Razgradnja kiselih soli. Razlozi

Hemijska svojstva soli

Soli treba smatrati produktom reakcije kiseline i baze. Kao rezultat, može se formirati sljedeće:

1. normalno (prosječno) - nastaju kada je količina kiseline i baze dovoljna za potpunu interakciju. Nazivi normalnih soli Sastoje se iz dva dijela. Prvo se zove anjon (kiselinski ostatak), a zatim kation.
2. kiselo - nastaju kada postoji višak kiseline i nedovoljna količina alkalija, jer u ovom slučaju nema dovoljno metalnih katjona da zamijene sve katione vodika prisutne u molekulu kiseline. Uvijek ćete vidjeti vodonik u kiselim ostacima ove vrste soli. Kisele soli se formiraju samo od višebaznih kiselina i pokazuju svojstva i soli i kiselina. U nazivima kiselih soli stavlja se prefiks hidro- na anjon.
3. bazične soli - nastaju kada postoji višak baze i nedovoljna količina kiseline, jer u ovom slučaju anjoni kiselih ostataka nisu dovoljni da u potpunosti zamene hidroksilne grupe prisutne u bazi. glavne soli u kationima sadrže hidrokso grupe. Bazične soli su moguće za polikiselinske baze, ali ne i za jednokiselinske baze. Neke bazične soli su sposobne da se samostalno razgrađuju, oslobađajući pri tom vodu, formirajući okso soli koje imaju svojstva bazičnih soli. Naziv glavnih soli je konstruiran na sljedeći način: anionu se dodaje prefiks hidrokso-.

Tipične reakcije normalnih soli

• Dobro reaguju sa metalima. U isto vrijeme, aktivniji metali istiskuju manje aktivne iz otopina svojih soli.
• Sa kiselinama, alkalijama i drugim solima, reakcije se završavaju, pod uslovom da se formira precipitat, gas ili slabo disocijabilna jedinjenja.
• U reakcijama soli sa alkalijama nastaju supstance kao što je nikl (II) hidroksid Ni(OH) 2 - talog; amonijak NH 3 – gas; voda H 2 O je slab elektrolit, slabo disocirano jedinjenje:
• Soli međusobno reagiraju ako se formira talog ili ako nastane stabilnije jedinjenje.
• Mnoge normalne soli se raspadaju kada se zagrijaju i formiraju dva oksida - kiseli i bazični.
• Nitrati se razgrađuju na drugačiji način od drugih normalnih soli. Kada se zagrijavaju, nitrati alkalnih i zemnoalkalijskih metala oslobađaju kisik i pretvaraju se u nitrite:
• Nitrati gotovo svih drugih metala razlažu se do oksida:
• Nitrati nekih teških metala (srebro, živa, itd.) se razlažu kada se zagrijavaju do metala:

Tipične reakcije kiselih soli

• Oni ulaze u sve reakcije u koje ulaze kiseline. Reaguju s alkalijama; ako kisela sol i alkalija sadrže isti metal, tada se kao rezultat formira normalna sol.
• Ako lužina sadrži drugi metal, tada nastaju dvostruke soli.

Tipične reakcije bazičnih soli

• Ove soli prolaze kroz iste reakcije kao i baze. Reaguju s kiselinama; ako bazna sol i kiselina sadrže isti kiseli ostatak, onda je rezultat normalna sol.
• Ako kiselina sadrži drugi kiselinski ostatak, tada nastaju dvostruke soli.

Kompleksne soli- spoj čija mjesta kristalne rešetke sadrže kompleksne ione.

1. Soli su elektroliti.

U vodenim otopinama, soli se disociraju na pozitivno nabijene metalne ione (katione) i negativno nabijene ione (anione) kiselih ostataka.

Na primjer, kada se kristali natrijevog klorida otopi u vodi, pozitivno nabijeni natrijevi ioni i negativno nabijeni kloridni ioni, od kojih se formira kristalna rešetka ove tvari, prelaze u otopinu:

NaCl → NaCl − .

Tijekom elektrolitičke disocijacije aluminij sulfata nastaju pozitivno nabijeni ioni aluminija i negativno nabijeni sulfatni ioni:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 − .

2. Soli mogu stupiti u interakciju s metalima.

Tokom reakcije supstitucije koja se odvija u vodenom rastvoru, hemijski aktivniji metal istiskuje manje aktivni.

Na primjer Ako se komad željeza stavi u otopinu bakrenog sulfata, prekriva se crveno-smeđim talogom bakra. Otopina postepeno mijenja boju od plave do blijedozelene kako se formira sol željeza (\(II\)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

Video fragment:

Kada bakar hlorid (\(II\)) reaguje sa aluminijumom, nastaju aluminijum hlorid i bakar:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .

3. Soli mogu stupiti u interakciju sa kiselinama.

Dolazi do reakcije izmjene tijekom koje kemijski aktivnija kiselina zamjenjuje manje aktivnu.

Na primjer, kada otopina barijevog klorida stupi u interakciju sa sumpornom kiselinom, nastaje talog barijum sulfata, a hlorovodonična kiselina ostaje u otopini:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.

Kada kalcijev karbonat reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom, nastaju kalcijum hlorid i ugljična kiselina, koja se odmah razlaže na ugljični dioksid i vodu:

Ca CO 3 2 HCl → CaCl 2 H 2 O CO 2 H 2 CO 3 .

Video fragment:

4. Soli rastvorljive u vodi mogu reagovati sa alkalijama.

Reakcija izmjene je moguća ako je, kao rezultat, barem jedan od proizvoda praktički netopiv (taloži).

Na primjer, kada nikl nitrat (\(II\)) reaguje sa natrijum hidroksidom, nastaje natrijum nitrat i praktično nerastvorljivi nikal hidroksid (\(II\)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.

Video fragment:

Kada natrijum karbonat (soda) reaguje sa kalcijum hidroksidom (gašeno vapno), nastaje natrijum hidroksid i praktično nerastvorljivi kalcijum karbonat:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓ .

5. Soli rastvorljive u vodi mogu stupiti u reakciju razmene sa drugim solima rastvorljivim u vodi ako je rezultat stvaranje najmanje jedne praktično nerastvorljive supstance.

Na primjer, kada natrijum sulfid reaguje sa srebrnim nitratom, nastaje natrijum nitrat i praktično nerastvorljivi srebrni sulfid:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.

Video fragment:

Kada barijum nitrat reaguje sa kalijum sulfatom, nastaje kalijum nitrat i praktično nerastvorljivi barijum sulfat:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .

6. Neke soli se razlažu kada se zagreju.

Štoviše, kemijske reakcije koje se javljaju u ovom slučaju mogu se podijeliti u dvije grupe:

• reakcije tokom kojih elementi ne menjaju svoje oksidaciono stanje,
• redoks reakcije.

A. Reakcije razgradnje soli koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata.

Kao primjeri takvih hemijske reakcije Razmotrimo kako se odvija razgradnja karbonata.

Kada se jako zagrije, kalcijev karbonat (kreda, krečnjak, mramor) se razgrađuje, stvarajući kalcijev oksid (sagorelo vapno) i ugljični dioksid:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .

Video fragment:

Soda bikarbona ( soda bikarbona) blagim zagrijavanjem se razlaže na natrijev karbonat (soda), vodu i ugljični dioksid:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2 .

Video fragment:

Kristalni hidrati soli gube vodu kada se zagrijavaju. Na primjer, bakar sulfat pentahidrat (\(II\)) (bakar sulfat), koji postepeno gubi vodu, pretvara se u bezvodni bakar sulfat (\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 5 H 2 O.

U normalnim uslovima, nastali bezvodni bakar sulfat može se pretvoriti u kristalni hidrat:
CuSO 4 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O

Video fragment:

Uništavanje i stvaranje bakrenog sulfata

Svakog dana nailazimo na soli i ne razmišljamo o ulozi koju igraju u našim životima. Ali bez njih voda ne bi bila tako ukusna, ni hrana ne bi donosila zadovoljstvo, ni biljke ne bi rasle, a život na zemlji ne bi postojao da u našem svijetu nema soli. Dakle, koje su to tvari i koja svojstva soli ih čine nezamjenjivim?

