Razgradnja kiselih soli. Razlozi

Kemijska svojstva soli

Soli treba promatrati kao produkt reakcije kiseline i baze. Kao rezultat toga, mogu se formirati:

1. normalno (prosječno) - nastaju kada je količina kiseline i baze dovoljna za potpunu interakciju. Imena normalnih soli Sastoje se od dva dijela. Prvo se naziva anion (kiselinski ostatak), a zatim kation.
2. kiselo - nastaju kada postoji višak kiseline i nedovoljna količina lužine, jer u tom slučaju nema dovoljno metalnih kationa da nadomjesti sve katione vodika prisutne u molekuli kiseline. Uvijek ćete vidjeti vodik u kiselim ostacima ove vrste soli. Kisele soli formiraju samo višebazične kiseline i pokazuju svojstva i soli i kiselina. U imenima kiselih soli stavlja se prefiks hidro- na anion.
3. bazične soli - nastaju kada postoji višak baze, a nedovoljna količina kiseline, jer u tom slučaju anioni kiselinskih ostataka nisu dovoljni da potpuno zamijene hidroksilne skupine prisutne u bazi. glavne soli u kationima sadrže hidrokso skupine. Bazične soli su moguće za višekisele baze, ali ne i za jednokisele baze. Neke bazične soli sposobne su se samostalno razgraditi, oslobađajući pritom vodu, stvarajući okso soli koje imaju svojstva bazičnih soli. Naziv glavnih soli konstruira se na sljedeći način: anionu se dodaje prefiks hidrokso-.

Tipične reakcije normalnih soli

• Dobro reagiraju s metalima. Istovremeno, aktivniji metali istiskuju manje aktivne iz otopina njihovih soli.
• S kiselinama, alkalijama i drugim solima, reakcije se odvijaju do kraja, pod uvjetom da nastaju talog, plin ili slabo disocirabilni spojevi.
• U reakcijama soli s alkalijama nastaju tvari kao što su nikal (II) hidroksid Ni(OH) 2 - talog; amonijak NH 3 – plin; voda H 2 O je slab elektrolit, slabo disociran spoj:
• Soli reagiraju jedna s drugom ako nastane talog ili ako nastane stabilniji spoj.
• Mnoge normalne soli se zagrijavanjem raspadaju na dva oksida - kiseli i bazni.
• Nitrati se razgrađuju na drugačiji način od ostalih normalnih soli. Zagrijavanjem nitrati alkalnih i zemnoalkalijskih metala oslobađaju kisik i pretvaraju se u nitrite:
• Nitrati gotovo svih drugih metala razlažu se na okside:
• Nitrati nekih teških metala (srebro, živa itd.) zagrijavanjem se razlažu na metale:

Tipične reakcije kiselih soli

• Oni stupaju u sve reakcije u koje stupaju kiseline. Oni reagiraju s alkalijama; ako kisela sol i alkalije sadrže isti metal, tada nastaje normalna sol kao rezultat.
• Ako lužina sadrži drugi metal, tada nastaju dvostruke soli.

Tipične reakcije bazičnih soli

• Ove soli podliježu istim reakcijama kao i baze. Reagiraju s kiselinama; ako bazična sol i kiselina sadrže isti kiselinski ostatak, tada je rezultat normalna sol.
• Ako kiselina sadrži još jedan kiselinski ostatak, tada nastaju dvostruke soli.

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

1. Soli su elektroliti.

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

Na primjer, kada se kristali natrijevog klorida otope u vodi, pozitivno nabijeni ioni natrija i negativno nabijeni ioni klorida, od kojih se formira kristalna rešetka ove tvari, idu u otopinu:

NaCl → NaCl − .

Tijekom elektrolitičke disocijacije aluminijevog sulfata nastaju pozitivno nabijeni aluminijevi ioni i negativno nabijeni sulfatni ioni:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 − .

2. Soli mogu komunicirati s metalima.

Tijekom reakcije supstitucije koja se odvija u vodenoj otopini, kemijski aktivniji metal istiskuje manje aktivan.

Na primjer Ako se komad željeza stavi u otopinu bakrenog sulfata, prekriva se crveno-smeđim talogom bakra. Otopina postupno mijenja boju iz plave u blijedozelenu kako nastaje željezna sol (\(II\)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

Video fragment:

Kada bakrov klorid (\(II\)) reagira s aluminijem, nastaju aluminijev klorid i bakar:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .

3. Soli mogu komunicirati s kiselinama.

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

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

Kada kalcijev karbonat reagira s klorovodičnom kiselinom, nastaju kalcijev klorid i ugljična kiselina, koji se odmah razlažu 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 topljive u vodi mogu reagirati s alkalijama.

Reakcija izmjene je moguća ako je kao rezultat barem jedan od produkata praktički netopljiv (taloži se).

Na primjer, kada nikal nitrat (\(II\)) reagira s natrijevim hidroksidom, nastaje natrijev nitrat i praktički netopljivi nikal hidroksid (\(II\)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.

Video fragment:

Kada natrijev karbonat (soda) reagira s kalcijevim hidroksidom (gašeno vapno), nastaju natrijev hidroksid i praktički netopljivi kalcijev karbonat:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓ .

5. Soli topive u vodi mogu stupiti u reakciju izmjene s drugim solima topljivim u vodi ako je rezultat stvaranje barem jedne praktički netopljive tvari.

Na primjer, kada natrijev sulfid reagira sa srebrnim nitratom, nastaje natrijev nitrat i praktički netopljivi srebrov sulfid:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.

Video fragment:

Kada barijev nitrat reagira s kalijevim sulfatom, nastaju kalijev nitrat i praktički netopljivi barijev sulfat:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .

6. Neke soli se zagrijavanjem raspadaju.

Štoviše, kemijske reakcije koje se događaju u ovom slučaju mogu se podijeliti u dvije skupine:

• reakcije tijekom kojih elementi ne mijenjaju svoje oksidacijsko stanje,
• redoks reakcije.

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

Kao primjeri takvih kemijske reakcije Razmotrimo kako teče razgradnja karbonata.

Pri jakom zagrijavanju kalcijev karbonat (kreda, vapnenac, mramor) se raspada, stvarajući kalcijev oksid (pečeno vapno) i ugljični dioksid:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .

Video fragment:

Natrijev bikarbonat ( soda bikarbona) uz lagano zagrijavanje razlaže se na natrijev karbonat (soda), vodu i ugljikov 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), postupno gubeći vodu, pretvara se u bezvodni bakar sulfat (\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 5 H 2 O.

Pod normalnim uvjetima, dobiveni bezvodni bakrov sulfat može se pretvoriti u kristalni hidrat:
CuSO 4 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O

Video fragment:

Razgradnja i stvaranje bakrenog sulfata

Svaki dan se susrećemo sa solima i uopće ne razmišljamo o ulozi koju imaju u našim životima. Ali bez njih voda ne bi bila tako ukusna, a hrana ne bi donosila užitak, a biljke ne bi rasle, a život na zemlji ne bi mogao postojati da u našem svijetu nema soli. Koje su to tvari i koja svojstva soli ih čine nezamjenjivima?

