Salt kan definieras som en förening som bildas genom reaktionen mellan en syra och en bas, men inte är vatten. I detta avsnitt kommer vi att överväga de egenskaper hos salter som är associerade med jonisk jämvikt.
REAKTIONER AV SALT I VATTEN
Det kommer att visas lite senare att löslighet är ett relativt begrepp. Men för den kommande diskussionen kan vi grovt klassificera alla salter som lösliga och olösliga i vatten.
Vissa salter, när de löses i vatten, bildar neutrala lösningar. Andra salter bildar sura eller alkaliska lösningar. Detta beror på förekomsten av en reversibel reaktion mellan saltjoner och vatten, vilket resulterar i att konjugerade syror eller baser bildas. Om saltlösningen visar sig vara neutral, sur eller alkalisk beror på typen av salt. I denna mening finns det fyra typer av salter.
Salter bildade av starka syror och svaga baser. Salter av denna typ, när de löses i vatten, bildar en sur lösning. Som ett exempel, låt oss ta ammoniumklorid. När detta salt löses i vatten fungerar ammoniumjonen som en syra, vilket ger en proton till vatten
Överskottet av joner som bildas i denna process bestämmer lösningens sura egenskaper.
Salter bildade av en svag syra och en stark bas. Salter av denna typ, när de löses i vatten, bildar en alkalisk lösning. Som ett exempel, låt oss ge natriumacetat Acetatjon fungerar som en bas och accepterar en proton från vatten, som i detta fall fungerar som en syra:
En överskott av OH -joner som bildas i denna process bestämmer lösningens alkaliska egenskaper.
Salter bildade av starka syror och starka baser. När salter av denna typ löses i vatten bildas en neutral lösning. Som ett exempel kommer vi att ge natriumklorid.När det är upplöst i vatten joniseras detta salt fullständigt, och därför visar sig jonkoncentrationen vara lika med koncentrationen av joner. Eftersom varken den ena eller den andra jonen tränger in i syra -basreaktioner med vatten, in
lösningen bildar inte en överskott av joner eller OH. Lösningen visar sig därför vara neutral.
Salter bildade av svaga syror och svaga baser. Ett exempel på denna typ av salt är ammoniumacetat. När den löses i vatten reagerar ammoniumjonen med vatten som en syra, och acetatjonen reagerar med vatten som en bas. Båda dessa reaktioner beskrivs ovan. En vattenlösning av ett salt som bildas av en svag syra och en svag bas kan vara svagt sur, svagt alkalisk eller neutral, beroende på de relativa koncentrationerna av joner som bildas till följd av reaktionerna av katjoner och anjoner av saltet med vatten. Det beror på förhållandet mellan värdena för katjonens och anjonens dissociationskonstanter.
Tabellen över löslighet för salter, syror och baser är grunden, utan vilken det är omöjligt att helt behärska kemisk kunskap. Lösligheten av baser och salter hjälper till att lära inte bara skolelever, utan också professionella människor. Skapandet av många avfallsprodukter kan inte klara sig utan denna kunskap.
Löslighetstabell över syror, salter och baser i vatten
Tabellen över löslighet för salter och baser i vatten är en vägledning som hjälper till att utveckla kemiska grunder. Följande anteckningar hjälper dig att förstå tabellen nedan.
- P - indikerar en löslig substans;
- H - olöslig substans;
- M - ämnet är något lösligt i det vattenhaltiga mediet;
- RK - ett ämne kan lösas endast när det utsätts för starka organiska syror;
- En streck kommer att säga att en sådan varelse inte existerar i naturen;
- NK - löses inte upp i syror eller vatten;
- ? - frågetecknet indikerar att det saknas exakt information om ämnets upplösning hittills.
Ofta används bordet av kemister och skolbarn, studenter för laboratorieforskning, under vilken det är nödvändigt att fastställa förutsättningarna för förekomsten av vissa reaktioner. Enligt tabellen visar det sig att ta reda på hur ämnet kommer att bete sig i en saltsyra eller sur miljö, om utfällning är möjlig. Fällningen under forskning och experiment indikerar reaktionens irreversibilitet. Detta är en viktig punkt som kan påverka förloppet av allt laboratoriearbete.
Uppgift 1. "Användbart salt"
Salt X, olösligt i vatten, finns i många fördelaktiga ämnen - vita färger, eldfasta material, borrvätskor, kontrastmedel för röntgen. Den består av tre element, varav ett är svavel. När det kalcineras med ett överskott av kol förvandlas X till ett lösligt salt Y, som endast består av två element i lika stora mängder. Elementmassorna i Y skiljer sig med 4,28 gånger.
- Bestäm saltformlerna X och Y.
- Skriv reaktionsekvationerna X → Y och Y → X.
- Föreslå tre sätt att få X från ämnen som tillhör olika klasser av föreningar.
Lösning
1. När det kalcineras med kol förlorar salt X syre, svavel och en elementmetall förblir i lika stora proportioner, d.v.s. Y - tvåvärd metallsulfid, MeS.
Från massförhållandet hittar vi:
M(Me) = 32 ∙ 4,28 = 137 g / mol är barium. Y - BaS, X - BaSO 4.
4 poäng(på 2 poäng för varje salt).
Svar X - BaSO 3 anses också korrekt.
2. X → Y. BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO
1,5 poäng
(ekvationen BaSO 4 + 2C = BaS + 2CO 2 och liknande ekvationer med BaSO 3 accepteras också),
Y → X. BaS + H 2 SO4 = BaSO 4 + H2S
1,5 poäng
3. BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H2O
Ba (OH) 2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H20
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl
(alla rimliga reaktioner för bildandet av BaSO 3 accepteras också)
Varje ekvation är 1 poäng, max - 3 poäng.
Totalt - 10 poäng
Uppgift 2. "Ofullständiga reaktionsekvationer"
Nedan visas ekvationerna för kemiska reaktioner, där vissa ämnen och koefficienter utelämnas. Fyll i alla ämnen.
- ... + Br 2 = S + 2 ...
- 2NaCl + 2… =… NaOH +… + Cl2
- … + 5O 2 = 3CO 2 +… H20
- Pb 3 O 4 + 4… =… + 2Pb (NO 3) 2 +… H 2 O
- … NaHCO 3 = Na 2 CO 3 +… + H20
Lösning
- H 2 S+ Br 2 = S + 2 HBr eller Na2S+ Br 2 = S + 2 NaBr
- 2NaCl + 2 H2O = 2 NaOH + H 2+ Cl2
- C 3 H 8+ 5O2 = 3CO2 + 4 H2O
- Pb 3 O 4 + 4HNO 3 = PbO 2+ 2Pb (NO 3) 2 + 2 H2O
- 2 NaHCO3 = Na2CO3 + CO 2+ H2O
För varje korrekt ekvation - by 2 poäng.
Totalt - 10 poäng
Uppgift 3. "Experiment med spån"
Kalciumflis som vägde 4,0 g kalcinerades i luft och kastades sedan i vatten. När flisen löstes i vatten släpptes 560 ml gas (i.v.), som praktiskt taget inte löser sig i vatten.
- Skriv ner reaktionsekvationerna.
- Bestäm med hur många gram flisornas massa ökade under antändningen.
- Beräkna sammansättningen av de kalcinerade spånen i massprocent.
Lösning
1. När kalcinerade marker kalcineras sker reaktionen: 2Ca + O 2 = 2CaO
(Villkoret att gasen är praktiskt taget olöslig i vatten utesluter kalciumreaktion med kväve, vilket kan leda till kalciumnitridhydrolysering för att bilda NH 3.)
Eftersom kalcium smälter vid en hög temperatur och reaktionsprodukten också är eldfast, sker metalloxidation initialt endast från ytan.
Kalcinerade spån är metallbelagda med ett oxidskikt på utsidan. När de placeras i vatten reagerar både metall och oxid med det:
- CaO + H20 = Ca (OH) 2;
- Ca + 2H20 = Ca (OH) 2 + H2.
