Tabela rozpuszczalności mocne podstawy. Rozpuszczalność soli w wodzie w temperaturze pokojowej

Kationy	Aniony
F-	Cl-	br-	I-	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

Legenda:

P - substancja jest dobrze rozpuszczalna w wodzie; M - słabo rozpuszczalny; H - praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale łatwo rozpuszczalny w słabych lub rozcieńczonych kwasach; RK - nierozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalny tylko w mocnych kwasach nieorganicznych; NK - nierozpuszczalny ani w wodzie, ani w kwasach; G - całkowicie hydrolizuje po rozpuszczeniu i nie występuje w kontakcie z wodą. Myślnik oznacza, że taka substancja w ogóle nie istnieje.

W roztworach wodnych sole całkowicie lub częściowo dysocjują na jony. Sole słabych kwasów i/lub słabych zasad ulegają hydrolizie. Wodne roztwory soli zawierają uwodnione jony, pary jonowe i bardziej złożone formy chemiczne, w tym produkty hydrolizy itp. Wiele soli jest również rozpuszczalnych w alkoholach, acetonie, amidach kwasowych i innych rozpuszczalnikach organicznych.

Z roztworów wodnych sole mogą krystalizować w postaci krystalicznych hydratów, z roztworów niewodnych - w postaci krystalicznych solwatów, np. CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Dane dotyczące różnych procesów zachodzących w układach wodno-solnych, rozpuszczalności soli w ich wspólnej obecności w zależności od temperatury, ciśnienia i stężenia, składu fazy stałej i ciekłej można uzyskać badając wykresy rozpuszczalności układów wodno-solnych.

Ogólne metody syntezy soli.

1. Uzyskanie średnich soli:

1) metal z niemetalem: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal z kwasem: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metal z roztworem soli mniej aktywnego metalu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) tlenek zasadowy z tlenkiem kwasowym: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) zasadowy tlenek z kwasem CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) zasady z tlenkiem kwasowym Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) zasady z kwasem: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) sole kwasów: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) roztwór zasadowy z roztworem soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) roztwory dwóch soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Otrzymywanie soli kwasowych:

1. Oddziaływanie kwasu z brakiem zasady. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Oddziaływanie zasady z nadmiarem tlenku kwasowego

Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3) 2

3. Oddziaływanie średniej soli z kwasem Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3 Ca (H 2 PO 4) 2

3. Otrzymywanie podstawowych soli:

1. Hydroliza soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas

ZnCl2 + H2O \u003d Cl + HCl

2. Dodawanie (kropla po kropli) niewielkich ilości alkaliów do roztworów soli metali średnich AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Oddziaływanie soli słabych kwasów z solami średnimi

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

4. Otrzymywanie soli złożonych:

1. Reakcje soli z ligandami: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Uzyskanie soli podwójnych:

1. Łączna krystalizacja dwóch soli:

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

4. Reakcje redoks ze względu na właściwości kationu lub anionu. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. Właściwości chemiczne soli kwasowych:

1. Rozkład termiczny z wytworzeniem średniej soli

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

2. Interakcja z alkaliami. Uzyskanie średniej soli.

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O

3. Właściwości chemiczne soli zasadowych:

1. Rozkład termiczny. 2 CO 3 \u003d 2 CuO + CO 2 + H 2 O

2. Oddziaływanie z kwasem: tworzenie średniej soli.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

4. Właściwości chemiczne soli złożonych:

1. Zniszczenie kompleksów w wyniku powstawania słabo rozpuszczalnych związków:

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

2. Wymiana ligandów między sferą zewnętrzną i wewnętrzną.

K2 + 6H2O \u003d Cl2 + 2KCl

5. Właściwości chemiczne soli podwójnych:

1. Oddziaływanie z roztworami alkalicznymi: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Surowcami do przemysłowej produkcji szeregu soli chlorkowych, siarczanów, węglanów, boranów Na, K, Ca, Mg są wody morskie i oceaniczne, naturalne solanki powstające podczas jej parowania oraz stałe złoża soli. Dla grupy minerałów tworzących osadowe złoża soli (siarczany i chlorki Na, K i Mg) stosuje się kryptonim „sole naturalne”. Największe złoża soli potasowych znajdują się w Rosji (Solikamsk), Kanadzie i Niemczech, potężne złoża rud fosforanowych – w Afryce Północnej, Rosji i Kazachstanie, NaNO3 – w Chile.

Sole znajdują zastosowanie w przemyśle spożywczym, chemicznym, metalurgicznym, szklarskim, skórzanym, tekstylnym, rolnictwie, medycynie itp.

Główne rodzaje soli

1. Borany (oksoborany), sole kwasów borowych: metaborowy HBO 2, ortoborowy H 3 BO 3 oraz kwasy poliborowe niewydzielone w stanie wolnym. W zależności od liczby atomów boru w cząsteczce dzieli się je na mono-, di, tetra-, heksaborany itp. Borany są również nazywane według kwasów, które je tworzą i według liczby moli B 2 O 3 na 1 mol podstawowego tlenku. Tak więc różne metaborany można nazwać monoboranami, jeśli zawierają anion B (OH) 4 lub anion łańcucha (BO 2) n n - diborany - jeśli zawierają podwójny anion łańcucha (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborany - jeśli zawierają anion pierścieniowy (B 3 O 6) 3-.

Struktury boranów obejmują grupy borowo-tlenowe - „bloki” zawierające od 1 do 6, a czasem 9 atomów boru, np.:

Liczba koordynacyjna atomów boru wynosi 3 (trójkątne grupy borowo-tlenowe) lub 4 (grupy tetraedryczne). Grupy borowo-tlenowe są podstawą nie tylko wyspowych, ale także bardziej złożonych struktur - polimeryzowanych łańcuchowo, warstwowo i szkieletowo. Te ostatnie powstają w wyniku eliminacji wody w cząsteczkach uwodnionych boranów i pojawienia się wiązań mostkowych przez atomy tlenu; procesowi temu towarzyszy czasami zerwanie wiązania B-O w obrębie polianionów. Polianiony mogą przyłączać grupy boczne - czworościany borowo-tlenowe lub trójkąty, ich dimery lub obce aniony.

Amon, alkalia, a także inne metale na stopniu utlenienia +1 tworzą najczęściej uwodnione i bezwodne metaborany typu MBO 2, tetraborany M 2 B 4 O 7, pentaborany MB 5 O 8, a także M 4 B 10 O 17 dekaboruje n H 2 O. Ziem alkalicznych i innych metali na stopniu utlenienia + 2 zwykle dają uwodnione metaborany, triborany M 2 B 6 O 11 i heksaborany MB 6 O 10. jak również bezwodne meta-, orto- i tetraborany. Metale na stopniu utlenienia +3 charakteryzują się uwodnionymi i bezwodnymi ortoboranami MBO 3 .

