Tabela topnosti močne baze. Topnost soli v vodi pri sobni temperaturi

Kationi	anionov
F-	Cl-	br-	JAZ-	S2-	NE 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 - snov je zelo topna v vodi; M - rahlo topen; H - praktično netopen v vodi, vendar lahko topen v šibkih ali razredčenih kislinah; RK - netopen v vodi in topen samo v močnih anorganskih kislinah; NK - netopen niti v vodi niti v kislinah; G - ob raztapljanju popolnoma hidrolizira in ne obstaja v stiku z vodo. Pomišljaj pomeni, da taka snov sploh ne obstaja.

V vodnih raztopinah soli popolnoma ali delno disociirajo v ione. Soli šibkih kislin in/ali šibkih baz so podvržene hidrolizi. Vodne solne raztopine vsebujejo hidratizirane ione, ionske pare in bolj zapletene kemične oblike, vključno s produkti hidrolize itd. Številne soli so topne tudi v alkoholih, acetonu, amidih kislin in drugih organskih topilih.

Iz vodnih raztopin lahko soli kristalizirajo v obliki kristalnih hidratov, iz nevodnih raztopin - v obliki kristalnih solvatov, na primer CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Podatke o različnih procesih, ki potekajo v sistemih voda-sol, o topnosti soli v njihovi skupni prisotnosti glede na temperaturo, tlak in koncentracijo, o sestavi trdne in tekoče faze lahko pridobimo s preučevanjem diagramov topnosti sistemov voda-sol.

Splošne metode za sintezo soli.

1. Pridobivanje srednjih soli:

1) kovina z nekovino: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) kovina s kislino: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) kovina z raztopino soli manj aktivne kovine Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) bazični oksid s kislinskim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) bazični oksid s kislino CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) baze s kislim oksidom Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baze s kislino: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

8) kislinske soli: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) osnovna raztopina z raztopino soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) raztopini dveh soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Pridobivanje kislinskih soli:

1. Interakcija kisline s pomanjkanjem baze. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Interakcija baze s presežkom kislinskega oksida

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

3. Interakcija povprečne soli s kislino Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Pridobivanje bazičnih soli:

1. Hidroliza soli, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Dodajanje (kapljica za kapljico) majhnih količin alkalij v raztopine srednje kovinskih soli AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interakcija soli šibkih kislin s srednjimi solmi

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

4. Pridobivanje kompleksnih soli:

1. Reakcije soli z ligandi: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Pridobivanje dvojnih soli:

1. Skupna kristalizacija dveh soli:

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

4. Redoks reakcije zaradi lastnosti kationa ali aniona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Kemijske lastnosti kislinskih soli:

1. Toplotna razgradnja s tvorbo srednje soli

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

2. Interakcija z alkalijo. Pridobivanje srednje soli.

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

3. Kemijske lastnosti bazičnih soli:

1. Toplotna razgradnja. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Interakcija s kislino: tvorba povprečne soli.

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

4. Kemijske lastnosti kompleksnih soli:

1. Uničenje kompleksov zaradi tvorbe slabo topnih spojin:

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

2. Izmenjava ligandov med zunanjo in notranjo sfero.

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

5. Kemijske lastnosti dvojnih soli:

1. Interakcija z alkalijskimi raztopinami: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Surovine za industrijsko proizvodnjo številnih kloridnih soli, sulfatov, karbonatov, Na, K, Ca, Mg boratov so morska in oceanska voda, naravne slanice, ki nastanejo pri njenem izhlapevanju, in trdne usedline soli. Za skupino mineralov, ki tvorijo usedline soli (sulfati in kloridi Na, K in Mg), se uporablja kodno ime »naravne soli«. Največja nahajališča kalijevih soli se nahajajo v Rusiji (Solikamsk), Kanadi in Nemčiji, močna nahajališča fosfatnih rud - v Severni Afriki, Rusiji in Kazahstanu, NaNO3 - v Čilu.

Soli se uporabljajo v živilski, kemični, metalurški, steklarski, usnjarski, tekstilni industriji, kmetijstvu, medicini itd.

Glavne vrste soli

1. Borati (oksoborati), soli borovih kislin: metaborni HBO 2, ortoborni H 3 BO 3 in poliborne kisline, ki niso izolirane v prostem stanju. Glede na število atomov bora v molekuli jih delimo na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borate imenujemo tudi glede na kisline, ki jih tvorijo, in glede na število molov B 2 O 3 na 1 mol osnovnega oksida. Tako lahko različne metaborate imenujemo monoborati, če vsebujejo anion B (OH) 4 ali verižni anion (BO 2) n n - diborati - če vsebujejo verižni dvojni anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborati - če vsebujejo obročni anion (B 3 O 6) 3-.

Strukture boratov vključujejo skupine bora in kisika - "bloke", ki vsebujejo od 1 do 6, včasih pa 9 atomov bora, na primer:

Koordinacijsko število atomov bora je 3 (trikotne skupine bor-kisik) ali 4 (tetraedrske skupine). Bor-kisikove skupine so osnova ne le otoških, ampak tudi bolj kompleksnih struktur - verižne, plastne in okvirno polimerizirane. Slednji nastanejo kot posledica izločanja vode v molekulah hidratiranih boratov in pojava premostitvenih vezi preko atomov kisika; proces včasih spremlja prekinitev B-O vezi znotraj polianionov. Polianioni lahko pritrdijo stranske skupine - bor-kisik tetraedre ali trikotnike, njihove dimerje ali tuje anione.

Amonij, alkalijske in druge kovine v oksidacijskem stanju +1 najpogosteje tvorijo hidratizirane in brezvodne metaborate tipa MBO 2, M 2 B 4 O 7 tetraborate, MB 5 O 8 pentaborate in tudi M 4 B 10 O 17 dekaborira n H 2 O. Zemeljsko alkalijske in druge kovine v oksidacijskem stanju + 2 običajno dajejo hidratizirane metaborate, M 2 B 6 O 11 triborate in MB 6 O 10 heksaborate. kot tudi brezvodni meta-, orto- in tetraborati. Za kovine v oksidacijskem stanju + 3 so značilni hidrirani in brezvodni ortoborati MBO 3.

Borati so brezbarvne amorfne snovi ali kristali (predvsem z nizko simetrično strukturo - monoklinsko ali rombično). Za brezvodne borate so tališča v območju od 500 do 2000 °C; najbolj talilni metaborati so alkalijski in orto- ter metaborati zemeljskoalkalijskih kovin. Večina boratov zlahka tvori kozarce, ko se njihove taline ohladijo. Trdota hidratiranih boratov po Mohsovi lestvici je 2-5, brezvodnih - do 9.