2. Mängden metallsubstans som inte har reagerat med syre är lika med mängden substans i den frigjorda gasen (väte): n (Ca) = n (H2) = 0,56 / 22,4 = 0,025 mol.
Totalt n (Ca) = 4/40 = 0,1 mol i de ursprungliga spånen.
Således gick 0,1 - 0,025 = 0,075 mol kalcium in i en reaktion med syre, vilket är m (Ca) = 0,075 ∙ 40 = 3 g.
Ökningen av chipmassan är förknippad med tillsats av syre. Massan av syre som reageras med kalcium är m (O 2) = 32 ∙ 0,0375 = 1,2 g.
Så, massan av spånen efter kalcination ökade med 1,2 g.
3. De kalcinerade spånen består av kalcium (0,025 mol) med en massa av 1 g och kalciumoxid (0,075 mol) med en massa av 4,2 g. Sammansättning i massprocent: Ca - 19,2%; CaO - 80,8%.
Betygssystem:
Uppgift 4. "Okänt salt"
Det okända saltet bildas av två joner med den elektroniska konfigurationen av argon. Det är känt att när det införs i en vattenlösning av silvernitrat bildas en fällning, när den utsätts för saltsyra, frigörs gas och en vattenlösning av natriumkarbonat orsakar inga förändringar.
- Namnge saltet. Skriv ner den elektroniska konfigurationen av jonerna som utgör saltet.
- Skriv ner ekvationerna för de beskrivna reaktionerna i molekylär och förkortad jonisk form.
- Föreslå två sätt att få detta salt. Skriv ner reaktionsekvationerna.
Lösning
1. Joner med argon inert gas konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 är katjoner från början av den fjärde perioden (till exempel K +, Ca 2+) och anjoner i slutet av den tredje perioden (t.ex. S 2–, Cl -). Endast kaliumsulfid K 2 S uppfyller de villkor som beskrivs i problemet.
2. Reaktionsekvationer:
- K 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S ↓ + 2KNO3
- 2Ag + + S 2– = Ag 2 S ↓
- K2S + 2HCl = 2KCl + H2S
- 2H + + S 2– = H 2 S
3. Salt kan erhållas på olika sätt, till exempel genom växelverkan mellan enkla ämnen, interaktionen mellan kaliumhydroxid och vätesulfid:
- 2K + S = K2S;
- 2KOH + H 2 S = K 2 S + 2H 2 O.
Betygssystem:
Uppgift 5. "Okänd metall"
En bit silvervit okänd metall fördes till kemirummet.
Läraren instruerade en av eleverna att analysera metallen. Lärjungen gjorde
forskningsplan. När atmosfärstrycket blev lika med 760 mm Hg. Art., Kylde studenten installationen till 0 ° C och började analysera metallen.
Med ett exakt metallprov - 1,00 g, löste han det i saltsyra. Samtidigt släpptes väte ut med en volym på 2,49 liter. Detta var tillräckligt för att identifiera metallen.
- Bestäm metallen baserat på experimentella data. Skriv reaktionsekvationen.
- Varför är det viktigt att beakta atmosfärstryck och temperatur i denna studie?
- Vilka ytterligare reaktioner kan användas för att bekräfta identifieringen av metallen?
Lösning
1. Metallberylliumet bestäms och reaktionsekvationen skrivs
5 poäng
En möjlig lösning:
Mängden frigjort väte bestäms
Metallen reagerar med saltsyra enligt ekvationen:
Jag + x HCl = MeCl x + 1/2 x H 2
var: m- vikten av ett prov av metall, x- metallens valens, n- mängden vätesubstans. Beryllium är lämpligt för alla möjliga alternativ för val av valens. M = 9,09 g / mol
Be + 2HCl = BeCl2 + H2
2. Förklarade beroende av gasvolymen på tryck och temperatur
2 poäng
3. Berylliumhydroxid har amfotära egenskaper. Ekvationen för reaktionen för att erhålla berylliumhydroxid och reaktionen av Be (OH) 2 med syra och alkali ges
3 poäng
- BeCl 2 + 2NaOH = Be (OH) 2 ↓ + 2NaCl
- Be (OH) 2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20
- Be (OH) 2 + 2NaOH = Na2
- Be (OH) 2 + 2NaOH = Na2 BeO2 + 2H20
Studenten kan erbjuda olika sätt att identifiera beryllium; det är inte nödvändigt att bevisa skillnaden mellan beryllium och aluminium i denna uppgift.
Totalt - 10 poäng
Uppgift 6. "Gas som inte stöder förbränning"
I anordningen som visas i figur 1 placerades granulat av ämne X och vätska Y hälldes. Efter att kranen öppnades tappade vätska Y från tratten till enhetens botten och kom i kontakt med ämne X, en reaktion började, åtföljd av utvecklingen av färglös gas Z. Gas Z samlades upp i en kolv genom luftförskjutning (se. ris. 6.1).
Ett brinnande ljus infördes i en kolv fylld med gas Z (se fig. ris. 6.2), medan ljuset slocknade. Men när ljuset togs ur kolven tändes det igen.
- Vilken gas erhölls i enheten som visas i figur 1? Vad heter den här enheten?
- Vad kan ämnen X och Y vara? Skriv ekvationen för den möjliga reaktionen mellan X och Y för att bilda Z.
- Förklara upplevelsen av ljuset. Varför släcktes ljuset när det fördes in i kolven och tändes igen när det togs ut ur kolven? Hur länge kan denna erfarenhet fortsätta?
- Enligt säkerhetsföreskrifter är det nödvändigt att kontrollera gasen Z "för renhet" innan du utför ett experiment med ett ljus. Vad betyder det? Hur kan detta göras? Vad kan hända om denna säkerhetsregel ignoreras? Förklara svaret.
Lösning
1. Väte (gas Z) erhölls i en Kipp -apparat.
2 poäng
2. Ämne X är en aktiv metall, såsom zink; Y är en syra, såsom saltsyra eller utspädd svavelsyra. Möjligt interaktionsalternativ:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
2 poäng
3. Ljuset slocknar i en kolv fylld med väte, eftersom denna gas inte stöder förbränning. Men när ett tänt ljus införs i kolven tänds väte vid kolvens öppning. Väte brinner med en färglös låga, så det är praktiskt taget osynligt. När ljuset tas ur glödlampan tänder det brinnande vätet veken och ljuset blossar upp igen.
Detta experiment kan fortsätta (ta med ljuset i kolven och ta ut det) så länge vätet tyst brinner i kolven. Efter hand som vätet brinner ut kommer förbränningsfronten att stiga högre i kolven. Förbränningen blir allt mer instabil på grund av "blandning" av syre i luften.
3 poäng
4. Att testa väte "för renhet" är ett experimentellt test av frånvaron av föroreningar i gaser som bildar "explosiva blandningar" med det, såsom syre, luft, klor. För att kontrollera renheten av väte, samlas det i ett provrör, vänds upp och ner till flamman på en alkohollampa. Rent väte antänds med ett litet "p" -ljud. Smutsigt väte exploderar med en hög smäll eller visselpipa.
Om "smutsigt" vätgas samlas i en kolv för detta experiment, kommer explosiv blandning att explodera när ett brinnande ljus införs.
3 poäng
Totalt - 10 poäng
Av 6 problem innehåller slutbetyget 5 lösningar, för vilka deltagaren
fick de högsta poängen, det vill säga en av uppgifterna med lägst poäng är inte
beaktats.
| 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 |
| NH 4 + | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg 2+ | RK | R | R | R | M | R | H | RK | R | RK |
| Ca 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 |
Legend:
Р - ämnet är mycket lösligt i vatten; M - något löslig; H - praktiskt taget olösligt i vatten, men lätt lösligt i svaga eller utspädda syror; PK - olösligt i vatten och löses endast i starka oorganiska syror; NK - olöslig varken i vatten eller syror; D - helt hydrolyserad vid upplösning och finns inte i kontakt med vatten. En streck betyder att ett sådant ämne inte alls existerar.