Što su soli

Po svom sastavu ovo je najbrojniji razred koji se odlikuje raznolikošću. Još u 19. stoljeću kemičar J. Werzelius definirao je sol kao produkt reakcije između kiseline i baze, u kojoj je vodikov atom zamijenjen metalnim. U vodi se soli obično disociraju na metal ili amonij (kation) i kiseli ostatak (anion).

Soli možete dobiti na sljedeće načine:

• interakcijom metala i nemetala, u ovom slučaju bit će bez kisika;
• kada metal reagira s kiselinom, dobiva se sol i oslobađa se vodik;
• metal može istisnuti drugi metal iz otopine;
• kada dva oksida međusobno djeluju - kiseli i bazični (također se nazivaju nemetalni oksid i metalni oksid);
• reakcija metalnog oksida i kiseline proizvodi sol i vodu;
• reakcija između baze i oksida nemetala također proizvodi sol i vodu;
• pomoću reakcije ionske izmjene, u ovom slučaju mogu reagirati različite tvari topljive u vodi (baze, kiseline, soli), ali reakcija će se odvijati ako se u vodi stvara plin, voda ili slabo topljive (netopljive) soli.

Samo od kemijski sastav svojstva soli i ovise. Ali prvo, pogledajmo njihove razrede.

Klasifikacija

Ovisno o sastavu, razlikuju se sljedeće klase soli:

• prema sadržaju kisika (s kisikom i bez kisika);
• interakcijom s vodom (topivi, slabo topljivi i netopljivi).

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

Soli
Normalan	kiselo	Osnovni, temeljni	Dvostruko	Mješoviti	Kompleks
Vodik je potpuno zamijenjen	Atomi vodika nisu potpuno zamijenjeni metalom	Bazne skupine nisu potpuno zamijenjene kiselim ostatkom	Sadrži dva metala i jedan kiselinski ostatak	Sadrži jedan metal i dva kiselinska ostatka	Složene tvari koje se sastoje od kompleksnog kationa i aniona ili kationa i kompleksnog aniona
NaCl	KHSO 4	FeOHSO 3	KNaSO4	CaClBr	SO 4

Fizička svojstva

Bez obzira na to koliko je klasa ovih tvari široka, ali opća fizička svojstva Moguće je izolirati soli. To su tvari nemolekularne strukture, s ionskom kristalnom rešetkom.

Vrlo visoka tališta i vrelišta. U normalnim uvjetima sve soli ne provode struju, ali u otopini većina njih savršeno provodi struju.

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

Topivost u vodi također varira i ovisi o sastavu iona. U principu, sva fizikalna svojstva soli imaju posebnost. Oni ovise o tome koji su metalni ion i koji kiselinski ostatak uključeni u sastav. Nastavimo s promatranjem soli.

Kemijska svojstva soli

Ovdje također postoji važna značajka. Poput fizikalnih, kemijska svojstva soli ovise o njihovom sastavu. I također o tome kojoj klasi pripadaju.

Ali opća svojstva soli se još mogu izolirati:

• mnogi od njih se zagrijavanjem raspadaju u dva oksida: kiseli i bazični, te bez kisika - metalni i nemetalni;
• soli također stupaju u interakciju s drugim kiselinama, ali do reakcije dolazi samo ako sol sadrži kiseli ostatak slabe ili hlapljive kiseline ili je rezultat netopljiva sol;
• interakcija s alkalijom moguća je ako kation tvori netopljivu bazu;
• moguća je i reakcija između dviju različitih soli, ali samo ako se jedna od novonastalih soli ne otapa u vodi;
• Može doći i do reakcije s metalom, ali je to moguće samo ako od metala koji se nalazi u soli uzmemo metal koji se nalazi desno u nizu napona.

Kemijska svojstva soli klasificirane kao normalne raspravljene su gore, dok druge klase reagiraju s tvarima nešto drugačije. Ali razlika je samo u izlaznim proizvodima. U osnovi, sva kemijska svojstva soli su sačuvana, kao i zahtjevi za reakcije.

Soli su složene tvari čije se molekule sastoje od atoma metala i kiselinskih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodik). Na primjer, NaCl je natrijev klorid, CaSO 4 je kalcijev sulfat itd.

Praktički sve soli su ionski spojevi, Stoga su u solima ioni kiselinskih ostataka i ioni metala međusobno vezani:

Na + Cl – – natrijev klorid

Ca 2+ SO 4 2– – kalcijev sulfat itd.

Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za vodikove atome kiseline. Stoga se razlikuju sljedeće vrste soli:

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

2. Kisele soli– nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu tvoriti samo di- ili polibazične kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu proizvesti kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvostruke soli– atomi vodika di- ili polibazične kiseline nisu zamijenjeni jednim metalom, već s dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune ili djelomične supstitucije hidroksilnih skupina baza s 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 - kalcijev sulfat, Mg SO 4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodične kiseline nazivaju se kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI 2 - cink klorid itd.

Čestica “bi” ili “hidro” dodaje se nazivu soli dibazičnih kiselina: Mg(HCl 3) 2 – magnezijev bikarbonat ili bikarbonat.

Pod uvjetom da je u trobazičnoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogen fosfat.

Soli su čvrste tvari s vrlo različitom topljivošću u vodi.

Kemijska svojstva soli

Kemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i aniona koji su u njihovom sastavu.

1. Neki soli se zagrijavanjem razgrađuju:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Interakcija s kiselinama uz stvaranje 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 s bazama tvoreći novu sol i novu bazu:

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

4. Međusobno komunicirajte uz stvaranje novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interakcija s metalima, koji su u rasponu aktivnosti metala koji je dio soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Još uvijek imate pitanja? Želite li znati više o soli?
Dobiti pomoć od učitelja -.
Prvi sat je besplatan!

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvorni izvor je obavezna.

SOL, klasa kemijskih spojeva. Trenutno ne postoji općeprihvaćena definicija pojma "soli", kao ni izraza "kiseline i baze", čiji su produkti reakcije soli. Soli se mogu smatrati proizvodima zamjene kiselih vodikovih protona s metalnim ionima, NH 4 +, CH 3 NH 3 + i drugim kationima ili OH skupinama baze s kiselim anionima (na primjer, Cl -, SO 4 2-) .

Klasifikacija

Produkti potpune supstitucije su npr. srednje soli. Na 2 SO 4, MgCl 2, djelomično kisele ili bazične soli, na primjer KHSO 4, SuClON. Postoje i jednostavne soli, uključujući jednu vrstu kationa i jednu vrstu aniona (na primjer, NaCl), dvostruke soli koje sadrže dvije vrste kationa (na primjer, KAl(SO 4) 2 12H 2 O), miješane soli, koje sadrže dvije vrste kiselinskih ostataka (na primjer AgClBr). Kompleksne soli sadrže kompleksne ione, kao što je K4.

Fizička svojstva

Tipične soli su kristalne tvari ionske strukture, na primjer CsF. Postoje i kovalentne soli, na primjer AlCl 3. Zapravo, priroda kemijske veze mnogih soli je mješovita.

Prema topljivosti u vodi razlikuju topive, slabo topive i praktički netopljive soli. Topljive soli uključuju gotovo sve natrijeve, kalijeve i amonijeve soli, mnoge nitrate, acetate i kloride, s izuzetkom soli polivalentnih metala koje hidroliziraju u vodi, te mnoge kisele soli.

Topljivost 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 - tvar je visoko topljiva u vodi; M - slabo topljiv; H - praktički netopljiv u vodi, ali lako topljiv u slabim ili razrijeđenim kiselinama; RK - netopljiv u vodi i topiv samo u jakim anorganskim kiselinama; NK - netopljiv ni u vodi ni u kiselinama; G - potpuno hidrolizira kada se otopi i ne postoji u kontaktu s vodom. Crtica znači da takva tvar uopće ne postoji.

U vodenim otopinama soli potpuno ili djelomično disociraju na ione. Soli slabih kiselina i/ili slabih baza podliježu hidrolizi. Vodene otopine soli sadrže hidratizirane ione, ionske parove i složenije kemijske oblike, uključujući produkte hidrolize, itd. Brojne soli su također topive u alkoholima, acetonu, amidima kiselina i drugim organskim otapalima.

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 sustavima voda-sol, o topljivosti soli u njihovoj zajedničkoj prisutnosti ovisno o temperaturi, tlaku i koncentraciji, o sastavu krute i tekuće faze mogu se dobiti proučavanjem dijagrama topljivosti sustava voda-sol.

Opće metode za sintezu soli.

1. Dobivanje srednjih soli:

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

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

3) metal s otopinom soli manje aktivnog metala Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) osnovni oksid sa kiseli oksid: MgO + CO 2 = MgCO 3

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

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

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

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

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

9) otopina baze s otopinom soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) otopine dviju soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Dobivanje kiselih soli:

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

2. Interakcija baze s viškom kiselinskog oksida

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

3. Interakcija srednje soli s kiselinom Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Dobivanje bazičnih soli:

1. Hidroliza soli nastalih djelovanjem slabe baze i jake kiseline

ZnCl2 + H2O = Cl + HCl

2. Dodavanje (kap po kap) malih količina lužina u otopine srednjih metalnih soli AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Međudjelovanje 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 s ligandima: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Priprema dvostrukih soli:

1. Zajednička kristalizacija dviju soli:

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

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

2. Kemijska svojstva kiselih soli:

Toplinska razgradnja da bi se dobila srednja sol

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

Interakcija s alkalijama. Dobivanje srednje soli.

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

3. Kemijska svojstva bazičnih soli:

Termalno raspadanje. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interakcija s kiselinom: stvaranje srednje soli.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

4. Kemijska svojstva kompleksnih soli:

1. Razaranje kompleksa zbog stvaranja slabo topljivih spojeva:

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

2. Izmjena liganada između vanjske i unutarnje sfere.

K2 + 6H20 = Cl2 + 2KCl

5. Kemijska svojstva dvostrukih soli:

Interakcija s otopinama alkalija: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Sirovine za industrijsku proizvodnju niza soli - klorida, sulfata, karbonata, borata Na, K, Ca, Mg su morska i oceanska voda, prirodne slane vode nastale njezinim isparavanjem i čvrste naslage soli. Za skupinu minerala koji tvore sedimentne naslage soli (sulfati i kloridi Na, K i Mg) koristi se konvencionalni naziv “prirodne soli”. Najviše velike naslage Kalijeve soli nalaze se u Rusiji (Solikamsk), Kanadi i Njemačkoj, snažna nalazišta fosfatnih ruda su u Sjevernoj Africi, Rusiji i Kazahstanu, NaNO3 je u Čileu.

Soli se koriste u prehrambenoj, kemijskoj, metalurškoj, staklarskoj, kožarskoj, tekstilnoj industriji, poljoprivredi, medicini itd.

Glavne vrste soli

1. Borati(oksoborati), soli borne kiseline: metaborna HBO 2, ortoborna H3 BO 3 i poliborne kiseline koje nisu izolirane u slobodnom stanju. Na temelju broja atoma bora u molekuli dijele se na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borati se nazivaju i po kiselinama koje ih tvore i po broju molova B 2 O 3 na 1 mol glavnog oksida. Tako se različiti metaborati mogu nazvati monoboratima ako sadrže anion B(OH) 4 ili lančani anion (BO 2) n n-diborati - ako sadrže lančani dvostruki anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n -triborati – ako sadrže prstenasti anion (B 3 O 6) 3-.

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

Koordinacijski broj atoma bora je 3 (trokutaste skupine bor-kisik) ili 4 (tetraedarske skupine). Skupine bora i kisika temelj su ne samo otočnih, već i složenijih struktura - lančanih, slojevitih i okvirno polimeriziranih. Potonji nastaju kao rezultat eliminacije vode u hidratiziranim molekulama borata i stvaranja premosnih veza kroz atome kisika; proces ponekad prati ruptura komunikacije V-O unutar polianiona. Polianioni mogu pričvrstiti bočne skupine - bor-kisikove tetraedre ili trokute, njihove dimere ili strane anione.

Amonij, lužine, kao i drugi metali u oksidacijskom stanju +1 najčešće tvore hidratizirane 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. Zemnoalkalijski i drugi metali u oksidacijskom stanju + 2 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 oksidacijskom stanju + 3 karakteriziraju hidratizirani i bezvodni MBO 3 ortoborati.

Borati su bezbojne amorfne tvari ili kristali (uglavnom s niskosimetričnom strukturom - monoklinskom ili ortorombičnom). Za bezvodne borate, temperature taljenja su u rasponu od 500 do 2000 °C; Najviše talište imaju alkalni metaborati te orto- i metaborati zemnoalkalijskih metala. Većina borata lako stvara stakla kada se njihove taline ohlade. Tvrdoća hidratiranih borata na Mohsovoj skali je 2-5, bezvodnih - do 9.

Hidratizirani monoborati gube kristalizacijsku vodu do ~180°C, poliborati - na 300-500°C; Eliminacija vode zbog OH skupina koordiniranih oko atoma bora događa se do ~750°C. Uz potpunu dehidraciju nastaju amorfne tvari, koje na 500-800 ° C u većini slučajeva prolaze kroz "boratnu pregradnju" - kristalizaciju, popraćenu (za poliborate) djelomičnim raspadom uz oslobađanje B 2 O 3.

Borati alkalnih metala, amonija i T1(I) topljivi su u vodi (osobito meta- i pentaborati), a hidroliziraju u vodenim otopinama (otopine imaju alkalnu reakciju). Većina borata se lako razgrađuje kiselinama, u nekim slučajevima djelovanjem CO 2 ; i SO2;. Borati zemnoalkalijskih i teških metala međusobno djeluju s otopinama alkalija, karbonata i hidrokarbonata alkalnih metala. Bezvodni borati su kemijski stabilniji od hidratiziranih borata. S nekim alkoholima, posebice glicerolom, borati stvaraju komplekse topive u vodi. Pod djelovanjem jakih oksidansa, posebice H 2 O 2, ili tijekom elektrokemijske oksidacije borati se pretvaraju u peroksoborate.

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

Hidratizirani borati se dobivaju: neutralizacijom H 3 VO 3 metalnim oksidima, hidroksidima ili karbonatima; reakcije izmjene borata alkalijskih metala, najčešće Na, sa solima drugih metala; reakcija međusobne transformacije slabo topljivih borata s vodenim otopinama borata alkalijskih metala; hidrotermalni procesi koji koriste halogenide alkalijskih metala kao mineralizirajuće dodatke. Bezvodni borati dobivaju se taljenjem ili sinteriranjem B 2 O 3 s metalnim oksidima ili karbonatima ili dehidracijom hidrata; Monokristali se uzgajaju u otopinama borata u rastaljenim oksidima, na primjer Bi 2 O 3.

Borati se koriste: za dobivanje drugih spojeva bora; kao komponente punjenja u proizvodnji stakla, glazura, emajla, keramike; za vatrootporne premaze i impregnacije; kao komponente topitelja za pročišćavanje, 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 kalcijevi borati.

2. Halidi, kemijski spojevi halogena s drugim elementima. Halogenidi obično uključuju spojeve u kojima atomi halogena imaju veću elektronegativnost od drugog elementa. He, Ne i Ar ne tvore halogenide. Jednostavni, ili binarni, halogenidi EXn (n je najčešće cijeli broj od 1 za monohalogenide do 7 za IF 7, i ReF 7, ali može biti i frakcijski, na primjer 7/6 za Bi 6 Cl 7) uključuju, posebno, soli halogenovodičnih kiselina i međuhalogenih spojeva (npr. halofluoridi). Postoje i miješani halidi, polihalidi, hidrohalidi, oksohalidi, oksihalidi, hidroksohalidi, tiohalidi i kompleksni halogenidi. Oksidacijski broj halogena u halogenidima obično je -1.

Na temelju prirode veze element-halogen, jednostavni halogenidi se dijele na ionske i kovalentne. U stvarnosti, veze su mješovite prirode s prevladavanjem doprinosa jedne ili druge komponente. Halogenidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala, kao i mnogi mono- i dihalidi drugih metala, tipične su soli u kojima prevladava ionska priroda veze. Većina ih je relativno vatrostalna, nisko hlapljiva i visoko topljiva u vodi; u vodenim otopinama gotovo potpuno disociraju na ione. Trihalidi elemenata rijetkih zemalja također imaju svojstva soli. Topivost ionskih halogenida u vodi općenito se smanjuje od jodida do fluorida. Kloridi, bromidi i jodidi Ag + , Cu + , Hg + i Pb 2+ slabo su topljivi u vodi.

Povećanje broja atoma halogena u metalnim halidima ili omjer naboja metala i polumjera njegovog iona dovodi do povećanja kovalentne komponente veze, smanjenja topljivosti u vodi i toplinske stabilnosti halogenida. , povećanje hlapljivosti, povećanje oksidacije, sposobnost i sklonost hidrolizi. Te se ovisnosti promatraju za metalne halogenide istog perioda i u nizu halogenida istog metala. Oni se mogu lako uočiti na primjeru toplinskih svojstava. Na primjer, za metalne halogenide 4. razdoblja, točke taljenja i vrelišta su redom 771 i 1430 °C za KC1, 772 i 1960 °C za CaCl2, 967 i 975 °C za ScCl3, -24,1 i 136 °C za TiCl4 . Za UF 3 talište je ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. U nizu EXn spojeva, s konstantnim n, kovalentnost veze obično se povećava pri prijelazu od fluorida prema kloridima, a smanjuje pri prelasku od potonjih do bromida i jodida. Dakle, za AlF 3 temperatura sublimacije je 1280°C, AlC1 3 180°C, vrelište AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. U seriji ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura sublimacije je 906, 334, 355 i 418°C, redom. U nizu MFn i MC1n gdje je M metal jedne podskupine, kovalentnost veze opada s povećanjem atomske mase metala. Malo je metalnih fluorida i klorida s približno jednakim doprinosima ionske i kovalentne komponente veze.

Prosječna energija veze element-halogen smanjuje se pri prelasku s fluorida na jodide i s povećanjem n (vidi tablicu).

Mnogi metalni halogenidi koji sadrže izolirane ili premošćujuće O atome (okso- i oksihalidi, respektivno), na primjer, vanadij oksotrifluorid VOF 3, niobijev dioksifluorid NbO 2 F, volframov diokso-jodid WO 2 I 2.

Složeni halidi (halometalati) sadrže kompleksne anione u kojima su atomi halogena ligandi, npr. kalijev heksakloroplatinat(IV) K2, natrijev heptafluorotantalat(V), Na, litijev heksafluoroarsenat(V). Fluoro-, oksofluoro- i klorometalati imaju najveću toplinsku stabilnost. Po prirodi veza, ionski spojevi s kationima NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + itd. Slični su složenim halogenidima.

Mnoge halogenide karakterizira asocijacija i polimerizacija u tekućim i plinovitim fazama uz stvaranje premosnih veza. Tome su najskloniji metalni halogenidi skupine I i II, AlCl 3, pentafluoridi Sb i prijelaznih metala, oksofluoridi sastava MOF 4. Poznati su halogenidi s vezom metal-metal, npr. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridi se po svojstvima značajno razlikuju od ostalih halogenida. Međutim, kod jednostavnih halogenida te su razlike manje izražene nego kod samih halogena, a kod složenih halogenida su manje izražene nego kod jednostavnih halogenida.

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

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF6 + H2 = UF4 + 2HF

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

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Mnogi kovalentni i ionski metalni halogenidi međusobno reagiraju i tvore kompleksne halogenide, na primjer:

KS1 + TaCl5 = K

Lakši halogeni mogu istisnuti teže halogenide. Kisik može oksidirati halogenide, oslobađajući C1 2, Br 2 i I 2. Jedna od karakterističnih reakcija kovalentnih halogenida je interakcija s vodom (hidroliza) ili njezinom parom pri zagrijavanju (pirohidroliza), što dovodi do stvaranja oksida, oksi- ili oksohalida, hidroksida i halogenovodika.

Halogenidi se dobivaju izravno iz elemenata, reakcijom halogenovodika ili halogenovodičnih kiselina s elementima, oksidima, hidroksidima ili solima, kao i reakcijama izmjene.

Halogenidi se široko koriste u tehnologiji kao početni materijali za proizvodnju halogena, alkalijskih i zemnoalkalijskih metala, kao komponente stakla i drugih anorganskih materijala; poluproizvodi su u proizvodnji rijetkih i nekih obojenih metala, U, Si, Ge i dr.

U prirodi halogenidi tvore zasebne klase minerala, koje uključuju fluoride (na primjer, minerale fluorit, kriolit) i kloride (silvit, karnalit). Brom i jod prisutni su u nekim mineralima kao izomorfne nečistoće. Značajne količine halogenida sadržane su u morskoj i oceanskoj vodi, soli i podzemnim slanicama. Neki halogenidi, na primjer NaCl, KC1, CaCl 2, dio su živih organizama.

3. karbonati(od lat. carbo, rod carbonis ugljen), soli ugljične kiseline. Postoje srednji karbonati s CO 3 2- anionom i kiseli, odnosno hidrokarbonati (stari bikarbonati), s HCO 3 - anionom. Karbonati su kristalne tvari. Većina srednjih soli metala u oksidacijskom stanju +2 kristalizira u šesterokute. kalcit rešetkastog tipa ili aragonit rombičnog tipa.

Od srednjih karbonata u vodi su topljive samo soli alkalnih metala, amonija i Tl(I). Kao rezultat značajne hidrolize, njihove otopine imaju alkalnu reakciju. Metalni karbonati se najteže otapaju u oksidacijskom stanju + 2. Naprotiv, svi hidrogenkarbonati su visoko topljivi u vodi. Tijekom reakcija izmjene u vodenim otopinama između metalnih soli i Na 2 CO 3 nastaju talozi srednjih karbonata u slučajevima kada je njihova topljivost znatno manja od topljivosti odgovarajućih hidroksida. To je slučaj za Ca, Sr i njihove analoge, lantanide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) i Cd(II). Preostali kationi, u interakciji s otopljenim karbonatima kao rezultat hidrolize, mogu dati ne srednje, već bazične krabonate ili čak hidrokside. Srednji krabonati koji sadrže višestruko nabijene katione ponekad se mogu istaložiti iz vodenih otopina u prisutnosti velikog suviška CO 2 .

Kemijska svojstva karbonata rezultat su njihove pripadnosti klasi anorganskih soli slabih kiselina. Karakteristike karbonati su povezani s njihovom slabom topljivošću, kao i toplinskom nestabilnošću kako samih krabonata tako i H 2 CO 3. Ta se svojstva koriste u analizi krabonata, na temelju njihove razgradnje s jakim kiselinama i kvantitativne apsorpcije rezultirajućeg CO 2 otopinom lužine ili na taloženju CO 3 2- iona iz otopine u obliku BaCO 3. Kada suvišak CO 2 djeluje na srednji karbonatni talog, u otopini nastaje hidrogenkarbonat, npr.: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prisutnost hidrokarbonata u prirodna voda određuje njegovu privremenu krutost. Hidrokarbonati kada se malo zagriju već na niske temperature ponovno prelaze u srednje karbonate, koji se zagrijavanjem razgrađuju na oksid i CO2. Što je metal aktivniji, to je viša temperatura razgradnje njegovog karbonata. Tako se Na 2 CO 3 tali bez raspadanja na 857 °C, a za karbonate Ca, Mg i A1 ravnotežni tlakovi razgradnje dosežu 0,1 MPa na temperaturama od 820, 350 odnosno 100 °C.

Karbonati su vrlo rasprostranjeni u prirodi, što je posljedica sudjelovanja 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- iona u hidrosferi i čvrstih soli u litosferi. Najvažniji minerali su kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 i neki drugi.Vapnenac 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 kalijev karbonat, kalcijev karbonat i natrijev karbonat. Mnogi prirodni karbonati vrlo su vrijedne metalne rude (npr. karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonati imaju važnu fiziološku ulogu, kao puferske tvari koje reguliraju postojanost pH krvi.

4. Nitrati, soli dušične kiseline HNO 3. Poznat po gotovo svim metalima; postoje i u obliku bezvodnih soli M(NO 3)n (n je oksidacijsko 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 temperature, samo nitrati alkalnih metala kristaliziraju kao bezvodni, ostatak - u obliku kristalnih hidrata. Fizikalno-kemijska svojstva bezvodnog i hidratiziranog nitrata istog metala mogu se znatno razlikovati.

Obojeni su bezvodni kristalni spojevi nitrata d-elementa. Konvencionalno se nitrati mogu podijeliti na spojeve s pretežno kovalentnim tipom veze (soli Be, Cr, Zn, Fe i drugih prijelaznih metala) i s pretežno ionskim tipom veze (soli alkalnih i zemnoalkalijskih metala). Ionske nitrate karakterizira veća toplinska stabilnost, prevladavanje kristalnih struktura veće simetrije (kubične) i odsutnost cijepanja vrpci nitratnih iona u IR spektru. Kovalentni nitrati imaju veću topljivost u organskim otapalima, nižu toplinsku stabilnost, a IR spektri su im složeniji; Neki kovalentni nitrati su hlapljivi na sobnoj temperaturi, a otopljeni u vodi djelomično se raspadaju, oslobađajući dušikove okside.

Svi bezvodni nitrati pokazuju jaka oksidacijska svojstva zbog prisutnosti NO 3 - iona, dok se njihova oksidacijska sposobnost povećava kada se prelazi s ionskih na kovalentne nitrate. Potonji se raspadaju u rasponu od 100-300 ° C, ionski - na 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 i neki drugi se tope pri zagrijavanju). Produkti razgradnje u čvrstoj i tekućoj fazi. su redom nitriti, oksinitrati i oksidi, ponekad slobodni metali (kada je oksid nestabilan, npr. Ag 2 O), a u plinovitoj fazi - NO, NO 2, O 2 i N 2. Sastav produkata razgradnje ovisi o prirodi metala i njegovom stupnju oksidacije, brzini zagrijavanja, temperaturi, sastavu plinovitog medija i drugim uvjetima. NH 4 NO 3 detonira, a pri brzom zagrijavanju može se raspasti uz eksploziju, pri čemu nastaju N 2, O 2 i H 2 O; pri polaganom zagrijavanju raspada se na N 2 O i H 2 O.

Slobodni NO 3 - ion u plinovitoj fazi ima geometrijsku strukturu jednakostraničnog trokuta s atomom N u središtu, kutovima ONO ~ 120° i duljinama N-O obveznice 0,121 nm. U kristalnim i plinovitim nitratima NO 3 - ion uglavnom zadržava svoj oblik i veličinu, što određuje prostor i strukturu nitrata. NO 3 - ion može djelovati kao mono-, bi-, tridentatni ili premosni ligand, stoga nitrate karakterizira širok izbor tipova kristalnih struktura.

Prijelazni metali u visoki stupnjevi oksidacija zbog steric Bezvodni nitrati ne mogu stvarati nikakve poteškoće, a karakteriziraju ih oksonitrati, npr. UO 2 (NO 3) 2, NbO(NO 3) 3. Nitrati tvore veliki broj dvostrukih i kompleksnih soli s NO 3 - ionom u unutarnjoj sferi. U vodenom mediju, kao rezultat hidrolize, kationi prijelaznih metala stvaraju hidroksonitrate (bazične nitrate) promjenjivog sastava, koji se mogu izolirati i u krutom stanju.

Hidrirani nitrati razlikuju se od bezvodnih nitrata po tome što je u svojim kristalnim strukturama metalni ion u većini slučajeva povezan s molekulama vode, a ne s ionom NO 3 . Stoga su bolje topljivi u vodi od bezvodnih nitrata, ali slabije topljivi u organskim otapalima, slabiji su oksidansi i inkongruentno se tope u kristalizacijskoj vodi u rasponu od 25-100°C. Zagrijavanjem hidratiziranih nitrata u pravilu ne nastaju bezvodni nitrati, već dolazi do termolize uz stvaranje hidroksonitrata, a zatim oksonitrata i metalnih oksida.

Po mnogim svojim kemijskim svojstvima nitrati su slični drugim anorganskim solima. Karakteristične značajke nitrata su njihova vrlo visoka topljivost u vodi, niska toplinska stabilnost i sposobnost oksidacije organskih i anorganskih spojeva. Kada se nitrati reduciraju, nastaje smjesa produkata koji sadrže dušik NO 2, NO, N 2 O, N 2 ili NH 3 s prevlašću jednog od njih, ovisno o vrsti redukcijskog sredstva, temperaturi, reakciji okoline. i drugi faktori.

Industrijske metode za proizvodnju nitrata temelje se na apsorpciji NH 3 otopinama HNO 3 (za NH 4 NO 3) ili na apsorpciji dušikovih plinova (NO + NO 2) otopinama lužina ili karbonata (za nitrate alkalijskih metala, Ca, Mg, Ba), kao i razne reakcije izmjene metalnih soli s HNO 3 ili nitratima alkalnih metala. U laboratoriju se za dobivanje bezvodnih nitrata koriste reakcije prijelaznih metala ili njihovih spojeva s tekućim N 2 O 4 i njegovim smjesama s organskim otapalima ili reakcije s N 2 O 5.

Nitrati Na, K (natrijev i kalijev nitrat) nalaze se u obliku prirodnih naslaga.

Nitrati se koriste u mnogim industrijama. Amonijev nitrit (amonijev nitrat) glavno je gnojivo koje sadrži dušik; Nitrati alkalnih metala i Ca također se koriste kao gnojiva. Nitrati su komponente raketnih goriva, pirotehničkih sastava, otopina za jetkanje za bojanje tkanina; koriste se za kaljenje metala, konzerviranje hrane, kao lijekovi te za proizvodnju metalnih oksida.

Nitrati su otrovni. Izazivaju plućni edem, kašalj, povraćanje, akutno kardiovaskularno zatajenje itd. Smrtonosna doza nitrata za čovjeka je 8-15 g, dopušteni dnevni unos je 5 mg/kg. Za sumu nitrata Na, K, Ca, NH3 MDK: u vodi 45 mg/l", u tlu 130 mg/kg (klasa opasnosti 3); u povrću i voću (mg/kg) - krumpir 250, kasni bijeli kupus 500, kasna mrkva 250, cikla 1400, luk 80, tikvice 400, dinje 90, lubenice, grožđe, jabuke, kruške 60. Nepoštivanje agrotehničkih preporuka, prekomjerna primjena gnojiva naglo povećava sadržaj nitrata u poljoprivrednim proizvodima, površinsko otjecanje iz polja ( 40-5500 mg/l), podzemne vode.

5. Nitriti, soli dušične kiseline HNO 2. Prvenstveno se koriste nitriti alkalnih metala i amonijaka, a manje - zemnoalkalijskih i Zd metala, Pb i Ag. O nitritima drugih metala postoje samo fragmentarni podaci.

Metalni nitriti u oksidacijskom stanju +2 tvore kristalohidrate s jednom, dvije ili četiri molekule vode. Nitriti tvore dvostruke i trostruke soli, na pr. CsNO 2 AgNO 2 ili Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, kao i kompleksni spojevi, na primjer Na 3.

Kristalne strukture poznate su samo za nekoliko bezvodnih nitrita. Anion NO 2 ima nelinearnu konfiguraciju; ONO kut 115°, duljina H-O veze 0,115 nm; tip veze M-NO 2 je ionsko-kovalentan.

Nitriti K, Na, Ba su dobro topljivi u vodi, nitriti Ag, Hg, Cu su slabo topljivi. S porastom temperature povećava se topljivost nitrita. Gotovo svi nitriti su slabo topljivi u alkoholima, eterima i niskopolarnim otapalima.

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

Karakteristične značajke nitrita povezane su s njihovom toplinskom nestabilnošću i sposobnošću nitritnog iona da bude i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo, ovisno o okolišu i prirodi reagensa. U neutralnom okruženju nitriti se obično reduciraju u NO; u kiselom okolišu oksidiraju u nitrate. Kisik i CO 2 ne stupaju u interakciju s krutim nitritima i njihovim vodenim otopinama. Nitriti pridonose razgradnji tvari koje sadrže dušik organska tvar, posebno amini, amidi itd. S organskim halidima RXH. reagiraju stvarajući nitrite RONO i nitro spojeve RNO 2 .

Industrijska proizvodnja nitrita temelji se na apsorpciji dušikovog plina (smjesa NO + NO 2) otopinama Na 2 CO 3 ili NaOH uz sekvencijalnu kristalizaciju NaNO 2; Nitriti ostalih metala dobivaju se u industriji i laboratorijima reakcijom izmjene metalnih soli s NaNO 2 ili redukcijom nitrata tih metala.

Nitriti se koriste za sintezu azo-bojila, u proizvodnji kaprolaktama, kao oksidansi i reduktivi u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji, kao konzervansi za hranu. Nitriti, kao što su NaNO 2 i KNO 2, otrovni su i uzrokuju glavobolja, povraćanje, depresija disanja, itd. Kod trovanja NaNO 2 dolazi do stvaranja methemoglobina u krvi i oštećenja membrana crvenih krvnih stanica. Moguće je formiranje nitrozamina iz NaNO 2 i amina izravno u gastrointestinalnom traktu.

6. Sulfati, soli sumporne kiseline. Poznati su srednji sulfati s anionom SO 4 2- ili hidrosulfati s anionom HSO 4 - bazičnim, koji uz anion SO 4 2- sadrže i OH skupine, na primjer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Postoje i dvostruki sulfati koji sadrže dva različita kationa. Tu spadaju dvije velike skupine 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 dvostruko nabijeni kationi. Poznati trostruki sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polihalitni mineral), dvostruki bazični sulfati, na primjer, minerali alunitne i jarozitne skupine 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 jednonabijeni kation Sulfati mogu biti dio miješanih soli, npr. 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineral berkeit), MgSO 4 KCl 3H2O (kainit).

Sulfati su kristalne tvari, srednje i kisele u većini slučajeva, visoko topljive u vodi. Sulfati kalcija, stroncija, olova i neki drugi slabo su topljivi; BaSO 4 i RaSO 4 praktički su netopljivi. Bazični sulfati obično su slabo topljivi ili praktički netopljivi ili se hidroliziraju vodom. Iz vodenih otopina sulfati mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata. Kristalni hidrati nekih teških metala nazivaju se vitrioli; bakrov sulfat CuSO 4 5H 2 O, željezni sulfat FeSO 4 7H 2 O.

Srednje alkalijski sulfati su termički stabilni, dok se kiseli sulfati zagrijavanjem raspadaju, prelazeći 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 uz stvaranje metalnih oksida i oslobađanje 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 mogu se dobiti interakcijom H 2 SO 4 s metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, kao i razgradnjom hlapljivih kiselih soli sa sumpornom kiselinom.

Anorganski sulfati imaju široku primjenu. Na primjer, amonijev sulfat je dušično gnojivo, natrijev 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 sumporaste kiseline H2SO3. Postoje srednji sulfiti s anionom SO 3 2- i kiseli (hidrosulfiti) s anionom HSO 3 -. Srednji sulfiti su kristalne tvari. Sulfiti amonija i alkalijskih metala vrlo su topljivi u vodi; topljivost (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 otopinama. Sulfiti zemnoalkalijskih i nekih drugih metala praktički su netopljivi u vodi; topljivost 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 zraku u zatvorenim posudama, nesrazmjerno se dijele na sulfide i sulfate; kada se zagrijavaju u struji N 2, gube SO 2, a kada se zagrijavaju na zraku, lako se oksidiraju u sulfate. Sa SO 2 in vodeni okoliš srednji sulfiti tvore hidrosulfite. Sulfiti su relativno jaki redukcijski agensi, oksidiraju u otopinama s klorom, bromom, H 2 O 2 itd. do sulfata. Razlažu se jakim kiselinama (na primjer, HCl) uz oslobađanje SO 2.

Kristalni hidrosulfiti su poznati za K, Rb, Cs, NH 4 +, nestabilni su. Preostali hidrosulfiti postoje samo u vodenim otopinama. Gustoća NH4HSO3 2,03 g/cm3; topljivost 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 zagrijavaju ili kada se otopina pulpe zasiti sa 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; gustoća (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; iznad ~ 160 °C razgrađuju se uz oslobađanje SO 2; otapa se u vodi (uz razgradnju na HSO 3 -), topljivost (g u 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvore hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O i ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; redukciona sredstva.

Srednji sulfiti alkalnih metala pripremaju se reakcijom vodene otopine M 2 CO 3 (ili MOH) sa SO 2 i MSO 3 propuštanjem SO 2 kroz vodenu suspenziju MCO 3; Oni uglavnom koriste SO 2 iz ispušnih plinova kontaktne proizvodnje sumporne kiseline. Sulfiti se koriste u izbjeljivanju, bojanju i tiskanju tkanina, vlakana, kože za konzerviranje žitarica, zelene hrane, hrane industrijskog otpada (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 su dezinficijensi u vinarstvu i industriji šećera. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - komponente sulfitne tekućine tijekom proizvodnje kaše; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 apsorber; NaHSO 3 je apsorber H 2 S iz industrijskih otpadnih plinova, redukcijsko 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 sustava tekućina - krute čestice (suspenzije) i plin - krute čestice pomoću poroznih filterskih pregrada (FP), koje propuštaju tekućinu ili plin, ali zadržavaju krute čestice. Pokretačka snaga procesa je razlika tlakova s ​​obje strane faznog prijelaza.

Pri odvajanju suspenzija krute čestice obično stvaraju sloj vlažnog taloga na FP, koji se po potrebi ispere vodom ili drugom tekućinom, a također dehidrira propuhivanjem zraka ili drugog plina kroz njega. Filtracija se provodi pri konstantnoj razlici tlaka ili pri konstantnoj brzini procesa w (količina filtrata po m 3 koja prolazi kroz 1 m 2 površine FP u jedinici vremena). Pri konstantnoj razlici tlaka, suspenzija se dovodi u filtar pod vakuumom ili viškom tlaka, kao i pomoću klipne pumpe; Pri korištenju centrifugalne pumpe povećava se razlika tlaka i smanjuje brzina procesa.

Ovisno o koncentraciji suspenzija, razlikuje se nekoliko vrsta filtracije. Pri koncentraciji većoj od 1% dolazi do filtracije uz stvaranje taloga, a kod koncentracije manje od 0,1% do začepljenja pora FP (bistrenje tekućina). Ako se na FP-u ne stvori dovoljno gusti sloj taloga i u filtrat uđu krute čestice, filtrirati pomoću fino dispergiranih pomoćnih materijala (dijatomejska zemlja, perlit) koji se prethodno nanesu na FP ili dodaju u suspenziju. Pri početnoj koncentraciji manjoj od 10% moguće je djelomično odvajanje i zgušnjavanje suspenzija.

Postoje kontinuirani i periodični filtri. Za potonje, glavne faze rada su filtriranje, pranje sedimenta, njegovo odvodnjavanje i istovar. U ovom slučaju primjenjiva je optimizacija prema kriterijima najveće produktivnosti i najmanjih troškova. Ako se ne provodi pranje i odvodnjavanje, a hidraulički otpor pregrade može se 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 te nefleksibilni - keramika, kermet i pjena. Smjerovi gibanja filtrata i djelovanja sile teže mogu biti suprotni, podudarati se ili međusobno okomiti.

Dizajni filtera su različiti. Jedan od najčešćih je vakuum filter s rotirajućim bubnjem (vidi sliku) kontinuiranog djelovanja, kod kojeg su smjerovi kretanja filtrata i djelovanja sile teže suprotni. Dio razdjelnog uređaja povezuje zonu I i II s izvorom vakuuma i zonu III i IV s izvorom komprimiranog zraka. Filtrat i tekućina za pranje iz zona I i II ulaze u posebne prijemnike. Rasprostranjena je i automatizirana periodična filterska preša s horizontalnim komorama, filterskom tkaninom u obliku beskonačne trake i elastičnim membranama za odvodnjavanje mulja prešanjem. 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 taljenje.

Kristalizacija mase. Metoda se sastoji u istovremenom dobivanju velikog broja kristala u cijelom volumenu aparata. Industrija je implementirala nekoliko opcija za masovnu kristalizaciju, koja se provodi u aparatima koji povremeno ili kontinuirano rade: kapacitivni, opremljeni vanjskim rashladnim jaknama ili unutarnjim zavojnicama i često uređajima za miješanje; cjevasti, strugač, disk, puž, itd. Zbog nedostatka proračunskih metoda, parametar a e tijekom kristalizacije mase nalazi se eksperimentalno.

Kristalizacija s prijenosom topline kroz stijenku. Kod talina proces se provodi njihovim hlađenjem. Tijekom kristalizacije otopina, izbor načina procesa određen je uglavnom prirodom ovisnosti topljivosti tvari o temperaturi. Ako se topljivost tvari malo mijenja s temperaturom (npr. NaCl u vodi), kristalizacija se provodi djelomičnim ili gotovo potpunim isparavanjem zasićene otopine pri konstantnoj temperaturi (izotermna kristalizacija). Tvari čija topljivost jako ovisi o temperaturi (npr. KNO 3 u vodi) kristaliziraju hlađenjem vrućih otopina, dok se početna količina otapala sadržana u matičnoj tekućini ne mijenja u sustavu (izohidrična kristalizacija). Dobiveni kristali, ovisno o svojstvima, obliku i uvjetima procesa, hvataju različite količine matične tekućine. Njegov sadržaj u čvrstoj fazi u obliku inkluzija u porama, pukotinama i šupljinama značajno ovisi o načinu odvajanja kristala i matične tekućine. Dakle, pri odvajanju kristala na bubanj vakuum filteru, koncentracija matične otopine u njima je 10-30%, na filter centrifugi - 3-10%.

Glavne prednosti procesa: visoka produktivnost, nedostatak kontakta između smjese koja se odvaja i rashladnog sredstva, jednostavnost instrumentacije; nedostaci: relativno nizak koeficijent prijenosa topline, inkrustrirane rashladne površine, veliko hvatanje matične tekućine kristalima, potreba za ugradnjom dodatne opreme za odvajanje čvrste i tekuće faze, nedovoljno visok prinos kristalnog produkta. Primjeri primjene: dobivanje K i Na klorida iz silvinita, odvajanje izomera ksilena.

3. Uparavanje se provodi kako bi se koncentrirala otopina, izolirala otopljena tvar ili dobilo čisto otapalo. Uglavnom se vodene otopine podvrgavaju isparavanju. Rashladno sredstvo najčešće je vodena para (tlak 1,0-1,2 MPa), što se naziva grijanje, ili primarno; Para koja nastaje kada otopina vrije naziva se sekundarna. Pokretačka snaga isparavanja, razlika temperature između pare koja grije i otopine koja kipuće, naziva se korisnom. Ona je uvijek manja od temperaturne razlike između primarne i sekundarne pare. To je zbog činjenice da otopina vrije na višoj temperaturi od čistog otapala (fizikalno-kemijska, odnosno koncentracijska, depresija). Osim toga, vrelište otopine se povećava zbog više visokotlačni u otopini nego u parnom prostoru. Razlozi povećanja tlaka: hidrostatski tlak otopine; hidraulički otpor pri pomicanju kipuće smjese (para-tekućina); povećanje brzine kretanja ove smjese zbog činjenice da zauzima znatno veći volumen od izvorne otopine (hidrostatska, hidraulička i inercijalna depresija, respektivno).

Za isparavanje se koriste uređaji koji rade pod tlakom ili vakuumom. Njihovi glavni elementi: komora za grijanje; separator za odvajanje smjese para-tekućina u skupljanje koncentrirane otopine; cirkulacijska cijev kroz koju se otopina vraća iz separatora u komoru (uz ponovljeno isparavanje). Dizajn aparata određen je uglavnom sastavom, fizikalno-kemijskim svojstvima, potrebnim stupnjem koncentracije otopina, njihovom sklonošću stvaranju kamenca i pjene (kamen naglo smanjuje koeficijent prijenosa topline, ometa cirkulaciju otopine i može uzrokovati koroziju u zavareni spojevi, a visoke cijene povećavaju prijenos rješenja sekundarnim trajektom).

Najčešći su vertikalni uređaji s cjevastim ogrjevnim komorama, čija ogrjevna površina doseže 1250 m 2. U takvim uređajima otopina je u cijevi, a ogrjevna para u međucijevnom prostoru komore. Kruženje otopine u njima može biti prirodno ili prisilno, stvoreno posebnom pumpom.

Isparavanje nisko viskoznih (l do 6-8 mPa -s) nezasićenih otopina visoko topljivih soli koje se ne talože tijekom koncentracije (na primjer, NaNO 2, NaNO 3, NH 4 NO 3, KC1) i ne stvaraju kamenac. obično se provodi u aparatima za isparavanje s prirodnom cirkulacijom, u čijim se grijaćim cijevima otopina ne samo zagrijava, već i ključa. Za isparavanje otopina slabo topljivih tvari koje se talože tijekom koncentracije [na primjer, CaCO 3, CaSO 4, Mg(OH) 2, Na aluminosilikat], kao i tijekom desalinizacije. morska voda Aparati se koriste s dodatnom uzlaznom cirkulacijskom cijevi postavljenom iznad komore za grijanje, što osigurava veliku brzinu prirodne cirkulacije. Za isparavanje proizvoda koji se jako pjene i osjetljivi na toplinu, primjerice u proizvodnji kvasca, enzima, antibiotika, voćnih sokova, instant kave, koriste se vertikalni filmski isparivači u kojima koncentracija nastaje kao rezultat jednog pomaka tankog sloja ( film) otopine zajedno sa sekundarnom parom po cijevima duljine 6-8 m (ogrjevna površina do 2200 m2). Prednosti ovih uređaja: odsutnost hidrostatskog učinka, nizak hidraulički otpor, visok koeficijent prijenosa topline, visoka produktivnost s relativno malim volumenima

4. Centrifugiranje, odvajanje suspenzija, emulzija i trokomponentnih sustava (emulzija koje sadrže čvrstu fazu) pod utjecajem centrifugalnih sila. Koristi se za izdvajanje frakcija iz suspenzija i emulzija, kao i za određivanje molekulskih masa polimera i disperzijsku analizu.

Centrifugiranje se provodi posebnim strojevima - centrifugama, čiji je glavni dio rotor (bubanj) koji se okreće velikom brzinom oko svoje osi, stvarajući polje centrifugalnih sila do 20.000 g u industrijskim centrifugama i do 350.000 g u industrijskim centrifugama. laboratorijske (g - ubrzanje slobodnog pada). Centrifugiranje se može provoditi prema načelima sedimentacije, odnosno filtracije, u centrifugama s čvrstim ili perforiranim rotorom prekrivenim filtarskim materijalom. Postoje dvije vrste centrifuga: 1) s periodičnim djelovanjem, u kojoj se suspenzija unosi u središte, dio šupljeg rotora tijekom njegove rotacije; krute čestice talože se na unutarnjoj površini rotora i ispuštaju iz njega kroz poseban mlaznice ili kroz proreze koji se povremeno otvaraju, pročišćena tekućina (centrat) uklanja se s vrha njegovog dijela; 2) kontinuirano djelovanje, u kojem se suspenzija dovodi duž osi šupljeg rotora, a nastali sediment se istovaruje pomoću vijka koji se okreće unutar rotora malo drugačijom brzinom od rotora (slika 1).

Centrifugiranje na principu filtracije najčešće se koristi za odvajanje suspenzija i muljeva s relativno niskim udjelom tekuće faze i provodi se u strojevima s cikličkim radom. Suspenzija se dovodi u kontinuirano rotirajući rotor u dijelovima; Nakon što je dio rotora ispunjen talogom, prekida se dovod suspenzije, istiskuje se tekuća faza, a talog se nožem odreže i odstrani. Također se koriste centrifuge s pulsirajućim istovarom sedimenta pomoću potiskivača (vibrirajući klip, s pulsirajućim klipom), kao i s hidrauličkim istovarom, kada se kondenzirana čvrsta faza uklanja iz rotora opremljenog paketom konusnih ploča kroz mlaznice.

Bibliografija

CH. urednik I.L. Knunyants. Velik enciklopedijski rječnik Kemija. Moskva 1998

CH. urednik I.L. Knunyants. Kemijska enciklopedija. Moskva1998

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

R. A. Lidin. Priručnik općeg i anorganska kemija. Moskva 1997

R. A. Lidin, V. A. Moločko, L. L. Andreeva. Kemijska svojstva anorganskih tvari. Moskva 1997

A. V. Suvorov, A. A. Kartsafa i dr. Fascinantan svijet kemijskih transformacija. Sankt Peterburg 1998

E. V. Barkovskog. Uvod u kemiju biogenih elemenata i kemijsku analizu. Minsk 1997