Razgradnja kiselih soli. Temelji

Kemijska svojstva soli

Soli treba smatrati produktom interakcije kiseline i baze. Kao rezultat, mogu formirati:

1. normalno (srednje) - nastaju kada je količina kiseline i baze dovoljna za potpunu interakciju. Nazivi normalnih soli i sastoje se od dva dijela. Prvo se zove anion (kiselinski ostatak), a zatim kation.
2. kiselo - nastaju s viškom kiseline i nedovoljnom količinom lužine, jer u ovom slučaju nema dovoljno metalnih kationa koji bi zamijenili sve vodikove katione prisutne u molekuli kiseline. Kao dio kiselih ostataka ove vrste soli, uvijek ćete vidjeti vodik. Kisele soli nastaju samo od polibazičnih kiselina i pokazuju svojstva i soli i kiselina. U nazivima kiselih soli stavlja se prefiks hidro- na anion.
3. bazične soli - nastaju s viškom baze i nedovoljnom količinom kiseline, jer u ovom slučaju anioni kiselinskih ostataka nisu dovoljni da u potpunosti zamjene hidrokso skupine prisutne u bazi. bazične soli u sastavu kationa sadrže hidrokso skupine. Bazične soli su moguće za polikiseline baze, ali ne i za monokiseline. Neke bazične soli mogu se same razgraditi, a pritom ispuštaju vodu, tvoreći oksosoli, koje imaju svojstva bazičnih soli. Naziv osnovnih soli je konstruiran na sljedeći način: prefiks se dodaje anionu hidrokso-.

Tipične reakcije normalnih soli

• Dobro reagiraju s metalima. Istodobno, aktivniji metali istiskuju manje aktivne iz otopina svojih soli.
• S kiselinama, lužinama i drugim solima, reakcije idu do kraja, pod uvjetom da nastane talog, plin ili slabo disocirani spojevi.
• U reakcijama soli s lužinama nastaju tvari kao što su nikal (II) hidroksid Ni (OH) 2 – talog; amonijak NH 3 - plin; voda H2O je slab elektrolit, spoj niske disocijacije:
• Soli međusobno reagiraju ako nastane talog ili ako nastane stabilniji spoj.
• Mnoge normalne soli se razgrađuju kada se zagrijavaju i tvore dva oksida, kiseli i bazični.
• Nitrati se razgrađuju na drugačiji način od ostalih normalnih soli. Kada se zagrijavaju, nitrati alkalijskih i zemnoalkalijskih metala oslobađaju kisik i pretvaraju se u nitrite:
• Nitrati gotovo svih ostalih metala razgrađuju se do oksida:
• Nitrati nekih teških metala (srebro, živa itd.) se zagrijavanjem razlažu do metala:

Tipične reakcije kiselih soli

• Oni ulaze u sve one reakcije u koje ulaze kiseline. Oni reagiraju s lužinama, ako kisela sol i lužina sadrže isti metal, tada nastaje normalna sol.
• Ako lužina sadrži drugi metal, tada nastaju dvostruke soli.

Tipične reakcije bazičnih soli

• Ove soli prolaze kroz iste reakcije kao i baze. Oni reagiraju s kiselinama, ako bazična sol i kiselina sadrže isti kiselinski ostatak, tada nastaje normalna sol.
• Ako kiselina sadrži drugi kiselinski ostatak, tada nastaju dvostruke soli.

Kompleksne soli- spoj, u čvorovima kristalne rešetke koji sadrži kompleksne ione.

1. Soli su elektroliti.

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

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

NaCl → NaCl - .

Tijekom elektrolitičke disocijacije aluminijevog 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 komunicirati s metalima.

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

na primjer, ako se komad željeza stavi u otopinu bakrenog sulfata, prekriven je crveno-smeđim talogom bakra. Otopina postupno mijenja boju od plave do blijedozelene kako nastaje sol željeza (\ (II \)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

Video isječak:

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 reagira 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, koja se odmah razlaže na ugljični dioksid i vodu:

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

Video isječak:

4. Soli topive u vodi mogu komunicirati s lužinama.

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

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

Video isječak:

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

5. Soli topive u vodi mogu stupiti u reakciju izmjene s drugim solima topivim u vodi ako kao rezultat nastane barem jedna praktički netopljiva tvar.

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

Video isječak:

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

6. Neke soli se razgrađuju kada se zagrijavaju.

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

• reakcije u kojima elementi ne mijenjaju svoje oksidacijsko stanje
• redoks reakcije.

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

Kao primjeri takvih kemijske reakcije Razmotrimo kako teče razgradnja karbonata.

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

Video isječak:

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

Video isječak:

Kristalni hidrati soli gube vodu zagrijavanjem. Na primjer, bakrov sulfat pentahidrat (\ (II \)) (bakar sulfat), postupno gubeći vodu, pretvara se u bezvodni bakrov sulfat (\ (II \)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° CuSO 4 5 H 2 O.

U normalnim uvjetima, nastali bezvodni bakrov sulfat može se pretvoriti u kristalni hidrat:
CuSO 4 5 H 2 O → CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O

Video isječak:

Uništavanje i stvaranje bakrenog sulfata

Svakodnevno se susrećemo sa solima i uopće ne razmišljamo o ulozi koju imaju u našim životima. Ali bez njih voda ne bi bila tako ukusna, hrana ne bi donosila zadovoljstvo, 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?

Što su soli

U svom sastavu ovo je najbrojnija klasa, koju karakterizira raznolikost. Još u 19. stoljeću kemičar J. Verzelius definirao je sol kao produkt reakcije između kiseline i baze, u kojoj je atom vodika zamijenjen metalnim. U vodi se soli obično disociraju na metal ili amonij (kation) i kiselinski ostatak (anion).

Sol možete dobiti na sljedeće načine:

• interakcijom metala i nemetala, u ovom slučaju će biti 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 (oni se također nazivaju nemetalnim oksidom i metalnim oksidom, respektivno);
• reakcija metalnog oksida i kiseline proizvodi sol i vodu;
• reakcija između baze i nemetalnog oksida također proizvodi sol i vodu;
• reakcijom ionske izmjene mogu reagirati različite tvari topive u vodi (baze, kiseline, soli), ali će se reakcija odvijati ako nastane plin, voda ili slabo topljive (netopljive) soli u vodi.