Borany to bezbarwne substancje amorficzne lub kryształy (głównie o strukturze niskosymetrycznej - jednoskośnej lub rombowej). W przypadku boranów bezwodnych temperatury topnienia mieszczą się w zakresie od 500 do 2000 °C; najbardziej wysokotopliwymi metaboranami są alkalia oraz orto- i metaborany metali ziem alkalicznych. Większość boranów łatwo tworzy szkła, gdy ich stopiony materiał jest schłodzony. Twardość uwodnionych boranów w skali Mohsa wynosi 2-5, bezwodna - do 9.

Uwodnione monoborany tracą wodę krystalizacyjną do ~180°C, poliborany - do 300-500°C; eliminacja wody z powodu grup OH , koordynowany wokół atomów boru występuje do ~750°С. Przy całkowitym odwodnieniu powstają substancje amorficzne, które w temperaturze 500-800 ° C w większości przypadków ulegają „przegrupowaniu boranu” - krystalizacji, której towarzyszy (w przypadku poliboranów) częściowy rozkład z uwolnieniem B 2 O 3.

Borany metali alkalicznych, amonu i T1(I) są rozpuszczalne w wodzie (zwłaszcza meta- i pentaborany), hydrolizują w roztworach wodnych (roztwory mają odczyn alkaliczny). Większość boranów jest łatwo rozkładana przez kwasy, w niektórych przypadkach przez działanie CO 2; i SO2;. Borany metali ziem alkalicznych i metali ciężkich oddziałują z roztworami zasad, węglanów i wodorowęglanów metali alkalicznych. Bezwodne borany są chemicznie bardziej stabilne niż uwodnione. Z niektórymi alkoholami, zwłaszcza z glicerolem, borany tworzą rozpuszczalne w wodzie kompleksy. Pod wpływem silnych środków utleniających, w szczególności H 2 O 2, lub podczas utleniania elektrochemicznego, borany przekształcają się w peroksoboran .

Znanych jest około 100 naturalnych boranów, które są głównie solami Na, Mg, Ca, Fe.

Uwodnione borany otrzymuje się przez: neutralizację H 3 BO 3 tlenkami, wodorotlenkami lub węglanami metali; reakcje wymiany boranów metali alkalicznych, najczęściej Na, z solami innych metali; reakcja wzajemnej przemiany trudno rozpuszczalnych boranów z wodnymi roztworami boranów metali alkalicznych; procesy hydrotermalne z zastosowaniem halogenków metali alkalicznych jako dodatków mineralizujących. Bezwodne borany otrzymuje się przez stapianie lub spiekanie B2O3 z tlenkami lub węglanami metali lub przez odwodnienie hydratów; monokryształy rosną w roztworach boranów w stopionych tlenkach, na przykład Bi 2 O 3 .

Borany stosuje się: do otrzymywania innych związków boru; jako składniki wsadu w produkcji szkieł, szkliw, emalii, ceramiki; do powłok i impregnatów ognioodpornych; jako składniki topników do rafinacji, spawania i lutowania metali”; jako pigmenty i wypełniacze farb i lakierów; jako zaprawy w farbiarstwie, inhibitory korozji, składniki elektrolitów, luminofory itp. Najszerzej stosowane są boraks i borany wapnia.

2. Halogenki, związki chemiczne halogenów z innymi pierwiastkami. Halogenki zwykle obejmują związki, w których atomy halogenu mają wyższą elektroujemność niż inny pierwiastek. Halogenki nie tworzą He, Ne i Ar. Proste lub binarne halogenki EX n (n- najczęściej liczba całkowita od 1 dla monohalogenków do 7 dla IF 7 i ReF 7, ale może być również ułamkowa, np. 7/6 dla Bi 6 Cl 7) obejmują w szczególności sole kwasów halogenowodorowych i związków międzyhalogenowych (dla na przykład fluorowcofluorki). Istnieją również mieszane halogenki, polihalogenki, halogenki, tlenohalogenki, tlenohalogenki, hydroksohalogenki, tiohalogenki i złożone halogenki. Stopień utlenienia halogenów w halogenkach wynosi zwykle -1.

Zgodnie z naturą wiązania pierwiastek-halogen proste halogenki dzielą się na jonowe i kowalencyjne. W rzeczywistości relacje mają charakter mieszany z przewagą wkładu jednego lub drugiego składnika. Halogenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, a także wiele mono- i dihalogenków innych metali, są typowymi solami, w których przeważa jonowy charakter wiązania. Większość z nich jest stosunkowo ogniotrwała, mało lotna, dobrze rozpuszczalna w wodzie; w roztworach wodnych prawie całkowicie dysocjują na jony. Właściwości soli posiadają również trihalogenki pierwiastków ziem rzadkich. Rozpuszczalność w wodzie halogenków jonowych na ogół spada od jodków do fluorków. Chlorki, bromki i jodki Ag + , Cu + , Hg + i Pb 2+ są słabo rozpuszczalne w wodzie.

Wzrost liczby atomów halogenu w halogenkach metali lub stosunek ładunku metalu do promienia jego jonu prowadzi do wzrostu kowalencyjnego składnika wiązania, zmniejszenia rozpuszczalności w wodzie i stabilności termicznej halogenków, wzrostu lotność, wzrost utleniania, zdolność i skłonność do hydrolizy. Zależności te obserwuje się dla halogenków metali z tego samego okresu iw szeregu halogenków tego samego metalu. Łatwo je prześledzić na przykładzie właściwości termicznych. Na przykład dla halogenków metali z czwartego okresu temperatury topnienia i wrzenia wynoszą odpowiednio 771 i 1430°C dla KC1, 772 i 1960°C dla CaCl 2, 967 i 975°C dla ScCl 3 , -24,1 i 136°C dla TiCl4. Dla UF 3 temperatura topnienia wynosi ~1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348 °C, UF 6 64,0°C. W serii związków EC n z tym samym n kowalencyjność wiązania zwykle wzrasta wraz z przejściem od fluorków do chlorków i zmniejsza się wraz z przejściem od tych ostatnich do bromków i jodków. Tak więc dla AlF 3 temperatura sublimacji wynosi 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, temperatura wrzenia A1Br 3 wynosi 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. W serii ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura sublimacji wynosi odpowiednio 906, 334, 355 i 418°C. W szeregach MF n i MS1 n gdzie M jest metalem jednej podgrupy, kowalencyjność wiązania maleje wraz ze wzrostem masy atomowej metalu. Istnieje niewiele fluorków i chlorków metali o w przybliżeniu takim samym udziale składników wiązań jonowych i kowalencyjnych.

Średnia energia wiązania pierwiastek-halogen maleje przy przechodzeniu od fluorków do jodków i wraz ze wzrostem n(patrz tabela).

Wiele halogenków metali zawierających izolowane lub mostkujące atomy O (odpowiednio okso- i tlenohalogenki), na przykład oksotrifluorek wanadu VOF3, dioksyfluorek niobu NbO2F, dioksodijodek wolframu WO 2 I 2.