Šta su soli

Po svom sastavu ovo je najbrojnija klasa koju karakteriše raznovrsnost. Još u 19. veku, hemičar J. Werzelius je definisao so kao proizvod reakcije između kiseline i baze, u kojoj je atom vodonika zamenjen metalnim. U vodi se soli obično disociraju na metal ili amonijum (kation) i kiseli ostatak (anion).

Do soli možete doći na sljedeće načine:

• kroz interakciju metala i nemetala, u ovom slučaju će biti bez kisika;
• kada metal reaguje sa kiselinom, dobija se so i oslobađa se vodonik;
• metal može istisnuti drugi metal iz rastvora;
• kada dva oksida međusobno djeluju - kiseli i bazični (oni se nazivaju i nemetalni oksid i metalni oksid, respektivno);
• reakcija metalnog oksida i kiseline proizvodi sol i vodu;
• reakcija između baze i nemetalnog oksida također proizvodi sol i vodu;
• pomoću reakcije ionske izmjene u ovom slučaju mogu reagirati različite tvari topive u vodi (baze, kiseline, soli), ali će se reakcija odvijati ako se u vodi formiraju plin, voda ili slabo topljive (nerastvorljive) soli.

Samo od hemijski sastav svojstva soli i zavise. Ali prvo, pogledajmo njihove klase.

Klasifikacija

Ovisno o sastavu, razlikuju se sljedeće klase soli:

• po sadržaju kiseonika (sa sadržajem kiseonika i bez kiseonika);
• interakcijom s vodom (rastvorljiva, slabo rastvorljiva i nerastvorljiva).

Ova klasifikacija ne odražava u potpunosti raznolikost supstanci. Moderna i najpotpunija klasifikacija, koja odražava ne samo sastav, već i svojstva soli, prikazana je u sljedećoj tabeli.

soli
Normalno	Kiselo	Basic	Dvostruko	Miješano	Kompleks
Vodik je potpuno zamijenjen	Atomi vodika nisu u potpunosti zamijenjeni metalom	Bazne grupe nisu u potpunosti zamijenjene kiselim ostatkom	Sadrži dva metala i jedan kiselinski ostatak	Sadrži jedan metalni i dva kisela ostatka	Složene supstance koje se sastoje od kompleksnog kationa i anjona ili kationa i kompleksnog anjona
NaCl	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO4	CaClBr	SO 4

Fizička svojstva

Bez obzira koliko je široka klasa ovih supstanci, ali uopšte fizička svojstva Moguće je izolovati soli. To su supstance nemolekularne strukture, sa ionskom kristalnom rešetkom.

Veoma visoke tačke topljenja i ključanja. U normalnim uvjetima, sve soli ne provode električnu energiju, ali u otopini većina njih savršeno provodi električnu energiju.

Boja može biti vrlo različita, ovisi o metalnom jonu koji je uključen u njegov sastav. Željezni sulfat (FeSO 4) je zelene boje, željezni hlorid (FeCl 3) je tamnocrven, a kalijum hromat (K 2 CrO 4) je prekrasne jarko žute boje. Ali većina soli je još uvijek bezbojna ili bijela.

Rastvorljivost u vodi također varira i zavisi od sastava jona. U principu, sva fizička svojstva soli imaju posebnost. Oni ovise o tome koji metalni jon i koji kiselinski ostatak su uključeni u sastav. Nastavimo sa proučavanjem soli.

Hemijska svojstva soli

Ovdje postoji i jedna važna karakteristika. Kao i fizička, hemijska svojstva soli zavise od njihovog sastava. I takođe kojoj klasi pripadaju.

Ali opšta svojstva soli se još uvijek mogu izolovati:

• mnogi od njih se razgrađuju kada se zagrijaju i formiraju dva oksida: kiseli i bazični i bez kisika - metalni i nemetalni;
• soli također stupaju u interakciju s drugim kiselinama, ali reakcija se događa samo ako sol sadrži kiseli ostatak slabe ili hlapljive kiseline ili je rezultat netopiva sol;
• interakcija sa alkalijom je moguća ako kation formira nerastvorljivu bazu;
• moguća je i reakcija između dvije različite soli, ali samo ako se jedna od novonastalih soli ne otopi u vodi;
• Može doći i do reakcije sa metalom, ali je to moguće samo ako od metala koji se nalazi u soli uzmemo metal koji se nalazi desno u naponskom nizu.

Hemijska svojstva soli klasifikovane kao normalne su diskutovane gore, dok druge klase reaguju sa supstancama nešto drugačije. Ali razlika je samo u izlaznim proizvodima. U osnovi, sva hemijska svojstva soli su očuvana, kao i zahtjevi za reakcije.

soli su složene tvari čiji se molekuli sastoje od atoma metala i kiselih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodonik). Na primjer, NaCl je natrijum hlorid, CaSO 4 je kalcijum sulfat, itd.

Praktično sve soli su jonska jedinjenja, Dakle, u solima su joni kiselih ostataka i ioni metala povezani zajedno:

Na + Cl – – natrijum hlorid

Ca 2+ SO 4 2– – kalcijum sulfat itd.

Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za atome vodika kiseline. Dakle, razlikuju se sljedeće vrste soli:

1. Srednje soli– svi atomi vodonika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Kiselinske soli– nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu formirati samo dvo- ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu proizvesti kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvostruke soli– atomi vodonika dvo- ili polibazne kiseline nisu zamijenjeni jednim metalom, već dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune, ili djelomične, supstitucije hidroksilnih grupa baza kiselim ostacima: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl itd.

Prema međunarodnoj nomenklaturi, naziv soli svake kiseline dolazi od latinskog naziva elementa. Na primjer, soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati: CaSO 4 - kalcijum sulfat, Mg SO 4 - magnezijum sulfat, itd.; soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi: NaCl - natrijum hlorid, ZnCI 2 - cink hlorid itd.

U naziv soli dvobaznih kiselina dodaje se čestica “bi” ili “hidro”: Mg(HCl 3) 2 – magnezijum bikarbonat ili bikarbonat.

Pod uslovom da je u trobaznoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks “dihidro”: NaH 2 PO 4 - natrijum dihidrogen fosfat.

Soli su čvrste tvari vrlo različite topljivosti u vodi.

Hemijska svojstva soli

Hemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i anjona koji su u njihovom sastavu.

1. Neki soli se raspadaju kada se zagrijavaju:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Interakcija sa kiselinama sa stvaranjem nove soli i nove kiseline. Da bi se izvela ova reakcija, kiselina mora biti jača od soli na koju djeluje kiselina:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija sa bazama, formirajući novu sol i novu bazu:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2.

4. Interakcija jedni s drugima sa stvaranjem novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interakcija sa metalima, koji su u opsegu aktivnosti do metala koji je dio soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o soli?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

SOL, klasa hemijskih jedinjenja. Trenutno ne postoji općeprihvaćena definicija pojma "soli", kao ni pojmova "kiseline i baze", čiji su produkti reakcije soli. Soli se mogu smatrati produktima zamjene kiselih vodikovih protona ionima metala, NH 4 +, CH 3 NH 3 + i drugim kationima ili OH grupama baze sa kiselim anionima (na primjer, Cl -, SO 4 2-) .

Klasifikacija

Proizvodi potpune supstitucije su srednje soli, na primjer. Na 2 SO 4, MgCl 2, djelimično kisele ili bazične soli, na primjer KHSO 4, SuSlON. Postoje i jednostavne soli, uključujući jednu vrstu katjona i jednu vrstu anjona (na primjer, NaCl), dvostruke soli koje sadrže dvije vrste katjona (na primjer, KAl(SO 4) 2 12H 2 O), miješane soli, koje sadrže dvije vrste kiselih ostataka (na primjer AgClBr). Kompleksne soli sadrže kompleksne ione, kao što je K4.

Fizička svojstva

Tipične soli su kristalne supstance sa jonskom strukturom, na primer CsF. Postoje i kovalentne soli, na primer AlCl 3. U stvari, priroda hemijske veze mnogih soli je pomešana.

Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi razlikuju se rastvorljive, slabo rastvorljive i praktično nerastvorljive soli. Rastvorljive soli uključuju gotovo sve soli natrijuma, kalija i amonijaka, mnoge nitrate, acetate i kloride, s izuzetkom soli polivalentnih metala koje hidroliziraju u vodi i mnoge kisele soli.

Rastvorljivost soli u vodi na sobnoj temperaturi

	Anioni
	F-	Cl-	Br-	ja -	S 2-	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
Mg 2+	RK	R	R	R	M	R	N	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	N	RK	M	RK
Sr 2+	NK	R	R	R	R	R	N	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	N	RK	NK	RK
Sn 2+	R	R	R	M	RK	R	N	N	R	N
Pb 2+	N	M	M	M	RK	R	N	N	N	N
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	NK	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	G	R	G	N	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	G	N	R	RK
Co2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Ni 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cu 2+	M	R	R	-	N	R	G	N	R	N
Zn 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cd 2+	R	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Hg 2+	R	R	M	NK	NK	R	N	N	R	N
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	N	N	M	N
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	N	N	M	N

Legenda:

P - supstanca je visoko rastvorljiva u vodi; M - slabo rastvorljiv; H - praktično nerastvorljiv u vodi, ali lako rastvorljiv u slabim ili razblaženim kiselinama; RK - nerastvorljiv u vodi i rastvorljiv samo u jakim neorganskim kiselinama; NK - nerastvorljiv ni u vodi ni u kiselinama; G - potpuno hidrolizira kada se otopi i ne postoji u kontaktu s vodom. Crtica znači da takva supstanca uopće ne postoji.

U vodenim otopinama soli se potpuno ili djelomično disociraju na ione. Soli slabih kiselina i/ili slabih baza podležu hidrolizi. Vodeni rastvori soli sadrže hidratizovane jone, jonske parove i složenije hemijske oblike, uključujući produkte hidrolize, itd. Određeni broj soli takođe je rastvorljiv u alkoholima, acetonu, amidima kiselina i drugim organskim rastvaračima.

Iz vodenih otopina soli mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata, iz nevodenih otopina - u obliku kristalnih solvata, na primjer CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Podaci o različitim procesima koji se odvijaju u sistemima voda-sol, o rastvorljivosti soli u njihovom zajedničkom prisustvu u zavisnosti od temperature, pritiska i koncentracije, o sastavu čvrste i tečne faze mogu se dobiti proučavanjem dijagrama rastvorljivosti sistema voda-sol.

Opće metode za sintezu soli.

1. Dobijanje srednjih soli:

1) metal sa nemetalom: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal sa kiselinom: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metal sa rastvorom soli manje aktivnog metala Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

5) bazični oksid sa kiselinom CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) baze sa kiselim oksidom Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baze sa kiselinom: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

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

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

9) bazni rastvor sa rastvorom soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) rastvori dve soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Dobijanje kiselih soli:

1. Interakcija kiseline s nedostatkom baze. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Interakcija baze sa viškom kiselinskog oksida

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

3. Interakcija prosječne soli sa kiselinom Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Dobijanje osnovnih soli:

1. Hidroliza soli formiranih od slabe baze i jake kiseline

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Dodavanje (kap po kap) malih količina alkalija u rastvore srednjih soli metala AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interakcija soli slabih kiselina sa srednjim solima

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

4. Priprema kompleksnih soli:

1. Reakcije soli sa ligandima: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Priprema dvostrukih soli:

1. Zajednička kristalizacija dvije soli:

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

4. Redox reakcije uzrokovane svojstvima kationa ili anjona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Hemijska svojstva kiselih soli:

Termičkom razgradnjom nastaje srednja sol

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

Interakcija sa alkalijama. Dobivanje srednje soli.

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

3. Hemijska svojstva osnovnih soli:

Termička razgradnja. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interakcija sa kiselinom: stvaranje srednje soli.

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

4. Hemijska svojstva kompleksnih soli:

1. Uništavanje kompleksa zbog stvaranja slabo rastvorljivih jedinjenja:

2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3

2. Razmjena liganada između vanjske i unutrašnje sfere.

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

5. Hemijska svojstva dvostrukih soli:

Interakcija sa alkalnim rastvorima: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Sirovine za industrijsku proizvodnju niza soli – hlorida, sulfata, karbonata, borata Na, K, Ca, Mg su morska i okeanska voda, prirodne slane vode nastale tokom njenog isparavanja i čvrste naslage soli. Za grupu minerala koji formiraju naslage sedimentne soli (sulfati i hloridi Na, K i Mg) koristi se konvencionalni naziv „prirodne soli“. Većina veliki depoziti kalijumove soli nalaze se u Rusiji (Solikamsk), Kanadi i Njemačkoj, moćna nalazišta fosfatnih ruda su u sjevernoj Africi, Rusiji i Kazahstanu, NaNO3 je u Čileu.

Soli se koriste u prehrambenoj, hemijskoj, metalurškoj, staklarskoj, kožnoj, tekstilnoj industriji, poljoprivredi, medicini itd.

Glavne vrste soli

1. Borats(oksoborati), soli bornih kiselina: metaborne HBO 2, ortoborne H3 BO 3 i poliborne kiseline koje nisu izolovane u slobodnom stanju. Na osnovu broja atoma bora u molekuli dijele se na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borati se nazivaju i po kiselinama koje ih formiraju i po broju molova B 2 O 3 po 1 mol glavnog oksida. Tako se različiti metaborati mogu nazvati monoboratima ako sadrže B(OH) 4 anion ili lančani anion (BO 2) n n-diborati - ako sadrže lančani dvostruki anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n -triborati - ako sadrže anion u prstenu (B 3 O 6) 3-.

Strukture borata uključuju bor-kiseoničke grupe - "blokove" koji sadrže od 1 do 6, a ponekad i 9 atoma bora, na primjer:

Koordinacioni broj atoma bora je 3 (trokutaste grupe bor-kiseonik) ili 4 (tetraedarske grupe). Bor-kiseoničke grupe su osnova ne samo ostrvskih, već i složenijih struktura - lančanih, slojevitih i okvirno polimerizovanih. Potonji nastaju kao rezultat eliminacije vode u hidratiziranim molekulama borata i formiranja premošćivačkih veza preko atoma kisika; proces je ponekad praćen rupturom V-O komunikacije unutar polianiona. Polianioni mogu vezati bočne grupe - bor-kiseonički tetraedre ili trokute, njihove dimere ili vanjske anjone.

Amonijum, alkalni, kao i drugi metali u oksidacionom stanju +1 najčešće formiraju hidratizovane i bezvodne metaborate kao što su MBO 2, tetraborati M 2 B 4 O 7, pentaborati MB 5 O 8, kao i dekaborati M 4 B 10 O 17 nH 2 O. Zemnoalkalni i drugi metali u +2 oksidacionom stanju obično daju hidratizirane metaborate, triborate M 2 B 6 O 11 i heksaborate MB 6 O 10. kao i bezvodni meta-, orto- i tetraborati. Metale u oksidacionom stanju + 3 karakterišu hidratisani i bezvodni MBO 3 ortoborati.

Borati su bezbojne amorfne supstance ili kristali (uglavnom sa nisko-simetričnom strukturom - monoklinskom ili ortorombnom). Za bezvodne borate, temperature topljenja su u rasponu od 500 do 2000 °C; Najviše tačke topljenja su alkalni metaborati i orto- i metaborati zemnoalkalnih metala. Većina borata lako formira čaše kada se njihove taline ohlade. Tvrdoća hidratiziranih borata po Mohsovoj skali je 2-5, bezvodnih - do 9.

Hidrirani monoborati gube vodu kristalizacije do ~180°C, poliborati - na 300-500°C; Eliminacija vode zbog OH grupa koordinisanih oko atoma bora događa se do ~750°C. Potpunom dehidracijom nastaju amorfne tvari koje na 500-800°C u većini slučajeva prolaze kroz „preuređenje borata“ - kristalizaciju, praćenu (kod poliborata) djelomičnim razlaganjem uz oslobađanje B 2 O 3.

