Šķīdības tabula stipras bāzes. Sāļu šķīdība ūdenī istabas temperatūrā

Katjoni	Anjoni
F-	Cl-	br-	es-	S2-	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
Mg2+	RK	R	R	R	M	R	H	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	H	RK	M	RK
Sr2+	NK	R	R	R	R	R	H	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	H	RK	NK	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	NK	R	RK
Cr3+	R	R	R	R	G	R	G	H	R	RK
Mn2+	R	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe3+	R	R	R	-	-	R	G	H	R	RK
Co2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Ni2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Cu2+	M	R	R	-	H	R	G	H	R	H
Zn2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
CD 2+	R	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Hg2+	R	R	M	NK	NK	R	H	H	R	H
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	H	H	M	H
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	H	H	M	H

Leģenda:

P - viela labi šķīst ūdenī; M - nedaudz šķīstošs; H - praktiski nešķīst ūdenī, bet viegli šķīst vājās vai atšķaidītās skābēs; RK - nešķīst ūdenī un šķīst tikai stiprās neorganiskās skābēs; NK - nešķīst ne ūdenī, ne skābēs; G - pilnībā hidrolizējas pēc izšķīdināšanas un nepastāv saskarē ar ūdeni. Svītra nozīmē, ka šādas vielas vispār nav.

Ūdens šķīdumos sāļi pilnībā vai daļēji sadalās jonos. Vāju skābju un/vai vāju bāzu sāļi tiek hidrolizēti. Sāļu ūdens šķīdumi satur hidratētus jonus, jonu pārus un sarežģītākas ķīmiskās formas, tostarp hidrolīzes produktus utt. Daudzi sāļi šķīst arī spirtos, acetonā, skābju amīdos un citos organiskos šķīdinātājos.

No ūdens šķīdumiem sāļi var kristalizēties kristālisku hidrātu veidā, no neūdens šķīdumiem - kristālisku solvātu veidā, piemēram, CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Datus par dažādiem procesiem, kas notiek ūdens-sāls sistēmās, par sāļu šķīdību to kopīgajā klātbūtnē atkarībā no temperatūras, spiediena un koncentrācijas, par cietās un šķidrās fāzes sastāvu var iegūt, pētot ūdens-sāls sistēmu šķīdības diagrammas.

Vispārīgas sāļu sintēzes metodes.

1. Vidējo sāļu iegūšana:

1) metāls ar nemetālu: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metāls ar skābi: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metāls ar mazāk aktīvā metāla sāls šķīdumu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) bāzes oksīds ar skābo oksīdu: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) bāzes oksīds ar skābi CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) bāzes ar skābu oksīdu Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) bāzes ar skābi: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) skābie sāļi: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

9) bāzes šķīdums ar sāls šķīdumu: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) divu sāļu šķīdumi 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Skābju sāļu iegūšana:

1. Skābes mijiedarbība ar bāzes trūkumu. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Bāzes mijiedarbība ar skābes oksīda pārpalikumu

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

3. Vidēja sāls mijiedarbība ar skābi Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Bāzes sāļu iegūšana:

1. Sāļu hidrolīze, ko veido vāja bāze un spēcīga skābe

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Neliela daudzuma sārmu pievienošana (pa pilienam) vidējo metālu sāļu AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl šķīdumiem.

3. Vāju skābju sāļu mijiedarbība ar vidējiem sāļiem

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Sarežģītu sāļu iegūšana:

1. Sāļu reakcijas ar ligandiem: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Dubultsāļu iegūšana:

1. Divu sāļu kopīga kristalizācija:

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl

4. Redoksreakcijas katjona vai anjona īpašību dēļ. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. Skābju sāļu ķīmiskās īpašības:

1. Termiskā sadalīšanās ar vidēja sāls veidošanos

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

2. Mijiedarbība ar sārmu. Vidēja sāls iegūšana.

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

3. Bāzes sāļu ķīmiskās īpašības:

1. Termiskā sadalīšanās. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Mijiedarbība ar skābi: vidēja sāls veidošanās.

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

4. Komplekso sāļu ķīmiskās īpašības:

1. Kompleksu iznīcināšana slikti šķīstošu savienojumu veidošanās dēļ:

2Cl + K 2 S \u003d CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Ligandu apmaiņa starp ārējo un iekšējo sfēru.

K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl

5. Dubultsāļu ķīmiskās īpašības:

1. Mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Atgūšana: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, atšķaidīts H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

Izejvielas vairāku hlorīdu sāļu, sulfātu, karbonātu, Na, K, Ca, Mg borātu rūpnieciskai ražošanai ir jūras un okeāna ūdens, tā iztvaikošanas laikā radušies dabiskie sālījumi un cietas sāļu nogulsnes. Minerālu grupai, kas veido nogulšņu sāļu nogulsnes (Na, K un Mg sulfāti un hlorīdi), tiek izmantots kodētais nosaukums “dabiskie sāļi”. Lielākās kālija sāļu atradnes atrodas Krievijā (Soļikamskā), Kanādā un Vācijā, spēcīgas fosfātu rūdu atradnes - Ziemeļāfrikā, Krievijā un Kazahstānā, NaNO3 - Čīlē.

Sāļus izmanto pārtikas, ķīmijas, metalurģijas, stikla, ādas, tekstilrūpniecībā, lauksaimniecībā, medicīnā u.c.

Galvenie sāļu veidi

1. Borāti (oksoborāti), borskābju sāļi: metaborskābe HBO 2, ortoborskābe H 3 BO 3 un poliborskābes, kas nav izolētas brīvā stāvoklī. Pēc bora atomu skaita molekulā tos iedala mono-, di-, tetra-, heksaborātos uc Borātus sauc arī pēc skābēm, kas tos veido, un pēc B 2 O 3 molu skaita. uz 1 molu bāzes oksīda. Tātad dažādus metaborātus var saukt par monoborātiem, ja tie satur anjonu B (OH) 4 vai ķēdes anjonu (BO 2) n n - diborāti - ja tie satur ķēdes dubulto anjonu (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborāti - ja tie satur gredzena anjonu (B 3 O 6) 3-.

Borātu struktūrās ietilpst bora-skābekļa grupas - "bloki", kas satur no 1 līdz 6 un dažreiz 9 bora atomiem, piemēram:

Bora atomu koordinācijas skaits ir 3 (bora-skābekļa trīsstūrveida grupas) vai 4 (tetraedriskās grupas). Bora-skābekļa grupas ir ne tikai salu, bet arī sarežģītāku struktūru pamatā - ķēdes, slāņveida un karkasa polimerizētas. Pēdējie veidojas ūdens izdalīšanās rezultātā hidratēto borātu molekulās un savienojošo saišu parādīšanās caur skābekļa atomiem; procesu dažkārt pavada B-O saites pārrāvums polianjonos. Polianjoni var piesaistīt sānu grupas - bora-skābekļa tetraedrus vai trīsstūrus, to dimērus vai svešus anjonus.

Amonijs, sārmi, kā arī citi metāli oksidācijas stāvoklī +1 visbiežāk veido MBO 2 tipa hidratētus un bezūdens metaborātus, M 2 B 4 O 7 tetraborātus, MB 5 O 8 pentaborātus, kā arī M 4 B 10 O 17. dekaborē n H 2 O. Sārmzeme un citi metāli oksidācijas stāvoklī + 2 parasti dod hidratētus metaborātus, M 2 B 6 O 11 triborātus un MB 6 O 10 heksaborātus. kā arī bezūdens meta-, orto- un tetraborāti. Metālus oksidācijas stāvoklī + 3 raksturo hidratēti un bezūdens MBO 3 ortoborāti.