Halogenki złożone (halogenometalany) zawierają złożone aniony, w których atomy halogenu są ligandami, na przykład heksachloroplatynian potasu (IV) K2, heptafluorotantalan sodu (V) Na, heksafluoroarsenian litu (V) Li. Fluoro-, oksofluoro- i chlorometalany mają najwyższą stabilność termiczną. Ze względu na charakter wiązań związki jonowe z kationami NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + i inne są zbliżone do złożonych halogenków.

Wiele halogenków charakteryzuje się asocjacją i polimeryzacją w fazie ciekłej i gazowej z tworzeniem wiązań mostkowych. Najbardziej podatne na to są halogenki metali z grup I i II, AlCl 3 , pentafluorki Sb oraz metali przejściowych, oksofluorki o składzie MOF 4 . Na przykład znane halogenki z wiązaniem metal-metal. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluorki różnią się znacznie właściwościami od innych halogenków. Jednak w prostych halogenkach różnice te są mniej wyraźne niż w samych halogenkach, a w złożonych halogenkach są mniej wyraźne niż w prostych.

Wiele halogenków kowalencyjnych (zwłaszcza fluorków) to silne kwasy Lewisa, np. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluorki są częścią superkwasów. Wyższe halogenki są redukowane przez metale i wodór, na przykład:

5WF 6 + W = 6WF 5

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

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

Halogenki metali z grup V-VIII, z wyjątkiem Cr i Mn, są redukowane przez H2 do metali, na przykład:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Wiele halogenków metali kowalencyjnych i jonowych oddziałuje ze sobą, tworząc złożone halogenki, na przykład:

KC1 + TaCl5 = K

Lżejsze halogeny mogą wypierać cięższe z halogenków. Tlen może utleniać halogenki z uwolnieniem C1 2 , Br 2 i I 2 . Jedną z charakterystycznych reakcji halogenków kowalencyjnych jest oddziaływanie z wodą (hydroliza) lub jej parami po podgrzaniu (pirohydroliza), prowadzące do powstania tlenków, oksy- lub oksohalogenków, wodorotlenków i halogenków wodoru.

Halogenki otrzymuje się bezpośrednio z pierwiastków poprzez oddziaływanie halogenowodorów lub kwasów halogenowodorowych z pierwiastkami, tlenkami, wodorotlenkami lub solami, a także poprzez reakcje wymiany.

Halogenki są szeroko stosowane w inżynierii jako materiały wyjściowe do produkcji halogenów, metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych oraz jako składniki szkieł i innych materiałów nieorganicznych; są półproduktami w produkcji metali rzadkich i niektórych metali nieżelaznych, U, Si, Ge itp.

W naturze halogenki tworzą odrębne klasy minerałów, które obejmują fluorki (np. minerały fluoryt, kriolit) i chlorki (sylwit, karnalit). Brom i jod występują w niektórych minerałach jako zanieczyszczenia izomorficzne. Znaczące ilości halogenków znajdują się w wodach mórz i oceanów, w solankach solnych i podziemnych. Niektóre halogenki, takie jak NaCl, KC1, CaCl2, są częścią organizmów żywych.

3. Węglany (od łac. carbo, rodzaj przypadku carbonis carbon), sole kwasu węglowego. Istnieją węglany średnie z anionem CO 3 2- i kwasowym lub wodorowęglany (przestarzałe wodorowęglany), z anionem HCO 3 -. Węglany to substancje krystaliczne. Większość soli metali średnich na stopniu utlenienia + 2 krystalizuje w sześciokąt. typu kratowego kalcytu lub rombowego typu aragonitu.

Spośród średnich węglanów tylko sole metali alkalicznych, amonu i Tl(I) rozpuszczają się w wodzie. W wyniku znacznej hydrolizy ich roztwory mają odczyn alkaliczny. Najtrudniejsze rozpuszczalne węglany metali na stopniu utlenienia + 2. Wręcz przeciwnie, wszystkie wodorowęglany są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Podczas reakcji wymiany w wodnych roztworach między solami metali a Na2CO3, osady średnich węglanów tworzą się, gdy ich rozpuszczalność jest znacznie mniejsza niż odpowiadających im wodorotlenków. Tak jest w przypadku Ca, Sr i ich analogów, lantanowców, Ag(I), Mn(II), Pb(II) i Cd(II). Pozostałe kationy, oddziałując z rozpuszczonymi węglanami w wyniku hydrolizy, mogą dawać nie przeciętne, lecz zasadowe węglany lub nawet wodorotlenki. Średnie węglany zawierające wielokrotnie naładowane kationy można czasem wytrącać z roztworów wodnych w obecności dużego nadmiaru CO2.

Właściwości chemiczne węglanów wynikają z ich przynależności do klasy nieorganicznych soli słabych kwasów. Charakterystyczne cechy węglanów związane są z ich słabą rozpuszczalnością, a także niestabilnością termiczną zarówno samych krabonianów, jak i H 2 CO 3 . Właściwości te są wykorzystywane w analizie krabonianów, opartej albo na ich rozkładzie mocnymi kwasami i ilościowej absorpcji CO 2 uwolnionego w tym przypadku przez roztwór alkaliczny, albo na wytrąceniu jonu CO 3 2- z roztworu w forma ВаСО 3 . Pod działaniem nadmiaru CO 2 na osad przeciętnego węglanu w roztworze powstaje wodorowęglan, na przykład: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Obecność wodorowęglanów w naturalnej wodzie determinuje jej tymczasową twardość. Węglowodory po lekkim podgrzaniu już w niskich temperaturach są ponownie przekształcane w średnie węglany, które po podgrzaniu rozkładają się na tlenek i CO2. Im bardziej aktywny metal, tym wyższa temperatura rozkładu jego węglanu. Tak więc Na 2 CO 3 topi się bez rozkładu w temperaturze 857 °C, a dla węglanów Ca, Mg i Al równowagowe ciśnienia rozkładu osiągają 0,1 MPa w temperaturach odpowiednio 820, 350 i 100 °C.

Węglany są w przyrodzie bardzo rozpowszechnione, co wynika z udziału CO 2 i H 2 O w procesach tworzenia minerałów. węglany odgrywają dużą rolę w równowadze globalnej między gazowym CO 2 w atmosferze a rozpuszczonym CO 2 ;

oraz jony HCO 3 - i CO 3 2- w hydrosferze oraz sole stałe w litosferze. Najważniejszymi minerałami są kalcyt CaCO 3 , magnezyt MgCO 3 , syderyt FeCO 3 , smithsonit ZnCO 3 i kilka innych. Wapień składa się głównie z kalcytowych lub kalcytowych szczątków szkieletowych organizmów, rzadziej z aragonitu. Znane są również naturalne uwodnione węglany metali alkalicznych i Mg (na przykład MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), podwójne węglany [na przykład dolomit CaMg (CO 3) 2, tron Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] i zasadowy [malachit CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerusyt 2РbСО 3Pb(OH) 2].

Najważniejsze z nich to węglan potasu, węglan wapnia i węglan sodu. Wiele naturalnych węglanów to bardzo cenne rudy metali (np. węglany Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Wodorowęglany pełnią ważną rolę fizjologiczną, będąc substancjami buforowymi regulującymi stałe pH krwi.

