - poate acționa ca un ligand mono-, bi-, tridentat sau de punte, prin urmare nitrații sunt caracterizați printr-o mare varietate de tipuri de structuri cristaline.

Metale de tranziție în stări de oxidare ridicată datorită stericului. Nitrații anhidri nu pot forma dificultăți și sunt caracterizați prin oxonitrați, de exemplu UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrații formează un număr mare de săruri duble și complexe cu ionul NO 3 - în sfera internă. În medii apoase, ca urmare a hidrolizei, cationii metalelor tranziționale formează hidroxonitrați (nitrați bazici) de compoziție variabilă, care pot fi izolați și în stare solidă.

Nitrații hidratați diferă de nitrații anhidri prin aceea că, în structurile lor cristaline, ionul metalic este în cele mai multe cazuri asociat cu moleculele de apă, mai degrabă decât cu ionul NO3. Prin urmare, sunt mai solubili în apă decât nitrații anhidri, dar mai puțin solubili în solvenți organici; sunt agenți de oxidare mai slabi și se topesc incongruent în apa de cristalizare în intervalul 25-100°C. Când nitrații hidratați sunt încălziți, nitrații anhidri, de regulă, nu se formează, dar are loc termoliza cu formarea hidroxonitraților și apoi a oxonitraților și a oxizilor metalici.

In multe feluri proprietăți chimice nitrații sunt similari cu alte săruri anorganice. Trăsăturile caracteristice ale nitraților se datorează solubilității lor foarte ridicate în apă, stabilității termice scăzute și capacității de a oxida compușii organici și anorganici. La reducerea nitraților se formează un amestec de produse care conțin azot NO 2 , NO , N 2 O, N 2 sau NH 3 cu predominanța unuia dintre ei, în funcție de tipul de agent reducător, temperatură, reacție a mediului. și alți factori.

Metodele industriale de producere a nitraților se bazează pe absorbția NH 3 prin soluții de HNO 3 (pentru NH 4 NO 3) sau pe absorbția gazelor azotate (NO + NO 2) prin soluții de alcali sau carbonați (pentru nitrații de metale alcaline, Ca, Mg, Ba), precum și diferite reacții de schimb de săruri metalice cu HNO3 sau nitrați de metale alcaline. În laborator, pentru obţinerea nitraţilor anhidri se folosesc reacţii ale metalelor tranziţionale sau ale compuşilor acestora cu N 2 O 4 lichid şi amestecurile acestuia cu solvenţi organici sau reacţii cu N 2 O 5.

Nitrații Na, K (nitrat de sodiu și potasiu) se găsesc sub formă de depozite naturale.

Nitrații sunt utilizați în multe industrii. Nitritul de amoniu (nitratul de amoniu) este principalul îngrășământ care conține azot; Nitrații de metale alcaline și Ca sunt, de asemenea, folosiți ca îngrășăminte. Nitrații sunt componente ale combustibililor pentru rachete, compoziții pirotehnice, soluții de gravare pentru vopsirea țesăturilor; Sunt folosite pentru călirea metalelor, conservarea Produse alimentare, Cum medicamenteși pentru producerea oxizilor metalici.

Nitrații sunt toxici. Provoacă edem pulmonar, tuse, vărsături, insuficiență cardiovasculară acută etc. Doză letală nitrați pentru om 8-15 g, doza zilnică admisă 5 mg/kg. Pentru suma nitraților Na, K, Ca, NH3 MPC: în apă 45 mg/l", în sol 130 mg/kg (clasa de pericol 3); în legume și fructe (mg/kg) - cartofi 250, varză albă târzie 500, morcovi tardivi 250, sfecla 1400, ceapa 80, dovlecel 400, pepeni 90, pepeni verzi, struguri, mere, pere 60. Nerespectarea recomandarilor agrotehnice, aplicarea excesiva a ingrasamintelor creste brusc continutul de nitrati din produsele agricole de suprafata, câmpuri ( 40-5500 mg/l), apă subterană.

5. Nitriți, săruri ale acidului azot HNO2. Nitriții de metale alcaline și amoniul sunt utilizați în primul rând, mai puțin - alcalino-pământos și nitriți. d-metale, Pb si Ag. Există doar informații fragmentare despre nitriții altor metale.

Nitriții metalici în starea de oxidare +2 formează hidrați de cristal cu una, două sau patru molecule de apă. Nitriții formează săruri duble și triple, de ex. CsNO 2 AgNO 2 sau Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, precum și compuși complecși, de exemplu Na 3.

Structurile cristaline sunt cunoscute doar pentru câțiva nitriți anhidri. Anionul NO 2 are o configurație neliniară; unghi ONO 115°, lungime Conexiuni N-O 0,115 nm; tipul de legătură M-NO 2 este ionic-covalent.

