Löslighetstabellen för salter, syror och baser är grunden utan vilken full utveckling är omöjlig kemisk kunskap. Lösligheten av baser och salter hjälper till att lära inte bara för skolbarn utan också för professionella människor. Skapandet av många livsprodukter klarar sig inte utan denna kunskap.
Tabell över löslighet av syror, salter och baser i vatten
Tabellen över löslighet av salter och baser i vatten är en guide som hjälper dig att bemästra grunderna i kemi. Följande anteckningar hjälper dig att förstå tabellen nedan.
- P – indikerar ett lösligt ämne;
- H – olösligt ämne;
- M - ämnet är svagt lösligt i vattenmiljö;
- RK - ett ämne som endast kan lösas upp när det utsätts för starka organiska syror;
- Ett streck kommer att indikera att en sådan varelse inte finns i naturen;
- NK – löser sig inte i vare sig syror eller vatten;
- ? – frågetecken tyder på att det idag inte finns någon korrekt information om upplösningen av ämnet.
Ofta används tabellen av kemister och skolbarn, studenter för att utföra laboratorieforskning, under vilken det är nödvändigt att fastställa villkoren för förekomsten av vissa reaktioner. Med hjälp av tabellen är det möjligt att avgöra hur ett ämne kommer att bete sig i en salt eller sur miljö, och om en fällning kan uppstå. En fällning under forskning och experiment indikerar reaktionens irreversibilitet. Detta är en viktig punkt som kan påverka förloppet av allt laboratoriearbete.
| Katjoner | Anjoner | |||||||||
| F- | Cl- | Br- | jag - | 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 |
Legend:
P - ämnet är mycket lösligt i vatten; M - något löslig; H - praktiskt taget olöslig i vatten, men lättlöslig i svaga eller utspädda syror; RK - olöslig i vatten och löslig endast i starka oorganiska syror; NK - olöslig i antingen vatten eller syror; G - hydrolyserar fullständigt när den löses upp och finns inte i kontakt med vatten. Ett streck betyder att ett sådant ämne inte existerar alls.
I vattenlösningar dissocierar salter helt eller delvis till joner. Salter av svaga syror och/eller svaga baser genomgår hydrolys. Vattenlösningar av salter innehåller hydratiserade joner, jonpar och mer komplexa kemiska former, inklusive hydrolysprodukter etc. Ett antal salter är även lösliga i alkoholer, aceton, syraamider och andra organiska lösningsmedel.
Från vattenhaltiga lösningar kan salter kristallisera i form av kristallhydrater, från icke-vattenhaltiga lösningar - i form av kristallsolvat, till exempel CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Data om olika processer som förekommer i vatten-saltsystem, om lösligheten av salter i deras gemensamma närvaro beroende på temperatur, tryck och koncentration, om sammansättningen av fasta och flytande faser kan erhållas genom att studera löslighetsdiagrammen för vatten-saltsystem.
Allmänna metoder syntes av salter.
1. Skaffa medelstora salter:
1) metall med icke-metall: 2Na + Cl2 = 2NaCl
2) metall med syra: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
3) metall med en saltlösning av en mindre aktiv metall Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) basisk oxid med sur oxid: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) basisk oxid med syra CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) baser med syraoxid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baser med syra: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O
8) salter med syra: MgCO 3 + 2 HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2SO4 = BaS04 + 2HCl
9) baslösning med saltlösning: Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4
10) lösningar av två salter 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6 NaCl
2. Erhålla sura salter:
1. Interaktion av en syra med brist på bas. KOH + H2SO4 = KHS04 + H2O
2. Interaktion av bas med överskott sur oxid
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2
3. Interaktion av medelsaltet med syran Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3. Erhålla basiska salter:
1. Hydrolys av salter som bildas av en svag bas och en stark syra
ZnCl2 + H2O = Cl + HCl
2. Tillsätt (droppe för droppe) små mängder alkalier till lösningar av medelstora metallsalter AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interaktion av salter av svaga syror med medelstora salter
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O = 2 CO3 + CO2 + 4NaCl
4.Kvitto komplexa salter:
1. Reaktioner av salter med ligander: AgCl + 2NH3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Erhålla dubbla salter:
1. Gemensam kristallisation av två salter:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Redoxreaktioner orsakade av egenskaperna hos katjonen eller anjonen. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2. Kemiska egenskaper hos sura salter:
1. Termisk nedbrytning med bildning av medelsalt
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Interaktion med alkali. Får medelsalt.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
3. Kemiska egenskaper hos basiska salter:
1. Termisk sönderdelning. 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 + H 2 O
2. Interaktion med syra: bildning av medelsalt.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O
4. Kemiska egenskaper hos komplexa salter:
1. Förstörelse av komplex på grund av bildandet av dåligt lösliga föreningar:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Utbyte av ligander mellan de yttre och inre sfärerna.
K2 + 6H2O = Cl2 + 2KCl
5. Kemiska egenskaper hos dubbelsalter:
1. Interaktion med alkalilösningar: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Reduktion: KCr(SO4)2 + 2H°(Zn, utspädd H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4
Råvaror till industriell produktion ett antal salter - klorider, sulfater, karbonater, borater Na, K, Ca, Mg är havs- och havsvatten, naturliga saltlösningar som bildas under dess avdunstning och fasta saltavlagringar. För gruppen av mineraler som bildar sedimentära saltavlagringar (sulfater och klorider av Na, K och Mg), gäller kodnamn"naturliga salter". De största fyndigheterna av kaliumsalter finns i Ryssland (Solikamsk), Kanada och Tyskland, kraftfulla fyndigheter av fosfatmalmer finns i Nordafrika, Ryssland och Kazakstan, NaNO3 finns i Chile.
Salter används inom livsmedels-, kemisk-, metallurgisk-, glas-, läder-, textilindustrin, lantbruk, medicin osv.
Huvudtyper av salter
1. Borater (oxoborater), salter av borsyror: metaborsyra HBO 2, ortoborsyra H3 BO 3 och polyboronsyror som inte är isolerade i fritt tillstånd. Baserat på antalet boratomer i molekylen delas de in i mono-, di-, tetra-, hexaborater etc. Borater kallas också av syrorna som bildar dem och av antalet mol B 2 O 3 per 1 mol av huvudoxiden. Sålunda kan olika metaborater kallas monoborater om de innehåller B(OH)4-anjonen eller en kedjeanjon (BO2) n n - diborater - om de innehåller en dubbelkedjig anjon (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborater - om de innehåller en ringanjon (B 3 O 6) 3-.
Strukturerna för borater inkluderar bor-syregrupper - "block" som innehåller från 1 till 6, och ibland 9 boratomer, till exempel:
Koordinationstalet för boratomer är 3 (triangulära bor-syregrupper) eller 4 (tetraedriska grupper). Bor-syregrupper är grunden för inte bara öar utan också mer komplexa strukturer - kedja, skiktade och rampolymeriserade. De senare bildas som ett resultat av eliminering av vatten i hydratiserade boratmolekyler och bildandet av överbryggande bindningar genom syreatomer; processen åtföljs ibland av en bristning V-O kommunikation inuti polyanjoner. Polyanjoner kan fästa sidogrupper - bor-syre-tetraedrar eller trianglar, deras dimerer eller främmande anjoner.