Borāti ir bezkrāsainas amorfas vielas vai kristāli (galvenokārt ar zemu simetrisku struktūru – monoklīnisku vai rombisku). Bezūdens borātiem kušanas temperatūra ir robežās no 500 līdz 2000 °C; augstāk kušanas metaborāti ir sārmu un sārmzemju metālu orto- un metaborāti. Lielākā daļa borātu viegli veido glāzes, kad to kausējums tiek atdzesēts. Hidrato borātu cietība pēc Mosa skalas ir 2-5, bezūdens - līdz 9.

Hidratētie monoborāti zaudē kristalizācijas ūdeni līdz ~180°C, poliborāti - pie 300-500°C; ūdens izvadīšana OH grupu dēļ , koordinēti ap bora atomiem notiek līdz ~750°С. Ar pilnīgu dehidratāciju veidojas amorfas vielas, kuras 500–800 ° C temperatūrā vairumā gadījumu tiek pakļautas “borātu pārkārtošanai” - kristalizācijai, ko pavada (poliborātiem) daļēja sadalīšanās ar B 2 O 3 izdalīšanos.

Sārmu metālu borāti, amonija un T1 (I) šķīst ūdenī (īpaši meta- un pentaborāti), hidrolizējas ūdens šķīdumos (šķīdumiem ir sārmaina reakcija). Lielāko daļu borātu viegli sadala skābes, dažos gadījumos CO 2 iedarbībā; un SO2;. Sārmzemju un smago metālu borāti mijiedarbojas ar sārmu, karbonātu un sārmu metālu bikarbonātu šķīdumiem. Bezūdens borāti ir ķīmiski stabilāki nekā hidratētie borāti. Ar dažiem spirtiem, jo īpaši ar glicerīnu, borāti veido ūdenī šķīstošus kompleksus. Spēcīgu oksidētāju, īpaši H 2 O 2, iedarbībā vai elektroķīmiskās oksidācijas laikā borāti pārvēršas peroksoborātos. .

Ir zināmi aptuveni 100 dabīgie borāti, kas galvenokārt ir Na, Mg, Ca, Fe sāļi.

Hidrētos borātus iegūst: neitralizējot H 3 BO 3 ar metālu oksīdiem, hidroksīdiem vai karbonātiem; sārmu metālu borātu, visbiežāk Na, apmaiņas reakcijas ar citu metālu sāļiem; vāji šķīstošu borātu savstarpējas transformācijas reakcija ar sārmu metālu borātu ūdens šķīdumiem; hidrotermiskie procesi, izmantojot sārmu metālu halogenīdus kā mineralizējošās piedevas. Bezūdens borātus iegūst, sapludinot vai saķepinot B 2 O 3 ar metālu oksīdiem vai karbonātiem vai dehidratējot hidrātus; monokristālus audzē borātu šķīdumos izkausētajos oksīdos, piemēram, Bi 2 O 3 .

Borātus izmanto: citu bora savienojumu iegūšanai; kā lādiņa sastāvdaļas glāžu, glazūru, emalju, keramikas ražošanā; ugunsizturīgiem pārklājumiem un impregnācijām; kā kušņu sastāvdaļas metāla attīrīšanai, metināšanai un lodēšanai”; kā krāsu un laku pigmenti un pildvielas; kā kodinātāji krāsošanā, korozijas inhibitori, elektrolītu komponenti, fosfori utt. Visplašāk izmanto boraks un kalcija borātus.

2. Halogenīdi, halogēnu ķīmiskie savienojumi ar citiem elementiem. Halogenīdi parasti ietver savienojumus, kuros halogēna atomiem ir lielāka elektronegativitāte nekā citam elementam. Halīdi neveido He, Ne un Ar. Uz vienkāršiem vai bināriem halogenīdiem EX n (n- visbiežāk vesels skaitlis no 1 monohalogenīdiem līdz 7 IF 7 un ReF 7, bet var būt arī daļskaitlis, piemēram, 7/6 Bi 6 Cl 7), jo īpaši ietver halogenūdeņražskābju sāļus un starphalogēnu savienojumus (attiecībā uz piemēram, halofluorīdi). Ir arī jaukti halogenīdi, polihalogenīdi, hidrohalogenīdi, oksohalogenīdi, oksihalogenīdi, hidroksohalogenīdi, tiohalogenīdi un kompleksie halogenīdi. Halogēnu oksidācijas pakāpe halogenīdos parasti ir -1.

Atbilstoši elementa-halogēna saites veidam vienkāršus halogenīdus iedala jonu un kovalentos. Reāli attiecības ir jaukta rakstura ar pārsvaru vienas vai otras sastāvdaļas devumam. Sārmu un sārmzemju metālu halogenīdi, kā arī daudzi citu metālu mono- un dihalogenīdi ir tipiski sāļi, kuros dominē saites jonu raksturs. Lielākā daļa no tām ir salīdzinoši ugunsizturīgas, maz gaistošas, labi šķīst ūdenī; ūdens šķīdumos tie gandrīz pilnībā sadalās jonos. Sāļu īpašības piemīt arī retzemju elementu trihalogenīdiem. Jonu halogenīdu šķīdība ūdenī parasti samazinās no jodīdiem uz fluorīdiem. Hlorīdi, bromīdi un jodīdi Ag + , Сu + , Hg + un Pb 2+ slikti šķīst ūdenī.

Halogēna atomu skaita palielināšanās metālu halogenīdos vai metāla lādiņa attiecība pret tā jona rādiusu palielina saites kovalento komponentu, samazina halogenīdu šķīdību ūdenī un termisko stabilitāti, palielina nepastāvība, oksidēšanās palielināšanās, spēja un tendence uz hidrolīzi. Šīs atkarības tiek novērotas tā paša perioda metālu halogenīdiem un viena un tā paša metāla halogenīdu sērijām. Tos ir viegli izsekot, izmantojot termisko īpašību piemēru. Piemēram, 4. perioda metālu halogenīdiem kušanas un viršanas temperatūra ir attiecīgi 771 un 1430 °C KC1, 772 un 1960 °C CaCl 2, 967 un 975 °C ScCl 3, -24,1 un 136 °C. par TiCl 4. UF 3 kušanas temperatūra ir ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. EK savienojumu sērijā n ar to pašu n saites kovalence parasti palielinās, pārejot no fluorīdiem uz hlorīdiem, un samazinās, pārejot no pēdējiem uz bromīdiem un jodīdiem. Tātad AlF 3 sublimācijas temperatūra ir 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, A1Br 3 viršanas temperatūra ir 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. Sērijās ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 sublimācijas temperatūra ir attiecīgi 906, 334, 355 un 418°C. MF rindās n un MS1 n kur M ir vienas apakšgrupas metāls, tad, palielinoties metāla atommasai, saites kovalence samazinās. Ir maz metālu fluorīdu un hlorīdu ar aptuveni vienādu jonu un kovalento saišu komponentu ieguldījumu.

Vidējā elementa-halogēna saites enerģija samazinās, pārejot no fluorīdiem uz jodīdiem un palielinoties n(skatīt tabulu).