Hidrirani monoborati izgubijo kristalizacijsko vodo do ~180°C, poliborati - pri 300-500°C; izločanje vode zaradi OH skupin , koordinirano okoli atomov bora se pojavi do ~750°C. S popolno dehidracijo nastanejo amorfne snovi, ki pri 500-800 ° C v večini primerov doživijo "preureditev borata" - kristalizacijo, ki jo (pri poliboratih) spremlja delna razgradnja s sproščanjem B 2 O 3.

Borati alkalijskih kovin, amonij in T1 (I) so topni v vodi (zlasti meta- in pentaborati), hidrolizirajo v vodnih raztopinah (raztopine imajo alkalno reakcijo). Večina boratov se zlahka razgradi s kislinami, v nekaterih primerih z delovanjem CO 2; in SO2;. Borati zemeljskoalkalijskih in težkih kovin medsebojno delujejo z raztopinami alkalij, karbonatov in bikarbonatov alkalijskih kovin. Brezvodni borati so kemično stabilnejši od hidriranih. Z nekaterimi alkoholi, zlasti z glicerolom, borati tvorijo vodotopne komplekse. Pod delovanjem močnih oksidantov, zlasti H 2 O 2, ali med elektrokemično oksidacijo se borati pretvorijo v peroksoborate .

Znanih je okoli 100 naravnih boratov, ki so predvsem soli Na, Mg, Ca, Fe.

Hidrirane borate pridobivamo z: nevtralizacijo H 3 BO 3 s kovinskimi oksidi, hidroksidi ali karbonati; izmenjave boratov alkalijskih kovin, najpogosteje Na, s solmi drugih kovin; reakcija medsebojne transformacije težko topnih boratov z vodnimi raztopinami boratov alkalijskih kovin; hidrotermalni procesi z uporabo alkalijskih halogenidov kot mineralizacijskih dodatkov. Brezvodne borate dobimo s fuzijo ali sintranjem B 2 O 3 s kovinskimi oksidi ali karbonati ali z dehidracijo hidratov; monokristale gojimo v raztopinah boratov v staljenih oksidih, na primer Bi 2 O 3 .

Borati se uporabljajo: za pridobivanje drugih borovih spojin; kot sestavine polnjenja pri proizvodnji stekel, glazur, emajlov, keramike; za ognjeodporne premaze in impregnacije; kot sestavine fluksov za rafiniranje, varjenje in spajkanje kovine«; kot pigmenti in polnila barv in lakov; kot jedka pri barvanju, zaviralci korozije, sestavine elektrolitov, fosfor itd. Največ se uporabljajo boraks in kalcijevi borati.

2. Halogenidi, kemične spojine halogenov z drugimi elementi. Halidi običajno vključujejo spojine, v katerih imajo atomi halogena večjo elektronegativnost kot drug element. Halidi ne tvorijo He, Ne in Ar. Na preproste ali binarne halogenide EX n (n- najpogosteje celo število od 1 za monohalide do 7 za IF 7 in ReF 7, lahko pa tudi frakcijsko, na primer 7/6 za Bi 6 Cl 7) vključuje zlasti soli halogenovodičnih kislin in interhalogenih spojin (za na primer halofluoridi). Obstajajo tudi mešani halogenidi, polihalogenidi, hidrohalogenidi, oksohalogenidi, oksihalogenidi, hidroksohalidi, tiohalogenidi in kompleksni halogenidi. Oksidacijsko stanje halogenov v halogenidih je običajno -1.

Glede na naravo vezi element-halogen delimo enostavne halogenide na ionske in kovalentne. V resnici so odnosi mešane narave s prevlado prispevka ene ali druge komponente. Halogenidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ter številni mono- in dihalidi drugih kovin so tipične soli, v katerih prevladuje ionska narava vezi. Večina jih je relativno ognjevzdržnih, nizko hlapnih, zelo topnih v vodi; v vodnih raztopinah skoraj popolnoma disociirajo na ione. Lastnosti soli imajo tudi trihalogenidi redkih zemeljskih elementov. Topnost ionskih halogenidov v vodi se na splošno zmanjša iz jodidov v fluoride. Kloridi, bromidi in jodidi Ag + , Сu + , Hg + in Pb 2+ so slabo topni v vodi.

Povečanje števila atomov halogenov v kovinskih halogenidih ali razmerje med kovinskim nabojem in polmerom njegovega iona vodi do povečanja kovalentne komponente vezi, zmanjšanja topnosti v vodi in toplotne stabilnosti halogenidov, povečanja hlapnost, povečanje oksidacije, sposobnost in nagnjenost k hidrolizi. Te odvisnosti opazimo za kovinske halogenide istega obdobja in v seriji halogenidov iste kovine. Na primeru toplotnih lastnosti jih je enostavno izslediti. Na primer, za kovinske halogenide 4. obdobja sta tališča in vrelišča 771 oziroma 1430 °C za KC1, 772 in 1960 °C za CaCl 2, 967 in 975 °C za ScCl 3 , -24,1 in 136 °C za TiCl 4 . Za UF 3 je tališče ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. V seriji EC spojin n z istim n kovalenca vezi se običajno poveča pri prehodu s fluoridov na kloride in zmanjša pri prehodu od slednjih do bromidov in jodidov. Torej, za AlF 3 je temperatura sublimacije 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, vrelišče A1Br 3 je 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. V serijah ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 je temperatura sublimacije 906, 334, 355 in 418°C. V vrstah MF n in MS1 n kjer je M kovina ene podskupine, se kovalenca vezi zmanjšuje z naraščanjem atomske mase kovine. Malo je kovinskih fluoridov in kloridov s približno enakim prispevkom komponent ionske in kovalentne vezi.

Povprečna energija vezi element-halogen pada pri prehodu s fluoridov na jodide in z naraščanjem n(glej tabelo).

Številni kovinski halogenidi, ki vsebujejo izolirane ali premostitvene atome O (okso- oziroma oksihalide), na primer vanadijev oksotrifluorid VOF 3, niobijev dioksifluorid NbO 2 F, volfram dioksodijodid WO 2 I 2.

Kompleksni halogenidi (halogenometalati) vsebujejo kompleksne anione, v katerih so atomi halogenov ligandi, na primer kalijev heksakloroplatinat (IV) K 2 , natrijev heptafluorotantalat (V) Na, litijev heksafluoroarsenat (V) Li. Najvišjo toplotno stabilnost imajo fluoro-, oksofluoro- in klorometalati. Po naravi vezi so ionske spojine s kationi NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + in drugimi blizu kompleksnim halogenidom.

