Kripa e patretshme në ujë është përfshirë në përbërje. Përgatitja e kripërave të dyfishta. Faktorët që ndikojnë në tretshmërinë e substancave

Tabela e tretshmërisë për kripërat, acidet dhe bazat është baza pa të cilën zhvillimi i plotë është i pamundur njohuri kimike. Tretshmëria e bazave dhe kripërave ndihmon në mësimin jo vetëm për nxënësit e shkollës, por edhe për njerëzit profesionistë. Krijimi i shumë produkteve të jetës nuk mund të bëjë pa këtë njohuri.

Tabela e tretshmërisë së acideve, kripërave dhe bazave në ujë

Tabela e tretshmërisë së kripërave dhe bazave në ujë është një udhëzues që ndihmon në zotërimin e bazave të kimisë. Shënimet e mëposhtme do t'ju ndihmojnë të kuptoni tabelën e mëposhtme.

• P - tregon një substancë të tretshme;
• H – substancë e patretshme;
• M - substanca është pak e tretshme në mjedisi ujor;
• RK - një substancë që mund të shpërndahet vetëm kur ekspozohet ndaj acideve organike të forta;
• Një vizë do të tregojë se një krijesë e tillë nuk ekziston në natyrë;
• NK – nuk tretet as në acide as në ujë;
• ? – pikëpyetje sugjeron që sot nuk ka informacion të saktë për shpërbërjen e substancës.

Shpesh, tabela përdoret nga kimistët dhe nxënësit e shkollës, studentët për të kryer hulumtime laboratorike, gjatë të cilave është e nevojshme të përcaktohen kushtet për shfaqjen e reaksioneve të caktuara. Duke përdorur tabelën, është e mundur të përcaktohet se si do të sillet një substancë në një mjedis të kripur ose acid, dhe nëse mund të shfaqet një precipitat. Një precipitat gjatë hulumtimit dhe eksperimenteve tregon pakthyeshmërinë e reaksionit. Kjo është një pikë domethënëse që mund të ndikojë në rrjedhën e të gjithë punës laboratorike.

Kationet	Anionet
F-	Cl-	Br-	une -	S 2 -	NR 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

Legjenda:

P - substanca është shumë e tretshme në ujë; M - pak i tretshëm; H - praktikisht i patretshëm në ujë, por lehtësisht i tretshëm në acide të dobëta ose të holluara; RK - i patretshëm në ujë dhe i tretshëm vetëm në acide të forta inorganike; NK - i patretshëm në ujë ose në acide; G - hidrolizohet plotësisht kur tretet dhe nuk ekziston në kontakt me ujin. Një vizë do të thotë që një substancë e tillë nuk ekziston fare.

Në tretësirat ujore, kripërat shpërbëhen plotësisht ose pjesërisht në jone. Kripërat e acideve të dobëta dhe/ose bazave të dobëta i nënshtrohen hidrolizës. Tretësirat ujore të kripërave përmbajnë jone të hidratuar, çifte jonesh dhe forma kimike më komplekse, duke përfshirë produktet e hidrolizës, etj. Një numër kripërash janë gjithashtu të tretshme në alkoole, aceton, amide acide dhe tretës të tjerë organikë.

Nga tretësirat ujore, kripërat mund të kristalizohen në formën e hidrateve kristalore, nga tretësirat jo ujore - në formën e tretësirave kristalore, për shembull CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Të dhënat për proceset e ndryshme që ndodhin në sistemet ujë-kripë, për tretshmërinë e kripërave në praninë e tyre të përbashkët në varësi të temperaturës, presionit dhe përqendrimit, për përbërjen e fazave të ngurta dhe të lëngshme mund të merren duke studiuar diagramet e tretshmërisë së sistemeve ujë-kripë.

Metodat e përgjithshme sinteza e kripërave.

1. Marrja e kripërave mesatare:

1) metal me jometal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

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

3) metali me një zgjidhje kripe të një metali më pak aktiv Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) oksid bazë me oksid acid: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) oksid bazë me acid CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) bazat me oksid acid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) bazat me acid: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) kripërat me acid: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) tretësirë ​​bazë me tretësirë ​​kripe: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) tretësirat e dy kripërave 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Marrja e kripërave acide:

1. Ndërveprimi i një acidi me mungesën e bazës. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Ndërveprimi i bazës me tepricën oksid acidi

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

3. Ndërveprimi i kripës mesatare me acidin Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Marrja e kripërave bazë:

1. Hidroliza e kripërave të formuara nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Shtimi (pike-pike) i sasive te vogla te alkaleve ne tretesirat e kriperave te metaleve mesatare AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Ndërveprimi i kripërave të acideve të dobëta me kripërat mesatare

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

4.Faturë kripëra komplekse:

1. Reaksionet e kripërave me ligandët: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Marrja e kripërave të dyfishta:

1. Kristalizimi i përbashkët i dy kripërave:

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

4. Reaksionet redoks të shkaktuara nga vetitë e kationit ose anionit. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Vetitë kimike të kripërave acidike:

1. Zbërthimi termik me formimin e kripës mesatare

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

2. Ndërveprimi me alkalin. Marrja e kripës mesatare.

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

3. Vetitë kimike të kripërave bazë:

1. Zbërthimi termik. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Ndërveprimi me acidin: formimi i kripës mesatare.

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

4. Vetitë kimike të kripërave komplekse:

1. Shkatërrimi i komplekseve për shkak të formimit të komponimeve të dobëta të tretshme:

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

2. Shkëmbimi i ligandëve ndërmjet sferës së jashtme dhe të brendshme.

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

5. Vetitë kimike të kripërave të dyfishta:

1. Ndërveprimi me tretësirat alkaline: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Lëndët e para për prodhimit industrial një numër kripërash - kloruret, sulfatet, karbonatet, boratet Na, K, Ca, Mg janë uji i detit dhe oqeanit, shëllirat natyrale të formuara gjatë avullimit të tij dhe depozitat e ngurta të kripës. Për grupin e mineraleve që formojnë depozitime sedimentare të kripës (sulfatet dhe kloruret e Na, K dhe Mg), aplikoni emri i koduar"kripëra natyrale". Depozitat më të mëdha të kripërave të kaliumit ndodhen në Rusi (Solikamsk), Kanada dhe Gjermani, depozitat e fuqishme të xeheve të fosfatit janë në Afrikën e Veriut, Rusi dhe Kazakistan, NaNO3 është në Kili.

Kripërat përdoren në industrinë ushqimore, kimike, metalurgjike, qelqi, lëkure, tekstile, bujqësia, mjekësi etj.

Llojet kryesore të kripërave

1. Boratet (oksoboratet), kripërat e acideve borike: HBO 2 metaborike, H3 BO 3 ortoborike dhe acidet poliboronike të paizoluara në gjendje të lirë. Në bazë të numrit të atomeve të borit në molekulë ato ndahen në mono-, di, tetra-, heksaborate etj. Boratet quhen edhe nga acidet që i formojnë dhe nga numri i moleve B 2 O 3 për 1. mol i oksidit kryesor. Kështu, metaborate të ndryshme mund të quhen monoborate nëse përmbajnë anionin B(OH)4 ose një anion zinxhir (BO2) n n - diborate - nëse ato përmbajnë një anion të dyfishtë zinxhir (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborate - nëse përmbajnë një anion unazor (B 3 O 6) 3-.

Strukturat e borateve përfshijnë grupe bor-oksigjen - "blloqe" që përmbajnë nga 1 deri në 6, dhe nganjëherë 9 atome bori, për shembull:

Numri i koordinimit të atomeve të borit është 3 (grupe trekëndore bor-oksigjen) ose 4 (grupe tetraedrale). Grupet e bor-oksigjenit janë baza jo vetëm e ishullit, por edhe e strukturave më komplekse - ato të polimerizuara me zinxhir, shtresa dhe kornizë. Këto të fundit formohen si rezultat i eliminimit të ujit në molekulat e borateve të hidratuara dhe formimit të lidhjeve lidhëse përmes atomeve të oksigjenit; procesi ndonjëherë shoqërohet me një këputje Komunikimet V-O brenda polianioneve. Polianionet mund të bashkojnë grupe anësore - tetraedra bor-oksigjen ose trekëndësha, dimerët e tyre ose anionet e jashtme.

Amoniumi, alkali, si dhe metalet e tjera në gjendje oksidimi +1 më së shpeshti formojnë metaborate të hidratuar dhe anhidrë si MBO 2, tetraborate M 2 B 4 O 7, pentaborate MB 5 O 8, si dhe dekaborate M 4 B 10 O. 17 n H 2 O. Toka alkaline dhe metalet e tjera në gjendje oksidimi + 2 zakonisht japin metaborate të hidratuar, triborate M 2 B 6 O 11 dhe heksaborate MB 6 O 10. si dhe meta-, orto- dhe tetraborate anhidër. Metalet në gjendje oksidimi + 3 karakterizohen nga ortoborate MBO 3 të hidratuar dhe anhydrous.

