Таблиця розчинності – сильні основи. Розчинність солей у воді за кімнатної температури

Катіони	Аніони
F -	Cl -	Br -	I -	S 2-	NO 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na +	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
K+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
NH 4+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
Mg 2+	РК	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	Р	РК
Ca 2+	НК	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	М	РК
Sr 2+	НК	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	РК	РК
Ba 2+	РК	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	НК	РК
Sn 2+	Р	Р	Р	М	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Pb 2+	Н	М	М	М	РК	Р	Н	Н	Н	Н
Al 3+	М	Р	Р	Р	Г	Р	Г	НК	Р	РК
Cr 3+	Р	Р	Р	Р	Г	Р	Г	Н	Р	РК
Mn 2+	Р	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe 2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe 3+	Р	Р	Р	-	-	Р	Г	Н	Р	РК
Co 2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Ni 2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Cu 2+	М	Р	Р	-	Н	Р	Г	Н	Р	Н
Zn 2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Cd 2+	Р	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Hg 2+	Р	Р	М	НК	НК	Р	Н	Н	Р	Н
Hg 2 2+	Р	НК	НК	НК	РК	Р	Н	Н	М	Н
Ag +	Р	НК	НК	НК	НК	Р	Н	Н	М	Н

Умовні позначення:

Р - речовина добре розчинна у воді; М - малорозчинний; Н - практично нерозчинно у воді, але легко розчиняється у слабких чи розведених кислотах; РК - нерозчинний у воді і розчиняється тільки в сильних неорганічних кислотах; НК - нерозчинно ні у воді, ні у кислотах; Г - повністю гідролізується при розчиненні та не існує в контакті з водою. Прочерк означає, що така речовина взагалі не існує.

У водних розчинах солі повністю або частково дисоціюють на іони. Солі слабких кислот і (або) слабких основ піддаються гідролізу. Водні розчини солей містять гідратовані іони, іонні пари і складніші хімічні форми, що включають продукти гідролізу та ін. Ряд солей розчиняються також у спиртах, ацетоні, амідах кислот та ін органічних розчинниках.

З водних розчинів солі можуть кристалізуватися у вигляді кристалогідратів, з неводних - у вигляді кристалосольватів, наприклад СаВг 2 ЗС 2 Н 5 ОН.

Дані про різні процеси, що протікають у водно-сольових системах, про розчинність солей при їх спільній присутності в залежності від температури, тиску і концентрації, про склад твердих і рідких фаз можуть бути отримані при вивченні діаграм розчинності водно-сольових систем.

Загальні методи синтезу солей.

1.Отримання середніх солей:

1) металу з неметалом: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) металу з кислотою: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) металу з розчином солі менш активного металу Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) основного оксиду з кислотним оксидом: MgO + CO2 = MgCO3

5) основного оксиду з кислотою CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) основи з кислотним оксидом Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) основи з кислотою: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) солі з кислотою: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

9) розчину основи з розчином солі: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) розчинів двох солей 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Отримання кислих солей:

1. Взаємодія кислоти з нестачею основи. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O

2. Взаємодія основи з надлишком кислотного оксиду

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

3. Взаємодія середньої солі з кислотою Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3.Отримання основних солей:

1. Гідроліз солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Додавання (по краплях) невеликих кількостей лугів до розчинів середніх солей металів AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Взаємодія солей слабких кислот із середніми солями

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4.Отримання комплексних солей:

1. Реакції солей із лігандами: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5.Отримання подвійних солей:

1.Спільна кристалізація двох солей:

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

4. Окисно-відновні реакції, зумовлені властивостями катіону або аніону. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2.Хімічні властивості кислих солей:

1. Термічне розкладання із утворенням середньої солі

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

2. Взаємодія із лугом. Одержання середньої солі.

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

3.Хімічні властивості основних солей:

1. Термічне розкладання. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Взаємодія із кислотою: утворення середньої солі.

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

4.Хімічні властивості комплексних солей:

1. Руйнування комплексів рахунок утворення малорозчинних сполук:

2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Обмін лігандами між зовнішньою та внутрішньою сферами.

K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl

5.Хімічні властивості подвійних солей:

1. Взаємодія з розчинами лугів: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Відновлення: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, розб. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

Сировиною для промислового отримання ряду солей-хлоридів, сульфатів, карбонатів, боратів Na, К, Са, Mg служать морська та океанічна вода, природні розсоли, що утворюються при її випаровуванні, та тверді поклади солей. Для групи мінералів, що утворюють осадові сольові родовища (сульфатів та хлоридів Na, К та Mg), застосовують умовну назву “природні солі”. Найбільші родовища калієвих солей знаходяться в Росії (Солікамськ), Канаді та Німеччині, потужні поклади фосфатних руд – у Північній Африці, Росії та Казахстані, NaNO3 – у Чилі.

Солі використовують у харчовій, хімічній, металургійній, скляній, шкіряній, текстильній промисловості, сільському господарстві, медицині тощо.

Основні види солей

1.Борати (оксоборати), солі борних кислот: метаборної НВО 2 , ортоборної Н 3 ВО 3 та не виділених у вільному стані поліборних. За кількістю атомів бору в молекулі діляться на моно-, ді, тетра-, гексаборати і т. д. Борати називають також по кислот, що їх утворюють, і за кількістю молей В 2 Про 3 , що припадає на 1 моль основного оксиду. Так різні метаборати можуть бути названі моноборатами, якщо містять аніон (ОН) 4 або ланцюжковий аніон (ВО 2 ) n n -диборатами - якщо містять ланцюжковий здвоєний аніон ( В 2 Про 3 (ОН) 2 ) n 2n-триборатами - якщо містять кільцевий аніон (3О 6) 3- .

Структури боратів включають борокиснева угруповання - "блоки", що містять від 1 до б, а іноді і 9 атомів бору, наприклад:

Координаційне число атомів бору 3 (борокисневі трикутні угруповання) або 4 (тетраедричні угруповання). Борокисневі угруповання - основа не тільки острівних, а й складніших структур - ланцюжкових, шаруватих та каркасних полімеризованих. Останні утворюються в результаті відщеплення води в молекулах гідратованих боратах та виникнення місткових зв'язків через атоми кисню; процес іноді супроводжується розривом зв'язку В-О всередині поліаніонів. Поліаніони можуть приєднувати бічні групи - борокиснева тетраедри або трикутники, їх димери або сторонні аніони.