Za številne halogenide je značilna povezava in polimerizacija v tekoči in plinski fazi s tvorbo premostitvenih vezi. K temu so najbolj nagnjeni halogenidi kovin skupine I in II, AlCl 3 , pentafluoridi Sb in prehodnih kovin, oksofluoridi sestave MOF 4 . Znani halogenidi z vezjo kovina-kovina, na primer. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridi se po lastnostih bistveno razlikujejo od drugih halogenidov. Pri enostavnih halogenidih pa so te razlike manj izrazite kot pri samih halogenidih, pri kompleksnih halogenidih pa manj izrazite kot pri enostavnih.

Številni kovalentni halogenidi (zlasti fluoridi) so močne Lewisove kisline, npr. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluoridi so del superkislin. Višje halogenide reducirajo kovine in vodik, na primer:

5WF 6 + W = 6WF 5

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

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

Kovinski halogenidi skupin V-VIII, razen Cr in Mn, se reducirajo s H 2 v kovine, na primer:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Številni kovalentni in ionski kovinski halogenidi medsebojno delujejo in tvorijo kompleksne halogenide, na primer:

KC1 + TaCl 5 = K

Lažji halogeni lahko izpodrinejo težje iz halogenidov. Kisik lahko oksidira halogenide s sproščanjem C1 2 , Br 2 in I 2 . Ena od značilnih reakcij kovalentnih halogenidov je interakcija z vodo (hidroliza) ali njenimi hlapi pri segrevanju (pirohidroliza), ki vodi do tvorbe oksidov, oksi- ali okso halogenidov, hidroksidov in vodikovih halogenidov.

Halogenidi se pridobivajo neposredno iz elementov, z interakcijo vodikovih halogenidov ali halogenovodičnih kislin z elementi, oksidi, hidroksidi ali solmi, pa tudi z izmenjavo reakcij.

Halogenidi se pogosto uporabljajo v tehniki kot izhodni materiali za proizvodnjo halogenov, alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ter kot sestavni deli stekel in drugih anorganskih materialov; so vmesni izdelki pri proizvodnji redkih in nekaterih barvnih kovin, U, Si, Ge itd.

V naravi halogenidi tvorijo ločene razrede mineralov, ki vključujejo fluoride (npr. minerali fluorit, kriolit) in kloride (silvit, karnalit). Brom in jod sta prisotna v nekaterih mineralih kot izomorfne nečistoče. Znatne količine halogenidov se nahajajo v vodi morij in oceanov, v soli in podzemnih slanicah. Nekateri halogenidi, kot so NaCl, KC1, CaCl 2, so del živih organizmov.

3. Karbonati (iz lat. carbo, rod case carbonis coal), soli ogljikove kisline. Obstajajo srednji karbonati z anionom CO 3 2- in kisli ali bikarbonati (zastareli bikarbonati) s HCO 3 - anionom. Karbonati so kristalne snovi. Večina srednjih kovinskih soli v oksidacijskem stanju + 2 kristalizira v šesterokotnik. mrežasti tip kalcita ali rombični tip aragonita.

Od srednjih karbonatov se v vodi raztopijo le soli alkalijskih kovin, amonija in Tl (I). Zaradi pomembne hidrolize imajo njihove raztopine alkalno reakcijo. Najtežje topni kovinski karbonati v oksidacijskem stanju + 2. Nasprotno, vsi bikarbonati so zelo topni v vodi. Med reakcijami izmenjave v vodnih raztopinah med kovinskimi solmi in Na 2 CO 3 nastanejo oborine srednjih karbonatov, ko je njihova topnost veliko manjša od topnosti ustreznih hidroksidov. To velja za Ca, Sr in njihove analoge, lantanide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) in Cd(II). Preostali kationi pri interakciji z raztopljenimi karbonati kot posledica hidrolize lahko dajo ne povprečne, ampak bazične karbonate ali celo hidrokside. Srednje karbonati, ki vsebujejo večkrat nabite katione, se lahko včasih oborijo iz vodnih raztopin v prisotnosti velikega presežka CO 2 .

Kemične lastnosti karbonatov so posledica njihove pripadnosti razredu anorganskih soli šibkih kislin. Značilnosti karbonatov so povezane z njihovo slabo topnostjo, pa tudi s toplotno nestabilnostjo tako samih krabonatov kot H 2 CO 3 . Te lastnosti se uporabljajo pri analizi krabonatov, ki temeljijo bodisi na njihovi razgradnji z močnimi kislinami in kvantitativni absorpciji CO 2 , ki se v tem primeru sprosti z alkalno raztopino, bodisi na obarjanju ionov CO 3 2- iz raztopine v obliki VaСО 3 . Pod delovanjem presežka CO 2 na oborino povprečnega karbonata v raztopini nastane bikarbonat, na primer: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Prisotnost bikarbonatov v naravni vodi določa njeno začasno trdoto. Hidrokarbonati se ob rahlem segrevanju že pri nizkih temperaturah ponovno pretvorijo v srednje karbonate, ki se pri segrevanju razgradijo v oksid in CO 2 . Bolj aktivna je kovina, višja je temperatura razgradnje njenega karbonata. Tako se Na 2 CO 3 brez razgradnje topi pri 857 °C, za Ca, Mg in Al karbonate pa ravnotežni razpadni tlaki dosežejo 0,1 MPa pri temperaturah 820, 350 in 100 °C.

Karbonati so v naravi zelo razširjeni, kar je posledica sodelovanja CO 2 in H 2 O v procesih nastajanja mineralov. karbonati igrajo veliko vlogo pri globalnem ravnovesju med plinastim CO 2 v ozračju in raztopljenim CO 2 ;

in ioni HCO 3 - in CO 3 2- v hidrosferi in trdne soli v litosferi. Najpomembnejši minerali so CaCO 3 kalcit, MgCO 3 magnezit, FeCO 3 siderit, ZnCO 3 smitsonit in nekateri drugi Apnenec je sestavljen pretežno iz kalcita ali kalcitnih skeletnih ostankov organizmov, redkeje iz aragonita. Znani so tudi naravni hidratirani karbonati alkalijskih kovin in Mg (npr. MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dvojni karbonati [na primer dolomit CaMg (CO 3) 2, tron Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] in bazični [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].