Boratet janë substanca amorfe pa ngjyrë ose kristale (kryesisht me një strukturë të ulët simetrike - monoklinike ose ortorhombike). Për boratet anhidër, temperaturat e shkrirjes variojnë nga 500 në 2000 °C; Pikat më të larta të shkrirjes janë metaboratet alkaline dhe orto- dhe metaboratet e metaleve alkaline tokësore. Shumica e borateve formojnë me lehtësi gota kur shkrirja e tyre ftohet. Fortësia e borateve të hidratuar në shkallën Mohs është 2-5, anhydrous - deri në 9.

Monoboratet e hidratuara humbasin ujin e kristalizimit deri në ~180°C, poliboratet - në 300-500°C; eliminimi i ujit për shkak të grupeve OH , i koordinuar rreth atomeve të borit ndodh deri në ~750°C. Me dehidratim të plotë, formohen substanca amorfe, të cilat në 500-800°C në shumicën e rasteve i nënshtrohen "rirregullimit të borateve" - ​​kristalizimit, i shoqëruar (për poliboratet) me dekompozim të pjesshëm me çlirimin e B 2 O 3.

Boratet e metaleve alkaline, amoniumit dhe T1(I) janë të tretshëm në ujë (veçanërisht meta- dhe pentaborate) dhe hidrolizohen në tretësirat ujore (tretësirat kanë një reaksion alkalik). Shumica e borateve dekompozohen lehtësisht nga acidet, në disa raste nga veprimi i CO 2 ; dhe SO 2;. Boratet e tokës alkaline dhe Metalet e renda bashkëveprojnë me tretësirat e alkaleve, karbonateve dhe bikarbonateve të metaleve alkaline. Boratet anhidër janë kimikisht më të qëndrueshme se boratet e hidratuara. Me disa alkoole, në veçanti glicerinë, boratet formojnë komplekse të tretshme në ujë. Nën veprimin e agjentëve të fortë oksidues, në veçanti H 2 O 2, ose gjatë oksidimit elektrokimik, boratet shndërrohen në peroksoborate .

Njihen rreth 100 borate natyrore, të cilat janë kryesisht kripëra të Na, Mg, Ca, Fe.

Boratet e hidratuara fitohen: nga neutralizimi i H 3 VO 3 me okside metali, hidrokside ose karbonate; reaksionet e shkëmbimit të borateve të metaleve alkali, më së shpeshti Na, me kripërat e metaleve të tjera; reagimi i transformimit të ndërsjellë të borateve pak të tretshëm me tretësirat ujore të borateve të metaleve alkali; proceset hidrotermale duke përdorur halidet e metaleve alkali si aditivë mineralizues. Boratet anhidër përftohen nga shkrirja ose sinterizimi i B 2 O 3 me oksidet ose karbonatet e metaleve ose nga dehidratimi i hidrateve; Kristalet e vetme rriten në tretësirat e borateve në oksidet e shkrirë, për shembull Bi 2 O 3.

Boratet përdoren: për të marrë komponime të tjera të borit; si përbërës ngarkues në prodhimin e qelqit, glazurave, smaltit, qeramikës; për veshje dhe impregnime rezistente ndaj zjarrit; si përbërës të flukseve për rafinimin, saldimin dhe saldimin e metaleve”; si pigmente dhe mbushëse për bojëra dhe llaqe; si mordantë ngjyrues, frenues korrozioni, përbërës elektrolitesh, fosfore etj. Më së shumti përdoren boraksi dhe boratet e kalciumit.

2.Halide, përbërje kimike të halogjeneve me elementë të tjerë. Halidet zakonisht përfshijnë komponime në të cilat atomet e halogjenit kanë një elektronegativitet më të madh se elementi tjetër. Halidet nuk formohen nga He, Ne dhe Ar. Tek halogjenet EC të thjeshta ose binare n (n- më shpesh një numër i plotë nga 1 për monohalidet në 7 për IF 7 dhe ReF 7, por mund të jetë gjithashtu i pjesshëm, për shembull 7/6 për Bi 6 Cl 7) përfshin, në veçanti, kripërat e acideve hidrohalike dhe komponimet interhalogjene (për shembull , halofluoride). Ekzistojnë gjithashtu halide të përziera, polihalide, hidrohalide, oksohalide, oksihalide, hidroksohalide, tiohalide dhe halogjene komplekse. Numri i oksidimit të halogjeneve në halogjene është zakonisht -1.

Bazuar në natyrën e lidhjes element-halogjen, halogjenet e thjeshta ndahen në jonike dhe kovalente. Në realitet, lidhjet janë të një natyre të përzier me një mbizotërim të kontributit të një ose një komponenti tjetër. Halidet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore, si dhe shumë mono- dhe dihalide të metaleve të tjera, janë kripëra tipike në të cilat mbizotëron natyra jonike e lidhjes. Shumica e tyre janë relativisht zjarrduruese, të ulëta të avullueshme dhe shumë të tretshme në ujë; në tretësirat ujore shpërbëhen pothuajse plotësisht në jone. Trihalidet e elementeve të tokës së rrallë kanë gjithashtu vetitë e kripërave. Tretshmëria e halogjeneve jonike në ujë përgjithësisht zvogëlohet nga jodidet në fluoride. Kloridet, bromidet dhe jodidet Ag + , Cu + , Hg + dhe Pb 2+ janë pak të tretshëm në ujë.

Rritja e numrit të atomeve të halogjenit në halogjenet metalike ose raporti i ngarkesës së një metali me rrezen e jonit të tij çon në një rritje të përbërësit kovalent të lidhjes, një ulje të tretshmërisë në ujë dhe stabilitetin termik të halogjeneve. , rritje e paqëndrueshmërisë, rritje e oksidimit, aftësisë dhe prirjes për hidrolizë. Këto varësi vërehen për halogjenët e metaleve të së njëjtës periudhë dhe në një seri halogjenidesh të të njëjtit metal. Ato mund të vërehen lehtësisht duke përdorur shembullin e vetive termike. Për shembull, për halogjenët e metaleve të periudhës së 4-të, pikat e shkrirjes dhe të vlimit janë përkatësisht 771 dhe 1430°C për KC1, 772 dhe 1960°C për CaCl2, 967 dhe 975°C për ScCl3, -24.1 dhe 136°C për TiC . Për UF 3 pika e shkrirjes është ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. Në rreshtat e lidhjeve EH n me konstante n Kovalenca e lidhjes zakonisht rritet kur kalon nga fluoride në kloride dhe zvogëlohet kur kalon nga këto të fundit në bromide dhe jodide. Pra, për AlF 3 temperatura e sublimimit është 1280°C, AlC1 3 180°C, pika e vlimit AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. Në seritë ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura e sublimimit është përkatësisht 906, 334, 355 dhe 418°C. Në radhët e MF n dhe MC1 n ku M është një metal i një nëngrupi, kovalenca e lidhjes zvogëlohet me rritjen e masës atomike të metalit. Ka pak fluoride dhe kloride metalike me kontribute afërsisht të barabarta nga përbërësit e lidhjes jonike dhe kovalente.

Energjia mesatare e lidhjes element-halogjen zvogëlohet kur kalon nga fluori në jodide dhe me rritje n(shih tabelën).

Shumë halogjene metalike që përmbajnë atome O të izoluara ose lidhëse (përkatësisht okso- dhe oksihalide), për shembull, oksotrifluorid vanadium VOF 3, dioksifluorid niobium NbO 2 F, diokso-jodur tungsteni WO 2 I 2.

Halidet komplekse (halometallatet) përmbajnë anione komplekse në të cilat atomet e halogjenit janë ligandë, për shembull, heksakloroplatinati i kaliumit (IV) K2, heptafluorotantalati i natriumit (V), Na, heksafluoroarsenati i litiumit (V). Fluoro-, oksofluoro- dhe klorometalatet kanë qëndrueshmërinë më të madhe termike. Për nga natyra e lidhjeve, komponimet jonike me katione NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF +, etj. janë të ngjashme me halogjenet komplekse.

Shumë halogjene karakterizohen nga shoqërimi dhe polimerizimi në fazat e lëngshme dhe të gazit me formimin e lidhjeve lidhëse. Më të prirur për këtë janë halogjenet metalike të grupeve I dhe II, AlCl 3, pentafluoridet e Sb dhe metalet në tranzicion, oksofluoridet e përbërjes MOF 4. Njihen halidet me lidhje metal-metal, p.sh. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridet ndryshojnë ndjeshëm në veti nga halogjenët e tjerë. Megjithatë, në halogjenet e thjeshta këto dallime janë më pak të theksuara sesa në vetë halogjenet, dhe në halogjenet komplekse ato janë më pak të theksuara se në halogjenet e thjeshta.