4. Azotany, sole kwasu azotowego HNO 3. Znany z prawie wszystkich metali; występują zarówno w postaci bezwodnych soli M (NO 3) n (n- stopień utlenienia metalu M), oraz w postaci krystalicznych hydratów M (NO 3) n x H2O ( X= 1-9). Z roztworów wodnych o temperaturze zbliżonej do temperatury pokojowej krystalizują bezwodnie tylko azotany metali alkalicznych, reszta - w postaci krystalicznych hydratów. Właściwości fizykochemiczne bezwodnego i uwodnionego azotanu tego samego metalu mogą być bardzo różne.

Bezwodne krystaliczne związki azotanów pierwiastków d są zabarwione. Konwencjonalnie azotany można podzielić na związki z przeważnie kowalencyjnym typem wiązania (sole Be, Cr, Zn, Fe i innych metali przejściowych) oraz z przeważającym jonowym typem wiązania (sole metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych). Azotany jonowe charakteryzują się wyższą stabilnością termiczną, przewagą struktur krystalicznych o większej symetrii (sześciennej) oraz brakiem rozszczepienia pasm jonów azotanowych w widmach IR. Azotany kowalencyjne mają wyższą rozpuszczalność w rozpuszczalnikach organicznych, niższą stabilność termiczną, ich widma IR są bardziej złożone; niektóre azotany kowalencyjne są lotne w temperaturze pokojowej, a po rozpuszczeniu w wodzie ulegają częściowemu rozkładowi z uwolnieniem tlenków azotu.

Wszystkie bezwodne azotany wykazują silne właściwości utleniające ze względu na obecność jonu NO 3 -, natomiast ich zdolność utleniająca wzrasta wraz z przejściem od azotanów jonowych do kowalencyjnych. Te ostatnie rozkładają się w zakresie 100-300°C, jonowe - w temperaturze 400-600°C (NaNO 3 , KNO 3 i niektóre inne topią się po podgrzaniu). Produkty rozkładu w fazie stałej i ciekłej. to kolejno azotyny, oksoazotany i tlenki, czasem – wolne metale (gdy tlenek jest niestabilny np. Ag 2 O), a w fazie gazowej – NO, NO 2, O 2 i N 2. Skład produktów rozkładu zależy od rodzaju metalu i jego stopnia utlenienia, szybkości ogrzewania, temperatury, składu ośrodka gazowego i innych warunków. NH 4 NO 3 detonuje, a po szybkim podgrzaniu może się rozłożyć z wybuchem, w tym przypadku tworzą się N 2 , O 2 i H 2 O; podczas powolnego ogrzewania rozkłada się na N 2 O i H 2 O.

Wolny jon NO 3 - w fazie gazowej ma strukturę geometryczną trójkąta równobocznego z atomem N w środku, kątami ONO ~ 120° i długościami wiązań N-O 0,121 nm. W azotanach krystalicznych i gazowych jon NO 3 - w zasadzie zachowuje swój kształt i wielkość, co determinuje przestrzeń i strukturę azotanów. Jon NO 3 - może pełnić rolę liganda jedno-, dwu-, trójkleszczowego lub pomostowego, dlatego azotany charakteryzują się dużą różnorodnością typów struktur krystalicznych.

Metale przejściowe na wysokich stopniach utlenienia z powodu steryczności. trudności nie mogą tworzyć bezwodnych azotanów, a charakteryzują się one oksonitratami, na przykład UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Azotany tworzą dużą liczbę soli podwójnych i złożonych z jonem NO 3 - w sferze wewnętrznej. W środowiskach wodnych, w wyniku hydrolizy, kationy metali przejściowych tworzą hydroksyazotany (azotany zasadowe) o zmiennym składzie, które można izolować również w stanie stałym.

Azotany uwodnione różnią się od bezwodnych tym, że w swojej strukturze krystalicznej jon metalu jest w większości związany z cząsteczkami wody, a nie z jonem NO 3 . Dlatego lepiej rozpuszczają się w wodzie niż bezwodne azotany, ale gorzej - w rozpuszczalnikach organicznych słabsze utleniacze topią się niekongruentnie w wodzie krystalizacyjnej w zakresie 25-100°C. Podczas ogrzewania uwodnionych azotanów z reguły nie tworzą się bezwodne azotany, ale zachodzi termoliza z powstawaniem hydroksyazotanów, a następnie oksoonitryanów i tlenków metali.

Pod względem wielu właściwości chemicznych azotany są podobne do innych soli nieorganicznych. Charakterystyczne cechy azotanów wynikają z ich bardzo wysokiej rozpuszczalności w wodzie, niskiej stabilności termicznej oraz zdolności utleniania związków organicznych i nieorganicznych. Podczas redukcji azotanów powstaje mieszanina produktów zawierających azot NO 2 , NO, N 2 O, N 2 lub NH 3 z przewagą jednego z nich w zależności od rodzaju środka redukującego, temperatury, odczynu medium i inne czynniki.

Przemysłowe metody wytwarzania azotanów opierają się na absorpcji NH 3 przez roztwory HNO 3 (dla NH 4 NO 3) lub absorpcji gazów azotowych (NO + NO 2) przez roztwory zasad lub węglanów (dla azotanów metali alkalicznych Ca, Mg , Ba), a także w różnych reakcjach wymiany soli metali z HNO 3 lub azotanami metali alkalicznych. W laboratorium do uzyskania bezwodnych azotanów wykorzystuje się reakcje metali przejściowych lub ich związków z ciekłym N 2 O 4 i jego mieszaninami z rozpuszczalnikami organicznymi lub reakcje z N 2 O 5 .

Azotany Na, K (azotan sodu i potasu) występują w postaci naturalnych złóż.

Azotany znajdują zastosowanie w wielu gałęziach przemysłu. Azotyn amonu (saletra amonu) - główny nawóz zawierający azot; Jako nawozy stosuje się również azotany metali alkalicznych i Ca. Azotany - składniki paliw rakietowych, kompozycje pirotechniczne, roztwory trawiące do barwienia tkanin; są wykorzystywane do hartowania metali, konserwacji żywności, jako leki oraz do produkcji tlenków metali.

Azotany są toksyczne. Powodują obrzęk płuc, kaszel, wymioty, ostrą niewydolność krążenia itp. Śmiertelna dawka azotanów dla ludzi wynosi 8-15 g, dopuszczalna dzienna dawka to 5 mg/kg. Dla sumy azotanów Na, K, Ca, NH3 MPC: w wodzie 45 mg/l", w glebie 130 mg/kg (klasa zagrożenia 3); w warzywach i owocach (mg/kg) - ziemniaki 250, kapusta biała późna 500, marchew późna 250, buraki 1400, cebula 80, cukinia 400, melony 90, arbuzy, winogrona, jabłka, gruszki 60. Nieprzestrzeganie zaleceń agrotechnicznych, nadmierne nawożenie drastycznie zwiększa zawartość azotanów w produktach rolnych, spływ powierzchniowy z pól ( 40-5500 mg/l), woda gruntowa.

