Tabelul de solubilitate baze puternice. Solubilitatea sărurilor în apă la temperatura camerei

Cationii	Anionii
F-	Cl-	br-	eu-	S2-	NUMARUL 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

Legendă:

P - substanța este foarte solubilă în apă; M - ușor solubil; H - practic insolubil în apă, dar ușor solubil în acizi slabi sau diluați; RK - insolubil în apă și solubil numai în acizi anorganici puternici; NK - insolubil nici în apă, nici în acizi; G - hidrolizează complet la dizolvare și nu există în contact cu apa. O liniuță înseamnă că o astfel de substanță nu există deloc.

În soluții apoase, sărurile se disociază complet sau parțial în ioni. Sărurile acizilor slabi și/sau bazelor slabe suferă hidroliză. Soluțiile apoase de sare conțin ioni hidratați, perechi de ioni și forme chimice mai complexe, inclusiv produse de hidroliză etc. Un număr de săruri sunt, de asemenea, solubile în alcooli, acetonă, amide acide și alți solvenți organici.

Din soluții apoase, sărurile pot cristaliza sub formă de hidrați cristalini, din soluții neapoase - sub formă de solvați cristalini, de exemplu CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Date despre diferite procese care au loc în sistemele apă-sare, despre solubilitatea sărurilor în prezența lor comună în funcție de temperatură, presiune și concentrație, despre compoziția fazelor solide și lichide pot fi obținute prin studierea diagramelor de solubilitate a sistemelor apă-sare.

Metode generale de sinteza a sarurilor.

1. Obținerea sărurilor medii:

1) metal cu nemetal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal cu acid: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metal cu o soluție de sare a unui metal mai puțin activ Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) oxid bazic cu oxid acid: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) oxid bazic cu acid CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) baze cu oxid acid Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baze cu acid: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) săruri acide: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl

9) o soluție de bază cu o soluție de sare: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) soluții de două săruri 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Obținerea sărurilor acide:

1. Interacțiunea unui acid cu lipsa unei baze. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Interacțiunea unei baze cu un exces de oxid acid

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

3. Interacțiunea unei sări medii cu acidul Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Obținerea sărurilor bazice:

1. Hidroliza sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid puternic

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Adăugarea (picătură cu picătură) de cantități mici de alcaline la soluții de săruri metalice medii AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interacțiunea sărurilor acizilor slabi cu sărurile medii

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

4. Obținerea sărurilor complexe:

1. Reacţiile sărurilor cu liganzi: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCI3 + 6KCN] = K3 + 3KCI

5. Obținerea sărurilor duble:

1. Cristalizarea în comun a două săruri:

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

4. Reacții redox datorită proprietăților cationului sau anionului. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Proprietățile chimice ale sărurilor acide:

1. Descompunere termică cu formare de sare medie

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

2. Interacțiune cu alcalii. Obținerea de sare medie.

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

3. Proprietățile chimice ale sărurilor bazice:

1. Descompunere termică. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Interacțiunea cu acidul: formarea unei săruri medii.

Sn(OH)Cl + HCI = SnCl2 + H2O

4. Proprietăți chimice ale sărurilor complexe:

1. Distrugerea complexelor din cauza formării de compuși slab solubili:

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

2. Schimb de liganzi între sferele exterioare și interioare.

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

5. Proprietățile chimice ale sărurilor duble:

1. Interacțiune cu soluții alcaline: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Materiile prime pentru producerea industrială a unui număr de săruri clorurate, sulfați, carbonați, borați de Na, K, Ca, Mg sunt apa de mare și ocean, saramurele naturale formate în timpul evaporării sale și depozitele solide de săruri. Pentru un grup de minerale care formează zăcăminte de sare sedimentară (sulfați și cloruri de Na, K și Mg), se folosește numele de cod „săruri naturale”. Cele mai mari zăcăminte de săruri de potasiu sunt situate în Rusia (Solikamsk), Canada și Germania, zăcăminte puternice de minereuri de fosfat - în Africa de Nord, Rusia și Kazahstan, NaNO3 - în Chile.

Sărurile sunt folosite în industria alimentară, chimică, metalurgică, sticla, piele, textile, agricultură, medicină etc.

Principalele tipuri de săruri

1. Borați (oxoborați), săruri ale acizilor boric: HBO 2 metaboric, H 3 BO 3 ortoboric și acizi poliboric neizolați în stare liberă. După numărul de atomi de bor din moleculă, aceștia se împart în mono-, di, tetra-, hexaborați etc. Borații se mai numesc după acizii care îi formează și după numărul de moli de B 2 O 3 per 1 mol de oxid bazic. Deci diverși metaborați pot fi numiți monoborați dacă conțin un anion B (OH) 4 sau un anion în lanț (BO 2) n n - diborați - dacă conțin un anion dublu de lanț (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboraţi - dacă conţin un anion inel (B 3 O 6) 3-.

Structurile boraților includ grupări bor-oxigen - „blocuri” care conțin de la 1 la 6 și, uneori, 9 atomi de bor, de exemplu:

Numărul de coordonare al atomilor de bor este 3 (grupe triunghiulare bor-oxigen) sau 4 (grupe tetraedrice). Grupările bor-oxigen stau la baza nu numai a insulei, ci și a structurilor mai complexe - polimerizate în lanț, stratificat și cadru. Acestea din urmă se formează ca urmare a eliminării apei din moleculele de borati hidratați și a apariției unor legături de tip punte prin atomii de oxigen; procesul este uneori însoțit de ruperea legăturii B-O în cadrul polianionilor. Polianionii pot atașa grupuri laterale - tetraedre sau triunghiuri bor-oxigen, dimerii lor sau anionii străini.

Amoniul, alcalii, precum și alte metale în starea de oxidare +1 formează cel mai adesea metaborați hidratați și anhidri de tip MBO 2, tetraborați M 2 B 4 O 7, pentaborați MB 5 O 8 și, de asemenea, M 4 B 10 O 17 decaborează n H 2 O. Alcalino-pământoase și alte metale în starea de oxidare + 2 dau de obicei metaborați hidratați, triborați M 2 B 6 O 11 și hexaborați MB 6 O 10. precum și meta-, orto- și tetraborați anhidri. Metalele în starea de oxidare + 3 se caracterizează prin ortoborați de MBO 3 hidratați și anhidri.

Borații sunt substanțe amorfe incolore sau cristale (în principal cu o structură joasă-simetrică - monoclinic sau rombic). Pentru borații anhidri, punctele de topire sunt în intervalul de la 500 la 2000 °C; metaborații cu cel mai mare punct de topire sunt alcalii și orto- și metaborații de metale alcalino-pământoase. Majoritatea boraților formează cu ușurință pahare atunci când topiturile lor sunt răcite. Duritatea boraților hidratați pe scara Mohs este de 2-5, anhidru - până la 9.