Shumë halogjene kovalente (veçanërisht fluoride) janë acide të forta Lewis, p.sh. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridet janë pjesë e superacideve. Halidet më të larta reduktohen nga metalet dhe hidrogjeni, për shembull:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2 Mg = Ti + 2 MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Halogjenet e metaleve Grupet V-VIII, përveç Cr dhe Mn, reduktohen me H 2 në metale, për shembull:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Shumë halogjene metalike kovalente dhe jonike reagojnë me njëri-tjetrin për të formuar halide komplekse, për shembull:

KS1 + TaCl 5 = K

Halogjenët më të lehtë mund të zhvendosin halogjenët më të rëndë. Oksigjeni mund të oksidojë halogjenët, duke çliruar C1 2, Br 2 dhe I 2. Nje nga reagimet karakteristike halidet kovalente reagojnë me ujin (hidrolizë) ose avullin e tij kur nxehen (pirohidrolizë), duke çuar në formimin e oksideve, oksigjenit ose oksohalideve, hidroksideve dhe halogjeneve të hidrogjenit.

Halidet përftohen drejtpërdrejt nga elementët, nga reaksioni i halogjenëve të hidrogjenit ose acideve hidrohalike me elementë, okside, hidrokside ose kripëra, si dhe nga reaksionet e shkëmbimit.

Halidet përdoren gjerësisht në teknologji si lëndë fillestare për prodhimin e halogjeneve, metaleve alkaline dhe tokësore alkaline, si përbërës të gotave dhe materialeve të tjera inorganike; janë produkte të ndërmjetme në prodhimin e metaleve të rralla dhe të disa metaleve me ngjyra, U, Si, Ge etj.

Në natyrë, halogjenet formojnë klasa të veçanta të mineraleve, të cilat përfshijnë fluoride (për shembull, mineralet fluorit, kriolit) dhe kloruret (sylvite, carnallit). Bromi dhe jodi janë të pranishëm në disa minerale si papastërti izomorfike. Sasi të konsiderueshme halidesh përmbahen në ujin e detit dhe oqeanit, kripën dhe shëllirë nëntokësore. Disa halogjene, për shembull NaCl, KC1, CaCl 2, janë pjesë e organizmave të gjallë.

3. Karbonatet (nga latinishtja carbo, gjinia carbonis qymyr), kripërat acid karbonik. Ka karbonate të mesme me anion CO 3 2- dhe acid, ose hidrokarbonate (bikarbonate të vjetra), me anion HCO 3. Karbonatet janë substanca kristalore. Shumica e kripërave të metaleve mesatare në gjendje oksidimi +2 kristalizohen në gjashtëkëndësh. kalcit i tipit grilë ose aragonit i tipit rombik.

Nga karbonatet e mesme, vetëm kripërat e metaleve alkaline, amoniumit dhe Tl(I) janë të tretshme në ujë. Si rezultat i hidrolizës së konsiderueshme, tretësirat e tyre kanë një reaksion alkalik. Karbonatet e metaleve janë më të vështirat për t'u tretur në gjendje oksidimi + 2. Përkundrazi, të gjitha bikarbonatet janë shumë të tretshme në ujë. Gjatë reaksioneve të shkëmbimit në tretësirat ujore midis kripërave të metaleve dhe Na 2 CO 3, formohen precipitate të karbonateve të mesme në rastet kur tretshmëria e tyre është dukshëm më e vogël se ajo e hidroksideve përkatëse. Ky është rasti për Ca, Sr dhe analogët e tyre, lantanidet, Ag(I), Mn(II), Pb(II) dhe Cd(II). Kationet e mbetura, kur bashkëveprojnë me karbonate të tretura si rezultat i hidrolizës, mund të japin jo krbonate të ndërmjetme, por bazë ose edhe hidrokside. Krabonatet mesatare që përmbajnë katione të ngarkuara shumëfish ndonjëherë mund të precipitohen nga tretësirat ujore në prani të një tepricë të madhe të CO 2 .

Vetitë kimike të karbonateve janë për shkak të përkatësisë së tyre në klasën e kripërave inorganike të acideve të dobëta. Karakteristikat karbonatet shoqërohen me tretshmërinë e tyre të dobët, si dhe me paqëndrueshmërinë termike të vetë krabonateve dhe H 2 CO 3. Këto veti përdoren në analizën e krabonateve, bazuar ose në zbërthimin e tyre me acide të forta dhe në thithjen sasiore të CO 2 që rezulton nga një tretësirë ​​alkali, ose në precipitimin e jonit CO 3 2- nga tretësira në formën e BaCO 3. Kur teprica e CO 2 vepron në një precipitat karbonat mesatar, hidrogjen karbonat formohet në tretësirë, për shembull: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prania e hidrokarbonateve në ujin natyror shkakton fortësinë e përkohshme të tij. Hidrokarbonatet kur nxehen pak tashmë në temperaturat e ulëta kthehen përsëri në karbonate të mesme, të cilat, kur nxehen, dekompozohen në oksid dhe CO 2. Sa më aktiv të jetë metali, aq më e lartë është temperatura e dekompozimit të karbonatit të tij. Kështu, Na 2 CO 3 shkrihet pa zbërthim në 857 ° C, dhe për karbonatet Ca, Mg dhe A1, presionet e ekuilibrit të dekompozimit arrijnë 0.1 MPa në temperaturat përkatësisht 820, 350 dhe 100 °C.

Karbonatet janë shumë të përhapura në natyrë, gjë që është për shkak të pjesëmarrjes së CO 2 dhe H 2 O në proceset e formimit të mineraleve. karbonatet luajnë një rol të madh në ekuilibrat globalë midis CO 2 të gaztë në atmosferë dhe CO 2 të tretur;

dhe jonet HCO 3 - dhe CO 3 2- në hidrosferë dhe kripërat e ngurta në litosferë. Mineralet esenciale- kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smitsonite ZnCO 3 dhe disa të tjerë.Gëlqeror përbëhet kryesisht nga kalciti ose mbetjet skeletore të kalcitit të organizmave, më rrallë nga aragoniti. Karbonate natyrale të hidratuara të metaleve alkaline dhe Mg (për shembull, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), karbonate të dyfishta [për shembull, dolomiti CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 njihen edhe O] dhe bazik [malakiti CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusiti 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Më të rëndësishmet janë karbonati i kaliumit, karbonati i kalciumit dhe karbonati i natriumit. Shumë karbonate natyrore janë xehe metalike shumë të vlefshme (p.sh. karbonatet Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonatet luajnë një rol të rëndësishëm fiziologjik, duke qenë substanca buferike që rregullojnë qëndrueshmërinë e pH të gjakut.

4. Nitratet, kripërat e acidit nitrik HNO 3. I njohur për pothuajse të gjitha metalet; ekzistojnë të dyja në formën e kripërave anhidër M(NO 3) n (n- gjendja e oksidimit të metalit M), dhe në formën e hidratit kristalor M(NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Nga solucionet ujore në temperatura afër temperaturës së dhomës, vetëm nitratet e metaleve alkali kristalizohen si anhidër, pjesa tjetër - në formën e hidratit kristalor. Karakteristikat fiziko-kimike nitrati anhidrik dhe i hidratuar i të njëjtit metal mund të jetë shumë i ndryshëm.

Përbërjet kristalore anhidër të nitrateve të elementit d janë të ngjyrosura. Në mënyrë konvencionale, nitratet mund të ndahen në komponime me një lloj lidhjeje kryesisht kovalente (kripërat e Be, Cr, Zn, Fe dhe metale të tjera tranzicioni) dhe me një lloj lidhjeje kryesisht jonik (kripërat e metaleve alkali dhe alkaline tokësore). Nitratet jonike karakterizohen nga qëndrueshmëri më e lartë termike, mbizotërimi i strukturave kristalore me simetri më të lartë (kubike) dhe mungesa e ndarjes së brezave të joneve të nitrateve në spektrat IR. Nitratet kovalente kanë tretshmëri më të lartë në tretës organikë, qëndrueshmëri më të ulët termike dhe spektrat e tyre IR janë më komplekse; Disa nitrate kovalente janë të paqëndrueshme në temperaturën e dhomës dhe kur treten në ujë, ato dekompozohen pjesërisht, duke lëshuar oksidet e azotit.