I vattenlösningar dissocieras salter helt eller delvis till joner. Salter av svaga syror och / eller svaga baser genomgår hydrolys. Vattenhaltiga lösningar av salter innehåller hydrerade joner, jonpar och mer komplexa kemiska former, inklusive hydrolysprodukter, etc. Ett antal salter är också lösliga i alkoholer, aceton, syraamider och andra organiska lösningsmedel.
Från vattenlösningar kan salter kristallisera i form av kristallina hydrater, från icke -vattenhaltiga lösningar - i form av kristalllösningar, till exempel CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Data om olika processer som förekommer i vattensaltsystem, 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 vattensaltsystem .
Allmänna metoder för syntes av salter.
1. Erhålla medelsalter:
1) metall med icke-metall: 2Na + Cl2 = 2NaCl
2) metall med syra: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
3) en metall med en lösning av ett salt av en mindre aktiv metall Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) basisk oxid med sur oxid: MgO + CO 2 = MgCO3
5) basisk oxid med syra CuO + H2SO4 = CuSO4 + H20
6) baser med syraoxid Ba (OH) 2 + CO2 = BaCO3 + H20
7) baser med syra: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20
8) salter med syra: MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H20 + CO2
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
9) en baslösning med en saltlösning: Ba (OH) 2 + Na2S04 = 2NaOH + BaSO4
10) lösningar av två salter 3CaCl 2 + 2Na 3 PO4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2.Produktion av sura salter:
1. Interaktion av syra med brist på bas. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Reaktion av en bas med ett överskott av sur oxid
Ca (OH) 2 + 2CO2 = Ca (HCO3) 2
3. Interaktion mellan medelsalt och syra Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Skaffa grundläggande salter:
1. Hydrolys av salter bildade med en svag bas och en stark syra
ZnCl2 + H20 = Cl + HCl
2. Tillsats (droppvis) av små mängder alkalier till lösningar av medelstora metallsalter AlCl3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interaktion av salter av svaga syror med medelsalter
2MgCl2 + 2Na 2 CO 3 + H2O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Erhålla komplexa salter:
1. Reaktioner av salter med ligander: AgCl + 2NH3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5.Produktion av dubbla salter:
1. Gemensam kristallisation av två salter:
Cr2 (SO4) 3 + K2S04 + 24H20 = 2 + NaCl
4. Redoxreaktioner på grund av egenskaperna hos en katjon eller anjon. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. kemiska egenskaper hos sura salter:
1. Termisk sönderdelning med bildandet av medelsalt
Ca (HCO3) 2 = CaCO3 + CO2 + H2O
2. Interaktion med alkali. Få medelsalt.
Ba (HCO3) 2 + Ba (OH) 2 = 2BaCO3 + 2H20
3. kemiska egenskaper hos basiska salter:
1. Termisk sönderdelning. 2 CO3 = 2CuO + CO2 + H20
2. Interaktion med syra: bildning av medelsalt.
Sn (OH) Cl + HCl = SnCl2 + H20
4. kemiska egenskaper hos komplexa salter:
1. Förstöring av komplex på grund av bildandet av dåligt lösliga föreningar:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Utbyte av ligander mellan yttre och inre sfärer.
K2 + 6H20 = Cl2 + 2KCl
5. kemiska egenskaper för dubbla salter:
1. Interaktion med alkalilösningar: KCr (SO 4) 2 + 3KOH = Cr (OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Reduktion: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, dil. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Råvaran för industriell produktion av ett antal salter-klorider, sulfater, karbonater, borater Na, K, Ca, Mg är havs- och havsvatten, naturliga saltlake som bildas under dess avdunstning och fasta saltavlagringar. För en grupp mineraler som bildar sedimentära saltavlagringar (sulfater och klorider av Na, K och Mg) används det konventionella namnet "naturliga salter". De största fyndigheterna av kaliumsalter finns i Ryssland (Solikamsk), Kanada och Tyskland, kraftfulla fosfatmalmer - i Nordafrika, Ryssland och Kazakstan, NaNO3 - i Chile.
Salter används i livsmedel, kemikalier, metallurgier, glas, läder, textil, jordbruk, medicin etc.
De viktigaste typerna av salter
1. Borater (oxoborater), salter av borsyror: metaboliskt HBO 2, ortoboriskt H 3 VO 3 och polyborsyra inte isolerade i fritt tillstånd. Enligt antalet boratomer i molekylen är de indelade i mono-, di, tetra-, hexaborater etc. Borater kallas också enligt syrorna som bildar dem och enligt antalet mol på 2 О 3 per 1 mol basoxid. Således kan olika metaboliter kallas monoborater om de innehåller B (OH) 4 -anjonen eller en kedjanjon (BO 2) n n - diborat - om de innehåller en dubbelkedjeanjon (В 2 О 3 (OH) 2) n 2n- tribatorer - om de innehåller en ringanjon (B 3 O 6) 3-.
Boratstrukturer inkluderar bor -syregrupper - "block" som innehåller från 1 till 6, och ibland 9 boratomer, till exempel:
Koordinationsantalet boratomer är 3 (bor-syre triangulära grupper) eller 4 (tetraedriska grupper). Bor -syregrupper är grunden för inte bara ön, utan också mer komplexa strukturer - kedja, skiktade och rampolymeriserade. De senare bildas som ett resultat av eliminering av vatten i molekylerna av hydratiserade borater och bildandet av överbryggande bindningar genom syreatomer; processen åtföljs ibland av brytningen av B - O -bindningen inuti polyanjonerna. Polyanjoner kan lägga till sidgrupper - bor -syretetraeder eller trianglar, deras dimerer eller främmande anjoner.
Ammonium, alkali och andra metaller i oxidationstillståndet +1 bildar oftast hydratiserade och vattenfria metaboliter av typen MBO 2, tetraborater М 2 B 4 O 7, pentaborater МB 5 O 8, samt sönderdelar М 4 B 10 O 17 n H 2 O. Alkalisk jord och andra metaller i oxidationstillståndet + 2 ger vanligtvis hydratiserade metaborater, triborerar M 2 B 6 O 11 och hexaborerar MB 6 O 10. samt vattenfria meta-, orto- och tetraborater. För metaller i + 3 -oxidationstillståndet är hydratiserade och vattenfria ortoborater MBO 3 karakteristiska.
Borater är färglösa amorfa ämnen eller kristaller (främst med en lågsymmetrisk struktur - monoklinisk eller rombisk). För vattenfria borater ligger smältpunkterna i intervallet från 500 till 2000 ° C; de högsta smältpunkterna är alkali-metaborater och orto- och metaborater av jordalkalimetaller. De flesta borater bildar lätt glasögon när de smälter. Hårdheten hos hydratiserade borater på Mohs-skalan är 2-5, för vattenfria borater upp till 9.
Hydrerade monoborater förlorar kristallisationsvatten upp till ~ 180 ° С, polyborater - vid 300-500 ° С; eliminering av vatten på grund av OH -grupper , koordinerad kring boratomer sker upp till ~ 750 ° C. Med fullständig uttorkning bildas amorfa ämnen, som vid 500-800 ° C i de flesta fall genomgår "boratarrangemang" -kristallisation, åtföljt (för polyborater) av partiell sönderdelning med frisläppandet av 2 О 3.
Borater av alkalimetaller, ammonium och T1 (I) är lösliga i vatten (särskilt meta- och pentaborater), hydrolyserade i vattenlösningar (lösningar har en alkalisk reaktion). De flesta borater sönderdelas lätt av syror, i vissa fall genom verkan av CO2; och SO2 ;. Borater av alkalisk jord och tungmetaller interagerar med lösningar av alkalier, karbonater och kolväten av alkalimetaller. Vattenfria borater är kemiskt stabilare än hydratiserade borater. Med vissa alkoholer, i synnerhet med glycerol, bildar borater vattenlösliga komplex. Under verkan av starka oxidanter, i synnerhet H202, eller under elektrokemisk oxidation, omvandlas borater till peroxoborater .