Амоній, лужні, а також інші метали в ступені окислення +1 утворюють найчастіше гідратовані і безводні метаборати типу МВО 2 тетраборати М 2 B 4 O 7 пентаборати МB 5 O 8 а також декаборати М 4 B 10 O 17 n H 2 O. Лужноземельні та інші метали в ступені окислення + 2 дають зазвичай гідратовані метаборати, триборати М 2 B 6 O 11 і гексаборати МB 6 O 10 . а також безводні мета-, орто- та тетраборати. Для металів у ступені окислення + 3 характерні гідратовані та безводні ортоборати МВО 3 .

Борати - безбарвні аморфні речовини чи кристали (переважно з низько-симетричною структурою - моноклинної чи ромбической). Для безводних боратів температури плавлення перебувають у інтервалі від 500 до 2000 °З; найбільш високоплавкі метаборати лужних та орто- та метаборати лужноземельних металів. Більшість боратів при охолодженні їх розплавів легко утворює шибки. Твердість гідратованих боратів за шкалою Мооса 2-5, безводних до 9.

Гідратовані моноборати втрачають кристалізаційну воду до ~180°С, поліборати при 300-500°С; відщеплення води за рахунок групОН , координованих навколо атомів бору відбувається до ~750°С. При повному зневодненні утворюються аморфні речовини, які при 500-800 ° C в більшості випадків зазнають "боратову перегрупування"-кристалізацію, що супроводжується (для поліборатів) частковим розкладанням з виділенням В 2 Про 3 .

Борати лужних металів, амонію та Т1(I) розчиняються у воді (особливо мета- та пентаборати), у водних розчинах гідролізуються (розчини мають лужну реакцію). Більшість боратів легко розкладається кислотами, у деяких випадках - при дії СО2; і SO 2;. Борати лужноземельних та важких металів взаємодіють з розчинами лугів, карбонатів та гідрокарбонатів лужних металів. Безводні борати хімічно стійкіші, ніж гідратовані. З деякими спиртами, зокрема гліцерином, борати утворюють розчинні у воді комплекси. При дії сильних окислювачів, зокрема Н 2 Про 2 або при електрохімічному окисленні борати перетворюються на пероксоборати .

Відомо близько 100 природних боратів, що є переважно солями Na, Mg, Ca, Fe.

Гідратовані борати отримують: нейтралізацією Н 3 ВО 3 оксидами, гідроксидами або карбонатами металів; обмінними реакціями боратів лужних металів, найчастіше Na, із солями інших металів; реакцією взаємного перетворення малорозчинних боратів з водними розчинами боратів лужних металів; гідротермальними процесами з використанням галогенідів лужних металів як мінералізуючі добавки. Безводні борати отримують сплавленням або спіканням 2 Про 3 з оксидами або карбонатами металів або зневодненням гідратів; монокристали вирощують у розчинах боратів у розплавлених оксидах, наприклад Вi 2 Про 3 .

Борати використовують: для отримання інших з'єднань бору; як компоненти шихти під час виробництва скла, глазурів, емалей, кераміки; для вогнестійких покриттів та просочень; як компоненти флюсів для рафінування, зварювання та паяння металі”; як пігменти та наповнювачі лакофарбових матеріалів; як протрави при фарбуванні, інгібітори корозії, компоненти електролітів, люмінофорів та ін. Найбільше застосування знаходять бура та кальцію борати.

2.Галогеніди, хімічні сполуки галогенів з іншими елементами. До галогенідів зазвичай відносять сполуки, в яких атоми галогену мають більшу електронегативність, ніж ін. Галогеніди не утворюють Не, Ne і Аг. До простих, або бінарних, галогенідів ЕХ n (n- найчастіше ціле число від 1 у моногалогенідів до 7 у IF 7 і ReF 7 , але може бути і дробовим, наприклад 7/6 у Bi 6 Cl 7) відносять, зокрема, солі галогеноводородних кислот і міжгалогенні сполуки (напр., галогенфториди). Існують також змішані галогеніди, полігалогеніди, гідрогалогеніди, оксогалогеніди, оксигалогеніди, гідроксогалогеніди, тіогалогеніди та комплексні галогеніди. Ступінь окиснення галогенів у галогенідах зазвичай дорівнює -1.

За характером зв'язку елемент-галоген прості галогеніди поділяють на іонні та ковалентні. Насправді зв'язку мають змішаний характер із переважанням вкладу тієї чи іншої складової. Галогеніди лужних і лужноземельних металів, а також багато моно- і дигалогеніди ін. металів - типові солі, в яких переважає іонний характер зв'язку. Більшість з них щодо тугоплавки малолеткі, добре розчинні у воді; у водних розчинах майже повністю дисоціюють на іони. Властивості солей мають також тригалогеніди рідкісноземельних елементів. Розчинність у воді іонних галогенідів, як правило, зменшується від йодидів до фторидів. Хлориди, броміди та йодиди Ag + , Сu + , Hg + та Pb 2+ погано розчиняються у воді.

Збільшення числа атомів галогенів у галогенідах металів або відношення заряду металу до радіусу його іона призводить до підвищення ковалентної складової зв'язку, зниження розчинності у воді та термічної стійкості галогенідів, збільшення від леткості, підвищення окисності, здатності та схильності до гідролізу. Ці залежності спостерігаються для галогенідів металів одного і того ж періоду та в ряді галогенідів одного і того ж металу. Їх легко простежити з прикладу термічних властивостей. Наприклад, для галогенідів металів 4-го періоду температури плавлення і кипіння становлять відповідно 771 і 1430°С для КС1, 772 і 1960°C для СаС1 2 , 967 і 975°С для ScCl 3 , -24,1 і 136°С для TiCl 4 . Для UF 3 температура плавлення ~ 1500 ° С, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° С, UF 6 64,0 ° С. У рядах сполук ЕХ nпри постійному nковлентність зв'язку зазвичай збільшується при переході від фторидів до хлоридів і зменшується при переході від останніх до бромідів та йодидів. Так, для АlF 3 температура сублімації 1280°C, А1С1 3 180°С, температура кипіння А1Вr 3 254,8 °С, АlI 3 407°С. У ряді ZrF 4 ZrCl 4 ZrBr 4 ZrI 4 температура сублімації дорівнює відповідно 906, 334, 355 і 418°С. У рядах MF nта МС1 nде М-метал однієї підгрупи, ковалентність зв'язку зменшується зі зростанням атомної маси металу. Фторидів і хлоридів металів із приблизно однаковим вкладом іонної та ковалентної складової зв'язку небагато.

Середня енергія зв'язку елемент-галоген зменшується при переході від фторидів до йодидів та з підвищенням n(Див. табл.).

Багато металів галогеніди, що містять ізольовані або місткові атоми (відповідно оксо-і оксигалогеніди), наприклад оксотрифторид ванадію VOF 3 , діоксифторид ніобію NbO 2 F, діоксодііодид вольфраму WO 2 I 2 .

Комплексні галогеніди (галогенометалати) містять комплексні аніони, в яких атоми галогенів є лігандами, наприклад, гексахлороплатинат(IV) калію K 2 , гептафторотанталат(V) натрію Na, гексафтороарсенат(V) літію Li. Найбільшу термічну стійкість мають фторо-, оксофторо- і хлорометалати. За характером зв'язків до комплексних галогенідів близькі іонні сполуки з катіонами NF 4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ та ін.

Для багатьох галогенідів характерні асоціація та полімеризація в рідкій та газовій фазах з утворенням місткових зв'язків. Найбільш схильні до цього галогеніди металів I та II груп, AlCl 3 , пентафториди Sb та перехідних металів, оксофториди складу MOF 4 . Відомі галогеніди із зв'язком метал-метал, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.

Фториди значно відрізняються за властивостями від інших галогенідів. Однак у простих галогенідах ці відмінності виражені менш різко, ніж у самих галогенах, а в комплексних галогенідах – слабші, ніж у простих.

Багато ковалентних галогенідів (особливо фториди) - сильні кислоти Льюїса, напр. AsF 5 , SbF 5 , ВF 3 , А1С1 3 . Фториди входять до складу надкислот. Вищі галогеніди відновлюються металами та воднем, наприклад:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Галогеніди металів V-VIII груп, крім Сг і Мn, відновлюються Н 2 до металів, наприклад:

WF 6 + ЗН 2 = W + 6HF

Багато ковалентних та іонних галогенідів металів взаємодіють між собою з утворенням комплексних галогенідів, наприклад:

КС1 + TaCl 5 = K

Більш легкі галогени можуть витісняти більш важкі галогеніди. Кисень може окислювати галогеніди з виділенням С1 2 Вг 2 і I 2 . Однією з характерних реакцій ковалентних галогенідів є взаємодія з водою (гідроліз) або її парами при нагріванні (пірогідроліз), що призводить до утворення оксидів, окси- або оксогалогенідів, гідроксидів та галогеноводородів.

Галогеніди отримують безпосередньо з елементів, взаємодією галогеноводородів або галогеноводородних кислот з елементами, оксидами, гідроксид або солями, а також обмінними реакціями.

Галогеніди широко використовують у техніці як вихідні речовини для одержання галогенів, лужних та лужноземельних металів, як компоненти скла та ін. неорганічних матеріалів; вони є проміжними продуктами у виробництві рідкісних та деяких кольорових металів, U, Si, Ge та ін.

У природі галогеніди утворюють окремі класи мінералів, у яких представлені фториди (напр., мінерали флюорит, кріоліт) та хлориди (сільвін, карналіт). Бром та йод входять до складу деяких мінералів у вигляді ізоморфних домішок. Значні кількості галогенідів містяться у воді морів та океанів, у соляних та підземних розсолах. Деякі галогеніди, наприклад NaCl, KC1, СаCl 2 входять до складу живих організмів.

3.Карбонати (від лат. carbo, рід. відмінок carbonis вугілля), солі вугільної кислоти. Існують середні карбонати з аніоном СО 3 2- та кислі, або гідрокарбонати (устар. бікарбонати), з аніоном НСО 3 - . Карбонати – кристалічні речовини. Більшість середніх солей металів у ступені окислення + 2 кристалізується гексагон. решітці типу кальциту або ромбічного типу арагоніту.

З середніх карбонатів у воді розчиняються лише солі лужних металів, амонію та Тl(I). В результаті значного гідролізу їх розчини мають лужну реакцію. Найбільш важко розчинні карбонати металів у ступені окислення + 2. Навпаки, всі гідрокарбонати добре розчиняються у воді. При обмінних реакціях у водних розчинах між солями металів та Na 2 CO 3 опади середніх карбонатів утворюються у тих випадках, коли їх розчинність значно менша, ніж відповідних гідроксидів. Це має місце для Са, Sr та їх аналогів, лантаноїдів, Ag(I), Mn(II), Pb(II) та Cd(II). Інші катіони при взаємодії з розчиненими карбонатами в результаті гідролізу можуть давати не середні, а основні крабонати або навіть гідроксиди. Середні крабонати, що містять багатозарядні катіони, іноді вдається осадити з водних розчинів у присутності великого надлишку 2 .

Хімічні властивості карбонатів обумовлені їхньою приналежністю до класу неорганічних солей слабких кислот. Характерні особливості карбонатів пов'язані з їхньою поганою розчинністю, а також термічною нестійкістю як самих крабонатів, так і Н 2 3 . Ці властивості використовуються при аналізі крабонатів, заснованому або на їх розкладанні сильними кислотами і кількісному поглинанні СО 2 розчином лугу, що виділяється при цьому, або на осадженні іона СO 3 2- з розчину у вигляді ВаСО 3 . При дії надлишку 2 на осад середнього карбонату в розчині утворюється гідрокарбонат, наприклад: СаСО 3 + Н 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 . Присутність гідрокарбонатів у природній воді зумовлює її тимчасову жорсткість. Гідрокарбонати при легкому нагріванні вже за низьких температур знову перетворюються на середні карбонати, які при нагріванні розкладаються до оксиду і СО 2 . Чим активніший метал, тим вище температура розкладання його карбонату. Так, Na 2 CO 3 плавиться без розкладання при 857 °З, а для карбонатів Са, Mg і А1 рівноважні тиску розкладання досягають 0,1 МПа при температурах відповідно 820, 350 і 100 °С.