Nitriții K, Na, Ba sunt bine solubili în apă, nitriții Ag, Hg, Cu sunt slab solubili. Odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea nitriților crește. Aproape toți nitriții sunt slab solubili în alcooli, eteri și solvenți cu polaritate scăzută.

Nitriții sunt instabili termic; Numai nitriții metalelor alcaline se topesc fără descompunere; nitriții altor metale se descompun la 25-300 °C. Mecanismul de descompunere a nitriților este complex și include o serie de reacții paralel-secvențiale. De bază produse gazoase descompunere - NO, NO 2, N 2 și O 2, solid - oxid de metal sau metal elementar. Eliberarea unor cantități mari de gaze determină descompunerea explozivă a unor nitriți, de exemplu NH 4 NO 2, care se descompune în N 2 și H 2 O.

Trăsăturile caracteristice ale nitriților sunt asociate cu instabilitatea lor termică și capacitatea ionului de nitrit de a fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, în funcție de mediu și de natura reactivilor. Într-un mediu neutru, nitriții sunt de obicei reduși la NO; într-un mediu acid, ei sunt oxidați la nitrați. Oxigenul și CO 2 nu interacționează cu nitriții solizi și cu soluțiile lor apoase. Nitriții favorizează descompunerea substanțelor organice care conțin azot, în special aminele, amidele etc. Cu halogenuri organice RXH. reacţionează pentru a forma atât nitriţi RONO cât şi compuşi nitro RNO 2 .

Producția industrială de nitriți se bazează pe absorbția gazului azot (un amestec de NO + NO 2 ) cu soluții de Na 2 CO 3 sau NaOH cu cristalizare secvențială a NaNO 2; Nitriții altor metale se obțin în industrie și laboratoare prin reacția de schimb a sărurilor metalice cu NaNO 2 sau prin reducerea nitraților acestor metale.

Nitriții sunt utilizați pentru sinteza coloranților azoici, în producerea caprolactamei, ca agenți oxidanți și reducători în industria cauciucului, textil și prelucrarea metalelor, ca conservanți alimentari. Nitriții, precum NaNO 2 și KNO 2, sunt toxici, provocând dureri de cap, vărsături, respirație deprimantă etc. Când NaNO 2 este otrăvit, în sânge se formează methemoglobina și membranele celulelor roșii din sânge sunt deteriorate. Este posibil să se formeze nitrozamine din NaNO 2 și amine direct în tractul gastrointestinal.

6. Sulfați, săruri ale acidului sulfuric. Sunt cunoscuți sulfați medii cu anionul SO 4 2- sau hidrosulfați, cu anionul HSO 4 - bazic, care conține, împreună cu anionul SO 4 2-, grupări OH, de exemplu Zn 2 (OH) 2 SO 4. Există, de asemenea, sulfați dubli care conțin doi cationi diferiți. Acestea includ două grupuri mari sulfați - alaun , precum și shenitele M2E (SO4)26H2O , unde M este un cation încărcat simplu, E este Mg, Zn și alți cationi dublu încărcați. Sulfat triplu cunoscut K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineral polihalit), sulfați dublu bazici, de exemplu, minerale din grupele alunită și jarozită M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 și M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, unde M este un cation încărcat unic. Sulfații pot face parte din săruri mixte, de exemplu 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkeit mineral), MgSO 4 KCl 3H20 (kainită).

Sulfații sunt substanțe cristaline, medii și acide în majoritatea cazurilor, foarte solubile în apă. Sulfații de calciu, stronțiu, plumb și alții sunt ușor solubili; BaSO4 și RaSO4 sunt practic insolubili. Sulfații bazici sunt de obicei slab solubili sau practic insolubili sau sunt hidrolizați de apă. Din soluții apoase, sulfații pot cristaliza sub formă de hidrați cristalini. Hidrații de cristal ai unor metale grele se numesc vitrioli; sulfat de cupru CuS045H2O, sulfat de fier FeSO47H2O.

Sulfații medii de metale alcaline sunt stabili termic, în timp ce sulfații acizi se descompun la încălzire, transformându-se în pirosulfați: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Sulfții medii ai altor metale, precum și sulfații bazici, atunci când sunt încălziți la temperaturi suficient de ridicate, de regulă, se descompun cu formarea de oxizi de metal și eliberarea de SO 3.

Sulfații sunt larg răspândiți în natură. Ele se găsesc sub formă de minerale, de exemplu, gips CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O, și fac, de asemenea, parte din apa de mare și râu.