Ungefär 100 naturliga borater är kända, vilka främst är salter av Na, Mg, Ca, Fe.
Hydrerade borater erhålls: genom att neutralisera H3 VO3 med metalloxider, hydroxider eller karbonater; utbytesreaktioner av alkalimetallborater, oftast Na, med salter av andra metaller; reaktionen av ömsesidig omvandling av dåligt lösliga borater med vattenhaltiga lösningar av borater av alkalimetaller; hydrotermiska processer med användning av alkalimetallhalogenider som mineraliserande tillsatser. Vattenfria borater erhålls genom sammansmältning eller sintring av B203 med metalloxider eller karbonater eller genom uttorkning av hydrater; enkristaller odlas i lösningar av borater i smälta oxider, till exempel Bi203.
Borater används: för att erhålla andra borföreningar; som laddningskomponenter vid tillverkning av glasögon, glasyr, emalj, keramik; för brandbeständiga beläggningar och impregneringar; som komponenter i flussmedel för raffinering, svetsning och metalllödning ”; som pigment och fyllmedel för färg och lack; som färgämnen för färgning, korrosionshämmare, komponenter i elektrolyter, fosfor etc. Borax och kalciumborater är de mest använda.
2. Halider, kemiska föreningar av halogener med andra grundämnen. Halider innehåller vanligtvis föreningar där halogenatomer har större elektronegativitet än andra element. Han, Ne och Ar bildar inte halogenider. För enkla eller binära EH -halider n (n- oftast ett heltal från 1 för monohalogenider till 7 för IF 7 och ReF 7, men det kan också vara fraktionerat, till exempel 7/6 för Bi 6 Cl 7) inkluderar i synnerhet salter av hydrohalinsyror och interhalogenföreningar ( till exempel halogenfluorider). Det finns också blandade halogenider, polyhalider, hydrohalogenider, oxohalider, oxihalider, hydroxihalider, tiohalider och komplexa halider. Oxidationstillståndet för halogener i halogenider är vanligtvis -1.
Av karaktären av element-halogenbindningen är enkla halider uppdelade i joniska och kovalenta. I verkligheten är kopplingarna av blandad karaktär, med övervägande bidrag från en eller annan komponent. Halider av alkali- och jordalkalimetaller, liksom många mono- och dihalider av andra metaller, är typiska salter där bindningens joniska karaktär dominerar. De flesta av dem är relativt eldfasta, låg flyktighet, väl lösliga i vatten; i vattenlösningar dissocierar de nästan helt till joner. Salts egenskaper har också trihalider av sällsynta jordartsmetaller. Vattenlösligheten för joniska halogenider tenderar att minska 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 en metalls laddning och jonens radie leder till en ökning av bindningens kovalenta komponent, en minskning av lösligheten i vatten och termisk stabilitet hos halogenider, en ökning av flyktigheten, en ökning av oxidation, förmåga och tendens till hydrolys. Dessa beroende observeras för metallhalogenider från samma period och i en serie halogenider av samma metall. De kan lätt spåras genom exemplet med termiska egenskaper. Till exempel för metallhalogenider under den fjärde perioden är smält- och kokpunkterna 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 är 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 är 64,0 ° C. I raderna med EC -anslutningar n med oförändrat n Bindningskovalentiteten ökar vanligtvis när man går från fluorider till klorider och minskar när man går från den senare till bromider och jodider. Så för AlF 3 är sublimeringstemperaturen 1280 ° C, A1C1 3 är 180 ° C, kokpunkten för A1Br är 3 254,8 ° C och AlI är 407 ° C. I serien ZrF 4, ZrCl4 ZrBr 4, ZrI 4 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 bindningskovalensen med en ökning av metallens atommassa. Det finns få metallfluorider och klorider med ungefär samma bidrag från de joniska och kovalenta komponenterna i bindningen.
Den genomsnittliga bindningsenergin för element-halogen minskar när man går från fluorider till jodider och ökar n(se bordet).
Många metallhalogenider som innehåller isolerade eller överbryggande O -atomer (respektive oxo och oxihalider), till exempel vanadiumoxotrifluorid VOF 3, niobdioxid NbO 2 F, volframdioxodiumjodid WO 2 I 2.
Komplexa halogenider (metallhalogenider) innehåller komplexa anjoner i vilka halogenatomer är ligander, till exempel kaliumhexakloroplatinat (IV) K2, natriumheptafluorotantalat (V) Na, litiumhexafluorarsenat (V) Li. Fluoro-, oxofluor- och klorometallater har den högsta termiska stabiliteten. Av bindningarnas natur är joniska föreningar med katjoner NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF +, etc. nära komplexa halogenider.
Många halogenider kännetecknas av associering och polymerisation i vätske- och gasfaserna med bildandet av överbryggande bindningar. De mest benägna att detta är halider av metaller från grupperna I och II, AlCl3, pentafluorider av Sb och övergångsmetaller, oxofluorider av kompositionen MOF 4. Kända halider med en metall-metallbindning, till exempel. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorider skiljer sig väsentligt i egenskaper från andra halogenider. Men i enkla halider är dessa skillnader mindre uttalade än i själva halogenerna och i komplexa halider - svagare än hos enkla.
Många kovalenta halider (särskilt fluorider) är exempelvis starka Lewis -syror. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorider är en del av supersyrorna. Högre halogenider reduceras med metaller och väte, till exempel:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
UF 6 + H2 = UF 4 + 2HF
Halider av metaller från V-VIII-grupper, förutom Cr och Mn, reduceras med H2 till metaller, till exempel:
WF 6 + ЗН 2 = W + 6HF
Många kovalenta och joniska metallhalogenider interagerar med varandra för att bilda komplexa halogenider, till exempel:
KC1 + TaCl5 = K
Lättare halogener kan förskjuta tyngre från halogenider. Syre kan oxidera halogenider med frisättningen av C2, Br2 och I2. En av de karaktäristiska reaktionerna för kovalenta halider är interaktionen 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 växelverkan mellan vätehalogenider eller hydrohalinsyror med element, oxider, hydroxider eller salter, samt bytesreaktioner.
Halider används i stor utsträckning inom teknik som utgångsmaterial för produktion av halogener, alkali och jordalkalimetaller, som komponenter i glasögon och andra oorganiska material; de är mellanprodukter i produktionen av sällsynta och vissa icke-järnmetaller, U, Si, Ge, etc.
I naturen bildar halogenider separata klasser av mineraler, i vilka fluorider (t.ex. mineraler fluorit, kryolit) och klorider (sylvin, karnallit) finns. Brom och jod finns i vissa mineraler som isomorfa föroreningar. Betydande mängder halogenider finns i havets och oceanernas vatten, i salt och underjordiska saltlake. Vissa halogenider, såsom NaCl, KC1, CaCl2, finns i levande organismer.
3.Karbonater (från lat. Carbo, släkt. Case carbonis kol), kolsyrasalter. Det finns medelstora karbonater med anjonen CO 3 2- och sura eller bikarbonater (föråldrade bikarbonater), med anjonen HCO 3 -. Karbonater är kristallina ämnen. De flesta medelsaltsalter i +2 oxidationstillståndet kristalliserar till sexkant. gittertyp kalcit eller rombisk typ aragonit.
Av mediekarbonaterna löses endast salter av alkalimetaller, ammonium och Tl (I) i vatten. Som ett resultat av betydande hydrolys är deras lösningar alkaliska. De svåraste att lösa upp är metallkarbonater i oxidationstillståndet + 2. Tvärtom är alla kolväten lättlösliga i vatten. Under utbytesreaktioner i vattenlösningar mellan metallsalter och Na2C03 bildas fällningar av medelstora karbonater i fall där deras löslighet är mycket lägre än för motsvarande hydroxider. Detta är fallet för Ca, Sr och deras analoger, lanthanider, Ag (I), Mn (II), Pb (II) och Cd (II). Resten av katjonerna, när de interagerar med lösta karbonater till följd av hydrolys, kan inte ge genomsnittliga, utan basiska krabatater eller till och med hydroxider. Medelkrabonater som innehåller flerfaldigt laddade katjoner kan ibland fällas ut från vattenhaltiga lösningar i närvaro av ett stort överskott av CO2.
Karbonaternas kemiska egenskaper beror på att de tillhör klassen oorganiska salter av svaga syror. De karaktäristiska egenskaperna hos karbonater är förknippade med deras dåliga löslighet, liksom den termiska instabiliteten hos både crabonaterna själva och H2CO3. Dessa egenskaper används vid analys av crabonater, antingen baserat på deras sönderdelning med starka syror och kvantitativ absorption av CO 2 som frigörs i denna process med en alkalilösning, eller på utfällning av CO 3 -jonen från lösningen i form av BaCO 3. När ett överskott av CO 2 verkar på fällningen av mittkarbonatet bildas ett bikarbonat i lösningen, till exempel: CaCO3 + H2O + CO2 = Ca (HCO3) 2. Närvaron av kolväten i naturligt vatten orsakar dess tillfälliga hårdhet. Vid svag uppvärmning omvandlas bikarbonater till medelstora karbonater, som sönderdelas till oxid och CO2 vid uppvärmning. Ju mer aktiv metall, desto högre sönderdelningstemperatur för dess karbonat. Således smälter Na2C03 utan sönderdelning vid 857 ° C, och för karbonater Ca, Mg och A1 når jämviktsnedbrytningstrycken 0,1 MPa vid temperaturer på 820, 350 respektive 100 ° C.
Karbonater är mycket utbredda i naturen, vilket beror på deltagande av CO 2 och H2O i processerna för mineralbildning. karbonater spelar en viktig roll i global jämvikt mellan gasformigt CO 2 i atmosfären, löst CO 2;
och joner HCO 3 - och CO 3 2- i hydrosfären och fasta salter i litosfären. De viktigaste mineralerna är kalcit CaCO 3, magnit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 och några andra.Kalksten består huvudsakligen av kalcit eller kalcitskelettrester av organismer, sällan aragonit. Även kända är naturliga hydratiserade karbonater av alkalimetaller och Mg (till exempel MgCO3 ZN20, Na2CO3 10H20), dubbelkarbonater [till exempel dolomit CaMg (CO 3) 2, tron Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] och basisk [malakit CuCO 3 Cu (OH) 2, hydrocerusit 2PbCO 3 Pb (OH) 2].
De viktigaste är kaliumkarbonat, kalciumkarbonat och natriumkarbonat. Många naturliga karbonater är mycket värdefulla metallmalmer (till exempel karbonater Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Kolväten spelar en viktig fysiologisk roll som buffertmedel som reglerar blodets pH -värde.
4. nitrat, salter av salpetersyra HNO 3. Känd för nästan alla metaller; finns som vattenfria salter M (NO 3) n (n- oxidationstillstånd för metall M), och i form av kristallina hydrater M (NO 3) n x H 2 O ( NS= 1-9). Från vattenhaltiga lösningar vid temperaturer nära rumstemperatur kristalliserar endast alkalimetallnitrater vattenfria, resten - i form av kristallina hydrater. De fysikalisk -kemiska egenskaperna hos vattenfritt och hydratiserat nitrat av samma metall kan vara mycket olika.
Vattenfria kristallina föreningar av d-element nitrater färgas. Konventionellt kan nitrater delas upp i föreningar med en övervägande kovalent bindningstyp (salter av Be, Cr, Zn, Fe och andra övergångsmetaller) och med en övervägande jonisk bindningstyp (salter av alkali- och jordalkalimetaller). Joniska nitrater kännetecknas av en högre termisk stabilitet, övervägande kristallstrukturer med högre symmetri (kubik) och frånvaron av splittring av nitratjonens band i IR -spektra. Kovalenta nitrater har högre löslighet i organiska lösningsmedel, lägre termisk stabilitet, deras IR -spektra är mer komplexa; vissa kovalenta nitrater är flyktiga vid rumstemperatur, och när de löses upp i vatten sönderdelas de delvis med utsläpp av kväveoxider.
Alla vattenfria nitrater uppvisar starka oxiderande egenskaper på grund av närvaron av NO 3 -jonen, medan deras oxiderande förmåga ökar med övergången från joniska till kovalenta nitrater. De senare sönderdelas i intervallet 100-300 ° C, joniskt-vid 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 och några andra smälter vid uppvärmning). Sönderdelningsprodukter i fasta och flytande faser. är sekvensiellt nitrit, oxonitrater och oxider, ibland - fria metaller (när oxiden är instabil, t.ex. Ag20), och i gasfasen - NO, NO 2, O 2 och N 2. Sönderdelningsprodukternas sammansättning beror på metallens beskaffenhet och dess oxidationstillstånd, uppvärmningshastighet, temperatur, sammansättning av gasformigt medium och andra förhållanden. NH4NO3 detonerar och vid snabb uppvärmning kan den sönderdelas med en explosion, i detta fall bildas N2, O2 och H20; när den värms långsamt sönderdelas den till N20 och H2O.
Frijonen NO 3 - i gasfasen har den geometriska strukturen hos en liksidig triangel med en N -atom i mitten, ONO -vinklarna är ~ 120 ° och N -O -bindningslängderna är 0,121 nm. I kristallina och gasformiga nitrater behåller NO 3 -jonen i princip sin form och storlek, vilket bestämmer utrymmena, nitratstrukturen. Jon NO 3-kan fungera som en mono-, bi-, tridentat eller överbryggande ligand, därför kännetecknas nitrater av en mängd olika typer av kristallstrukturer.
Övergångsmetaller i höga oxidationstillstånd på grund av steriska. svårigheter kan inte bilda vattenfria nitrater, 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 variabel sammansättning, som också kan isoleras i fast tillstånd.
Hydrerade nitrater skiljer sig från vattenfria sådana genom att metalljonen i sina kristallstrukturer i de flesta fall är associerad med vattenmolekyler, och inte med NO 3 -jonen. Därför löser de sig i vatten bättre än vattenfria nitrater, men sämre i organiska lösningsmedel, svagare oxidationsmedel, smälter inkongruent i kristallisationsvatten i intervallet 25-100 ° C. När hydratiserade nitrater upphettas bildas i regel inte vattenfria nitrater, men termolys sker med bildning av hydroxonitrater och därefter oxonitrater och metalloxider.
I många av dess kemiska egenskaper liknar nitrater 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. Vid reducering av nitrater 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 av mediet och andra faktorer.
Industriella metoder för produktion av nitrater är baserade på absorption av NH 3 med lösningar av HNO 3 (för NH 4 NO 3) eller absorption av nitrösa gaser (NO + NO 2) genom lösningar av alkalier eller karbonater (för nitrater av alkali metaller, Ca, Mg, Ba), liksom vid olika utbytesreaktioner av metallsalter med HNO3 eller alkalimetallnitrater. I laboratoriet, för att erhålla vattenfria nitrater, används reaktioner av övergångsmetaller eller deras föreningar med flytande N204 och dess blandningar med organiska lösningsmedel eller reaktioner med N205.
Nitrater Na, K (natrium och kaliumnitrat) finns i form av naturliga avlagringar.
Nitrater används i många branscher. Ammoniumnitrit (ammoniumnitrat) är det huvudsakliga kvävehaltiga gödningsmedlet; alkalimetallnitrater och Ca -nitrater används också som gödningsmedel. Nitrater - komponenter i raketbränslen, pyrotekniska kompositioner, etsningslösningar för färgning av tyger; de används för att härda metaller, konservera livsmedelsprodukter, som läkemedel och för att erhålla metalloxider.