Monoborații hidratați pierd apa de cristalizare până la ~180°C, poliborații - la 300-500°C; eliminarea apei din cauza grupărilor OH , coordonate în jurul atomilor de bor are loc până la ~750°С. Odată cu deshidratarea completă, se formează substanțe amorfe, care la 500-800 ° C suferă în cele mai multe cazuri „rearanjare borată” - cristalizare, însoțită (pentru poliborați) de descompunere parțială cu eliberare de B 2 O 3.

Borații de metale alcaline, de amoniu și T1(I) sunt solubili în apă (în special meta- și pentaborați), se hidrolizează în soluții apoase (soluțiile au o reacție alcalină). Majoritatea boraților se descompun ușor de acizi, în unele cazuri prin acțiunea CO 2; şi SO2;. Borații de metale alcalino-pământoase și grele interacționează cu soluții de alcalii, carbonați și bicarbonați de metale alcaline. Borații anhidri sunt mai stabili din punct de vedere chimic decât cei hidratați. Cu unii alcooli, în special cu glicerol, borații formează complexe solubile în apă. Sub acțiunea agenților oxidanți puternici, în special H 2 O 2, sau în timpul oxidării electrochimice, borații sunt transformați în peroxoborați. .

Sunt cunoscuți aproximativ 100 de borați naturali, care sunt în principal săruri de Na, Mg, Ca, Fe.

Boraţii hidrataţi se obţin prin: neutralizarea H 3 BO 3 cu oxizi, hidroxizi sau carbonaţi metalici; reacții de schimb ale boraților de metale alcaline, cel mai adesea Na, cu sărurile altor metale; reacția de transformare reciprocă a boraților puțin solubili cu soluții apoase de borați de metale alcaline; procese hidrotermale folosind halogenuri de metale alcaline ca aditivi de mineralizare. Boraţii anhidri se obţin prin fuziunea sau sinterizarea B 2 O 3 cu oxizi sau carbonaţi metalici sau prin deshidratarea hidraţilor; monocristalele sunt crescute în soluții de borați în oxizi topiți, de exemplu Bi 2 O 3 .

Borații sunt utilizați: pentru obținerea altor compuși ai borului; ca componente ale încărcăturii în producția de pahare, glazuri, emailuri, ceramică; pentru acoperiri și impregnări rezistente la foc; ca componente ale fluxurilor pentru rafinarea, sudarea și lipirea metalelor”; ca pigmenți și umpluturi de vopsele și lacuri; ca mordanți în vopsire, inhibitori de coroziune, componente ale electroliților, fosfori etc. Boraxul și borații de calciu sunt cei mai folosiți.

2. Halogenuri, compuși chimici ai halogenilor cu alte elemente. Halogenurile includ de obicei compuși în care atomii de halogen au o electronegativitate mai mare decât un alt element. Halogenurile nu formează He, Ne și Ar. La halogenuri simple sau binare EX n (n- cel mai adesea un număr întreg de la 1 pentru monohalogenuri până la 7 pentru IF 7 și ReF 7, dar poate fi și fracționat, de exemplu 7/6 pentru Bi 6 Cl 7) include, în special, săruri ale acizilor halogenați și compușii interhalogeni (pentru de exemplu, halofluoruri). Există, de asemenea, amestecuri de halogenuri, polihalogenuri, hidrohalogenuri, oxohalogenuri, oxihalogenuri, hidroxohalogenuri, tiohalogenuri și halogenuri complexe. Starea de oxidare a halogenilor din halogenuri este de obicei -1.

În funcție de natura legăturii element-halogen, halogenurile simple sunt împărțite în ionice și covalente. În realitate, relaţiile sunt de natură mixtă cu predominanţa aportului uneia sau alteia componente. Halogenurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și multe mono- și dihalogenuri ale altor metale, sunt săruri tipice în care predomină natura ionică a legăturii. Cele mai multe dintre ele sunt relativ refractare, slab volatile, foarte solubile în apă; în soluții apoase, se disociază aproape complet în ioni. Proprietățile sărurilor sunt posedate și de trihalogenuri ale elementelor pământurilor rare. Solubilitatea în apă a halogenurilor ionice scade în general de la ioduri la fluoruri. Clorurile, bromurile și iodurile Ag + , Сu + , Hg + și Pb 2+ sunt slab solubile în apă.

O creștere a numărului de atomi de halogen în halogenurile metalice sau raportul dintre sarcina metalică și raza ionului său duce la o creștere a componentei covalente a legăturii, o scădere a solubilității în apă și a stabilității termice a halogenurilor, o creștere a volatilitate, o creștere a oxidării, capacitatea și tendința de hidroliză. Aceste dependențe se observă pentru halogenuri metalice din aceeași perioadă și în seria de halogenuri ale aceluiași metal. Sunt ușor de urmărit pe exemplul proprietăților termice. De exemplu, pentru halogenurile metalice din perioada a 4-a, punctele de topire și de fierbere sunt 771 și respectiv 1430°C pentru KC1, 772 și 1960°C pentru CaCl 2, 967 și 975°C pentru ScCl 3 , -24,1 și 136°C pentru TiCl4. Pentru UF 3, punctul de topire este de ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. În seria compușilor EC n cu acelasi n covalența legăturii crește de obicei la trecerea de la fluoruri la cloruri și scade la trecerea de la acestea din urmă la bromuri și ioduri. Deci, pentru AlF 3, temperatura de sublimare este de 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, punctul de fierbere al A1Br 3 este de 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. În seriile ZrF4, ZrCl4ZrBr4, ZrI4 temperatura de sublimare este de 906, 334, 355, respectiv 418°C. În rândurile MF nși MS1 n unde M este un metal dintr-un subgrup, covalența legăturii scade odată cu creșterea masei atomice a metalului. Există puține fluoruri și cloruri metalice cu aproximativ aceeași contribuție a componentelor legăturii ionice și covalente.

Energia medie a legăturii element-halogen scade la trecerea de la fluoruri la ioduri și odată cu creșterea n(Vezi tabelul).

Multe halogenuri metalice care conțin atomi de O izolați sau de punte (respectiv, oxo- și oxihalogenuri), de exemplu, oxotrifluorură de vanadiu VOF 3, dioxifluorură de niobiu NbO 2 F, dioxodiiodură de wolfram WO 2 I 2.

Halogenurile complexe (halogenometalații) conțin anioni complecși în care atomii de halogen sunt liganzi, de exemplu, hexacloroplatinat de potasiu (IV) K2, heptafluorotantalat de sodiu (V) Na, hexafluoroarsenat de litiu (V) Li. Fluoro-, oxofluoro- și clorometalații au cea mai mare stabilitate termică. Prin natura legăturilor, compușii ionici cu cationi NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + și alții sunt aproape de halogenuri complexe.