Mulți sulfați pot fi obținuți prin interacțiunea H 2 SO 4 cu metalele, oxizii și hidroxizii acestora, precum și prin descompunerea sărurilor acide volatile cu acid sulfuric.

Sulfații anorganici sunt utilizați pe scară largă. De exemplu, sulfatul de amoniu este un îngrășământ cu azot, sulfatul de sodiu este utilizat în industria sticlei, hârtiei, producția de viscoză etc. Mineralele naturale de sulfat sunt materii prime pentru producția industrială de compuși din diferite metale, materiale de construcție etc.

7.sulfiți, săruri ale acidului sulfuros H2SO3 . Există sulfiți medii cu anionul SO 3 2- și acizi (hidrosulfiți) cu anionul HSO 3 - . Sulfiții medii sunt substanțe cristaline. Sulfiții de amoniu și metale alcaline sunt foarte solubili în apă; solubilitate (g în 100 g): (NH 4 ) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Hidrosulfiții se formează în soluții apoase. Sulfiții de alcalino-pământ și alte metale sunt practic insolubili în apă; solubilitatea MgS03 1 g în 100 g (40°C). Hidrații de cristal cunoscuți (NH4)2SO3H2O, Na2SO37H2O, K2SO32H2O, MgSO36H2O etc.

Sulfiții anhidri, atunci când sunt încălziți fără acces la aer în vase sigilate, sunt împărțiți în mod disproporționat în sulfuri și sulfați; când sunt încălziți într-un curent de N2, ei pierd SO2, iar atunci când sunt încălziți în aer, sunt ușor oxidați la sulfați. Cu SO2 în mediu apos, sulfiții medii formează hidrosulfiți. Sulfiții sunt agenți reducători relativ puternici, se oxidează în soluții cu clor, brom, H 2 O 2 etc. la sulfați. Se descompun cu acizi puternici (de exemplu, HC1) cu eliberarea de SO2.

Hidrosulfiții cristalini sunt cunoscuți pentru K, Rb, Cs, NH 4 +, sunt instabili. Hidrosulfiții rămași există numai în soluții apoase. Densitatea NH4HS03 2,03 g/cm3; solubilitate în apă (g în 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Când hidrosulfiții cristalini Na sau K sunt încălziți sau când soluția plină de pulpă este saturată cu SO 2 M 2 SO 3, se formează pirosulfiți (învechit - metabisulfiți) M 2 S 2 O 5 - săruri ale acidului pirosulfuric liber necunoscut H 2 S 2 O5; cristale, instabile; densitate (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; peste ~ 160 °C se descompun cu eliberarea de SO 2; se dizolvă în apă (cu descompunere la HSO 3 -), solubilitate (g în 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formează hidraţi Na2S2O57H20 şi ZK2S2O52H20; agenţi reducători.

Sulfiții medii de metale alcaline sunt preparați prin reacția unei soluții apoase de M2C03 (sau MOH) cu S02 și MSO3 prin trecerea S02 printr-o suspensie apoasă de MCO3; Ele folosesc în principal SO 2 din gazele de eșapament ale producției de acid sulfuric de contact. Sulfiții sunt utilizați la albirea, vopsirea și imprimarea țesăturilor, fibrelor, pielii pentru conservarea cerealelor, furajelor ecologice, furajelor deșeurilor industriale (NaHSO 3,

Na2S2O5). CaSO 3 și Ca(HSO 3) 2 sunt dezinfectanți în industria vinului și a zahărului. NaHS03, MgS03, NH4HS03 - componente ale lichidului sulfit în timpul pulverizării; absorbant (NH4)2S03-S02; NaHSO 3 este un absorbant de H 2 S din gazele reziduale industriale, un agent reducător în producerea coloranților cu sulf. K 2 S 2 O 5 - o componentă a fixatorilor acizi în fotografie, un antioxidant, un antiseptic.

Metode de separare a amestecurilor

Filtrarea, separarea sistemelor eterogene particule lichid - solide (suspensii) și gaz - particule solide utilizând pereții de filtrare poroase (FP), care permit trecerea lichidului sau gazului, dar rețin particulele solide. Forta motrice proces - diferența de presiune pe ambele părți ale tranziției de fază.

La separarea suspensiilor, particulele solide formează de obicei un strat de sediment umed pe FP, care, dacă este necesar, este spălat cu apă sau alt lichid și, de asemenea, deshidratat prin suflarea de aer sau alt gaz prin acesta. Filtrarea se realizează la o diferență de presiune constantă sau la viteza constanta proces w(cantitatea de filtrat în m 3 care trece prin 1 m 2 din suprafața FP pe unitatea de timp). La o diferență de presiune constantă, suspensia este furnizată filtrului sub vid sau suprapresiune, precum și printr-o pompă cu piston; Când se utilizează o pompă centrifugă, diferența de presiune crește și viteza procesului scade.