Najpomembnejši so kalijev karbonat, kalcijev karbonat in natrijev karbonat. Številni naravni karbonati so zelo dragocene kovinske rude (na primer karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonati imajo pomembno fiziološko vlogo, saj so puferske snovi, ki uravnavajo konstantnost pH krvi.

4. Nitrati, soli dušikove kisline HNO 3. Poznan po skoraj vseh kovinah; obstajata tako v obliki brezvodnih soli M (NO 3) n (n- stopnja oksidacije kovine M), in v obliki kristalnih hidratov M (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Iz vodnih raztopin pri temperaturi, ki je blizu sobni temperaturi, brezvodni kristalizirajo samo nitrati alkalijskih kovin, ostali - v obliki kristalnih hidratov. Fizikalno-kemijske lastnosti brezvodnega in hidratiranega nitrata iste kovine so lahko zelo različne.

Brezvodne kristalne spojine nitratov d-elementa so obarvane. Konvencionalno lahko nitrate razdelimo na spojine s pretežno kovalentno vrsto vezi (soli Be, Cr, Zn, Fe in drugih prehodnih kovin) in s pretežno ionsko vrsto vezi (soli alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin). Za ionske nitrate je značilna večja toplotna stabilnost, prevladovanje kristalnih struktur višje simetrije (kubične) in odsotnost cepitve pasov nitratnih ionov v IR spektrih. Kovalentni nitrati imajo večjo topnost v organskih topilih, nižjo toplotno stabilnost, njihovi IR spektri so kompleksnejši; nekateri kovalentni nitrati so pri sobni temperaturi hlapni, pri raztapljanju v vodi pa se delno razgradijo s sproščanjem dušikovih oksidov.

Vsi brezvodni nitrati kažejo močne oksidacijske lastnosti zaradi prisotnosti NO 3 - iona, medtem ko se njihova oksidacijska sposobnost poveča pri prehodu z ionskih na kovalentne nitrate. Slednji se razgradijo v območju 100-300°C, ionski - pri 400-600°C (NaNO 3 , KNO 3 in nekateri drugi se pri segrevanju stopijo). Razkrojni produkti v trdni in tekoči fazi. so zaporedno nitriti, oksonitrati in oksidi, včasih - proste kovine (ko je oksid nestabilen, na primer Ag 2 O), v plinski fazi pa - NO, NO 2, O 2 in N 2. Sestava produktov razgradnje je odvisna od narave kovine in njene stopnje oksidacije, hitrosti segrevanja, temperature, sestave plinastega medija in drugih pogojev. NH 4 NO 3 detonira, pri hitrem segrevanju pa se lahko razpade z eksplozijo, v tem primeru nastanejo N 2 , O 2 in H 2 O; pri počasnem segrevanju se razgradi na N 2 O in H 2 O.

Prosti NO 3 - ion v plinski fazi ima geometrijsko strukturo enakostraničnega trikotnika z atomom N v središču, koti ONO ~ 120° in dolžine N-O vezi 0,121 nm. V kristalnih in plinastih nitratih ion NO 3 – v osnovi ohrani svojo obliko in velikost, kar določa prostor in strukturo nitratov. Ion NO 3 - lahko deluje kot mono-, bi-, tridentatni ali premostitveni ligand, zato je za nitrate značilna najrazličnejše vrste kristalnih struktur.

Prehodne kovine v visokih oksidacijskih stanjih zaradi steričnih. težave ne morejo tvoriti brezvodnih nitratov, zanje pa so značilni oksonitrati, na primer UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrati tvorijo veliko dvojnih in kompleksnih soli z NO 3 ionom - v notranji sferi. V vodnih medijih zaradi hidrolize tvorijo kationi prehodnih kovin hidroksonitrate (bazične nitrate) spremenljive sestave, ki jih lahko izoliramo tudi v trdnem stanju.

Hidrirani nitrati se od brezvodnih razlikujejo po tem, da je kovinski ion v svoji kristalni strukturi v večini primerov povezan z molekulami vode in ne z ionom NO 3 . Zato se v vodi topijo bolje kot brezvodni nitrati, slabše pa - v organskih topilih se šibkejša oksidanta nekongruentno talijo v kristalizacijski vodi v območju 25-100°C. Pri segrevanju hidratiranih nitratov se brezvodni nitrati praviloma ne tvorijo, ampak pride do termolize s tvorbo hidroksonitratov in nato oksonitratov in kovinskih oksidov.

Po mnogih svojih kemičnih lastnostih so nitrati podobni drugim anorganskim solim. Značilnosti nitratov so posledica njihove zelo visoke topnosti v vodi, nizke toplotne stabilnosti in sposobnosti oksidacije organskih in anorganskih spojin. Med redukcijo nitratov nastane mešanica produktov, ki vsebujejo dušik NO 2 , NO, N 2 O, N 2 ali NH 3 s prevlado enega od njih, odvisno od vrste redukcijskega sredstva, temperature, reakcije medija. , in drugi dejavniki.

Industrijske metode za proizvodnjo nitratov temeljijo na absorpciji NH 3 z raztopinami HNO 3 (za NH 4 NO 3) ali absorpciji dušikovih plinov (NO + NO 2) z alkalijskimi ali karbonatnimi raztopinami (za nitrate alkalijskih kovin, Ca, Mg , Ba), kot tudi na različne reakcije izmenjave kovinskih soli s HNO 3 ali nitrati alkalijskih kovin. V laboratoriju se za pridobivanje brezvodnih nitratov uporabljajo reakcije prehodnih kovin ali njihovih spojin s tekočim N 2 O 4 in njegovih mešanic z organskimi topili ali reakcije z N 2 O 5.

Nitrati Na, K (natrijev in kalijev nitrat) se nahajajo v obliki naravnih nahajališč.

Nitrati se uporabljajo v številnih panogah. Amonijev nitrit (amonijev nitrat) - glavno gnojilo, ki vsebuje dušik; kot gnojila se uporabljajo tudi nitrati alkalijskih kovin in Ca. Nitrati - sestavine raketnih goriv, pirotehničnih sestavkov, raztopin za luženje za barvanje tkanin; uporabljajo se za utrjevanje kovin, konzerviranje hrane, kot zdravila in za proizvodnjo kovinskih oksidov.

Nitrati so strupeni. Povzročajo pljučni edem, kašelj, bruhanje, akutno srčno-žilno insuficienco itd. Smrtonosni odmerek nitratov za človeka je 8-15 g, dovoljeni dnevni vnos je 5 mg/kg. Za vsoto nitratov Na, K, Ca, NH3 MPC: v vodi 45 mg/l", v tleh 130 mg/kg (razred nevarnosti 3); v zelenjavi in sadju (mg/kg) - krompir 250, pozno belo zelje 500, pozno korenje 250, pesa 1400, čebula 80, bučke 400, melone 90, lubenice, grozdje, jabolka, hruške 60. Neupoštevanje agrotehničnih priporočil, prekomerno gnojenje močno poveča vsebnost nitratov iz kmetijskih proizvodov (40-5500 mg/l), podtalnica.

5. Nitriti, soli dušikove kisline HNO 2. Najprej se uporabljajo nitriti alkalijskih kovin in amonij, manj - zemeljskoalkalijski in Z d-kovine, Pb in Ag. Obstajajo le drobni podatki o nitritih drugih kovin.

Kovinski nitriti v oksidacijskem stanju +2 tvorijo kristalne hidrate z eno, dvema ali štirimi molekulami vode. Nitriti tvorijo na primer dvojne in trojne soli. CsNO 2 AgNO 2 ali Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, kot tudi kompleksne spojine, kot je Na 3.

Kristalne strukture so znane le po nekaj brezvodnih nitritih. Anion NO 2 ima nelinearno konfiguracijo; ONO kot 115°, dolžina vezi H-O 0,115 nm; vrsta povezave M-NO 2 je ionsko-kovalentna.

Nitriti K, Na, Ba so dobro topni v vodi, Ag, Hg, Cu nitriti so slabo topni. Z naraščanjem temperature se topnost nitritov poveča. Skoraj vsi nitriti so slabo topni v alkoholih, etrih in nizkopolarnih topilih.

Nitriti so toplotno nestabilni; talijo brez razgradnje samo nitriti alkalijskih kovin, nitriti drugih kovin se razgradijo pri 25-300 °C. Mehanizem razgradnje nitritov je zapleten in vključuje številne vzporedno zaporedne reakcije. Glavni plinasti produkti razgradnje so NO, NO 2, N 2 in O 2, trdni pa kovinski oksid ali elementarna kovina. Sproščanje velike količine plinov povzroči eksplozivno razgradnjo nekaterih nitritov, na primer NH 4 NO 2, ki se razgradi na N 2 in H 2 O.

Značilnosti nitritov so povezane z njihovo toplotno nestabilnostjo in zmožnostjo nitritnega iona, da je tako oksidant kot redukcijsko sredstvo, odvisno od medija in narave reagentov. V nevtralnem okolju se nitriti običajno reducirajo v NO, v kislem okolju pa oksidirajo v nitrate. Kisik in CO 2 ne sodelujeta s trdnimi nitriti in njihovimi vodnimi raztopinami. Nitriti prispevajo k razgradnji organskih snovi, ki vsebujejo dušik, zlasti aminov, amidov itd. Z organskimi halogenidi RXH. reagirajo tako, da nastanejo tako RONO nitriti kot RNO 2 nitro spojine.

Industrijska proizvodnja nitritov temelji na absorpciji dušikovega plina (zmesi NO + NO 2) z raztopinami Na 2 CO 3 ali NaOH z zaporedno kristalizacijo NaNO 2; nitrite drugih kovin v industriji in laboratorijih pridobivamo z reakcijo izmenjave kovinskih soli z NaNO 2 ali z redukcijo nitratov teh kovin.

Nitriti se uporabljajo za sintezo azo barvil, pri proizvodnji kaprolaktama, kot oksidacijska in redukcijska sredstva v gumarski, tekstilni in kovinskopredelovalni industriji, kot konzervansi za živila. Nitriti, kot sta NaNO 2 in KNO 2, so strupeni, povzročajo glavobol, bruhanje, depresijo dihanja itd. Pri zastrupitvi z NaNO 2 v krvi nastane methemoglobin, poškodujejo se membrane eritrocitov. Morda nastajanje nitrozaminov iz NaNO 2 in aminov neposredno v prebavilih.

6. Sulfati, soli žveplove kisline. Znani so srednji sulfati z anionom SO 4 2-, kisli ali hidrosulfati, z anionom HSO 4 - bazični, ki vsebujejo skupaj z anionom SO 4 2- - OH skupine, na primer Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Obstajajo tudi dvojni sulfati, ki vključujejo dva različna kationa. Ti vključujejo dve veliki skupini sulfatov - alum , kot tudi keniti M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , kjer je M enojni nabiti kation, E je Mg, Zn in drugi dvojno nabiti kationi. Poznan trojni sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineralni poligalit), dvojno bazični sulfati, na primer minerali alunitnih in jarozitnih skupin M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 in M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, kjer je M enojni kation Sulfati so lahko del mešanih soli, na primer 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineralni berkit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit).

Sulfati so kristalne snovi, srednje in kisle, v večini primerov so zelo topne v vodi. Rahlo topni sulfati kalcija, stroncija, svinca in nekaterih drugih, praktično netopni BaSO 4 , RaSO 4 . Bazični sulfati so običajno slabo topni ali praktično netopni ali hidrolizirani z vodo. Sulfati lahko kristalizirajo iz vodnih raztopin v obliki kristalnih hidratov. Kristalni hidrati nekaterih težkih kovin se imenujejo vitriol; bakrov sulfat СuSO 4 5H 2 O, železov sulfat FeSO 4 7H 2 O.

Srednji sulfati alkalijskih kovin so toplotno stabilni, medtem ko se kislinski sulfati pri segrevanju razgradijo in se spremenijo v pirosulfate: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Povprečni sulfati drugih kovin, pa tudi osnovni sulfati, se pri segrevanju na dovolj visoke temperature praviloma razgradijo s tvorbo kovinskih oksidov in sproščanjem SO 3 .

Sulfati so v naravi zelo razširjeni. Najdemo jih v obliki mineralov, kot so sadra CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, del pa so tudi morske in rečne vode.

Veliko sulfatov je mogoče dobiti z interakcijo H 2 SO 4 s kovinami, njihovimi oksidi in hidroksidi, pa tudi z razgradnjo soli hlapnih kislin z žveplovo kislino.

Anorganski sulfati se pogosto uporabljajo. Na primer, amonijev sulfat je dušikovo gnojilo, natrijev sulfat se uporablja v steklarski, papirni industriji, proizvodnji viskoze itd. Naravni sulfatni minerali so surovine za industrijsko proizvodnjo spojin različnih kovin, gradbenih materialov itd.