5. Azotyny, sole kwasu azotawego HNO 2. Przede wszystkim stosuje się azotyny metali alkalicznych i amonu, w mniejszym stopniu - ziem alkalicznych i Z d-metale, Pb i Ag. Istnieją tylko fragmentaryczne informacje o azotynach innych metali.

Azotyny metali na stopniu utlenienia +2 tworzą hydraty kryształów z jedną, dwiema lub czterema cząsteczkami wody. Na przykład azotyny tworzą sole podwójne i potrójne. CsNO 2 AgNO 2 lub Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, a także związki kompleksowe, takie jak Na 3.

Struktury krystaliczne znane są tylko z kilku bezwodnych azotynów. Anion NO2 ma konfigurację nieliniową; kąt ONO 115°, długość wiązania H-O 0,115 nm; typ połączenia M-NO 2 jest jonowo-kowalencyjny.

Azotyny K, Na, Ba są dobrze rozpuszczalne w wodzie, azotyny Ag, Hg, Cu są słabo rozpuszczalne. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta rozpuszczalność azotynów. Prawie wszystkie azotyny są słabo rozpuszczalne w alkoholach, eterach i rozpuszczalnikach o niskiej polarności.

Azotyny są niestabilne termicznie; topić bez rozkładu tylko azotyny metali alkalicznych, azotyny innych metali rozkładają się w temperaturze 25-300 °C. Mechanizm rozkładu azotynów jest złożony i obejmuje szereg równoległych reakcji sekwencyjnych. Głównymi gazowymi produktami rozkładu są NO, NO 2, N 2 i O 2, stałe to tlenek metalu lub metal pierwiastkowy. Uwolnienie dużej ilości gazów powoduje wybuchowy rozkład niektórych azotynów, np. NH 4 NO 2, który rozkłada się na N 2 i H 2 O.

Charakterystyczne cechy azotynów związane są z ich niestabilnością termiczną oraz zdolnością jonu azotynu do bycia zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym, w zależności od medium i charakteru odczynników. W środowisku obojętnym azotyny są zwykle redukowane do NO, w środowisku kwaśnym utleniają się do azotanów. Tlen i CO 2 nie oddziałują ze stałymi azotynami i ich wodnymi roztworami. Azotyny przyczyniają się do rozkładu substancji organicznych zawierających azot, w szczególności amin, amidów itp. Z halogenkami organicznymi RXH. reagują, tworząc azotyny RONO i nitrozwiązki RNO 2 .

Przemysłowa produkcja azotynów oparta jest na absorpcji gazu podziemnego (mieszanina NO + NO 2) z roztworami Na 2 CO 3 lub NaOH z sukcesywną krystalizacją NaNO 2; azotyny innych metali w przemyśle i laboratoriach otrzymuje się w wyniku reakcji wymiany soli metali z NaNO 2 lub redukcji azotanów tych metali.

Azotyny są wykorzystywane do syntezy barwników azowych, w produkcji kaprolaktamu, jako utleniacze i redukujące w przemyśle gumowym, tekstylnym i metalurgicznym, jako konserwanty żywności. Azotyny takie jak NaNO 2 i KNO 2 są toksyczne, powodując bóle głowy, wymioty, depresję oddechową itp. Gdy NaNO 2 jest zatruty, we krwi tworzy się methemoglobina, błony erytrocytów ulegają uszkodzeniu. Być może powstawanie nitrozoamin z NaNO 2 i amin bezpośrednio w przewodzie pokarmowym.

6. Siarczany, sole kwasu siarkowego. Znane są średnie siarczany z anionem SO 4 2- kwaśne lub wodorosiarczany z anionem HSO 4 - zasadowym zawierającym wraz z anionem SO 4 2- - OH grupy np. Zn 2(OH) 2SO 4 . Istnieją również podwójne siarczany, które zawierają dwa różne kationy. Należą do nich dwie duże grupy siarczanów - ałun , oraz chenity M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , gdzie M to jednokrotnie naładowany kation, E to Mg, Zn i inne podwójnie naładowane kationy. Znane potrójne siarczany K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (poligalit mineralny), dwuzasadowe siarczany, np. minerały z grup ałunitowych i jarozytowych M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 i M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, gdzie M jest kationem naładowanym pojedynczo. Siarczany mogą być częścią soli mieszanych, np. 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkit mineralny), MgSO 4 KCl 3H2O (kainit).

Siarczany to substancje krystaliczne, średnie i kwaśne, w większości przypadków dobrze rozpuszczalne w wodzie. Słabo rozpuszczalne siarczany wapnia, strontu, ołowiu i niektórych innych, praktycznie nierozpuszczalne BaSO 4 , RaSO 4 . Siarczany zasadowe są zwykle słabo rozpuszczalne lub praktycznie nierozpuszczalne lub hydrolizowane przez wodę. Siarczany mogą krystalizować z roztworów wodnych w postaci krystalicznych hydratów. Krystaliczne hydraty niektórych metali ciężkich nazywane są witriolami; siarczan miedzi CuSO 4 5H 2 O, siarczan żelaza FeSO 4 7H 2 O.

Średnie siarczany metali alkalicznych są stabilne termicznie, podczas gdy siarczany kwasowe rozkładają się po podgrzaniu, zamieniając się w pirosiarczany: 2KHSO4 \u003d H2O + K2S2O7. Średnie siarczany innych metali, a także siarczany zasadowe, po podgrzaniu do wystarczająco wysokich temperatur, z reguły rozkładają się z tworzeniem tlenków metali i uwalnianiem SO 3 .

Siarczany są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie. Występują w postaci minerałów, takich jak gips CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, a także wchodzą w skład wód morskich i rzecznych.

Wiele siarczanów można otrzymać przez oddziaływanie H 2 SO 4 z metalami, ich tlenkami i wodorotlenkami, a także przez rozkład soli lotnych kwasów kwasem siarkowym.

Siarczany nieorganiczne są szeroko stosowane. Na przykład siarczan amonu jest nawozem azotowym, siarczan sodu jest stosowany w przemyśle szklarskim, papierniczym, produkcji wiskozy itp. Naturalne minerały siarczanowe są surowcami do przemysłowej produkcji związków różnych metali, materiałów budowlanych itp.

7.siarczyny, sole kwasu siarkawego H 2 SO 3 . Występują średnie siarczyny z anionem SO 3 2- oraz kwaśne (podsiarczyny) z anionem HSO 3 - . Średnie siarczyny to substancje krystaliczne. Siarczyny amonu i metali alkalicznych są dobrze rozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność (g w 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13° C), K 2 SO 3 106,7 (20° C). W roztworach wodnych tworzą podsiarczyny. Siarczyny ziem alkalicznych i niektórych innych metali są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność MgSO3 1 g w 100 g (40°C). Znane hydraty krystaliczne (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 itp.