Ammonium, alkali, liksom andra metaller i oxidationstillståndet +1 bildar oftast hydratiserade och vattenfria metaborater såsom MBO 2, tetraborater M 2 B 4 O 7, pentaborater MB 5 O 8, samt dekaborerar M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Jordalkali och andra metaller i oxidationstillstånd + 2 ger vanligtvis hydratiserade metaborater, triborerar M 2 B 6 O 11 och hexaborerar MB 6 O 10. samt vattenfria meta-, orto- och tetraborater. Metaller i oxidationstillstånd + 3 kännetecknas av hydratiserade och vattenfria MBO 3 ortoborater.
Borater är färglösa amorfa ämnen eller kristaller (främst med en lågsymmetrisk struktur - monoklinisk eller ortorombisk). För vattenfria borater sträcker sig smälttemperaturerna från 500 till 2000 °C; De högsta smältpunkterna är alkalimetaborater och orto- och metaborater av alkaliska jordartsmetaller. De flesta borater bildar lätt glas när deras smältor kyls. Hårdheten hos hydratiserade borater på Mohs-skalan är 2-5, vattenfria - upp till 9.
Hydraterade monoborater förlorar kristallvatten upp till ~180°C, polyborater - vid 300-500°C; eliminering av vatten på grund av OH-grupper , koordinerad kring boratomer förekommer upp till ~750°C. Med fullständig uttorkning bildas amorfa ämnen, som vid 500-800°C i de flesta fall genomgår "boratomläggning" - kristallisering, åtföljd (för polyborater) av partiell sönderdelning med frisättning av B 2 O 3.
Borater av alkalimetaller, ammonium och T1(I) är lösliga i vatten (särskilt meta- och pentaborater), och hydrolyserar i vattenlösningar (lösningar har en alkalisk reaktion). De flesta borater bryts lätt ned av syror, i vissa fall genom inverkan av CO 2 ; och SO2;. Alkaliska jordartsborater och tungmetaller interagerar med lösningar av alkalier, karbonater och bikarbonater av alkalimetaller. Vattenfria borater är kemiskt mer stabila än hydratiserade borater. Med vissa alkoholer, i synnerhet glycerol, bildar borater vattenlösliga komplex. Under inverkan av starka oxidationsmedel, särskilt H 2 O 2, eller under elektrokemisk oxidation, omvandlas borater till peroxoborater .
Cirka 100 naturliga borater är kända, vilka huvudsakligen är salter av Na, Mg, Ca, Fe.
Hydraterade borater erhålls: genom neutralisering av H 3 VO 3 med metalloxider, hydroxider eller karbonater; utbytesreaktioner av alkalimetallborater, oftast Na, med salter av andra metaller; reaktion av ömsesidig omvandling av dåligt lösliga borater med vattenhaltiga lösningar av alkalimetallborater; hydrotermiska processer som använder alkalimetallhalider som mineraliserande tillsatser. Vattenfria borater erhålls genom fusion eller sintring av B 2 O 3 med metalloxider eller karbonater eller dehydratisering av hydrater; Enkristaller odlas i lösningar av borater i smälta oxider, till exempel Bi 2 O 3.
Borater används: för att erhålla andra borföreningar; som laddningskomponenter vid tillverkning av glas, glasyrer, emaljer, keramik; för brandbeständiga beläggningar och impregnering; som komponenter av flussmedel för raffinering, svetsning och lödning av metall”; som pigment och fyllmedel för färger och lacker; som färgbetningsmedel, korrosionsinhibitorer, komponenter av elektrolyter, fosforer etc. Borax och kalciumborater används mest.
2.Halider, kemiska föreningar av halogener med andra grundämnen. Halider inkluderar vanligtvis föreningar där halogenatomerna har en större elektronegativitet än det andra elementet. Halider bildas inte av He, Ne och Ar. Till enkla eller binära EC-halider n (n- oftast ett heltal från 1 för monohalider till 7 för IF 7 och ReF 7, men kan också vara fraktionerat, till exempel 7/6 för Bi 6 Cl 7) inkluderar i synnerhet salter av halogenvätesyror och interhalogenföreningar (till exempel halofluorider). Det finns även blandade halogenider, polyhalider, hydrohalider, oxohalider, oxihalider, hydroxohalider, tiohalider och komplexa halogenider. Oxidationstalet för halogener i halogenider är vanligtvis -1.
Baserat på arten av element-halogenbindningen delas enkla halogenider in i joniska och kovalenta. I verkligheten är sambanden av blandad karaktär med en övervägande del av bidraget av en eller annan komponent. Halider av alkali- och jordalkalimetaller, såväl som många mono- och dihalider av andra metaller, är typiska salter där bindningens joniska natur dominerar. De flesta av dem är relativt eldfasta, lågflyktiga och mycket lösliga i vatten; i vattenlösningar dissocieras nästan helt till joner. Trihalider av sällsynta jordartsmetaller har också egenskaperna hos salter. Lösligheten av joniska halogenider i vatten minskar i allmänhet från jodider till fluorider. Klorider, bromider och jodider Ag + , Cu + , Hg + och Pb 2+ är dåligt lösliga i vatten.
En ökning av antalet halogenatomer i metallhalogenider eller förhållandet mellan laddningen av en metall och radien av dess jon leder till en ökning av den kovalenta komponenten av bindningen, en minskning av lösligheten i vatten och den termiska stabiliteten av halogenider. , en ökning av flyktighet, en ökning av oxidation, förmåga och tendens till hydrolys. Dessa beroenden observeras för metallhalider från samma period och i en serie av halogenider av samma metall. De kan lätt observeras med exemplet på termiska egenskaper. Till exempel, för metallhalogenider från den fjärde perioden, är smält- och kokpunkten 771 respektive 1430°C för KC1, 772 och 1960°C för CaCl2, 967 och 975°C för ScCl3, -24,1 och 136°C för TiCl4 . För UF 3 är smältpunkten ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. I anslutningsraderna EH n med konstant n Bindningskovalensen ökar vanligtvis när man går från fluorider till klorider och minskar när man går från de senare till bromider och jodider. Så för AlF3 är sublimeringstemperaturen 1280°C, AlC13 180°C, kokpunkt AlBr3 254,8°C, AlI3 407°C. I serierna ZrF4, ZrCl4ZrBr4, ZrI4 är sublimeringstemperaturen 906, 334, 355 respektive 418°C. I MF:s led n och MC1 n där M är en metall i en undergrupp, minskar bindningens kovalens med ökande atommassa hos metallen. Det finns få metallfluorider och -klorider med ungefär lika bidrag från de joniska och kovalenta bindningskomponenterna.
Den genomsnittliga element-halogenbindningsenergin minskar vid övergång från fluorider till jodider och med ökande n(se bordet).
Många metallhalider som innehåller isolerade eller överbryggande O-atomer (oxo- respektive oxihalider), till exempel vanadinoxotrifluorid VOF 3, niobiumdioxifluorid NbO 2 F, volframdioxo-jodid WO 2 I 2.
Komplexa halogenider (halometallater) innehåller komplexa anjoner i vilka halogenatomerna är ligander, till exempel kaliumhexaklorplatinat(IV) K2, natriumheptafluortantalat(V), Na, litiumhexafluorarsenat(V). Fluoro-, oxofluoro- och klormetallater har den största termiska stabiliteten. Genom bindningarnas natur liknar jonföreningar med katjoner NF4+, N2F3+, C1F2+, XeF+, etc. komplexa halogenider.