Daudzi metālu halogenīdi, kas satur izolētus vai savienojošus O atomus (attiecīgi okso- un oksihalogenīdus), piemēram, vanādija oksotrifluorīds VOF 3, niobija dioksofluorīds NbO 2 F, volframa dioksodijodīds WO 2 I 2.

Kompleksie halogenīdi (halogēnmetalāti) satur kompleksus anjonus, kuros halogēna atomi ir ligandi, piemēram, kālija heksahlorplatināts (IV) K 2, nātrija heptafluorotantalāts (V) Na, litija heksafluoroarsenāts (V) Li. Fluor-, oksofluor- un hlormetalātiem ir visaugstākā termiskā stabilitāte. Pēc saišu rakstura jonu savienojumi ar katjoniem NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + un citiem ir tuvi kompleksajiem halogenīdiem.

Daudziem halogenīdiem ir raksturīga asociācija un polimerizācija šķidruma un gāzes fāzē, veidojot tilta saites. Visvairāk uz to ir pakļauti I un II grupas metālu halogenīdi, AlCl 3 , Sb pentafluorīdi un pārejas metāli, oksofluorīdi ar sastāvu MOF 4 . Zināmi halogenīdi ar metāla-metāla saiti, piemēram. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluorīdi pēc īpašībām būtiski atšķiras no citiem halogenīdiem. Tomēr vienkāršajos halogenīdos šīs atšķirības ir mazāk izteiktas nekā pašiem halogēniem, savukārt sarežģītajos halogenīdos tās ir mazāk izteiktas nekā vienkāršajos.

Daudzi kovalentie halogenīdi (īpaši fluorīdi) ir spēcīgas Lūisa skābes, piem. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluorīdi ir daļa no superskābēm. Augstākus halogenīdus reducē metāli un ūdeņradis, piemēram:

5WF 6 + W = 6 WF 5

TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF

V-VIII grupas metālu halogenīdus, izņemot Cr un Mn, H2 reducē līdz metāliem, piemēram:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Daudzi kovalentie un jonu metālu halogenīdi mijiedarbojas viens ar otru, veidojot sarežģītus halogenīdus, piemēram:

KC1 + TaCl 5 = K

Vieglākie halogēni var izspiest smagākos halogēnus no halogenīdiem. Skābeklis var oksidēt halogenīdus, atbrīvojot C1 2 , Br 2 un I 2 . Viena no kovalento halogenīdu raksturīgajām reakcijām ir mijiedarbība ar ūdeni (hidrolīze) vai tā tvaikiem karsējot (pirohidrolīze), kā rezultātā veidojas oksīdi, oksi- vai oksohalogenīdi, hidroksīdi un ūdeņraža halogenīdi.

Halogenīdus iegūst tieši no elementiem, ūdeņraža halogenīdu vai halogenīdu skābju mijiedarbībā ar elementiem, oksīdiem, hidroksīdiem vai sāļiem, kā arī apmaiņas reakcijās.

Halogenīdus plaši izmanto inženierzinātnēs kā izejmateriālus halogēnu, sārmu un sārmzemju metālu ražošanai, kā arī kā stiklu un citu neorganisku materiālu sastāvdaļas; tie ir starpprodukti reto un dažu krāsaino metālu ražošanā U, Si, Ge u.c.

Dabā halogenīdi veido atsevišķas minerālu klases, kurās ietilpst fluorīdi (piemēram, minerāli fluorīts, kriolīts) un hlorīdi (silvīts, karnalīts). Broms un jods dažos minerālos ir kā izomorfi piemaisījumi. Ievērojams daudzums halogenīdu ir atrodams jūru un okeānu ūdenī, sāļos un pazemes sālījumos. Daži halogenīdi, piemēram, NaCl, KC1, CaCl 2, ir dzīvo organismu daļa.

3. Karbonāti (no lat. carbo, ģints case carbonis coal), ogļskābes sāļi. Ir vidēji karbonāti ar CO 3 2-anjonu un skābie jeb bikarbonāti (novecojušie bikarbonāti) ar HCO 3 -anjonu. Karbonāti ir kristāliskas vielas. Lielākā daļa vidējo metālu sāļu oksidācijas stāvoklī + 2 kristalizējas sešstūrī. kalcīta režģveida vai aragonīta rombveida tips.

No vidējiem karbonātiem ūdenī šķīst tikai sārmu metālu, amonija un Tl (I) sāļi. Nozīmīgas hidrolīzes rezultātā to šķīdumos notiek sārmaina reakcija. Visgrūtāk šķīstošie metālu karbonāti oksidācijas stāvoklī + 2. Gluži pretēji, visi bikarbonāti labi šķīst ūdenī. Apmaiņas reakcijās ūdens šķīdumos starp metālu sāļiem un Na 2 CO 3 veidojas vidēju karbonātu nogulsnes, kad to šķīdība ir daudz zemāka nekā atbilstošo hidroksīdu šķīdība. Tas attiecas uz Ca, Sr un to analogiem lantanīdiem, Ag(I), Mn(II), Pb(II) un Cd(II). Atlikušie katjoni, hidrolīzes rezultātā mijiedarbojoties ar izšķīdušiem karbonātiem, var dot nevis vidējos, bet bāziskos karbonātus vai pat hidroksīdus. Vidējos karbonātus, kas satur daudzkārt uzlādētus katjonus, dažkārt var izgulsnēt no ūdens šķīdumiem liela CO 2 pārpalikuma klātbūtnē.

Karbonātu ķīmiskās īpašības ir saistītas ar to piederību vāju skābju neorganisko sāļu klasei. Karbonātiem raksturīgās iezīmes ir saistītas ar to sliktu šķīdību, kā arī gan pašu krabonātu, gan H 2 CO 3 termisko nestabilitāti. Šīs īpašības tiek izmantotas krabonātu analīzē, pamatojoties vai nu uz to sadalīšanos stiprās skābēs un CO 2 kvantitatīvo absorbciju, kas šajā gadījumā izdalās sārma šķīdumā, vai arī uz CO 3 2- jonu izgulsnēšanos no šķīduma. ВаСО 3 forma. Iedarbojoties ar CO 2 pārpalikumu uz vidēja karbonāta nogulsnēm šķīdumā, veidojas bikarbonāts, piemēram: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Bikarbonātu klātbūtne dabiskajā ūdenī nosaka tā pagaidu cietību. Hidrokarbonāti pēc nelielas karsēšanas jau zemā temperatūrā atkal pārvēršas vidējos karbonātos, kas karsējot sadalās līdz oksīdam un CO 2. Jo aktīvāks metāls, jo augstāka ir tā karbonāta sadalīšanās temperatūra. Tātad Na 2 CO 3 kūst nesadaloties 857 °C temperatūrā, un Ca, Mg un Al karbonātiem līdzsvara sadalīšanās spiediens sasniedz 0,1 MPa attiecīgi 820, 350 un 100 °C temperatūrā.

Karbonāti dabā ir ļoti izplatīti, kas ir saistīts ar CO 2 un H 2 O līdzdalību minerālu veidošanās procesos. karbonātiem ir liela nozīme globālā līdzsvarā starp gāzveida CO 2 atmosfērā un izšķīdušo CO 2 ;

un HCO 3 - un CO 3 2- jonus hidrosfērā un cietos sāļus litosfērā. Nozīmīgākie minerāli ir CaCO 3 kalcīts, MgCO 3 magnezīts, FeCO 3 siderīts, ZnCO 3 smitsonīts un daži citi.Kaļķakmens sastāv galvenokārt no kalcīta vai kalcīta organismu skeleta paliekām, retāk no aragonīta. Ir zināmi arī dabiskie sārmu metālu un Mg hidratētie karbonāti (piemēram, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dubultkarbonāti [piemēram, dolomīts CaMg (CO 3) 2, tronis Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] un bāzes [malahīts CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrokerusīts 2РbСО 3 Pb(OH) 2].