Карбонати дуже поширені у природі, що з участю СО 2 і Н 2 O у процесах мінералоутворення. карбонати відіграють велику роль у глобальних рівновагах між газоподібним 2 в атмосфері, розчиненим 2 ;

та іонами НСО 3 - та СО 3 2- у гідросфері та твердими солями у літосфері. Найважливіші мінерали - кальцит СаСО 3 , магнезит MgCO 3 , сидерит FeСО 3 , смітсоніт ZnСО 3 і деякі ін. Вапняк складається в основному з кальциту або кальцитових скелетних залишків організмів, рідко з арагоніту. Відомі також природні гідратовані карбонати лужних металів і Mg (напр., МgСО 3 ЗН 2 Про, Nа 2 СО 3 10Н 2 Про), подвійні карбонати [наприклад, доломіт CaMg(CO 3) 2 , трона Na 2 CO 3 NaHCO 3 2 O] та основні [малахіт CuCO 3 Cu(OH) 2 , гідроцерусит 2РbСО 3 Pb(ОН) 2 ].

Найбільш важливі калію карбонат, кальцію карбонат та натрію карбонат. Багато природних карбонатів дуже цінні металеві руди (напр., карбонати Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Гідрокарбонати виконують важливу фізіологічну роль, будучи буферними речовинами, що регулюють сталість рН крові.

4.Нітрати, солі азотної кислоти HNO 3 . Відомі майже всім металів; існують як у вигляді безводних солей М(NO 3) n (n- ступінь окислення металу М), так і у вигляді кристалогідратів М(NO 3) n xН 2 O ( х= 1-9). З водних розчинів при температурі, близькій до кімнатної, тільки нітрати лужних металів кристалізуються безводними, решта - у вигляді кристалогідратів. Фізико-хімічні властивості безводного та гідратованого нітрату одного і того ж металу можуть сильно відрізнятися.

Безводні кристалічні сполуки нітратів d-елементів пофарбовані. Умовно нітрати можуть бути розділені на з'єднання з переважно ковалентним типом зв'язку (солі Be, Cr, Zn, Fe та ін. перехідних металів) та з переважно іонним типом зв'язку (солі лужних та лужноземельних металів). Для іонних нітратів характерні більш висока термічна стійкість, переважання кристалічних структур вищої симетрії (кубічної) та відсутність розщеплення смуг нітрат-іону в ІЧ спектрах. Ковалентні нітрати мають більш високу розчинність в органічних розчинниках, нижчу термічну стійкість, їх ІЧ спектри мають більш складний характер; деякі ковалентні нітрати летючі за кімнатної температури, а при розчиненні у воді частково розкладаються з виділенням оксидів азоту.

Всі безводні нітрати виявляють сильні окисні властивості, зумовлені присутністю іона NO 3 - при цьому їх окисна здатність зростає при переході від іонних до ковалентних нітратів. Останні розкладаються в інтервалі 100-300 ° С, іонні - при 400-600 ° С (NaNO 3 , КNO 3 і деякі ін при нагріванні плавляться). Продуктами розкладання у твердій та рідкій фазах. є послідовно нітрити, оксонітрати і оксиди, іноді - вільні метали (коли оксид нестійкий, напр. Ag 2 O), а газовій фазі - NO, NO 2 , Про 2 і N 2 . Склад продуктів розкладання залежить від природи металу та його ступеня окиснення, швидкості нагрівання, температури, складу газового середовища та інших умов. NH 4 NO 3 детонує, а при швидкому нагріванні може розкладатися з вибухом, у цьому випадку утворюються N 2 , Про 2 і Н 2 Про; при повільному нагріванні розкладається на N2Оі Н2О.

Вільний іон NO 3 - у газовій фазі має геометричну будову рівностороннього трикутника з атомом N у центрі, кути ONO ~ 120° та довжини зв'язків N-О 0,121 нм. У кристалічних та газоподібних нітратах іон NO 3 - в основному зберігає свою форму та розміри, що визначає простори, будову нітратів. Іон NO 3 - може виступати як моно-, бі-, тридентатний або містковий ліганд, тому нітрати характеризується великою різноманітністю типів кристалічних структур.

Перехідні метали у високих ступенях окиснення через стерич. труднощів що неспроможні утворювати безводні нітрати, й у них характерні оксонитраты, наприклад UO 2 (NO 3) 2 , NbO(NO 3) 3 . Нітрати утворюють велику кількість подвійних та комплексних солей з іоном NО 3 – у внутрішній сфері. У водних середовищах в результаті гідролізу катіони перехідних металів утворюють гідроксонітрати (основні нітрати) змінного складу, які можуть бути виділені і у твердому стані.

Гідратовані нітрати відрізняються від безводних тим, що в кристалічних структурах іон металу в більшості випадків пов'язаний з молекулами води, а не з іоном NO 3 . Тому вони краще, ніж безводні нітрати, розчиняються у воді, але гірше - в органічних розчинниках, слабші окисники, інконгруентно плавляться в воді кристалізації в інтервалі 25-100°С. При нагріванні гідратованих нітратів безводні нітрати, як правило, не утворюються, а відбувається термоліз із утворенням гідроксонітратів і потім оксонітратів та оксидів металів.

За багатьма своїми хімічними властивостями нітрати аналогічні ін. неорганічних солей. Характерні особливості нітратів обумовлені їхньою дуже високою розчинністю у воді, низькою термічною стійкістю та здатністю окислювати органічні та неорганічні сполуки. При відновленні нітратів утворюється суміш азотсодержащих продуктів NO 2 , NO, N 2 O, N 2 або NH 3 з переважанням одного з них залежно від виду відновника, температури, реакції середовища та інших факторів.

Промислові методи отримання нітратів засновані на поглинанні NH 3 розчинами HNO 3 (для NH 4 NO 3) або поглинанні нітрозних газів (NO + NO 2) розчинами лугів або карбонатів (для нітратів лужних металів, Са, Mg, Ba), а також на різноманітних обмінних реакціях солей металів з HNO 3 чи нітратами лужних металів. У лабораторії для отримання безводних нітратів використовують реакції перехідних металів або їх сполук з рідким N 2 O 4 та його сумішами з органічними розчинниками або реакції з N 2 O 5 .

Нітрати Na, К (натрієва та калієва селітри) зустрічаються у вигляді природних покладів.

Нітрати застосовують у багатьох галузях промисловості. Амонію нітрит (аміачна селітра) - основне азотовмісне добриво; як добрива використовують також нітрати лужних металів і Са. Нітрати - компоненти ракетного палива, піротехнічних складів, травильних розчинів при фарбуванні тканин; їх використовують для загартування металів, консервації харчових продуктів, як лікарські засоби та для отримання оксидів металів.

Нітрати токсичні. Викликають набряк легень, кашель, блювання, гостру серцево-судинну недостатність та ін. Смертельна доза нітратів для людини 8-15 г, допустиме добове споживання 5 мг/кг. Для суми нітратів Na, К, Са, NH3 ГДК: у воді 45 мг/л", у грунті 130 мг/кг (клас небезпеки 3); в овочах та фруктах (мг/кг)-картопля 250, капуста білокачанна пізня 500, морква пізня 250, буряк 1400, цибуля ріпчаста 80, кабачки 400, дині 90, кавуни, виноград, яблука, груші 60. Недотримання агротехнічних рекомендацій, надмірне внесення добрив різко збільшує вміст нітратів в с.-х продуктах. 40-5500 мг/л), ґрунтових водах.

5.Нітрити, солі азотистої кислоти НNО 2 . Використовують насамперед нітрити лужних металів і амонію, менше - лужно-земельних і d-металів, Рb та Ag. Про нітрити інших металів є лише уривчасті відомості.

Нітрити металів у ступені окислення +2 утворюють кристалогідрати з однією, двома або чотирма молекулами води. Нітрити утворюють подвійні та потрійні солі, напр. CsNO 2 AgNO 2 або Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2 а також комплексні з'єднання, наприклад Na 3 .

Кристалічні структури відомі лише кількох безводних нітритів. Аніон NO 2 має нелінійну конфігурацію; кут ONO 115 °, довжина зв'язку Н-О 0,115 нм; тип зв'язку М-NO2 іонно-ковалентний.

Добре розчинні у воді нітрити К, Na, Ba, погано – нітрити Ag, Hg, Сu. З підвищенням температури розчинність нітритів зростає. Майже всі нітрити погано розчиняються в спиртах, ефірах та малополярних розчинниках.

Нітрити термічно малостійкі; плавляться без розкладання лише нітрити лужних металів, нітрити інших металів розкладаються за 25-300 °З. Механізм розкладання нітритів складний і включає низку паралельно-послідовних реакцій. Основні газоподібні продукти розкладання - NO, NO 2, N 2 і О 2, тверді - оксид металу або елементний метал. Виділення великої кількості газів обумовлює вибухове розкладання деяких нітритів, наприклад NH 4 NO 2 який розкладається на N 2 і Н 2 О.

Характерні особливості нітритів пов'язані з їхньою термічною нестійкістю і здатністю нітрит-іона бути як окислювачем, і відновником, залежно від середовища проживання і природи реагентів. У нейтральному середовищі нітрити зазвичай відновлюються до NO, у кислому окислюються до нітратів. Кисень та СО 2 не взаємодіють з твердими нітритами та їх водними розчинами. Нітрити сприяють розкладанню азотовмісних органічних речовин, зокрема амінів, амідів та ін. З органічними галогенідами RXН. реагують з утворенням нітритів RONO, так і нітросполук RNO 2 .

Промислове отримання нітритів засноване на абсорбції нітрозного газу (суміші NO + NO 2) розчинами Na 2 CO 3 або NaOH з послідовною кристалізацією NaNO 2; нітрити інших металів у промисловості та лабораторіях отримують обмінною реакцією солей металів з NaNO 2 або відновленням нітратів цих металів.

Нітрити застосовують для синтезу азобарвників, у виробництві капролактаму, як окислювачів та відновників у гумотехнічній, текстильній та металообробній промисловості, як консерванти харчових продуктів. Нітрити наприклад NaNО 2 і KNO 2 токсичні, викликають головний біль, блювоту, пригнічують дихання і т.д. При отруєнні NaNO 2 у крові утворюється метгемоглобін, ушкоджуються мембрани еритроцитів. Можливе утворення нітрозамінів з NaNO 2 та амінів безпосередньо у шлунково-кишковому тракті.

6.Сульфати, солі сірчаної кислоти. Відомі середні сульфати з аніоном SO 4 2 - кислі, або гідросульфати, з аніоном HSO 4 - основні, що містять поряд з аніоном SO 4 2 - групи ВІН, наприклад Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Існують також подвійні сульфати, що включають два різні катіони. До них відносять дві великі групи сульфатів - галун , а також шеніти M 2 Е(SO 4) 2 6H 2 O , де М-однозарядний катіон, Е - Mg, Zn та інші двозарядні катіони. Відомий потрійний сульфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O(мінерал полігаліт), подвійні основні сульфати, наприклад мінерали груп алуніту та ярозиту M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al(OH 3 та M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3 , де М - однозарядний катіон Сульфати можуть входити до складу змішаних солей, напр. .

Сульфати - кристалічні речовини, середні та кислі в більшості випадків добре розчиняються у воді. Малорозчинні сульфати кальції, стронцію, свинцю та деякі ін., практично нерозчинні BaSO 4 , RaSO 4 . Основні сульфати, як правило, малорозчинні або практично нерозчинні або гідролізуються водою. З водних розчинів сульфати можуть кристалізуватися у вигляді кристалогідратів. Кристаллогідрати деяких важких металів називаються купоросами; мідний купорос СuSO 4 5H 2 O, залізний купорос FeSO 4 7Н 2 О.

Середні сульфати лужних металів термічно стійкі, тоді як кислі сульфати при нагріванні розкладаються, перетворюючись на піросульфати: 2KHSO 4 = Н 2 О + K 2 S 2 O 7 . Середні сульфати ін. металів, а також основні сульфати при нагріванні до високих температур, як правило, розкладаються з утворенням оксидів металів і виділенням SO 3 .

Сульфати поширені у природі. Вони зустрічаються у вигляді мінералів, наприклад гіпс CaSO 4 H 2 O, мірабіліт Na 2 SO 4 10Н 2 Про, а також входять до складу морської та річкової води.

Багато сульфати можуть бути отримані при взаємодії H 2 SO 4 з металами, їх оксидами та гідроксидами, а також розкладанням солей летких кислот сірчаною кислотою.

Неорганічні сульфати знаходять широке застосування. Наприклад, амонію сульфат-азотне добриво, натрію сульфат використовують у скляній, паперовій промисловості, виробництві віскози та ін.

7.Сульфіти,солі сірчистої кислоти H 2 SO 3 . Розрізняють середні сульфіти з аніоном SO 3 2- та кислі (гідросульфіти) з аніоном HSO 3 - . Середні сульфіти – кристалічні речовини. Сульфіти амонію та лужних металів добре розчиняються у воді; розчинність (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °С), К 2 SО 3 106,7 (20 °С). У водних розчинах утворюють гідросульфіти. Сульфіти лужноземельних та деяких ін. металів практично не розчиняються у воді; розчинність MgSO 3 1 г 100 г (40°С). Відомі кристалогідрати (NH 4) 2 SO 3 Н 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, До 2 SO 3 2Н 2 O, MgSO 3 6H 2 O та ін.

Безводні сульфіти при нагріванні без доступу повітря в запаяних судинах диспропорціонують на сульфіди і сульфати, при нагріванні в струмі N 2 втрачають SO 2 а при нагріванні на повітрі легко окислюються до сульфатів. З SO 2 у водному середовищі середні сульфіти утворюють гідросульфіти. Сульфіти - відносно сильні відновники, що окислюються в розчинах хлором, бромом, Н 2 Про 2 та ін. до сульфатів. Розкладаються сильними кислотами (наприклад, НС1) із SO 2 .

Кристалічні гідросульфіти відомі для К, Rb, Cs, NH 4 + вони малостійкі. Інші гідросульфіти існують тільки у водних розчинах. Щільність NH 4 HSO 3 2,03 г/см 3 ; розчинність у воді (р 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0°С), КНSO 3 49 (20 °С).

При нагріванні кристалічних гідросульфітів Na або До або при насиченні SO 2 кишить розчину пульпи M 2 SO 3 утворюються піросульфіти (застаріле -метабісульфіти) М 2 S 2 O 5 - солі невідомої у вільному стані піросернистої кислоти H 2 S 2 O 2 ; кристали, малостійкі; щільність (г/см 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, До 2 S 2 O 5 2,34; вище ~ 160 ° С розкладаються з виділенням SO 2; розчиняються у воді (з розкладанням до HSO 3 -), розчинність (г в 100 г): Na 2 S 2 O 5 64,4, До 2 S 2 O 5 44,7; утворюють гідрати Na 2 S 2 O 5 7H 2 O і ЗК 2 S 2 O 5 2Н 2; відновлювачі.

Середні сульфіти лужних металів отримують взаємодією водного розчину М 2 3 (або МОН) з SO 2 a MSO 3 - пропусканням SO 2 через водну суспензію MCO 3 ; використовують в основному SO 2 з газів, що відходять контактних сірчанокислотних виробництв. Сульфіти застосовують при відбілюванні, фарбуванні та друкуванні тканин, волокон, шкір для консервування зерна, зелених кормів, кормових промислових відходів (NaHSO 3 ,

Na 2 S 2 Про 5). CaSO 3 і Са(НSO 3) 2 - дезінфікуючі засоби у виноробстві та цукровій промисловості. NaНSO 3 , MgSO 3 , NН 4 НSO 3 - компоненти сульфітного лугу при варінні целюлози; (NH 4) 2 SO 3 - поглинач SO 2; NaHSO 3 - поглинач H 2 S з газів виробництв, що відходять, відновник у виробництві сірчистих барвників. K 2 S 2 O 5 – компонент кислих фіксажів у фотографії, антиоксидант, антисептик.

Методи поділу сумішей

Фільтрування, поділ неоднорідних систем рідина – тверді частинки (суспензії) та газ – тверді частинки за допомогою пористих фільтрувальних перегородок (ФП), що пропускають рідину або газ, але затримують тверді частинки. Рушійна сила процесу - різниця тисків з обох боків ФП.

При поділі суспензій тверді частинки зазвичай утворюють на ФП шар вологого осаду, який при необхідності промивають водою або ін. рідиною, а також зневоднюють, продуючи через нього повітря або інший газ. Фільтрування проводять при постійній різниці тиску або при постійній швидкості процесу w(у фільтрату в м 3 , що проходить через 1 м 2 поверхні ФП в одиницю часу). При постійній різниці тиску суспензію подають на фільтр під дією вакууму або надлишкового тиску, а також поршневим насосом; при використанні відцентрового насоса різниця тиску підвищується, а швидкість процесу знижується.

Залежно від концентрації суспензій розрізняють кілька видів фільтрування. При концентрації більше 1% фільтрування відбувається з утворенням осаду, а при концентрації менше 0,1% - із закупорюванням пір ФП (освітлення рідин). Якщо на ФП не утворюється досить щільний шар осаду і фільтрат потрапляють тверді частинки, фільтрують з використанням тонкодисперсних допоміжних матеріалів (діатоміт, перліт), які попередньо наносять на ФП або додають до суспензії. При початковій концентрації менше 10% можливе часткове поділ та згущення суспензій.

Розрізняють фільтри безперервної та періодичної дії. Для останніх основні стадії роботи - фільтрування, промивання осаду, його зневоднення та розвантаження. При цьому застосовна оптимізація за критеріями найбільшої продуктивності та найменших витрат. Якщо промивання та зневоднення не виробляють, a гідравлічним опором перегородки можна знехтувати, то найбільша продуктивність досягається, коли час фільтрування дорівнює тривалості допоміжних операцій.

Застосовуються гнучкі ФП із бавовняно-паперових, вовняних, синтетичних та скляних тканин, а також неткані ФП із природних та синтетичних волокон та негнучкі – керамічні, металокерамічні та пінопластові. Напрямки руху фільтрату та дії сили тяжіння можуть бути протилежними, співпадати або бути взаємно перпендикулярними.

Конструкції фільтрів різноманітні. Одна з найбільш поширених - барабанний вакуум-фільтр, що обертається. (Див.рис.) безперервної дії, в якій напрямки руху фільтрату та дії сили тяжіння протилежні. Секція розподільного пристрою з'єднує зони I та II з джерелом вакууму та зони III та IV - з джерелом стисненого повітря. Фільтрат і промивна рідина із зон I та II надходять до окремих приймачів. Набув поширення також автоматизований фільтрпрес періодичної дії з горизонтальними камерами, фільтрувальною тканиною у вигляді нескінченної стрічки та еластичними мембранами для зневоднення осаду пресуванням. На ньому виконуються операції заповнення камер, що чергуються, суспензією, фільтрування, промивання і зневоднення осаду, роз'єднання сусідніх камер і видалення осаду.

Визначення динамічної напруги зсуву, ефективної та пластичної в'язкості за нормальної температури

Визначення динамічної напруги зсуву, ефективної та пластичної в'язкості при підвищеній температурі

Досвід 2. Отримання та вивчення властивостей солей фосфорної кислоти.

Вода - одна з головних хімічних сполук на нашій планеті. До однієї з найцікавіших її властивостей належить здатність утворювати водні розчини. А в багатьох сферах науки та техніки розчинність солі у воді відіграє важливу роль.

Під розчинністю розуміють здатність різних речовин утворювати із рідинами – розчинниками – однорідні (гомогенні) суміші. Саме обсяг матеріалу, який використовується для розчинення та утворення насиченого розчину, зумовлює його розчинність, порівнянну з масовою часткою цієї речовини або її кількістю концентрованого розчину.

За здатністю розчинятися солі класифікуються так:

до розчинних відносяться речовини, які можна розчинити у 100 г води більше 10 г;
до малорозчинних належать ті, кількість яких у розчиннику не перевищує 1 г;
концентрація нерозчинних у 100 г води менше 0,01.

У тому випадку, коли полярність речовини, що використовується для розчинення, аналогічна полярності розчинника, вона є розчинною. При різних полярностях, швидше за все, розвести речовину неможливо.

Як відбувається розчинення

Якщо говорити про те, чи розчиняється сіль у воді, то для більшості солей це справедливе твердження. Існує спеціальна таблиця, відповідно до якої можна точно визначити величину розчинності. Оскільки вода – універсальний розчинник, вона добре змішується з іншими рідинами, газами, кислотами та солями.

Один з наочних прикладів розчинення твердої речовини у воді можна спостерігати практично щодня на кухні, під час приготування страв з використанням кухонної солі. То чому сіль розчиняється у воді?

Зі шкільного курсу хімії багато хто пам'ятає, що молекули води та солі є полярними. Це означає, що їхні електричні полюси протилежні, що зумовлює високу діелектричну проникність. Молекули води оточують іони іншої речовини, наприклад, як у нами випадку, NaCl. При цьому утворюється рідина, що є однорідною за консистенцією.

Вплив температури

Існують деякі фактори, що впливають на розчинність солей. Насамперед це температура розчинника. Чим вона вище, тим більшим є значення коефіцієнта дифузії частинок рідини, а масообмін відбувається швидше.

Хоча, наприклад, розчинність у воді кухонної солі (NaCl) від температури практично не залежить, оскільки коефіцієнт її розчинності - 35,8 при t 20 ° С і 38,0 при 78 ° С. А ось сульфат міді (CaSO4) при підвищенні температури води розчиняється гірше.

До інших факторів, що впливають на розчинність, відносяться:

Розмір часток, що розчиняються – при більшій площі поділу фаз розчинення відбувається швидше.
Процес перемішування, який за інтенсивного виконання сприяє більш ефективному масообміну.
Наявність домішок: одні прискорюють процес розчинення, інші, утрудняючи дифузію, знижують швидкість протікання процесу.

Відео про механізм розчинення солі

Таблиця розчинності солей, кислот та основ – фундамент, без якого неможливе повноцінне освоєння хімічних знань. Розчинність основ і солей допомагає у навчанні як школярам, а й професійним людям. Створення багатьох продуктів життєдіяльності неспроможна уникнути даних знань.

Таблиця розчинності кислот, солей та основ у воді

Таблиця розчинності солей та основ у воді – це посібник, що допомагає у освоєнні хімічних основ. Розібратися з наведеною нижче таблицею допоможуть такі примітки.

Р - вказує на розчинну речовину;
Н - не розчинна речовина;
М - речовина мало розчиняється у водному середовищі;
РК – речовина здатна розчиняються лише за впливу сильних органічних кислот;
Прочерк говоритиме у тому, що такої істоти немає у природі;
НК - не розчиняється ні в кислотах, ні у воді;
? – знак питання говорить про те, що на сьогоднішній день немає точних відомостей про розчинення речовини.

Найчастіше таблицю використовують хіміки та школярі, студенти для проведення лабораторних досліджень, під час яких необхідно встановити умови протікання певних реакцій. По таблиці виходить виявити, як поведеться речовина в соляному або кислотному середовищі, чи можлива поява осаду. Осад при проведенні досліджень та дослідів свідчить про незворотність реакції. Це суттєвий момент, який може вплинути під час усієї лабораторної роботи.

Визначення солейу межах теорії дисоціації. Солі прийнято ділити на три групи: середні, кислі та основні.У середніх солях всі атоми водню відповідної кислоти заміщені на атоми металу, у кислих солях вони заміщені лише частково, в основних солях групи ВІН відповідної основи частково заміщені на кислотні залишки.

Існують також деякі інші типи солей, наприклад подвійні солі,в яких містяться два різні катіони та один аніон: СаСО 3 MgCO 3 (доломіт), КСl NaCl (сильвініт), KAl(SO 4) 2 (алюмокалієві галун); змішані солі,в яких міститься один катіон і два різні аніони: СаОСl 2 (або Са(ОСl)Сl); комплексні солі,до складу яких входить комплексний іон,що складається з центрального атома, пов'язаного з декількома лігандами: K 4 (жовта кров'яна сіль), K 3 (червона кров'яна сіль), Na, Cl; гідратні солі(кристаллогідрати), в яких містяться молекули кристалізаційної води: CuSO 4 5H 2 O(мідний купорос), Na 2 SO 4 10Н 2 Про (глауберова сіль).

Назва солейутворюють з назви аніону, за яким слідує назва катіону.

Для солей безкисневих кислот до назви неметалу додають суфікс. ід,наприклад хлорид натрію NaCl, сульфід заліза(Н) FeS та ін.

При найменуванні солей кисневмісних кислот до латинського кореня назви елемента додають у разі вищих ступенів окислення закінчення — am, у разі нижчих ступенів окиснення закінчення -Іт.У назвах деяких кислот для позначення нижчих ступенів окиснення неметалу використовують приставку гіпо-,для солей хлорної та марганцової кислот використовують приставку пер-,наприклад: карбонат кальцію СаСО 3 ,сульфат заліза(III) Fe 2 (SO 4) 3 , сульфіт заліза(II) FeSO 3 , гіпохлорит калію КОСl , хлорит калію КОСl 2 , хлорат калію КОСl 3 , перхлорат калію КОСl 4 , перманганат калію КМnO 4 , дихромат калію 2 O 7 .

Кислі та основні соліможна розглядати як продукт неповного перетворення кислот та основ. За міжнародною номенклатурою атом водню, що входить до складу кислої солі, позначають приставкою гідро-,групу ВІН - приставкою гідрокси, NaHS - гідросульфід натрію, NaHSO 3 - гідросульфіт натрію, Mg(OH)Cl - гідроксихлорид магнію, Аl(ОН) 2 Сl - дигідроксихлорид алюмінію.

У назвах комплексних іонів спочатку вказують ліганди, завершують назвою металу із зазначенням відповідного ступеня окиснення (римськими цифрами у дужках). У назвах комплексних катіонів використовують російські назви металів, наприклад: Cl 2 - хлорид тетрааммінмеді(П), 2 SO 4 - сульфат діаммінсеребра(1). У назвах комплексних аніонів використовують латинські назви металів з суфіксом -ат, наприклад: К[Аl(ОН) 4 ] - тетрагідроксиалюмінат калію, Na - тетра-гідроксихромат натрію, K 4 - гексаціаноферрат(Н) калію.

Назви гідратних солей (кристаллогідратів) утворюються двома способами. Можна скористатися системою назв комплексних катіонів, описаної вище; наприклад, мідний купорос SO 4 Н 2 0 (або CuSO 4 5Н 2 O) можна назвати сульфат тетрааквамеді(П). Однак для найбільш відомих гідратних солей найчастіше число молекул води (ступінь гідратації) вказують чисельною приставкою до слова «гідрат»,наприклад: CuSO 4 5Н 2 O - пентагідрат сульфату міді(І), Na 2 SO 4 10Н 2 Про - декагідрат сульфату натрію, СаСl 2 2Н 2 O - дигідрат хлориду кальцію.

Розчинність солей

По розчинності у воді солі діляться на розчинні (Р), нерозчинні (Н) та малорозчинні (М). Для визначення розчинності солей користуються таблицею розчинності кислот, основ та солей у воді. Якщо таблиці під рукою немає, можна скористатися правилами. Їх легко запам'ятати.

1. Розчинні всі солі азотної кислоти – нітрати.

2. Розчинні всі солі соляної кислоти - хлориди, крім AgCl (Н), PbCl 2 (М).

3. Розчинні всі солі сірчаної кислоти – сульфати, крім BaSO 4 (Н), PbSO 4 (Н).

4. Розчинні солі натрію та калію.

5. Не розчиняються всі фосфати, карбонати, силікати та сульфіди, крім солей Na + та K + .

З усіх хімічних сполук солі є найчисленнішим класом речовин. Це тверді речовини, вони відрізняються одна від одної за кольором та розчинністю у воді. На початку ХІХ ст. шведський хімік І. Берцеліус сформулював визначення солей як продуктів реакцій кислот із основами або сполук, отриманих заміною атомів водню у кислоті металом. За цією ознакою розрізняють солі середні, кислі та основні. Середні або нормальні солі - це продукти повного заміщення атомів водню в кислоті на метал.

Наприклад:

Na 2 CO 3 - карбонат натрію;

CuSO 4 - сульфат міді (II) тощо.

Дисоціюють такі солі на катіони металу та аніони кислотного залишку:

Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2

Кислі солі – це продукти неповного заміщення атомів водню у кислоті на метал. До кислих солей відносять, наприклад, питну соду NaHCO 3 , яка складається з катіону металу Na + і однозарядного кислотного залишку HCO 3 - . Для кислої кальцієвої солі формула записується так: Ca(HCO 3) 2. Назви цих солей складаються з назв середніх солей з додаванням приставки гідро- , наприклад:

Mg(HSO 4) 2 - гідросульфат магнію.

Дисоціюють кислі солі таким чином:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3
Mg(HSO 4) 2 = Mg 2+ + 2HSO 4

Основні солі - це продукти неповного заміщення гідроксогруп в основі кислотного залишку. Наприклад, таких солей відноситься знаменитий малахіт (CuOH) 2 CO 3 , про який ви читали у творах П. Бажова. Він складається з двох основних катіонів CuOH + та двозарядного аніону кислотного залишку CO 3 2- . Катіон CuOH + має заряд +1, тому в молекулі два таких катіони і один двозарядний аніон CO 3 2 об'єднані в електронейтральну сіль.

Назви таких солей будуть такими ж, як і у нормальних солей, але з додаванням приставки гідроксо-, (CuOH) 2 CO 3 - гідроксокарбонат міді (II) або AlOHCl 2 - гідроксохлорид алюмінію. Більшість основних солей нерозчинні або малорозчинні.

Останні дисоціюють так:

AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl -

Властивості солей

Перші дві реакції обміну були детально розглянуті раніше.

Третя реакція є також реакцією обміну. Вона протікає між розчинами солей і супроводжується утворенням осаду, наприклад:

Четверта реакція солей пов'язана зі становищем металу в електрохімічному ряду напруг металів (див. «Електрохімічний ряд напруг металів»). Кожен метал витісняє з розчинів солей всі інші метали, розташовані правіше за нього в ряді напруг. Це дотримується при виконанні наступних умов:

1) обидві солі (і реагуюча і утворена в результаті реакції) повинні бути розчинними;

2) метали не повинні взаємодіяти з водою, тому метали головних підгруп I та II груп (для останньої починаючи з Са) не витісняють інші метали із розчинів солей.

Способи одержання солей

Способи одержання та хімічні властивості солей. Солі можуть бути одержані з неорганічних сполук практично будь-якого класу. Поряд з цими способами солі безкисневих кислот можуть бути отримані при безпосередній взаємодії металу та неметалу (Cl, S і т. д.).

Багато солей стійкі під час нагрівання. Проте солі амонію, і навіть деякі солі малоактивних металів, слабких кислот і кислот, у яких елементи виявляють вищі чи нижчі ступеня окислення, при нагріванні розкладаються.

СаСО 3 = СаО + СО 2

2Ag 2 CO 3 = 4Ag + 2СO 2 + O 2

NH 4 Cl = NH 3 + НСl

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

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

2КСlO 3 =MnO 2 = 2KCl + 3O 2

4KClO 3 = 3КСlO 4 + KCl