Många halogenider kännetecknas av association och polymerisation i vätske- och gasfasen med bildandet av överbryggande bindningar. De mest benägna för detta är metallhalider av grupperna I och II, AlCl 3, pentafluorider av Sb och övergångsmetaller, oxofluorider med sammansättningen MOF 4. Halider med en metall-till-metall-bindning är kända, t.ex. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorider skiljer sig väsentligt i egenskaper från andra halogenider. Men i enkla halogenider är dessa skillnader mindre uttalade än i själva halogenerna, och i komplexa halogenider är de mindre uttalade än i enkla halogenider.
Många kovalenta halogenider (särskilt fluorider) är starka Lewis-syror, t.ex. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorer är en del av supersyror. Högre halogenider reduceras av metaller och väte, till exempel:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
UF6 + H2 = UF4 + 2HF
Metallhalider Grupperna V-VIII, förutom Cr och Mn, reduceras med H 2 till metaller, till exempel:
WF6 + ZN2 = W + 6HF
Många kovalenta och joniska metallhalider reagerar med varandra för att bilda komplexa halogenider, till exempel:
KS1 + TaCl5 = K
Lättare halogener kan tränga undan tyngre halogenider. Syre kan oxidera halogenider och frigöra C1 2, Br 2 och I 2. En av karakteristiska reaktioner kovalenta halogenider reagerar med vatten (hydrolys) eller dess ånga vid upphettning (pyrohydrolys), vilket leder till bildning av oxider, oxi- eller oxohalider, hydroxider och vätehalogenider.
Halider erhålls direkt från grundämnen, genom reaktion mellan vätehalogenider eller halogenvätesyror med grundämnen, oxider, hydroxider eller salter, såväl som genom utbytesreaktioner.
Halider används i stor utsträckning inom tekniken som utgångsmaterial för framställning av halogener, alkali- och jordalkalimetaller, som komponenter i glas och andra oorganiska material; de är mellanprodukter vid tillverkning av sällsynta och vissa icke-järnmetaller, U, Si, Ge, etc.
I naturen bildar halogenider separata klasser av mineraler, som inkluderar fluorider (till exempel mineralerna fluorit, kryolit) och klorider (sylvit, karnalit). Brom och jod finns i vissa mineraler som isomorfa föroreningar. Betydande mängder halogenider finns i havs- och havsvatten, salt och underjordisk saltlösning. Vissa halogenider, till exempel NaCl, KC1, CaCl 2, är en del av levande organismer.
3. Karbonater (av latin carbo, kön carbonis kol), salter kolsyra. Det finns medelstora karbonater med CO 3 2-anjonen och sura, eller kolkarbonater (gamla bikarbonater), med HCO 3 - anjonen. Karbonater är kristallina ämnen. De flesta medelstora metallsalter i +2-oxidationstillståndet kristalliserar till hexagoner. gallertyp kalcit eller rombisk typ aragonit.
Av mediumkarbonaterna är endast salter av alkalimetaller, ammonium och Tl(I) lösliga i vatten. Som ett resultat av betydande hydrolys har deras lösningar en alkalisk reaktion. Metallkarbonater är svårast att lösa i oxidationstillståndet + 2. Tvärtom är alla bikarbonater mycket lösliga i vatten. Under utbytesreaktioner i vattenlösningar mellan metallsalter och Na 2 CO 3 bildas fällningar av medelstora karbonater i de fall där deras löslighet är betydligt mindre än motsvarande hydroxider. Detta är fallet för Ca, Sr och deras analoger, lantaniderna, Ag(I), Mn(II), Pb(II) och Cd(II). De återstående katjonerna kan, när de interagerar med lösta karbonater som ett resultat av hydrolys, ge inte mellanliggande, utan basiska krabonater eller till och med hydroxider. Mediumkrabonater innehållande multipelladdade katjoner kan ibland fällas ut från vattenlösningar i närvaro av ett stort överskott av CO 2 .
Karbonaters kemiska egenskaper beror på att de tillhör klassen av oorganiska salter av svaga syror. Egenskaper Karbonater är förknippade med deras dåliga löslighet, såväl som den termiska instabiliteten hos både krabonaterna själva och H 2 CO 3. Dessa egenskaper används vid analys av krabonater, baserade antingen på deras sönderdelning med starka syror och den kvantitativa absorptionen av den resulterande CO 2 av en alkalilösning, eller på utfällningen av CO 3 2-jonen från lösning i form av BaCO 3. När överskott av CO 2 verkar på en medelstor karbonatfällning, bildas vätekarbonat i lösning, till exempel: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Närvaron av kolkarbonater i naturligt vatten orsakar dess tillfälliga hårdhet. Kolväten vid lätt upphettning redan kl låga temperatureråterigen förvandlas till medelstora karbonater, som vid upphettning sönderdelas till oxid och CO 2. Ju aktivare metallen är, desto högre nedbrytningstemperatur för dess karbonat. Således smälter Na2CO3 utan sönderdelning vid 857 °C, och för karbonaterna Ca, Mg och A1 når jämviktssönderdelningstrycken 0,1 MPa vid temperaturer på 820, 350 respektive 100 °C.
Karbonater är mycket utbredda i naturen, vilket beror på deltagandet av CO 2 och H 2 O i processerna för mineralbildning. karbonater spelar en stor roll i den globala jämvikten mellan gasformig CO 2 i atmosfären och löst CO 2 ;
och HCO 3 - och CO 3 2- joner i hydrosfären och fasta salter i litosfären. Essentiella mineraler- kalcit CaCO 3, magnesit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonite ZnCO 3 mfl. Kalksten består huvudsakligen av kalcit eller kalcitskelettrester från organismer, sällan av aragonit. Naturliga hydratiserade karbonater av alkalimetaller och Mg (till exempel MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dubbla karbonater [till exempel dolomit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 är också kända O] och basisk [malakit CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerussit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].
De viktigaste är kaliumkarbonat, kalciumkarbonat och natriumkarbonat. Många naturliga karbonater är mycket värdefulla metallmalmer (t.ex. karbonater Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonater spelar en viktig fysiologisk roll, eftersom de är buffertämnen som reglerar blodets pH-värde.
4. Nitrater, salter av salpetersyra HNO 3. Känd för nästan alla metaller; finns både i form av vattenfria salter M(NO 3) n (n- oxidationstillstånd för metallen M), och i form av kristallina hydrater M(NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Av vattenlösningar vid temperaturer nära rumstemperatur kristalliserar endast alkalimetallnitrater som vattenfria, resten - i form av kristallina hydrater. Fysikalisk-kemiska egenskaper vattenfritt och hydratiserat nitrat av samma metall kan vara mycket olika.
Vattenfria kristallina föreningar av d-elementnitrater är färgade. Konventionellt kan nitrater delas in i föreningar med en övervägande kovalent typ av bindning (salter av Be, Cr, Zn, Fe och andra övergångsmetaller) och med en övervägande jonisk typ av bindning (salter av alkali- och jordalkalimetaller). Joniska nitrater kännetecknas av högre termisk stabilitet, dominansen av kristallstrukturer med högre symmetri (kubisk) och frånvaron av splittring av nitratjonbanden i IR-spektra. Kovalenta nitrater har högre löslighet i organiska lösningsmedel, lägre termisk stabilitet och deras IR-spektra är mer komplexa; Vissa kovalenta nitrater är flyktiga vid rumstemperatur, och när de löses i vatten sönderdelas de delvis och frigör kväveoxider.
Alla vattenfria nitrater uppvisar starka oxiderande egenskaper på grund av närvaron av NO 3 - jonen, medan deras oxiderande förmåga ökar vid övergång från joniska till kovalenta nitrater. De senare sönderdelas i intervallet 100-300°C, joniska - vid 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 och några andra smälter vid upphettning). Nedbrytningsprodukter i fasta och flytande faser. är successivt nitriter, oxynitrater och oxider, ibland fria metaller (när oxiden är instabil, till exempel Ag 2 O), och i gasfasen - NO, NO 2, O 2 och N 2. Sammansättningen av sönderdelningsprodukter beror på metallens natur och dess oxidationsgrad, uppvärmningshastighet, temperatur, sammansättningen av det gasformiga mediet och andra förhållanden. NH 4 NO 3 detonerar, och när den upphettas snabbt kan den sönderdelas med en explosion, i vilket fall N 2, O 2 och H 2 O bildas; vid långsam uppvärmning sönderdelas den till N 2 O och H 2 O.
Den fria NO 3 - jonen i gasfasen har en geometrisk struktur liksidig triangel med N-atom i centrum, ONO-vinklar ~ 120° och längder N-O-bindningar 0,121 nm. I kristallina och gasformiga nitrater behåller NO 3 -jonen huvudsakligen sin form och storlek, vilket bestämmer nitraternas utrymme och struktur. NO 3-jonen kan fungera som en mono-, bi-, tridentat- eller bryggbildande ligand, därför kännetecknas nitrater av en mängd olika typer av kristallstrukturer.
Övergångsmetaller i höga oxidationstillstånd på grund av sterisk. Vattenfria nitrater kan inte utgöra några svårigheter, och de kännetecknas av oxonitrater, till exempel UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrater bildar ett stort antal dubbla och komplexa salter med NO 3 -jonen i den inre sfären. I vattenhaltiga medier, som ett resultat av hydrolys, bildar övergångsmetallkatjoner hydroxonitrater (basiska nitrater) med varierande sammansättning, som också kan isoleras i fast tillstånd.
Hydraterade nitrater skiljer sig från vattenfria nitrater genom att metalljonen i sina kristallstrukturer i de flesta fall är associerad med vattenmolekyler snarare än med NO 3 -jonen. Därför är de bättre lösliga i vatten än vattenfria nitrater, men mindre lösliga i organiska lösningsmedel; de är svagare oxidationsmedel och smälter inkongruent i kristallvatten i intervallet 25-100°C. När hydratiserade nitrater värms upp bildas som regel inte vattenfria nitrater, utan termolys sker med bildning av hydroxonitrater och sedan oxonitrat och metalloxider.
På många sätt kemiska egenskaper nitrater liknar andra oorganiska salter. De karakteristiska egenskaperna hos nitrater beror på deras mycket höga löslighet i vatten, låg termisk stabilitet och förmågan att oxidera organiska och oorganiska föreningar. När nitrater reduceras bildas en blandning av kvävehaltiga produkter NO 2, NO, N 2 O, N 2 eller NH 3 med övervägande av en av dem, beroende på typ av reduktionsmedel, temperatur, reaktion i omgivningen och andra faktorer.
Industriella metoder för framställning av nitrater är baserade på absorption av NH 3 genom lösningar av HNO 3 (för NH 4 NO 3) eller på absorption av nitrösa gaser (NO + NO 2) av lösningar av alkalier eller karbonater (för alkalimetallnitrat, Ca, Mg, Ba), såväl som olika utbytesreaktioner av metallsalter med HNO 3 eller alkalimetallnitrat. I laboratoriet, för att erhålla vattenfria nitrater, används reaktioner av övergångsmetaller eller deras föreningar med flytande N 2 O 4 och dess blandningar med organiska lösningsmedel eller reaktioner med N 2 O 5.
Nitrater Na, K (natrium- och kaliumnitrat) finns i form av naturliga avlagringar.
Nitrater används i många industrier. Ammoniumnitrit (ammoniumnitrat) är det huvudsakliga kvävehaltiga gödselmedlet; Alkalimetallnitrater och Ca används också som gödningsmedel. Nitrater är komponenter i raketbränslen, pyrotekniska kompositioner, etsningslösningar för färgning av tyger; De används för härdning av metaller, konservering mat produkter, Hur mediciner och för framställning av metalloxider.
Nitrater är giftiga. Orsakar lungödem, hosta, kräkningar, akut hjärt-kärlsvikt, etc. Dödlig dos nitrater för människor 8-15 g, tillåtet dagligt intag 5 mg/kg. För summan av nitrater Na, K, Ca, NH3 MPC: i vatten 45 mg/l", i jord 130 mg/kg (faroklass 3); i grönsaker och frukter (mg/kg) - potatis 250, sen vitkål 500, sena morötter 250, rödbetor 1400, lök 80, zucchini 400, meloner 90, vattenmeloner, vindruvor, äpplen, päron 60. Underlåtenhet att följa agrotekniska rekommendationer, överdriven applicering av gödningsmedel ökar kraftigt nitrathalten i jordbruksprodukter, ytavrinning från jordbruksprodukter fält (40-5500 mg/l), grundvatten.
5. Nitriter, salter av salpetersyrlighet HNO 2. Nitriter av alkalimetaller och ammonium används främst, mindre - jordalkali och nitriter. d-metaller, Pb och Ag. Det finns bara fragmentarisk information om nitriter av andra metaller.
Metallnitrit i +2 oxidationstillstånd bildar kristallhydrater med en, två eller fyra vattenmolekyler. Nitriter bildar dubbel- och trippelsalter, t.ex. CsNO 2 AgNO 2 eller Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, samt komplexa föreningar, till exempel Na3.
Kristallstrukturer är kända för endast ett fåtal vattenfria nitriter. N02-anjonen har en icke-linjär konfiguration; vinkel ONO 115°, längd N-O anslutningar 0,115 nm; typen av M-NO2-bindning är jonisk-kovalent.
Nitriter K, Na, Ba är vällösliga i vatten, nitriter Ag, Hg, Cu är dåligt lösliga. Med stigande temperatur ökar lösligheten av nitriter. Nästan alla nitriter är dåligt lösliga i alkoholer, etrar och lågpolära lösningsmedel.
Nitriter är termiskt instabila; Endast nitriter av alkalimetaller smälter utan sönderdelning, nitriter av andra metaller sönderdelas vid 25-300 °C. Mekanismen för nitritnedbrytning är komplex och inkluderar ett antal parallell-sekventiella reaktioner. Grundläggande gasformiga produkter sönderdelning - NO, NO 2, N 2 och O 2, fast - metalloxid eller elementär metall. Utsläpp av stora mängder gaser orsakar explosiv nedbrytning av vissa nitriter, till exempel NH 4 NO 2, som sönderdelas till N 2 och H 2 O.
De karakteristiska egenskaperna hos nitriter är förknippade med deras termiska instabilitet och förmågan hos nitritjonen att vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel, beroende på miljön och reagensens natur. I en neutral miljö reduceras nitriter vanligtvis till NO, i en sur miljö oxideras de till nitrater. Syre och CO 2 interagerar inte med fasta nitriter och deras vattenlösningar. Nitriter främjar nedbrytningen av kvävehaltiga organiska ämnen, i synnerhet aminer, amider etc. Med organiska halogenider RXH. reagerar och bildar både nitriter RONO och nitroföreningar RNO 2 .
Den industriella produktionen av nitriter är baserad på absorption av nitrös gas (en blandning av NO + NO 2) med lösningar av Na 2 CO 3 eller NaOH med sekventiell kristallisation av NaNO 2; Nitriter av andra metaller erhålls i industri och laboratorier genom utbytesreaktion av metallsalter med NaNO 2 eller genom reduktion av nitrater av dessa metaller.
Nitriter används för syntes av azofärgämnen, vid framställning av kaprolaktam, som oxidationsmedel och reduktionsmedel inom gummi-, textil- och metallindustrin, som konserveringsmedel för livsmedel. Nitriter, som NaNO 2 och KNO 2, är giftiga och orsakar huvudvärk, kräkningar, andningssvårigheter, etc. När NaNO 2 förgiftas bildas methemoglobin i blodet och röda blodkroppsmembran skadas. Det är möjligt att bilda nitrosaminer från NaNO 2 och aminer direkt i mag-tarmkanalen.
6. Sulfater, salter av svavelsyra. Mediumsulfater med SO 4 2-anjonen är kända, eller hydrosulfater, där HSO 4 - anjonen, basisk, innehåller, tillsammans med SO 4 2-anjonen, OH-grupper, till exempel Zn 2 (OH) 2 SO 4. Det finns också dubbla sulfater som innehåller två olika katjoner. Dessa inkluderar två stora grupper sulfater - alun , samt sheniter M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , där M är en enkelladdad katjon, E är Mg, Zn och andra dubbelladdade katjoner. Känt trippelsulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polyhalitmineral), dubbelbasiska sulfater, till exempel mineraler från alunit- och jarositgrupperna M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 och M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, där M är en enkelladdad katjon Sulfater kan ingå i blandade salter, till exempel 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineralberkeit), MgSO 4 KCl 3H2O (kainit).
Sulfater är kristallina ämnen, medelstora och sura i de flesta fall, mycket lösliga i vatten. Sulfater av kalcium, strontium, bly och några andra är svagt lösliga; BaSO 4 och RaSO 4 är praktiskt taget olösliga. Basiska sulfater är vanligtvis dåligt lösliga eller praktiskt taget olösliga, eller hydrolyseras av vatten. Från vattenhaltiga lösningar kan sulfater kristallisera i form av kristallina hydrater. Kristallhydrater av vissa tungmetaller kallas vitrioler; kopparsulfat CuSO 4 5H 2 O, järnsulfat FeSO 4 7H 2 O.
Medium alkalimetallsulfater är termiskt stabila, medan sura sulfater sönderdelas vid upphettning och omvandlas till pyrosulfater: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Mediumsulfater av andra metaller, såväl som basiska sulfater, vid upphettning till tillräckligt höga temperaturer, sönderdelas som regel med bildning av metalloxider och frigöring av SO 3.
Sulfater är utbredda i naturen. De finns i form av mineraler, till exempel gips CaSO 4 H 2 O, mirabilitet Na 2 SO 4 10H 2 O, och är också en del av havs- och flodvatten.
Många sulfater kan erhållas genom växelverkan av H 2 SO 4 med metaller, deras oxider och hydroxider, såväl som sönderdelning av flyktiga syrasalter med svavelsyra.
Oorganiska sulfater används i stor utsträckning. Till exempel är ammoniumsulfat ett kvävegödselmedel, natriumsulfat används i glas-, pappersindustrin, viskosproduktion etc. Naturliga sulfatmineraler är råvaror för industriell framställning av föreningar av olika metaller, byggmaterial etc.
7.Sulfiter, salter av svavelsyra H 2 SO 3 . Det finns medelstora sulfiter med anjonen SO 3 2- och sura (hydrosulfiter) med anjonen HSO 3 - . Mediumsulfiter är kristallina ämnen. Ammonium- och alkalimetallsulfiter är mycket lösliga i vatten; löslighet (g i 100 g): (NH4)2S03 40,0 (13°C), K2S03 106,7 (20°C). Hydrosulfiter bildas i vattenlösningar. Sulfiter av alkaliska jordartsmetaller och vissa andra metaller är praktiskt taget olösliga i vatten; löslighet av MgS03 1 g i 100 g (40°C). Kända kristallhydrater (NH 4) 2 SO 3 H 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, K 2 SO 3 2H 2 O, MgSO 3 6H 2 O, etc.
Vattenfria sulfiter, när de värms upp utan tillgång till luft i förseglade kärl, delas oproportionerligt in i sulfider och sulfater, när de värms upp i en ström av N 2 förlorar de SO 2, och när de värms upp i luft oxideras de lätt till sulfater. Med SO 2 i en vattenhaltig miljö bildar medelstora sulfiter hydrosulfiter. Sulfiter är relativt starka reduktionsmedel, de oxideras i lösningar med klor, brom, H 2 O 2 etc. till sulfater. De sönderdelas med starka syror (till exempel HC1) med frisättning av SO 2.
Kristallina hydrosulfiter är kända för K, Rb, Cs, NH4+, de är instabila. De återstående hydrosulfiterna existerar endast i vattenlösningar. Densitet av NH4HS03 2,03 g/cm3; löslighet i vatten (g i 100 g): NH4HS03 71,8 (0°C), KHSO3 49 (20°C).
När kristallina hydrosulfiter Na eller K upphettas eller när den myllrande massalösningen är mättad med SO 2 M 2 SO 3, bildas pyrosulfiter (föråldrade - metabisulfiter) M 2 S 2 O 5 - salter av den okända fria pyrosvavelsyran H 2 S 2 O 5; kristaller, instabila; densitet (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; över ~ 160 °C sönderfaller de med frigöring av SO 2; löses i vatten (med sönderdelning till HSO 3 -), löslighet (g i 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; bildar hydrater Na2S2O57H2O och ZK2S2O52H2O; reduktionsmedel.
Mediumalkalimetallsulfiter framställs genom att reagera en vattenlösning av M2CO3 (eller MOH) med SO2 och MSO3 genom att leda SO2 genom en vattenhaltig suspension av MCO3; De använder huvudsakligen SO 2 från avgaserna från kontaktsvavelsyraproduktion. Sulfiter används vid blekning, färgning och tryckning av tyger, fibrer, läder för spannmålsbevarande, grönt foder, foder industriavfall (NaHSO 3,
Na2S2O5). CaSO 3 och Ca(HSO 3) 2 är desinfektionsmedel inom vinframställnings- och sockerindustrin. NaHSO3, MgSO3, NH4HS03 - komponenter av sulfitlut under massaframställning; (NH4)2SO3-SO2-absorbator; NaHSO 3 är en absorbator av H 2 S från industriella avfallsgaser, ett reduktionsmedel vid tillverkning av svavelfärgämnen. K 2 S 2 O 5 - en komponent av sura fixeringsmedel i fotografering, en antioxidant, ett antiseptiskt medel.
Metoder för att separera blandningar
Filtrering, separation av heterogena system av vätske - fasta partiklar (suspensioner) och gas - fasta partiklar med hjälp av porösa filterpartitioner (FP), som tillåter vätska eller gas att passera igenom, men kvarhåller fasta partiklar. Drivkraft process - tryckskillnaden på båda sidor av fasövergången.