7.sulfiti, soli žveplove kisline H 2 SO 3 . Obstajajo srednji sulfiti z anionom SO 3 2- in kisli (hidrosulfiti) z anionom HSO 3 - . Srednji sulfiti so kristalne snovi. Sulfiti amonija in alkalijskih kovin so zelo topni v vodi; topnost (g v 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). V vodnih raztopinah tvorijo hidrosulfite. Sulfiti zemeljskoalkalijskih in nekaterih drugih kovin so praktično netopni v vodi; topnost MgSO 3 1 g v 100 g (40°C). Znani kristalni hidrati (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 itd.

Brezvodni sulfiti pri segrevanju brez dostopa zraka v zaprtih posodah nesorazmerni v sulfide in sulfate, pri segrevanju v toku N 2 izgubijo SO 2, pri segrevanju na zraku pa se zlahka oksidirajo v sulfate. S SO 2 v vodnem okolju srednji sulfiti tvorijo hidrosulfite. Sulfiti so razmeroma močna redukcijska sredstva, v raztopinah s klorom, bromom, H 2 O 2 itd. oksidirajo v sulfate. Razgradijo jih močne kisline (na primer HC1) s sproščanjem SO 2.

Kristalni hidrosulfiti so znani po K, Rb, Cs, NH 4 + , so nestabilni. Drugi hidrosulfiti obstajajo samo v vodnih raztopinah. Gostota NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3 ; topnost v vodi (g na 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Pri segrevanju kristalnih hidrosulfitov Na ali K ali ko je kašasta raztopina celuloze M 2 SO 3 nasičena s SO 2, nastanejo pirosulfiti (zastareli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli pirožveplove kisline, neznane v prostem stanje H2S2O5; kristali, nestabilni; gostota (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; nad ~ 160 °C se razgradijo s sproščanjem SO 2; raztopimo v vodi (z razpadom na HSO 3 -), topnost (g na 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvorijo hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O in ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; redukcijskih sredstev.

Srednje alkalijske sulfite dobimo z reakcijo vodne raztopine M 2 CO 3 (ali MOH) s SO 2 in MSO 3 s prehajanjem SO 2 skozi vodno suspenzijo MCO 3 ; uporablja se predvsem SO 2 iz odpadnih plinov pri proizvodnji kontaktne žveplove kisline. Sulfiti se uporabljajo pri beljenju, barvanju in tiskanju tkanin, vlaken, usnja za konzerviranje žitaric, zelene krme, industrijskih krmnih odpadkov (NaHSO 3 ,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 in Ca(HSO 3) 2 - razkužila v vinarstvu in sladkorni industriji. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - sestavine sulfitne tekočine med pulpiranjem; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorber; NaHSO 3 je absorber H 2 S iz proizvodnih odpadnih plinov, redukcijsko sredstvo pri proizvodnji žveplovih barvil. K 2 S 2 O 5 - komponenta fiksatorjev kislin v fotografiji, antioksidant, antiseptik.

Metode ločevanja zmesi

Filtracija, ločevanje nehomogenih sistemov tekočina – trdni delci (suspenzije) in plin – trdni delci z uporabo poroznih filtrskih pregrad (FP), ki omogočajo prehod tekočine ali plina, vendar zadržujejo trdne delce. Gonilna sila procesa je razlika v tlaku na obeh straneh FP.

Pri ločevanju suspenzij trdni delci običajno tvorijo plast mokre usedline na FP, ki jo po potrebi speremo z vodo ali drugo tekočino in tudi dehidriramo s pihanjem zraka ali drugega plina skozi njo. Filtracija se izvaja pri konstantni razliki tlaka ali pri konstantni hitrosti procesa w(količina filtrata v m 3, ki prehaja skozi 1 m 2 površine FP na enoto časa). Pri konstantni razliki tlaka se suspenzija dovaja v filter pod vakuumom ali nadtlakom, pa tudi z batno črpalko; pri uporabi centrifugalne črpalke se poveča razlika v tlaku in zmanjša hitrost procesa.

Glede na koncentracijo suspenzij ločimo več vrst filtracije. Pri koncentraciji več kot 1% pride do filtracije s tvorbo oborine, pri koncentraciji manj kot 0,1% pa z zamašitvijo por FP (bistrenje tekočin). Če se na FP ne oblikuje dovolj gosta plast usedline in trdni delci zaidejo v filtrat, ga filtriramo z uporabo fino dispergiranih pomožnih materialov (diatomit, perlit), ki jih predhodno nanesemo na FP ali dodamo suspenziji. Pri začetni koncentraciji, manjši od 10%, je možno delno ločevanje in zgostitev suspenzij.

Razlikujemo med neprekinjenimi in intermitentnimi filtri. Za slednje so glavne faze dela filtracija, pranje usedline, njena dehidracija in razkladanje. Hkrati je uporabna optimizacija po kriterijih največje produktivnosti in najnižjih stroškov. Če se pranje in dehidracija ne izvajata, hidravlični upor predelne stene pa je mogoče zanemariti, potem je največja produktivnost dosežena, ko je čas filtracije enak trajanju pomožnih operacij.

Uporabni fleksibilni FP iz bombaža, volne, sintetičnih in steklenih tkanin, pa tudi netkani FP iz naravnih in sintetičnih vlaken ter nefleksibilni - keramika, kermet in penasta plastika. Smeri gibanja filtrata in delovanja gravitacije sta lahko nasprotni, sovpadata ali pa sta medsebojno pravokotni.

Oblike filtrov so raznolike. Eden najpogostejših je vakuumski filter z vrtljivim bobnom. (cm. sl.) neprekinjenega delovanja, pri katerem sta smeri gibanja filtrata in delovanja gravitacije nasprotni. Odsek stikalne naprave povezuje coni I in II z virom vakuuma, coni III in IV pa z virom stisnjenega zraka. Filtrat in tekočina za pranje iz con I in II vstopata v ločene sprejemnike. Razširila se je tudi avtomatska intermitentna filtrirna stiskalnica z vodoravnimi komorami, filtrirno krpo v obliki neskončnega pasu in elastičnimi membranami za odvodnjavanje blata s stiskanjem. Izvaja izmenične operacije polnjenja komor s suspenzijo, filtriranja, izpiranja in dehidracije usedline, ločevanja sosednjih komor in odstranjevanja usedline.

Določanje dinamične strižne napetosti, efektivne in plastične viskoznosti pri normalni temperaturi

Določanje dinamične strižne napetosti, efektivne in plastične viskoznosti pri povišani temperaturi

Izkušnje 2. Pridobivanje in preučevanje lastnosti soli fosforne kisline.