Vissvarīgākie ir kālija karbonāts, kalcija karbonāts un nātrija karbonāts. Daudzi dabiskie karbonāti ir ļoti vērtīgas metālu rūdas (piemēram, Zn, Fe, Mn, Pb, Cu karbonāti). Bikarbonātiem ir svarīga fizioloģiska loma, jo tie ir bufervielas, kas regulē asins pH noturību.

4. Nitrāti, slāpekļskābes sāļi HNO 3. Pazīstams gandrīz visiem metāliem; pastāv gan bezūdens sāļu M (NO3) veidā n (n- metāla oksidācijas pakāpe M) un kristālisko hidrātu veidā M (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). No ūdens šķīdumiem istabas temperatūrai tuvu temperatūrā bezūdens kristalizējas tikai sārmu metālu nitrāti, pārējie - kristālisku hidrātu veidā. Viena un tā paša metāla bezūdens un hidratētā nitrāta fizikāli ķīmiskās īpašības var būt ļoti atšķirīgas.

D-elementu nitrātu bezūdens kristāliskie savienojumi ir krāsoti. Tradicionāli nitrātus var iedalīt savienojumos ar pārsvarā kovalento saišu veidu (Be, Cr, Zn, Fe un citu pārejas metālu sāļi) un ar galvenokārt jonu saišu veidu (sārmu un sārmzemju metālu sāļi). Jonu nitrātiem ir raksturīga augstāka termiskā stabilitāte, augstākas simetrijas (kubiskā) kristālisko struktūru pārsvars un nitrātu jonu joslu nesadalīšanās IR spektros. Kovalentajiem nitrātiem ir lielāka šķīdība organiskajos šķīdinātājos, zemāka termiskā stabilitāte, to IR spektri ir sarežģītāki; daži kovalentie nitrāti istabas temperatūrā ir gaistoši, un, izšķīdinot ūdenī, tie daļēji sadalās, izdaloties slāpekļa oksīdiem.

Visiem bezūdens nitrātiem ir spēcīgas oksidējošas īpašības NO 3 - jona klātbūtnes dēļ, savukārt to oksidēšanas spēja palielinās, pārejot no jonu nitrātiem uz kovalentiem nitrātiem. Pēdējie sadalās 100-300°C robežās, joni - 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 un daži citi karsējot kūst). Sadalīšanās produkti cietā un šķidrā fāzē. secīgi ir nitrīti, oksonitrāti un oksīdi, dažreiz - brīvie metāli (kad oksīds ir nestabils, piemēram, Ag 2 O), un gāzes fāzē - NO, NO 2, O 2 un N 2. Sadalīšanās produktu sastāvs ir atkarīgs no metāla īpašībām un tā oksidācijas pakāpes, sildīšanas ātruma, temperatūras, gāzveida vides sastāva un citiem apstākļiem. NH 4 NO 3 detonē, un ātri uzkarsējot var sprādzienā sadalīties, šajā gadījumā veidojas N 2 , O 2 un H 2 O; lēni karsējot, tas sadalās N 2 O un H 2 O.

Brīvajam NO 3 - jonam gāzes fāzē ir vienādmalu trijstūra ģeometriskā struktūra ar N atomu centrā, ONO leņķiem ~ 120° un N-O saites garumu 0,121 nm. Kristālajos un gāzveida nitrātos NO 3 jons - pamatā saglabā savu formu un izmēru, kas nosaka nitrātu telpu un struktūru. Jons NO 3 - var darboties kā mono-, divzobu, trīszobu vai tilta ligands, tāpēc nitrātiem ir raksturīgi ļoti dažādi kristālu struktūru veidi.

Pārejas metāli augstā oksidācijas pakāpē sterikas dēļ. grūtības nevar veidot bezūdens nitrātus, un tiem raksturīgi oksonitrāti, piemēram, UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrāti veido lielu skaitu dubulto un komplekso sāļu ar NO 3 jonu - iekšējā sfērā. Ūdens vidē pārejas metālu katjoni hidrolīzes rezultātā veido mainīga sastāva hidroksonitrātus (bāzes nitrātus), kurus var izolēt arī cietā stāvoklī.

Hidrētie nitrāti atšķiras no bezūdens nitrātiem ar to, ka to kristāliskajās struktūrās metāla jons vairumā gadījumu ir saistīts ar ūdens molekulām, nevis ar NO 3 jonu. Tāpēc tie labāk nekā bezūdens nitrāti šķīst ūdenī, bet sliktāk - organiskajos šķīdinātājos vājāki oksidētāji nesakritīgi kūst kristalizācijas ūdenī 25-100°C robežās. Karsējot hidratētos nitrātus, bezūdens nitrāti, kā likums, neveidojas, bet notiek termolīze, veidojoties hidroksonitrātiem un pēc tam oksonitrātiem un metālu oksīdiem.

Pēc daudzām ķīmiskajām īpašībām nitrāti ir līdzīgi citiem neorganiskajiem sāļiem. Nitrātu raksturīgās īpašības ir saistītas ar to ļoti augsto šķīdību ūdenī, zemo termisko stabilitāti un spēju oksidēt organiskos un neorganiskos savienojumus. Nitrātu reducēšanas laikā veidojas slāpekli saturošu produktu NO 2, NO, N 2 O, N 2 vai NH 3 maisījums ar pārsvaru vienam no tiem atkarībā no reducētāja veida, temperatūras, vides reakcijas. un citi faktori.

Rūpnieciskās metodes nitrātu iegūšanai ir balstītas uz NH 3 absorbciju ar HNO 3 šķīdumiem (NH 4 NO 3) vai slāpekļa gāzu (NO + NO 2) absorbciju ar sārmu vai karbonātu šķīdumiem (sārmu metālu nitrātiem Ca, Mg , Ba), kā arī uz dažādām metālu sāļu apmaiņas reakcijām ar HNO 3 vai sārmu metālu nitrātiem. Laboratorijā bezūdens nitrātu iegūšanai izmanto pārejas metālu vai to savienojumu reakcijas ar šķidro N 2 O 4 un tā maisījumus ar organiskajiem šķīdinātājiem vai reakcijas ar N 2 O 5.

Nitrāti Na, K (nātrija un kālija nitrāts) ir sastopami dabisko nogulumu veidā.

Nitrātus izmanto daudzās nozarēs. Amonija nitrīts (amonija nitrāts) - galvenais slāpekli saturošais mēslojums; sārmu metālu nitrātus un Ca izmanto arī kā mēslojumu. Nitrāti - raķešu degvielas sastāvdaļas, pirotehniskie sastāvi, kodināšanas šķīdumi audumu krāsošanai; tos izmanto metālu cietināšanai, pārtikas konservēšanai, kā zāles, metālu oksīdu ražošanai.

Nitrāti ir toksiski. Tie izraisa plaušu tūsku, klepu, vemšanu, akūtu sirds un asinsvadu mazspēju u.c. Nāvējošā nitrātu deva cilvēkiem ir 8-15 g, pieļaujamā dienas deva ir 5 mg/kg. Na, K, Ca, NH3 nitrātu summai MPC: ūdenī 45 mg/l", augsnē 130 mg/kg (3. bīstamības klase); dārzeņos un augļos (mg/kg) - kartupeļos 250, vēlajos baltajos kāpostos. 500, vēlie burkāni 250, bietes 1400, sīpoli 80, cukini 400, melones 90, arbūzi, vīnogas, āboli, bumbieri 60. Agrotehnisko ieteikumu neievērošana, pārmērīga mēslošana krasi palielina lauksaimniecības produktu nitrātu saturu, virszemes noteces. ( 40-5500 mg/l), gruntsūdeņi.

5. Nitrīti, slāpekļskābes sāļi HNO 2. Pirmkārt, tiek izmantoti sārmu metālu un amonija nitrīti, mazāk - sārmzemju un Z. d-metāli, Pb un Ag. Par citu metālu nitrītiem ir tikai fragmentāra informācija.

Metālu nitrīti oksidācijas stāvoklī +2 veido kristālhidrātus ar vienu, divām vai četrām ūdens molekulām. Nitrīti veido, piemēram, dubultos un trīskāršos sāļus. CsNO 2 AgNO 2 vai Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, kā arī kompleksos savienojumus, piemēram, Na 3.

Kristālu struktūras ir zināmas tikai ar dažiem bezūdens nitrītiem. NO 2 anjonam ir nelineāra konfigurācija; ONO leņķis 115°, H-O saites garums 0,115 nm; savienojuma veids M-NO 2 ir jonu-kovalents.

Ūdenī labi šķīst K, Na, Ba nitrīti, slikti šķīst Ag, Hg, Cu nitrīti. Paaugstinoties temperatūrai, palielinās nitrītu šķīdība. Gandrīz visi nitrīti slikti šķīst spirtos, ēteros un zemas polaritātes šķīdinātājos.

Nitrīti ir termiski nestabili; kūst bez sadalīšanās tikai sārmu metālu nitrīti, citu metālu nitrīti sadalās 25-300 °C temperatūrā. Nitrītu sadalīšanās mehānisms ir sarežģīts un ietver vairākas paralēli secīgas reakcijas. Galvenie gāzveida sadalīšanās produkti ir NO, NO 2, N 2 un O 2, cietie ir metāla oksīds vai elementārs metāls. Liela daudzuma gāzu izdalīšanās izraisa dažu nitrītu, piemēram, NH 4 NO 2, eksplozīvu sadalīšanos, kas sadalās N 2 un H 2 O.

Nitrītu raksturīgās pazīmes ir saistītas ar to termisko nestabilitāti un nitrītu jonu spēju būt gan par oksidētāju, gan par reducētāju atkarībā no vides un reaģentu īpašībām. Neitrālā vidē nitrīti parasti tiek reducēti līdz NO, skābā vidē tie oksidējas līdz nitrātiem. Skābeklis un CO 2 nesadarbojas ar cietajiem nitrītiem un to ūdens šķīdumiem. Nitrīti veicina slāpekli saturošu organisko vielu, jo īpaši amīnu, amīdu utt., sadalīšanos. Ar organiskajiem halogenīdiem RXH. reaģē, veidojot gan RONO nitrītus, gan RNO 2 nitro savienojumus.

Nitrītu rūpnieciskās ražošanas pamatā ir slāpekļa gāzes (NO + NO 2 maisījums) absorbcija ar Na 2 CO 3 vai NaOH šķīdumiem ar secīgu NaNO 2 kristalizāciju; citu metālu nitrītus rūpniecībā un laboratorijās iegūst metālu sāļu apmaiņas reakcijā ar NaNO 2 vai šo metālu nitrātiem reducējot.

Nitrītus izmanto azo krāsvielu sintēzei, kaprolaktāma ražošanā, kā oksidētājus un reducētājus gumijas, tekstila un metālapstrādes rūpniecībā, kā pārtikas konservantus. Nitrīti, piemēram, NaNO 2 un KNO 2, ir toksiski, izraisot galvassāpes, vemšanu, elpošanas nomākumu utt. Saindējoties ar NaNO 2, asinīs veidojas methemoglobīns, tiek bojātas eritrocītu membrānas. Varbūt nitrozamīnu veidošanās no NaNO 2 un amīniem tieši kuņģa-zarnu traktā.

6. Sulfāti, sērskābes sāļi. Vidēji sulfāti ar anjonu SO 4 2- ir zināmi, skābi vai hidrosulfāti, ar anjonu HSO 4 - bāziski, kas kopā ar anjonu satur SO 4 2- - OH grupas, piemēram, Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Ir arī dubultsulfāti, kas ietver divus dažādus katjonus. Tie ietver divas lielas sulfātu grupas - alauns , kā arī henītus M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , kur M ir atsevišķi lādēts katjons, E ir Mg, Zn un citi divkārši lādēti katjoni. Zināmais trīskāršais sulfāts K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (minerālpoligalīts), dubultbāzes sulfāti, piemēram, alunīta un jarozīta grupu minerāli M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 un M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, kur M ir atsevišķi lādēts katjons. Sulfāti var būt jauktu sāļu sastāvdaļa, piemēram, 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (minerālberkīts), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainīts) .

Sulfāti ir kristāliskas vielas, vidēji un skābi, vairumā gadījumu tie labi šķīst ūdenī. Viegli šķīstoši kalcija, stroncija, svina un dažu citu sulfāti, praktiski nešķīstošs BaSO 4 , RaSO 4 . Bāzes sulfāti parasti ir slikti šķīstoši vai praktiski nešķīstoši, vai arī tos hidrolizē ūdens. Sulfāti var kristalizēties no ūdens šķīdumiem kristālisku hidrātu veidā. Dažu smago metālu kristāliskos hidrātus sauc par vitriolu; vara sulfāts СuSO 4 5H 2 O, dzelzs sulfāts FeSO 4 7H 2 O.

Vidēji sārmu metālu sulfāti ir termiski stabili, savukārt skābie sulfāti karsējot sadalās, pārvēršoties pirosulfātos: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Vidējie citu metālu sulfāti, kā arī bāziskie sulfāti, karsējot līdz pietiekami augstām temperatūrām, parasti sadalās, veidojot metālu oksīdus un izdaloties SO 3 .

Sulfāti dabā ir plaši izplatīti. Tie ir atrodami minerālu veidā, piemēram, ģipsis CaSO 4 H 2 O, mirabilīts Na 2 SO 4 10H 2 O, kā arī ir daļa no jūras un upju ūdens.

Daudzus sulfātus var iegūt, H 2 SO 4 mijiedarbojoties ar metāliem, to oksīdiem un hidroksīdiem, kā arī sadalot gaistošo skābju sāļus ar sērskābi.

Neorganiskie sulfāti tiek plaši izmantoti. Piemēram, amonija sulfāts ir slāpekļa mēslojums, nātrija sulfātu izmanto stikla, papīra rūpniecībā, viskozes ražošanā uc Dabiskie sulfāta minerāli ir izejvielas dažādu metālu savienojumu, būvmateriālu u.c. rūpnieciskai ražošanai.

7.sulfīti, sērskābes sāļi H2SO3 . Ir vidēji sulfīti ar anjonu SO 3 2- un skābie (hidrosulfīti) ar anjonu HSO 3 - . Vidēji sulfīti ir kristāliskas vielas. Amonija un sārmu metālu sulfīti labi šķīst ūdenī; šķīdība (g 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Ūdens šķīdumos tie veido hidrosulfītus. Sārmzemju un dažu citu metālu sulfīti ūdenī praktiski nešķīst; MgSO 3 šķīdība 1 g 100 g (40°C). Zināmi kristāliskie hidrāti (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 utt.

Bezūdens sulfīti, karsējot bez piekļuves gaisam noslēgtos traukos, nesamērīgi pārvēršas sulfīdos un sulfātos, karsējot N 2 plūsmā, tie zaudē SO 2, un, karsējot gaisā, tie viegli oksidējas līdz sulfātiem. Ar SO 2 ūdens vidē vidēji sulfīti veido hidrosulfītus. Sulfīti ir salīdzinoši spēcīgi reducētāji, tos oksidē šķīdumos ar hloru, bromu, H 2 O 2 utt., veidojot sulfātus. Tos sadala spēcīgas skābes (piemēram, HC1), izdalot SO 2.

Kristāliskie hidrosulfīti ir pazīstami ar K, Rb, Cs, NH 4 +, tie ir nestabili. Citi hidrosulfīti pastāv tikai ūdens šķīdumos. Blīvums NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3; šķīdība ūdenī (g uz 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Karsējot kristāliskos hidrosulfītus Na vai K vai kad celulozes M 2 SO 3 vircas šķīdums ir piesātināts ar SO 2, veidojas pirosulfīti (novecojušie - metabisulfīti) M 2 S 2 O 5 - pirosulfīta skābes sāļi, kas nav zināmi brīvajā. stāvoklis H 2 S 2 O 5; kristāli, nestabili; blīvums (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; virs ~ 160 °С tie sadalās, izdaloties SO 2; izšķīst ūdenī (ar sadalīšanos līdz HSO 3 -), šķīdība (g uz 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; veido hidrātus Na2S2O57H2O un ZK2S2O52H2O; reducējošie līdzekļi.

Vidējos sārmu metālu sulfītus iegūst, M 2 CO 3 (vai MOH) ūdens šķīdumam reaģējot ar SO 2 un MSO 3, izlaižot SO 2 caur MCO 3 ūdens suspensiju; galvenokārt SO 2 izmanto no saskares sērskābes ražošanas izplūdes gāzēm. Sulfītus izmanto audumu, šķiedru, ādas graudu konservēšanai, zaļās lopbarības, rūpnieciskās barības atkritumu balināšanā, krāsošanā un apdrukā (NaHSO 3 ,

Na2S2O5). CaSO 3 un Ca(HSO 3) 2 - dezinfekcijas līdzekļi vīndarībā un cukura rūpniecībā. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - sulfīta šķīduma sastāvdaļas celulozes veidošanā; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorbētājs; NaHSO 3 ir H 2 S absorbētājs no ražošanas atgāzēm, reducētājs sēra krāsvielu ražošanā. K 2 S 2 O 5 - skābes fiksatoru sastāvdaļa fotogrāfijā, antioksidants, antiseptisks līdzeklis.

Maisījumu atdalīšanas metodes

Filtrēšana, nehomogēnu sistēmu šķidro - cieto daļiņu (suspensijas) un gāzes - cieto daļiņu atdalīšana, izmantojot porainas filtra starpsienas (FP), kas ļauj iziet cauri šķidrumam vai gāzei, bet saglabā cietās daļiņas. Procesa virzītājspēks ir spiediena starpība abās FP pusēs.

Atdalot suspensijas, cietās daļiņas parasti veido mitru nogulumu slāni uz FP, ko, ja nepieciešams, mazgā ar ūdeni vai citu šķidrumu, kā arī dehidrē, izpūšot caur to gaisu vai citu gāzi. Filtrēšanu veic ar nemainīgu spiediena starpību vai nemainīgu procesa ātrumu w(filtrāta daudzums m 3, kas iet cauri 1 m 2 FP virsmas laika vienībā). Pie nemainīgas spiediena starpības suspensija tiek padota uz filtru zem vakuuma vai pārspiediena, kā arī ar virzuļsūkni; izmantojot centrbēdzes sūkni, spiediena starpība palielinās un procesa ātrums samazinās.

Atkarībā no suspensiju koncentrācijas izšķir vairākus filtrēšanas veidus. Koncentrācijā, kas lielāka par 1%, filtrēšana notiek, veidojot nogulsnes, un koncentrācijā, kas mazāka par 0,1%, ar FP poru aizsērēšanu (šķidrumu dzidrināšana). Ja uz FP neveidojas pietiekami blīvs nogulumu slānis un cietās daļiņas nokļūst filtrātā, to filtrē, izmantojot smalki dispersus palīgmateriālus (diatomītu, perlītu), kurus iepriekš uzklāj uz FP vai pievieno suspensijai. Ja sākotnējā koncentrācija ir mazāka par 10%, iespējama daļēja suspensiju atdalīšanās un sabiezēšana.

Tiek izšķirti nepārtraukti un intermitējoši filtri. Pēdējam galvenie darba posmi ir filtrēšana, nogulumu mazgāšana, to dehidratācija un izkraušana. Tajā pašā laikā optimizācija ir piemērojama pēc augstākās produktivitātes un zemāko izmaksu kritērijiem. Ja mazgāšana un dehidratācija netiek veikta un starpsienas hidraulisko pretestību var neievērot, tad visaugstākā produktivitāte tiek sasniegta, ja filtrēšanas laiks ir vienāds ar palīgoperāciju ilgumu.

Piemērojams elastīgs FP, kas izgatavots no kokvilnas, vilnas, sintētiskiem un stikla audumiem, kā arī neausts FP, kas izgatavots no dabīgām un sintētiskām šķiedrām un neelastīgs - keramikas, metālkeramikas un putuplasta. Filtrāta kustības virzieni un gravitācijas iedarbība var būt pretēji, sakrist vai būt savstarpēji perpendikulāri.

Filtru dizaini ir dažādi. Viens no visizplatītākajiem ir rotējošais cilindra vakuuma filtrs. (cm. att.) nepārtrauktas darbības, kurā filtrāta kustības virzieni un gravitācijas iedarbība ir pretēji. Sadales iekārta savieno I un II zonu ar vakuuma avotu un III un IV zonu ar saspiesta gaisa avotu. Filtrāts un mazgāšanas šķidrums no I un II zonas nonāk atsevišķos uztvērējos. Plaši izplatījusies arī automatizētā intermitējošā filtra prese ar horizontālām kamerām, filtra audumu bezgalīgas lentes veidā un elastīgām membrānām dūņu atūdeņošanai presējot. Tas veic mainīgas darbības, piepildot kameras ar suspensiju, filtrējot, mazgājot un dehidrējot nogulsnes, atdala blakus esošās kameras un noņem nogulsnes.

Dinamiskās bīdes sprieguma, efektīvās un plastiskās viskozitātes noteikšana normālā temperatūrā

Dinamiskās bīdes sprieguma, efektīvās un plastiskās viskozitātes noteikšana paaugstinātā temperatūrā

Pieredze 2. Fosforskābes sāļu īpašību iegūšana un izpēte.

Ūdens ir viens no galvenajiem ķīmiskajiem savienojumiem uz mūsu planētas. Viena no tās interesantākajām īpašībām ir spēja veidot ūdens šķīdumus. Un daudzās zinātnes un tehnikas jomās liela nozīme ir sāls šķīdībai ūdenī.