Të gjitha nitratet anhidër shfaqin veti të forta oksiduese për shkak të pranisë së jonit NO 3, ndërsa aftësia e tyre oksiduese rritet kur kalojnë nga nitratet jonike në ato kovalente. Këto të fundit dekompozohen në intervalin 100-300°C, ato jonike - në 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 dhe disa të tjera shkrihen kur nxehen). Produktet e zbërthimit në faza të ngurta dhe të lëngshme. janë radhazi nitrite, oksinitrate dhe okside, ndonjëherë metale të lira (kur oksidi është i paqëndrueshëm, për shembull Ag 2 O), dhe në fazën e gazit - NO, NO 2, O 2 dhe N 2. Përbërja e produkteve të dekompozimit varet nga natyra e metalit dhe shkalla e tij e oksidimit, shpejtësia e ngrohjes, temperatura, përbërja e mediumit të gaztë dhe kushte të tjera. NH 4 NO 3 shpërthen, dhe kur nxehet shpejt mund të dekompozohet me një shpërthim, me ç'rast formohen N 2, O 2 dhe H 2 O; kur nxehet ngadalë, zbërthehet në N 2 O dhe H 2 O.

Joni i lirë NO 3 - në fazën e gazit ka një strukturë gjeometrike trekëndësh barabrinjës me atom N në qendër, kënde ONO ~ 120° dhe gjatësi obligacione N-O 0,121 nm. Në nitratet kristalore dhe të gazta, joni NO 3 - ruan kryesisht formën dhe madhësinë e tij, gjë që përcakton hapësirën dhe strukturën e nitrateve. Joni NO 3 mund të veprojë si një ligand mono-, bi-, tridentat ose lidhës, prandaj nitratet karakterizohen nga një shumëllojshmëri e gjerë e llojeve të strukturave kristalore.

Metalet kalimtare në gjendje të lartë oksidimi për shkak të sterikës. Nitratet anhidër nuk mund të krijojnë ndonjë vështirësi dhe ato karakterizohen nga oksonitrate, për shembull UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitratet formojnë një numër të madh kripërash të dyfishta dhe komplekse me jonin NO 3 - në sferën e brendshme. Në mjediset ujore, si rezultat i hidrolizës, kationet e metaleve kalimtare formojnë hidroksonitrate (nitratet bazë) me përbërje të ndryshueshme, të cilat mund të izolohen edhe në gjendje të ngurtë.

Nitratet e hidratuar ndryshojnë nga nitratet anhidër në atë që në strukturat e tyre kristalore joni metalik në shumicën e rasteve lidhet me molekulat e ujit dhe jo me jonin NO 3. Prandaj, ato janë më të tretshme në ujë sesa nitratet anhidër, por më pak të tretshëm në tretës organikë; janë agjentë oksidues më të dobët dhe shkrihen në mënyrë të papajtueshme në ujin e kristalizimit në intervalin 25-100°C. Kur nxehen nitratet e hidratuara, nitratet anhidër, si rregull, nuk formohen, por termoliza ndodh me formimin e hidroksonitratit dhe më pas oksonitrateve dhe oksideve të metaleve.

Në shumë mënyra vetitë kimike nitratet janë të ngjashme me kripërat e tjera inorganike. Karakteristikat karakteristike të nitrateve janë për shkak të tretshmërisë së tyre shumë të lartë në ujë, qëndrueshmërisë së ulët termike dhe aftësisë për të oksiduar komponimet organike dhe inorganike. Kur reduktohen nitratet, formohet një përzierje e produkteve që përmbajnë azot NO 2, NO, N 2 O, N 2 ose NH 3 me mbizotërimin e njërit prej tyre, në varësi të llojit të agjentit reduktues, temperaturës, reagimit të mjedisit. dhe faktorë të tjerë.

Metodat industriale për prodhimin e nitrateve bazohen në përthithjen e NH 3 nga solucionet e HNO 3 (për NH 4 NO 3) ose në thithjen e gazeve azotike (NO + NO 2) nga tretësira të alkaleve ose karbonateve (për nitratet e metaleve alkali, Ca, Mg, Ba), si dhe reaksione të ndryshme shkëmbimi të kripërave të metaleve me HNO 3 ose nitrate të metaleve alkali. Në laborator për marrjen e nitrateve anhidër përdoren reaksionet e metaleve kalimtare ose të përbërjeve të tyre me N 2 O 4 të lëngët dhe përzierjet e tij me tretës organikë ose reaksione me N 2 O 5.

Nitratet Na, K (nitrat natriumi dhe kaliumi) gjenden në formën e depozitave natyrore.

Nitratet përdoren në shumë industri. Nitriti i amonit (nitrat amonit) është plehrat kryesore që përmbajnë azot; Nitratet e metaleve alkali dhe Ca përdoren gjithashtu si plehra. Nitratet janë përbërës të lëndëve djegëse të raketave, përbërjeve piroteknike, solucioneve gravurë për ngjyrosjen e pëlhurave; Ato përdoren për forcimin e metaleve, ruajtjen produkte ushqimore, Si barna dhe për prodhimin e oksideve të metaleve.

Nitratet janë toksike. Shkakton edemë pulmonare, kollë, të vjella, dështim akut kardiovaskular, etj. Doza vdekjeprurëse nitratet për njerëzit 8-15 g, marrja e lejuar ditore 5 mg/kg. Për shumën e nitrateve Na, K, Ca, NH3 MPC: në ujë 45 mg/l”, në tokë 130 mg/kg (klasa e rrezikut 3); në perime dhe fruta (mg/kg) - patate 250, lakër e bardhë e vonë 500, karota të vona 250, panxharë 1400, qepë 80, kunguj të njomë 400, pjepër 90, shalqinj, rrush, mollë, dardha 60. Mosrespektimi i rekomandimeve agroteknike, aplikimi i tepërt i plehrave rrit ndjeshëm përmbajtjen e nitrateve nga produktet bujqësore. fusha (40-5500 mg/l), ujërat nëntokësore.

5. Nitritet, kripërat e acidit azotik HNO 2. Nitritet e metaleve alkaline dhe amoniumi përdoren kryesisht, më pak - toka alkaline dhe nitritet. d-metalet, Pb dhe Ag. Ekzistojnë vetëm informacione fragmentare për nitritet e metaleve të tjera.

Nitritet metalike në gjendje oksidimi +2 formojnë hidrate kristalore me një, dy ose katër molekula uji. Nitritet formojnë kripëra të dyfishta dhe të trefishta, p.sh. CsNO 2 AgNO 2 ose Ba(NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, si dhe komponimet komplekse, për shembull Na 3.

Strukturat kristalore njihen vetëm për disa nitrite anhidër. Anioni NO 2 ka një konfigurim jolinear; këndi ONO 115°, gjatësia Lidhjet N-O 0,115 nm; lloji i lidhjes M-NO 2 është jonokovalente.

Nitritet K, Na, Ba janë të tretshëm mirë në ujë, nitritet Ag, Hg, Cu janë pak të tretshëm. Me rritjen e temperaturës, tretshmëria e nitriteve rritet. Pothuajse të gjitha nitritet janë pak të tretshëm në alkoole, etere dhe tretës me polare të ulët.

Nitritet janë termikisht të paqëndrueshëm; Vetëm nitritet e metaleve alkaline shkrihen pa dekompozim; nitritet e metaleve të tjera shpërbëhen në 25-300 °C. Mekanizmi i zbërthimit të nitriteve është kompleks dhe përfshin një numër reaksionesh paralele-sekuenciale. bazë produkte të gazta zbërthimi - NO, NO 2, N 2 dhe O 2, i ngurtë - oksid metali ose metal elementar. Lëshimi i sasive të mëdha të gazrave shkakton dekompozimin shpërthyes të disa nitriteve, për shembull NH 4 NO 2, i cili zbërthehet në N 2 dhe H 2 O.

Veçoritë karakteristike të nitriteve lidhen me paqëndrueshmërinë e tyre termike dhe aftësinë e jonit të nitritit për të qenë njëkohësisht agjent oksidues dhe reduktues, në varësi të mjedisit dhe natyrës së reagentëve. Në një mjedis neutral, nitritet zakonisht reduktohen në NO; në një mjedis acid, ato oksidohen në nitrate. Oksigjeni dhe CO 2 nuk ndërveprojnë me nitritet e ngurta dhe tretësirat e tyre ujore. Nitritet nxisin zbërthimin e substancave organike që përmbajnë azot, veçanërisht aminet, amidet, etj. Me halide organike RXH. reagojnë për të formuar të dy nitritet RONO dhe nitrokomponimet RNO 2 .

Prodhimi industrial i nitriteve bazohet në thithjen e gazit azotik (përzierje NO + NO 2) me tretësira të Na 2 CO 3 ose NaOH me kristalizimin sekuencial të NaNO 2; Nitritet e metaleve të tjera fitohen në industri dhe laboratorë nga reaksioni i shkëmbimit të kripërave të metaleve me NaNO 2 ose nga reduktimi i nitrateve të këtyre metaleve.

Nitritet përdoren për sintezën e ngjyrave azo, në prodhimin e kaprolaktamit, si agjentë oksidues dhe reduktues në industrinë e gomës, tekstilit dhe përpunimit të metaleve, si konservues ushqimor. Nitritet, si NaNO 2 dhe KNO 2, janë toksike, duke shkaktuar dhimbje koke, të vjella, frymëmarrje depresive etj. Kur helmohet NaNO 2, në gjak formohet methemoglobina dhe membranat e qelizave të kuqe të gjakut dëmtohen. Është e mundur të formohen nitrozaminat nga NaNO 2 dhe aminat direkt në traktin gastrointestinal.

6. Sulfatet, kripërat e acidit sulfurik. Sulfatet e mesme me anionin SO 4 2- janë të njohura, ose hidrosulfatet, me anionin HSO 4, bazë, që përmbajnë, së bashku me anionin SO 4 2-, grupe OH, për shembull Zn 2 (OH) 2 SO 4. Ekzistojnë gjithashtu sulfate të dyfishta që përmbajnë dy katione të ndryshme. Këto përfshijnë dy grupe të mëdha sulfate - shap , si dhe shenitet M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , ku M është një kation i vetëm i ngarkuar, E është Mg, Zn dhe katione të tjera me ngarkesë të dyfishtë. Sulfat i njohur i trefishtë K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineral polihalit), sulfate të dyfishta bazë, për shembull, minerale të grupeve alunite dhe jarosite M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 dhe M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, ku M është një kation i vetëm i ngarkuar. Sulfatet mund të jenë pjesë e kripërave të përziera, për shembull 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkeite mineral), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainite) .

Sulfatet janë substanca kristalore, mesatare dhe acidike në shumicën e rasteve, shumë të tretshme në ujë. Sulfatet e kalciumit, stronciumit, plumbit dhe disa të tjerëve janë pak të tretshëm; BaSO 4 dhe RaSO 4 janë praktikisht të pazgjidhshëm. Sulfatet bazë zakonisht janë pak të tretshëm ose praktikisht të patretshëm, ose hidrolizohen nga uji. Nga tretësirat ujore, sulfatet mund të kristalizohen në formën e hidratit kristalor. Hidratet kristalore të disa metaleve të rënda quhen vitriole; sulfat bakri CuSO 4 5H 2 O, sulfat hekuri FeSO 4 7H 2 O.

Sulfatet mesatare të metaleve alkali janë termikisht të qëndrueshme, ndërsa sulfatet acidike dekompozohen kur nxehen, duke u shndërruar në pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Sulfatet e mesme të metaleve të tjera, si dhe sulfatet bazë, kur nxehen në temperatura mjaft të larta, si rregull, dekompozohen me formimin e oksideve metalike dhe lëshimin e SO 3.

Sulfatet janë të përhapura gjerësisht në natyrë. Ato gjenden në formën e mineraleve, për shembull, gipsi CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O, dhe janë gjithashtu pjesë e ujit të detit dhe lumit.

Shumë sulfate mund të përftohen nga bashkëveprimi i H 2 SO 4 me metalet, oksidet dhe hidroksidet e tyre, si dhe nga dekompozimi i kripërave të acidit të avullueshëm me acidin sulfurik.

Sulfatet inorganike përdoren gjerësisht. Për shembull, sulfati i amonit është një pleh azotik, sulfati i natriumit përdoret në industrinë e qelqit, letrës, prodhimin e viskozës etj. Mineralet e sulfatit natyror janë lëndë të para për prodhimin industrial të përbërjeve të metaleve të ndryshme, materialeve të ndërtimit etj.

7.Sulfitet, kripërat e acidit sulfurik H 2 SO 3 . Ka sulfite mesatare me anionin SO 3 2- dhe acid (hidrosulfite) me anionin HSO 3 - . Sulfitet e mesme janë substanca kristalore. Sulfitet e amonit dhe të metaleve alkali janë shumë të tretshëm në ujë; tretshmëria (g në 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 ° C), K 2 SO 3 106.7 (20 ° C). Hidrosulfitet formohen në tretësirat ujore. Sulfitet e tokës alkaline dhe disa metaleve të tjera janë praktikisht të patretshme në ujë; tretshmëria e MgSO 3 1 g në 100 g (40°C). Hidratet e njohura kristalore (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, etj.

Sulfitet anhidër, kur nxehen pa qasje në ajër në enë të mbyllura, ndahen në mënyrë disproporcionale në sulfide dhe sulfate; kur nxehen në një rrymë prej N 2, ata humbasin SO 2, dhe kur nxehen në ajër, ato oksidohen lehtësisht në sulfate. Me SO 2 në një mjedis ujor, sulfitet e mesme formojnë hidrosulfite. Sulfitet janë reduktues relativisht të fortë, ato oksidohen në solucione me klor, brom, H 2 O 2, etj. në sulfate. Ato dekompozohen me acide të forta (për shembull, HC1) me lëshimin e SO 2.

Hidrosulfitet kristalore njihen për K, Rb, Cs, NH 4 +, janë të paqëndrueshme. Hidrosulfitet e mbetura ekzistojnë vetëm në tretësirat ujore. Dendësia e NH4HSO3 2,03 g/cm3; tretshmëria në ujë (g në 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Kur nxehen hidrosulfitet kristalore Na ose K ose kur tretësira e mbushur me pulpë është e ngopur me SO 2 M 2 SO 3, formohen pirosulfite (të vjetruara - metabisulfite) M 2 S 2 O 5 - kripëra të acidit pirosulfurik të panjohur të lirë H 2 S 2. O 5; kristale, të paqëndrueshme; dendësia (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; mbi ~ 160 °C ato dekompozohen me çlirimin e SO 2; tretet në ujë (me zbërthim në HSO 3 -), tretshmëria (g në 100 g): Na 2 S 2 O 5 64.4, K 2 S 2 O 5 44.7; formojnë hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O dhe ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O ; agjentët reduktues.

Sulfitet mesatare të metaleve alkali përgatiten duke reaguar një tretësirë ​​ujore të M 2 CO 3 (ose MOH) me SO 2, dhe MSO 3 duke kaluar SO 2 përmes një suspensioni ujor të MCO 3; Ata përdorin kryesisht SO 2 nga gazrat e shkarkimit të prodhimit të acidit sulfurik të kontaktit. Sulfitet përdoren në zbardhjen, ngjyrosjen dhe printimin e pëlhurave, fibrave, lëkurës për ruajtjen e grurit, ushqimit të gjelbër, mbetjeve industriale të ushqimit (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 dhe Ca(HSO 3) 2 janë dezinfektues në industrinë e prodhimit të verës dhe sheqerit. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - përbërës të lëngut sulfit gjatë pulpingut; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorbues; NaHSO 3 është një absorbues i H 2 S nga gazrat e mbeturinave industriale, një agjent reduktues në prodhimin e ngjyrave të squfurit. K 2 S 2 O 5 - një përbërës i fiksuesve acidikë në fotografi, një antioksidant, një antiseptik.

Metodat për ndarjen e përzierjeve

Filtrimi, ndarja e sistemeve heterogjene të grimcave të lëngshme - të ngurta (suspensione) dhe grimcave gaz - të ngurta duke përdorur ndarje filtri poroze (FP), të cilat lejojnë që lëngu ose gazi të kalojnë, por mbajnë grimca të ngurta. Forca lëvizëse procesi - diferenca e presionit në të dy anët e tranzicionit fazor.

Gjatë ndarjes së pezullimeve, grimcat e ngurta zakonisht formojnë një shtresë sedimenti të lagësht në FP, i cili, nëse është e nevojshme, lahet me ujë ose lëng tjetër, dhe gjithashtu dehidrohet duke fryrë ajrin ose gazin tjetër përmes tij. Filtrimi kryhet me një ndryshim presioni konstant ose në shpejtësi konstante procesi w(sasia e filtratit në m 3 që kalon nëpër 1 m 2 të sipërfaqes FP për njësi të kohës). Me një ndryshim të vazhdueshëm presioni, pezullimi furnizohet në filtër nën vakum ose presion të tepërt, si dhe nga një pompë pistoni; Kur përdorni një pompë centrifugale, diferenca e presionit rritet dhe shpejtësia e procesit zvogëlohet.

Në varësi të përqendrimit të pezullimeve, dallohen disa lloje të filtrimit. Në një përqendrim prej më shumë se 1%, filtrimi ndodh me formimin e një precipitati, dhe në një përqendrim më të vogël se 0,1%, me bllokimin e poreve të FP (sqarimi i lëngjeve). Nëse në FP nuk krijohet një shtresë mjaft e dendur sedimenti dhe grimcat e ngurta hyjnë në filtrat, filtroni duke përdorur materiale ndihmëse të shpërndara imët (tokë diatomike, perlit), të cilat janë aplikuar më parë në FP ose janë shtuar në suspension. Në një përqendrim fillestar prej më pak se 10%, është e mundur ndarja e pjesshme dhe trashja e pezullimeve.

Ka filtra të vazhdueshëm dhe periodik. Për këtë të fundit, fazat kryesore të punës janë filtrimi, larja e sedimentit, kullimi dhe shkarkimi i tij. Në këtë rast zbatohet optimizimi sipas kritereve të produktivitetit më të madh dhe kostove më të ulëta. Nëse nuk kryhet larja dhe heqja e ujit, a rezistenca hidraulike grilat mund të neglizhohen, atëherë produktiviteti më i madh arrihet kur koha e filtrimit është e barabartë me kohëzgjatjen e operacioneve ndihmëse.

FP fleksibël të bëra nga pëlhura pambuku, leshi, sintetike dhe qelqi janë të aplikueshme, si dhe FP jo të endura të bëra nga fibra natyrale dhe sintetike dhe ato jofleksibile - qeramike, qermeti dhe shkumë. Drejtimet e lëvizjes së filtratit dhe veprimi i gravitetit mund të jenë të kundërta, të përkojnë ose të jenë reciprokisht pingul.

Modelet e filtrave janë të ndryshme. Një nga më të zakonshmet është një filtër vakumi rrotullues i daulleve (cm. oriz.) veprim i vazhdueshëm, në të cilin drejtimet e lëvizjes së filtratit dhe veprimi i gravitetit janë të kundërta. Seksioni i pajisjes së shpërndarjes lidh zonat I dhe II me një burim vakum dhe zonat III dhe IV me një burim ajri të kompresuar. Filtrati dhe lëngu larës nga zonat I dhe II hyjnë në marrës të veçantë. Gjithashtu është përhapur gjerësisht një shtypëse periodike e automatizuar e filtrave me dhoma horizontale, pëlhurë filtri në formën e një rripi të pafund dhe membrana elastike për heqjen e ujit të llumit me shtypje. Kryen operacione të alternuara të mbushjes së dhomave me suspension, filtrim, larje dhe depërtim të sedimentit, shkëputje të dhomave ngjitur dhe heqjen e sedimentit.

Përcaktimi i stresit dinamik të prerjes, viskozitetit efektiv dhe plastik në temperaturë normale

Përcaktimi i stresit dinamik të prerjes, viskozitetit efektiv dhe plastik në temperaturë të ngritur

Eksperimenti 2. Përgatitja dhe studimi i vetive të kripërave të acidit fosforik.

Uji është një nga kryesorët komponimet kimike në planetin tonë. Një nga vetitë e tij më interesante është aftësia për të formuar tretësirat ujore. Dhe në shumë fusha të shkencës dhe teknologjisë, tretshmëria e kripës në ujë luan një rol të rëndësishëm. rol i rendesishem.

Tretshmëria kuptohet si aftësia e substancave të ndryshme për të formuar përzierje homogjene (homogjene) me lëngje - tretës. Është vëllimi i materialit që përdoret për të tretur dhe formuar një tretësirë ​​të ngopur që përcakton tretshmërinë e tij, e krahasueshme me fraksionin masiv të kësaj substance ose sasinë e tij në një tretësirë ​​të koncentruar.

Sipas aftësisë së tyre për t'u tretur, kripërat klasifikohen si më poshtë:

• Substancat e tretshme përfshijnë substanca që mund të treten në 100 g ujë më shumë se 10 g;
• Pak të tretshëm përfshijnë ato sasia e të cilave në tretës nuk kalon 1 g;
• përqendrimi i lëndëve të patretshme në 100 g ujë është më i vogël se 0,01.

Kur polariteti i substancës së përdorur për tretje është i ngjashëm me polaritetin e tretësit, ai është i tretshëm. Me polaritete të ndryshme, ka shumë të ngjarë të mos jetë e mundur të hollohet substanca.

Si ndodh shpërbërja?

Nëse flasim nëse kripa shpërndahet në ujë, atëherë për shumicën e kripërave kjo është një deklaratë e drejtë. Ekziston një tabelë e veçantë sipas së cilës mund të përcaktoni me saktësi vlerën e tretshmërisë. Meqenëse uji është një tretës universal, ai përzihet mirë me lëngje, gazra, acide dhe kripëra të tjera.

Një nga shembujt më të dukshëm të shpërbërjes së një trupi të ngurtë në ujë mund të vërehet pothuajse çdo ditë në kuzhinë, gjatë përgatitjes së pjatave duke përdorur kripën e tryezës. Pra, pse kripa tretet në ujë?

Nga kursi shkollor Në kimi, shumë njerëz kujtojnë se molekulat e ujit dhe kripës janë polare. Kjo do të thotë se polet e tyre elektrike janë të kundërta, gjë që rezulton në të larta konstante dielektrike. Molekulat e ujit rrethojnë jonet e një substance tjetër, për shembull, në rastin që po shqyrtojmë, NaCl. Kjo prodhon një lëng që është homogjen në konsistencë.

Efekti i temperaturës

Ka disa faktorë që ndikojnë në tretshmërinë e kripërave. Para së gjithash, kjo është temperatura e tretësit. Sa më i lartë të jetë, aq më i madh është koeficienti i difuzionit të grimcave në lëng, dhe transferimi i masës ndodh më shpejt.

Megjithëse, për shembull, tretshmëria e kripës së tryezës (NaCl) në ujë praktikisht nuk varet nga temperatura, pasi koeficienti i tretshmërisë së saj është 35.8 në 20°C dhe 38.0 në 78°C. Por sulfati i bakrit (CaSO4) me rritjen e temperaturës uji tretet më pak mirë.

Faktorë të tjerë që ndikojnë në tretshmërinë përfshijnë:

1. Madhësia e grimcave të tretura - me një zonë më të madhe të ndarjes së fazës, shpërbërja ndodh më shpejt.
2. Një proces përzierjeje që, kur kryhet intensivisht, nxit transferimin më efikas të masës.
3. Prania e papastërtive: disa përshpejtojnë procesin e shpërbërjes, ndërsa të tjerët, duke ndërlikuar difuzionin, zvogëlojnë shpejtësinë e procesit.

Video në lidhje me mekanizmin e shpërbërjes së kripës

Në jetën e përditshme, njerëzit rrallë hasin Shumica e objekteve janë përzierje substancash.

Një zgjidhje është ajo në të cilën përbërësit janë të përzier në mënyrë uniforme. Ekzistojnë disa lloje të tyre sipas madhësisë së grimcave: sistemet e trashë, tretësirat molekulare dhe sistemet koloidale, të cilat shpesh quhen sols. Në këtë artikull ne po flasim për në lidhje me molekulare (ose Tretshmëria e substancave në ujë është një nga kushtet kryesore që ndikon në formimin e komponimeve.

Tretshmëria e substancave: çfarë është dhe pse është e nevojshme?

Për të kuptuar këtë temë, duhet të dini tretshmërinë e substancave. Me fjalë të thjeshta, është aftësia e një substance për t'u bashkuar me një tjetër dhe për të formuar një përzierje homogjene. Nëse afroheni me pikë shkencore këndvështrimi, mund të konsiderohet një përkufizim më kompleks. Tretshmëria e substancave është aftësia e tyre për të formuar përbërje homogjene (ose heterogjene) me shpërndarje të shpërndarë të përbërësve me një ose më shumë substanca. Ekzistojnë disa klasa të substancave dhe komponimeve:

• i tretshëm;
• i tretshëm me masë;
• i pazgjidhshëm.

Çfarë tregon masa e tretshmërisë së një lënde?

Përmbajtja e një substance në një përzierje të ngopur është një masë e tretshmërisë së saj. Siç u përmend më lart, është i ndryshëm për të gjitha substancat. Të tretshëm janë ato që mund të hollojnë më shumë se 10 g të tyre për 100 g ujë. Kategoria e dytë është më pak se 1 g në të njëjtat kushte. Praktikisht të patretshme janë ato në të cilat më pak se 0,01 g përbërës kalon në përzierje. Në këtë rast, substanca nuk mund të transferojë molekulat e saj në ujë.

Cili është koeficienti i tretshmërisë

Koeficienti i tretshmërisë (k) është një tregues i masës maksimale të një substance (g) që mund të hollohet në 100 g ujë ose substancë tjetër.

Tretësit

Ky proces përfshin një tretës dhe një tretës. E para ndryshon në atë që fillimisht është në të njëjtën gjendje grumbullimi si përzierja përfundimtare. Si rregull, merret në sasi më të mëdha.

Megjithatë, shumë njerëz e dinë se uji ka një vend të veçantë në kimi. Ka për të rregulla të veçanta. Një tretësirë ​​në të cilën ndodhet H 2 O quhet ujore. Kur flasim për to, një lëng është një ekstraktues edhe kur është në sasi më të vogla. Një shembull është një zgjidhje 80% e acidit nitrik në ujë. Përmasat këtu nuk janë të barabarta, megjithëse përqindja e ujit është më e vogël se acidi, substanca quhet tretësirë ​​prej 20% e ujit në acid nitrik e pasaktë.

Ka përzierje që nuk përmbajnë H 2 O. Ato do të quhen jo ujore. Tretësira të tilla elektrolite janë përcjellës jonikë. Ato përmbajnë një ose një përzierje të ekstraktuesve. Ato përmbajnë jone dhe molekula. Ato përdoren në industri të tilla si mjekësia, prodhimi kimikate shtëpiake, kozmetikë dhe fusha të tjera. Ato mund të kombinojnë disa substanca të dëshiruara me tretshmëri të ndryshme. Përbërësit e shumë produkteve që përdoren nga jashtë janë hidrofobikë. Me fjalë të tjera, ato nuk ndërveprojnë mirë me ujin. Këto mund të jenë të paqëndrueshme, jo të paqëndrueshme dhe të kombinuara. Në rastin e parë, substancat organike shpërndajnë mirë yndyrat. Substancat e paqëndrueshme përfshijnë alkoolet, hidrokarburet, aldehidet dhe të tjerët. Ato shpesh përfshihen në kimikatet shtëpiake. Ato jo të paqëndrueshme përdoren më shpesh për të bërë pomada. Këto janë vajra yndyrore, parafinë të lëngshme, glicerinë dhe të tjera. E kombinuar - një përzierje e të paqëndrueshme dhe jo të paqëndrueshme, për shembull, etanol me glicerinë, glicerinë me dimexide. Ato gjithashtu mund të përmbajnë ujë.

Llojet e tretësirave sipas shkallës së ngopjes

Një tretësirë ​​e ngopur është një përzierje e kimikateve që përmbajnë përqendrimin maksimal të një substance në tretës në një temperaturë të caktuar. Nuk do të divorcohet më tej. Në përgatitjen e ngurtë vërehen reshje, të cilat janë në ekuilibër dinamik me të. Ky koncept nënkupton një gjendje që vazhdon me kalimin e kohës për shkak të shfaqjes së saj njëkohësisht në dy drejtime të kundërta (reaksionet e përparme dhe të kundërta) me të njëjtën shpejtësi.

Nëse një substancë ende mund të dekompozohet në një temperaturë konstante, atëherë kjo zgjidhje është e pangopur. Ata janë elastik. Por nëse vazhdoni të shtoni një substancë në to, ajo do të hollohet në ujë (ose lëng tjetër) derisa të arrijë përqendrimin e saj maksimal.

Një lloj tjetër është i mbingopur. Ai përmban më shumë lëndë të tretur se sa do të ishte e pranishme në temperaturë konstante. Për shkak të faktit se ato janë në një ekuilibër të paqëndrueshëm, kristalizimi ndodh kur ekspozohen fizikisht.

Si të dallojmë një zgjidhje të ngopur nga një e pangopur?

Kjo është mjaft e lehtë për t'u bërë. Nëse substanca është e ngurtë, atëherë një precipitat mund të shihet në një zgjidhje të ngopur. Në këtë rast, ekstraktuesi mund të trashet, si, për shembull, në një përbërje të ngopur, uji në të cilin është shtuar sheqer.
Por nëse ndryshoni kushtet, rritni temperaturën, atëherë nuk do të konsiderohet më i ngopur, pasi me më shumë temperaturë të lartë përqendrimi maksimal i kësaj substance do të jetë i ndryshëm.

Teoritë e ndërveprimit midis përbërësve të zgjidhjes

Ekzistojnë tre teori në lidhje me ndërveprimin e elementeve në një përzierje: fizike, kimike dhe moderne. Autorët e të parës janë Svante August Arrhenius dhe Wilhelm Friedrich Ostwald. Ata supozuan se, për shkak të difuzionit, grimcat e tretësit dhe të tretësirës u shpërndanë në mënyrë uniforme në të gjithë vëllimin e përzierjes, por nuk kishte asnjë ndërveprim midis tyre. Teoria kimike e paraqitur nga Dmitry Ivanovich Mendeleev është e kundërta e saj. Sipas tij, si rezultat i bashkëveprimit kimik ndërmjet tyre, formohen përbërje të paqëndrueshme me përbërje konstante ose të ndryshueshme, të cilat quhen solvate.

Aktualisht, përdoret teoria e kombinuar e Vladimir Aleksandrovich Kistyakovsky dhe Ivan Alekseevich Kablukov. Ai kombinon fizike dhe kimike. Teoria moderne thotë se në tretësirë ​​ekzistojnë grimca jo bashkëvepruese të substancave dhe produkte të bashkëveprimit të tyre - solvate, ekzistenca e të cilave u vërtetua nga Mendeleev. Kur ekstraktuesi është uji, ato quhen hidrate. Dukuria në të cilën formohen solvatet (hidratet) quhet solvacion (hidratim). Ndikon në të gjitha proceset fizike dhe kimike dhe ndryshon vetitë e molekulave në përzierje. Zgjidhja ndodh për shkak të faktit se guaska e tretësirës, ​​e përbërë nga molekula ekstraktuese të lidhura ngushtë me të, rrethon molekulën e tretësirës.

Faktorët që ndikojnë në tretshmërinë e substancave

Përbërja kimike e substancave. Rregulli "i ngjashëm tërheq si" zbatohet gjithashtu për reagentët. Substancat me veti të ngjashme fizike dhe kimike mund të treten më shpejt njëra-tjetrën. Për shembull, komponimet jopolare ndërveprojnë mirë me ato jopolare. Substancat me molekula polare ose strukturë jonike hollohen në ato polare, për shembull, në ujë. Kripërat, alkalet dhe përbërësit e tjerë dekompozohen në të, dhe ato jopolare - anasjelltas. Mund të jepet një shembull i thjeshtë. Për të përgatitur një zgjidhje të ngopur të sheqerit në ujë do t'ju duhet sasi e madhe substancave sesa në rastin e kripës. Çfarë do të thotë? E thënë thjesht, ju mund të shtoni më shumë sheqer në ujë sesa kripë.

Temperatura. Për të rritur tretshmërinë e lëndëve të ngurta në lëngje, duhet të rrisni temperaturën e ekstraktuesit (funksionon në shumicën e rasteve). Ju mund ta demonstroni këtë shembull. Nëse vendosni pak klorur natriumi (kripë). ujë të ftohtë, atëherë ky proces do të marrë shumë kohë. Nëse bëni të njëjtën gjë me një medium të nxehtë, shpërbërja do të ndodhë shumë më shpejt. Kjo shpjegohet me faktin se për shkak të një rritje të temperaturës, energjia kinetike rritet, sasi të konsiderueshme e cila shpesh shpenzohet për thyerjen e lidhjeve ndërmjet molekulave dhe joneve të një trupi të ngurtë. Megjithatë, kur temperatura rritet në rastin e kripërave të litiumit, magnezit, aluminit dhe alkalit, tretshmëria e tyre zvogëlohet.

Presioni. Ky faktor prek vetëm gazrat. Tretshmëria e tyre rritet me rritjen e presionit. Në fund të fundit, vëllimi i gazrave zvogëlohet.

Ndryshimi i shkallës së shpërbërjes

Ky tregues nuk duhet të ngatërrohet me tretshmërinë. Në fund të fundit, ndryshimet në këta dy tregues ndikohen nga faktorë të ndryshëm.

Shkalla e fragmentimit të substancës së tretur. Ky faktor ndikon në tretshmërinë e lëndëve të ngurta në lëngje. Në një gjendje të plotë (copë), përbërja kërkon më shumë kohë për t'u holluar se ajo që ndahet në copa të vogla. Le të japim një shembull. Një copë e fortë kripe do të marrë shumë më shumë kohë për t'u tretur në ujë sesa kripa në formën e rërës.

Shpejtësia e trazimit. Siç dihet, ky proces mund të katalizohet me nxitje. Shpejtësia e saj është gjithashtu e rëndësishme, sepse sa më e madhe të jetë, aq më shpejt substanca do të tretet në lëng.

Pse duhet të dini tretshmërinë e lëndëve të ngurta në ujë?