Vid separering av suspensioner bildar fasta partiklar vanligtvis ett lager av vått sediment på FP, som vid behov tvättas med vatten eller annan vätska, och även dehydreras genom att blåsa luft eller annan gas genom den. Filtrering utförs vid konstant tryckskillnad eller vid konstant hastighet bearbeta w(mängden filtrat i m 3 som passerar genom 1 m 2 av FP-ytan per tidsenhet). Vid en konstant tryckskillnad tillförs suspensionen till filtret under vakuum eller övertryck, såväl som av en kolvpump; Vid användning av en centrifugalpump ökar tryckskillnaden och processhastigheten minskar.
Beroende på koncentrationen av suspensioner särskiljs flera typer av filtrering. Vid en koncentration på mer än 1% sker filtrering med bildandet av en fällning och vid en koncentration på mindre än 0,1%, med igensättning av porerna i FP (klarning av vätskor). Om ett tillräckligt tätt skikt av sediment inte bildas på FP och fasta partiklar kommer in i filtratet, filtrera med fint dispergerade hjälpmaterial (kiselgur, perlit), som tidigare applicerats på FP eller tillsatts till suspensionen. Vid en initial koncentration på mindre än 10 % är partiell separation och förtjockning av suspensioner möjlig.
Det finns kontinuerliga och periodiska filter. För de senare är huvudstadierna i arbetet filtrering, tvättning av sedimentet, dess avvattning och lossning. I detta fall är optimering enligt kriterierna för högsta produktivitet och lägsta kostnader tillämplig. Om tvättning och avvattning inte utförs, a hydrauliskt motstånd bafflar kan försummas, då uppnås den största produktiviteten när filtreringstiden är lika med varaktigheten av hjälpoperationerna.
Flexibla FP:s tillverkade av bomull, ull, syntetiska och glastyger är användbara, såväl som non-woven FP:s gjorda av naturliga och syntetiska fibrer och oflexibla sådana - keramik, kermet och skum. Filtratets rörelseriktningar och gravitationens verkan kan vara motsatta, sammanfalla eller vara inbördes vinkelräta.
Filterdesignerna varierar. En av de vanligaste är ett roterande trumvakuumfilter (centimeter. ris.) kontinuerlig åtgärd, i vilka filtratets rörelseriktningar och gravitationens verkan är motsatta. Fördelningsanordningssektionen förbinder zonerna I och II med en vakuumkälla och zonerna III och IV med en tryckluftskälla. Filtratet och tvättvätskan från zonerna I och II kommer in i separata behållare. En automatiserad periodisk filterpress med horisontella kammare, filterväv i form av ett ändlöst band och elastiska membran för avvattning av slam genom pressning har också fått stor spridning. Den utför alternerande operationer för att fylla kammare med suspension, filtrera, tvätta och avvattna sediment, koppla bort intilliggande kammare och ta bort sediment.
Vatten är en av de viktigaste kemiska föreningar på vår planet. En av dess mest intressanta egenskaper är förmågan att bilda vattenlösningar. Och inom många områden av vetenskap och teknik spelar saltets löslighet i vatten en betydande roll. viktig roll.
Löslighet förstås som förmågan hos olika ämnen att bilda homogena (homogena) blandningar med vätskor - lösningsmedel. Det är volymen material som används för att lösa upp och bilda en mättad lösning som bestämmer dess löslighet, jämförbar med massfraktionen av detta ämne eller dess mängd i en koncentrerad lösning.
Beroende på deras förmåga att lösa upp, klassificeras salter enligt följande:
- Lösliga ämnen inkluderar ämnen som kan lösas i 100 g vatten mer än 10 g;
- Något lösliga inkluderar de vars mängd i lösningsmedlet inte överstiger 1 g;
- koncentrationen av olösliga ämnen i 100 g vatten är mindre än 0,01.
När polariteten hos ämnet som används för upplösning liknar polariteten hos lösningsmedlet är det lösligt. Med olika polariteter är det med största sannolikhet inte möjligt att späda ut ämnet.
Hur sker upplösning?
Om vi talar om huruvida salt löser sig i vatten, så är detta ett rättvist uttalande för de flesta salter. Det finns en speciell tabell enligt vilken du exakt kan bestämma löslighetsvärdet. Eftersom vatten är ett universellt lösningsmedel, blandas det väl med andra vätskor, gaser, syror och salter.
Ett av de mest uppenbara exemplen på upplösning av ett fast ämne i vatten kan observeras nästan varje dag i köket, medan du förbereder rätter med bordssalt. Så varför löser sig salt i vatten?
Från skolkurs Inom kemin kommer många ihåg att molekylerna vatten och salt är polära. Det betyder att deras elektriska poler är motsatta, vilket resulterar i höga dielektrisk konstant. Vattenmolekyler omger joner av ett annat ämne, till exempel, i det fall vi överväger, NaCl. Detta ger en vätska som är homogen i konsistensen.
Effekt av temperatur
Det finns några faktorer som påverkar salternas löslighet. Först och främst är detta lösningsmedlets temperatur. Ju högre den är, desto större är diffusionskoefficienten för partiklar i vätskan, och massöverföring sker snabbare.
Även om t.ex. bordssaltets (NaCl) löslighet i vatten praktiskt taget inte beror på temperaturen, eftersom dess löslighetskoefficient är 35,8 vid 20°C och 38,0 vid 78°C. Men kopparsulfat (CaSO4) löses upp vatten med ökande temperatur. mindre bra.
Andra faktorer som påverkar lösligheten inkluderar:
- Storleken på lösta partiklar – med ett större område av fasseparation sker upplösningen snabbare.
- En blandningsprocess som, när den utförs intensivt, främjar effektivare massöverföring.
- Förekomsten av föroreningar: vissa påskyndar upplösningsprocessen, medan andra, genom att komplicera diffusionen, minskar processens hastighet.
Video om mekanismen för saltupplösning
I vardagen möter människor sällan De flesta föremål är blandningar av ämnen.
En lösning är en där komponenterna blandas enhetligt. Det finns flera typer av dem efter partikelstorlek: grova system, molekylära lösningar och kolloidala system, som ofta kallas soler. I den här artikeln vi pratar om om molekylär (eller Löslighet av ämnen i vatten är ett av de huvudsakliga förhållandena som påverkar bildningen av föreningar.
Löslighet av ämnen: vad är det och varför behövs det?
För att förstå detta ämne måste du känna till ämnenas löslighet. Enkelt uttryckt är det förmågan hos ett ämne att kombineras med ett annat och bilda en homogen blandning. Om du närmar dig med vetenskaplig poäng synvinkel kan en mer komplex definition övervägas. Lösligheten hos ämnen är deras förmåga att bilda homogena (eller heterogena) kompositioner med dispergerad fördelning av komponenter med en eller flera ämnen. Det finns flera klasser av ämnen och föreningar:
- löslig;
- måttligt lösbar;
- olöslig.
Vad visar måttet på ett ämnes löslighet?
Innehållet av ett ämne i en mättad blandning är ett mått på dess löslighet. Som nämnts ovan är det olika för alla ämnen. Lösliga är de som kan späda ut mer än 10 g av sig själva per 100 g vatten. Den andra kategorin är mindre än 1 g under samma förhållanden. Praktiskt taget olösliga är de i vilka mindre än 0,01 g av komponenten passerar in i blandningen. I det här fallet kan ämnet inte överföra sina molekyler till vatten.
Vad är löslighetskoefficient
Löslighetskoefficienten (k) är en indikator på den maximala massan av ett ämne (g) som kan spädas ut i 100 g vatten eller annat ämne.
Lösningsmedel
Denna process involverar ett lösningsmedel och ett löst ämne. Den första skiljer sig genom att den initialt är i samma aggregationstillstånd som den slutliga blandningen. Som regel tas det i större mängder.
Men många vet att vatten har en speciell plats i kemin. Det finns för henne separata regler. En lösning i vilken H 2 O är närvarande kallas vattenhaltig. När man talar om dem är en vätska ett extraktionsmedel även när det är i mindre mängder. Ett exempel är en 80% lösning av salpetersyra i vatten. Proportionerna här är inte lika. Även om andelen vatten är mindre än syran, kallas ämnet en 20 % lösning av vatten i salpetersyra felaktig.
Det finns blandningar som inte innehåller H 2 O. De kommer att kallas icke-vattenhaltiga. Sådana elektrolytlösningar är jonledare. De innehåller en eller en blandning av extraktionsmedel. De innehåller joner och molekyler. De används i industrier som medicin, tillverkning hushållskemikalier, kosmetika och andra områden. De kan kombinera flera önskade ämnen med olika löslighet. Komponenterna i många produkter som används externt är hydrofoba. Med andra ord interagerar de inte bra med vatten. Dessa kan vara flyktiga, icke-flyktiga och kombinerade. I det första fallet löser organiska ämnen fetter bra. Flyktiga ämnen inkluderar alkoholer, kolväten, aldehyder och andra. De ingår ofta i hushållskemikalier. Icke-flyktiga används oftast för att göra salvor. Dessa är feta oljor, flytande paraffin, glycerin och andra. Kombinerad - en blandning av flyktiga och icke-flyktiga, till exempel etanol med glycerin, glycerin med dimexid. De kan också innehålla vatten.
Typer av lösningar efter mättnadsgrad
En mättad lösning är en blandning av kemikalier som innehåller den maximala koncentrationen av ett ämne i lösningsmedlet vid en viss temperatur. Det kommer inte att skiljas vidare. I det fasta preparatet märks nederbörd, som är i dynamisk jämvikt med den. Detta koncept innebär ett tillstånd som kvarstår över tiden på grund av att det inträffar samtidigt i två motsatta riktningar (framåt- och bakåtreaktioner) med samma hastighet.
Om ett ämne fortfarande kan sönderdela vid en konstant temperatur, är denna lösning omättad. De är motståndskraftiga. Men om du fortsätter att tillsätta ett ämne till dem kommer det att spädas ut i vatten (eller annan vätska) tills det når sin maximala koncentration.
En annan typ är övermättad. Den innehåller mer löst ämne än vad som skulle finnas vid konstant temperatur. På grund av det faktum att de befinner sig i en instabil jämvikt, uppstår kristallisering när de är fysiskt exponerade.
Hur skiljer man en mättad lösning från en omättad?
Detta är ganska lätt att göra. Om ämnet är fast kan en fällning ses i en mättad lösning. I detta fall kan extraktionsmedlet tjockna, som till exempel i en mättad komposition, vatten till vilket socker har tillsatts.
Men om du ändrar villkoren, öka temperaturen, kommer den inte längre att betraktas som mättad, eftersom med mer hög temperatur den maximala koncentrationen av detta ämne kommer att vara annorlunda.
Teorier om interaktion mellan lösningskomponenter
Det finns tre teorier om växelverkan mellan element i en blandning: fysikalisk, kemisk och modern. Författarna till den första är Svante August Arrhenius och Wilhelm Friedrich Ostwald. De antog att på grund av diffusion var lösningsmedlet och partiklarna av löst ämne likformigt fördelade över hela blandningens volym, men det fanns ingen interaktion mellan dem. Den kemiska teorin som Dmitrij Ivanovitj Mendelejev lägger fram är motsatsen till den. Enligt den, som ett resultat av kemisk interaktion mellan dem, bildas instabila föreningar med konstant eller variabel sammansättning, som kallas solvat.
För närvarande används den kombinerade teorin om Vladimir Aleksandrovich Kistyakovsky och Ivan Alekseevich Kablukov. Den kombinerar fysikaliska och kemiska. Modern teori säger att det i lösning finns både icke-interagerande partiklar av ämnen och produkter av deras interaktion - solvat, vars existens bevisades av Mendeleev. När extraktionsmedlet är vatten kallas de hydrater. Fenomenet där solvat (hydrater) bildas kallas solvatation (hydratation). Det påverkar alla fysikaliska och kemiska processer och förändrar egenskaperna hos molekyler i blandningen. Solvatisering uppstår på grund av att solvatiseringsskalet, bestående av extraktionsmolekyler som är nära förknippade med det, omger den lösta molekylen.
Faktorer som påverkar ämnenas löslighet
Kemisk sammansättning av ämnen. Regeln "lika attraherar lika" gäller även för reagenser. Ämnen med liknande fysikaliska och kemiska egenskaper kan lösa upp varandra snabbare. Till exempel interagerar icke-polära föreningar bra med icke-polära föreningar. Ämnen med polära molekyler eller jonstruktur späds ut i polära, till exempel i vatten. Salter, alkalier och andra komponenter sönderdelas i det, och icke-polära - vice versa. Ett enkelt exempel kan ges. För att förbereda en mättad lösning av socker i vatten behöver du stor kvantitetämnen än när det gäller salt. Vad betyder det? Enkelt uttryckt kan du tillsätta mycket mer socker i vatten än salt.
Temperatur. För att öka lösligheten av fasta ämnen i vätskor måste du öka temperaturen på extraktionsmedlet (fungerar i de flesta fall). Du kan visa detta exempel. Om du lägger en nypa natriumklorid (salt) i kallt vatten, då kommer den här processen att ta mycket tid. Om du gör samma sak med ett varmt medium kommer upplösningen att ske mycket snabbare. Detta förklaras av det faktum att den kinetiska energin ökar på grund av en ökning av temperaturen, betydande mängd som ofta spenderas på att bryta bindningarna mellan molekyler och joner i ett fast ämne. Men när temperaturen ökar när det gäller litium-, magnesium-, aluminium- och alkalisalter, minskar deras löslighet.
Tryck. Denna faktor påverkar bara gaser. Deras löslighet ökar med ökande tryck. Trots allt minskar volymen av gaser.
Ändra upplösningshastigheten
Denna indikator ska inte förväxlas med löslighet. Förändringar i dessa två indikatorer påverkas trots allt av olika faktorer.
Graden av fragmentering av det lösta ämnet. Denna faktor påverkar lösligheten av fasta ämnen i vätskor. I ett helt (bit)tillstånd tar kompositionen längre tid att späda ut än en som är bruten i små bitar. Låt oss ge ett exempel. En fast bit salt kommer att ta mycket längre tid att lösas upp i vatten än salt i form av sand.
Omrörningshastighet. Såsom är känt kan denna process katalyseras genom omrörning. Dess hastighet är också viktig, för ju högre den är, desto snabbare kommer ämnet att lösas upp i vätskan.
Varför behöver du veta lösligheten av fasta ämnen i vatten?
Först och främst behövs sådana diagram för att korrekt lösa kemiska ekvationer. Löslighetstabellen visar laddningarna för alla ämnen. Du måste känna till dem för att korrekt skriva ner reagenserna och skriva ekvationen. kemisk reaktion. Vattenlöslighet indikerar om ett salt eller en bas kan dissociera. Vattenhaltiga föreningar som leder ström innehåller starka elektrolyter. Det finns en annan typ. De som leder ström dåligt anses vara svaga elektrolyter. I det första fallet är komponenterna ämnen som är fullständigt joniserade i vatten. Medan svaga elektrolyter uppvisa denna indikator endast i liten utsträckning.
Kemiska reaktionsekvationer
Det finns flera typer av ekvationer: molekylära, fulljoniska och kortjoniska. Faktum är att det sista alternativet är en förkortad form av molekylär. Detta är det slutliga svaret. Den fullständiga ekvationen listar reaktanter och produkter från reaktionen. Nu kommer vändningen till tabellen för löslighet av ämnen. Först måste du kontrollera om reaktionen är genomförbar, det vill säga om ett av villkoren för reaktionen är uppfyllt. Det finns bara 3 av dem: bildandet av vatten, frigörandet av gas och utfällningen av sediment. Om de två första villkoren inte är uppfyllda måste du kontrollera det sista. För att göra detta måste du titta på löslighetstabellen och ta reda på om det finns reaktioner i produkterna olösligt salt eller bas. Om det finns där blir det sediment. Därefter kommer tabellen att behövas för inspelning joniska ekvationen. Eftersom alla lösliga salter och baser är starka elektrolyter bryts de ner till katjoner och anjoner. Därefter avbryts obundna joner och ekvationen skrivs i en kortfattad form. Exempel:
- K2SO4 +BaCl2 =BaSO4 ↓+2HCl,
- 2K+2SO4 +Ba+2Cl=BaSO4 ↓+2K+2Cl,
- Ba+SO4=BaSO4 ↓.
Tabellen över ämnens löslighet är alltså ett av nyckelvillkoren för att lösa joniska ekvationer.
En detaljerad tabell hjälper dig att ta reda på hur mycket av en komponent du behöver ta för att förbereda en mättad blandning.
Löslighetstabell
Så här ser en bekant ofullständig tabell ut. Det är viktigt att vattentemperaturen anges här, eftersom det är en av de faktorer som vi redan har diskuterat ovan.
Hur använder man löslighetstabellen för ämnen?
Tabellen över löslighet av ämnen i vatten är en av de viktigaste assistenterna för en kemist. Hon visar hur olika ämnen och föreningarna reagerar med vatten. Lösligheten av fasta ämnen i vätskor är en indikator utan vilken många kemiska manipulationer är omöjliga.
Bordet är väldigt lätt att använda. Den första linjen innehåller katjoner (positivt laddade partiklar), den andra linjen innehåller anjoner (negativt laddade partiklar). Större delen av bordet är upptaget av ett rutnät med specifika symboler i varje cell. Dessa är bokstäverna "P", "M", "N" och tecknen "-" och "?".
- "P" - föreningen löser sig;
- "M" - något löslig;
- "N" - löses inte upp;
- "-" - anslutning finns inte;
- "?" – det finns inga uppgifter om att kopplingen finns.
Det finns en tom cell i den här tabellen - det här är vatten.
Enkelt exempel
Låt oss nu prata om hur man arbetar med sådant material. Låt oss säga att du måste ta reda på om salt MgSo 4 (magnesiumsulfat) är lösligt i vatten. För att göra detta måste du hitta kolumnen Mg 2+ och gå ner till SO 4 2- raden. I deras skärningspunkt finns en bokstav P, vilket betyder att föreningen är löslig.
Slutsats
Så vi har studerat frågan om löslighet av ämnen i vatten och mer. Utan tvekan kommer denna kunskap att vara användbar i ytterligare studier av kemi. Där spelar trots allt ämnenas löslighet en viktig roll. Det kommer att vara användbart för att lösa kemiska ekvationer och olika problem.
31. Jämvikt i mättade lösningar av svagt lösliga salter. Beräkning av löslighet av svagt lösligt salt. Metoder för att öka lösligheten av svagt lösliga salter.
Faktorer som påverkar lösligheten av svagt lösliga salter och jämviktsförskjutningar:
1) temperatur
2) jon med samma namn
3) salteffekt
4) surhet (pH)
5) hydrolys
För att skifta jämvikten kan du värma den, lägga till en jon med samma namn, tillsätta ett vällösligt salt eller syra.
Lösligheten beräknas baserat på dess Pr (produkten av aktiva koncentrationer i en mättad lösning av en lätt löslig elektrolyt vid konstant temperatur)
10) Löslighet av salter i vatten. Mättade och övermättade lösningar.
Löslighet är koncentrationen av ett ämne i dess mättade lösning under vissa förhållanden: temperatur och tryck.
En mättad lösning är en lösning där koncentrationen av ett pH-ämne under givna förhållanden är exakt densamma som koncentrationen av ett pH-ämne i en lösning som är i termodynamisk jämvikt med ett individuellt lösligt ämne under samma förhållanden.
Supersaturated - en lösning där koncentrationen av ett ämne är större än i en mättad lösning. överskott av ämne fälls lätt ut. Vanligtvis erhålls en övermättad lösning genom att kyla en mättad lösning vid en högre temperatur
Omättad - en lösning där koncentrationen är mindre än i en mättad lösning. och i vilken under givna förhållanden något mer därav kan upplösas.
Hur sker upplösning? En vattenmolekyl har, på grund av sin höga polaritet (som ett resultat av separationen av elektriska laddningar), ett elektriskt fält som kan attrahera molekyler av andra ämnen. När de kommer i kontakt med vatten omges jonerna som utgör ämnets kristallgitter (fig. 1.10) av polära vattenmolekyler, som bildar ett hydratiseringsskal runt jonerna separerade från kristallstrukturen.
Många ämnen innehåller kristallgitter ett visst antal vattenmolekyler, som dock inte räcker för att helt lösa ämnet. Sådana ämnen kallas kristallina hydrater. Dessa inkluderar soda Na2CO3 x 10H2O, aluminiumsulfat Al2SO4 x 18H2O och många andra. Karbonater - kalcium- och magnesiumsalter av kolsyra - har minimal löslighet. NaCl bordssalt löser sig mycket bra, varför det finns mycket av det i havsvatten.
Lösligheten av vissa salter beror på temperaturen.
11) Lite lösliga föreningar. Metoder för att ändra lösligheten av svårlösliga föreningar.
När processer fortskrider med samma hastighet etableras jämvikt i systemet:
CaCO3 --->Ca(2+) + CO3(2-)
<----
fast lösning
fas
Löslighetsprodukt
Produkten av jonkoncentrationer i en mättad lösning av en svårlöslig elektrolyt är ett konstant värde vid en given temperatur.
Den kallas löslighetsprodukten och betecknas med symbolen PR.
Beräkning av löslighet av svagt lösligt salt.
Exempel:
PRCaCO3 = 4,8 * 10 ^ -9 (^ betyder till makten)
Metoder för att minska eller öka lösligheten.
Effekt av temperatur. Om upplösningen av ett ämne är en exoterm process, minskar dess löslighet med ökande temperatur (till exempel Ca(OH)2 i vatten) och vice versa. De flesta salter kännetecknas av en ökad löslighet vid upphettning.
Nästan alla gaser löses upp när värme frigörs. Gasernas löslighet i vätskor minskar med ökande temperatur och ökar med sjunkande temperatur.
Effekt av tryck. Med ökande tryck ökar lösligheten av gaser i vätskor, och med minskande tryck minskar den.