Bezwodne siarczyny po podgrzaniu bez dostępu powietrza w zamkniętych naczyniach dysproporcjonują do siarczków i siarczanów, po podgrzaniu w strumieniu N2 tracą SO2, a po podgrzaniu na powietrzu łatwo utleniają się do siarczanów. Z SO 2 w środowisku wodnym średnie siarczyny tworzą podsiarczyny. Siarczyny są stosunkowo silnymi środkami redukującymi, utleniają się w roztworach chloru, bromu, H2O2 itp. do siarczanów. Są rozkładane przez silne kwasy (na przykład HC1) z uwolnieniem SO 2.

Krystaliczne podsiarczyny znane są z K, Rb, Cs, NH 4 + , są niestabilne. Inne podsiarczyny występują tylko w roztworach wodnych. Gęstość NH4HSO3 2,03 g/cm3; rozpuszczalność w wodzie (g na 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Gdy krystaliczne wodorosiarczyny Na lub K są ogrzewane, lub gdy zawiesinowy roztwór pulpy M 2 SO 3 jest nasycony SO 2, powstają pirosiarczyny (przestarzałe - pirosiarczyny) M 2 S 2 O 5 - sole kwasu pirosiarawego nieznane na wolnym stan H2S2O5; kryształy, niestabilne; gęstość (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; powyżej ~ 160 °С rozkładają się z uwolnieniem SO 2; rozpuścić w wodzie (z rozkładem do HSO 3 -), rozpuszczalność (g na 100 g): 64,4 Na 2 S 2 O 5, K 2 S 2 O 5 44,7; tworzą hydraty Na2S2O5 7H2O i ZK2S2O52H2O; środki redukujące.

Siarczyny metali alkalicznych średniej wielkości otrzymuje się w reakcji wodnego roztworu M2CO3 (lub MOH) z SO2 i MSO3 przez przepuszczenie SO2 przez wodną zawiesinę MCO3; głównie SO 2 jest wykorzystywany z gazów odlotowych z produkcji kontaktowej kwasu siarkowego. Siarczyny stosuje się do bielenia, barwienia i drukowania tkanin, włókien, skór do konserwacji ziarna, zielonki, przemysłowych odpadów paszowych (NaHSO 3 ,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 - środki dezynfekujące w przemyśle winiarskim i cukrowniczym. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - składniki ługu posiarczynowego podczas roztwarzania; (NH 4) 2 SO 3 - absorber SO 2; NaHSO 3 jest absorberem H 2 S z produkcyjnych gazów odlotowych, reduktorem przy produkcji barwników siarkowych. K 2 S 2 O 5 - składnik utrwalaczy kwasów w fotografii, przeciwutleniacz, antyseptyk.

Metody rozdzielania mieszanin

Filtracja, separacja układów niejednorodnych ciecz - cząstki stałe (zawiesiny) i gaz - cząstki stałe za pomocą porowatych przegród filtracyjnych (FP), które przepuszczają ciecz lub gaz, ale zatrzymują cząstki stałe. Siłą napędową procesu jest różnica ciśnień po obu stronach FP.

Podczas oddzielania zawiesin cząstki stałe zwykle tworzą warstwę mokrego osadu na FP, który w razie potrzeby jest przemywany wodą lub inną cieczą, a także odwadniany przez przedmuchiwanie przez niego powietrza lub innego gazu. Filtracja odbywa się przy stałej różnicy ciśnień lub przy stałej prędkości procesu w(ilość filtratu wm3 przechodzącego przez 1m2 powierzchni FP w jednostce czasu). Przy stałej różnicy ciśnień zawiesina jest podawana do filtra pod próżnią lub nadciśnieniem, a także za pomocą pompy tłokowej; podczas korzystania z pompy odśrodkowej różnica ciśnień wzrasta, a prędkość procesu maleje.

W zależności od stężenia zawiesin rozróżnia się kilka rodzajów filtracji. Przy stężeniu większym niż 1% filtracja następuje z utworzeniem osadu, a przy stężeniu mniejszym niż 0,1% z zatykaniem porów FP (klarowanie cieczy). Jeżeli na FP nie utworzy się dostatecznie gęsta warstwa osadu, a cząstki stałe dostaną się do filtratu, filtruje się go za pomocą drobno zdyspergowanych materiałów pomocniczych (diatomit, perlit), które są wcześniej nakładane na FP lub dodawane do zawiesiny. Przy początkowym stężeniu mniejszym niż 10% możliwe jest częściowe rozdzielenie i zagęszczenie zawiesin.

Rozróżnia się filtry ciągłe i przerywane. W przypadku tych ostatnich głównymi etapami pracy są filtracja, płukanie osadu, jego odwodnienie i rozładunek. Jednocześnie optymalizacja ma zastosowanie według kryteriów najwyższej produktywności i najniższych kosztów. Jeżeli nie wykonuje się mycia i odwadniania, a opór hydrauliczny przegrody można pominąć, wówczas najwyższą wydajność osiąga się, gdy czas filtracji jest równy czasowi operacji pomocniczych.

Stosowane elastyczne FP wykonane z bawełny, wełny, tkanin syntetycznych i szklanych, a także włókniny FP wykonane z włókien naturalnych i syntetycznych oraz nieelastyczne - ceramiczne, cermetowe i piankowe. Kierunki ruchu filtratu i działania grawitacji mogą być przeciwne, pokrywać się lub być wzajemnie prostopadłe.

Konstrukcje filtrów są zróżnicowane. Jednym z najczęstszych jest obrotowy bębnowy filtr próżniowy. (cm. Rys.) działania ciągłego, w którym kierunki ruchu filtratu i działanie grawitacji są przeciwne. Sekcja rozdzielnicy łączy strefy I i II ze źródłem podciśnienia, a strefy III i IV ze źródłem sprężonego powietrza. Filtrat i ciecz płucząca ze stref I i II trafiają do oddzielnych odbiorników. Szeroko rozpowszechniła się także automatyczna przerywana prasa filtracyjna z poziomymi komorami, tkaniną filtracyjną w postaci pasa bez końca i elastycznymi membranami do odwadniania osadów przez prasowanie. Wykonuje naprzemienne operacje napełniania komór zawiesiną, filtrowania, płukania i odwadniania osadu, rozdzielania sąsiednich komór i usuwania osadu.

Wyznaczanie dynamicznego naprężenia ścinającego, efektywnej i plastycznej lepkości w normalnej temperaturze

Wyznaczanie dynamicznego naprężenia ścinającego, lepkości efektywnej i plastycznej w podwyższonej temperaturze

Doświadczenie 2. Otrzymywanie i badanie właściwości soli kwasu fosforowego.

Woda jest jednym z głównych związków chemicznych na naszej planecie. Jedną z jego najciekawszych właściwości jest zdolność do tworzenia roztworów wodnych. A w wielu dziedzinach nauki i techniki ważną rolę odgrywa rozpuszczalność soli w wodzie.

Rozpuszczalność rozumiana jest jako zdolność różnych substancji do tworzenia jednorodnych (jednorodnych) mieszanin z cieczami - rozpuszczalnikami. To objętość materiału użytego do rozpuszczenia i utworzenia nasyconego roztworu determinuje jego rozpuszczalność, porównywalną z ułamkiem masowym tej substancji lub jej ilością w stężonym roztworze.

Zgodnie z ich zdolnością do rozpuszczania sole są klasyfikowane w następujący sposób:

substancje rozpuszczalne obejmują substancje, które można rozpuścić w 100 g wody więcej niż 10 g;
trudno rozpuszczalne to te, których ilość w rozpuszczalniku nie przekracza 1 g;
stężenie substancji nierozpuszczalnych w 100 g wody jest mniejsze niż 0,01.

W przypadku, gdy polarność substancji użytej do rozpuszczenia jest zbliżona do polarności rozpuszczalnika, jest ona rozpuszczalna. Przy różnych polaryzacjach najprawdopodobniej nie jest możliwe rozcieńczenie substancji.

Jak następuje rozpad

Jeśli mówimy o tym, czy sól rozpuszcza się w wodzie, to w przypadku większości soli jest to uczciwe stwierdzenie. Istnieje specjalna tabela, według której można dokładnie określić stopień rozpuszczalności. Ponieważ woda jest uniwersalnym rozpuszczalnikiem, dobrze miesza się z innymi cieczami, gazami, kwasami i solami.

Jeden z najwyraźniejszych przykładów rozpuszczania się ciała stałego w wodzie można zaobserwować niemal codziennie w kuchni, przygotowując potrawy z użyciem soli kuchennej. Dlaczego więc sól rozpuszcza się w wodzie?

Ze szkolnego kursu chemii wielu pamięta, że cząsteczki wody i soli są polarne. Oznacza to, że ich bieguny elektryczne są przeciwne, co skutkuje wysoką stałą dielektryczną. Cząsteczki wody otaczają jony innej substancji, np. jak w naszym przypadku NaCl. W tym przypadku powstaje ciecz, która ma jednorodną konsystencję.

Efekt temperatury

Na rozpuszczalność soli wpływa kilka czynników. Przede wszystkim jest to temperatura rozpuszczalnika. Im wyższy, tym większa jest wartość współczynnika dyfuzji cząstek w cieczy, a przenoszenie masy następuje szybciej.

Chociaż na przykład rozpuszczalność soli kuchennej (NaCl) w wodzie praktycznie nie zależy od temperatury, ponieważ jej współczynnik rozpuszczalności wynosi 35,8 w t 20 ° C i 38,0 w 78 ° C Ale siarczan miedzi (CaSO4) ze wzrostem temperatury woda rozpuszcza się gorzej.

Inne czynniki wpływające na rozpuszczalność to:

Wielkość rozpuszczonych cząstek – przy większej powierzchni rozdziału faz rozpuszczanie następuje szybciej.
Proces mieszania, który intensywnie przeprowadzany przyczynia się do bardziej efektywnego transferu masy.
Obecność zanieczyszczeń: niektóre przyspieszają proces rozpuszczania, inne, utrudniając dyfuzję, zmniejszają szybkość procesu.

Film o mechanizmie rozpuszczania soli

Tablica rozpuszczalności soli, kwasów i zasad to podstawa, bez której nie da się w pełni opanować wiedzy chemicznej. Rozpuszczalność zasad i soli pomaga w nauczaniu nie tylko uczniów, ale także osób zawodowo. Stworzenie wielu produktów życiowych nie może obejść się bez tej wiedzy.

Tabela rozpuszczalności kwasów, soli i zasad w wodzie

Tabela rozpuszczalności soli i zasad w wodzie to podręcznik, który pomaga w opanowaniu podstaw chemii. Poniższe uwagi pomogą Ci zrozumieć poniższą tabelę.

P - wskazuje na substancję rozpuszczalną;
H jest substancją nierozpuszczalną;
M – substancja słabo rozpuszczalna w środowisku wodnym;
RK - substancja może rozpuszczać się tylko pod wpływem silnych kwasów organicznych;
Myślnik powie, że takie stworzenie nie istnieje w naturze;
NK - nie rozpuszcza się ani w kwasach, ani w wodzie;
? - znak zapytania wskazuje, że obecnie nie ma dokładnych informacji o rozpuszczeniu substancji.

Często stół jest używany przez chemików i uczniów, studentów do badań laboratoryjnych, podczas których konieczne jest ustalenie warunków występowania pewnych reakcji. Zgodnie z tabelą okazuje się, jak zachowuje się substancja w środowisku chlorowodorowym lub kwaśnym, czy możliwy jest osad. Osad podczas badań i eksperymentów wskazuje na nieodwracalność reakcji. To istotny punkt, który może wpłynąć na przebieg całej pracy laboratoryjnej.

Definicja sole w ramach teorii dysocjacji. Sole są zwykle podzielone na trzy grupy: średni, kwaśny i podstawowy. W średnich solach wszystkie atomy wodoru odpowiedniego kwasu są zastąpione atomami metalu, w solach kwasowych są tylko częściowo zastąpione, w solach zasadowych grupy OH odpowiedniej zasady są częściowo zastąpione resztami kwasowymi.

Istnieją również inne rodzaje soli, takie jak sole podwójne, które zawierają dwa różne kationy i jeden anion: CaCO 3 MgCO 3 (dolomit), KCl NaCl (sylwinit), KAl (SO 4) 2 (ałun potasowy); sole mieszane, które zawierają jeden kation i dwa różne aniony: CaOCl2 (lub Ca(OCl)Cl); sole złożone, który zawiera cera, składający się z centralnego atomu połączonego z kilkoma ligandy: K 4 (sól krwi żółtej), K 3 (sól krwi czerwonej), Na, Cl; sole uwodnione(hydraty krystaliczne), które zawierają cząsteczki woda krystalizacyjna: CuSO 4 5H 2 O (siarczan miedzi), Na 2 SO 4 10H 2 O (sól Glaubera).

Nazwa soli powstaje z nazwy anionu, po której następuje nazwa kationu.

W przypadku soli kwasów beztlenowych dodaje się sufiks do nazwy niemetalu ID, np. chlorek sodu NaCl, siarczek żelaza(H) FeS itp.

Przy nazywaniu soli kwasów zawierających tlen, w przypadku wyższych stopni utlenienia, końcówkę dodaje się do łacińskiego rdzenia nazwy pierwiastka — jestem, w przypadku niższych stopni utlenienia końcówka -to. W nazwach niektórych kwasów przedrostek służy do oznaczenia najniższych stopni utlenienia niemetalu hipo-, dla soli kwasu nadchlorowego i nadmanganowego użyj przedrostka za-, np. węglan wapnia CaCO3, siarczan żelaza (III) Fe 2 (SO 4) 3, siarczyn żelaza (II) FeSO 3, podchloryn potasu KOSl, chloryn potasu KOSl 2, chloran potasu KOSl 3, nadchloran potasu KOSl 4, nadmanganian potasu KMnO 4, dichromian potasu K 2 Cr 2 O 7 .

Sole kwasowe i zasadowe można uznać za produkt niepełnej konwersji kwasów i zasad. Zgodnie z międzynarodową nomenklaturą atom wodoru, który jest częścią soli kwasowej, jest oznaczony przedrostkiem hydro-, grupa OH - prefiks hydroksyl, NaHS - podsiarczek sodu, NaHSO 3 - podsiarczyn sodu, Mg (OH) Cl - hydroksychlorek magnezu, Al (OH) 2 Cl - dihydroksychlorek glinu.

W nazwach jonów złożonych najpierw wskazano ligandy, a następnie nazwę metalu, wskazując odpowiedni stopień utlenienia (cyfry rzymskie w nawiasach). W nazwach kationów złożonych stosuje się rosyjskie nazwy metali, na przykład: Cl 2 - chlorek tetraaminy miedzi (P), 2 SO 4 - siarczan srebra diaminowego (1). W nazwach złożonych anionów stosuje się łacińskie nazwy metali z przyrostkiem -at, na przykład: K[Al (OH) 4] - tetrahydroksyglinian potasu, tetrahydroksychromian sodu, K 4 - heksacyjanożelazian potasu (H) .

Nazwy uwodnionych soli (hydraty krystaliczne) są tworzone na dwa sposoby. Możesz użyć złożonego systemu nazewnictwa kationów opisanego powyżej; na przykład siarczan miedzi SO 4 H 2 0 (lub CuSO 4 5H 2 O) można nazwać siarczanem tetraaquamiedzi(II). Jednak w przypadku najbardziej znanych soli uwodnionych najczęściej liczba cząsteczek wody (stopień uwodnienia) jest oznaczona przedrostkiem liczbowym przed słowem "hydrat", na przykład: CuSO 4 5H 2 O - pentahydrat siarczanu miedzi(I), Na 2 SO 4 10H 2 O - dekahydrat siarczanu sodu, CaCl 2 2H 2 O - dihydrat chlorku wapnia.

Rozpuszczalność soli

W zależności od rozpuszczalności w wodzie sole dzielą się na rozpuszczalne (P), nierozpuszczalne (H) i słabo rozpuszczalne (M). Aby określić rozpuszczalność soli, skorzystaj z tabeli rozpuszczalności kwasów, zasad i soli w wodzie. Jeśli nie ma pod ręką stołu, możesz skorzystać z zasad. Są łatwe do zapamiętania.

1. Wszystkie sole kwasu azotowego są rozpuszczalne - azotany.

2. Wszystkie sole kwasu solnego są rozpuszczalne – chlorki, z wyjątkiem AgCl(H), PbCl 2 (M).

3. Wszystkie sole kwasu siarkowego – siarczany są rozpuszczalne, z wyjątkiem BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Sole sodowe i potasowe są rozpuszczalne.

5. Wszystkie fosforany, węglany, krzemiany i siarczki nie rozpuszczają się, z wyjątkiem soli Na + i K + .

Spośród wszystkich związków chemicznych sole są najliczniejszą klasą substancji. Są to ciała stałe, różnią się od siebie kolorem i rozpuszczalnością w wodzie. Na początku XIX wieku. Szwedzki chemik I. Berzelius sformułował definicję soli jako produktów reakcji kwasów z zasadami lub związków otrzymanych przez zastąpienie atomów wodoru w kwasie metalem. Na tej podstawie rozróżnia się sole jako średnie, kwaśne i zasadowe. Średnie lub normalne sole są produktami całkowitego zastąpienia atomów wodoru w kwasie metalem.

Na przykład:

Na 2 WSPÓŁ 3 - węglan sodu;

CuSO 4 - siarczan miedzi (II) itp.

Takie sole dysocjują na kationy metali i aniony reszty kwasowej:

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

Sole kwasowe to produkty niecałkowitego zastąpienia atomów wodoru w kwasie metalem. Sole kwasowe obejmują na przykład sodę oczyszczoną NaHCO 3 , która składa się z kationu metalu Na + i kwasowej jednorodnie naładowanej reszty HCO 3 - . W przypadku kwaśnej soli wapnia wzór jest zapisany w następujący sposób: Ca (HCO 3) 2. Nazwy tych soli składają się z nazw średnich soli z dodatkiem przedrostka hydro- , Na przykład:

Mg (HSO 4) 2 - wodorosiarczan magnezu.

Zdysocjuj sole kwasów w następujący sposób:

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

Sole zasadowe są produktami niepełnego podstawienia grup hydroksylowych w zasadzie na resztę kwasową. Na przykład takie sole obejmują słynny malachit (CuOH) 2 CO 3, o którym czytałeś w pracach P. Bazhova. Składa się z dwóch zasadowych kationów CuOH + i podwójnie naładowanego anionu reszty kwasowej CO 3 2- . Kation CuOH + ma ładunek +1, dlatego w cząsteczce dwa takie kationy i jeden podwójnie naładowany anion CO 3 2- są połączone w elektrycznie obojętną sól.

Nazwy takich soli będą takie same jak dla normalnych soli, ale z dodatkiem przedrostka hydrokso-, (CuOH) 2 CO 3 - wodorowęglan miedzi (II) lub AlOHCl 2 - chlorowodorek glinu. Większość zasadowych soli jest nierozpuszczalna lub słabo rozpuszczalna.

Te ostatnie dysocjują w ten sposób:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Właściwości soli

Pierwsze dwie reakcje wymiany zostały szczegółowo omówione wcześniej.

Trzecia reakcja to również reakcja wymiany. Przepływa pomiędzy roztworami soli i towarzyszy mu tworzenie się osadu, np.:

Czwarta reakcja soli jest związana z pozycją metalu w elektrochemicznej serii napięć metali (patrz „Elektrochemiczna seria napięć metali”). Każdy metal wypiera z roztworów soli wszystkie inne metale znajdujące się po jego prawej stronie w szeregu napięć. Podlega to następującym warunkom:

1) obie sole (zarówno reagujące, jak i powstałe w wyniku reakcji) muszą być rozpuszczalne;

2) metale nie powinny wchodzić w interakcje z wodą, dlatego metale głównych podgrup grup I i II (w przypadku tych ostatnich, zaczynając od Ca) nie wypierają innych metali z roztworów soli.

Metody otrzymywania soli

Metody otrzymywania i właściwości chemiczne soli. Sole można otrzymać ze związków nieorganicznych prawie każdej klasy. Wraz z tymi metodami sole kwasów beztlenowych można otrzymać przez bezpośrednie oddziaływanie metalu i niemetalu (Cl, S, itp.).

Wiele soli jest stabilnych po podgrzaniu. Jednak sole amonowe, a także niektóre sole metali o niskiej aktywności, słabych kwasów i kwasów, w których pierwiastki wykazują wyższy lub niższy stopień utlenienia, rozkładają się po podgrzaniu.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

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

2Cu(NO3) 2 \u003d 2CuO + 4NO2 + O2

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

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