Ar šķīdību saprot dažādu vielu spēju veidot viendabīgus (homogēnus) maisījumus ar šķidrumiem – šķīdinātājiem. Tas ir materiāla tilpums, ko izmanto, lai izšķīdinātu un izveidotu piesātinātu šķīdumu, kas nosaka tā šķīdību, kas ir salīdzināma ar šīs vielas masas daļu vai tās daudzumu koncentrētā šķīdumā.

Saskaņā ar spēju šķīst sāļus klasificē šādi:

šķīstošās vielas ietver vielas, kuras var izšķīdināt 100 g ūdens vairāk nekā 10 g;
slikti šķīstoši ir tie, kuru daudzums šķīdinātājā nepārsniedz 1 g;
nešķīstošā koncentrācija 100 g ūdens ir mazāka par 0,01.

Gadījumā, ja šķīdināšanai izmantotās vielas polaritāte ir līdzīga šķīdinātāja polaritātei, tā ir šķīstoša. Pie dažādām polaritātēm, visticamāk, vielu nav iespējams atšķaidīt.

Kā notiek izšķīšana

Ja mēs runājam par to, vai sāls izšķīst ūdenī, tad lielākajai daļai sāļu tas ir godīgs apgalvojums. Ir īpaša tabula, pēc kuras jūs varat precīzi noteikt šķīdības daudzumu. Tā kā ūdens ir universāls šķīdinātājs, tas labi sajaucas ar citiem šķidrumiem, gāzēm, skābēm un sāļiem.

Vienu no spilgtākajiem piemēriem cietas vielas šķīšanai ūdenī var novērot gandrīz katru dienu virtuvē, gatavojot ēdienus, izmantojot galda sāli. Tātad, kāpēc sāls izšķīst ūdenī?

No skolas ķīmijas kursa daudzi atceras, ka ūdens un sāls molekulas ir polāras. Tas nozīmē, ka to elektriskie stabi atrodas pretēji, kā rezultātā rodas augsta dielektriskā konstante. Ūdens molekulas ieskauj citas vielas jonus, piemēram, kā mūsu gadījumā, NaCl. Šajā gadījumā veidojas šķidrums, kas ir viendabīgs savā konsistencē.

Temperatūras efekts

Ir vairāki faktori, kas ietekmē sāļu šķīdību. Pirmkārt, tā ir šķīdinātāja temperatūra. Jo augstāks tas ir, jo lielāka ir daļiņu difūzijas koeficienta vērtība šķidrumā, un masas pārnešana notiek ātrāk.

Lai gan, piemēram, vārāmā sāls (NaCl) šķīdība ūdenī praktiski nav atkarīga no temperatūras, jo tā šķīdības koeficients ir 35,8 pie t 20 ° C un 38,0 pie 78 ° C. Bet vara sulfāts (CaSO4) ar ūdens temperatūras paaugstināšanos. izšķīst sliktāk.

Citi faktori, kas ietekmē šķīdību, ir:

Izšķīdušo daļiņu lielums - ar lielāku fāzes atdalīšanas laukumu šķīšana notiek ātrāk.
Sajaukšanas process, kas, intensīvi veicot, veicina efektīvāku masas pārnesi.
Piemaisījumu klātbūtne: daži paātrina šķīšanas procesu, bet citi, kavējot difūziju, samazina procesa ātrumu.

Video par sāls šķīdināšanas mehānismu

Sāļu, skābju un bāzu šķīdības tabula ir pamats, bez kura nav iespējams pilnībā apgūt ķīmiskās zināšanas. Bāzu un sāļu šķīdība palīdz mācīt ne tikai skolēnus, bet arī profesionāļus. Daudzu dzīvības produktu radīšana nevar iztikt bez šīm zināšanām.

Tabula par skābju, sāļu un bāzu šķīdību ūdenī

Sāļu un bāzu šķīdības ūdenī tabula ir rokasgrāmata, kas palīdz apgūt ķīmijas pamatus. Tālāk sniegtās piezīmes palīdzēs jums saprast tālāk redzamo tabulu.

P - norāda uz šķīstošu vielu;
H ir nešķīstoša viela;
M - viela nedaudz šķīst ūdens vidē;
RK - viela var izšķīst tikai tad, ja tiek pakļauta spēcīgajām organiskajām skābēm;
Svītra teiks, ka tāda būtne dabā neeksistē;
NK - nešķīst ne skābēs, ne ūdenī;
? - jautājuma zīme norāda, ka šodien nav precīzas informācijas par vielas izšķīšanu.

Bieži vien tabulu izmanto ķīmiķi un skolēni, studenti laboratorijas pētījumiem, kuru laikā ir nepieciešams noteikt apstākļus noteiktu reakciju rašanās brīdim. Saskaņā ar tabulu, izrādās, lai noskaidrotu, kā viela uzvedas sālsskābā vai skābā vidē, vai ir iespējamas nogulsnes. Nogulsnes pētījumu un eksperimentu laikā norāda uz reakcijas neatgriezeniskumu. Tas ir nozīmīgs punkts, kas var ietekmēt visa laboratorijas darba gaitu.

Definīcija sāļi disociācijas teorijas ietvaros. Sāļus parasti iedala trīs grupās: vidējs, skābs un bāzisks. Vidējos sāļos visi atbilstošās skābes ūdeņraža atomi ir aizstāti ar metālu atomiem, skābes sāļos tie ir tikai daļēji aizstāti, atbilstošās bāzes OH grupas bāziskajos sāļos tie ir daļēji aizstāti ar skābes atlikumiem.

Ir arī daži citi sāļu veidi, piemēram dubultie sāļi, kas satur divus dažādus katjonus un vienu anjonu: CaCO 3 MgCO 3 (dolomīts), KCl NaCl (silvinīts), KAl (SO 4) 2 (kālija alauns); jaukti sāļi, kas satur vienu katjonu un divus dažādus anjonus: CaOCl 2 (vai Ca(OCl)Cl); kompleksie sāļi, kas ietver komplekss jons, kas sastāv no centrālā atoma, kas saistīts ar vairākiem ligandi: K 4 (dzeltenais asins sāls), K 3 (sarkanais asins sāls), Na, Cl; hidratēti sāļi(kristālu hidrāti), kas satur molekulas kristalizācijas ūdens: CuSO 4 5H 2 O (vara sulfāts), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glaubera sāls).

Sāļu nosaukums veidojas no anjona nosaukuma, kam seko katjona nosaukums.

Skābju bezskābekļa sāļiem nemetāla nosaukumam pievieno sufiksu id, piemēram, nātrija hlorīds NaCl, dzelzs (H) sulfīds FeS utt.

Nosaucot skābekli saturošu skābju sāļus, augstāku oksidācijas pakāpju gadījumā elementa nosaukuma latīņu saknei pievieno galotni. — am, zemāku oksidācijas pakāpju gadījumā – beigu -tas. Dažu skābju nosaukumos prefikss tiek izmantots, lai apzīmētu nemetāla zemākos oksidācijas pakāpi. hipo-, perhlorskābes un permangānskābes sāļiem izmantojiet prefiksu per-, piemēram: kalcija karbonāts CaCO 3, dzelzs (III) sulfāts Fe 2 (SO 4) 3, dzelzs (II) sulfīts FeSO 3, kālija hipohlorīts KOSl, kālija hlorīts KOSl 2, kālija hlorāts KOSl 3, kālija perhlorāts KOSl 4, kālija permanganāts KMnO 2 hroms 4, 2 O 7 .