Multe halogenuri se caracterizează prin asociere și polimerizare în faza lichidă și gazoasă cu formarea de legături de punte. Cele mai predispuse la aceasta sunt halogenurile de metale din grupele I și II, AlCl 3 , pentafluorurile de Sb și metalele de tranziție, oxofluorurile din compoziția MOF 4 . Halogenuri cunoscute cu o legătură metal-metal, de exemplu. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluorurile diferă semnificativ în proprietăți față de alte halogenuri. Cu toate acestea, la halogenurile simple, aceste diferențe sunt mai puțin pronunțate decât la halogenii înșiși, iar la halogenurile complexe, ele sunt mai puțin pronunțate decât la cele simple.

Multe halogenuri covalente (în special fluoruri) sunt acizi Lewis puternici, de ex. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorurile fac parte din supraacizi. Halogenurile mai mari sunt reduse de metale și hidrogen, de exemplu:

5WF 6 + W = 6WF 5

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

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

Halogenurile metalice din grupele V-VIII, cu excepția Cr și Mn, sunt reduse cu H2 la metale, de exemplu:

WF6 + ZN2 = W + 6HF

Multe halogenuri metalice covalente și ionice interacționează între ele pentru a forma halogenuri complexe, de exemplu:

KC1 + TaCl5 = K

Halogenii mai ușori îi pot înlocui pe cei mai grei din halogenuri. Oxigenul poate oxida halogenurile cu eliberarea de C1 2 , Br 2 şi I 2 . Una dintre reacțiile caracteristice ale halogenurilor covalente este interacțiunea cu apa (hidroliza) sau vaporii acesteia la încălzire (pirohidroliză), ducând la formarea de oxizi, oxi- sau oxo halogenuri, hidroxizi și halogenuri de hidrogen.

Halogenurile se obțin direct din elemente, prin interacțiunea halogenurilor de hidrogen sau a acizilor halohalici cu elemente, oxizi, hidroxizi sau săruri, precum și prin reacții de schimb.

Halogenurile sunt utilizate pe scară largă în inginerie ca materii prime pentru producerea de halogeni, metale alcaline și alcalino-pământoase și ca componente ale sticlei și altor materiale anorganice; sunt produse intermediare în producerea metalelor rare și a unor metale neferoase, U, Si, Ge etc.

În natură, halogenurile formează clase separate de minerale, care includ fluorurile (de exemplu, mineralele fluorit, criolitul) și clorurile (silvit, carnalit). Bromul și iodul sunt prezente în unele minerale ca impurități izomorfe. Cantități semnificative de halogenuri se găsesc în apa mărilor și oceanelor, în sare și saramură subterană. Unele halogenuri, cum ar fi NaCl, KC1, CaCl 2, fac parte din organismele vii.

3. Carbonați (din lat. carbo, genul carbonis carbon), săruri ale acidului carbonic. Există carbonați medii cu anionul CO 3 2- și acizi, sau bicarbonați (bicarbonați învechiți), cu anionul HCO 3 -. Carbonații sunt substanțe cristaline. Majoritatea sărurilor metalice medii în starea de oxidare + 2 cristalizează într-un hexagon. tip reticulat de calcit sau tip rombic de aragonit.

Dintre carbonații medii, numai sărurile metalelor alcaline, amoniul și Tl (I) se dizolvă în apă. Ca rezultat al hidrolizei semnificative, soluțiile lor au o reacție alcalină. Cei mai dificili carbonați metalici solubili în starea de oxidare + 2. Dimpotrivă, toți bicarbonații sunt foarte solubili în apă. În timpul reacțiilor de schimb în soluții apoase între sărurile metalice și Na 2 CO 3 se formează precipitate de carbonați medii când solubilitatea lor este mult mai mică decât cea a hidroxizilor corespunzători. Acesta este cazul Ca, Sr și analogii lor, lantanide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) și Cd(II). Cationii rămași, atunci când interacționează cu carbonații dizolvați ca urmare a hidrolizei, pot da nu carbonați medii, ci bazici sau chiar hidroxizi. Carbonații medii care conțin cationi cu încărcare multiplă pot fi uneori precipitați din soluții apoase în prezența unui mare exces de CO2.

Proprietățile chimice ale carbonaților se datorează apartenenței lor la clasa sărurilor anorganice ale acizilor slabi. Trăsăturile caracteristice ale carbonaților sunt asociate cu solubilitatea lor slabă, precum și instabilitatea termică atât a crabonaților înșiși, cât și a H 2 CO 3 . Aceste proprietăți sunt utilizate în analiza crabonaților, pe baza fie pe descompunerea lor de către acizi tari și pe absorbția cantitativă a CO 2 eliberat în acest caz de o soluție alcalină, fie pe precipitarea ionului CO 3 2- din soluție în forma lui ВаСО 3 . Sub acțiunea unui exces de CO 2 asupra unui precipitat de carbonat mediu într-o soluție, se formează un bicarbonat, de exemplu: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Prezența bicarbonaților în apa naturală determină duritatea ei temporară. Hidrocarbonații la o încălzire ușoară deja la temperaturi scăzute sunt transformați din nou în carbonați medii, care, la încălzire, se descompun în oxid și CO2. Cu cât metalul este mai activ, cu atât temperatura de descompunere a carbonatului său este mai mare. Deci, Na 2 CO 3 se topește fără descompunere la 857 °C, iar pentru carbonați de Ca, Mg și Al, presiunile de descompunere de echilibru ajung la 0,1 MPa la temperaturi de 820, 350 și, respectiv, 100 °C.

Carbonații sunt foarte răspândiți în natură, ceea ce se datorează participării CO 2 și H 2 O la procesele de formare a mineralelor. carbonații joacă un rol important în echilibrele globale între CO 2 gazos din atmosferă și CO 2 dizolvat;

şi ionii HCO3- şi CO32- în hidrosferă şi săruri solide în litosferă. Cele mai importante minerale sunt calcitul de CaCO 3 , magnezitul de MgCO 3 , siderita FeCO 3 , smithsonita de ZnCO 3 si altele. Calcarul este format in principal din calcit sau calcit resturi scheletice ale organismelor, rareori din aragonit. De asemenea, sunt cunoscuți carbonați naturali hidratați ai metalelor alcaline și Mg (de exemplu, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), carbonați dubli [de exemplu, dolomit CaMg (CO 3) 2, tron Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] și bazic [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].