Voda je ena glavnih kemičnih spojin na našem planetu. Ena njegovih najbolj zanimivih lastnosti je sposobnost tvorbe vodnih raztopin. In na številnih področjih znanosti in tehnologije ima topnost soli v vodi pomembno vlogo.

Topnost se razume kot sposobnost različnih snovi, da tvorijo homogene (homogene) zmesi s tekočinami - topili. Prostornina materiala, ki se uporablja za raztapljanje in tvorbo nasičene raztopine, določa njeno topnost, primerljivo z masnim deležem te snovi ali njeno količino v koncentrirani raztopini.

Glede na sposobnost raztapljanja so soli razvrščene na naslednji način:

topne snovi vključujejo snovi, ki jih je mogoče raztopiti v 100 g vode več kot 10 g;
slabo topni so tisti, katerih količina v topilu ne presega 1 g;
koncentracija netopnega v 100 g vode je manjša od 0,01.

V primeru, ko je polarnost uporabljene snovi za raztapljanje podobna polarnosti topila, je topna. Pri različnih polarnostih snovi najverjetneje ni mogoče razredčiti.

Kako pride do razpada

Če govorimo o tem, ali se sol raztopi v vodi, potem je za večino soli to poštena izjava. Obstaja posebna tabela, po kateri lahko natančno določite količino topnosti. Ker je voda univerzalno topilo, se dobro meša z drugimi tekočinami, plini, kislinami in solmi.

Enega najbolj nazornih primerov raztapljanja trdne snovi v vodi lahko skoraj vsak dan opazimo v kuhinji, ko pripravljamo jedi z uporabo kuhinjske soli. Zakaj se torej sol raztopi v vodi?

Iz šolskega tečaja kemije se mnogi spomnijo, da so molekule vode in soli polarne. To pomeni, da so njihovi električni poli nasprotni, kar ima za posledico visoko dielektrično konstanto. Molekule vode obdajajo ione druge snovi, na primer, kot v našem primeru, NaCl. V tem primeru nastane tekočina, ki je po svoji konsistenci homogena.

Temperaturni učinek

Obstaja več dejavnikov, ki vplivajo na topnost soli. Najprej je to temperatura topila. Višja kot je, večja je vrednost difuzijskega koeficienta delcev v tekočini in hitrejši je prenos mase.

Čeprav, na primer, topnost navadne soli (NaCl) v vodi praktično ni odvisna od temperature, saj je njen koeficient topnosti 35,8 pri t 20 ° C in 38,0 pri 78 ° C. Toda bakrov sulfat (CaSO4) z naraščajočo temperaturo vode se slabše raztopi.

Drugi dejavniki, ki vplivajo na topnost, vključujejo:

Velikost raztopljenih delcev - z večjo površino fazne ločitve se raztapljanje zgodi hitreje.
Postopek mešanja, ki ob intenzivni izvedbi prispeva k učinkovitejšemu prenosu mase.
Prisotnost nečistoč: nekatere pospešijo proces raztapljanja, medtem ko druge, ki ovirajo difuzijo, zmanjšajo hitrost procesa.

Video o mehanizmu raztapljanja soli

Tabela topnosti soli, kislin in baz je osnova, brez katere je nemogoče popolnoma obvladati kemijsko znanje. Topnost baz in soli pomaga pri poučevanju ne le šolarjev, temveč tudi strokovnjakov. Ustvarjanje številnih življenjskih produktov ne more brez tega znanja.

Tabela topnosti kislin, soli in baz v vodi

Tabela topnosti soli in baz v vodi je priročnik, ki pomaga pri obvladovanju osnov kemije. Naslednje opombe vam bodo pomagale razumeti spodnjo tabelo.

P - označuje topno snov;
H je netopna snov;
M - snov je rahlo topna v vodnem okolju;
RK - snov se lahko raztopi le, če je izpostavljena močnim organskim kislinam;
Pomišljaj bo rekel, da takšno bitje v naravi ne obstaja;
NK - se ne raztopi ne v kislinah ne v vodi;
? - vprašaj označuje, da danes ni natančnih informacij o raztapljanju snovi.

Pogosto tabelo uporabljajo kemiki in šolarji, študenti za laboratorijske raziskave, med katerimi je treba ugotoviti pogoje za nastanek določenih reakcij. Glede na tabelo se izkaže, da ugotovimo, kako se snov obnaša v klorovodikovem ali kislem okolju, ali je možna oborina. Oborina med raziskavami in poskusi kaže na ireverzibilnost reakcije. To je pomembna točka, ki lahko vpliva na potek celotnega laboratorijskega dela.

Opredelitev soli v okviru teorije disociacije. Soli so običajno razdeljene v tri skupine: srednje, kislo in bazično. V srednjih solih so vsi vodikovi atomi ustrezne kisline nadomeščeni s kovinskimi atomi, v kislinskih solih so le delno nadomeščeni, v bazičnih solih OH skupine ustrezne baze so delno nadomeščeni s kislinskimi ostanki.

Obstajajo tudi nekatere druge vrste soli, kot npr dvojne soli, ki vsebujejo dva različna kationa in en anion: CaCO 3 MgCO 3 (dolomit), KCl NaCl (silvinit), KAl (SO 4) 2 (kalijev galun); mešane soli, ki vsebujejo en kation in dva različna aniona: CaOCl 2 (ali Ca(OCl)Cl); kompleksne soli, ki vključujejo kompleksni ion, sestavljen iz osrednjega atoma, ki je povezan z več ligande: K 4 (rumena krvna sol), K 3 (rdeča krvna sol), Na, Cl; hidratizirane soli(kristalni hidrati), ki vsebujejo molekule kristalizacijska voda: CuSO 4 5H 2 O (bakrov sulfat), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberjeva sol).

Ime soli nastane iz imena aniona, ki mu sledi ime kationa.

Za soli kislin brez kisika se imenu nekovine doda pripona id, na primer natrijev klorid NaCl, železov(H) sulfid FeS itd.

Pri poimenovanju soli kislin, ki vsebujejo kisik, se v primeru višjih oksidacijskih stanj končnica doda latinskemu korenu imena elementa — am, v primeru nižjih oksidacijskih stanj konč -to. V imenih nekaterih kislin se predpona uporablja za označevanje najnižjih oksidacijskih stanj nekovine hipo-, za soli perklorne in permanganske kisline uporabite predpono na-, npr: kalcijev karbonat CaCO 3,železov (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3, železov (II) sulfit FeSO 3, kalijev hipoklorit KOSl, kalijev klorit KOSl 2, kalijev klorat KOSl 3, kalijev perklorat KOSl 4, kalijev permanganat KMnO 4, K kalijev dikromat 2 O 7 .

Kisline in bazične soli se lahko šteje za produkt nepopolne pretvorbe kislin in baz. V skladu z mednarodno nomenklaturo je atom vodika, ki je del kisle soli, označen s predpono hidro-, OH skupina - predpona hidroksi, NaHS - natrijev hidrosulfid, NaHSO 3 - natrijev hidrosulfit, Mg (OH) Cl - magnezijev hidroksiklorid, Al (OH) 2 Cl - aluminijev dihidroksi klorid.

V imenih kompleksnih ionov so najprej navedeni ligandi, nato pa ime kovine, ki označuje ustrezno oksidacijsko stanje (rimske številke v oklepajih). V imenih kompleksnih kationov se uporabljajo ruska imena kovin, na primer: Cl 2 - tetraamin bakrov (P) klorid, 2 SO 4 - diamin srebrov (1) sulfat. V imenih kompleksnih anionov se uporabljajo latinska imena kovin s pripono -at, na primer: K[Al (OH) 4] - kalijev tetrahidroksialuminat, Na - natrijev tetrahidroksikromat, K 4 - kalijev heksacianoferat (H) .

Imena hidratiranih soli (kristalni hidrati) nastanejo na dva načina. Uporabite lahko zgoraj opisani kompleksni sistem poimenovanja kationov; na primer bakrov sulfat SO 4 H 2 0 (ali CuSO 4 5H 2 O) lahko imenujemo tetraakvabakrov(II) sulfat. Vendar pa je pri najbolj znanih hidratiranih solih največkrat število vodnih molekul (stopnja hidracije) označeno s številčno predpono k besedi "hidrat", na primer: CuSO 4 5H 2 O - bakrov (I) sulfat pentahidrat, Na 2 SO 4 10H 2 O - natrijev sulfat dekahidrat, CaCl 2 2H 2 O - kalcijev klorid dihidrat.

Topnost soli

Glede na njihovo topnost v vodi delimo soli na topne (P), netopne (H) in rahlo topne (M). Za določitev topnosti soli uporabite tabelo topnosti kislin, baz in soli v vodi. Če mize ni pri roki, lahko uporabite pravila. Enostavno si jih je zapomniti.

1. Vse soli dušikove kisline so topne – nitrati.

2. Vse soli klorovodikove kisline so topne - kloridi, razen AgCl (H), PbCl 2 (M).

3. Vse soli žveplove kisline - sulfati so topne, razen BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Natrijeve in kalijeve soli so topne.

5. Vsi fosfati, karbonati, silikati in sulfidi se ne raztopijo, razen Na soli + in K + .

Od vseh kemičnih spojin so soli najštevilčnejši razred snovi. To so trdne snovi, med seboj se razlikujejo po barvi in topnosti v vodi. Na začetku XIX stoletja. Švedski kemik I. Berzelius je oblikoval definicijo soli kot reakcijskih produktov kislin z bazami ali spojinami, pridobljenimi z zamenjavo vodikovih atomov v kislini s kovino. Na podlagi tega delimo soli na srednje, kisle in bazične. Srednje ali normalne soli so produkti popolne zamenjave vodikovih atomov v kislini s kovino.

Na primer:

Na 2 CO 3 - natrijev karbonat;

CuSO 4 - bakrov (II) sulfat itd.

Takšne soli disociirajo na kovinske katione in anione kislinskega ostanka:

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

Kislinske soli so produkti nepopolne zamenjave vodikovih atomov v kislini s kovino. Kisle soli vključujejo na primer sodo bikarbono NaHCO 3 , ki je sestavljena iz kovinskega kationa Na + in kislinskega enonabitnega ostanka HCO 3 - . Za kislo kalcijevo sol je formula zapisana takole: Ca (HCO 3) 2. Imena teh soli so sestavljena iz imen srednjih soli z dodatkom predpone hidro- , Na primer:

Mg (HSO 4) 2 - magnezijev hidrosulfat.

Disociirajte kislinske soli na naslednji način:

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

Bazične soli so produkti nepopolne substitucije hidrokso skupin v bazi za kislinski ostanek. Takšne soli na primer vključujejo znameniti malahit (CuOH) 2 CO 3, o katerem ste brali v delih P. Bazhova. Sestavljen je iz dveh bazičnih kationov CuOH + in dvakrat nabitega aniona kislinskega ostanka CO 3 2-. Kation CuOH + ima naboj +1, zato sta v molekuli dva takšna kationa in en dvojno nabit CO 3 2- anion združena v električno nevtralno sol.

Imena takšnih soli bodo enaka kot za običajne soli, vendar z dodatkom predpone hidrokso-, (CuOH) 2 CO 3 - bakrov (II) hidroksokarbonat ali AlOHCl 2 - aluminijev hidroksoklorid. Večina bazičnih soli je netopnih ali zmerno topnih.

Slednji se ločijo takole:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Lastnosti soli

Prvi dve reakciji izmenjave sta bili podrobno obravnavani prej.

Tretja reakcija je tudi reakcija izmenjave. Teče med solnimi raztopinami in ga spremlja tvorba oborine, na primer:

Četrta reakcija soli je povezana s položajem kovine v elektrokemični seriji kovinskih napetosti (glej "Elektrokemična serija kovinskih napetosti"). Vsaka kovina v nizu napetosti izpodriva iz solnih raztopin vse druge kovine, ki se nahajajo desno od sebe. Za to veljajo naslednji pogoji:

1) obe soli (tako, ki reagirata kot posledica reakcije) morata biti topni;

2) kovine ne smejo komunicirati z vodo, zato kovine glavnih podskupin skupin I in II (za slednje, začenši s Ca) ne izpodrivajo drugih kovin iz solnih raztopin.

Metode za pridobivanje soli

Metode za pridobivanje in kemijske lastnosti soli. Soli je mogoče pridobiti iz anorganskih spojin skoraj vseh razredov. Poleg teh metod je mogoče pridobiti soli anoksičnih kislin z neposredno interakcijo kovine in nekovine (Cl, S itd.).

Številne soli so stabilne pri segrevanju. Vendar pa amonijeve soli, pa tudi nekatere soli nizko aktivnih kovin, šibke kisline in kisline, v katerih imajo elementi višja ali nižja oksidacijska stanja, se pri segrevanju razgradijo.

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 = MnO 2 = 2KCl + 3O 2

4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl