Kripa mund të përkufizohet si një përbërës që formohet nga reagimi midis një acidi dhe një baze, por nuk është ujë. Në këtë pjesë, ne do të shqyrtojmë ato veti të kripërave që lidhen me ekuilibrat jonikë.
REAKSIONET E KRIPRAVE N IN UJ
Më vonë do të tregohet se tretshmëria është një koncept relativ. Sidoqoftë, për qëllimet e diskutimit të ardhshëm, ne mund t'i klasifikojmë afërsisht të gjitha kripërat si të tretshme dhe të patretshme në ujë.
Disa kripëra, kur treten në ujë, formojnë zgjidhje neutrale. Kripërat e tjera formojnë tretësira acidike ose alkaline. Kjo është për shkak të shfaqjes së një reaksioni të kthyeshëm midis joneve të kripës dhe ujit, si rezultat i të cilit formohen acide ose baza të konjuguara. Nëse zgjidhja e kripës rezulton të jetë neutrale, acid ose alkaline varet nga lloji i kripës. Në këtë kuptim, ekzistojnë katër lloje të kripërave.
Kripërat e formuara nga acide të forta dhe baza të dobëta. Kripërat e këtij lloji, kur treten në ujë, formojnë një zgjidhje acidike. Si shembull, le të marrim klorur amoniumi. Kur kjo kripë tretet në ujë, joni i amonit vepron si një acid, duke i dhënë një proton ujit
Sasia e tepërt e joneve të formuar në këtë proces përcakton vetitë acidike të tretësirës.
Kripërat e formuara nga një acid i dobët dhe një bazë e fortë. Kripërat e këtij lloji, kur treten në ujë, formojnë një zgjidhje alkaline. Si shembull, le të japim acetat natriumi Joni Acetat vepron si bazë, duke pranuar një proton nga uji, i cili në këtë rast vepron si një acid:
Një sasi e tepërt e joneve OH të formuar në këtë proces përcakton vetitë alkaline të zgjidhjes.
Kripërat e formuara nga acide të forta dhe baza të forta. Kur kripërat e këtij lloji treten në ujë, formohet një zgjidhje neutrale. Si shembull, ne do të japim klorur natriumi. Kur tretet në ujë, kjo kripë jonizohet plotësisht, dhe, prandaj, përqendrimi i joneve rezulton të jetë i barabartë me përqendrimin e joneve. Meqenëse as njëri dhe as joni tjetër nuk hyjnë në acid -reaksionet bazë me ujin, në
tretësira nuk formon një sasi të tepërt jonesh ose OH. Prandaj, zgjidhja rezulton të jetë neutrale.
Kripërat e formuara nga acidet e dobëta dhe bazat e dobëta. Një shembull i këtij lloji të kripës është acetati i amonit. Kur tretet në ujë, joni i amonit reagon me ujin si acid, dhe joni acetat reagon me ujin si bazë. Të dyja këto reagime janë përshkruar më sipër. Një zgjidhje ujore e një kripe të formuar nga një acid i dobët dhe një bazë e dobët mund të jetë dobët acid, pak alkaline ose neutrale, në varësi të përqendrimeve relative të joneve të formuara si rezultat i reagimeve të kationeve dhe anioneve të kripës me ujë. Varet nga raporti midis vlerave të konstanteve të disociimit të kationit dhe anionit.
Tabela e tretshmërisë së kripërave, acideve dhe bazave është themeli, pa të cilin është e pamundur të zotërosh plotësisht njohuritë kimike. Tretshmëria e bazave dhe kripërave ndihmon në mësimin jo vetëm të nxënësve të shkollës, por edhe njerëzve profesionistë. Krijimi i shumë produkteve të mbeturinave nuk mund të bëhet 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 zhvillimin e bazave kimike. Shënimet e mëposhtme do t'ju ndihmojnë të kuptoni tabelën më poshtë.
- P - tregon një substancë të tretshme;
- H - substancë e patretshme;
- M - substanca është pak e tretshme në mjedisin ujor;
- RK - një substancë është e aftë të shpërndahet vetëm kur ekspozohet ndaj acideve të forta organike;
- Një dash do të thotë se një krijesë e tillë nuk ekziston në natyrë;
- NK - nuk tretet në acide ose ujë;
- ? - pikëpyetja tregon se nuk ka informacion të saktë në lidhje me shpërbërjen e substancës deri më sot.
Shpesh, tabela përdoret nga kimistë dhe nxënës të shkollës, studentë për hulumtime laboratorike, gjatë së cilës është e nevojshme të krijohen kushtet për shfaqjen e reagimeve të caktuara. Sipas tabelës, rezulton të zbulohet se si një substancë do të sillet në një mjedis klorhidrik ose acid, nëse është e mundur një precipitim. Precipitati gjatë hulumtimit dhe eksperimenteve tregon pakthyeshmërinë e reagimit. Kjo është një pikë thelbësore që mund të ndikojë në rrjedhën e të gjithë punës laboratorike.
Detyra 1. "Kripë e dobishme"
Kripa X, e patretshme në ujë, gjendet në shumë substanca të dobishme - ngjyra të bardha, materiale zjarrduruese, lëngje shpuese, agjentë kontrasti për radiografi. Përbëhet nga tre elementë, njëri prej të cilëve është squfuri. Kur kalcinohet me një tepricë qymyri, X kthehet në një kripë të tretshme Y, e cila përbëhet nga vetëm dy elementë në sasi të barabarta. Masat e elementeve në Y ndryshojnë 4.28 herë.
- Përcaktoni formulat e kripërave X dhe Y.
- Shkruani ekuacionet e reaksionit X → Y dhe Y → X.
- Sugjeroni tre mënyra për të marrë X nga substancat që i përkasin klasave të ndryshme të përbërjeve.
Zgjidhja
1. Kur kalcinohet me qymyr, kripa X humbet oksigjenin, squfuri dhe një element-metal mbeten në përmasa të barabarta, d.m.th. Y - sulfid metalik dyvalent, MeS.
Nga raporti i masës gjejmë:
M(Unë) = 32 ∙ 4.28 = 137 g / mol është barium. Y - BaS, X - BaSO 4.
4 pikë(më 2 pikë për secilën kripë).
Përgjigja X - BaSO 3 konsiderohet gjithashtu e saktë.
2. X → Y. BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO
1.5 pikë
(ekuacioni BaSO 4 + 2C = BaS + 2CO 2 dhe ekuacionet e ngjashme me BaSO 3 gjithashtu pranohen),
Y → X. BaS + H 2 SO4 = BaSO 4 + H2S
1.5 pikë
3. BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O
Ba (OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
(pranohet gjithashtu çdo reagim i arsyeshëm për formimin e BaSO 3)
Çdo ekuacion është 1 pikë, maksimumi - 3 pikë.
Total - 10 pikë
Problemi 2. "Ekuacionet jo të plota të reagimit"
Më poshtë janë ekuacionet e reaksioneve kimike, në të cilat disa substanca dhe koeficientë janë lënë jashtë. Plotësoni të gjitha vendet bosh.
- ... + Br 2 = S + 2 ...
- 2NaCl + 2… =… NaOH +… + Cl 2
- … + 5O 2 = 3CO 2 +… H 2 O
- Pb 3 O 4 + 4… =… + 2Pb (JO 3) 2 +… H 2 O
- … NaHCO 3 = Na 2 CO 3 +… + H 2 O
Zgjidhja
- H 2 S+ Br 2 = S + 2 HBr ose Na 2 S+ Br 2 = S + 2 NaBr
- 2NaCl + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2+ Cl 2
- C 3 H 8+ 5O 2 = 3CO 2 + 4 H 2 O
- Pb 3 O 4 + 4HNO 3 = PbO 2+ 2Pb (NO 3) 2 + 2 H 2 O
- 2 NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2+ H 2 O
Për çdo ekuacion të saktë - me 2 pikë.
Total - 10 pikë
Detyra 3. "Eksperimente me rroje"
Patate të skuqura kalciumi që peshojnë 4.0 g u kalcinuan në ajër dhe më pas u hodhën në ujë. Kur patate të skuqura u tretën në ujë, u lëshuan 560 ml gaz (n.a.), i cili praktikisht nuk shpërndahet në ujë.
- Shkruani ekuacionet e reaksionit.
- Përcaktoni me sa gramë u rrit masa e rrobave gjatë ndezjes.
- Llogaritni përbërjen e copëzave të kalcinuara në përqindje masive.
Zgjidhja
1. Kur kalcifikohen patate të skuqura, ndodh reagimi: 2Ca + O 2 = 2CaO
(Kushti që gazi është praktikisht i patretshëm në ujë përjashton reagimin e kalciumit me azot, i cili mund të çojë në hidrolizimin e nitrideve të kalciumit për të formuar NH 3.)
Meqenëse kalciumi shkrihet në një temperaturë të lartë, dhe produkti i reagimit është gjithashtu zjarrdurues, oksidimi i metaleve fillimisht ndodh vetëm nga sipërfaqja.
Rrobat e kalcinuara janë të veshura me metal me një shtresë oksidi në pjesën e jashtme. Kur vendosen në ujë, metali dhe oksidi reagojnë me të:
- CaO + H2O = Ca (OH) 2;
- Ca + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + H 2.
2. Sasia e substancës metalike që nuk ka reaguar me oksigjen është e barabartë me sasinë e substancës së gazit të lëshuar (hidrogjen): n (Ca) = n (H 2) = 0.56 / 22.4 = 0.025 mol.
Në total, n (Ca) = 4/40 = 0.1 mol në rrobat origjinale.
Kështu, 0.1 - 0.025 = 0.075 mol kalcium hynë në një reagim me oksigjen, i cili është m (Ca) = 0.075 ∙ 40 = 3 g.
Rritja e masës së çipit shoqërohet me shtimin e oksigjenit. Masa e oksigjenit e reaguar me kalcium është m (O 2) = 32 ∙ 0.0375 = 1.2 g.
Pra, masa e rrobave pas pjekjes u rrit me 1.2 g.
3. Rrobat e kalcinuara përbëhen nga kalcium (0.025 mol) me peshë 1 g dhe oksid kalciumi (0.075 mol) me peshë 4.2 g Përbërja në përqindje peshe: Ca - 19.2%; CaO - 80.8%.
Sistemi i vlerësimit:
Problemi 4. "Kripë e panjohur"
Kripa e panjohur formohet nga dy jone me konfigurimin elektronik të argonit. Dihet se kur futet në një zgjidhje ujore të nitratit të argjendit, formohet një precipitat, kur ekspozohet ndaj acidit klorhidrik, gazi lëshohet dhe një zgjidhje ujore e karbonatit të natriumit nuk shkakton ndonjë ndryshim.
- Emërtoni kripën. Shkruani konfigurimin elektronik të joneve që përbëjnë kripën.
- Shkruani ekuacionet e reaksioneve të përshkruara në formë jonike molekulare dhe të shkurtuar.
- Sugjeroni dy mënyra për të marrë këtë kripë. Shkruani ekuacionet e reaksionit.
Zgjidhja
1. Jonet me konfigurimin e gazit inert argon 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 janë katione të fillimit të periudhës së katërt (për shembull, K +, Ca 2+) dhe anione të fundit të periudhës së tretë (për shembull, S 2–, Cl -). Vetëm sulfidi i kaliumit K 2 S i plotëson kushtet e përshkruara në problem.
2. Ekuacionet e reagimit:
- K 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S + 2KNO3
- 2Ag + + S 2– = Ag 2 S
- K 2 S + 2HCl = 2KCl + H 2 S
- 2H + + S 2– = H 2 S
3. Kripa mund të merret në mënyra të ndryshme, për shembull, nga ndërveprimi i substancave të thjeshta, ndërveprimi i hidroksidit të kaliumit me sulfid hidrogjeni:
- 2K + S = K2S;
- 2KOH + H 2 S = K 2 S + 2H 2 O.
Sistemi i vlerësimit:
Problemi 5. "Metal i panjohur"
Një copë metali të bardhë argjendi të panjohur u soll në dhomën e kimisë.
Mësuesi udhëzoi një nga studentët të analizonte metalin. Dishepulli bëri
plan kërkimor. Kur presioni atmosferik u bë i barabartë me 760 mm Hg. Art., Studenti ftoi instalimin në 0 ° C dhe filloi të analizojë metalin.
Duke marrë një mostër të saktë të metaleve - 1.00 g, ai e shpërndau atë në acid klorhidrik. Në të njëjtën kohë, hidrogjeni u lëshua me një vëllim prej 2.49 litra. Kjo ishte e mjaftueshme për të identifikuar metalin.
- Përcaktoni metalin bazuar në të dhënat eksperimentale. Shkruani ekuacionin e reaksionit.
- Pse është e rëndësishme të merret parasysh presioni dhe temperatura atmosferike në këtë studim?
- Cilat reagime shtesë mund të përdoren për të konfirmuar identifikimin e metalit?
Zgjidhja
1. Beriliumi metalik përcaktohet dhe shkruhet ekuacioni i reaksionit
5 pikë
Një nga zgjidhjet e mundshme:
Përcaktohet sasia e hidrogjenit të lëshuar
Metali reagon me acid klorhidrik sipas ekuacionit:
Unë + x HCl = MeCl x + 1/2 x H 2
ku: m- pesha e një mostre metali, x- valenca e metalit, n- sasia e substancës së hidrogjenit. Beryllium është i përshtatshëm për të gjitha opsionet e mundshme për përzgjedhjen sipas valencës. M = 9.09 g / mol
Të jetë + 2HCl = BeCl 2 + H 2
2. Shpjegoi varësinë e vëllimit të gazit nga presioni dhe temperatura
2 pikë
3. Hidroksidi i berilit ka veti amfoterike. Givenshtë dhënë ekuacioni për reagimin e marrjes së hidroksidit të berilit dhe reagimin e Be (OH) 2 me acid dhe alkali
3 pikë
- BeCl 2 + 2NaOH = Jini (OH) 2 ↓ + 2NaCl
- Të jetë (OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O
- Bëhu (OH) 2 + 2NaOH = Na 2
- Të jetë (OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O
Nxënësi mund të propozojë mënyra të ndryshme për të identifikuar beriliumin; nuk kërkohet të provohet ndryshimi midis berylit dhe aluminit në këtë detyrë.
Total - 10 pikë
Detyra 6. "Gazi që nuk mbështet djegien"
Në pajisjen e treguar në Figurën 1, kokrrizat e substancës X u vendosën dhe u derdh lëngu Y. Pasi u hap rubineti, lëngu Y ra nga gyp në fund të pajisjes dhe ra në kontakt me substancën X, filloi një reagim, shoqëruar me lëshimin e gazit pa ngjyrë Z. Gazi Z u mblodh në një balonë nga zhvendosja e ajrit (shih. oriz. 6.1).
Një qiri i ndezur u fut në një shishe të mbushur me gaz Z (shih Fig. oriz. 6.2), ndërsa qiri u fik. Sidoqoftë, kur qiri u nxorr nga balona, ajo u ndez përsëri.
- Çfarë gazi është marrë në pajisjen e treguar në Figurën 1? Cili është emri i kësaj pajisjeje?
- Cilat mund të jenë substancat X dhe Y? Shkruani ekuacionin për reagimin e mundshëm midis X dhe Y për të formuar Z.
- Shpjegoni përvojën e qirinjve. Pse qiri u shua kur u fut në shishe dhe u ndez përsëri kur u nxorr nga balona? Sa kohë mund të vazhdojë kjo përvojë?
- Sipas rregullave të sigurisë, para se të kryeni një eksperiment me një qiri, është e nevojshme të kontrolloni gazin Z "për pastërtinë". Çfarë do të thotë? Si mund të bëhet kjo? Çfarë mund të ndodhë nëse ky rregull i sigurisë shpërfillet? Shpjegoni përgjigjen.
Zgjidhja
1. Hidrogjeni (gazi Z) u mor në një aparat Kipp.
2 pikë
2. Substanca X është një metal aktiv, siç është zinku; Y është një acid, i tillë si sulfurik klorhidrik ose i holluar. Opsioni i mundshëm i ndërveprimit:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2 pikë
3. Qiri shuhet në një balonë të mbushur me hidrogjen, pasi ky gaz nuk mbështet djegien. Sidoqoftë, kur një qiri i ndezur futet në balonë, hidrogjeni ndizet në hapjen e balonës. Hidrogjeni digjet me një flakë pa ngjyrë, kështu që është praktikisht e padukshme. Kur qiri nxirret nga llamba, hidrogjeni i ndezur ndez fitilin dhe qiri ndizet përsëri.
Ky eksperiment mund të vazhdohet (sillni qirinjën në balonë dhe nxirreni jashtë) për sa kohë që hidrogjeni digjet në heshtje në shishe. Gradualisht, ndërsa hidrogjeni digjet, pjesa e përparme e djegies do të ngrihet më lart në balonë. Djegia do të bëhet gjithnjë e më e paqëndrueshme për shkak të "përzierjes" së oksigjenit në ajër.
3 pikë
4. Testimi i hidrogjenit "për pastërtinë" është një test eksperimental i mungesës së papastërtive të gazrave që formojnë "përzierje shpërthyese" me të, të tilla si oksigjeni, ajri, klori. Për të kontrolluar pastërtinë e hidrogjenit, ai mblidhet në një provëz, kthehet përmbys dhe sillet në flakën e një llambë alkooli. Hidrogjeni i pastër ndizet me një tingull të lehtë "p". Hidrogjeni i ndotur shpërthen me një zhurmë të fortë ose bilbil.
Nëse hidrogjeni "i ndotur" mblidhet në një balonë për këtë eksperiment, atëherë kur futet një qiri i ndezur, përzierja shpërthyese do të shpërthejë.
3 pikë
Total - 10 pikë
Nga 6 probleme, nota përfundimtare përfshin 5 zgjidhje, për të cilat pjesëmarrësi
shënoi pikët më të larta, domethënë një nga detyrat me rezultatin më të ulët nuk është
duke marrë parasysh.
| Kationet | Anionet | |||||||||
| F - | Cl - | Br - | Une - | S 2- | JO 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na + | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| K + | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| NH 4 + | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg 2+ | RK | R | R | R | M | R | H | RK | R | RK |
| Rreth 2+ | Nc | R | R | R | M | R | H | RK | M | RK |
| Sr 2+ | Nc | R | R | R | R | R | H | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | H | RK | Nc | RK |
| Sn 2+ | R | R | R | M | RK | R | H | H | R | H |
| Pb 2+ | H | M | M | M | RK | R | H | H | H | H |
| Al 3+ | M | R | R | R | G | R | G | Nc | R | RK |
| Cr 3+ | R | R | R | R | G | R | G | H | R | RK |
| Mn 2+ | R | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe 2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe 3+ | R | R | R | - | - | R | G | H | R | RK |
| Co 2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Ni 2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Cu 2+ | M | R | R | - | H | R | G | H | R | H |
| Zn 2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Cd 2+ | R | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Hg 2+ | R | R | M | Nc | Nc | R | H | H | R | H |
| Hg 2 2++ | R | Nc | Nc | Nc | RK | R | H | H | M | H |
| Ag + | R | Nc | Nc | Nc | Nc | R | H | H | M | H |
Legjenda:
Р - 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; PK - i patretshëm në ujë dhe tretet vetëm në acide të forta inorganike; NK - i patretshëm as në ujë as në acide; D - hidrolizohet plotësisht pas shpërbërjes dhe nuk ekziston në kontakt me ujin. Një dash do të thotë që një substancë e tillë nuk ekziston fare.
Në tretësira ujore, kripërat shpërndahen plotësisht ose pjesërisht në jone. Kripërat e acideve të dobëta dhe / ose bazave të dobëta i nënshtrohen hidrolizës. Zgjidhjet ujore të kripërave përmbajnë jone të hidratuara, çifte jonesh dhe forma kimike më komplekse, duke përfshirë produktet e hidrolizës, etj. Një numër kripërash janë gjithashtu të tretshme në alkoole, aceton, amide acidi dhe tretës të tjerë organikë.
Nga tretësira ujore, kripërat mund të kristalizohen në formën e hidrateve kristalore, nga tretësira 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 e kripës së ujit, për tretshmërinë e kripërave në praninë e tyre të përbashkët, në varësi të temperaturës, presionit dhe përqendrimit, mbi përbërjen e fazave të ngurta dhe të lëngëta mund të merren duke studiuar diagramet e tretshmërisë së sistemeve të kripës së ujit Me
Metodat e përgjithshme për sintezën e kripërave.
1. Marrja e kripërave të mesme:
1) metal me jo metal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal me acid: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) një metal me një zgjidhje të një 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 acidi Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) bazat me acid: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) kripëra me acid: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) një zgjidhje bazë me një zgjidhje kripe: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) tretësira të dy kripërave 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Prodhimi i kripërave acidike:
1. Ndërveprimi i acidit me mungesën e bazës. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O
2. Reagimi i një baze me një tepricë të oksidit acid
Ca (OH) 2 + 2CO 2 = Ca (HCO 3) 2
3. Ndërveprimi i kripës së mesme 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 me një bazë të dobët dhe një acid të fortë
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Shtimi (pikatore) i sasive të vogla të alkaleve në tretësira të kripërave metalike të mesme AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Ndërveprimi i kripërave të acideve të dobëta me kripërat e mesme
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Marrja e kripërave komplekse:
1. Reaksionet e kripërave me ligandë: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Prodhimi i 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 për shkak të vetive të një kationi ose anioni. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Vetitë kimike të kripërave acidike:
1. Zbërthimi termik me formimin e kripës së mesme
Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Ndërveprimi me alkali. Marrja e kripës së mesme.
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 së mesme.
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 dobët të tretshme:
2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Shkëmbimi i ligandëve midis sferës së jashtme dhe të brendshme.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5. Vetitë kimike të kripërave të dyfishta:
1. Ndërveprimi me tretësira alkali: 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
Lënda e parë për prodhimin industrial të një sërë kripërash-klorure, sulfate, karbonate, borate të Na, K, Ca, Mg janë uji i detit dhe oqeanit, shëllirë natyrore të formuara gjatë avullimit të tij dhe depozita kripërash të ngurta. Për një grup mineralesh që formojnë depozita sedimentare të kripës (sulfate dhe klorure të Na, K dhe Mg), përdoret emri konvencional "kripëra natyrore". Depozitat më të mëdha të kripërave të kaliumit janë të vendosura në Rusi (Solikamsk), Kanada dhe Gjermani, depozita të fuqishme të xeheve fosfatike - në Afrikën e Veriut, Rusi dhe Kazakistan, NaNO3 - në Kili.
Kripërat përdoren në ushqime, kimike, metalurgjike, qelqi, lëkurë, tekstile, bujqësi, mjekësi, etj.
Llojet kryesore të kripërave
1. Boratet (oksoboratet), kripërat e acideve borike: metabolike HBO 2, ortoborike H 3 VO 3 dhe acidi poliborik i pa izoluar në gjendje të lirë. Sipas numrit të atomeve të borit në molekulë, ato ndahen në mono-, di, tetra-, hexaborates, etj. Borates quhen gjithashtu sipas acideve që i formojnë ato dhe sipas numrit të moleve të В 2 О 3 për 1 mol oksid bazë. Kështu, metabolitët e ndryshëm mund të quhen monoborate nëse përmbajnë anionin B (OH) 4 ose një anion zinxhir (BO 2) n n - diborate - nëse përmbajnë një anion me zinxhir të dyfishtë (В 2 О 3 (OH) 2) n 2n- triboratet - nëse përmbajnë një anion unazor (B 3 O 6) 3-.
Strukturat e boratit përfshijnë grupe bor -oksigjen - "blloqe" që përmbajnë nga 1 në 6, dhe nganjëherë 9 atome bor, për shembull:
Numri koordinues i atomeve të borit është 3 (grupe trekëndore bor-oksigjen) ose 4 (grupe katërkëndëshe). Grupet e oksigjenit të borit janë baza e strukturave jo vetëm ishullore, por edhe më komplekse - të zinxhirit, të shtresuar dhe të kornizës të polimerizuar. Këto të fundit formohen si rezultat i eliminimit të ujit në molekulat e borateve të hidratuar dhe formimit të lidhjeve lidhëse përmes atomeve të oksigjenit; procesi nganjëherë shoqërohet me thyerjen e lidhjes B - O brenda polianioneve. Polianionet mund të shtojnë grupe anësore - tetraedra bor -oksigjen ose trekëndësha, dimerët e tyre ose anionet e jashtëm.
Amoniumi, alkali, si dhe metale të tjera në gjendjen e oksidimit +1 më së shpeshti formojnë metabolitë të hidratuar dhe anhidro të tipit MBO 2, tetraborate М 2 B 4 O 7, pentaborate МB 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 japin metaborate zakonisht të hidratuara, triborate M 2 B 6 O 11 dhe heksaborate MB 6 O 10. si dhe meta-, orto- dhe tetraborate anhidrike. Për metalet në gjendjen e oksidimit + 3, ortoboratet e hidratuara dhe anhidro MBO 3 janë karakteristike.
Boratet janë substanca ose kristale amorfe pa ngjyrë (kryesisht me një strukturë me simetri të ulët - monoklinike ose rombike). Për boratet anhidro, pikat e shkrirjes janë në intervalin nga 500 në 2000 ° C; pikat më të larta të shkrirjes janë metaboratet alkali dhe orto- dhe metaboratet e metaleve alkaline të tokës. Shumica e borateve formojnë lehtësisht gota kur shkrirja e tyre ftohet. Ngurtësia e borateve të hidratuar në shkallën Mohs është 2-5, anhidrike - deri në 9.
Monoboratet e hidratuara humbin ujin e kristalizimit deri në ~ 180 ° С, poliboratet - në 300-500 ° С; eliminimi i ujit për shkak të grupeve të 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 boratit" -kristalizimit, të shoqëruar (për poliboratet) me dekompozim të pjesshëm me lëshimin e В 2 О 3.
Boratet e metaleve alkali, amoniumi dhe T1 (I) janë të tretshëm në ujë (veçanërisht meta- dhe pentaboratet), hidrolizohen në tretësira ujore (zgjidhjet kanë një reaksion alkalik). Shumica e borateve zbërthehen lehtësisht nga acidet, në disa raste nga veprimi i CO 2; dhe SO 2 ;. Boratet e tokës alkaline dhe metalet e rënda ndërveprojnë me solucionet e alkaleve, karbonateve dhe hidrokarbonateve të metaleve alkaline. Boratet anhidrike janë kimikisht më të qëndrueshëm se boratet e hidratuara. Me disa alkoole, veçanërisht me glicerinë, boratet formojnë komplekse të tretshme në ujë. Nën veprimin e oksidantëve të fortë, në veçanti H2O2, 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 merren: duke neutralizuar H 3 VO 3 me oksidet e metaleve, hidroksidet ose karbonatet; reaksionet e shkëmbimit të borateve të metaleve alkali, më shpesh Na, me kripërat e metaleve të tjera; reagimi i shndërrimit reciprok të borateve të tretshëm dobët me tretësira ujore të borateve të metaleve alkali; proceset hidrotermale duke përdorur halide të metaleve alkali si aditivë mineralizues. Boratet anhidrike merren duke shkrirë ose sinteruar B 2 O 3 me okside metali ose karbonate, ose duke dehidratuar hidrate; kristalet e vetme rriten në tretësira të borateve në oksidet e shkrirë, për shembull, Bi 2 O 3.
Boratet përdoren: për të marrë komponime të tjera të borit; si komponentë ngarkues në prodhimin e gotave, lustrave, smalteve, qeramikës; për veshjet dhe impregnimet rezistente ndaj zjarrit; si përbërës të flukseve për rafinimin, saldimin dhe saldimin e metaleve ”; si pigmente dhe mbushës për bojërat dhe bojrat; si ngjyrues për ngjyrosjen, frenuesit e korrozionit, përbërësit e elektroliteve, fosforit, etj. Boratet e boraksit dhe boratet e kalciumit janë më të përdorurat.
2. Halide, komponime kimike të halogjeneve me elementë të tjerë. Halidet zakonisht përfshijnë komponime në të cilat atomet e halogjenit kanë elektronegativitet më të madh se elementët e tjerë. Ai, Ne dhe Ar nuk formojnë halide. Për halidet e thjeshta, ose binare, EH n (n- më së shpeshti një numër i plotë nga 1 për monohalidet në 7 për IF 7, dhe ReF 7, por gjithashtu mund të jetë i pjesshëm, për shembull 7/6 për Bi 6 Cl 7) përfshijnë, në veçanti, kripërat e acideve hidrohalic dhe komponimet interhalogen ( për shembull, fluoridet halogjene). Ekzistojnë gjithashtu halide të përziera, polihalide, hidrohalide, oksohalide, oksihalide, hidroksihalide, tiohalide dhe halide komplekse. Gjendja e oksidimit të halogjeneve në halide është zakonisht -1.
Nga natyra e lidhjes element-halogjen, halidet e thjeshta ndahen në jonike dhe kovalente. Në realitet, lidhjet janë të një natyre të përzier, me mbizotërimin e kontributit të një ose një përbërësi tjetër. Halidet e metaleve alkaline dhe alkaline, 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, paqëndrueshmëri të ulët, të tretshme në ujë; në tretësira ujore, ato pothuajse plotësisht shkëputen në jone. Karakteristikat e kripërave posedohen gjithashtu nga trihalidet e elementëve të rrallë të tokës. Tretshmëria në ujë e halideve jonike tenton të ulet nga jodidet në fluoride. Kloruret, bromidet dhe jodidet Ag +, Cu +, Hg + dhe Pb 2+ janë pak të tretshëm në ujë.
Një rritje në numrin e atomeve halogjen në halidet metalike ose raporti i ngarkesës metalike me rrezen e jonit të tij çon në një rritje të përbërësit kovalent të lidhjes, një rënie të tretshmërisë në ujë dhe qëndrueshmërisë termike të halideve, një rritje e paqëndrueshmërisë, një rritje e oksidimit, aftësia dhe tendenca për hidrolizë. Këto varësi vërehen për halidet metalike të së njëjtës periudhë dhe në një seri halidesh të të njëjtit metal. Ato mund të gjurmohen lehtësisht me shembullin e vetive termike. Për shembull, për halidet metalike 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 ScCl 3, -24.1 dhe 136 ° C për TiCl 4. Për UF 3, pika e shkrirjes është ~ 1500 ° C, UF 4 është 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 është 64.0 ° C. Në rreshtat e lidhjeve EC n me të pandryshuar n Kovalenca e lidhjes zakonisht rritet në kalimin nga fluori në klorure dhe zvogëlohet në kalimin nga kjo e fundit në bromide dhe jodide. Pra, për AlF 3, temperatura e sublimimit është 1280 ° C, A1C1 3 është 180 ° C, pika e vlimit të A1Br është 3 254.8 ° C, dhe AlI është 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 një rritje të masës atomike të metalit. Ka pak fluoride dhe klorure metalike me përafërsisht të njëjtin kontribut të përbërësve jonikë dhe kovalentë të lidhjes.
Energjia mesatare e lidhjes së elementit-halogjen zvogëlohet me kalimin nga fluori në jodid dhe me rritjen n(shiko tabelën).
Shumë halide metalike që përmbajnë atome O të izoluar ose tejkalues (respektivisht, okso dhe oksihalide), për shembull oksotrifluorid vanadium VOF 3, dioksid niobiumi NbO 2 F, jodid tungsteni dioksidium WO 2 I 2.
Halidet komplekse (halidet metalike) përmbajnë anione komplekse në të cilat atomet e halogjenit janë ligandë, për shembull heksakloroplatinati i kaliumit (IV) K 2, heptafluorotantalate natriumi (V) Na, heksafluoroarsenate litiumi (V) Li. Fluoro-, oksofluoro- dhe klorometalatet kanë stabilitetin më të lartë termik. Nga natyra e lidhjeve, komponimet jonike me kationet NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF +, etj janë afër halideve komplekse.
Shumë halide karakterizohen nga shoqërimi dhe polimerizimi në fazat e lëngshme dhe të gazit me formimin e lidhjeve lidhëse. Më të prirurit për këtë janë halidet e metaleve të grupeve I dhe II, AlCl 3, pentafluoridet e Sb dhe metalet kalimtare, oksofluoridet e përbërjes MOF 4. Halidet e njohura me një lidhje metalike-metalike, për shembull. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluoridet ndryshojnë dukshëm në veti nga halidet e tjera. Sidoqoftë, në halide të thjeshta, këto dallime janë më pak të theksuara sesa në vetë halogjenet, dhe në halide komplekse - më të dobëta se në ato të thjeshta.
Shumë halide kovalente (veçanërisht fluoridet) janë acide të fortë Lewis, për shembull. 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 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF
Halidet e metaleve të grupeve V-VIII, përveç Cr dhe Mn, reduktohen me H2 në metale, për shembull:
WF 6 + ЗН 2 = W + 6HF
Shumë halide metalike kovalente dhe jonike ndërveprojnë me njëri -tjetrin për të formuar halide komplekse, për shembull:
KC1 + TaCl 5 = K
Halogjenet më të lehta mund të zhvendosin ato më të rënda nga halidet. Oksigjeni mund të oksidojë halidet me lëshimin e C1 2, Br 2 dhe I 2. Një nga reagimet karakteristike të halideve kovalente është ndërveprimi me ujin (hidroliza) ose avulli i tij kur nxehet (pirohidrolizë), duke çuar në formimin e oksideve, oksi ose oksohalideve, hidroksideve dhe halideve të hidrogjenit.
Halidet merren drejtpërdrejt nga elementët, nga bashkëveprimi i halideve të hidrogjenit ose acideve hidrohalike me elementë, okside, hidrokside ose kripëra, si dhe reagime shkëmbimi.
Halidet përdoren gjerësisht në teknologji si materiale fillestare për prodhimin e halogjeneve, metaleve alkaline dhe tokës alkaline, si përbërës të gotave dhe materialeve të tjera inorganike; ato janë produkte të ndërmjetme në prodhimin e metaleve të rrallë dhe me ngjyra, U, Si, Ge, etj.
Në natyrë, halidet formojnë klasa të veçanta të mineraleve, në të cilat fluoridet (p.sh. mineralet fluorite, kriolite) dhe kloridet (sylvite, carnallite) janë të pranishme. Bromi dhe jodi gjenden në disa minerale si papastërti izomorfe. Sasi të konsiderueshme të halideve gjenden në ujin e deteve dhe oqeaneve, në kripërat dhe shëllirërat nëntokësore. Disa halide, të tilla si NaCl, KC1, CaCl2, gjenden në organizmat e gjallë.
3. Karbonatet (nga lat. Carbo, gjinia. Qymyri i rastit carbonis), kripëra të acidit karbonik. Ka karbonate të mesme me anionin CO 3 2- dhe acid, ose bikarbonat (bikarbonat të vjetëruar), me anionin HCO 3 -. Karbonatet janë substanca kristalore. Shumica e kripërave të mesme të metaleve në gjendjen e oksidimit +2 kristalizohen në gjashtëkëndësh. kalciti i tipit grilë ose aragoniti i tipit rombik.
Nga karbonatet e mesme, vetëm kripërat e metaleve alkali, amoniumi dhe Tl (I) treten në ujë. Si rezultat i hidrolizës së rëndësishme, zgjidhjet e tyre janë alkaline. Më të vështirat për t'u tretur janë karbonatet metalike në gjendje oksidimi + 2. Përkundrazi, të gjitha hidrokarbonatet janë lehtësisht të tretshme në ujë. Gjatë reaksioneve të shkëmbimit në tretësira ujore midis kripërave metalike dhe Na 2 CO 3, formohen precipitatet e karbonateve të mesëm në rastet kur tretshmëria e tyre është shumë më e ulët se ajo e hidroksideve përkatëse. Ky është rasti për Ca, Sr dhe analogët e tyre, lanthanidet, Ag (I), Mn (II), Pb (II) dhe Cd (II). Pjesa tjetër e kationeve, kur ndërveprojnë me karbonatet e tretura si rezultat i hidrolizës, mund të japin jo kbonate mesatare, por bazë ose edhe hidrokside. Crabonatet e mesme që përmbajnë katione të ngarkuara shumë herë mund të precipitohen nga tretësira ujore në prani të një tepricë të madhe të CO 2.
Karakteristikat kimike të karbonateve janë për shkak të përkatësisë së tyre në klasën e kripërave inorganike të acideve të dobëta. Karakteristikat karakteristike të karbonateve shoqërohen me tretshmërinë e tyre të dobët, si dhe paqëndrueshmërinë termike të vetë krabonateve dhe H 2 CO 3. Këto veti përdoren në analizën e krabonateve, bazuar ose në dekompozimin e tyre me acide të forta dhe thithjen sasiore të CO 2 të çliruar në këtë proces nga një zgjidhje alkali, ose në precipitimin e jonit të CO 3 nga tretësira në forma e BaCO 3. Kur një tepricë e CO 2 vepron në precipitatin e karbonatit të mesëm, në tretësirë formohet një bikarbonat, për shembull: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. Prania e hidrokarbureve në ujin natyror shkakton ngurtësinë e tij të përkohshme. Kur nxehen pak, bikarbonatet shndërrohen në karbonate të mesme, të cilat dekompozohen në oksid dhe CO 2 kur nxehen. Sa më aktiv metali, aq më e lartë është temperatura e dekompozimit të karbonatit të tij. Kështu, Na 2 CO 3 shkrihet pa dekompozim në 857 ° C, dhe për karbonatet Ca, Mg dhe A1, presionet e dekompozimit të ekuilibrit arrijnë 0.1 MPa në temperatura prej 820, 350 dhe 100 ° C, respektivisht.
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 rëndësishëm në ekuilibrat global midis CO 2 të gaztë në atmosferë, CO 2 të tretur;
dhe jonet HCO 3 - dhe CO 3 2- në hidrosferë dhe kripërat e ngurta në litosferë. Mineralet më të rëndësishme janë kalciti CaCO 3, magneziti MgCO 3, sideriti FeCO 3, smithsonite ZnCO 3 dhe disa të tjerë.Guri gëlqeror përbëhet kryesisht nga mbetje skeletore kalcite ose kalcite të organizmave, rrallë aragonite. Njihen gjithashtu karbonatet natyrale të hidratuara të metaleve alkaline dhe Mg (për shembull, MgCO 3 ZN 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), karbonate të dyfishta [për shembull, dolomiti CaMg (CO 3) 2, froni Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] dhe bazë [malakit CuCO 3 Cu (OH) 2, hidroceruzit 2PbCO 3 Pb (OH) 2].
Më të rëndësishmet janë karbonati i kaliumit, karbonati i kalciumit dhe karbonati i natriumit. Shumë karbonate natyrore janë xehe metalikë shumë të vlefshëm (për shembull, karbonatet e Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Hidrokarbonatet luajnë një rol të rëndësishëm fiziologjik si agjentë tampon që rregullojnë qëndrueshmërinë e pH të gjakut.
4. nitratet, kripërat e acidit nitrik HNO 3. I njohur për pothuajse të gjitha metalet; ekzistojnë si kripëra anhidrike M (NO 3) n (n- gjendja e oksidimit të metaleve M) dhe në formën e hidrateve kristalore M (NO 3) n x H 2 O ( NS= 1-9). Nga tretësira ujore në temperatura afër temperaturës së dhomës, vetëm nitratet e metaleve alkali kristalizohen anhidro, pjesa tjetër - në formën e hidrateve kristalore. Karakteristikat fiziko -kimike të nitratit pa ujë dhe të hidratuar të të njëjtit metal mund të jenë shumë të ndryshme.
Komponimet kristalore anhidrike 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 kalimtare) dhe me një lidhje kryesisht jonike (kripërat e metaleve alkaline dhe alkaline të tokës). Nitratet jonike karakterizohen nga një qëndrueshmëri më e lartë termike, një mbizotërim i strukturave kristalore të një simetrie më të lartë (kubike) dhe mungesa e ndarjes së brezave të jonit të nitratit në spektrat IR. Nitratet kovalente kanë tretshmëri më të lartë në tretës organikë, qëndrueshmëri më të ulët termike, 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 me lëshimin e oksideve të azotit.
Të gjithë nitratet anhidrik shfaqin veti të forta oksiduese për shkak të pranisë së jonit NO 3, ndërsa aftësia e tyre oksiduese rritet me kalimin nga nitratet jonike në ato kovalente. Këto të fundit dekompozohen në intervalin 100-300 ° C, jonik-në 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 dhe disa të tjerë shkrihen kur nxehen). Produktet e dekompozimit në faza të ngurta dhe të lëngëta. janë radhazi nitrite, oksonitrate dhe okside, ndonjëherë - metale të lira (kur oksidi është i paqëndrueshëm, p.sh. 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 gjendja e tij e oksidimit, shkalla e ngrohjes, temperatura, përbërja e mediumit të gaztë dhe kushtet e tjera. NH 4 NO 3 shpërthen, dhe me ngrohje të shpejtë mund të dekompozohet me një shpërthim, në këtë 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 strukturën gjeometrike të një trekëndëshi barabrinjës me një atom N në qendër, këndet ONO janë ~ 120 ° dhe gjatësia e lidhjes N -O janë 0.121 nm. Në nitratet kristalore dhe të gaztë, joni NO 3 - në thelb ruan formën dhe madhësinë e tij, i cili përcakton hapësirat, strukturën e nitrateve. Joni NO 3-mund të veprojë si një ligand mono-, bi-, tridental ose lidhës, prandaj nitratet karakterizohen nga një larmi e gjerë e llojeve të strukturave kristalore.
Metalet kalimtare në gjendje të lartë oksidimi për shkak të sterikut. vështirësitë nuk mund të formojnë nitrate anhidrike, dhe ato karakterizohen nga oksonitrate, për shembull UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitratet formojnë një numër të madh të kripërave të dyfishta dhe komplekse me jonin NO 3 - në sferën e brendshme. Në mjedisin ujor, si rezultat i hidrolizës, kationet e metaleve kalimtare formojnë hidroksonitrate (nitrate bazë) me përbërje të ndryshueshme, të cilat gjithashtu mund të izolohen në gjendje të ngurtë.
Nitratet e hidratuara ndryshojnë nga ato anhidrike në atë që në strukturat e tyre kristalore, joni metalik në shumicën e rasteve shoqërohet me molekulat e ujit, dhe jo me jonin NO 3. Prandaj, ato treten në ujë më mirë se nitratet anhidrike, por më keq në tretës organikë, agjentë oksidues më të dobët, shkrihen në mënyrë të pabarabartë në ujin e kristalizimit në intervalin 25-100 ° C. Kur nitratet e hidratuara nxehen, nitratet anhidrik, si rregull, nuk formohen, por termoliza ndodh me formimin e hidroksonitrateve dhe më pas oksonitrateve dhe oksideve të metaleve.
Në shumë nga vetitë e tij 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, stabilitetit të ulët termik dhe aftësisë për të oksiduar komponimet organike dhe inorganike. Kur zvogëlohen nitratet, formohet një përzierje e produkteve që përmbajnë nitrogjen 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 mediumit , dhe faktorë të tjerë.
Metodat industriale për prodhimin e nitrateve bazohen në thithjen e NH 3 nga tretësira të HNO 3 (për NH 4 NO 3) ose thithjen e gazrave nitroze (NO + NO 2) nga tretësira të alkaleve ose karbonateve (për nitratet e alkaleve metale, Ca, Mg, Ba), si dhe në reaksione të ndryshme shkëmbimi të kripërave të metaleve me HNO 3 ose nitrate metal alkaline. Në laborator, për të marrë nitrate pa ujë, përdoren reaksionet e metaleve kalimtare ose komponimet e tyre me lëngun N 2 O 4 dhe përzierjet e tij me tretës organikë ose reagimet 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 (nitrati i amonit) është pleh kryesor që përmban azot; nitratet e metaleve alkali dhe nitratet e Ca përdoren gjithashtu si pleh. Nitratet - përbërës të karburanteve të raketave, kompozime piroteknike, zgjidhje gdhendëse për ngjyrosjen e rrobave; ato përdoren për forcimin e metaleve, ruajtjen e produkteve ushqimore, si ilaçe dhe për marrjen e oksideve të metaleve.
Nitratet janë toksike. Ato shkaktojnë edemë pulmonare, kollë, të vjella, dështim kardiovaskular akut, etj. Doza vdekjeprurëse e nitrateve për njerëzit është 8-15 g, marrja e lejuar ditore është 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) - 250 patate, lakër të bardhë të vonë 500, karrota të vonshme 250, panxhar 1400, qepë 80, kungull i njomë 400, pjepër 90, shalqi, rrush, mollë, dardha 60. Mosrespektimi i rekomandimeve agroteknike, plehërimi i tepërt rrit në mënyrë dramatike përmbajtjen e nitrateve në produktet bujqësore, rrjedhjen sipërfaqësore nga fushat (40-5500 mg / l), ujërat nëntokësore.
5. Nitritet, kripërat e acidit nitrik HNO 2. Ata përdorin kryesisht metale alkali dhe nitrite amoniumi, më pak tokë alkaline dhe 3 d-metale, Pb dhe Ag. Ekzistojnë vetëm informacione fragmentare në lidhje me nitritet e metaleve të tjera.
Nitritet metalike në gjendjen e oksidimit +2 formojnë hidrate kristalore me një, dy ose katër molekula uji. Nitritet formojnë kripëra të dyfishta dhe të trefishta, për shembull. CsNO 2 AgNO 2 ose Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, si dhe komponime komplekse, për shembull Na 3.
Strukturat kristale janë të njohura për vetëm disa nitrite anhidroze. Anioni NO 2 ka një konfigurim jolinear; Këndi ONO 115 °, gjatësia e lidhjes H-O 0.115 nm; lloji i lidhjes М-NO 2 është joniko-kovalente.
Nitritet K, Na, Ba janë të tretshëm mirë në ujë, nitritet Ag, Hg, Cu janë dobët të tretshëm. Me rritjen e temperaturës, tretshmëria e nitriteve rritet. Pothuajse të gjitha nitritet janë dobët të tretshme në alkoole, etere dhe tretës me polaritet të ulët.
Nitritet janë termikisht të paqëndrueshëm; vetëm nitritet e metaleve alkali shkrihen pa dekompozim, nitritet e metaleve të tjera dekompozohen në 25-300 ° C. Mekanizmi i dekompozimit të nitriteve është kompleks dhe përfshin një numër reagimesh paralel-sekuenciale. Produktet kryesore të dekompozimit të gaztë janë NO, NO 2, N 2 dhe O 2, ato të ngurta janë oksid metali ose metal elementar. Lëshimi i një sasie të madhe të gazrave shkakton dekompozimin shpërthyes të disa nitriteve, për shembull NH 4 NO 2, i cili zbërthehet në N 2 dhe H 2 O.
Karakteristikat karakteristike të nitriteve shoqërohen me paqëndrueshmërinë e tyre termike dhe aftësinë e jonit të nitritit për të qenë 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 zgjidhjet e tyre ujore. Nitritet nxisin dekompozimin e substancave organike që përmbajnë azot, në veçanti amine, amide, etj. Me halide organike RXH. reagojnë për të formuar të dy nitritet RONO dhe nitro komponimet RNO 2.
Prodhimi industrial i nitriteve bazohet në thithjen e gazit nitrik (një përzierje e NO + NO 2) nga tretësira të Na 2 CO 3 ose NaOH me kristalizim të njëpasnjëshëm të NaNO 2; nitritet e metaleve të tjera në industri dhe laboratorë merren nga reagimi i shkëmbimit të kripërave të metaleve me NaNO 2 ose reduktimi i nitrateve të këtyre metaleve.
Nitritet përdoren për sintezën e ngjyrave azo, në prodhimin e kaprolaktamit, si oksidues dhe agjentë reduktues në industrinë e gomës, tekstilit dhe përpunimit të metaleve, si ruajtës për produktet ushqimore. Nitritet si NaNO 2 dhe KNO 2 janë toksikë, shkaktojnë dhimbje koke, të vjella, depresion të frymëmarrjes, etj. Në rast helmimi me NaNO 2, methemoglobina formohet në gjak, membranat e eritrociteve dëmtohen. Formimi i nitrosaminave nga NaNO 2 dhe amine është i mundur drejtpërdrejt në traktin gastrointestinal.
6. Sulfate, kripëra të acidit sulfurik. Sulfatet mesatare të njohura me anionin SO 4 2 - acid, ose hidrosulfat, me anionin HSO 4 -, bazë, që përmbajnë, së bashku me grupet e anionit SO 4 2 - - 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 të sulfateve - alum , si dhe kenitet M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , ku M është një kation i ngarkuar vetëm, E është Mg, Zn dhe katione të tjera të ngarkuara dyfish. Sulfat tresh i njohur K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineral polihalit), sulfate bazë të dyfishta, 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 ngarkuar vetëm. Sulfatet mund të jenë pjesë e kripërave të përziera, për shembull 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkeit mineral), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainite) ...
Sulfatet janë substanca kristalore, të mesme dhe acidike, në shumicën e rasteve, lehtësisht të tretshme në ujë. Sulfate pak të tretshme të kalciumit, stronciumit, plumbit dhe disa të tjera, praktikisht të patretshme BaSO 4, RaSO 4. Sulfatet bazë, si rregull, janë dobët të tretshëm ose praktikisht të patretshëm, ose hidrolizohen me ujë. Nga tretësira ujore, sulfatet mund të kristalizohen në formën e hidrateve kristalore. Hidratet kristalore të disa metaleve të rënda quhen vitriol; sulfat bakri CuSO 4 5H 2 O, sulfat hekuri FeSO 4 7H 2 O.
Sulfatet e mesme të metaleve alkali janë termikisht të qëndrueshëm, ndërsa sulfatet e acidit dekompozohen kur nxehen, duke u kthyer 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 të metaleve dhe lëshimin e SO 3.
Sulfatet janë të përhapura në natyrë. Ato gjenden në formën e mineraleve, për shembull, gips 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 merren nga bashkëveprimi i H 2 SO 4 me metalet, oksidet dhe hidroksidet e tyre, si dhe nga dekompozimi i kripërave të acideve të paqëndrueshme me acid sulfurik.
Sulfatet inorganike përdoren gjerësisht. Për shembull, sulfati i amonit është një pleh azotik, sulfati i natriumit përdoret në xhami, industri letre, prodhim viskoze, etj. Mineralet natyrale të sulfatit janë lëndë e parë për prodhimin industrial të komponimeve të metaleve të ndryshme, materialeve të ndërtimit, etj.
7.Sulfite, kripërat e acidit sulfuror H 2 SO 3 . Dalloni midis sulfiteve të mesme me anion SO 3 2- dhe acide (hidrosulfite) me anion HSO 3 - . Sulfitet e mesme janë substanca kristalore. Sulfitet e amonit dhe metaleve alkaline janë lehtësisht të tretshme në ujë; tretshmëri (g në 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 ° C), K 2 SO 3 106.7 (20 ° C). Hidrosulfitet formohen në tretësira ujore. Sulfitet e tokës alkaline dhe disa metale të tjera janë praktikisht të patretshme në ujë; tretshmëria MgSO 3 1 g në 100 g (40 ° C). Hidratet e njohura të kristaleve (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 pa ujë, kur nxehen pa qasje ajri në enë të mbyllura, joproporcionale me sulfidet dhe sulfatet, kur nxehen në një rrjedhë N 2, ata humbasin SO 2, dhe kur nxehen në ajër, oksidohen lehtësisht në sulfate. Me SO 2 në një mjedis ujor, sulfitet e mesëm formojnë hidrosulfite. Sulfitet janë agjentë reduktues relativisht të fortë; ato oksidohen në tretësira me klor, brom, Н 2 О 2, etj. Në sulfate. Ato dekompozohen me acide të forta (për shembull, HC1) me lëshimin e SO 2.
Hidrosulfitet kristalorë janë të njohur për K, Rb, Cs, NH 4 +, ato janë të paqëndrueshme. Pjesa tjetër e hidrosulfitëve ekzistojnë vetëm në tretësira ujore. Dendësia e NH 4 HSO 3 është 2.03 g / cm 3; tretshmëria në ujë (g në 100 g): NH 4 HSO 3 71.8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Kur ngrohni hidrosulfitet kristalorë Na ose K ose kur ngopni SO 2 të një solucioni të zhurmshëm të pulpës M 2 SO 3, krijohen pirosulfite (metabisulfite të vjetëruara) M 2 S 2 O 5 - kripëra të acidit pirosulfuroz, të panjohura në gjendje të lirë, H 2 S2O5; kristale, të paqëndrueshme; dendësia (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1.48, K 2 S 2 O 5 2.34; mbi ~ 160 ° С zbërthehen me lëshimin e SO 2; tretet në ujë (me dekompozim në HSO 3 -), tretshmëri (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; agjentë reduktues.
Sulfitet e mesëm të metaleve alkali merren nga bashkëveprimi i një solucioni ujor të M 2 CO 3 (ose MOH) me SO 2, dhe MSO 3 fitohet duke kaluar SO 2 përmes një pezullimi ujor të MCO 3; kryesisht përdorin SO 2 nga gazrat e mbeturinave të prodhimit të acidit sulfurik të kontaktit. Sulfitet përdoren në zbardhjen, ngjyrosjen dhe shtypjen e pëlhurave, fibrave, lëkurës për konservimin e grurit, ushqimin e gjelbër, mbeturinat e ushqimit industrial (NaHSO 3,
Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 dhe Ca (НSO 3) 2 - dezinfektues në industrinë e verës dhe sheqerit. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - përbërës të pijeve sulfite gjatë pulpimit; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 thithës; NaHSO 3 është një thithës 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, antioksidant, antiseptik.
Metodat e ndarjes
Filtrimi, ndarja e sistemeve johomogjene grimca të ngurta (pezullime) dhe gaz - grimca të ngurta duke përdorur ndarje filtruese poroze (FP), të cilat lejojnë që lëngu ose gazi të kalojnë, por mbajnë grimca të ngurta. Forca shtytëse e procesit është diferenca e presionit në të dy anët e FP.
Kur ndahen pezullimet, grimcat e ngurta zakonisht formojnë një shtresë të lagësht së llumit në FP, e cila, nëse është e nevojshme, lahet me ujë ose lëng tjetër, dhe gjithashtu dehidratohet duke fryrë ajër ose gaz tjetër përmes tij. Filtrimi kryhet me një ndryshim konstant presioni ose me një shpejtësi konstante të procesit w(sasia e filtrimit në m 3 që kalon 1 m 2 të sipërfaqes së FP për njësi të kohës). Në një ndryshim konstant të presionit, pezullimi futet në filtër nën veprimin e vakumit ose mbipresionit, si dhe nga një pompë pistoni; kur përdorni një pompë centrifugale, ndryshimi i 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 prej më pak se 0.1%, me bllokimin e poreve të FP (sqarimi i lëngjeve). Nëse një shtresë sedimenti mjaft e dendur nuk formohet në FP dhe grimcat e ngurta futen në filtrat, ato filtrohen duke përdorur materiale ndihmëse të imëta (diatomite, perlit), të cilat aplikohen më parë në FP ose shtohen në pezullim. Në një përqendrim fillestar prej më pak se 10%, ndarja e pjesshme dhe trashja e pezullimeve është e mundur.
Bëni dallimin midis filtrave të vazhdueshëm dhe atyre në grup. Për këtë të fundit, fazat kryesore të punës janë filtrimi, larja e llumit, zbutja dhe shkarkimi. Në të njëjtën kohë, optimizimi sipas kritereve të performancës më të lartë dhe kostos më të ulët është i zbatueshëm. Nëse shpëlarja dhe tharja e ujit nuk kryhen, dhe rezistenca hidraulike e ndarjes mund të neglizhohet, atëherë performanca më e lartë arrihet kur koha e filtrimit është e barabartë me kohëzgjatjen e operacioneve ndihmëse.
FP fleksibël të bërë nga pëlhura pambuku, leshi, sintetike dhe qelqi, si dhe FP jo të endura të bëra nga fibra natyrale dhe sintetike dhe të papërkulshme - qeramike, kermet dhe shkumë - janë të zbatueshme. Drejtimet e lëvizjes së filtrimit 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 rrotullues i vakumit (cm Fig.) Të veprimit të vazhdueshëm, në të cilin drejtimet e lëvizjes së filtratit dhe veprimi i gravitetit janë të kundërta. Seksioni i ndërruesve lidh zonat I dhe II me një burim vakumi dhe zonat III dhe IV me një burim ajri të ngjeshur. Filtrimi dhe shpëlarja e lëngut nga zonat I dhe II hyjnë në marrës të veçantë. Shtypësi filtrues i automatizuar i grumbullit me dhoma horizontale, pëlhurë filtri në formën e një rripi të pafund dhe membrana elastike për zbutjen e llumit me presion është bërë gjithashtu i përhapur. Ai kryen operacione alternative të mbushjes së dhomave me një pezullim, filtrim, larje dhe zbutje të llumit, ndarjen e dhomave ngjitur dhe heqjen e llumit.
Në jetën e përditshme, njerëzit rrallë takojnë shumicën e objekteve janë përzierje të substancave.
Një zgjidhje është ajo në të cilën përbërësit përzihen në mënyrë të barabartë. Ekzistojnë disa lloje të tyre për sa i përket madhësisë së grimcave: sisteme të shpërndara në mënyrë të trashë, tretësira molekulare dhe sisteme koloidale, të cilat shpesh quhen sols. Ky artikull merret me molekularin (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 dhe tretshmërinë e substancave. Me fjalë të thjeshta, kjo është aftësia e një substance për t'u kombinuar me një tjetër dhe për të formuar një përzierje homogjene. Nga pikëpamja shkencore, mund të konsiderohet një përkufizim më kompleks. Tretshmëria e substancave është aftësia e tyre për të formuar kompozime homogjene (ose heterogjene) me një shpërndarje të shpërndarë të përbërësve me një ose më shumë substanca. Ekzistojnë disa klasa të substancave dhe komponimeve:
- i tretshëm;
- pak i tretshëm;
- i pazgjidhshëm
Çfarë thotë masa e tretshmërisë së një substance?
Përmbajtja e një substance në një përzierje të ngopur është një masë e tretshmërisë së saj. Siç u përmend më lart, është e ndryshme për të gjitha substancat. Të tretshme janë ato që mund të hollojnë më shumë se 10 gramë nga vetja në 100 gramë 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 kalojnë në përzierje. Në këtë rast, substanca nuk mund t'i 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 tretet në 100 g ujë ose substancë tjetër.
Tretës
Ky proces përfshin një tretës dhe një tretësirë. E para ndryshon në atë që fillimisht është në të njëjtën gjendje grumbullimi si përzierja përfundimtare. Si rregull, merret në sasi më të mëdha.
Sidoqoftë, shumë njerëz e dinë që uji ka një vend të veçantë në kimi. Ka rregulla të veçanta për të. Një tretësirë në të cilën është e pranishme H2O quhet ujore. Kur flasim për to, lëngu është një nxjerrës edhe kur është në sasi më të vogla. Një shembull është një zgjidhje 80% e acidit nitrik në ujë. Përqindjet këtu nuk janë të barabarta, megjithëse proporcioni i ujit është më i vogël se ai i acidit, është e pasaktë ta quani substancën një zgjidhje 20% të ujit në acid nitrik.
Ka përzierje në të cilat mungon H 2 O. Ato do të mbajnë emrin jo ujor. Zgjidhje të tilla elektrolitike janë përcjellës jonikë. Ato përmbajnë një ose një përzierje të ekstraktuesve. Ato përbëhen nga jone dhe molekula. Ato përdoren në industri të tilla si mjekësia, kimikatet shtëpiake, kozmetika dhe zona të tjera. Ato mund të kombinojnë disa substanca të dëshiruara me tretshmëri të ndryshme. Përbërësit e shumë produkteve që përdoren nga jashtë janë hidrofobike. Me fjalë të tjera, ata 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 yndyrnat. Avujt përfshijnë alkoole, hidrokarbure, aldehide dhe të tjerë. Ato shpesh gjenden në kimikatet shtëpiake. Jo të paqëndrueshme përdoren më shpesh për prodhimin e vajrave. Këto janë vajra yndyrore, parafinë të lëngshme, glicerinë dhe të tjera. Kombinuar - një përzierje e paqëndrueshme dhe jo e paqëndrueshme, për shembull, etanol me glicerinë, glicerinë me dimeksid. Ato gjithashtu mund të përmbajnë ujë.
Llojet e zgjidhjeve sipas shkallës së ngopjes
Një zgjidhje e ngopur është një përzierje e kimikateve që përmbajnë përqendrimin maksimal të një substance në një tretës në një temperaturë të caktuar. Për më tepër nuk do të divorcohet. Në përgatitjen e një të ngurtë, reshjet janë të dukshme, të cilat janë në ekuilibër dinamik me të. Ky koncept nënkupton një gjendje që vazhdon në kohë për shkak të rrjedhës së tij të njëkohshme në dy drejtime të kundërta (reagime përpara dhe të kundërt) me të njëjtën shpejtësi.
Nëse substanca ende mund të dekompozohet në një temperaturë konstante, atëherë kjo zgjidhje është e pangopur. Ata janë elastikë. Por nëse vazhdoni të shtoni një substancë në to, atëherë ajo do të hollohet në ujë (ose lëng tjetër) derisa të arrijë përqendrimin e saj maksimal.
Një pikëpamje tjetër është e tejngopur. Ai përmban më shumë tretësirë sesa mund të jetë në një temperaturë konstante. Për shkak të faktit se ata janë në një ekuilibër të paqëndrueshëm, kristalizimi ndodh me ndikimin fizik mbi to.
Si të dalloni një zgjidhje të ngopur nga një e pangopur?
Kjo është mjaft e thjeshtë për tu bërë. Nëse substanca është e ngurtë, atëherë një precipitat mund të shihet në një zgjidhje të ngopur. Në këtë rast, nxjerrësi mund të trashet, si, për shembull, në një përbërje të ngopur me ujë, së cilës i është shtuar sheqer.
Por nëse kushtet ndryshojnë, temperatura rritet, atëherë ajo do të pushojë të konsiderohet e ngopur, pasi në një temperaturë më të lartë përqendrimi maksimal i kësaj substance do të jetë i ndryshëm.
Teoritë e bashkëveprimit të përbërësve të zgjidhjeve
Ekzistojnë tre teori në lidhje me bashkëveprimin e elementeve në një përzierje: fizike, kimike dhe moderne. Autorët e të parit janë Svante August Arrhenius dhe Wilhelm Friedrich Ostwald. Ata supozuan se për shkak të difuzionit, grimcat e tretësit dhe tretësira u shpërndanë në mënyrë të barabartë në të gjithë vëllimin e përzierjes, por nuk kishte ndërveprim midis tyre. Teoria kimike e paraqitur nga Dmitry Ivanovich Mendeleev është e kundërta e saj. Sipas saj, si rezultat i ndërveprimit kimik midis tyre, formohen komponime 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. Ajo kombinon fizike dhe kimike. Teoria moderne thotë se në një zgjidhje ka grimca të substancave jo ndërvepruese dhe produkte të ndërveprimit të tyre - tretës, ekzistenca e të cilave u vërtetua nga Mendeleev. Në rastin kur nxjerrësi është ujë, ato quhen hidrate. Fenomeni në të cilin formohen tretësira (hidrate) quhet tretje (hidratim). Ndikon në të gjitha proceset fiziko -kimike dhe ndryshon vetitë e molekulave në përzierje. Tretësira ndodh për faktin se guaska e tretshmërisë, e përbërë nga molekula të ekstraktuesit të lidhur ngushtë me të, rrethon molekulën e tretësit.
Faktorët që ndikojnë në tretshmërinë e substancave
Përbërja kimike e substancave. Rregulli "si tërheq tërheq si" zbatohet edhe për reagentët. Substancat e ngjashme në vetitë fizike dhe kimike mund të shpërndahen reciprokisht më shpejt. Për shembull, përbërjet jo polare punojnë mirë me ato jo polare. 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 jo polare - përkundrazi. Mund të jepet një shembull i thjeshtë. Për të përgatitur një zgjidhje të ngopur të sheqerit në ujë, do t'ju duhet më shumë substancë sesa në rastin e kripës. Çfarë do të thotë? E thënë thjesht, ju mund të holloni shumë më tepër sheqer në ujë sesa kripë.
Temperatura. Për të rritur tretshmërinë e lëndëve të ngurta në lëngje, duhet të rrisni temperaturën e nxjerrësit (funksionon në shumicën e rasteve). Një shembull mund të demonstrohet. Vendosja e një majë të klorurit të natriumit (kripës) në ujë të ftohtë mund të marrë shumë kohë. Nëse bëni të njëjtën gjë me një medium të nxehtë, atëherë shpërbërja do të vazhdojë shumë më shpejt. Kjo është për shkak të faktit se për shkak të rritjes së temperaturës, rritet energjia kinetike, një sasi e konsiderueshme e së cilës shpesh shpenzohet për shkatërrimin e lidhjeve midis molekulave dhe joneve të një të ngurtë. Sidoqoftë, kur temperatura rritet në rastin e kripërave të litiumit, magnezit, aluminit dhe alkali, 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 po zvogëlohet.
Ndryshimi në shkallën e shpërbërjes
Ky tregues nuk duhet ngatërruar me tretshmërinë. Në të vërtetë, faktorë të ndryshëm ndikojnë në ndryshimin e këtyre dy treguesve.
Shkalla e copëzimit të tretësirës. Ky faktor ndikon në tretshmërinë e lëndëve të ngurta në lëngje. Në një gjendje të tërë (të trazuar), përbërja kërkon më shumë kohë për të holluar sesa ajo që është e ndarë në copa të vogla. Le të japim një shembull. Një copë e ngurtë kripe do të shpërndahet në ujë shumë më gjatë se kripa me rërë.
Shpejtësia e përzierjes. Siç e dini, ky proces mund të katalizohet duke e trazuar. Shpejtësia e tij është gjithashtu e rëndësishme, sepse sa më e lartë të jetë, aq më shpejt substanca do të shpërndahet në lëng.
Pse keni nevojë të dini tretshmërinë e lëndëve të ngurta në ujë?
Para së gjithash, skema të tilla nevojiten për të zgjidhur saktë ekuacionet kimike. Tabela e tretshmërisë përmban ngarkesat e të gjitha substancave. Ju duhet t'i njihni ato për regjistrimin e saktë të reagentëve dhe hartimin e ekuacionit të një reaksioni kimik. Tretshmëria në ujë tregon nëse një kripë ose bazë mund të shkëputen. Komponimet ujore që përcjellin rrymë përmbajnë elektrolite të forta. Ekziston edhe një lloj tjetër. Ato që sillen dobët konsiderohen elektrolite të dobëta. Në rastin e parë, përbërësit janë substanca të jonizuara plotësisht në ujë. Ndërsa elektrolitet e dobëta e shfaqin këtë tregues vetëm në një masë të vogël.
Ekuacionet e reaksioneve kimike
Ekzistojnë disa lloje ekuacionesh: jonike molekulare, të plota dhe të shkurtra. Në fakt, opsioni i fundit është një formë e shkurtuar e molekulave. Kjo është përgjigja përfundimtare. Ekuacioni i plotë përmban reagentë dhe produkte reagimi. 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 kryerjen e reagimit është përmbushur. Ekzistojnë vetëm 3 prej tyre: formimi i ujit, evolucioni i gazit, reshjet. Nëse dy kushtet e para nuk janë plotësuar, duhet të kontrolloni të fundit. Për ta bërë këtë, duhet të shikoni tabelën e tretshmërisë dhe të zbuloni nëse produktet e reagimit përmbajnë një kripë ose bazë të patretshme. Nëse është, atëherë do të jetë sedimenti. Më tej, tabela do të kërkohet për të shkruar ekuacionin jonik. Meqenëse të gjitha kripërat dhe bazat e tretshme janë elektrolite të forta, ato do të zbërthehen në katione dhe anione. Më tej, jonet e palidhura anulohen dhe ekuacioni shkruhet në një formë të shkurtër. Shembull:
- K 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
- 2K + 2SO 4 + Ba + 2Cl = BaSO 4 ↓ + 2K + 2Cl,
- 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 përbërës duhet të merrni për të përgatitur një përzierje të pasur.
Tabela e tretshmërisë
Kështu duket një tabelë e njohur jo e plotë. Shtë e rëndësishme që temperatura e ujit të tregohet këtu, pasi është një nga faktorët që kemi diskutuar tashmë më lart.
Si të përdorni tabelën e tretshmërisë së substancave?
Tabela e tretshmërisë së substancave në ujë është një nga ndihmësit kryesorë të një kimisti. Ajo tregon se si substanca dhe komponime të ndryshme ndërveprojnë me ujin. Tretshmëria e lëndëve të ngurta në një lëng 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), e dyta - anione (grimca të ngarkuara negativisht). Shumica e tabelës është e zënë nga një rrjet me karaktere të veçanta në secilën qelizë. Këto janë shkronjat "P", "M", "H" dhe shenjat "-" dhe "?".
- "P" - përbërësi tretet;
- "M" - shpërndahet pak;
- "N" - nuk shpërndahet;
- " -" - lidhja nuk ekziston;
- "?" - nuk ka asnjë informacion në lidhje me ekzistencën e lidhjes.
Ka një qelizë të zbrazët në këtë tryezë - ky është uji.
Një shembull i thjeshtë
Tani si të punoni me një material të tillë. Le të themi se duhet të zbuloni nëse kripa është e tretshme në ujë - MgSo 4 (sulfat magnezi). Për ta bërë këtë, duhet të gjeni kolonën Mg 2+ dhe zbriteni në vijën SO 4 2-. Në kryqëzimin e tyre është shkronja P, që do të thotë se përbërja është e tretshme.
Përfundim
Pra, ne kemi studiuar çështjen e tretshmërisë së substancave në ujë dhe jo vetëm. 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. Shtë e dobishme për zgjidhjen e ekuacioneve kimike dhe problemeve të ndryshme.