Nitrater är giftiga. De orsakar lungödem, hosta, kräkningar, akut kardiovaskulär svikt etc. Den dödliga dosen nitrat för människor är 8-15 g, det tillåtna dagliga intaget är 5 mg / kg. För summan av nitraterna Na, K, Ca, NH3 MPC: i vatten 45 mg / l ", i jorden 130 mg / kg (faroklass 3); i grönsaker och frukter (mg / kg) - 250 potatisar, sen vitkål 500, sena morötter 250, rödbetor 1400, lök 80, zucchini 400, meloner 90, vattenmeloner, druvor, äpplen, päron 60. Underlåtenhet att följa agrotekniska rekommendationer, överdriven befruktning ökar dramatiskt innehållet av nitrater i jordbruksprodukter, ytavrinning från åkrar (40-5500 mg / l), grundvatten.
5. nitrit, salpetersyra HNO 2. De använder främst alkalimetall och ammoniumnitrit, mindre alkalisk jord och 3 d-metaller, Pb och Ag. Det finns bara fragmentarisk information om nitriter i andra metaller.
Metallnitrit i +2 -oxidationstillståndet bildar kristallina hydrater med en, två eller fyra vattenmolekyler. Nitrit bildar till exempel dubbla och trippel salter. CsNO2 AgNO2 eller Ba (NO2) 2 Ni (NO2) 2 2KNO2, liksom komplexa föreningar, till exempel Na3.
Kristallstrukturer är kända för endast några få vattenfria nitriter. NO2 -anjonen har en olinjär konfiguration; ONO-vinkel 115 °, H-O-bindningslängd 0,115 nm; typen av bindning М-NO2 är jon-kovalent.
K, Na, Ba nitrit är väl lösliga i vatten, Ag, Hg, Cu nitrit är dåligt lösliga. Med stigande temperatur ökar nitriternas löslighet. Nästan alla nitrit är dåligt lösliga i alkoholer, etrar och lösningsmedel med låg polaritet.
Nitriter är termiskt instabila; endast nitrit av alkalimetaller smälter utan sönderdelning, nitrit av andra metaller sönderdelas vid 25-300 ° C. Nitritnedbrytningsmekanismen är komplex och inkluderar ett antal parallellt-sekventiella reaktioner. De viktigaste gasformiga sönderdelningsprodukterna är NO, NO 2, N 2 och O 2, de fasta är metalloxid eller elementär metall. Frisättningen av en stor mängd gaser orsakar den explosiva sönderdelningen av vissa nitriter, till exempel NH4NO2, som bryts ner till N2 och H2O.
De karakteristiska egenskaperna hos nitrit är förknippade med deras termiska instabilitet och nitritjonens förmåga att vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel, beroende på omgivningens och reagensens beskaffenhet. I ett neutralt medium reduceras nitrit vanligtvis till NO, i ett surt medium oxideras de till nitrater. Syre och CO 2 interagerar inte med fasta nitriter och deras vattenhaltiga lösningar. Nitrit främjar sönderdelning av kvävehaltiga organiska ämnen, särskilt aminer, amider, etc. Med organiska halogenider RXH. reagera för att bilda både RONO -nitrit och RNO2 -nitroföreningar.
Den industriella produktionen av nitrit är baserad på absorptionen av kvävegas (en blandning av NO + NO2) genom lösningar av Na2CO3 eller NaOH med successiv kristallisation av NaNO2; nitrit av andra metaller i industrin och laboratorier erhålls genom utbytesreaktion av metallsalter med NaNO 2 eller reduktion av nitrater av dessa metaller.
Nitrit används för syntes av azofärgämnen, vid produktion av kaprolaktam, som oxidationsmedel och reduktionsmedel i gummi-, textil- och metallbearbetningsindustrin, som konserveringsmedel för livsmedelsprodukter. Nitrit som NaNO 2 och KNO 2 är giftiga, orsakar huvudvärk, kräkningar, andningsdepression etc. Vid förgiftning med NaNO 2 bildas methemoglobin i blodet, erytrocyternas membran skadas. Bildning av nitrosaminer från NaNO 2 och aminer är möjlig direkt i mag -tarmkanalen.
6. Sulfater, svavelsyrasalter. Kända genomsnittliga sulfater med anjonen SO 4 2 - sura eller hydrosulfater, med anjonen HSO 4 -, basiska, innehållande, tillsammans med anjonen SO 4 2 - - 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 av sulfater - alun , samt cheniter M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , där M är en enstaka laddad katjon, E är Mg, Zn och andra dubbel laddade katjoner. Känt ternärt sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polyhalitmineral), dubbla basiska sulfater, till exempel mineraler av alunit och jarosite -grupper M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 och M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4 Fe (OH) 3, där M är en enstaka laddad katjon. Sulfater kan vara en del av blandade salter, till exempel 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineral berkeit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit) ...
Sulfater är kristallina ämnen, medelstora och sura, i de flesta fall lättlösliga i vatten. Lite lösliga sulfater av kalcium, strontium, bly och några andra, praktiskt taget olösliga BaSO 4, RaSO 4. Basiska sulfater är som regel dåligt lösliga eller praktiskt taget olösliga eller hydrolyserade med vatten. Från vattenhaltiga lösningar kan sulfater kristallisera i form av kristallina hydrater. Kristallina hydrater av vissa tungmetaller kallas vitriol; kopparsulfat CuSO 4 5H 2 O, järnsulfat FeSO 4 7H 2 O.
Medelsulfater av alkalimetaller är termiskt stabila, medan sura sulfater sönderdelas vid uppvärmning och förvandlas till pyrosulfater: 2KHSO 4 = H20 + K2S207. Medelsulfater av andra metaller, liksom basiska sulfater, vid uppvärmning till tillräckligt höga temperaturer, sönderfaller i regel med bildning av metalloxider och utsläpp av SO3.
Sulfater är utbredda i naturen. De finns i form av mineraler, till exempel gips CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, och ingår också i havs- och flodvatten.
Många sulfater kan erhållas genom växelverkan mellan H2SO4 och metaller, deras oxider och hydroxider, samt genom sönderdelning av salter av flyktiga syror med svavelsyra.
Oorganiska sulfater används i stor utsträckning. Till exempel är ammoniumsulfat ett kvävegödselmedel, natriumsulfat används i glas, pappersindustri, viskosproduktion etc. Naturliga sulfatmineraler är råvaror för industriell produktion av föreningar av olika metaller, byggmaterial etc.
7.Sulfiter, svavelsyrasalt H 2 SO 3 . Skilj mellan medelsulfiter med anjon SO 3 2- och sura (hydrosulfiter) med anjon HSO 3 - . Medelsulfiter är kristallina ämnen. Sulfiter av ammonium och alkalimetaller är lättlösliga i vatten; löslighet (g i 100 g): (NH4) 2SO3 40,0 (13 ° C), K2SO3 106,7 (20 ° C). Hydrosulfiter bildas i vattenhaltiga lösningar. Sulfiter av alkalisk jord och vissa andra metaller är praktiskt taget olösliga i vatten; löslighet MgSO 3 1 g i 100 g (40 ° C). Kända kristallina hydrater (NH4) 2 SO 3 H 2 O, Na 2 SO 3 7 H 2 O, K 2 SO 3 2 H 2 O, MgSO 3 6 H 2 O, etc.
Vattenfria sulfiter, vid uppvärmning utan luftåtkomst i slutna kärl, oproportionerliga till sulfider och sulfater, vid uppvärmning i en ström av N 2 förlorar de SO 2, och vid uppvärmning i luft oxideras de lätt till sulfater. Med SO2 i ett vattenhaltigt medium bildar medelsulfiter hydrosulfiter. Sulfiter är relativt starka reduktionsmedel; de oxideras i lösningar med klor, brom, Н 2 О 2, etc. till sulfater. De sönderdelas med starka syror (till exempel HC1) med frisättning av SO2.
Kristallina hydrosulfiter är kända för K, Rb, Cs, NH4 +, de är instabila. Resten av hydrosulfiterna existerar endast i vattenlösningar. Densiteten för NH4 HSO3 är 2,03 g / cm3; löslighet i vatten (g i 100 g): NH4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Vid uppvärmning av kristallina hydrosulfiter Na eller K eller vid mättnad av SO 2 i en svärmande lösning av massa M 2 SO 3 bildas pyrosulfiter (föråldrade metabisulfiter) M 2 S 2 O 5 - salter av pyrosvavelsyra, okända i fritt tillstånd, H 2 S205; kristaller, instabila; densitet (g / cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; över ~ 160 ° С sönderdelas med frisättningen av SO2; löst i vatten (med sönderdelning till HS03 -), löslighet (g i 100 g): Na2S205 64,4, K2S205 44,7; bilda hydrater Na2S2O5 7H20 och ZK2S2O52H20; reducerande medel.
Medelsulfiter av alkalimetaller erhålls genom växelverkan mellan en vattenlösning av M2C03 (eller MOH) med S02 och MSO3 - genom att leda S02 genom en vattenhaltig suspension av MCO3; använder huvudsakligen SO 2 från avgaser från produktion av kontaktsvavelsyra. Sulfiter används vid blekning, färgning och tryckning av tyger, fibrer, läder för spannmålskonservering, grönt foder, industriellt foderavfall (NaHSO 3,
Na2S205). CaSO 3 och Ca (НSO 3) 2 är desinfektionsmedel inom vin- och sockerindustrin. NaНSO3, MgSO3, NH4 НSO 3 - komponenter av sulfitlut i massa; (NH4) 2SO3 - SO2 -absorberare; NaHSO 3 är en absorberare av H2S från industriella avgaser, ett reduktionsmedel vid produktion av svavelfärger. K 2 S 2 O 5 - en komponent av sura fixerare i fotografering, antioxidant, antiseptisk.
Separationsmetoder
Filtrering, separation av inhomogena systemvätska - fasta partiklar (suspensioner) och gasfasta partiklar med hjälp av porösa filtreringsskärmar (FP) som tillåter vätska eller gas att passera genom, men behålla fasta partiklar. Drivkraften i processen är tryckskillnaden på båda sidor av FP.
Vid separering av suspensioner bildar vanliga partiklar vanligtvis ett vått slamskikt på FP, som vid behov tvättas med vatten eller annan vätska och också dehydreras genom att blåsa luft eller annan gas genom den. Filtrering utförs med en konstant tryckskillnad eller med en konstant processhastighet w(mängden filtrat i m 3 som passerar genom 1 m 2 av FP -ytan per tidsenhet). Vid en konstant tryckskillnad matas suspensionen till filtret under vakuum eller övertryck, liksom 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 av mer än 1%sker filtrering med bildning av en fällning, och vid en koncentration på mindre än 0,1%, med igensättning av FP -porerna (klarning av vätskor). Om ett tillräckligt tätt sedimentskikt inte bildas på FP och fasta partiklar kommer in i filtratet filtreras de med fina hjälpmaterial (diatomit, perlit), som tidigare applicerades på FP eller tillsattes till suspensionen. Vid en initial koncentration på mindre än 10%är partiell separation och förtjockning av suspensioner möjlig.
Skilj mellan kontinuerliga filter och batchfilter. För de senare är huvudfaserna i arbetet filtrering, slamtvätt, avvattning och lossning. Samtidigt är optimering enligt kriterierna för högsta prestanda och lägsta kostnad tillämplig. Om spolning och uttorkning inte utförs och partitionens hydrauliska motstånd kan försummas, uppnås den högsta prestandan när filtreringstiden är lika med varaktigheten av hjälpoperationer.
Flexibel FP tillverkad av bomull, ull, syntet- och glasväv samt fiberduk FP av naturliga och syntetiska fibrer och oflexibel - keramik, cermet och skum - är tillämpliga. Filtratets rörelseriktningar och tyngdkraften kan vara motsatta, sammanfalla eller vara ömsesidigt vinkelräta.
Filterdesignerna är varierande. En av de vanligaste är ett roterande vakuumfilter för trummor (centimeter. Fig.) Av kontinuerlig verkan, där rörelseriktningarna för filtratet och tyngdkraften är motsatta. Kopplingsdelen förbinder zonerna I och II med en vakuumkälla och zonerna III och IV med en tryckluftskälla. Filtrera och sköljvätska från zonerna I och II går in i separata mottagare. Den automatiska satsfilterpressen med horisontella kammare, filterduk i form av ett ändlöst bälte och elastiska membran för slamavvattning genom pressning har också blivit utbredd. Den utför alternerande åtgärder för att fylla kamrarna med en suspension, filtrera, tvätta och avvattna slammet, separera intilliggande kamrar och ta bort slammet.
I vardagen möter människor sällan de flesta föremålen är blandningar av ämnen.
En lösning är en där komponenterna blandas jämnt. Det finns flera typer av dem när det gäller partikelstorlek: grovt dispergerade system, molekylära lösningar och kolloidala system, som ofta kallas sols. Denna artikel behandlar molekylär (eller lösligheten av ämnen i vatten är en av de viktigaste förutsättningarna som påverkar bildandet av föreningar.
Löslighet av ämnen: vad är det och varför behövs det
För att förstå detta ämne, måste du veta, och lösligheten av ämnen. Enkelt uttryckt är detta en substans förmåga att kombinera med en annan och bilda en homogen blandning. Ur vetenskaplig synvinkel kan en mer komplex definition övervägas. Löslighet av ämnen är deras förmåga att bilda homogena (eller heterogena) kompositioner med en dispergerad fördelning av komponenter med ett eller flera ämnen. Det finns flera klasser av ämnen och föreningar:
- löslig;
- något löslig;
- olöslig.
Vad säger måttet på löslighet för ett ämne?
Innehållet i 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 gram av sig själva i 100 gram vatten. Den andra kategorin är mindre än 1 g under samma förhållanden. Praktiskt taget olösliga är de där mindre än 0,01 g av komponenten passerar in i blandningen. I detta fall kan ämnet inte överföra sina molekyler till vatten.
Vad är löslighetskoefficienten
Löslighetskoefficienten (k) är en indikator på den maximala massan av ett ämne (g) som kan lösas i 100 g vatten eller annat ämne.
Lösningsmedel
Denna process innefattar ett lösningsmedel och ett löst ämne. Den första skiljer sig genom att den till en början är i samma tillstånd av aggregering som den slutliga blandningen. Som regel tas den i större mängder.
Många vet dock att vatten har en speciell plats inom kemi. Det finns separata regler för det. En lösning där H2O är närvarande kallas vattenhaltig. När man talar om dem är vätskan ett extraktionsmedel även när det är i mindre mängder. Ett exempel är en 80% lösning av salpetersyra i vatten. Andelarna här är inte lika. Även om andelen vatten är mindre än syrens, är det felaktigt att kalla ämnet en 20% lösning av vatten i salpetersyra.
Det finns blandningar där H20 saknas. De kommer att kallas icke-vattenhaltiga. Sådana elektrolytlösningar är joniska ledare. De innehåller en eller en blandning av extraktionsmedel. De består av joner och molekyler. De används i industrier som medicin, 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 fett bra. Flyktiga ämnen inkluderar alkoholer, kolväten, aldehyder och andra. De finns ofta i hushållskemikalier. Icke flyktiga används oftast för tillverkning av salvor. Dessa är feta oljor, flytande paraffin, glycerin och andra. Kombinerad - en blandning av flyktigt och icke -flyktigt, till exempel etanol med glycerin, glycerin med dimexid. De kan också innehålla vatten.
Typer av lösningar enligt mättnadsgrad
En mättad lösning är en blandning av kemikalier som innehåller den maximala koncentrationen av ett ämne i ett lösningsmedel vid en specifik temperatur. Dessutom kommer det inte att skiljas. Vid framställning av ett fast ämne märks nederbörd, vilket är i dynamisk jämvikt med det. Detta koncept betyder ett tillstånd som kvarstår i tid på grund av dess samtidiga flöde i två motsatta riktningar (framåt och bakåtreaktioner) med samma hastighet.
Om ämnet fortfarande kan sönderdelas 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 i vatten (eller annan vätska) tills det når maximal koncentration.
En annan uppfattning är övermättad. Den innehåller mer löst ämne än vid en konstant temperatur. På grund av det faktum att de befinner sig i en instabil jämvikt sker kristallisation vid fysisk påverkan på dem.
Hur skiljer man en mättad lösning från en omättad?
Detta är ganska enkelt att göra. Om ämnet är fast kan en fällning ses i en mättad lösning. I detta fall kan extraktionsmedlet tjockna, till exempel i en mättad sammansättning av vatten, till vilket socker har tillsatts.
Men om förhållandena ändras, temperaturen höjs, kommer det att upphöra att betraktas som mättat, eftersom vid en högre temperatur kommer den maximala koncentrationen av detta ämne att vara annorlunda.
Teorier om växelverkan mellan komponenter i lösningar
Det finns tre teorier angående växelverkan mellan element i en blandning: fysisk, kemisk och modern. Författarna till de första är Svante August Arrhenius och Wilhelm Friedrich Ostwald. De antog att på grund av diffusion var partiklarna i lösningsmedlet och det lösta ämnet jämnt fördelade över blandningens volym, men det fanns ingen interaktion mellan dem. Den kemiska teorin som Dmitry Ivanovich Mendeleev framförde är motsatsen till den. Enligt henne, som ett resultat av kemisk interaktion mellan dem, bildas instabila föreningar med konstant eller variabel sammansättning, som kallas solvater.
För närvarande används den kombinerade teorin om Vladimir Aleksandrovich Kistyakovsky och Ivan Alekseevich Kablukov. Den kombinerar fysikalisk och kemisk. Den moderna teorin säger att i en lösning finns både icke -interagerande partiklar av ämnen och produkterna från deras interaktion - solvater, vars existens bevisades av Mendelejev. I det fall extraktionsmedlet är vatten kallas det hydrater. Fenomenet där solvater (hydrater) bildas kallas solvation (hydrering). Det påverkar alla fysikalisk -kemiska processer och ändrar egenskaperna hos molekylerna i blandningen. Lösning uppstår på grund av det faktum att solvationsskalet, som består av molekylerna i extraktionsmedlet nära bunden till det, omger molekylen i det lösta ämnet.
Faktorer som påverkar ämnets löslighet
Kemisk sammansättning av ämnen."Gilla lockar" -regeln gäller också reagenser. Ämnen som liknar fysikaliska och kemiska egenskaper kan lösa sig ömsesidigt snabbare. Till exempel fungerar opolära föreningar bra med opolära. Ämnen med polära molekyler eller jonisk struktur späds ut i polära, till exempel i vatten. Salter, alkalier och andra komponenter sönderdelas i den och icke -polära - tvärtom. Ett enkelt exempel kan ges. För att förbereda en mättad lösning av socker i vatten behöver du mer ämne än för salt. Vad betyder det? Enkelt uttryckt kan du späda ut mycket mer socker i vatten än salt.
Temperatur. För att öka lösligheten för fasta ämnen i vätskor måste du öka temperaturen på extraktionsmedlet (fungerar i de flesta fall). Ett exempel kan demonstreras. Att lägga en nypa natriumklorid (salt) i kallt vatten kan ta lång tid. Om du gör detsamma med ett varmt medium, kommer upplösningen att gå mycket snabbare. Detta beror på det faktum att på grund av en temperaturökning ökar rörelseenergin, av vilken en betydande mängd ofta används för att förstöra bindningar mellan molekyler och joner i ett fast ämne. När temperaturen stiger för litium-, magnesium-, aluminium- och alkalisalter minskar deras löslighet.
Tryck. Denna faktor påverkar bara gaser. Deras löslighet ökar med ökande tryck. Trots allt minskar gasvolymen.
Förändring i upplösningshastighet
Denna indikator bör inte förväxlas med löslighet. Trots allt påverkar olika faktorer förändringen av dessa två indikatorer.
Graden av fragmentering av det lösta ämnet. Denna faktor påverkar lösligheten av fasta ämnen i vätskor. I ett helt (klumpigt) tillstånd tar kompositionen längre tid att späda ut än en som bryts i små bitar. Låt oss ge ett exempel. En fast saltbit löses upp i vatten mycket längre än sandigt salt.
Omrörningshastighet. Som ni vet kan denna process katalyseras genom omrörning. Dess hastighet är också viktig, eftersom ju högre den är, desto snabbare löser ämnet upp sig i vätskan.
Varför behöver du veta lösligheten för fasta ämnen i vatten?
Först och främst behövs sådana scheman för att korrekt lösa kemiska ekvationer. Löslighetstabellen innehåller laddningar av alla ämnen. Du måste känna till dem för korrekt registrering av reagenserna och utarbeta ekvationen för en kemisk reaktion. Vattenlöslighet indikerar om ett salt eller en bas kan dissociera. Vattenhaltiga föreningar som leder ström innehåller starka elektrolyter. Det finns också en annan typ. De som utför dåligt anses vara svaga elektrolyter. I det första fallet är komponenterna ämnen som är fullständigt joniserade i vatten. Medan svaga elektrolyter uppvisar denna indikator endast i liten utsträckning.
Kemiska reaktionsekvationer
Det finns flera typer av ekvationer: molekylär, heljonisk och kort jonisk. Faktum är att det sista alternativet är en förkortad form av molekylär. Detta är det sista svaret. Den fullständiga ekvationen innehåller reagenser och reaktionsprodukter. Nu kommer tabellen för löslighet för ämnen. Först måste du kontrollera om reaktionen är genomförbar, det vill säga om ett av villkoren för att genomföra reaktionen är uppfyllt. Det finns bara tre av dem: vattenbildning, gasutveckling, nederbörd. 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 reaktionsprodukterna innehåller ett olösligt salt eller en bas. Om det är så blir det sedimentet. Vidare kommer tabellen att krävas för att skriva den joniska ekvationen. Eftersom alla lösliga salter och baser är starka elektrolyter, kommer de att sönderdelas till katjoner och anjoner. Vidare avbryts obundna joner och ekvationen skrivs i en kort form. Exempel:
- K 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
- 2K + 2SO 4 + Ba + 2Cl = BaSO 4 ↓ + 2K + 2Cl,
- Ba + SO4 = BaSO 4 ↓.
Således är ämnets löslighetstabell en av de viktigaste förutsättningarna för att lösa joniska ekvationer.
En detaljerad tabell hjälper dig att ta reda på hur mycket komponent du behöver ta för att förbereda en rik blandning.
Löslighetstabell
Så här ser en välbekant 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 tabellen över ämnets löslighet?
Tabellen över löslighet för ämnen i vatten är en av de främsta assistenterna för en kemist. Den visar hur olika ämnen och föreningar interagerar med vatten. Lösligheten av fasta ämnen i en vätska är en indikator utan vilken många kemiska manipulationer är omöjliga.
Bordet är mycket lätt att använda. Den första raden innehåller katjoner (positivt laddade partiklar), den andra - anjoner (negativt laddade partiklar). Det mesta av bordet är upptaget av ett rutnät med specifika tecken i varje cell. Det här är bokstäverna "P", "M", "H" och tecknen "-" och "?".
- "P" - föreningen löser sig;
- "M" - löser sig lite;
- "N" - löser sig inte;
- " -" - anslutningen finns inte;
- "?" - det finns ingen information om förekomsten av anslutningen.
Det finns en tom cell i den här tabellen - det här är vatten.
Ett enkelt exempel
Nu hur man arbetar med sådant material. Låt oss säga att du måste ta reda på om salt är lösligt i vatten - MgSo 4 (magnesiumsulfat). För att göra detta måste du hitta kolumnen Mg 2+ och gå ner till SO 4 2- raden. Vid deras skärningspunkt finns bokstaven P, vilket betyder att föreningen är löslig.
Slutsats
Så, vi har studerat frågan om löslighet av ämnen i vatten och inte bara. Utan tvekan kommer denna kunskap att vara användbar i den fortsatta studien av kemi. När allt kommer omkring spelar substansernas löslighet en viktig roll där. Det är användbart för att lösa kemiska ekvationer och olika problem.