Borati alkalnih metala, amonijum i T1(I) su rastvorljivi u vodi (posebno meta- i pentaborati), a hidrolizuju u vodenim rastvorima (rastvori imaju alkalnu reakciju). Većina borata se lako razlaže kiselinama, u nekim slučajevima djelovanjem CO 2 ; i SO 2 ;. Borati zemnoalkalnih i teških metala stupaju u interakciju sa rastvorima alkalija, karbonata i hidrokarbonata alkalnih metala. Bezvodni borati su hemijski stabilniji od hidratisanih borata. Sa nekim alkoholima, posebno glicerolom, borati formiraju komplekse rastvorljive u vodi. Pod dejstvom jakih oksidacionih sredstava, posebno H 2 O 2, ili tokom elektrohemijske oksidacije, borati se pretvaraju u peroksoborate.

Poznato je oko 100 prirodnih borata, koji su uglavnom soli Na, Mg, Ca, Fe.

Hidrirani borati se dobijaju: neutralizacijom H 3 VO 3 metalnim oksidima, hidroksidima ili karbonatima; reakcije izmjene borata alkalnih metala, najčešće Na, sa solima drugih metala; reakcija međusobne transformacije slabo rastvorljivih borata sa vodenim rastvorima borata alkalnih metala; hidrotermalni procesi koji koriste halogenide alkalnih metala kao mineralizirajuće aditive. Bezvodni borati se dobijaju fuzijom ili sinterovanjem B 2 O 3 sa metalnim oksidima ili karbonatima ili dehidratacijom hidrata; Monokristali se uzgajaju u otopinama borata u rastopljenim oksidima, na primjer Bi 2 O 3.

Borati se koriste: za dobijanje drugih jedinjenja bora; kao komponente punjenja u proizvodnji stakla, glazura, emajla, keramike; za vatrootporne premaze i impregnacije; kao komponente fluksa za rafiniranje, zavarivanje i lemljenje metala”; kao pigmenti i punila za boje i lakove; kao sredstva za bojenje, inhibitori korozije, komponente elektrolita, fosfora itd. Najviše se koriste boraks i kalcijum borati.

2. Halogenidi, hemijska jedinjenja halogena sa drugim elementima. Halogenidi obično uključuju spojeve u kojima atomi halogena imaju veću elektronegativnost od drugog elementa. Halide ne formiraju He, Ne i Ar. Jednostavni, ili binarni, halogenidi EXn (n je najčešće cijeli broj od 1 za monohalide do 7 za IF 7 i ReF 7, ali mogu biti i razlomci, na primjer 7/6 za Bi 6 Cl 7) uključuju, posebno, soli halogenovodoničnih kiselina i interhalogenih jedinjenja (npr. halofluoridi). Postoje i miješani halogenidi, polihalogenidi, hidrohalogenidi, oksohalogenidi, oksihalogenidi, hidroksohalogenidi, tiohalogenidi i kompleksni halogenidi. Oksidacijski broj halogena u halogenidima je obično -1.

Na osnovu prirode veze element-halogen, jednostavni halogenidi se dijele na jonske i kovalentne. U stvarnosti, veze su mješovite prirode sa dominacijom doprinosa jedne ili druge komponente. Halogenidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i mnogi mono- i dihalidi drugih metala, tipične su soli u kojima prevladava jonska priroda veze. Većina ih je relativno vatrostalna, nisko hlapljiva i vrlo topljiva u vodi; u vodenim otopinama gotovo potpuno disociraju na ione. Trihalogenidi rijetkih zemnih elemenata također imaju svojstva soli. Rastvorljivost ionskih halogenida u vodi općenito opada od jodida do fluorida. Hloridi, bromidi i jodidi Ag + , Cu + , Hg + i Pb 2+ su slabo rastvorljivi u vodi.

Povećanje broja atoma halogena u metalnim halogenidima ili omjer naboja metala i radijusa njegovog iona dovodi do povećanja kovalentne komponente veze, smanjenja rastvorljivosti u vodi i termičke stabilnosti halogenida. , povećanje isparljivosti, povećanje oksidacije, sposobnost i sklonost hidrolizi. Ove zavisnosti su uočene za metalne halogenide istog perioda i za niz halogenida istog metala. Lako se mogu uočiti na primjeru toplinskih svojstava. Na primjer, za metalne halide iz 4. perioda, tačke topljenja i ključanja su 771 i 1430°C za KC1, 772 i 1960°C za CaCl2, 967 i 975°C za ScCl3, -24,1 i 136°C za TiCl . Za UF 3 tačka topljenja je ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. U nizu jedinjenja EXn, sa konstantnim n, kovalentnost veze obično raste kada se prelazi sa fluorida na hloride i smanjuje kada se prelazi sa ovih na bromide i jodide. Dakle, za AlF 3 temperatura sublimacije je 1280°C, AlC1 3 180°C, tačka ključanja AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. U serijama ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura sublimacije je 906, 334, 355 i 418°C, respektivno. U serijama MFn i MC1n gdje je M metal jedne podgrupe, kovalentnost veze opada s povećanjem atomske mase metala. Postoji nekoliko metalnih fluorida i hlorida sa približno jednakim doprinosom komponenti jonske i kovalentne veze.

Prosječna energija veze element-halogen opada kada se prelazi sa fluorida na jodide i sa povećanjem n (vidi tabelu).

Mnogi metalni halogenidi koji sadrže izolovane ili premošćavajuće O atome (okso- i oksihalidi, respektivno), na primjer, vanadijum oksotrifluorid VOF 3, niobijum dioksifluorid NbO 2 F, volfram diokso-jodid WO 2 I 2.

Složeni halogenidi (halometalati) sadrže kompleksne anjone u kojima su atomi halogena ligandi, na primjer kalijum heksahloroplatinat(IV) K2, natrijum heptafluorotantalat(V), Na, litijum heksafluoroarsenat(V). Najveću termičku stabilnost imaju fluoro-, oksofluoro- i klorometalati. Po prirodi veza, jonska jedinjenja sa kationima NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + itd. su slična kompleksnim halogenidima.

Mnogi halogenidi karakteriziraju povezivanje i polimerizacija u tečnoj i plinovitoj fazi uz formiranje premošćivačkih veza. Tome su najskloniji metal halogenidi I i II grupe, AlCl 3, pentafluoridi Sb i prelaznih metala, oksofluoridi sastava MOF 4. Poznati su halogenidi sa vezom metal-metal, npr. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridi se po svojstvima značajno razlikuju od ostalih halogenida. Međutim, u jednostavnim halogenidima ove razlike su manje izražene nego u samim halogenima, a u složenim halogenidima manje su izražene nego u jednostavnim halogenidima.

Mnogi kovalentni halogenidi (posebno fluoridi) su jake Lewisove kiseline, npr. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridi su dio superkiselina. Viši halogenidi se redukuju metalima i vodikom, na primjer:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Metalni halogenidi V-VIII grupa, osim Cr i Mn, reduciraju se sa H 2 u metale, na primjer:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Mnogi kovalentni i ionski metalni halogenidi reagiraju jedni s drugima i formiraju kompleksne halogenide, na primjer:

KS1 + TaCl 5 = K

Lakši halogeni mogu istisnuti teže halogenide. Kiseonik može oksidirati halogenide, oslobađajući C1 2, Br 2 i I 2. Jedna od karakterističnih reakcija kovalentnih halogenida je interakcija sa vodom (hidroliza) ili njenom parom kada se zagrije (pirohidroliza), što dovodi do stvaranja oksida, oksi- ili oksohalida, hidroksida i vodikovih halogenida.

Halogenidi se dobijaju direktno iz elemenata, reakcijom halogenovodonika ili halogenovodonične kiseline sa elementima, oksidima, hidroksidima ili solima, kao i reakcijama razmene.

Halogenidi se široko koriste u tehnologiji kao polazni materijali za proizvodnju halogena, alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao komponente stakla i drugih neorganskih materijala; oni su intermedijarni proizvodi u proizvodnji rijetkih i nekih obojenih metala, U, Si, Ge itd.

U prirodi, halogenidi čine odvojene klase minerala, koje uključuju fluoride (na primjer, minerali fluorit, kriolit) i kloride (silvit, karnalit). Brom i jod su prisutni u nekim mineralima kao izomorfne nečistoće. Značajne količine halogenida nalaze se u morskoj i okeanskoj vodi, soli i podzemnim slanicima. Neki halogenidi, na primjer NaCl, KC1, CaCl 2, dio su živih organizama.

3. Karbonati(od latinskog carbo, rod carbonis coal), soli ugljične kiseline. Postoje srednji karbonati sa CO 3 2- anjonom i kiseli, odnosno hidrokarbonati (stari bikarbonati), sa HCO 3 - anjonom. Karbonati su kristalne supstance. Većina soli srednjih metala u oksidacionom stanju +2 kristalizira se u šesterokute. kalcit tipa rešetke ili aragonit rombičnog tipa.

Od srednjih karbonata, samo soli alkalnih metala, amonijaka i Tl(I) su rastvorljive u vodi. Kao rezultat značajne hidrolize, njihove otopine imaju alkalnu reakciju. Metalni karbonati se najteže rastvaraju u oksidacionom stanju +2. Naprotiv, svi bikarbonati su visoko rastvorljivi u vodi. Prilikom reakcija izmjene u vodenim otopinama između soli metala i Na 2 CO 3 nastaju precipitati srednjih karbonata u slučajevima kada je njihova rastvorljivost znatno manja od rastvorljivosti odgovarajućih hidroksida. To je slučaj za Ca, Sr i njihove analoge, lantanoide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) i Cd(II). Preostali kationi, pri interakciji s otopljenim karbonatima kao rezultat hidrolize, mogu dati ne međuprodukte, već bazične krabonate ili čak hidrokside. Srednji krabonati koji sadrže višestruko nabijene katione ponekad se mogu istaložiti iz vodenih otopina u prisustvu velikog viška CO 2 .

Hemijska svojstva karbonata su posljedica njihove pripadnosti klasi neorganskih soli slabih kiselina. Karakteristike karbonati su povezani sa njihovom slabom rastvorljivošću, kao i termičkom nestabilnošću i samih krabonata i H 2 CO 3. Ova svojstva se koriste u analizi krabonata, na osnovu njihove razgradnje jakim kiselinama i kvantitativne apsorpcije nastalog CO 2 alkalnom otopinom, ili na taloženju iona CO 3 2- iz otopine u obliku BaCO 3. Kada višak CO 2 djeluje na srednji karbonatni talog, u otopini nastaje hidrogenkarbonat, na primjer: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prisustvo hidrokarbonata u prirodna voda određuje njegovu privremenu krutost. Hidrokarbonati kada se lagano zagrije već na niske temperature ponovo se pretvaraju u srednje karbonate, koji se zagrijavanjem razlažu do oksida i CO 2. Što je metal aktivniji, to je viša temperatura raspadanja njegovog karbonata. Tako se Na 2 CO 3 topi bez raspadanja na 857 °C, a za karbonate Ca, Mg i A1 ravnotežni pritisci raspadanja dostižu 0,1 MPa na temperaturama od 820, 350 i 100 °C, respektivno.

Karbonati su veoma rasprostranjeni u prirodi, što je posledica učešća CO 2 i H 2 O u procesima stvaranja minerala. karbonati igraju veliku ulogu u globalnoj ravnoteži između plinovitog CO 2 u atmosferi i otopljenog CO 2 ; i HCO 3 - i CO 3 2- joni u hidrosferi i čvrste soli u litosferi. Najvažniji minerali su kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smitsonit ZnCO 3 i neki drugi Krečnjak se sastoji uglavnom od kalcita ili kalcitnih skeletnih ostataka organizama, rjeđe od aragonita. Prirodni hidratizirani karbonati alkalnih metala i Mg (na primjer, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dvostruki karbonati [na primjer, dolomit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 poznati su i O] i bazični [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Najvažniji su kalijum karbonat, kalcijum karbonat i natrijum karbonat. Mnogi prirodni karbonati su veoma vrijedne rude metala (npr. karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonati igraju važnu fiziološku ulogu, budući da su puferske supstance koje regulišu konstantnost pH krvi.

4. Nitrati, soli azotne kiseline HNO 3. Poznat po gotovo svim metalima; postoje i u obliku bezvodnih soli M(NO 3)n (n je oksidaciono stanje metala M) i u obliku kristalnih hidrata M(NO 3)n xH 2 O (x = 1-9). Od vodenih otopina na temperaturama blizu sobne, samo nitrati alkalnih metala kristaliziraju kao bezvodni, ostatak - u obliku kristalnih hidrata. Fizičko-hemijska svojstva bezvodnog i hidratiziranog nitrata istog metala mogu se značajno razlikovati.

Bezvodna kristalna jedinjenja nitrata d-elemenata su obojena. Uobičajeno, nitrati se mogu podijeliti na spojeve s pretežno kovalentnim tipom veze (soli Be, Cr, Zn, Fe i drugih prelaznih metala) i sa pretežno jonskim tipom veze (soli alkalnih i zemnoalkalnih metala). Jonske nitrate karakterizira veća termička stabilnost, dominacija kristalnih struktura veće simetrije (kubne) i odsustvo cijepanja traka nitratnih jona u IR spektrima. Kovalentni nitrati imaju veću rastvorljivost u organskim rastvaračima, manju termičku stabilnost, a njihovi IR spektri su složeniji; Neki kovalentni nitrati su hlapljivi na sobnoj temperaturi, a kada se rastvore u vodi, djelimično se razgrađuju, oslobađajući dušikove okside.

Svi bezvodni nitrati pokazuju jaka oksidaciona svojstva zbog prisustva NO 3 - jona, dok se njihova oksidaciona sposobnost povećava prelaskom sa ionskih na kovalentne nitrate. Potonji se razlažu u rasponu od 100-300°C, jonski - na 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 i neki drugi se tope kada se zagrijavaju). Proizvodi raspadanja u čvrstoj i tečnoj fazi. su sukcesivno nitriti, oksinitrati i oksidi, ponekad slobodni metali (kada je oksid nestabilan npr. Ag 2 O), a u gasnoj fazi - NO, NO 2, O 2 i N 2. Sastav proizvoda raspadanja zavisi od prirode metala i njegovog stepena oksidacije, brzine zagrevanja, temperature, sastava gasovitog medija i drugih uslova. NH 4 NO 3 detonira, a kada se brzo zagrije može se raspasti eksplozijom, u tom slučaju nastaju N 2, O 2 i H 2 O; kada se polako zagreva, razlaže se na N 2 O i H 2 O.

Slobodni NO 3 - jon u gasnoj fazi ima geometrijsku strukturu jednakostraničnog trougla sa atomom N u centru, uglovima ONO ~ 120° i dužinama N-O obveznice 0,121 nm. U kristalnim i gasovitim nitratima NO 3 - jon uglavnom zadržava svoj oblik i veličinu, što određuje prostor i strukturu nitrata. Jon NO 3 - može djelovati kao mono-, bi-, tridentatni ili premosni ligand, stoga nitrate karakterizira široka lepeza tipova kristalnih struktura.

Prelazni metali u visoki stepeni oksidacije zbog steric Bezvodni nitrati ne mogu stvarati nikakve poteškoće, a karakteriziraju ih oksonitrati, na primjer UO 2 (NO 3) 2, NbO(NO 3) 3. Nitrati formiraju veliki broj dvostrukih i kompleksnih soli sa NO 3 - jonom u unutrašnjoj sferi. U vodenim medijima, kao rezultat hidrolize, kationi prelaznih metala formiraju hidroksonitrate (bazni nitrati) promenljivog sastava, koji se mogu izolovati i u čvrstom stanju.

Hidrirani nitrati se razlikuju od bezvodnih nitrata po tome što je u njihovim kristalnim strukturama ion metala u većini slučajeva povezan s molekulima vode, a ne s NO 3 ionom. Zbog toga su bolje rastvorljivi u vodi od bezvodnih nitrata, ali su manje rastvorljivi u organskim rastvaračima, slabiji su oksidanti i nekongruentno se tope u kristalizacionoj vodi u opsegu od 25-100°C. Kada se hidratizirani nitrati zagrijavaju, bezvodni nitrati se u pravilu ne stvaraju, već dolazi do termolize sa stvaranjem hidroksonitrata, a zatim oksonitrata i metalnih oksida.

Po mnogim svojim hemijskim svojstvima, nitrati su slični drugim anorganskim solima. Karakteristične karakteristike nitrata su zbog njihove vrlo visoke rastvorljivosti u vodi, niske termičke stabilnosti i sposobnosti oksidacije organskih i neorganskih jedinjenja. Kada se nitrati smanje, nastaje mješavina produkata koji sadrže dušik NO 2, NO, N 2 O, N 2 ili NH 3 sa prevlašću jednog od njih, ovisno o vrsti redukcijskog agensa, temperaturi, reakciji okoline. i drugi faktori.

Industrijske metode za proizvodnju nitrata zasnivaju se na apsorpciji NH 3 rastvorima HNO 3 (za NH 4 NO 3) ili na apsorpciji azotnih gasova (NO + NO 2) rastvorima alkalija ili karbonata (za nitrate alkalnih metala, Ca, Mg, Ba), kao i različite reakcije izmjene soli metala sa HNO 3 ili nitratima alkalnih metala. U laboratoriji se za dobijanje bezvodnih nitrata koriste reakcije prelaznih metala ili njihovih spojeva sa tečnim N 2 O 4 i njegovim mešavinama sa organskim rastvaračima ili reakcije sa N 2 O 5.

Nitrati Na, K (natrijum i kalijum nitrat) nalaze se u obliku prirodnih naslaga.

Nitrati se koriste u mnogim industrijama. Amonijum nitrit (amonijum nitrat) je glavno đubrivo koje sadrži azot; Nitrati alkalnih metala i Ca se takođe koriste kao đubriva. Nitrati su komponente raketnih goriva, pirotehničkih kompozicija, rastvora za jetkanje za bojenje tkanina; koriste se za kaljenje metala, konzerviranje hrane, kao lijekovi i za proizvodnju metalnih oksida.

Nitrati su toksični. Izazivaju plućni edem, kašalj, povraćanje, akutno kardiovaskularno zatajenje itd. Smrtonosna doza nitrata za ljude je 8-15 g, dozvoljeni dnevni unos je 5 mg/kg. Za zbir nitrata Na, K, Ca, NH3 MPC: u vodi 45 mg/l", u zemljištu 130 mg/kg (klasa opasnosti 3); u povrću i voću (mg/kg) - krompir 250, kasni beli kupus 500, kasna šargarepa 250, cvekla 1400, luk 80, tikvice 400, dinje 90, lubenice, grožđe, jabuke, kruške 60. Nepoštovanje agrotehničkih preporuka, prekomerna primena đubriva naglo povećava sadržaj nitrata iz poljoprivrednih proizvoda. polja (40-5500 mg/l), podzemne vode.

5. Nitriti, soli azotne kiseline HNO 2. Koriste se prvenstveno nitriti alkalnih metala i amonijuma, a manje - zemnoalkalnih i Zd metala, Pb i Ag. Postoje samo fragmentarni podaci o nitritima drugih metala.

Metalni nitriti u oksidacionom stanju +2 formiraju kristalne hidrate sa jednom, dve ili četiri molekule vode. Nitriti formiraju dvostruke i trostruke soli, npr. CsNO 2 AgNO 2 ili Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, kao i kompleksna jedinjenja, na primjer Na 3.

Kristalne strukture poznate su po samo nekoliko bezvodnih nitrita. Anjon NO 2 ima nelinearnu konfiguraciju; ONO ugao 115°, dužina H-O veze 0,115 nm; tip M-NO 2 veze je jonsko-kovalentan.

Nitriti K, Na, Ba su dobro rastvorljivi u vodi, nitriti Ag, Hg, Cu su slabo rastvorljivi. Sa povećanjem temperature, rastvorljivost nitrita raste. Gotovo svi nitriti su slabo rastvorljivi u alkoholima, eterima i niskopolarnim rastvaračima.

Nitriti su termički nestabilni; Samo se nitriti alkalnih metala tope bez raspadanja; nitriti ostalih metala se raspadaju na 25-300 °C. Mehanizam razgradnje nitrita je složen i uključuje niz paralelno sekvencijalnih reakcija. Glavni gasoviti produkti raspadanja su NO, NO 2, N 2 i O 2, čvrsti - metalni oksid ili elementarni metal. Odabir velika količina plinovi izazivaju eksplozivnu razgradnju nekih nitrita, na primjer NH 4 NO 2, koji se raspada na N 2 i H 2 O.

Karakteristične karakteristike nitrita su povezane sa njihovom termičkom nestabilnošću i sposobnošću nitritnog jona da bude i oksidaciono i redukciono sredstvo, u zavisnosti od sredine i prirode reagensa. U neutralnom okruženju, nitriti se obično redukuju u NO; u kiseloj sredini se oksidiraju u nitrate. Kiseonik i CO 2 ne stupaju u interakciju sa čvrstim nitritima i njihovim vodenim rastvorima. Nitriti doprinose razgradnji azota koji sadrži organska materija, posebno amini, amidi, itd. Sa organskim halogenidima RXH. reaguju i formiraju nitrite RONO i nitro jedinjenja RNO 2 .

Industrijska proizvodnja nitrita zasniva se na apsorpciji azotnog gasa (mešavina NO + NO 2) rastvorima Na 2 CO 3 ili NaOH uz sekvencijsku kristalizaciju NaNO 2; Nitriti drugih metala dobijaju se u industriji i laboratorijama reakcijom razmene soli metala sa NaNO 2 ili redukcijom nitrata ovih metala.

Nitriti se koriste za sintezu azo boja, u proizvodnji kaprolaktama, kao oksidanti i redukcioni agensi u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji, kao konzervansi za hranu. Nitriti, kao što su NaNO 2 i KNO 2, su toksični i uzrokuju glavobolja, povraćanje, depresija disanja itd. Prilikom trovanja NaNO 2 u krvi nastaje methemoglobin i oštećuju se membrane crvenih krvnih zrnaca. Moguće je formiranje nitrozamina iz NaNO 2 i amina direktno u gastrointestinalnom traktu.

6. Sulfati, soli sumporne kiseline. Poznati su srednji sulfati sa SO 4 2- anjonom, ili hidrosulfati, sa HSO 4 - anjonom, bazni, koji pored anjona SO 4 2- sadrže OH grupe, na primjer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Postoje i dvostruki sulfati koji sadrže dva različita kationa. Tu spadaju dvije velike grupe sulfata - stipsa, kao i šeniti M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O, gdje je M jednostruko nabijeni kation, E je Mg, Zn i drugi dvonabijeni kationi. Poznati trostruki sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polihalit mineral), dvostruko bazični sulfati, na primjer, minerali grupe alunita i jarozita M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 i M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, gdje je M jednostruki kation. Sulfati mogu biti dio miješanih soli, na primjer 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineralni berkeit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit) .

Sulfati su kristalne tvari, srednje i kisele u većini slučajeva, vrlo topljive u vodi. Sulfati kalcijuma, stroncijuma, olova i neki drugi su slabo rastvorljivi, a BaSO 4 i RaSO 4 su praktično nerastvorljivi. Bazni sulfati su obično slabo rastvorljivi ili praktično nerastvorljivi, ili su hidrolizovani vodom. Iz vodenih otopina sulfati mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata. Kristalni hidrati nekih teških metala nazivaju se vitrioli; bakar sulfat CuSO 4 5H 2 O, gvožđe sulfat FeSO 4 7H 2 O.

Srednji sulfati alkalnih metala su termički stabilni, dok se kiseli sulfati razlažu kada se zagrijavaju, pretvarajući se u pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Srednji sulfati drugih metala, kao i bazični sulfati, kada se zagriju na dovoljno visoke temperature, u pravilu se raspadaju sa stvaranjem metalnih oksida i oslobađanjem SO 3.

Sulfati su široko rasprostranjeni u prirodi. Nalaze se u obliku minerala, na primjer, gipsa CaSO 4 H 2 O, mirabilita Na 2 SO 4 10H 2 O, a također su dio morske i riječne vode.

Mnogi sulfati se mogu dobiti interakcijom H 2 SO 4 sa metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, kao i razgradnjom soli hlapljivih kiselina sa sumpornom kiselinom.

Neorganski sulfati se široko koriste. Na primjer, amonijum sulfat je azotno đubrivo, natrijum sulfat se koristi u industriji stakla, papira, proizvodnji viskoze itd. Prirodni sulfatni minerali su sirovine za industrijsku proizvodnju spojeva raznih metala, građevinskih materijala itd.

7. Sulfiti, soli sumporne kiseline H 2 SO 3. Postoje srednji sulfiti sa SO 3 2- anjonom i kiseli (hidrosulfiti) sa HSO 3 - anjonom. Srednji sulfiti su kristalne supstance. Sulfiti amonijuma i alkalnih metala su visoko rastvorljivi u vodi; rastvorljivost (g u 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °C), K 2 SO 3 106,7 (20 °C). Hidrosulfiti nastaju u vodenim rastvorima. Sulfiti zemnoalkalne i nekih drugih metala su praktično nerastvorljivi u vodi; rastvorljivost MgSO 3 1 g u 100 g (40°C). Poznati 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.

Bezvodni sulfiti, kada se zagrijavaju bez pristupa zraka u zatvorenim posudama, nesrazmjerno se dijele na sulfide i sulfate; zagrijavanjem u struji N 2 gube SO 2, a zagrijavanjem na zraku lako se oksidiraju u sulfate. Sa SO 2 in vodena sredina srednji sulfiti formiraju hidrosulfite. Sulfiti su relativno jaka redukciona sredstva, oksidiraju se u rastvorima hlora, broma, H 2 O 2 itd. do sulfata. Razgrađuju se jakim kiselinama (na primjer, HC1) uz oslobađanje SO 2.

Kristalni hidrosulfiti su poznati po K, Rb, Cs, NH 4 +, nestabilni su. Preostali hidrosulfiti postoje samo u vodenim rastvorima. Gustina NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3 ; rastvorljivost u vodi (g u 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).

Kada se kristalni hidrosulfiti Na ili K zagriju ili kada je bujna otopina pulpe zasićena SO 2 M 2 SO 3, nastaju pirosulfiti (zastarjeli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli nepoznate slobodne pirosumporne kiseline H 2 S 2 O 5; kristali, nestabilni; gustina (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; iznad ~ 160 °C razlažu se sa oslobađanjem SO 2; rastvoriti u vodi (sa razlaganjem do HSO 3 -), rastvorljivost (g u 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formiraju hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O i ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; redukcioni agensi.

Sulfiti srednjeg alkalnog metala se pripremaju reakcijom vodenog rastvora M 2 CO 3 (ili MOH) sa SO 2, a MSO 3 propuštanjem SO 2 kroz vodenu suspenziju MCO 3; Oni uglavnom koriste SO 2 iz izduvnih gasova kontaktne proizvodnje sumporne kiseline. Sulfiti se koriste u izbjeljivanju, bojenju i tiskanju tkanina, vlakana, kože za konzerviranje žitarica, zelene hrane, stočnog industrijskog otpada (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 su dezinficijensi u industriji vinarstva i šećera. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - komponente sulfitne tekućine tokom pulpe; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 apsorber; NaHSO 3 je apsorber H 2 S iz industrijskih otpadnih gasova, redukciono sredstvo u proizvodnji sumpornih boja. K 2 S 2 O 5 - komponenta kiselih fiksativa u fotografiji, antioksidans, antiseptik.

Metode odvajanja smjesa

1. Filtracija, odvajanje nehomogenih sistema tečnost – čvrste čestice (suspenzije) i gas – čvrste čestice pomoću poroznih filterskih pregrada (FP), koje propuštaju tečnost ili gas, ali zadržavaju čvrste čestice. Pokretačka snaga procesa je razlika pritisaka na obje strane faznog prijelaza.

Prilikom odvajanja suspenzija, čvrste čestice obično formiraju sloj vlažnog sedimenta na FP, koji se po potrebi ispere vodom ili drugom tekućinom, a također i dehidrira upuhujući zrak ili drugi plin kroz njega. Filtracija se vrši pri konstantnoj razlici tlaka ili pri konstantnoj brzini procesa w (količina filtrata po m 3 koja prolazi kroz 1 m 2 FP površine u jedinici vremena). Pri konstantnoj razlici tlaka, suspenzija se dovodi u filter pod vakuumom ili prekomjernim pritiskom, kao i klipnom pumpom; Kada se koristi centrifugalna pumpa, razlika tlaka se povećava i brzina procesa se smanjuje.

Ovisno o koncentraciji suspenzija, razlikuje se nekoliko vrsta filtracije. Pri koncentraciji većoj od 1% dolazi do filtracije sa stvaranjem taloga, a pri koncentraciji manjoj od 0,1% do začepljenja pora FP (bistrenje tekućina). Ako se na FP ne formira dovoljno gust sloj sedimenta i čvrste čestice uđu u filtrat, filtrirati pomoću fino raspršenih pomoćnih materijala (dijatomejska zemlja, perlit) koji se prethodno nanose na FP ili dodaju suspenziji. Pri početnoj koncentraciji manjoj od 10% moguće je djelomično odvajanje i zgušnjavanje suspenzija.

Postoje kontinuirani i periodični filteri. Za potonje, glavne faze rada su filtriranje, pranje sedimenta, njegovo odvodnjavanje i istovar. U ovom slučaju je primjenjiva optimizacija prema kriterijima najveće produktivnosti i najnižih troškova. Ako se pranje i odvodnjavanje ne provode, a hidraulički otpor pregrade se može zanemariti, tada se najveća produktivnost postiže kada je vrijeme filtriranja jednako trajanju pomoćnih operacija.

Primjenjivi su fleksibilni FP od pamuka, vune, sintetičkih i staklenih tkanina, kao i netkani FP od prirodnih i sintetičkih vlakana i nefleksibilni - keramika, kermet i pjena. Smjerovi kretanja filtrata i djelovanja gravitacije mogu biti suprotni, poklapati se ili biti međusobno okomiti.

Dizajn filtera je raznolik. Jedan od najčešćih je rotirajući bubanj vakuum filter (vidi sliku) kontinuiranog djelovanja, u kojem su smjerovi kretanja filtrata i djelovanja gravitacije suprotni. Sekcija razvodnog uređaja povezuje zone I i II sa izvorom vakuuma i zone III i IV sa izvorom komprimovanog vazduha. Filtrat i tečnost za pranje iz zona I i II ulaze u odvojene prijemnike. Rasprostranjena je i automatska periodična filter presa sa horizontalnim komorama, filter tkaninom u obliku beskonačne trake i elastičnim membranama za odvodnjavanje mulja presovanjem. Obavlja naizmjenične operacije punjenja komora suspenzijom, filtriranja, ispiranja i odvodnjavanja taloga, odvajanja susjednih komora i uklanjanja taloga.

2. Frakcijska kristalizacija

Razlikuju se sljedeće vrste frakcijske kristalizacije: masovna, na ohlađenim površinama, usmjerena, zonsko topljenje.

Masovna kristalizacija. Metoda se sastoji od istovremenog dobijanja velikog broja kristala u cijelom volumenu aparata. Industrija je implementirala nekoliko opcija za masovnu kristalizaciju, koja se izvodi u aparatima koji rade povremeno ili kontinuirano: kapacitivni, opremljeni vanjskim rashladnim omotačem ili unutrašnjim zavojnicama i često uređajima za miješanje; cevasti, strugač, disk, vijak itd. Zbog nedostatka proračunskih metoda, parametar a e tokom masovne kristalizacije se nalazi eksperimentalno.

Kristalizacija sa prenosom toplote kroz zid. U slučaju taline, proces se odvija hlađenjem. Prilikom kristalizacije rastvora, izbor načina procesa određen je uglavnom prirodom zavisnosti rastvorljivosti supstanci od temperature. Ako se topljivost tvari malo mijenja s temperaturom (na primjer, NaCI u vodi), kristalizacija se provodi djelomičnim ili gotovo potpunim isparavanjem zasićene otopine na konstantnoj temperaturi (izotermna kristalizacija). Supstance čija rastvorljivost jako zavisi od temperature (npr. KNO 3 u vodi) kristališu se hlađenjem vrućih rastvora, dok se početna količina rastvarača sadržana u matičnoj tečnosti ne menja u sistemu (izohidrična kristalizacija). Dobijeni kristali, u zavisnosti od svojih svojstava, oblika i uslova procesa, zahvataju različite količine matične tečnosti. Njegov sadržaj u čvrstoj fazi u obliku inkluzija u porama, pukotinama i šupljinama značajno zavisi od načina odvajanja kristala i matične tečnosti. Dakle, kada se kristali odvajaju na bubanj vakuum filteru, koncentracija matične otopine u njima je 10-30%, na centrifugi za filter - 3-10%.

Glavne prednosti procesa: visoka produktivnost, nedostatak kontakta između mješavine koja se odvaja i rashladnog sredstva, jednostavnost instrumentacije; nedostaci: relativno nizak koeficijent prolaza toplote, obložene rashladne površine, veliko zahvatanje matične tečnosti kristalima, potreba za ugradnjom dodatne opreme za odvajanje čvrste i tečne faze, nedovoljno visok prinos kristalnog proizvoda. Primjeri primjene: priprema K i Na hlorida iz silvinita, odvajanje izomera ksilena.

3. Isparavanje se vrši da se otopina koncentriše, izoluje otopljena supstanca ili dobije čisti rastvarač. Uglavnom se vodene otopine podvrgavaju isparavanju. Rashladno sredstvo je najčešće vodena para (pritisak 1,0-1,2 MPa), koja se naziva grijanje, ili primarno; Para nastala kada rastvor proključa naziva se sekundarnom. Pokretačka sila za isparavanje, temperaturna razlika između grijaće pare i kipuće otopine, naziva se korisnom. Ona je uvijek manja od temperaturne razlike između primarne i sekundarne pare. To je zbog činjenice da otopina ključa na višoj temperaturi od čistog otapala (fizičko-kemijska ili koncentracija, depresija). Osim toga, temperatura ključanja otopine se povećava zbog više visokog pritiska u rastvoru nego u parnom prostoru. Razlozi za povećanje pritiska: hidrostatički pritisak rastvora; hidraulički otpor pri kretanju kipuće mješavine (para-tečnost); povećanje brzine kretanja ove mješavine zbog činjenice da zauzima znatno veći volumen od originalnog rješenja (hidrostatička, hidraulička i inercijalna depresija, respektivno).

Za isparavanje se koriste uređaji koji rade pod pritiskom ili vakuumom. Njihovi glavni elementi: komora za grijanje; separator za odvajanje smjese para-tečnost u sakupljanje koncentrovanog rastvora; cijev za cirkulaciju kroz koju se otopina vraća iz separatora u komoru (uz ponovljeno isparavanje). Dizajn uređaja određen je uglavnom sastavom, fizičko-hemijskim svojstvima, potrebnim stepenom koncentracije rastvora, njihovom tendencijom stvaranja kamenca i pjene (skala naglo smanjuje koeficijent prijenosa topline, remeti cirkulaciju otopine i može uzrokovati koroziju u zavareni spojevi, a visoke cijene povećavaju prijenos rješenja sekundarnim trajektom).

Najčešći su vertikalni uređaji s cijevnim grijaćim komorama, čija površina grijanja doseže 1250 m 2. Kod ovakvih uređaja rješenje je u cijevi, a grijaća para u međucijevnom prostoru komore. Cirkulacija otopine u njima može biti prirodna ili prisilna, stvorena posebnom pumpom.

Isparavanje nisko viskoznih (l do 6-8 mPa -s) nezasićenih otopina visoko topivih soli koje se ne talože tokom koncentracije (na primjer, NaNO 2, NaNO 3, NH 4 NO 3, KC1) i ne stvaraju kamenac obično se provodi u aparatu za isparavanje s prirodnom cirkulacijom, u cijevima za grijanje u kojima se otopina ne samo zagrijava, već i ključa. Za isparavanje rastvora slabo rastvorljivih supstanci koje se talože tokom koncentracije [na primer CaCO 3, CaSO 4, Mg(OH) 2, Na aluminosilikat], kao i tokom desalinizacije morska voda Aparati se koriste sa dodatnom dižućom cirkulacijskom cijevi postavljenom iznad grijaće komore, što osigurava veliku brzinu prirodne cirkulacije. Za isparavanje jako pjenušavih i toplinski osjetljivih proizvoda, na primjer u proizvodnji kvasca, enzima, antibiotika, voćnih sokova, instant kafe, koriste se vertikalni filmski isparivači, u kojima koncentracija nastaje kao rezultat jednog pomicanja tankog sloja ( film) rastvora zajedno sa sekundarnom parom duž cevi dužine 6-8 m (grejna površina do 2200 m2). Prednosti ovih uređaja: odsustvo hidrostatičkog efekta, nizak hidraulički otpor, visok koeficijent prijenosa topline, visoka produktivnost uz relativno male zapremine

4. Centrifugiranje, odvajanje suspenzija, emulzija i trokomponentnih sistema (emulzije koje sadrže čvrstu fazu) pod uticajem centrifugalnih sila. Koristi se za izolaciju frakcija iz suspenzija i emulzija, kao i za određivanje molekulske mase polimera i analizu disperzije.

Centrifugiranje se provodi pomoću posebnih strojeva - centrifuga, čiji je glavni dio rotor (bubanj), koji se vrti velikom brzinom oko svoje ose, stvarajući tako polje centrifugalnih sila do 20.000 g u industrijskim centrifugama i do 350.000 g u laboratorijskim (g - ubrzanje slobodnog pada). Centrifugiranje se može izvoditi prema principima sedimentacije, odnosno filtracije, u centrifugama sa čvrstim ili perforiranim rotorom prekrivenim filterskim materijalom. Postoje dve vrste centrifuga: 1) periodične akcije, u kojima se suspenzija unosi u centar, deo šupljeg rotora tokom njegove rotacije; čvrste čestice se talože na unutrašnjoj površini rotora i ispuštaju se iz njega kroz poseban mlaznice ili kroz proreze koji se povremeno otvaraju, bistrena tečnost (centrat) se uklanja sa vrha njegovog dela; 2) kontinuirano djelovanje, u kojem se suspenzija dovodi duž ose šupljeg rotora, a nastali talog se rasterećuje pomoću vijka koji se rotira unutar rotora malo različitom brzinom od rotora (slika 1).

Centrifugiranje po principu filtracije najčešće se koristi za odvajanje suspenzija i mulja sa relativno niskim sadržajem tečne faze i provodi se u mašinama koje rade ciklično. Suspenzija se u porcijama dovodi u rotor koji se neprekidno okreće; Nakon što se dio rotora napuni sedimentom, dovod suspenzije se prekida, tečna faza se istiskuje, a talog se nožem odsiječe i uklanja. Koriste se i centrifuge sa pulsirajućim istovarom sedimenta pomoću potiskivača (vibracioni klip, sa pulsirajućim klipom), kao i sa hidrauličnim istovarom, kada se kondenzovana čvrsta faza uklanja iz rotora opremljenog paketom konusnih ploča kroz mlaznice.

Bibliografija

Ch. urednik I.L. Knunyants. Veliki enciklopedijski rječnik hemija. Moskva 1998

Ch. urednik I.L. Knunyants. Hemijska enciklopedija. Moskva1998

N. Ya. Loginov, A. G. Voskresensky, I. S. Solodin. Analitička hemija. Moskva 1979

R. A. Lidin. Priručnik opšteg i neorganska hemija. Moskva 1997

R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva. Hemijska svojstva neorganskih supstanci. Moskva 1997

A. V. Suvorov, A. A. Kartsafa i dr. Fascinantni svijet hemijskih transformacija. Sankt Peterburg 1998

E. V. Barkovsky. Uvod u hemiju biogenih elemenata i hemijsku analizu. Minsk 1997