Cele mai importante sunt carbonatul de potasiu, carbonatul de calciu și carbonatul de sodiu. Mulți carbonați naturali sunt minereuri metalice foarte valoroase (de exemplu, carbonați de Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bicarbonații joacă un rol fiziologic important, fiind substanțe tampon care reglează constanta pH-ului sângelui.

4. Nitrați, săruri ale acidului azotic HNO 3. Cunoscut pentru aproape toate metalele; există atât sub formă de săruri anhidre M (NO 3) n (n- gradul de oxidare al metalului M), și sub formă de hidrați cristalini M (NO 3) n X H2O ( X= 1-9). Din soluții apoase la o temperatură apropiată de temperatura camerei, doar nitrații de metale alcaline cristalizează anhidru, restul - sub formă de hidrați cristalini. Proprietățile fizico-chimice ale nitratului anhidru și hidratat al aceluiași metal pot fi foarte diferite.

Compușii cristalini anhidri ai nitraților d-element sunt colorați. În mod convențional, nitrații pot fi împărțiți în compuși cu o legătură de tip predominant covalent (săruri de Be, Cr, Zn, Fe și alte metale de tranziție) și cu o legătură de tip predominant ionic (săruri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase). Nitrații ionici se caracterizează prin stabilitate termică mai mare, predominanța structurilor cristaline cu simetrie superioară (cubice) și absența divizării benzilor de ioni de azotat în spectrele IR. Nitrații covalenti au o solubilitate mai mare în solvenți organici, stabilitate termică mai scăzută, spectrele lor IR sunt mai complexe; unii nitrați covalenti sunt volatili la temperatura camerei și, atunci când sunt dizolvați în apă, se descompun parțial odată cu eliberarea de oxizi de azot.

Toți nitrații anhidri prezintă proprietăți oxidante puternice datorită prezenței ionului NO 3 -, în timp ce capacitatea lor de oxidare crește la trecerea de la nitrații ionici la nitrații covalenti. Acestea din urmă se descompun în intervalul 100-300°C, ionice - la 400-600°C (NaNO3, KNO3 și alții se topesc când sunt încălzite). Produși de descompunere în faze solide și lichide. sunt secvențial nitriți, oxonitrați și oxizi, uneori - metale libere (când oxidul este instabil, de exemplu Ag 2 O), iar în fază gazoasă - NO, NO 2, O 2 și N 2. Compoziția produselor de descompunere depinde de natura metalului și de gradul său de oxidare, viteza de încălzire, temperatură, compoziția mediului gazos și alte condiții. NH 4 NO 3 detonează, iar când este încălzit rapid se poate descompune cu o explozie, în acest caz formându-se N 2 , O 2 şi H 2 O; când este încălzit încet, se descompune în N 2 O și H 2 O.

Ionul NO 3 - liber în faza gazoasă are structura geometrică a unui triunghi echilateral cu un atom de N în centru, unghiuri ONO ~ 120° și lungimi de legătură N-O de 0,121 nm. În nitrații cristalini și gazoși, ionul NO 3 - își păstrează practic forma și dimensiunea, ceea ce determină spațiul și structura nitraților. Ionul NO 3 - poate acționa ca un ligand mono-, bi-, tridentat sau de punte, astfel încât nitrații sunt caracterizați printr-o mare varietate de tipuri de structuri cristaline.

Metale de tranziție în stări de oxidare ridicată datorită stericului. dificultățile nu pot forma nitrați anhidri și sunt caracterizați prin oxonitrați, de exemplu UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrații formează un număr mare de săruri duble și complexe cu ionul NO 3 - în sfera interioară. În medii apoase, ca urmare a hidrolizei, cationii metalelor tranziționale formează hidroxonitrați (nitrați bazici) de compoziție variabilă, care pot fi izolați și în stare solidă.

Nitrații hidratați diferă de cei anhidri prin faptul că, în structurile lor cristaline, ionul metalic este în majoritatea cazurilor asociat cu moleculele de apă, și nu cu ionul NO 3. Prin urmare, se dizolvă mai bine decât nitrații anhidri în apă, dar mai rău - în solvenți organici, oxidanții mai slabi se topesc incongruent în apa de cristalizare în intervalul 25-100°C. Când nitrații hidratați sunt încălziți, nitrații anhidri, de regulă, nu se formează, dar are loc termoliza cu formarea de hidroxonitrați și apoi de oxonitrați și oxizi metalici.

În multe dintre proprietățile lor chimice, nitrații sunt similari cu alte săruri anorganice. Trăsăturile caracteristice ale nitraților se datorează solubilității lor foarte ridicate în apă, stabilității termice scăzute și capacității de a oxida compușii organici și anorganici. În timpul reducerii nitraților se formează un amestec de produse care conțin azot NO 2 , NO, N 2 O, N 2 sau NH 3 cu predominanța unuia dintre ei în funcție de tipul de agent reducător, temperatură, reacție a mediului. , și alți factori.

Metodele industriale de producere a nitraților se bazează pe absorbția NH 3 de către soluții de HNO 3 (pentru NH 4 NO 3) sau absorbția gazelor azotate (NO + NO 2) prin soluții alcaline sau carbonatice (pentru nitrații de metale alcaline, Ca, Mg). , Ba), precum și pe diferite reacții de schimb de săruri metalice cu HNO3 sau nitrați de metale alcaline. În laborator, pentru obţinerea nitraţilor anhidri se folosesc reacţii ale metalelor tranziţionale sau ale compuşilor acestora cu N 2 O 4 lichid şi amestecurile acestuia cu solvenţi organici sau reacţii cu N 2 O 5.

Nitrații Na, K (nitrat de sodiu și potasiu) se găsesc sub formă de depozite naturale.

Nitrații sunt utilizați în multe industrii. Azotat de amoniu (nitrat de amoniu) - principalul îngrășământ care conține azot; ca îngrășăminte se mai folosesc nitrații de metale alcaline și Ca. Nitrați - componente ale combustibililor pentru rachete, compoziții pirotehnice, soluții de decapare pentru vopsirea țesăturilor; sunt utilizate pentru întărirea metalelor, conservarea alimentelor, ca medicamente și pentru producerea de oxizi de metal.

Nitrații sunt toxici. Acestea provoacă edem pulmonar, tuse, vărsături, insuficiență cardiovasculară acută etc. Doza letală de nitrați pentru oameni este de 8-15 g, aportul zilnic admis este de 5 mg/kg. Pentru suma Nitraților de Na, K, Ca, NH3 MPC: în apă 45 mg/l", în sol 130 mg/kg (clasa de pericol 3); în legume și fructe (mg/kg) - cartofi 250, varză albă târzie 500, morcovi tardivi 250, sfecla 1400, ceapa 80, dovlecel 400, pepeni 90, pepeni verzi, struguri, mere, pere 60. Nerespectarea recomandarilor agrotehnice, fertilizarea excesiva creste dramatic continutul de nitrati din produsele agricole, scurgerile de suprafata ( 40-5500 mg/l), apă subterană.

5. Nitriți, săruri ale acidului azot HNO 2. În primul rând, se folosesc nitriți de metale alcaline și amoniu, mai puțin - alcalino-pământos și Z d-metale, Pb si Ag. Există doar informații fragmentare despre nitriții altor metale.

Nitriții metalici în starea de oxidare +2 formează hidrați de cristal cu una, două sau patru molecule de apă. Nitriții formează săruri duble și triple, de exemplu. CsNO2AgNO2 sau Ba (NO2)2Ni (NO2)22KNO2, precum și compuși complecși, cum ar fi Na3.

Structurile cristaline sunt cunoscute doar pentru câțiva nitriți anhidri. Anionul NO 2 are o configurație neliniară; Unghi ONO 115°, lungimea legăturii H-O 0,115 nm; tipul de conexiune M-NO 2 este ionic-covalent.

Nitriții K, Na, Ba sunt bine solubili în apă, nitriții Ag, Hg, Cu sunt slab solubili. Odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea nitriților crește. Aproape toți nitriții sunt slab solubili în alcooli, eteri și solvenți cu polaritate scăzută.

Nitriții sunt instabili termic; se topesc fără descompunere numai nitriții metalelor alcaline, nitriții altor metale se descompun la 25-300 °C. Mecanismul de descompunere a nitriților este complex și include o serie de reacții paralel-secvențiale. Principalii produși de descompunere gazoasă sunt NO, NO 2, N 2 și O 2, cei solizi sunt oxidul metalic sau metalul elementar. Eliberarea unei cantități mari de gaze determină descompunerea explozivă a unor nitriți, de exemplu NH 4 NO 2, care se descompune în N 2 și H 2 O.

Trăsăturile caracteristice ale nitriților sunt asociate cu instabilitatea lor termică și capacitatea ionului de nitrit de a fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, în funcție de mediu și de natura reactivilor. Într-un mediu neutru, nitriții se reduc de obicei la NO, în mediu acid se oxidează la nitrați. Oxigenul și CO 2 nu interacționează cu nitriții solizi și cu soluțiile lor apoase. Nitriții contribuie la descompunerea substanțelor organice care conțin azot, în special aminele, amidele etc. Cu halogenuri organice RXH. reacționează pentru a forma atât nitriți RONO, cât și compuși nitro RNO 2.

Producția industrială de nitriți se bazează pe absorbția gazului azot (un amestec de NO + NO 2) cu soluții de Na 2 CO 3 sau NaOH cu cristalizare succesivă a NaNO 2; nitriții altor metale în industrie și laboratoare se obțin prin reacția de schimb a sărurilor metalice cu NaNO 2 sau prin reducerea nitraților acestor metale.

Nitriții sunt utilizați pentru sinteza coloranților azoici, în producerea caprolactamei, ca agenți oxidanți și reducători în industria cauciucului, textil și prelucrarea metalelor, ca conservanți alimentari. Nitriții precum NaNO 2 și KNO 2 sunt toxici, provocând dureri de cap, vărsături, depresie respiratorie etc. Când NaNO 2 este otrăvit, în sânge se formează methemoglobină, membranele eritrocitelor sunt deteriorate. Poate formarea de nitrozamine din NaNO 2 și amine direct în tractul gastrointestinal.

6. Sulfați, săruri ale acidului sulfuric. Se cunosc sulfaţii medii cu anionul S042-, acizi sau hidrosulfaţi, cu anionul HSO4-, bazic, conţinând împreună cu anionul S042-- grupări OH, de exemplu Zn2(OH)2S04. Există, de asemenea, sulfați dubli, care includ doi cationi diferiți. Acestea includ două grupuri mari de sulfați - alaun , precum și chenitele M2E (SO4)26H2O , unde M este un cation încărcat simplu, E este Mg, Zn și alți cationi dublu încărcat. Sulfat triplu cunoscut K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (poligalit mineral), sulfați dublu bazici, de exemplu, minerale din grupele alunită și jarozită M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 și M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, unde M este un cation încărcat unic. Sulfații pot face parte din săruri mixte, de exemplu 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berchit mineral), MgSO 4 KCl 3H20 (kainită).

Sulfații sunt substanțe cristaline, medii și acide, în majoritatea cazurilor sunt foarte solubili în apă. Sulfați ușor solubili de calciu, stronțiu, plumb și alții, practic insolubili BaSO 4 , RaSO 4 . Sulfații bazici sunt de obicei puțin solubili sau practic insolubili sau hidrolizați de apă. Sulfații pot cristaliza din soluții apoase sub formă de hidrați cristalini. Hidrații cristalini ai unor metale grele se numesc vitriol; sulfat de cupru СuSO 4 5H 2 O, sulfat feros FeSO 4 7H 2 O.

Sulfții medii de metale alcaline sunt stabili termic, în timp ce sulfații acizi se descompun atunci când sunt încălziți, transformându-se în pirosulfați: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Sulfții medii ai altor metale, precum și sulfații bazici, atunci când sunt încălziți la temperaturi suficient de ridicate, de regulă, se descompun cu formarea de oxizi de metal și eliberarea de SO 3 .

Sulfații sunt larg răspândiți în natură. Ele se găsesc sub formă de minerale, cum ar fi gipsul CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O și fac parte, de asemenea, din apa de mare și râu.

Mulți sulfați pot fi obținuți prin interacțiunea H 2 SO 4 cu metalele, oxizii și hidroxizii acestora, precum și prin descompunerea sărurilor acizilor volatili cu acidul sulfuric.

Sulfații anorganici sunt utilizați pe scară largă. De exemplu, sulfatul de amoniu este un îngrășământ cu azot, sulfatul de sodiu este utilizat în industria sticlei, hârtiei, producția de viscoză etc. Mineralele sulfat naturale sunt materii prime pentru producția industrială de compuși din diferite metale, materiale de construcție etc.

7.sulfiți, săruri ale acidului sulfuros H2SO3 . Există sulfiți medii cu anionul SO 3 2- și acizi (hidrosulfiți) cu anionul HSO 3 - . Sulfiții medii sunt substanțe cristaline. Sulfiții de amoniu și metale alcaline sunt foarte solubili în apă; solubilitate (g în 100 g): (NH 4 ) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). În soluții apoase formează hidrosulfiți. Sulfiții de alcalino-pământ și unele alte metale sunt practic insolubili în apă; solubilitatea MgS03 1 g în 100 g (40°C). Hidrații cristalini cunoscuți (NH4)2SO3H2O, Na2SO37H2O, K2SO32H2O, MgSO36H2O etc.

Sulfiții anhidri, atunci când sunt încălziți fără acces la aer în vase închise, se disproporționează în sulfuri și sulfați, când sunt încălziți într-un curent de N2, pierd SO2, iar când sunt încălziți în aer, sunt ușor oxidați la sulfați. Cu SO 2 în mediul acvatic, sulfiții medii formează hidrosulfiți. Sulfiții sunt agenți reducători relativ puternici, se oxidează în soluții cu clor, brom, H 2 O 2 etc. la sulfați. Ele sunt descompuse de acizi puternici (de exemplu, HC1) cu eliberare de SO2.

Hidrosulfiții cristalini sunt cunoscuți pentru K, Rb, Cs, NH 4 + , sunt instabili. Alți hidrosulfiți există numai în soluții apoase. Densitatea NH4HS03 2,03 g/cm3; solubilitate în apă (g la 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Când hidrosulfiții cristalini Na sau K sunt încălziți, sau când soluția de suspensie a pastei M 2 SO 3 este saturată cu SO 2, se formează pirosulfiți (învechit - metabisulfiți) M 2 S 2 O 5 - săruri ale acidului pirosulfuros necunoscute în liber. starea H2S2O5; cristale, instabile; densitate (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; peste ~ 160 °С se descompun cu eliberarea de SO 2; se dizolvă în apă (cu descompunere la HSO 3 -), solubilitate (g la 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formează hidraţi Na2S2O57H2O şi ZK2S2O52H20; agenţi reducători.

Sulfiții medii de metale alcaline sunt obținuți prin reacția unei soluții apoase de M2C03 (sau MOH) cu S02 și MSO3 prin trecerea S02 printr-o suspensie apoasă de MCO3; în principal SO2 este utilizat din gazele reziduale ale producției de acid sulfuric de contact. Sulfiții sunt utilizați la albirea, vopsirea și imprimarea țesăturilor, fibrelor, pielii pentru conservarea cerealelor, furajelor verzi, deșeurilor de furaje industriale (NaHSO 3 ,

Na2S2O5). CaSO 3 și Ca(HSO 3) 2 - dezinfectanți în vinificație și industria zahărului. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - componente ale lichidului sulfit în timpul pulverizării; absorbant (NH4)2S03-S02; NaHSO 3 este un absorbant de H 2 S din gazele reziduale de producție, un agent reducător în producția de coloranți cu sulf. K 2 S 2 O 5 - component al fixatorilor de acid în fotografie, antioxidant, antiseptic.

Metode de separare a amestecurilor

Filtrarea, separarea sistemelor neomogene particule lichid - solide (suspensii) și gaz - particule solide folosind pereții de filtrare poroase (FP) care permit trecerea lichidului sau gazului, dar rețin particulele solide. Forța motrice a procesului este diferența de presiune pe ambele părți ale FP.

La separarea suspensiilor, particulele solide formează de obicei un strat de sediment umed pe FP, care, dacă este necesar, este spălat cu apă sau alt lichid și, de asemenea, deshidratat prin suflarea de aer sau alt gaz prin acesta. Filtrarea se realizează la o diferență de presiune constantă sau la o viteză constantă a procesului w(cantitatea de filtrat în m 3 care trece prin 1 m 2 din suprafața FP pe unitatea de timp). La o diferență de presiune constantă, suspensia este alimentată la filtru sub vid sau suprapresiune, precum și printr-o pompă cu piston; la utilizarea unei pompe centrifuge, diferența de presiune crește și viteza procesului scade.

În funcție de concentrația suspensiilor, se disting mai multe tipuri de filtrare. La o concentrație mai mare de 1%, filtrarea are loc cu formarea unui precipitat, iar la o concentrație mai mică de 0,1%, cu înfundarea porilor FP (clarificarea lichidelor). Dacă pe FP nu se formează un strat de sediment suficient de dens și particulele solide intră în filtrat, acesta este filtrat folosind materiale auxiliare fin dispersate (diatomită, perlit), care sunt aplicate în prealabil pe FP sau adăugate suspensiei. La o concentrație inițială mai mică de 10%, este posibilă separarea parțială și îngroșarea suspensiilor.

Se face o distincție între filtrele continue și cele intermitente. Pentru acesta din urmă, principalele etape de lucru sunt filtrarea, spălarea sedimentului, deshidratarea și descărcarea acestuia. În același timp, optimizarea este aplicabilă după criteriile celei mai mari productivități și cele mai mici costuri. Dacă nu se efectuează spălarea și deshidratarea, iar rezistența hidraulică a despărțitorului poate fi neglijată, atunci cea mai mare productivitate se realizează atunci când timpul de filtrare este egal cu durata operațiunilor auxiliare.

FP flexibil aplicabil din bumbac, lana, tesaturi sintetice si sticla, precum si FP netesute din fibre naturale si sintetice si inflexibile - ceramica, cermet si plastic spuma. Direcțiile de mișcare ale filtratului și acțiunea gravitației pot fi opuse, coincide sau fi reciproc perpendiculare.

Modelele de filtre sunt variate. Unul dintre cele mai comune este un filtru de vid cu tambur rotativ. (cm. Fig.) de acţiune continuă, în care direcţiile de mişcare ale filtratului şi acţiunea gravitaţiei sunt opuse. Secțiunea de comutație conectează zonele I și II la o sursă de vid și zonele III și IV la o sursă de aer comprimat. Filtratul și lichidul de spălare din zonele I și II intră în recipiente separate. S-a răspândit și filtrul presă intermitentă automată cu camere orizontale, pânză filtrantă sub formă de bandă fără sfârșit și membrane elastice pentru deshidratarea nămolului prin presare. Efectuează operații alternante de umplere a camerelor cu o suspensie, filtrare, spălare și deshidratare a sedimentului, separarea camerelor adiacente și îndepărtarea sedimentului.

Determinarea tensiunii dinamice de forfecare, a viscozității efective și plastice la temperatură normală

Determinarea tensiunii dinamice de forfecare, a viscozității efective și plastice la temperatură ridicată

Experiență 2. Obținerea și studierea proprietăților sărurilor acidului fosforic.

Apa este unul dintre principalii compuși chimici de pe planeta noastră. Una dintre cele mai interesante proprietăți ale sale este capacitatea de a forma soluții apoase. Și în multe domenii ale științei și tehnologiei, solubilitatea sării în apă joacă un rol important.

Solubilitatea este înțeleasă ca capacitatea diferitelor substanțe de a forma amestecuri omogene (omogene) cu lichide - solvenți. Este volumul materialului care este folosit pentru a dizolva și a forma o soluție saturată care determină solubilitatea acesteia, comparabilă cu fracția de masă a acestei substanțe sau cu cantitatea ei într-o soluție concentrată.

În funcție de capacitatea lor de a se dizolva, sărurile sunt clasificate după cum urmează:

substanțele solubile includ substanțe care pot fi dizolvate în 100 g de apă mai mult de 10 g;
puțin solubile sunt cele a căror cantitate în solvent nu depășește 1 g;
concentrația de insolubil în 100 g apă este mai mică de 0,01.

Când polaritatea substanței utilizate pentru dizolvare este similară cu polaritatea solventului, aceasta este solubilă. La polarități diferite, cel mai probabil, nu este posibilă diluarea substanței.

Cum se produce dizolvarea

Dacă vorbim despre dacă sarea se dizolvă în apă, atunci pentru majoritatea sărurilor aceasta este o afirmație corectă. Există un tabel special conform căruia puteți determina cu exactitate cantitatea de solubilitate. Deoarece apa este un solvent universal, se amestecă bine cu alte lichide, gaze, acizi și săruri.

Unul dintre cele mai clare exemple de dizolvare a unui solid în apă poate fi observat aproape în fiecare zi în bucătărie, în timp ce pregătiți feluri de mâncare folosind sare de masă. Deci de ce se dizolvă sarea în apă?

De la cursul școlar de chimie, mulți își amintesc că moleculele de apă și sare sunt polare. Aceasta înseamnă că polii lor electrici sunt opuși, ceea ce duce la o constantă dielectrică ridicată. Moleculele de apă înconjoară ionii unei alte substanțe, de exemplu, ca în cazul nostru, NaCl. În acest caz, se formează un lichid, care este omogen în consistență.

Efectul temperaturii

Există mai mulți factori care afectează solubilitatea sărurilor. În primul rând, aceasta este temperatura solventului. Cu cât este mai mare, cu atât este mai mare valoarea coeficientului de difuzie al particulelor din lichid, iar transferul de masă are loc mai rapid.

Deși, de exemplu, solubilitatea sării comune (NaCl) în apă practic nu depinde de temperatură, deoarece coeficientul său de solubilitate este de 35,8 la t 20 ° C și 38,0 la 78 ° C. Dar sulfat de cupru (CaSO4) cu creșterea temperaturii apei se dizolvă mai rău.

Alți factori care afectează solubilitatea includ:

Dimensiunea particulelor dizolvate - cu o zonă mai mare de separare a fazelor, dizolvarea are loc mai rapid.
Un proces de amestecare care, atunci când este efectuat intens, contribuie la un transfer de masă mai eficient.
Prezența impurităților: unele accelerează procesul de dizolvare, în timp ce altele, împiedicând difuzia, reduc viteza procesului.

Videoclip despre mecanismul dizolvării sării

Tabelul de solubilitate a sărurilor, acizilor și bazelor este fundația, fără de care este imposibil să stăpânești pe deplin cunoștințele chimice. Solubilitatea bazelor și a sărurilor ajută la predarea nu numai elevilor, ci și profesioniștilor. Crearea multor produse de viață nu poate face fără această cunoaștere.

Tabelul solubilității acizilor, sărurilor și bazelor în apă

Tabelul de solubilitate a sărurilor și bazelor în apă este un manual care ajută la stăpânirea elementelor de bază ale chimiei. Următoarele note vă vor ajuta să înțelegeți tabelul de mai jos.

P - indică o substanță solubilă;
H este o substanță insolubilă;
M - substanta este usor solubila in mediul acvatic;
RK - o substanță se poate dizolva numai atunci când este expusă la acizi organici puternici;
Linia va spune că o astfel de creatură nu există în natură;
NK - nu se dizolvă nici în acizi, nici în apă;
? - un semn de întrebare indică faptul că astăzi nu există informații exacte despre dizolvarea substanței.

Adesea, masa este folosită de chimiști și școlari, studenți pentru cercetări de laborator, timp în care este necesar să se stabilească condițiile pentru apariția anumitor reacții. Conform tabelului, se dovedește a afla cum se comportă substanța într-un mediu clorhidric sau acid, dacă este posibil un precipitat. Precipitarea în timpul cercetărilor și experimentelor indică ireversibilitatea reacției. Acesta este un punct semnificativ care poate afecta cursul întregii lucrări de laborator.

Definiție săruriîn cadrul teoriei disocierii. Sărurile sunt de obicei împărțite în trei grupe: mediu, acru și de bază.În sărurile medii, toți atomii de hidrogen ai acidului corespunzător sunt înlocuiți cu atomi de metal, în sărurile acide sunt înlocuiți doar parțial, în sărurile bazice ale grupului OH a bazei corespunzătoare sunt înlocuiți parțial cu resturi acide.

Există și alte tipuri de săruri, cum ar fi săruri duble, care conţin doi cationi diferiţi şi un anion: CaCO3MgCO3 (dolomit), KCl NaCl (silvinit), KAl (SO4)2 (alaun de potasiu); săruri amestecate, care conţin un cation şi doi anioni diferiţi: CaOCl 2 (sau Ca(OCl)Cl); săruri complexe, care include complexitate, format dintr-un atom central legat de mai multe liganzi: K 4 (sare de sânge galben), K 3 (sare de sânge roșu), Na, Cl; săruri hidratate(hidrati de cristal), care conțin molecule apa de cristalizare: CuS045H20 (sulfat de cupru), Na2S0410H20 (sare Glauber).

Numele sărurilor se formează din numele anionului urmat de numele cationului.

Pentru sărurile acizilor fără oxigen, se adaugă un sufix la numele nemetalului id, de exemplu, clorură de sodiu NaCl, sulfură de fier (H) FeS etc.

La denumirea sărurilor acizilor care conțin oxigen, în cazul stărilor de oxidare superioare, terminația se adaugă la rădăcina latină a numelui elementului. — a.m, în cazul stărilor de oxidare inferioare terminaţia -aceasta.În numele unor acizi, prefixul este folosit pentru a desemna cele mai scăzute stări de oxidare ale unui nemetal. hipo-, pentru sărurile acizilor percloric și permanganic, folosiți prefixul pe-, ex: carbonat de calciu CaCO 3, sulfat de fier (III) Fe 2 (SO 4) 3, sulfit de fier (II) FeSO 3, hipoclorit de potasiu KOSl, clorit de potasiu KOSl 2, clorat de potasiu KOSl 3, perclorat de potasiu KOSl 4, permanganat de potasiu KMnO 4, dicromat de potasiu 2 O 7 .

Săruri acide și bazice poate fi considerat ca un produs al conversiei incomplete a acizilor si bazelor. Conform nomenclaturii internaționale, atomul de hidrogen, care face parte din sarea acidă, este notat prin prefix hidro-, grup OH - prefix hidroxi, NaHS - hidrosulfură de sodiu, NaHSO 3 - hidrosulfit de sodiu, Mg (OH) Cl - hidroxiclorura de magneziu, Al (OH) 2 Cl - dihidroxi clorură de aluminiu.

În denumirile ionilor complecși, liganzii sunt indicați mai întâi, urmați de numele metalului, indicând starea de oxidare corespunzătoare (cifrele romane între paranteze). În denumirile cationilor complecși, se folosesc denumiri rusești de metale, de exemplu: Cl 2 - clorură de cupru (P) tetraamină, 2 SO 4 - sulfat de argint diamina (1). În denumirile de anioni complecși se folosesc denumirile latine ale metalelor cu sufixul -at, de exemplu: K[Al (OH) 4] - tetrahidroxialuminat de potasiu, Na - tetrahidroxicromat de sodiu, K 4 - hexacianoferrat de potasiu (H) .

Denumiri de săruri hidratate (hidraţii cristalini) se formează în două moduri. Puteți utiliza sistemul complex de numire a cationilor descris mai sus; de exemplu, sulfatul de cupru SO 4 H 2 0 (sau CuSO 4 5H 2 O) poate fi numit sulfat de tetraacvacupru(II). Cu toate acestea, pentru cele mai cunoscute săruri hidratate, cel mai adesea numărul de molecule de apă (gradul de hidratare) este indicat printr-un prefix numeric la cuvânt "hidrat", de exemplu: CuSO 4 5H 2 O - sulfat de cupru (I) pentahidrat, Na 2 SO 4 10H 2 O - sulfat de sodiu decahidrat, CaCl 2 2H 2 O - clorură de calciu dihidrat.

Solubilitatea sărurilor

În funcție de solubilitatea lor în apă, sărurile se împart în solubile (P), insolubile (H) și ușor solubile (M). Pentru a determina solubilitatea sărurilor, utilizați tabelul cu solubilitatea acizilor, bazelor și sărurilor în apă. Dacă nu există nicio masă la îndemână, atunci puteți folosi regulile. Sunt ușor de reținut.

1. Toate sărurile acidului azotic sunt solubile - nitrați.

2. Toate sărurile acidului clorhidric sunt solubile - cloruri, cu excepția AgCl (H), PbCl 2 (M).

3. Toate sărurile acidului sulfuric - sulfații sunt solubile, cu excepția BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Sărurile de sodiu și potasiu sunt solubile.

5. Toți fosfații, carbonații, silicații și sulfurile nu se dizolvă, cu excepția sărurilor de Na + și K + .

Dintre toți compușii chimici, sărurile sunt cea mai numeroasă clasă de substanțe. Acestea sunt solide, diferă unele de altele prin culoare și solubilitate în apă. La începutul secolului al XIX-lea. Chimistul suedez I. Berzelius a formulat definiția sărurilor ca produse de reacție a acizilor cu baze sau compuși obținuți prin înlocuirea atomilor de hidrogen dintr-un acid cu un metal. Pe această bază, sărurile se disting ca medii, acide și bazice. Sărurile medii sau normale sunt produse ale înlocuirii complete a atomilor de hidrogen dintr-un acid cu un metal.

De exemplu:

N / A 2 CO 3 - bicarbonat de sodiu;

CuSO 4 - sulfat de cupru (II) etc.

Astfel de săruri se disociază în cationi metalici și anioni ai reziduului acid:

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

Sărurile acide sunt produse ale înlocuirii incomplete a atomilor de hidrogen dintr-un acid cu un metal. Sărurile acide includ, de exemplu, bicarbonat de sodiu NaHC03, care constă dintr-un cation metalic Na+ și un reziduu acid încărcat unic HCO3-. Pentru o sare acidă de calciu formula se scrie astfel: Ca (HCO 3) 2. Denumirile acestor săruri sunt alcătuite din denumirile sărurilor medii cu adăugarea prefixului hidro- , de exemplu:

Mg (HSO 4) 2 - hidrosulfat de magneziu.

Disociați sărurile acide după cum urmează:

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

Sărurile bazice sunt produse ale substituției incomplete a grupărilor hidroxo în bază pentru un reziduu acid. De exemplu, astfel de săruri includ faimosul malachit (CuOH) 2 CO 3, despre care ați citit în lucrările lui P. Bazhov. Este format din doi cationi bazici CuOH + și un anion dublu încărcat al reziduului acid CO 3 2- . Cationul CuOH + are o sarcină +1, prin urmare, în moleculă, doi astfel de cationi și un anion CO 3 2- încărcat dublu sunt combinați într-o sare neutră din punct de vedere electric.

Numele acestor săruri vor fi aceleași ca și pentru sărurile normale, dar cu adăugarea prefixului hidroxo-, (CuOH)2CO3 - hidroxocarbonat de cupru (II) sau AlOHCI2 - hidroxoclorura de aluminiu. Majoritatea sărurilor bazice sunt insolubile sau puțin solubile.

Acestea din urmă se disociază astfel:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Proprietățile sării

Primele două reacții de schimb au fost discutate în detaliu anterior.

A treia reacție este, de asemenea, o reacție de schimb. Curge între soluțiile sărate și este însoțită de formarea unui precipitat, de exemplu:

A patra reacție a sărurilor este asociată cu poziția metalului în seria electrochimică a tensiunilor metalice (vezi „Seria electrochimică a tensiunilor metalice”). Fiecare metal înlocuiește din soluțiile sărate toate celelalte metale situate în dreapta lui într-o serie de tensiuni. Aceasta este supusă următoarelor condiții:

1) ambele săruri (atât care reacţionează, cât şi formate ca urmare a reacţiei) trebuie să fie solubile;

2) metalele nu ar trebui să interacționeze cu apa, prin urmare, metalele principalelor subgrupe ale grupelor I și II (pentru acestea din urmă, începând cu Ca) nu înlocuiesc alte metale din soluțiile sărate.

Metode de obținere a sărurilor

Metode de obținere și proprietăți chimice ale sărurilor. Sărurile pot fi obținute din compuși anorganici din aproape orice clasă. Alături de aceste metode, sărurile acizilor anoxici pot fi obținute prin interacțiunea directă a unui metal și a unui nemetal (Cl, S etc.).

Multe săruri sunt stabile atunci când sunt încălzite. Cu toate acestea, sărurile de amoniu, precum și unele săruri ale metalelor slab active, acizii slabi și acizii în care elementele prezintă stări de oxidare mai mari sau mai scăzute, se descompun atunci când sunt încălzite.

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