Para së gjithash, diagrame të tilla nevojiten për të zgjidhur saktë ekuacionet kimike. Tabela e tretshmërisë tregon ngarkesat e të gjitha substancave. Duhet t'i njihni për të shkruar saktë reagentët dhe për të shkruar ekuacionin. reaksion kimik. Tretshmëria në ujë tregon nëse një kripë ose një bazë mund të shkëputet. Përbërjet ujore që përçojnë rrymë përmbajnë elektrolite të forta. Ekziston një lloj tjetër. Ato që përçojnë dobët rrymën konsiderohen elektrolite të dobëta. Në rastin e parë, përbërësit janë substanca që jonizohen plotësisht në ujë. Ndërsa elektrolite të dobëta e shfaqin këtë tregues vetëm në një masë të vogël.

Ekuacionet e reaksionit kimik

Ekzistojnë disa lloje ekuacionesh: jonike molekulare, jonike të plota dhe jonike të shkurtra. Në fakt, opsioni i fundit është një formë e shkurtuar molekulare. Kjo është përgjigja përfundimtare. Ekuacioni i plotë rendit reaktantët dhe produktet e reaksionit. Tani vjen radha e tabelës së tretshmërisë së substancave. Së pari, duhet të kontrolloni nëse reagimi është i realizueshëm, domethënë nëse një nga kushtet për reagimin është përmbushur. Janë vetëm 3 prej tyre: formimi i ujit, çlirimi i gazit dhe reshjet e sedimenteve. Nëse dy kushtet e para nuk plotësohen, duhet të kontrolloni të fundit. Për ta bërë këtë, duhet të shikoni tabelën e tretshmërisë dhe të zbuloni nëse ka reagime në produkte kripë e patretshme ose bazë. Nëse është aty, atëherë do të jetë sediment. Më pas, tabela do të kërkohet për regjistrim ekuacioni jonik. Meqenëse të gjitha kripërat dhe bazat e tretshme janë elektrolite të forta, ato do të shpërbëhen në katione dhe anione. Më pas, jonet e palidhura anulohen dhe ekuacioni shkruhet në një formë koncize. Shembull:

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

Kështu, tabela e tretshmërisë së substancave është një nga kushtet kryesore për zgjidhjen e ekuacioneve jonike.

Një tabelë e detajuar ju ndihmon të zbuloni se sa nga një komponent duhet të merrni për të përgatitur një përzierje të ngopur.

Tabela e tretshmërisë

Kështu duket një tabelë e njohur jo e plotë. Është e rëndësishme që temperatura e ujit të tregohet këtu, pasi është një nga faktorët që kemi diskutuar më lart.

Si të përdoret tabela e tretshmërisë për substancat?

Tabela e tretshmërisë së substancave në ujë është një nga ndihmësit kryesorë të një kimisti. Ajo tregon se si substancave të ndryshme dhe komponimet reagojnë me ujin. Tretshmëria e lëndëve të ngurta në lëngje është një tregues pa të cilin shumë manipulime kimike janë të pamundura.

Tabela është shumë e lehtë për t'u përdorur. Linja e parë përmban katione (grimca të ngarkuara pozitivisht), rreshti i dytë përmban anione (grimca të ngarkuara negativisht). Pjesa më e madhe e tabelës është e zënë nga një rrjet me simbole specifike në secilën qelizë. Këto janë shkronjat "P", "M", "N" dhe shenjat "-" dhe "?".

• "P" - përbërja shpërndahet;
• "M" - pak i tretshëm;
• "N" - nuk shpërndahet;
• "-" - lidhja nuk ekziston;
• "?" - nuk ka asnjë informacion për ekzistencën e lidhjes.

Ka një qelizë bosh në këtë tabelë - ky është uji.

Shembull i thjeshtë

Tani le të flasim se si të punojmë me një material të tillë. Le të themi se duhet të zbuloni nëse kripa MgSo 4 (sulfat magnezi) është e tretshme në ujë. Për ta bërë këtë, ju duhet të gjeni kolonën Mg 2+ dhe të zbrisni atë në rreshtin SO 4 2-. Në kryqëzimin e tyre ka një shkronjë P, që do të thotë se përbërja është e tretshme.

konkluzioni

Pra, ne kemi studiuar çështjen e tretshmërisë së substancave në ujë dhe më shumë. Pa dyshim, kjo njohuri do të jetë e dobishme në studimin e mëtejshëm të kimisë. Në fund të fundit, tretshmëria e substancave luan një rol të rëndësishëm atje. Do të jetë e dobishme në zgjidhjen e ekuacioneve kimike dhe problemeve të ndryshme.

31. Ekuilibri në tretësirat e ngopura të kripërave pak të tretshme. Llogaritja e tretshmërisë së kripës pak të tretshme. Metodat për rritjen e tretshmërisë së kripërave pak të tretshme.

Faktorët që ndikojnë në tretshmërinë e kripërave pak të tretshme dhe ndryshimet e ekuilibrit:
1) temperatura
2) jon me të njëjtin emër
3) efekti i kripës
4) aciditeti (pH)
5) hidroliza
Për të zhvendosur ekuilibrin, mund ta ngrohni, shtoni një jon me të njëjtin emër, shtoni një kripë ose acid të tretshëm mirë.
Tretshmëria llogaritet bazuar në Pr të tij (produkti i përqendrimeve aktive në një tretësirë ​​të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm në një temperaturë konstante)

10) Tretshmëria e kripërave në ujë. Tretësira të ngopura dhe të mbingopura.
Tretshmëria është përqendrimi i një lënde në tretësirën e saj të ngopur në kushte të caktuara: temperaturë dhe presion.
Një tretësirë ​​e ngopur është një tretësirë ​​në të cilën, në kushte të dhëna, përqendrimi i një lënde pH është saktësisht i njëjtë me përqendrimin e një lënde pH në një tretësirë ​​që është në ekuilibër termodinamik me një substancë individualisht të tretshme në të njëjtat kushte.
Supersaturated - një zgjidhje në të cilën përqendrimi i një substance është më i madh se në një tretësirë ​​të ngopur. substanca e tepërt precipitohet lehtësisht. Zakonisht një tretësirë ​​e mbingopur përftohet duke ftohur një tretësirë ​​të ngopur në një temperaturë më të lartë
E pangopur - një zgjidhje në të cilën përqendrimi është më i vogël se në një tretësirë ​​të ngopur. dhe në të cilën, në kushte të caktuara, mund të shpërbëhet edhe një pjesë e tij.

Si ndodh shpërbërja? Një molekulë uji, për shkak të polaritetit të saj të lartë (si rezultat i ndarjes së ngarkesave elektrike), ka një fushë elektrike që mund të tërheqë molekulat e substancave të tjera. Kur bien në kontakt me ujin, jonet që përbëjnë rrjetën kristalore të substancës (Fig. 1.10) rrethohen nga molekula polare të ujit, të cilat formojnë një guaskë hidratimi rreth joneve të ndara nga struktura kristalore.

Shumë substanca përmbajnë rrjetë kristali një numër i caktuar i molekulave të ujit, të cilat, megjithatë, nuk janë të mjaftueshme për të tretur plotësisht substancën. Substancat e tilla quhen hidrate kristalore. Këto përfshijnë sode Na2CO3 x 10H2O, sulfat alumini Al2SO4 x 18H2O dhe shumë të tjera. Karbonatet - kripërat e kalciumit dhe magnezit të acidit karbonik - kanë tretshmëri minimale. Kripa e tryezës NaCl tretet shumë mirë, prandaj ka shumë në ujin e detit.
Tretshmëria e disa kripërave varet nga temperatura.
11) Komponime pak të tretshme. Metodat për ndryshimin e tretshmërisë së përbërjeve të dobëta të tretshme.

Kur proceset vazhdojnë me të njëjtën shpejtësi, ekuilibri vendoset në sistem:
CaCO3 --->Ca(2+) + CO3(2-)

<----

tretësirë ​​e ngurtë
fazë

Produkti i tretshmërisë

Produkti i përqendrimeve të joneve në një tretësirë ​​të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm është një vlerë konstante në një temperaturë të caktuar.
Quhet produkt i tretshmërisë dhe shënohet me simbolin PR.

Llogaritja e tretshmërisë së kripës pak të tretshme.

Shembull:

PRCaCO3 = 4,8 * 10 ^ -9 (^ do të thotë për fuqinë)

Metodat për të zvogëluar ose rritur tretshmërinë.

Efekti i temperaturës. Nëse shpërbërja e një lënde është një proces ekzotermik, atëherë me rritjen e temperaturës tretshmëria e saj zvogëlohet (Për shembull, Ca(OH) 2 në ujë) dhe anasjelltas. Shumica e kripërave karakterizohen nga një rritje e tretshmërisë kur nxehen.
Pothuajse të gjithë gazrat treten me lëshimin e nxehtësisë. Tretshmëria e gazeve në lëngje zvogëlohet me rritjen e temperaturës dhe rritet me uljen e temperaturës.

Efekti i presionit. Me rritjen e presionit, tretshmëria e gazeve në lëngje rritet, dhe me uljen e presionit zvogëlohet.