Svojstva soli ovise samo o kemijskom sastavu. Ali prvo, pogledajmo njihove razrede.

Klasifikacija

Ovisno o sastavu, razlikuju se sljedeće klase soli:

• po sadržaju kisika (koji sadrži kisik i anoksičan);
• interakcijom s vodom (topljivi, slabo topljivi i netopivi).

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

sol
Normalan	Kiselo	Glavni	Dvostruko	mješoviti	Kompleks
Vodik je potpuno zamijenjen	Atomi vodika nisu u potpunosti zamijenjeni metalom	Bazne skupine nisu potpuno zamijenjene kiselinskim ostatkom	Sastoji se od dva metala i jednog kiselinskog ostatka	Jedan metalni i dva kisela ostatka	Složene tvari koje se sastoje od složenog kationa i aniona ili kationa i složenog aniona
NaCl	KHSO 4	FeOHSO3	KNaSO 4	CaClBr	TAKO 4

Fizička svojstva

Bez obzira koliko je široka klasa ovih tvari, ali uobičajena fizikalna svojstva soli se mogu izolirati. To su tvari nemolekularne strukture, s ionskom kristalnom rešetkom.

Vrlo visoke točke taljenja i vrelišta. U normalnim uvjetima, sve soli ne provode električnu struju, ali u otopini većina njih savršeno provodi električnu energiju.

Boja može biti vrlo različita, ovisi o metalnom ionu koji je dio nje. Željezni sulfat (FeSO 4) je zelen, željezov klorid (FeCl 3) je tamnocrven, a kalijev kromat (K 2 CrO 4) je lijepe svijetlo žute boje. Ali većina soli je još uvijek bezbojna ili bijela.

Topljivost u vodi također varira i ovisi o sastavu iona. U principu, sva fizička svojstva soli imaju singularnost. Oni ovise o tome koji metalni ion i koji kiselinski ostatak su uključeni u sastav. Nastavimo sa solima.

Kemijska svojstva soli

Ovdje također postoji važna značajka. Kao i fizička, kemijska svojstva soli ovise o njihovom sastavu. I također kojoj klasi pripadaju.

Ali opća svojstva soli se još uvijek mogu razlikovati:

• mnogi od njih se razgrađuju kada se zagrijavaju uz stvaranje dva oksida: kiselog i bazičnog, te bez kisika - metala i nemetala;
• soli također stupaju u interakciju s drugim kiselinama, ali reakcija se odvija samo ako sol sadrži kiseli ostatak slabe ili hlapljive kiseline ili se kao rezultat dobije netopiva sol;
• interakcija s alkalijom je moguća ako kation tvori netopivu bazu;
• moguća je i reakcija između dvije različite 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 sadržanog u soli uzmemo metal koji se nalazi desno u naponskom nizu.

Kemijska svojstva soli koje se odnose na normalne su razmotrene gore, dok druge klase reagiraju s tvarima nešto drugačije. Ali razlika je samo u izlaznim proizvodima. U osnovi, sva kemijska svojstva soli su očuvana, kao i zahtjevi za tijek reakcija.

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

Praktički Sve soli su ionski spojevi dakle, u solima su ioni kiselih ostataka i metalni ioni međusobno povezani:

Na + Cl - - natrijev klorid

Ca 2+ SO 4 2– - kalcijev sulfat itd.

Sol je produkt djelomične ili potpune zamjene kiselih vodikovih atoma metalom. Stoga se razlikuju sljedeće vrste soli:

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

2. Soli kiselina- nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu tvoriti samo dvobazne ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu dati kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvostruke soli- atomi vodika dvobazične ili polibazične kiseline zamjenjuju se ne jednim metalom, već dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune ili djelomične supstitucije hidroksilnih skupina baza kiselim ostacima: Al(OH)SO4, 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.

U naziv soli dvobazičnih kiselina dodaje se čestica "bi" ili "hidro": 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 koje imaju širok raspon topljivosti u vodi.

Kemijska svojstva soli

Kemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i aniona koji su dio njihova sastava.

1. Neki soli se razgrađuju kada se kalciniraju:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2. Reakcija s kiselinama da nastane nova sol i nova kiselina. Da bi došlo do ove reakcije potrebno je da kiselina bude jača od soli na koju kiselina djeluje:

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 s stvaranjem novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

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

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imate li kakvih pitanja? Želite li saznati više o solima?
Da biste dobili pomoć od učitelja -.
Prva lekcija je besplatna!

blog.site, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, potrebna je poveznica na izvor.

SOL, klasa kemijskih spojeva. Trenutno ne postoji općeprihvaćena definicija pojma "soli", kao i pojmova "kiseline i baze", čiji su produkti interakcije soli. Soli se mogu smatrati produktima supstitucije kiselih vodikovih protona za ione metala, NH 4 + , CH 3 NH 3 + i druge katione ili OH skupine baze za kisele anione (npr. Cl - , SO 4 2-).

Klasifikacija

Produkti potpune supstitucije su srednje soli, na primjer. Na 2 SO 4 , MgCl 2 , djelomično kisele ili bazične soli, na primjer KHSO 4 , SuSlOH. 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 uključuju dvije vrste kiselinskih ostataka (npr. AgClBr). Kompleksne soli sadrže složene ione kao što je K 4 .

Fizička svojstva

Tipične soli su kristalne tvari s ionskom strukturom, kao što je CsF. Postoje i kovalentne soli, kao što je AlCl 3 . Zapravo, priroda kemijske veze v mnogih soli je miješana.

Prema topivosti u vodi razlikuju se topive, slabo topljive i praktički netopljive soli. Topljive uključuju gotovo sve soli natrija, kalija i amonija, mnoge nitrate, acetate i kloride, s izuzetkom soli polivalentnih metala koje hidroliziraju u vodi, mnoge kisele soli.

Topljivost soli u vodi na sobnoj temperaturi

	Anioni
	F-	Cl-	br-	ja-	S2-	NE 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	TAKO 4 2-	PO 4 3-
Na+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH4+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg2+	RK	R	R	R	M	R	H	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	H	RK	M	RK
Sr2+	NK	R	R	R	R	R	H	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	H	RK	NK	RK
sn 2+	R	R	R	M	RK	R	H	H	R	H
Pb 2+	H	M	M	M	RK	R	H	H	H	H
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	NK	R	RK
Cr3+	R	R	R	R	G	R	G	H	R	RK
Mn2+	R	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe3+	R	R	R	-	-	R	G	H	R	RK
Co2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Ni2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Cu2+	M	R	R	-	H	R	G	H	R	H
Zn2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
CD 2+	R	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Hg2+	R	R	M	NK	NK	R	H	H	R	H
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	H	H	M	H
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	H	H	M	H

Legenda:

P - tvar je vrlo topljiva u vodi; M - slabo topiv; H - praktički netopljiv u vodi, ali lako topiv 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 nakon otapanja i ne postoji u dodiru s vodom. Crtica znači da takva tvar uopće ne postoji.

U vodenim otopinama soli se 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, kiselinskim amidima 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 čvrste 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) bazični oksid s kiselim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) bazični oksid s kiselinom CuO + H 2 SO 4 \u003d 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 \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

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

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

9) otopina baze s otopinom soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 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 \u003d KHSO4 + H2O

2. Interakcija baze s viškom kiselog oksida

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

3. Interakcija prosječne soli s kiselinom Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Dobivanje bazičnih soli:

1. Hidroliza soli koje stvaraju slaba baza i jaka kiselina

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Dodavanje (kap po kap) malih količina lužina u otopine 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 \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Dobivanje složenih soli:

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

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

5. Dobivanje dvostrukih soli:

1. Zajednička kristalizacija dviju soli:

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

4. Redox reakcije zbog svojstava kationa ili aniona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Kemijska svojstva kiselih soli:

Termička razgradnja do srednje soli

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

Interakcija s lužinom. Dobivanje srednje soli.

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

3. Kemijska svojstva bazičnih soli:

Termalno raspadanje. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interakcija s kiselinom: stvaranje prosječne soli.

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

4. Kemijska svojstva kompleksnih soli:

1. Uništavanje kompleksa zbog stvaranja slabo topljivih spojeva:

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

2. Izmjena liganada između vanjske i unutarnje sfere.

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

5. Kemijska svojstva dvostrukih soli:

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

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

Sirovine za industrijsku proizvodnju niza kloridnih soli, sulfata, karbonata, Na, K, Ca, Mg borata su morska i oceanska voda, prirodne slane vode nastale njezinim isparavanjem i čvrste naslage soli. Za skupinu minerala koji tvore naslage sedimentne soli (sulfati i kloridi Na, K i Mg) koristi se kodni naziv “prirodne soli”. Najveća ležišta kalijevih soli nalaze se u Rusiji (Solikamsk), Kanadi i Njemačkoj, moćna nalazišta fosfatnih ruda - u sjevernoj Africi, Rusiji i Kazahstanu, NaNO3 - u Čileu.

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

Glavne vrste soli

1. Borati(oksoborati), soli bornih kiselina: metaborična HBO 2, ortoborna H 3 BO 3 i poliborne kiseline koje nisu izolirane u slobodnom stanju. Prema broju atoma bora u molekuli dijele se na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borati se nazivaju i prema kiselinama koje ih tvore te prema broju molova B 2 O 3 po 1 molu osnovnog oksida. Tako se različiti metaborati mogu nazvati monoboratima ako sadrže anion B (OH) 4 ili lančani anion (BO 2) n n-diborati - ako sadrže dvolančani anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborati – ako sadrže anion u prstenu (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). Bor-kisik grupe su osnova ne samo otočnih, već i složenijih struktura - lančanih, slojevitih i okvirno polimeriziranih. Potonji nastaju kao rezultat eliminacije vode u molekulama hidratiziranih borata i pojave premošćivačkih veza preko atoma kisika; proces je ponekad popraćen prekidom B-O veze unutar polianiona. Polianioni mogu pričvrstiti bočne skupine - bor-kisik tetraedre ili trokute, njihove dimere ili strane anione.

Amonij, alkalni, ali i drugi metali u oksidacijskom stanju +1 najčešće tvore hidratizirane i bezvodne metaborate tipa MBO 2, M 2 B 4 O 7 tetraborate, MB 5 O 8 pentaborate, a također i M 4 B 10 O 17 nH 2 dekaborata O. Zemnoalkalni i drugi metali u oksidacijskom stanju + 2 obično daju hidratizirane metaborate, M 2 B 6 O 11 triborate i MB 6 O 10 heksaborate. 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 nisko-simetričnom strukturom - monoklinske ili rombične). Za bezvodne borate točke tališta su u rasponu od 500 do 2000 °C; najtopljiviji metaborati su alkalni i orto- i metaborati zemnoalkalijskih metala. Većina borata lako formira čaše kada se njihove taline ohlade. Tvrdoća hidratiziranih borata po Mohsovoj ljestvici je 2-5, bezvodnih - do 9.

Hidrirani monoborati gube kristalizaciju do ~180°C, poliborati - na 300-500°C; eliminacija vode zbog OH skupina koordiniranih oko atoma bora događa se do ~750°S. S potpunom dehidracijom nastaju amorfne tvari koje na 500-800 ° C u većini slučajeva prolaze kroz "preuređenje borata" - kristalizaciju, praćenu (za poliborate) djelomičnim razlaganjem s oslobađanjem B 2 O 3.

Alkalijski metali, amonijevi i T1(I) borati su topljivi u vodi (osobito meta- i pentaborati), hidroliziraju u vodenim otopinama (otopine imaju alkalnu reakciju). Većina borata lako se razgrađuje kiselinama, u nekim slučajevima djelovanjem CO 2; i SO2;. Borati zemnoalkalijskih i teških metala međusobno djeluju s otopinama lužina, karbonata i bikarbonata alkalnih metala. Bezvodni borati su kemijski stabilniji od hidratiziranih. S nekim alkoholima, posebice s glicerolom, borati tvore komplekse topive u vodi. Pod djelovanjem jakih oksidacijskih sredstava, 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.

Hidrirani borati se dobivaju: neutralizacijom H 3 BO 3 metalnim oksidima, hidroksidima ili karbonatima; reakcije izmjene borata alkalnih metala, najčešće Na, sa solima drugih metala; reakcija međusobne transformacije teško topljivih borata s vodenim otopinama borata alkalnih metala; hidrotermalni procesi koji koriste halogenide alkalnih metala kao mineralizirajuće aditive. Bezvodni borati se dobivaju fuzijom 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 čaša, glazura, emajla, keramike; za vatrootporne premaze i impregnacije; kao komponente tokova za rafiniranje, zavarivanje i lemljenje metala”; kao pigmenti i punila boja i lakova; kao jedljiva sredstva u bojanju, inhibitori korozije, komponente elektrolita, fosfora itd. Najviše se koriste boraks i kalcijevi borati.

2. Halogenidi, kemijski spojevi halogena s drugim elementima. Halogenidi obično uključuju spojeve u kojima atomi halogena imaju veću elektronegativnost od drugog elementa. Halidi ne tvore 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 frakcijski, na primjer, 7/6 za Bi 6 Cl 7) uključuju, posebno soli halogenovodičnih kiselina i interhalogenih spojeva (npr. halofluoridi). Tu su i miješani halogenidi, polihalogenidi, hidrohalogenidi, oksohalogenidi, oksihalogenidi, hidroksohalidi, tiohalogenidi i složeni halogenidi. Oksidacijsko stanje halogena u halogenidima je obično -1.

Prema prirodi veze element-halogen, prosti halogenidi se dijele na ionske i kovalentne. U stvarnosti, odnosi su mješovite prirode s prevladavanjem doprinosa jedne ili druge komponente. Halogenidi alkalijskih 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, slabo hlapljiva, vrlo topiva u vodi; u vodenim otopinama gotovo potpuno disociraju na ione. Svojstva soli posjeduju i trihalogenidi rijetkih zemnih elemenata. Topljivost ionskih halogenida u vodi općenito se smanjuje s jodida na fluoride. Kloridi, bromidi i jodidi Ag + , Su + , Hg + i Pb 2+ slabo su topljivi u vodi.

Povećanje broja atoma halogena u metalnim halogenidima ili omjera naboja metala i polumjera njegovog iona dovodi do povećanja kovalentne komponente veze, smanjenja topljivosti u vodi i toplinske stabilnosti halogenida, povećanja hlapljivost, povećanje oksidacije, sposobnost i sklonost hidrolizi. Ove se ovisnosti opažaju za metalne halogenide istog razdoblja iu nizu halogenida istog metala. Lako ih je ući u trag na primjeru toplinskih svojstava. Na primjer, za metalne halogenide iz 4. razdoblja, točke taljenja i vrelišta su 771 odnosno 1430°C za KC1, 772 i 1960°C za CaCl 2, 967 i 975°C za ScCl 3 , -24,1 i 136°C za TiCl 4 . Za UF 3, točka taljenja je ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. U nizu spojeva EHn pri konstantnom n, kovalentnost veze obično raste prijelaskom od fluorida do klorida i opada prijelaskom s potonjih na bromide i jodide. Dakle, za AlF 3, temperatura sublimacije je 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, vrelište A1Br 3 je 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, redom. U nizovima MFn i MC1n gdje je M metal jedne podskupine, kovalentnost veze opada s povećanjem atomske mase metala. Postoji nekoliko metalnih fluorida i klorida s približno istim doprinosom komponenti ionske i kovalentne veze.

Prosječna energija veze element-halogen opada s prijelazom s fluorida na jodide i s povećanjem n (vidi tablicu).

Mnogi metalni halogenidi koji sadrže izolirane ili premošćujuće O atome (okso- i oksihalide), na primjer, vanadij oksotrifluorid VOF 3, niobijev dioksifluorid NbO 2 F, volfram dioksodijodid WO 2 I 2.

Složeni halogenidi (halogenometalati) sadrže složene anione u kojima su atomi halogena ligandi, na primjer, kalijev heksakloroplatinat (IV) K 2 , natrijev heptafluorotantalat (V) Na, litij heksafluorarsenat (V) Li. Najveću termičku stabilnost imaju fluor-, oksofluoro- i klorometalati. Po prirodi veza ionski spojevi s kationima NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + i drugima bliski su kompleksnim halogenidima.

Mnogi halogenidi karakterizirani su povezivanjem i polimerizacijom u tekućoj i plinovitoj fazi uz stvaranje premosnih veza. Tome su najskloniji halogenidi metala I i II skupine, AlCl 3 , pentafluoridi Sb i prijelaznih metala, oksofluoridi sastava MOF 4 . Poznati halogenidi s vezom metal-metal, na primjer. Cl-Hg-Hg-Cl.

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

Mnogi kovalentni halogenidi (osobito fluoridi) su jake Lewisove kiseline, na pr. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluoridi su dio superkiselina. Više halogenide reduciraju metali i vodik, na primjer:

5WF 6 + W = 6WF 5

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

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

Metalni halogenidi skupina V-VIII, osim Cr i Mn, reducirani su s H2 u metale, na primjer:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Mnogi kovalentni i ionski metalni halogenidi međusobno djeluju tvoreći složene halogenide, na primjer:

KC1 + TaCl 5 = K

Lakši halogeni mogu istisnuti teže iz halogenida. Kisik može oksidirati halogenide s oslobađanjem C1 2 , Br 2 i I 2 . Jedna od karakterističnih reakcija kovalentnih halogenida je interakcija s vodom (hidroliza) ili njezinim parama pri zagrijavanju (pirohidroliza), što dovodi do stvaranja oksida, oksi- ili okso halogenida, hidroksida i vodikovih halogenida.

Halogenidi se dobivaju izravno iz elemenata, interakcijom halogenvodika ili halogenvodične kiseline s elementima, oksidima, hidroksidima ili solima, kao i reakcijama izmjene.

Halogenidi se široko koriste u strojarstvu kao polazni materijali za proizvodnju halogena, alkalijskih i zemnoalkalijskih metala, te kao sastavni dijelovi stakla i drugih anorganskih materijala; oni su međuproizvodi u proizvodnji rijetkih i nekih obojenih metala, U, Si, Ge itd.

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

3. Karbonati(od lat. carbo, rod case carbonis coal), soli ugljične kiseline. Postoje srednji karbonati s CO 3 2- anionom i kiseli, odnosno bikarbonati (zastarjeli bikarbonati), s HCO 3 - anionom. Karbonati su kristalne tvari. Većina srednjih metalnih soli u oksidacijskom stanju + 2 kristalizira se u šesterokut. rešetkasti tip kalcita ili rombični tip aragonita.

Od srednjih karbonata u vodi se otapaju samo soli alkalnih metala, amonijaka i Tl (I). Kao rezultat značajne hidrolize, njihove otopine imaju alkalnu reakciju. Najteže topljivi metalni karbonati u oksidacijskom stanju + 2. Naprotiv, svi bikarbonati su vrlo topljivi u vodi. Tijekom reakcija izmjene u vodenim otopinama između soli metala i Na 2 CO 3 nastaju precipitati srednjih karbonata kada je njihova topljivost znatno manja od topljivosti 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 rezultatom hidrolize, mogu dati ne prosječne, već bazične karbonate ili čak hidrokside. Srednji karbonati koji sadrže višestruko nabijene katione ponekad se mogu istaložiti iz vodenih otopina u prisutnosti velikog viška CO 2 .

Kemijska svojstva karbonata posljedica su njihove pripadnosti klasi anorganskih soli slabih kiselina. Karakteristične značajke karbonata povezane su s njihovom slabom topljivošću, kao i termičkom nestabilnošću kako samih krabonata tako i H 2 CO 3 . Ova svojstva se koriste u analizi krabonata, na temelju njihove razgradnje jakim kiselinama i kvantitativne apsorpcije CO 2 koji se u ovom slučaju oslobađa alkalnom otopinom, ili na taloženju iona CO 3 2- iz otopine u oblik VaSO 3 . Pod djelovanjem viška CO 2 na talog prosječnog karbonata u otopini nastaje bikarbonat, na primjer: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Prisutnost bikarbonata u prirodnoj vodi određuje njezinu privremenu tvrdoću. Bikarbonati uz lagano zagrijavanje već na niske temperature ponovno se pretvaraju u srednje karbonate, koji se zagrijavanjem razlažu do oksida i CO2. Što je metal aktivniji, to je viša temperatura raspadanja njegovog karbonata. Dakle, Na 2 CO 3 se topi bez raspadanja na 857 °C, a za Ca, Mg i Al karbonate ravnotežni tlakovi raspadanja dosežu 0,1 MPa pri temperaturama od 820, 350 odnosno 100 °C.

Karbonati su vrlo rašireni 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 ; te HCO 3 - i CO 3 2- ioni u hidrosferi i čvrste soli u litosferi. Najvažniji minerali su CaCO 3 kalcit, MgCO 3 magnezit, FeCO 3 siderit, ZnCO 3 smitsonit i neki drugi Vapnenac se sastoji uglavnom od kalcita ili kalcitnih skeletnih ostataka organizama, rijetko od aragonita. Poznati su i prirodni hidratizirani karbonati alkalnih metala i Mg (npr. MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dvostruki karbonati [na primjer, dolomit CaMg (CO 3) 2, tron ​​Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] i bazični [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2RbSO 3 Pb(OH) 2].

Najvažniji su kalijev karbonat, kalcijev karbonat i natrijev karbonat. Mnogi prirodni karbonati su vrlo vrijedne metalne rude (npr. karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonati imaju važnu fiziološku ulogu jer su puferske tvari koje reguliraju konstantnost 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 \u003d 1-9) . Iz vodenih otopina na temperaturi blizu sobne, samo nitrati alkalnih metala kristaliziraju bezvodni, ostatak - u obliku kristalnih hidrata. Fizikalno-kemijska svojstva bezvodnog i hidratiziranog nitrata istog metala mogu biti vrlo različita.

Bezvodni kristalni spojevi nitrata d-elemenata su obojeni. 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 alkalijskih i zemnoalkalijskih metala). Ionske nitrate karakterizira veća toplinska stabilnost, prevlast kristalnih struktura veće simetrije (kubne) i odsutnost cijepanja vrpci nitratnih iona u IR spektrima. Kovalentni nitrati imaju veću topljivost u organskim otapalima, manju toplinsku stabilnost, njihovi IR spektri su složeniji; neki kovalentni nitrati su hlapljivi na sobnoj temperaturi, a kada se otapaju u vodi, djelomično se razgrađuju uz oslobađanje dušikovih oksida.

Svi bezvodni nitrati pokazuju jaka oksidacijska svojstva zbog prisutnosti NO 3 - iona, dok njihova oksidacijska sposobnost raste pri prelasku s ionskih na kovalentne nitrate. Potonji se razgrađuju u rasponu od 100-300°C, ionski - na 400-600°C (NaNO 3 , KNO 3 i neki drugi se tope kada se zagrijavaju). Produkti raspadanja u čvrstoj i tekućoj fazi. su redom nitriti, oksonitrati i oksidi, ponekad - slobodni metali (kada je oksid nestabilan, na primjer Ag 2 O), a u plinskoj fazi - NO, NO 2, O 2 i N 2. Sastav produkata raspadanja 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 eksplozijom, u ovom slučaju nastaju N 2 , O 2 i H 2 O; kada se polagano zagrijava, razlaže se na N 2 O i H 2 O.

Slobodni NO 3 - ion u plinskoj fazi ima geometrijsku strukturu jednakostraničnog trokuta s atomom N u središtu, ONO kutovima ~ 120° i duljinama N-O veze od 0,121 nm. U kristalnim i plinovitim nitratima, ion NO 3 - u osnovi zadržava svoj oblik i veličinu, što određuje prostor i strukturu nitrata. Ion NO 3 - može djelovati kao mono-, bi-, tridentatni ili premosni ligand, pa se nitrati karakteriziraju velikom raznolikošću tipova kristalnih struktura.

Prijelazni metali u visokim oksidacijskim stanjima zbog sterike. teškoće ne mogu stvoriti bezvodne nitrate, a karakteriziraju ih oksonitrati, na primjer UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrati tvore veliki broj dvostrukih i složenih soli s NO 3 ionom - u unutarnjoj sferi. U vodenim medijima, kao rezultat hidrolize, kationi prijelaznih metala stvaraju hidroksonitrate (bazične nitrate) promjenjivog sastava, koji se mogu izolirati i u čvrstom stanju.

Hidrirani nitrati razlikuju se od bezvodnih po tome što je u svojoj kristalnoj strukturi ion metala u većini slučajeva povezan s molekulama vode, a ne s ionom NO 3 . Stoga se bolje otapaju od bezvodnih nitrata u vodi, ali lošije - u organskim otapalima slabija oksidacijska sredstva se nekongruentno tope u kristalizacijskoj vodi u rasponu od 25-100°C. Kada se hidratizirani nitrati zagrijavaju, u pravilu ne nastaju bezvodni nitrati, već dolazi do termolize s stvaranjem hidroksonitrata, a zatim oksonitrata i metalnih oksida.

Po mnogim svojim kemijskim svojstvima, nitrati su slični drugim anorganskim solima. Karakteristična svojstva nitrata su njihova vrlo visoka topljivost u vodi, niska toplinska stabilnost i sposobnost oksidacije organskih i anorganskih spojeva. Tijekom redukcije nitrata nastaje mješavina produkata koji sadrže dušik NO 2 , NO, N 2 O, N 2 ili NH 3 s prevlastom jednog od njih ovisno o vrsti redukcijskog sredstva, temperaturi, reakciji medija. , i drugi čimbenici.

Industrijske metode za proizvodnju nitrata temelje se na apsorpciji NH 3 otopinama HNO 3 (za NH 4 NO 3) ili apsorpciji dušikovih plinova (NO + NO 2) alkalnim ili karbonatnim otopinama (za nitrate alkalnih metala, Ca, Mg , Ba), kao i na različite reakcije izmjene soli metala 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 gnojivo koje sadrži dušik; nitrati alkalnih metala i Ca se također koriste kao gnojiva. Nitrati - komponente raketnih goriva, pirotehničke smjese, otopine za kiseljenje za bojenje tkanina; koriste se za kaljenje metala, konzerviranje hrane, lijekovi te za proizvodnju metalnih oksida.

Nitrati su otrovni. Uzrokuju plućni edem, kašalj, povraćanje, akutnu kardiovaskularnu insuficijenciju itd. Smrtonosna doza nitrata za ljude je 8-15 g, dopušteni dnevni unos je 5 mg/kg. Za zbroj Na, K, Ca, NH3 nitrata MPC: 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, repa 1400, luk 80, tikvice 400, dinje 90, lubenice, grožđe, jabuke, kruške 60. Nepoštivanje agrotehničkih preporuka, prekomjerna gnojidba drastično povećava sadržaj nitrata iz poljoprivrednih proizvoda. (40-5500 mg/l), podzemne vode.

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

Metalni nitriti u oksidacijskom stanju +2 tvore kristalne hidrate s jednom, dvije ili četiri molekule vode. Na primjer, nitriti tvore dvostruke i trostruke soli. CsNO 2 AgNO 2 ili Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, kao i kompleksni spojevi, kao što je 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; vrsta veze M-NO 2 je ionsko-kovalentna.

K, Na, Ba nitriti su dobro topljivi u vodi, Ag, Hg, Cu nitriti su slabo topljivi. S porastom temperature raste topljivost nitrita. Gotovo svi nitriti slabo su topljivi u alkoholima, eterima i otapalima niskog polariteta.

Nitriti su termički nestabilni; rastapaju se bez raspadanja samo nitriti alkalnih metala, nitriti ostalih metala se raspadaju 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 su metalni oksidi ili elementarni metali. Izbor veliki broj plinovi izazivaju eksplozivnu razgradnju nekih nitrita, na primjer NH 4 NO 2, koji se raspada na N 2 i H 2 O.

Karakteristična obilježja nitrita povezana su s njihovom toplinskom nestabilnošću i sposobnošću nitritnog iona da bude i oksidacijsko i redukcijsko sredstvo, ovisno o mediju i prirodi reagensa. U neutralnom okruženju nitriti se obično reduciraju u NO, u kiseloj sredini oksidiraju u nitrate. Kisik i CO 2 ne stupaju u interakciju s čvrstim nitritima i njihovim vodenim otopinama. Nitriti doprinose razgradnji dušika koji sadrži organska tvar, posebno amini, amidi itd. S organskim halogenidima RXH. reagiraju i nastaju i RONO nitriti i RNO 2 nitro spojevi.

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

Nitriti se koriste za sintezu azo boja, u proizvodnji kaprolaktama, kao oksidirajuća i redukcijska sredstva u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji, kao konzervansi za hranu. Nitriti kao što su NaNO 2 i KNO 2 su toksični, uzrokujući glavobolju, povraćanje, depresiju disanja itd. Kod trovanja NaNO 2 u krvi nastaje methemoglobin, oštećuju se membrane eritrocita. Možda stvaranje nitrozamina iz NaNO 2 i amina izravno u gastrointestinalnom traktu.

6. sulfati, soli sumporne kiseline. Poznati su srednji sulfati s anionom SO 4 2-, kiseli ili hidrosulfati, s anionom HSO 4 - , bazični, koji zajedno s anionom sadrže SO 4 2- - OH skupine, na primjer Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Postoje i dvostruki sulfati, koji uključuju dva različita kationa. Tu spadaju dvije velike skupine sulfata - stipsa, kao i keniti 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 (mineralni polihalit), 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 jednostruko nabijeni kation. Sulfati mogu biti dio miješanih soli, na primjer 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineralni berkit), MgSO 4 KCl 3H2O (kainit) .

Sulfati su kristalne tvari, srednje i kisele, u većini slučajeva su vrlo topljivi u vodi. Slabo topljivi sulfati kalcija, stroncija, olova i neki drugi, praktički netopljivi BaSO 4 , RaSO 4 . Bazični sulfati su obično slabo topljivi ili praktički netopivi, ili su hidrolizirani vodom. Sulfati mogu kristalizirati iz vodenih otopina u obliku kristalnih hidrata. Kristalni hidrati nekih teških metala nazivaju se vitriol; bakar sulfat SuSO 4 5H 2 O, željezov sulfat FeSO 4 7H 2 O.

Srednji sulfati alkalnih metala su termički stabilni, dok se kiseli sulfati razgrađuju kada se zagrijavaju, pretvarajući se u pirosulfate: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Prosječni sulfati drugih metala, kao i bazični sulfati, kada se zagrijavaju na dovoljno visoke temperature, u pravilu se razgrađuju s stvaranjem metalnih oksida i oslobađanjem SO 3 .

Sulfati su široko rasprostranjeni u prirodi. Nalaze se u obliku minerala, kao što su gips CaSO 4 H 2 O, mirabilit 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 s metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, kao i razgradnjom soli hlapljivih kiselina sa sumpornom kiselinom.

Anorganski sulfati se široko koriste. Na primjer, amonijev sulfat je dušično gnojivo, natrijev sulfat se koristi u industriji stakla, papiru, 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 s anionom SO 3 2- i kiseli (hidrosulfiti) s anionom HSO 3 -. Srednji sulfiti su kristalne tvari. Sulfiti amonijaka i alkalnih 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). U vodenim otopinama tvore hidrosulfite. Sulfiti zemnoalkalijske i nekih drugih metala praktički su netopivi 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 zraka u zatvorenim posudama, nesrazmjerni su u sulfide i sulfate, zagrijavanjem u struji N 2 gube SO 2, a zagrijavanjem na zraku lako se oksidiraju u sulfate. Sa SO 2 u vodenom okolišu srednji sulfiti tvore hidrosulfite. Sulfiti su relativno jaka redukcijska sredstva, oksidiraju se u otopinama klora, broma, H 2 O 2 itd. u sulfate. Razgrađuju se jakim kiselinama (na primjer, HC1) uz oslobađanje SO2.

Kristalni hidrosulfiti su poznati po K, Rb, Cs, NH 4 +, nestabilni su. Ostali hidrosulfiti postoje samo u vodenim otopinama. Gustoća NH4HSO3 2,03 g/cm3; topljivost u vodi (g na 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 je kašasta otopina pulpe M 2 SO 3 zasićena SO 2, nastaju pirosulfiti (zastarjeli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli pirosumporne kiseline nepoznate u slobodnoj stanje H2S2O5; kristali, nestabilni; gustoća (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; iznad ~ 160 °S razgrađuju se s oslobađanjem SO 2; otapa se u vodi (s razgradnjom do HSO 3 -), topljivost (g na 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; sredstva za redukciju.

Sulfiti srednje alkalnih metala dobivaju se reakcijom vodene otopine M 2 CO 3 (ili MOH) sa SO 2 i MSO 3 propuštanjem SO 2 kroz vodenu suspenziju MCO 3 ; uglavnom se SO 2 koristi iz otpadnih plinova kontaktne proizvodnje sumporne kiseline. Sulfiti se koriste za izbjeljivanje, bojanje i tiskanje tkanina, vlakana, kože za konzerviranje žitarica, zelene krme, industrijskog otpada (NaHSO 3 ,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 - dezinficijensi u vinarstvu i industriji šećera. NaNSO 3 , MgSO 3 , NH 4 NSO 3 - komponente sulfitne tekućine tijekom pulpinga; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 apsorber; NaHSO 3 je H 2 S apsorber iz proizvodnih otpadnih plinova, redukcijski agens u proizvodnji sumpornih boja. K 2 S 2 O 5 - komponenta fiksatora kiseline u fotografiji, antioksidans, antiseptik.

Metode odvajanja smjese

1. Filtracija, odvajanje nehomogenih sustava tekućina - krute čestice (suspenzije) i plin - čvrste čestice pomoću poroznih filtarskih pregrada (FP), koje propuštaju tekućinu ili plin, ali zadržavaju čvrste čestice. Pokretačka snaga procesa je razlika tlaka na obje strane FP.

Prilikom odvajanja suspenzija, krute čestice obično tvore 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 provodi pri konstantnoj razlici tlaka ili pri konstantnoj brzini procesa w (količina filtrata u m 3 koja prolazi kroz 1 m 2 površine FP u jedinici vremena). Pri konstantnoj razlici tlaka, suspenzija se dovodi u filter pod vakuumom ili nadtlakom, kao i klipnom pumpom; pri korištenju centrifugalne pumpe povećava se razlika tlaka i smanjuje se brzina procesa.

Ovisno o koncentraciji suspenzija, razlikuje se nekoliko vrsta filtracije. Pri koncentraciji većoj od 1% dolazi do filtracije s 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, a čvrste čestice dospiju u filtrat, on se filtrira pomoću fino dispergiranih pomoćnih materijala (dijatomit, perlit), koji se prethodno nanose na FP ili dodaju suspenziji. Pri početnoj koncentraciji manjoj od 10% moguće je djelomično odvajanje i zgušnjavanje suspenzija.

Razlikuju se kontinuirani i povremeni filtri. Za potonje, glavne faze rada su filtracija, pranje sedimenta, njegova dehidracija i istovar. Istodobno, optimizacija je primjenjiva prema kriterijima najveće produktivnosti i najnižih troškova. Ako se pranje i dehidracija ne izvode, a hidraulički otpor pregrade se može zanemariti, tada se najveća produktivnost postiže kada je vrijeme filtracije jednako trajanju pomoćnih operacija.

Primjenjivi fleksibilni FP od pamuka, vune, sintetičkih i staklenih tkanina, kao i netkani FP od prirodnih i sintetičkih vlakana te nesavitljivi - keramika, kermet i pjenasta plastika. Smjerovi gibanja filtrata i djelovanja sile teže mogu biti suprotni, podudarati se ili biti međusobno okomiti.

Dizajn filtara je raznolik. Jedan od najčešćih je vakuumski filtar s rotirajućim bubnjem (vidi sl.) kontinuiranog djelovanja, u kojem su smjerovi kretanja filtrata i djelovanje gravitacije suprotni. Dio rasklopnog uređaja povezuje zone I i II s izvorom vakuuma, a zone III i IV s izvorom komprimiranog zraka. Filtrat i tekućina za pranje iz zona I i II ulaze u zasebne prijemnike. Rasprostranjena je i automatizirana intermitentna filtar preša s horizontalnim komorama, filtarskom tkaninom u obliku beskonačne trake i elastičnim membranama za odvodnjavanje mulja prešanjem. Obavlja naizmjenične operacije punjenja komora suspenzijom, filtriranja, ispiranja i dehidracije taloga, odvajanja susjednih komora i uklanjanja taloga.

2. Frakcijska kristalizacija

Postoje sljedeće vrste frakcijske kristalizacije: masovna, na ohlađenim površinama, usmjerena, zonsko taljenje.

Masovna kristalizacija. 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 rade povremeno ili kontinuirano: kapacitivni, opremljeni vanjskim rashladnim plaštem ili unutarnjim zavojnicama i često uređajima za miješanje; cjevasti, strugač, disk, vijak itd. Zbog nedostatka proračunske metode, parametar ae, tijekom masene kristalizacije, nalazi se eksperimentalno.

Kristalizacija s prijenosom topline kroz zid. Kod talina postupak se provodi 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. NaCI 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 se hlađenjem vrućih otopina, dok se početna količina otapala sadržana u matičnoj tekućini ne mijenja u sustavu (izohidrična kristalizacija). Dobiveni kristali, ovisno o svojim svojstvima, obliku i uvjetima procesa, zahvaćaju 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 vakuumskom filteru bubnja, koncentracija matične tekućine u njima je 10-30%, na centrifugi za filtriranje - 3-10%.

Glavne prednosti procesa: visoka produktivnost, nema kontakta između smjese koja se odvaja i rashladnog sredstva, jednostavnost instrumentacije; nedostaci: relativno nizak koeficijent prolaza topline, uložak rashladnih površina, veliko hvatanje matične tekućine kristalima, potreba za ugradnjom dodatne opreme za odvajanje čvrste i tekuće faze, nedovoljno visok prinos kristalnog proizvoda. Primjeri primjene: priprema K i Na klorida iz silvinita, odvajanje izomera ksilena.

3. Isparavanje, provedeno radi koncentriranja otopine, izolacije otopljene tvari ili dobivanja čistog otapala. Isparavanje se uglavnom primjenjuje na vodene otopine. Rashladna tekućina je najčešće vodena para (tlak 1,0-1,2 MPa), koja se naziva grijanje, ili primarna; para nastala kada otopina proključa naziva se sekundarnom. Pokretačka sila isparavanja - 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 (fizikalno-kemijska ili depresija koncentracije). Osim toga, vrelište otopine raste zbog više visokotlačni u otopini nego u prostoru pare. Uzroci povećanja tlaka: hidrostatski tlak otopine; hidraulički otpor tijekom kretanja kipuće (parno-tekućine) smjese; povećanje brzine kretanja ove smjese zbog činjenice da zauzima mnogo veći volumen od izvorne otopine (odnosno, hidrostatska, hidraulička i inercijska depresija).

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

Najčešći su vertikalni uređaji s cijevnim grijaćim komorama, čija površina grijanja doseže 1250 m 2 . U takvim uređajima otopina je u cijevi, a para za grijanje je u prstenastom dijelu 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 tijekom koncentriranja (npr. NaNO 2 , NaNO 3 , NH 4 NO 3 , KC1) i ne stvaraju kamenac , obično se provodi u isparivačima s prirodnom cirkulacijom, u čijim se cijevima za grijanje otopina ne samo zagrijava, već i vrije. Za isparavanje otopina slabo topljivih tvari koje se talože tijekom koncentriranja [npr. CaCO 3 , CaSO 4 , Mg (OH) 2 , Na aluminosilikat], kao i za desalinizaciju morske vode koriste se aparati, iznad komore za grijanje od kojih je dodatna, dizna cirkulacija cijev koja osigurava visoku stopu prirodne cirkulacije. Za isparavanje visokopjenušavih i temperaturno osjetljivih proizvoda, na primjer, u proizvodnji kvasca koriste se enzimi, antibiotici, voćni sokovi, instant kava, vertikalni filmski isparivači, u kojima koncentracija nastaje kao rezultat jednog pokreta tanki sloj (film) otopine zajedno sa sekundarnom parom duž cijevi duljine 6-8 m (grijna površina do 2200 m2). Prednosti ovih uređaja: nema hidrostatskog učinka, nizak hidraulički otpor, visok koeficijent prijenosa topline, visoke performanse uz relativno male količine

4. Centrifugiranje, odvajanje suspenzija, emulzija i trokomponentnih sustava (emulzije koje sadrže čvrstu fazu) pod djelovanjem centrifugalnih sila. Koristi se za izolaciju frakcija iz suspenzija i emulzija, kao i za određivanje molekulske mase polimera, disperzijska analiza.

Centrifugiranje se provodi pomoću posebnih strojeva - centrifuga, čiji je glavni dio rotor (bubanj) koji se vrti velikom brzinom oko svoje osi, čime se stvara polje centrifugalnih sila do 20.000 g u industrijskim centrifugama i do 350.000 g u laboratoriju. (g - ubrzanje slobodnog pada). Centrifugiranje se može provesti prema principima sedimentacije odnosno filtracije u centrifugama s čvrstim ili perforiranim rotorom prekrivenim filtarskim materijalom. Postoje dvije vrste sedimenta, centrifuga: 1) periodično djelovanje, u kojem se suspenzija unosi u središte, dio šupljeg rotora tijekom njegove rotacije; čvrste čestice talože se na unutarnjoj površini rotora i iz njega se ispuštaju kroz specijalnu. mlaznice ili kroz proreze koji se povremeno otvaraju, pročišćena tekućina (centrat) se ispušta s vrha svog dijela; 2) kontinuirano djelovanje, u kojem se suspenzija dovodi duž osi šupljeg rotora, a nastali sediment se istovaruje 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 s relativno niskim sadržajem tekuće faze i provodi se u cikličkim strojevima. Suspenzija se u dijelovima dovodi u rotor koji se neprekidno okreće; nakon punjenja dijela rotora talogom, dovod suspenzije se zaustavlja, tekuća faza se istiskuje, a talog se nožem odsiječe i uklanja. Centrifuge se također koriste s pulsirajućim ispuštanjem mulja pomoću potiskivača (vibrirajući klip, s pulsirajućim klipom), kao i s hidrauličkim rasterećenjem, kada se zgusnuta čvrsta faza uklanja iz rotora opremljenog paketom konusnih ploča kroz mlaznice.

Bibliografija

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

CH. urednik I.L. Knunyants. Kemijska enciklopedija. Moskva 1998

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

R. A. Lidin. Priručnik iz opće i anorganske kemije. Moskva 1997

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

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

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