În funcție de concentrația suspensiilor, se disting mai multe tipuri de filtrare. La o concentrație mai mare de 1%, filtrarea are loc cu formarea unui precipitat, iar la o concentrație mai mică de 0,1%, cu înfundarea porilor FP (clarificarea lichidelor). Dacă pe FP nu se formează un strat suficient de dens de sediment și particulele solide intră în filtrat, se filtrează folosind materiale auxiliare fin dispersate (pământ de diatomee, perlit), care sunt aplicate în prealabil pe FP sau adăugate suspensiei. La o concentrație inițială mai mică de 10%, este posibilă separarea parțială și îngroșarea suspensiilor.

Există filtre continue și periodice. Pentru acesta din urmă, principalele etape de lucru sunt filtrarea, spălarea sedimentului, deshidratarea și descărcarea acestuia. În acest caz, se aplică optimizarea după criteriile de cea mai mare productivitate și cele mai mici costuri. Dacă nu se efectuează spălarea și deshidratarea, a rezistenta hidraulica deflectoarele pot fi neglijate, atunci cea mai mare productivitate se realizeaza atunci cand timpul de filtrare este egal cu durata operatiilor auxiliare.

Se aplică FP flexibile din bumbac, lână, țesături sintetice și sticlă, precum și FP nețesute din fibre naturale și sintetice și cele inflexibile - ceramică, cermet și spumă. Direcțiile de mișcare ale filtratului și acțiunea gravitației pot fi opuse, coincide sau fi reciproc perpendiculare.

Modelele de filtre sunt variate. Unul dintre cele mai comune este un filtru de vid cu tambur rotativ (cm. orez.) acțiune continuă, în care direcțiile de mișcare ale filtratului și acțiunea gravitației sunt opuse. Secțiunea dispozitivului de distribuție conectează zonele I și II cu o sursă de vid și zonele III și IV cu o sursă de aer comprimat. Filtratul și lichidul de spălare din zonele I și II intră în recipiente separate. S-a răspândit și un filtru presă periodic automatizat cu camere orizontale, țesătură filtrantă sub formă de bandă fără sfârșit și membrane elastice pentru deshidratarea nămolului prin presare. Efectuează operațiuni alternante de umplere a camerelor cu suspensie, filtrare, spălare și deshidratare a sedimentelor, deconectarea camerelor adiacente și îndepărtarea sedimentelor.

Determinarea tensiunii dinamice de forfecare, a viscozității efective și plastice la temperatură normală

Determinarea tensiunii dinamice de forfecare, a viscozității efective și plastice la temperatură ridicată

Experimentul 2. Prepararea și studiul proprietăților sărurilor acidului fosforic.

Apa este una dintre principalele compuși chimici pe planeta noastră. Una dintre cele mai interesante proprietăți ale sale este capacitatea de a se forma solutii apoase. Și în multe domenii ale științei și tehnologiei, solubilitatea sării în apă joacă un rol semnificativ. rol important.

Solubilitatea este înțeleasă ca capacitatea diferitelor substanțe de a forma amestecuri omogene (omogene) cu lichide - solvenți. Este volumul de material care este folosit pentru a dizolva și a forma o soluție saturată care determină solubilitatea acesteia, comparabilă cu fracția de masă a acestei substanțe sau cu cantitatea ei într-o soluție concentrată.

În funcție de capacitatea lor de a se dizolva, sărurile sunt clasificate după cum urmează:

• Substanțele solubile includ substanțe care pot fi dizolvate în 100 g de apă mai mult de 10 g;
• Puțin solubile includ cele a căror cantitate în solvent nu depășește 1 g;
• concentrația insolubilelor în 100 g apă este mai mică de 0,01.

Când polaritatea substanței utilizate pentru dizolvare este similară cu polaritatea solventului, aceasta este solubilă. Cu polarități diferite, cel mai probabil nu este posibil să se dilueze substanța.

Cum se produce dizolvarea?

Dacă vorbim despre dacă sarea se dizolvă în apă, atunci pentru majoritatea sărurilor aceasta este o afirmație corectă. Există un tabel special conform căruia puteți determina cu exactitate valoarea solubilității. Deoarece apa este un solvent universal, se amestecă bine cu alte lichide, gaze, acizi și săruri.

Unul dintre cele mai evidente exemple de dizolvare a unui solid în apă poate fi observat aproape în fiecare zi în bucătărie, în timp ce se pregătesc mâncăruri folosind sare de masă. Deci de ce se dizolvă sarea în apă?

Din curs şcolarÎn chimie, mulți oameni își amintesc că moleculele de apă și sare sunt polare. Aceasta înseamnă că polii lor electrici sunt opuși, ceea ce duce la înalte constantă dielectrică. Moleculele de apă înconjoară ionii unei alte substanțe, de exemplu, în cazul pe care îl luăm în considerare, NaCl. Aceasta produce un lichid cu consistență omogenă.

Efectul temperaturii

Există câțiva factori care influențează solubilitatea sărurilor. În primul rând, aceasta este temperatura solventului. Cu cât este mai mare, cu atât coeficientul de difuzie al particulelor din lichid este mai mare, iar transferul de masă are loc mai rapid.

Deși, de exemplu, solubilitatea sării de masă (NaCl) în apă practic nu depinde de temperatură, deoarece coeficientul său de solubilitate este de 35,8 la 20 ° C și 38,0 la 78 ° C. Dar sulfatul de cupru (CaSO4) cu creșterea temperaturii, apa se dizolvă mai puțin bine.

Alți factori care afectează solubilitatea includ:

1. Dimensiunea particulelor dizolvate - cu o zonă mai mare de separare a fazelor, dizolvarea are loc mai rapid.
2. Un proces de amestecare care, atunci când este efectuat intens, promovează un transfer de masă mai eficient.
3. Prezența impurităților: unele accelerează procesul de dizolvare, în timp ce altele, complicând difuzia, reduc viteza procesului.

Videoclip despre mecanismul dizolvării sării

În viața de zi cu zi, oamenii se întâlnesc rar. Majoritatea obiectelor sunt amestecuri de substanțe.

O soluție este una în care componentele sunt amestecate uniform. Există mai multe tipuri de ele în funcție de dimensiunea particulelor: sisteme grosiere, soluții moleculare și sisteme coloidale, care sunt adesea numite soluri. În acest articol despre care vorbim despre moleculară (sau Solubilitatea substanțelor în apă este una dintre principalele condiții care afectează formarea compușilor.

Solubilitatea substanțelor: ce este și de ce este necesară?

Pentru a înțelege acest subiect, trebuie să cunoașteți solubilitatea substanțelor. În termeni simpli, este capacitatea unei substanțe de a se combina cu alta și de a forma un amestec omogen. Dacă te apropii cu punct științific din punct de vedere, poate fi luată în considerare o definiție mai complexă. Solubilitatea substanțelor este capacitatea lor de a forma compoziții omogene (sau eterogene) cu distribuție dispersă a componentelor cu una sau mai multe substanțe. Există mai multe clase de substanțe și compuși:

• solubil;
• Solubil cu moderație;
• insolubil.

Ce indică măsura solubilității unei substanțe?

Conținutul unei substanțe într-un amestec saturat este o măsură a solubilității sale. După cum am menționat mai sus, este diferit pentru toate substanțele. Solubile sunt cele care pot dilua mai mult de 10 g din ele însele la 100 g de apă. A doua categorie este mai mică de 1 g în aceleași condiții. Practic insolubile sunt cele în care mai puțin de 0,01 g de component trece în amestec. În acest caz, substanța nu își poate transfera moleculele în apă.

Ce este coeficientul de solubilitate

Coeficientul de solubilitate (k) este un indicator al masei maxime a unei substanțe (g) care poate fi diluată în 100 g de apă sau altă substanță.

Solvenți

Acest proces implică un solvent și o substanță dizolvată. Primul diferă prin faptul că inițial este în aceeași stare de agregare ca și amestecul final. De regulă, se ia în cantități mai mari.

Cu toate acestea, mulți oameni știu că apa are un loc special în chimie. Există pentru ea reguli separate. O soluție în care este prezent H2O se numește apoasă. Când vorbim despre ele, un lichid este un extractant chiar și atunci când este în cantități mai mici. Un exemplu este o soluție de 80% de acid azotic în apă. Proporțiile de aici nu sunt egale.Deși proporția de apă este mai mică decât acidul, substanța se numește soluție de apă 20% în acid azotic incorect.

Sunt amestecuri care nu contin H 2 O. Se vor numi neapoase. Astfel de soluții de electroliți sunt conductori ionici. Conțin unul sau un amestec de extractanți. Conțin ioni și molecule. Ele sunt utilizate în industrii precum medicina, producția produse chimice de uz casnic, cosmetice și alte domenii. Ele pot combina mai multe substanțe dorite cu solubilități diferite. Componentele multor produse care sunt utilizate extern sunt hidrofobe. Cu alte cuvinte, nu interacționează bine cu apa. Acestea pot fi volatile, nevolatile și combinate. În primul caz, substanțele organice dizolvă bine grăsimile. Substanțele volatile includ alcooli, hidrocarburi, aldehide și altele. Ele sunt adesea incluse în produsele chimice de uz casnic. Cele nevolatile sunt cel mai adesea folosite pentru a face unguente. Acestea sunt uleiuri grase, parafină lichidă, glicerină și altele. Combinat - un amestec de volatile și nevolatile, de exemplu, etanol cu ​​glicerină, glicerină cu dimexid. Ele pot conține și apă.

Tipuri de soluții în funcție de gradul de saturație

O soluție saturată este un amestec de substanțe chimice care conține concentrația maximă a unei substanțe în solvent la o anumită temperatură. Nu va mai fi divorțat. În preparatul solid se observă precipitarea, care este în echilibru dinamic cu aceasta. Acest concept înseamnă o stare care persistă în timp datorită apariției sale simultan în două direcții opuse (reacții înainte și invers) cu aceeași viteză.

Dacă o substanță se poate descompune încă la o temperatură constantă, atunci această soluție este nesaturată. Sunt rezistenti. Dar dacă continuați să adăugați o substanță la ele, aceasta va fi diluată în apă (sau alt lichid) până când va atinge concentrația maximă.

Un alt tip este suprasaturat. Conține mai multă substanță dizolvată decât ar fi prezentă la temperatură constantă. Datorită faptului că se află într-un echilibru instabil, cristalizarea are loc atunci când sunt expuse fizic.

Cum să distingem o soluție saturată de una nesaturată?

Acest lucru este destul de ușor de făcut. Dacă substanța este solidă, atunci poate fi văzut un precipitat într-o soluție saturată. În acest caz, extractantul se poate îngroșa, ca, de exemplu, într-o compoziție saturată, apa la care a fost adăugat zahăr.
Dar dacă schimbați condițiile, creșteți temperatura, atunci nu va mai fi considerată saturată, deoarece cu mai mult temperatura ridicata concentrația maximă a acestei substanțe va fi diferită.

Teorii ale interacțiunii dintre componentele soluției

Există trei teorii privind interacțiunea elementelor într-un amestec: fizică, chimică și modernă. Autorii primului sunt Svante August Arrhenius și Wilhelm Friedrich Ostwald. Ei au presupus că, datorită difuziei, particulele de solvent și de solut au fost distribuite uniform pe întregul volum al amestecului, dar nu a existat nicio interacțiune între ele. Teoria chimică prezentată de Dmitri Ivanovici Mendeleev este opusul acesteia. Potrivit acestuia, ca urmare a interacțiunii chimice dintre ele, se formează compuși instabili cu compoziție constantă sau variabilă, care se numesc solvați.

În prezent, este utilizată teoria combinată a lui Vladimir Aleksandrovich Kistyakovsky și Ivan Alekseevich Kablukov. Combină fizic și chimic. Teoria modernă afirmă că în soluție există atât particule de substanțe care nu interacționează, cât și produse ale interacțiunii lor - solvați, a căror existență a fost dovedită de Mendeleev. Când extractantul este apă, aceștia se numesc hidrați. Fenomenul în care se formează solvații (hidratii) se numește solvatare (hidratare). Afectează toate procesele fizice și chimice și modifică proprietățile moleculelor din amestec. Solvația are loc datorită faptului că învelișul de solvație, constând din molecule extractive strâns asociate cu acesta, înconjoară molecula de solut.

Factori care afectează solubilitatea substanțelor

Compoziția chimică a substanțelor. Regula „ca atrage ca” se aplică și reactivilor. Substanțele cu proprietăți fizice și chimice similare se pot dizolva reciproc mai repede. De exemplu, compușii nepolari interacționează bine cu cei nepolari. Substanțele cu molecule polare sau structură ionică sunt diluate în cele polare, de exemplu, în apă. Sărurile, alcalinele și alte componente se descompun în el și cele nepolare - invers. Se poate da un exemplu simplu. Pentru a pregăti o soluție saturată de zahăr în apă veți avea nevoie cantitate mare substanţe decât în ​​cazul sării. Ce înseamnă? Pur și simplu, puteți adăuga mult mai mult zahăr în apă decât sare.

Temperatura. Pentru a crește solubilitatea solidelor în lichide, trebuie să creșteți temperatura extractantului (funcționează în majoritatea cazurilor). Puteți demonstra acest exemplu. Dacă puneți un vârf de clorură de sodiu (sare). apă rece, atunci acest proces va dura mult timp. Dacă procedați la fel cu un mediu fierbinte, dizolvarea se va produce mult mai rapid. Acest lucru se explică prin faptul că, din cauza creșterii temperaturii, energia cinetică crește, cantitate semnificativă care se cheltuiește adesea pentru ruperea legăturilor dintre molecule și ionii unui solid. Cu toate acestea, atunci când temperatura crește în cazul sărurilor de litiu, magneziu, aluminiu și alcaline, solubilitatea acestora scade.

Presiune. Acest factor afectează doar gazele. Solubilitatea lor crește odată cu creșterea presiunii. La urma urmei, volumul gazelor este redus.

Modificarea vitezei de dizolvare

Acest indicator nu trebuie confundat cu solubilitatea. La urma urmei, modificările acestor doi indicatori sunt influențate de factori diferiți.

Gradul de fragmentare a solutului. Acest factor afectează solubilitatea solidelor în lichide. Într-o stare întreagă (bucata), compoziția durează mai mult să se dilueze decât una care este ruptă în bucăți mici. Să dăm un exemplu. O bucată solidă de sare va dura mult mai mult să se dizolve în apă decât sarea sub formă de nisip.

Viteza de agitare. După cum se știe, acest proces poate fi catalizat prin agitare. Viteza sa este, de asemenea, importantă, deoarece cu cât este mai mare, cu atât substanța se va dizolva mai repede în lichid.

De ce trebuie să cunoașteți solubilitatea solidelor în apă?

În primul rând, astfel de diagrame sunt necesare pentru a rezolva corect ecuațiile chimice. Tabelul de solubilitate arată încărcăturile tuturor substanțelor. Trebuie să le cunoașteți pentru a nota corect reactivii și a scrie ecuația. reactie chimica. Solubilitatea în apă indică dacă o sare sau o bază se poate disocia. Compușii apoși care conduc curentul conțin electroliți puternici. Există un alt tip. Cei care conduc slab curentul sunt considerați electroliți slabi. În primul caz, componentele sunt substanțe care sunt complet ionizate în apă. Întrucât electroliți slabi prezintă acest indicator doar într-o mică măsură.

Ecuații ale reacțiilor chimice

Există mai multe tipuri de ecuații: moleculare, ionice complet și ionice scurte. De fapt, ultima opțiune este o formă scurtă de moleculară. Acesta este răspunsul final. Ecuația completă enumeră reactanții și produșii reacției. Acum vine rândul tabelului de solubilitate a substanțelor. În primul rând, trebuie să verificați dacă reacția este fezabilă, adică dacă una dintre condițiile pentru reacție este îndeplinită. Există doar 3 dintre ele: formarea apei, eliberarea de gaz și precipitarea sedimentelor. Dacă primele două condiții nu sunt îndeplinite, trebuie să o verificați pe ultima. Pentru a face acest lucru, trebuie să vă uitați la tabelul de solubilitate și să aflați dacă există reacții în produse sare insolubilă sau baza. Dacă este acolo, atunci va fi sediment. În continuare, tabelul va fi necesar pentru înregistrare ecuația ionică. Deoarece toate sărurile și bazele solubile sunt electroliți puternici, se vor descompune în cationi și anioni. Apoi, ionii nelegați sunt anulați și ecuația este scrisă într-o formă concisă. Exemplu:

1. K2SO4 +BaCl2 =BaS04 ↓+2HCl,
2. 2K+2SO4 +Ba+2Cl=BaSO4 ↓+2K+2Cl,
3. Ba+SO4=BaS04↓.

Astfel, tabelul de solubilitate a substanțelor este una dintre condițiile cheie pentru rezolvarea ecuațiilor ionice.

Un tabel detaliat vă ajută să aflați cât de mult dintr-o componentă trebuie să luați pentru a pregăti un amestec saturat.

Tabelul de solubilitate

Așa arată un tabel incomplet familiar. Este important ca aici să fie indicată temperatura apei, deoarece este unul dintre factorii despre care am discutat deja mai sus.

Cum se utilizează tabelul de solubilitate pentru substanțe?

Tabelul de solubilitate a substanțelor în apă este unul dintre principalii asistenți ai unui chimist. Ea arată cum diverse substanțe iar compușii reacţionează cu apa. Solubilitatea solidelor în lichide este un indicator fără de care multe manipulări chimice sunt imposibile.

Masa este foarte usor de folosit. Prima linie conține cationi (particule încărcate pozitiv), a doua linie conține anioni (particule încărcate negativ). Cea mai mare parte a tabelului este ocupată de o grilă cu simboluri specifice în fiecare celulă. Acestea sunt literele „P”, „M”, „N” și semnele „-” și „?”.

• "P" - compusul se dizolvă;
• "M" - ușor solubil;
• "N" - nu se dizolvă;
• "-" - conexiune nu există;
• "?" - nu există informații despre existența conexiunii.

Există o celulă goală în acest tabel - aceasta este apa.

Exemplu simplu

Acum să vorbim despre cum să lucrăm cu un astfel de material. Să presupunem că trebuie să aflați dacă sarea MgSo 4 (sulfat de magneziu) este solubilă în apă. Pentru a face acest lucru, trebuie să găsiți coloana Mg 2+ și să o coborâți la linia SO 4 2-. La intersecția lor există o litera P, ceea ce înseamnă că compusul este solubil.

Concluzie

Deci, am studiat problema solubilității substanțelor în apă și nu numai. Fără îndoială, aceste cunoștințe vor fi utile în continuarea studiului chimiei. La urma urmei, solubilitatea substanțelor joacă un rol important acolo. Va fi util în rezolvarea ecuațiilor chimice și a diverselor probleme.

31. Echilibre în soluții saturate de săruri ușor solubile. Calculul solubilității sării puțin solubile. Metode de creștere a solubilității sărurilor ușor solubile.

Factori care influențează solubilitatea sărurilor ușor solubile și schimbările de echilibru:
1) temperatura
2) ion cu același nume
3) efect de sare
4) aciditate (pH)
5) hidroliza
Pentru a schimba echilibrul, îl puteți încălzi, adăugați un ion cu același nume, adăugați o sare sau un acid bine solubil.
Solubilitatea este calculată pe baza lui Pr (produsul concentrațiilor active într-o soluție saturată a unui electrolit ușor solubil la o temperatură constantă)

10) Solubilitatea sărurilor în apă. Soluții saturate și suprasaturate.
Solubilitatea este concentrația unei substanțe în soluția sa saturată în anumite condiții: temperatură și presiune.
O soluție saturată este o soluție în care, în condiții date, concentrația unei substanțe cu pH este exact aceeași cu concentrația unei substanțe cu pH într-o soluție care se află în echilibru termodinamic cu o substanță solubilă individual în aceleași condiții.
Suprasaturat - o soluție în care concentrația unei substanțe este mai mare decât într-o soluție saturată. excesul de substanță precipită ușor. De obicei, o soluție suprasaturată se obține prin răcirea unei soluții saturate la o temperatură mai mare
Nesaturat - o soluție în care concentrația este mai mică decât într-o soluție saturată. și în care, în condiții date, o parte mai poate fi dizolvată.

Cum se produce dizolvarea? O moleculă de apă, datorită polarității sale mari (ca urmare a separării sarcinilor electrice), are un câmp electric care poate atrage molecule de alte substanțe. Când vin în contact cu apa, ionii care alcătuiesc rețeaua cristalină a substanței (Fig. 1.10) sunt înconjurați de molecule polare de apă, care formează o înveliș de hidratare în jurul ionilor separați de structura cristalină.

Conțin multe substanțe rețea cristalină un anumit număr de molecule de apă, care, însă, nu sunt suficiente pentru a dizolva complet substanța. Astfel de substanțe se numesc hidrați cristalini. Acestea includ sifon Na2CO3 x 10H2O, sulfat de aluminiu Al2SO4 x 18H2O și multe altele. Carbonații - sărurile de calciu și magneziu ale acidului carbonic - au solubilitate minimă. Sarea de masă NaCl se dizolvă foarte bine, motiv pentru care este multă în apa de mare.
Solubilitatea unor săruri depinde de temperatură.
11) Compuși ușor solubili. Metode de modificare a solubilității compușilor slab solubili.

Când procesele decurg cu aceeași viteză, echilibrul este stabilit în sistem:
CaCO3 --->Ca(2+) + CO3(2-)

<----

solutie solida
fază

Produs de solubilitate

Produsul concentrațiilor ionilor dintr-o soluție saturată a unui electrolit puțin solubil este o valoare constantă la o temperatură dată.
Se numește produs de solubilitate și este notat cu simbolul PR.

Calculul solubilității sării puțin solubile.

Exemplu:

PRCaCO3 = 4,8 * 10 ^ -9 (^ înseamnă putere)

Metode de reducere sau creștere a solubilității.

Efectul temperaturii. Dacă dizolvarea unei substanțe este un proces exotermic, atunci cu creșterea temperaturii solubilitatea acesteia scade (de exemplu, Ca(OH)2 în apă) și invers. Majoritatea sărurilor se caracterizează printr-o creștere a solubilității atunci când sunt încălzite.
Aproape toate gazele se dizolvă odată cu degajarea de căldură. Solubilitatea gazelor în lichide scade odată cu creșterea temperaturii și crește odată cu scăderea temperaturii.

Efectul presiunii. Odată cu creșterea presiunii, solubilitatea gazelor în lichide crește, iar odată cu scăderea presiunii scade.