Skābes un bāzes sāļi var uzskatīt par nepilnīgas skābju un bāzu konversijas produktu. Saskaņā ar starptautisko nomenklatūru ūdeņraža atoms, kas ir daļa no skābes sāls, tiek apzīmēts ar prefiksu hidro-, OH grupa - prefikss hidroksi, NaHS - nātrija hidrosulfīds, NaHSO 3 - nātrija hidrosulfīts, Mg (OH) Cl - magnija hidroksihlorīds, Al (OH) 2 Cl - alumīnija dihidroksihlorīds.

Komplekso jonu nosaukumos vispirms ir norādīti ligandi, pēc tam metāla nosaukums, kas norāda uz atbilstošo oksidācijas pakāpi (iekavās ir romiešu cipari). Sarežģīto katjonu nosaukumos tiek izmantoti metālu krievu nosaukumi, piemēram: Cl 2 - tetraamīna vara (P) hlorīds, 2 SO 4 - diamīna sudraba (1) sulfāts. Komplekso anjonu nosaukumos tiek lietoti metālu latīņu nosaukumi ar sufiksu -at, piemēram: K[Al (OH) 4] - kālija tetrahidroksialumināts, Na - nātrija tetrahidroksihromāts, K 4 - kālija heksacianoferāts (H) .

Hidratēto sāļu nosaukumi (kristāliskie hidrāti) tiek veidoti divos veidos. Varat izmantot iepriekš aprakstīto sarežģīto katjonu nosaukumu sistēmu; piemēram, vara sulfātu SO 4 H 2 0 (vai CuSO 4 5H 2 O) var saukt par tetraakvavara(II) sulfātu. Tomēr vispazīstamākajiem hidratētajiem sāļiem visbiežāk ūdens molekulu skaits (hidratācijas pakāpe) tiek norādīts ar ciparu prefiksu vārdam. "hidrāts", piemēram: CuSO 4 5H 2 O - vara (I) sulfāta pentahidrāts, Na 2 SO 4 10H 2 O - nātrija sulfāta dekahidrāts, CaCl 2 2H 2 O - kalcija hlorīda dihidrāts.

Sāļu šķīdība

Pēc šķīdības ūdenī sāļus iedala šķīstošajos (P), nešķīstošajos (H) un vāji šķīstošajos (M). Lai noteiktu sāļu šķīdību, izmantojiet tabulu par skābju, bāzu un sāļu šķīdību ūdenī. Ja pie rokas nav galda, tad varat izmantot noteikumus. Tos ir viegli atcerēties.

1. Visi slāpekļskābes sāļi ir šķīstoši – nitrāti.

2. Visi sālsskābes sāļi ir šķīstoši - hlorīdi, izņemot AgCl (H), PbCl 2 (M).

3. Visi sērskābes sāļi - sulfāti ir šķīstoši, izņemot BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Nātrija un kālija sāļi ir šķīstoši.

5. Visi fosfāti, karbonāti, silikāti un sulfīdi nešķīst, izņemot Na sāļus + un K + .

No visiem ķīmiskajiem savienojumiem sāļi ir vislielākā vielu klase. Tās ir cietas vielas, tās atšķiras viena no otras pēc krāsas un šķīdības ūdenī. XIX gadsimta sākumā. Zviedru ķīmiķis I. Bērzeliuss formulēja sāļu definīciju kā skābju reakcijas produktus ar bāzēm vai savienojumiem, kas iegūti, aizvietojot ūdeņraža atomus skābē ar metālu. Pamatojoties uz to, sāļus izšķir kā vidējus, skābus un bāziskus. Vidēji jeb normālie sāļi ir produkti, kas rodas, ūdeņraža atomus pilnībā aizstājot skābē ar metālu.

Piemēram:

Na 2 CO 3 - nātrija karbonāts;

CuSO 4 - vara (II) sulfāts utt.

Šādi sāļi sadalās metālu katjonos un skābes atlikuma anjonos:

Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 2 -

Skābes sāļi ir produkti, kad skābē esošie ūdeņraža atomi ir nepilnīgi aizvietoti ar metālu. Skābie sāļi ir, piemēram, cepamā soda NaHCO 3 , kas sastāv no metāla katjona Na + un skāba, atsevišķi uzlādēta atlikuma HCO 3 - . Skābajam kalcija sālim formulu raksta šādi: Ca (HCO 3) 2. Šo sāļu nosaukumus veido vidējo sāļu nosaukumi, pievienojot prefiksu. hidro- , Piemēram:

Mg (HSO 4) 2 - magnija hidrosulfāts.

Skābju sāļus sadala šādi:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 \u003d Mg 2+ + 2HSO 4 -

Bāzes sāļi ir hidroksogrupu nepilnīgas aizstāšanas produkti bāzē pret skābes atlikumu. Piemēram, pie šādiem sāļiem pieder slavenais malahīts (CuOH) 2 CO 3, par kuru jūs lasāt P. Bažova darbos. Tas sastāv no diviem bāzes katjoniem CuOH + un divkārši lādēta skābes atlikuma CO 3 2- anjona. CuOH + katjonam ir +1 lādiņš, tāpēc molekulā divi šādi katjoni un viens divkārši lādēts CO 3 2- anjons ir apvienoti elektriski neitrālā sālī.

Šādu sāļu nosaukumi būs tādi paši kā parastajiem sāļiem, bet ar prefiksa pievienošanu hidrokso-, (CuOH) 2 CO 3 - vara (II) hidroksokarbonāts vai AlOHCl 2 - alumīnija hidroksohlorīds. Lielākā daļa bāzisko sāļu ir nešķīstoši vai slikti šķīstoši.

Pēdējie disociējas šādi:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Sāls īpašības

Pirmās divas apmaiņas reakcijas ir detalizēti apspriestas iepriekš.

Trešā reakcija ir arī apmaiņas reakcija. Tas plūst starp sāls šķīdumiem, un to pavada nogulšņu veidošanās, piemēram:

Ceturtā sāļu reakcija ir saistīta ar metāla stāvokli metāla spriegumu elektroķīmiskajā virknē (sk. "Metāla spriegumu elektroķīmiskās sērijas"). Katrs metāls spriegumu virknē izspiež no sāls šķīdumiem visus pārējos metālus, kas atrodas pa labi no tā. Uz to attiecas šādi nosacījumi:

1) abiem sāļiem (gan reaģējošiem, gan reakcijas rezultātā izveidotajiem) jābūt šķīstošiem;

2) metāliem nevajadzētu mijiedarboties ar ūdeni, tāpēc I un II grupas galveno apakšgrupu metāli (pēdējai, sākot ar Ca) neizspiež citus metālus no sāls šķīdumiem.

Sāļu iegūšanas metodes

Sāļu iegūšanas metodes un ķīmiskās īpašības. Sāļus var iegūt no gandrīz jebkuras klases neorganiskiem savienojumiem. Līdztekus šīm metodēm bezskābekļa sāļus var iegūt, tieši mijiedarbojoties metālam un nemetālam (Cl, S utt.).

Daudzi sāļi karsējot ir stabili. Tomēr amonija sāļi, kā arī daži zemu aktīvo metālu sāļi, vājas skābes un skābes, kurās elementiem ir augstāks vai zemāks oksidācijas līmenis, karsējot sadalās.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2Ag 2 CO 3 \u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2

NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

2KSlO 3 \u003d MnO 2 \u003d 2KCl + 3O 2

4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl