Descompunerea sărurilor acide. Fundamente
Proprietățile chimice ale sărurilor
Sărurile trebuie considerate ca produsul interacțiunii dintre un acid și o bază. Ca urmare, ele pot forma:
- normal (mediu) - se formează atunci când cantitatea de acid și bază este suficientă pentru interacțiunea completă. Numele sărurilor normaleși constă din două părți. Mai întâi se numește anionul (reziduul acid), apoi cationul.
- acru - se formează cu un exces de acid și o cantitate insuficientă de alcali, deoarece în acest caz nu există destui cationi metalici pentru a înlocui toți cationii de hidrogen prezenți în molecula de acid. Ca parte a reziduurilor acide ale acestui tip de sare, veți vedea întotdeauna hidrogen. Sărurile acide sunt formate numai de acizi polibazici și prezintă proprietățile atât ale sărurilor, cât și ale acizilor. În numele sărurilor acide se pune un prefix hidro- la anion.
- săruri bazice - se formează cu un exces de bază și o cantitate insuficientă de acid, deoarece în acest caz anionii reziduurilor acide nu sunt suficienți pentru a înlocui complet grupările hidroxo prezente în bază. sărurile bazice din compoziţia cationilor conţin grupări hidroxo. Sărurile de bază sunt posibile pentru bazele poliacide, dar nu și pentru cele monoacide. Unele săruri bazice sunt capabile să se descompună de la sine, în timp ce eliberează apă, formând oxosăruri, care au proprietățile sărurilor bazice. Denumirea sărurilor de bază este construit după cum urmează: prefixul este adăugat la anion hidroxo-.
Reacții tipice ale sărurilor normale
- Reacţionează bine cu metalele. În același timp, metalele mai active le înlocuiesc pe cele mai puțin active din soluțiile sărurilor lor.
- Cu acizi, alcaline și alte săruri, reacțiile merg până la capăt, cu condiția să se formeze un precipitat, gaz sau compuși slab disociați.
- În reacțiile sărurilor cu alcalii se formează substanțe precum hidroxidul de nichel (II) Ni (OH) 2 - un precipitat; amoniac NH3 - gaz; apa H 2 O este un electrolit slab, un compus cu disociere scăzută:
- Sărurile reacţionează între ele dacă se formează un precipitat sau dacă se formează un compus mai stabil.
- Multe săruri normale se descompun atunci când sunt încălzite pentru a forma doi oxizi, acizi și bazici.
- Nitrații se descompun într-un mod diferit față de alte săruri normale. Când sunt încălziți, nitrații de metale alcaline și alcalino-pământoase eliberează oxigen și se transformă în nitriți:
- Nitrații aproape tuturor celorlalte metale se descompun în oxizi:
- Nitrații unor metale grele (argint, mercur etc.) se descompun atunci când sunt încălziți la metale:
Reacții tipice ale sărurilor acide
- Ei intră în toate acele reacții în care intră acizii. Ele reacționează cu alcalii, dacă sarea acidă și alcalina conțin același metal, atunci se formează o sare normală ca rezultat.
- Dacă alcaliul conține un alt metal, atunci se formează săruri duble.
Reacții tipice ale sărurilor bazice
- Aceste săruri suferă aceleași reacții ca și bazele. Ele reacționează cu acizii, dacă sarea bazică și acidul conțin același reziduu acid, atunci se formează o sare normală ca rezultat.
- Dacă acidul conține un alt reziduu de acid, atunci se formează săruri duble.
Săruri complexe- un compus, în nodurile rețelei cristaline care conține ioni complecși.
1. Sărurile sunt electroliți.
În soluțiile apoase, sărurile se disociază în ioni metalici încărcați pozitiv (cationi) și ioni încărcați negativ (anioni) ai reziduurilor acide.
De exemplu, când cristalele de clorură de sodiu sunt dizolvate în apă, ionii de sodiu încărcați pozitiv și ionii de clorură încărcați negativ, din care se formează rețeaua cristalină a acestei substanțe, intră în soluție:
NaCl → NaCl - .
În timpul disocierii electrolitice a sulfatului de aluminiu, se formează ioni de aluminiu încărcați pozitiv și ioni de sulfat încărcați negativ:
Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 - .
2. Sărurile pot interacționa cu metalele.
În cursul unei reacții de substituție care are loc într-o soluție apoasă, un metal mai activ din punct de vedere chimic îl înlocuiește pe unul mai puțin activ.
De exemplu, dacă se pune o bucată de fier într-o soluție de sulfat de cupru, se acoperă cu un precipitat roșu-brun de cupru. Soluția își schimbă treptat culoarea de la albastru la verde pal pe măsură ce se formează o sare de fier (\ (II \)):
Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .
Clip video:
Când clorura de cupru (\ (II \)) reacționează cu aluminiul, se formează clorura de aluminiu și cuprul:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .
3. Sărurile pot interacționa cu acizii.
Are loc o reacție de schimb, în timpul căreia un acid mai activ din punct de vedere chimic îl înlocuiește pe unul mai puțin activ.
De exemplu, când o soluție de clorură de bariu reacționează cu acidul sulfuric, se formează un precipitat de sulfat de bariu, iar acidul clorhidric rămâne în soluție:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.
Când carbonatul de calciu reacționează cu acidul clorhidric, se formează clorură de calciu și acid carbonic, care se descompune imediat în dioxid de carbon și apă:
CaC032HCI → CaCl2H2OCO2H2CO3.
Clip video:
4. Sărurile solubile în apă pot interacționa cu alcalii.
O reacție de schimb este posibilă dacă, ca urmare, cel puțin unul dintre produse este practic insolubil (precipitate).
De exemplu, când azotatul de nichel (\ (II \)) reacţionează cu hidroxidul de sodiu, se formează azotatul de sodiu şi hidroxidul de nichel practic insolubil (\ (II \)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.
Clip video:
Când carbonatul de sodiu (sodă) reacţionează cu hidroxidul de calciu (varul stins), se formează hidroxid de sodiu şi carbonat de calciu practic insolubil:
Na 2 CO 3 CaOH 2 → 2NaOH CaCO 3 ↓.
5. Sărurile solubile în apă pot intra într-o reacție de schimb cu alte săruri solubile în apă dacă în rezultat se formează cel puțin o substanță practic insolubilă.
De exemplu, când sulfura de sodiu reacţionează cu azotatul de argint, se formează azotat de sodiu şi sulfura de argint practic insolubilă:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.
Clip video:
Când azotatul de bariu reacționează cu sulfatul de potasiu, se formează nitrat de potasiu și sulfat de bariu practic insolubil:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .
6. Unele săruri se descompun atunci când sunt încălzite.
Mai mult, reacțiile chimice care apar în acest caz pot fi împărțite în două grupe:
- reacții în care elementele nu își schimbă starea de oxidare
- reacții redox.
A. Reacții de descompunere a sării care apar fără modificarea stării de oxidare a elementelor.
Ca exemple de astfel reacții chimice Să luăm în considerare modul în care are loc descompunerea carbonaților.
Când este încălzit puternic, carbonatul de calciu (cretă, calcar, marmură) se descompune, formând oxid de calciu (var ars) și dioxid de carbon:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .
Clip video:
Bicarbonat de sodiu ( praf de copt) cu încălzire ușoară se descompune în carbonat de sodiu (sodă), apă și dioxid de carbon:
2NaHCO3t°Na2CO3H2OCO2.
Clip video:
Hidrații de cristal ai sărurilor pierd apă atunci când sunt încălziți. De exemplu, sulfatul de cupru pentahidrat (\ (II \)) (sulfat de cupru), pierzând treptat apa, se transformă în sulfat de cupru anhidru (\ (II \)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° CuSO 4 5 H 2 O.
În condiții normale, sulfatul de cupru anhidru format poate fi transformat într-un hidrat cristalin:
CuSO 4 5 H 2 O → CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O
Clip video:
Distrugerea și formarea sulfatului de cupru |
În fiecare zi întâlnim săruri și nici nu ne gândim la rolul pe care acestea îl joacă în viața noastră. Dar fără ele, apa nu ar fi atât de gustoasă, iar mâncarea nu ar aduce plăcere, iar plantele nu ar crește, iar viața pe pământ nu ar putea exista dacă în lumea noastră nu ar exista sare. Deci, ce sunt aceste substanțe și ce proprietăți ale sărurilor le fac indispensabile?
Ce sunt sărurile
În componența sa, aceasta este cea mai numeroasă clasă, caracterizată prin diversitate. În secolul al XIX-lea, chimistul J. Verzelius a definit sarea ca fiind produsul unei reacții dintre un acid și o bază, în care atomul de hidrogen este înlocuit cu unul de metal. În apă, sărurile se disociază de obicei într-un metal sau amoniu (cation) și un reziduu acid (anion).
Puteți obține sare în următoarele moduri:
- prin interacțiunea dintre metal și nemetal, în acest caz va fi lipsit de oxigen;
- când un metal reacţionează cu un acid, se obţine o sare şi se eliberează hidrogen;
- un metal poate deplasa un alt metal din soluție;
- atunci când doi oxizi interacționează - acid și bazic (se mai numesc oxid nemetalic și respectiv oxid metalic);
- reacția dintre oxidul de metal și acidul produce sare și apă;
- reacția dintre o bază și un oxid nemetal produce, de asemenea, sare și apă;
- folosind o reacție de schimb ionic, în acest caz, pot reacționa diverse substanțe solubile în apă (baze, acizi, săruri), dar reacția va continua dacă se formează gaz, apă sau săruri ușor solubile (insolubile) în apă.
Proprietățile sărurilor depind doar de compoziția chimică. Dar mai întâi, să ne uităm la clasele lor.
Clasificare
În funcție de compoziție, se disting următoarele clase de săruri:
- după conținutul de oxigen (conținând oxigen și anoxic);
- prin interacțiunea cu apa (solubilă, ușor solubilă și insolubilă).
Această clasificare nu reflectă pe deplin diversitatea substanțelor. Clasificarea modernă și cea mai completă, care reflectă nu numai compoziția, ci și proprietățile sărurilor, este prezentată în tabelul următor.
| sare | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| Normal | Acru | Principal | Dubla | amestecat | Complex |
| Hidrogenul este complet înlocuit | Atomii de hidrogen nu sunt complet înlocuiți cu metal | Grupările de bază nu sunt complet înlocuite cu un reziduu acid | Compus din două metale și un reziduu acid | Un metal și două reziduuri acide | Substanțe compuse formate dintr-un cation complex și un anion sau un cation și un anion complex |
| NaCl | KHSO 4 | FeOHSO3 | KNaSO 4 | CaClBr | SO 4 |
Proprietăți fizice
Oricât de largă ar fi clasa acestor substanțe, dar comune proprietăți fizice sărurile pot fi izolate. Acestea sunt substanțe cu structură nemoleculară, cu o rețea cristalină ionică.
Puncte de topire și fierbere foarte mari. În condiții normale, toate sărurile nu conduc electricitatea, dar în soluție, majoritatea conduc electricitatea perfect.
Culoarea poate fi foarte diferită, depinde de ionul metalic care face parte din ea. Sulfatul feros (FeSO 4) este verde, clorura feroasă (FeCl 3) este roșu închis, iar cromatul de potasiu (K 2 CrO 4) este un galben strălucitor frumos. Dar majoritatea sărurilor sunt încă incolore sau albe.
Solubilitatea în apă variază și depinde de compoziția ionilor. În principiu, toate proprietățile fizice ale sărurilor au o singularitate. Ele depind de ce ion metalic și ce reziduu acid sunt incluse în compoziție. Să continuăm cu sărurile.
Proprietățile chimice ale sărurilor
Și aici există o caracteristică importantă. La fel ca proprietățile fizice, chimice ale sărurilor depind de compoziția lor. Și, de asemenea, din ce clasă aparțin.
Dar proprietăți generale sărurile se mai pot distinge:
- multe dintre ele se descompun atunci când sunt încălzite cu formarea a doi oxizi: acid și bazic și fără oxigen - metal și nemetal;
- sărurile interacționează și cu alți acizi, dar reacția are loc numai dacă sarea conține un reziduu acid al unui acid slab sau volatil sau se obține o sare insolubilă ca rezultat;
- interacțiunea cu alcalii este posibilă dacă cationul formează o bază insolubilă;
- o reacție este posibilă și între două săruri diferite, dar numai dacă una dintre sărurile nou formate nu se dizolvă în apă;
- se poate produce si o reactie cu un metal, dar este posibila doar daca luam metalul situat in dreapta in seria de tensiune din metalul continut in sare.
Proprietăți chimice sărurile legate de normal sunt discutate mai sus, în timp ce alte clase reacţionează cu substanţele oarecum diferit. Dar diferența este doar în produsele de ieșire. Practic, toate proprietățile chimice ale sărurilor sunt păstrate, la fel ca și cerințele pentru cursul reacțiilor.
săruri se numesc substanțe complexe, ale căror molecule constau din atomi de metal și reziduuri acide (uneori pot conține hidrogen). De exemplu, NaCl este clorură de sodiu, CaSO4 este sulfat de calciu etc.
Practic Toate sărurile sunt compuși ionici prin urmare, în săruri, ionii reziduurilor acide și ionii metalici sunt interconectați:
Na + Cl - - clorură de sodiu
Ca 2+ SO 4 2– - sulfat de calciu etc.
Sarea este un produs al înlocuirii parțiale sau complete a atomilor de hidrogen acid cu un metal. Prin urmare, se disting următoarele tipuri de săruri:
1. Săruri medii- toți atomii de hidrogen din acid sunt înlocuiți cu un metal: Na 2 CO 3, KNO 3 etc.
2. Săruri acide- nu toți atomii de hidrogen din acid sunt înlocuiți cu un metal. Desigur, sărurile acide pot forma doar acizi dibazici sau polibazici. Acizii monobazici nu pot da săruri acide: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 etc. d.
3. Săruri duble- atomii de hidrogen ai unui acid dibazic sau polibazic sunt înlocuiți nu cu un metal, ci cu doi diferite: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 etc.
4. Săruri de bază pot fi considerate ca produse ale substituirii incomplete sau parțiale a grupărilor hidroxil ale bazelor cu resturi acide: Al(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl etc.
Conform nomenclaturii internaționale, denumirea sării fiecărui acid provine de la denumirea latină a elementului. De exemplu, sărurile acidului sulfuric se numesc sulfați: CaSO 4 - sulfat de calciu, Mg SO 4 - sulfat de magneziu etc.; sărurile acidului clorhidric se numesc cloruri: NaCl - clorura de sodiu, ZnCI 2 - clorura de zinc etc.
La denumirea de săruri ale acizilor dibazici se adaugă particula „bi” sau „hidro”: Mg (HCl 3) 2 - bicarbonat sau bicarbonat de magneziu.
Cu condiția ca într-un acid tribazic doar un atom de hidrogen să fie înlocuit cu un metal, atunci se adaugă prefixul „dihidro”: NaH 2 PO 4 - fosfat dihidrogen de sodiu.
Sărurile sunt substanțe solide care au o gamă largă de solubilitate în apă.
Proprietățile chimice ale sărurilor
Proprietățile chimice ale sărurilor sunt determinate de proprietățile cationilor și anionilor care fac parte din compoziția lor.
1. niste sărurile se descompun la calcinare:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
2. Reacționează cu acizii pentru a forma o sare nouă și un nou acid. Pentru ca această reacție să aibă loc, este necesar ca acidul să fie mai puternic decât sarea asupra căreia acidul acționează:
2NaCl + H2S04 → Na2S04 + 2HCI.
3. Interacționează cu bazele, formând o sare nouă și o bază nouă:
Ba(OH)2 + MgS04 → BaS04↓ + Mg(OH)2.
4. Interacționați unul cu celălalt cu formarea de noi săruri:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interacționează cu metalele, care sunt în domeniul de activitate a metalului care face parte din sare:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.
Aveti vreo intrebare? Vrei să afli mai multe despre săruri?
Pentru a primi ajutor de la un tutor -.
Prima lecție este gratuită!
blog.site, cu copierea integrală sau parțială a materialului, este necesar un link către sursă.
SARE, o clasă de compuși chimici. În prezent, nu există o definiție general acceptată a conceptului de „Săruri”, precum și a termenilor „acizi și baze”, produsele interacțiunii cărora sunt sărurile. Sărurile pot fi considerate produse de substituție a protonilor de hidrogen acid cu ionii metalici, NH 4 + , CH 3 NH 3 + și alți cationi sau grupări OH ale bazei pentru anioni acizi (de exemplu, Cl - , SO 4 2-).
Clasificare
Produsele de substituție completă sunt săruri medii, de exemplu. Na2S04, MgCl2, săruri parţial acide sau bazice, de exemplu KHS04, СuСlOH. Există, de asemenea, săruri simple, inclusiv un tip de cationi și un tip de anioni (de exemplu, NaCl), săruri duble care conțin două tipuri de cationi (de exemplu, KAl (SO 4) 2 12H 2 O), săruri mixte, care includ două tipuri de reziduuri acide (de exemplu, AgClBr). Sărurile complexe conțin ioni complecși precum K4.
Proprietăți fizice
Sărurile tipice sunt substanțe cristaline cu structură ionică, cum ar fi CsF. Există și săruri covalente, cum ar fi AlCl3. De fapt, natura legăturii chimice v a multor săruri este amestecată.
Prin solubilitate în apă se disting sărurile solubile, ușor solubile și practic insolubile. Solubile includ aproape toate sărurile de sodiu, potasiu și amoniu, mulți nitrați, acetați și cloruri, cu excepția sărurilor metalelor polivalente care se hidrolizează în apă, multe săruri acide.
Solubilitatea sărurilor în apă la temperatura camerei
| Anionii | ||||||||||
| F- | Cl- | br- | eu- | S2- | NUMARUL 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| K+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| NH4+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg2+ | RK | R | R | R | M | R | H | RK | R | RK |
| Ca2+ | NK | R | R | R | M | R | H | RK | M | RK |
| Sr2+ | NK | R | R | R | R | R | H | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | H | RK | NK | RK |
| sn 2+ | R | R | R | M | RK | R | H | H | R | H |
| Pb 2+ | H | M | M | M | RK | R | H | H | H | H |
| Al 3+ | M | R | R | R | G | R | G | NK | R | RK |
| Cr3+ | R | R | R | R | G | R | G | H | R | RK |
| Mn2+ | R | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe3+ | R | R | R | - | - | R | G | H | R | RK |
| Co2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Ni2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Cu2+ | M | R | R | - | H | R | G | H | R | H |
| Zn2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| CD 2+ | R | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Hg2+ | R | R | M | NK | NK | R | H | H | R | H |
| Hg 2 2+ | R | NK | NK | NK | RK | R | H | H | M | H |
| Ag+ | R | NK | NK | NK | NK | R | H | H | M | H |
Legendă:
P - substanța este foarte solubilă în apă; M - ușor solubil; H - practic insolubil în apă, dar ușor solubil în acizi slabi sau diluați; RK - insolubil în apă și solubil numai în acizi anorganici puternici; NK - insolubil nici în apă, nici în acizi; G - hidrolizează complet la dizolvare și nu există în contact cu apa. O liniuță înseamnă că o astfel de substanță nu există deloc.
În soluții apoase, sărurile se disociază complet sau parțial în ioni. Sărurile acizilor slabi și/sau bazelor slabe sunt supuse hidrolizei. Soluțiile apoase de sare conțin ioni hidratați, perechi de ioni și forme chimice mai complexe, inclusiv produse de hidroliză, etc. Un număr de săruri sunt, de asemenea, solubile în alcooli, acetonă, amide acide și alți solvenți organici.
Din soluții apoase, sărurile pot cristaliza sub formă de hidrați cristalini, din soluții neapoase - sub formă de solvați cristalini, de exemplu CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Date despre diferite procese care au loc în sistemele apă-sare, despre solubilitatea sărurilor în prezența lor comună în funcție de temperatură, presiune și concentrație, despre compoziția fazelor solide și lichide pot fi obținute prin studierea diagramelor de solubilitate a sistemelor apă-sare.
Metode generale de sinteza a sarurilor.
1. Obținerea sărurilor medii:
1) metal cu nemetal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal cu acid: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metal cu o soluție de sare a unui metal mai puțin activ Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) oxid bazic cu oxid acid: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) oxid bazic cu acid CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) baze cu oxid acid Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baze cu acid: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) săruri acide: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl
9) o soluție de bază cu o soluție de sare: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) soluții de două săruri 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Obținerea sărurilor acide:
1. Interacțiunea unui acid cu lipsa unei baze. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Interacțiunea unei baze cu un exces de oxid acid
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2
3. Interacțiunea unei sări medii cu acidul Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Obținerea sărurilor bazice:
1. Hidroliza sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid puternic
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Adăugarea (picătură cu picătură) de cantități mici de alcaline la soluții de săruri metalice medii AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interacțiunea sărurilor acizilor slabi cu sărurile medii
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Obținerea sărurilor complexe:
1. Reacţiile sărurilor cu liganzi: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCI3 + 6KCN] = K3 + 3KCI
5. Obținerea de săruri duble:
1. Cristalizarea în comun a două săruri:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reacții redox datorită proprietăților cationului sau anionului. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Proprietăți chimice ale sărurilor acide:
Descompunere termică la sare medie
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Interacțiune cu alcalii. Obținerea de sare medie.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
3. Proprietățile chimice ale sărurilor bazice:
Descompunere termică. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
Interacțiunea cu acidul: formarea unei săruri medii.
Sn(OH)CI + HCI = SnCl2 + H2O
4. Proprietăți chimice ale sărurilor complexe:
1. Distrugerea complexelor din cauza formării de compuși slab solubili:
2Cl + K 2 S \u003d CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Schimb de liganzi între sferele exterioare și interioare.
K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl
5. Proprietățile chimice ale sărurilor duble:
Interacțiune cu soluții alcaline: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Recuperare: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, H 2 SO 4 diluat) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Materiile prime pentru producerea industrială a unui număr de săruri clorurate, sulfați, carbonați, borați de Na, K, Ca, Mg sunt apa de mare și ocean, saramurele naturale formate în timpul evaporării sale și depozitele solide de săruri. Pentru un grup de minerale care formează zăcăminte de sare sedimentară (sulfați și cloruri de Na, K și Mg), se folosește numele de cod „săruri naturale”. Cele mai mari zăcăminte de săruri de potasiu sunt situate în Rusia (Solikamsk), Canada și Germania, zăcăminte puternice de minereuri de fosfat - în Africa de Nord, Rusia și Kazahstan, NaNO3 - în Chile.
Sărurile sunt folosite în industria alimentară, chimică, metalurgică, sticla, piele, textile, agricultură, medicină etc.
Principalele tipuri de săruri
1. borati(oxoborați), săruri ale acizilor boric: HBO 2 metaboric, H 3 BO 3 ortoboric și acizi poliboric neizolați în stare liberă. După numărul de atomi de bor din moleculă, aceștia se împart în mono-, di, tetra-, hexaborați etc. Borații se mai numesc după acizii care îi formează și după numărul de moli de B 2 O 3 per 1 mol de oxid bazic. Deci diverși metaborați pot fi numiți monoborați dacă conțin anionul B (OH) 4 sau anionul de lanț (BO 2) n n-diborați - dacă conțin anionul cu dublu lanț (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboraţi - dacă conţin anion inel (B 3 O 6) 3-.
Structurile boraților includ grupări bor-oxigen - „blocuri” care conțin de la 1 la 6 și, uneori, 9 atomi de bor, de exemplu:
Numărul de coordonare al atomilor de bor este 3 (grupe triunghiulare bor-oxigen) sau 4 (grupe tetraedrice). Grupările bor-oxigen stau la baza nu numai a insulei, ci și a structurilor mai complexe - polimerizate în lanț, stratificat și cadru. Acestea din urmă se formează ca urmare a eliminării apei în moleculele de borati hidratați și a apariției unor legături de punte prin atomii de oxigen; procesul este uneori însoțit de ruperea legăturii B-O în cadrul polianionilor. Polianionii pot atașa grupuri laterale - tetraedre sau triunghiuri bor-oxigen, dimerii lor sau anioni străini.
Amoniul, alcalii, precum și alte metale în starea de oxidare +1 formează cel mai adesea metaborați hidratați și anhidri de tip MBO 2, tetraborați M 2 B 4 O 7, pentaborați MB 5 O 8 și, de asemenea, M 4 B 10 O 17 nH 2 decaborați O. Alcalino-pământoase și alte metale în stare de oxidare + 2 dau de obicei metaborați hidratați, M 2 B 6 O 11 triborați și MB 6 O 10 hexaborați. precum și meta-, orto- și tetraborați anhidri. Metalele în starea de oxidare + 3 se caracterizează prin ortoborați de MBO 3 hidratați și anhidri.
Borații sunt substanțe amorfe incolore sau cristale (în principal cu o structură joasă-simetrică - monoclinic sau rombic). Pentru borații anhidri, punctele de topire sunt în intervalul de la 500 la 2000 °C; metaborații cu cel mai mare punct de topire sunt alcalii și orto- și metaborații de metale alcalino-pământoase. Majoritatea boraților formează cu ușurință pahare atunci când topiturile lor sunt răcite. Duritatea boraților hidratați pe scara Mohs este de 2-5, anhidru - până la 9.
Monoborații hidratați pierd apa de cristalizare până la ~180°C, poliborații - la 300-500°C; eliminarea apei din cauza grupărilor OH coordonate în jurul atomilor de bor are loc până la ~750°С. Odată cu deshidratarea completă, se formează substanțe amorfe, care la 500-800 ° C suferă în cele mai multe cazuri „rearanjare borată” - cristalizare, însoțită (pentru poliborați) de descompunere parțială cu eliberare de B 2 O 3.
Borații de metale alcaline, de amoniu și T1(I) sunt solubili în apă (în special meta- și pentaborați), se hidrolizează în soluții apoase (soluțiile au o reacție alcalină). Majoritatea boraților se descompun ușor de acizi, în unele cazuri prin acțiunea CO 2; şi SO2;. Borații de alcalino-pământoase și metalele grele interacționează cu soluții de alcalii, carbonați și bicarbonați de metale alcaline. Borații anhidri sunt mai stabili din punct de vedere chimic decât cei hidratați. Cu unii alcooli, în special cu glicerol, borații formează complexe solubile în apă. Sub acțiunea agenților oxidanți puternici, în special H2O2, sau în timpul oxidării electrochimice, borații sunt transformați în peroxoborați.
Sunt cunoscuți aproximativ 100 de borați naturali, care sunt în principal săruri de Na, Mg, Ca, Fe.
Boraţii hidrataţi se obţin prin: neutralizarea H 3 BO 3 cu oxizi, hidroxizi sau carbonaţi metalici; reacții de schimb ale boraților de metale alcaline, cel mai adesea Na, cu sărurile altor metale; reacția de transformare reciprocă a boraților puțin solubili cu soluții apoase de borați de metale alcaline; procese hidrotermale folosind halogenuri de metale alcaline ca aditivi de mineralizare. Boraţii anhidri se obţin prin fuziunea sau sinterizarea B 2 O 3 cu oxizi sau carbonaţi metalici sau prin deshidratarea hidraţilor; monocristalele sunt crescute în soluții de borați în oxizi topiți, de exemplu Bi 2 O 3 .
Borații sunt utilizați: pentru obținerea altor compuși ai borului; ca componente ale încărcăturii în producerea sticlelor, glazurilor, emailurilor, ceramicii; pentru acoperiri și impregnări rezistente la foc; ca componente ale fluxurilor pentru rafinarea, sudarea și lipirea metalelor”; ca pigmenți și umpluturi de vopsele și lacuri; ca mordanți în vopsire, inhibitori de coroziune, componente ale electroliților, fosfori etc. Boraxul și borații de calciu sunt cei mai folosiți.
2. Halogenuri, compuși chimici ai halogenilor cu alte elemente. Halogenurile includ de obicei compuși în care atomii de halogen au o electronegativitate mai mare decât un alt element. Halogenurile nu formează He, Ne și Ar. Halogenurile simple sau binare EXn (n este cel mai adesea un număr întreg de la 1 pentru monohalogenuri la 7 pentru IF 7 și ReF 7, dar pot fi și fracționate, de exemplu, 7/6 pentru Bi 6 Cl 7) includ, în special , săruri ale acizilor hidrohalici și compuși interhalogeni (de exemplu, halofluoruri). Există, de asemenea, amestecuri de halogenuri, polihalogenuri, hidrohalogenuri, oxohalogenuri, oxihalogenuri, hidroxohalogenuri, tiohalogenuri și halogenuri complexe. Starea de oxidare a halogenilor din halogenuri este de obicei -1.
În funcție de natura legăturii element-halogen, halogenurile simple sunt împărțite în ionice și covalente. În realitate, relaţiile sunt de natură mixtă cu predominanţa aportului uneia sau alteia componente. Halogenurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase, precum și multe mono- și dihalogenuri ale altor metale, sunt săruri tipice în care predomină natura ionică a legăturii. Cele mai multe dintre ele sunt relativ refractare, slab volatile, foarte solubile în apă; în soluții apoase, ele se disociază aproape complet în ioni. Proprietățile sărurilor sunt deținute și de trihalogenuri ale elementelor pământurilor rare. Solubilitatea în apă a halogenurilor ionice scade în general de la ioduri la fluoruri. Clorurile, bromurile și iodurile Ag + , Cu + , Hg + și Pb 2+ sunt slab solubile în apă.
O creștere a numărului de atomi de halogen în halogenurile metalice sau raportul dintre sarcina metalică și raza ionului său duce la o creștere a componentei covalente a legăturii, o scădere a solubilității în apă și a stabilității termice a halogenurilor, o creștere a volatilitate, o creștere a oxidării, capacitatea și tendința de hidroliză. Aceste dependențe se observă pentru halogenuri metalice din aceeași perioadă și în seria de halogenuri ale aceluiași metal. Sunt ușor de urmărit pe exemplul proprietăților termice. De exemplu, pentru halogenurile metalice din perioada a 4-a, punctele de topire și de fierbere sunt 771 și respectiv 1430°C pentru KC1, 772 și 1960°C pentru CaCl 2, 967 și 975°C pentru ScCl 3 , -24,1 și 136°C pentru TiCl4. Pentru UF 3, punctul de topire este de ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. În seria de compuși EHn la o constantă n, covalența legăturii crește de obicei la trecerea de la fluoruri la cloruri și scade la trecerea de la acestea din urmă la bromuri și ioduri. Deci, pentru AlF 3, temperatura de sublimare este de 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, punctul de fierbere al A1Br 3 este de 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. În seriile ZrF4, ZrCl4ZrBr4, ZrI4 temperatura de sublimare este de 906, 334, 355, respectiv 418°C. În seriile MFn și MC1n în care M este un metal dintr-un subgrup, covalența legăturii scade odată cu creșterea masei atomice a metalului. Există puține fluoruri și cloruri metalice cu aproximativ aceeași contribuție a componentelor legăturii ionice și covalente.
Energia medie a legăturii element-halogen scade odată cu trecerea de la fluoruri la ioduri și cu creșterea în n (vezi tabel).
Multe halogenuri metalice care conțin atomi de O izolați sau de punte (respectiv, oxo și oxihalogenuri), de exemplu, oxotrifluorură de vanadiu VOF 3, dioxifluorură de niobiu NbO 2 F, dioxodiiodură de wolfram WO 2 I 2.
Halogenurile complexe (halogenometalații) conțin anioni complecși în care atomii de halogen sunt liganzi, de exemplu, hexacloroplatinat de potasiu (IV) K2, heptafluorotantalat de sodiu (V) Na, hexafluoroarsenat de litiu (V) Li. Fluoro-, oxofluoro- și clorometalații au cea mai mare stabilitate termică. Prin natura legăturilor, compușii ionici cu cationi NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + și alții sunt aproape de halogenuri complexe.
Multe halogenuri se caracterizează prin asociere și polimerizare în faza lichidă și gazoasă cu formarea de legături de punte. Cele mai predispuse la aceasta sunt halogenurile de metale din grupele I și II, AlCl 3 , pentafluorurile de Sb și metalele de tranziție, oxofluorurile din compoziția MOF 4 . Halogenuri cunoscute cu o legătură metal-metal, de exemplu. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorurile diferă semnificativ în proprietăți față de alte halogenuri. Cu toate acestea, la halogenurile simple, aceste diferențe sunt mai puțin pronunțate decât la halogenii înșiși, iar la halogenurile complexe, ele sunt mai puțin pronunțate decât la cele simple.
Multe halogenuri covalente (în special fluoruri) sunt acizi Lewis puternici, de ex. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorurile fac parte din supraacizi. Halogenurile mai mari sunt reduse de metale și hidrogen, de exemplu:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF
Halogenurile metalice din grupele V-VIII, cu excepția Cr și Mn, sunt reduse cu H2 la metale, de exemplu:
WF6 + ZN2 = W + 6HF
Multe halogenuri metalice covalente și ionice interacționează între ele pentru a forma halogenuri complexe, de exemplu:
KC1 + TaCl5 = K
Halogenii mai ușori îi pot înlocui pe cei mai grei din halogenuri. Oxigenul poate oxida halogenurile cu eliberarea de C1 2 , Br 2 şi I 2 . Una dintre reacțiile caracteristice ale halogenurilor covalente este interacțiunea cu apa (hidroliza) sau vaporii acesteia la încălzire (pirohidroliză), ducând la formarea de oxizi, oxi- sau oxo halogenuri, hidroxizi și halogenuri de hidrogen.
Halogenurile se obțin direct din elemente, prin interacțiunea halogenurilor de hidrogen sau a acizilor halohidric cu elemente, oxizi, hidroxizi sau săruri, precum și prin reacții de schimb.
Halogenurile sunt utilizate pe scară largă în inginerie ca materii prime pentru producerea de halogeni, metale alcaline și alcalino-pământoase și ca componente ale sticlei și altor materiale anorganice; sunt produse intermediare în producerea metalelor rare și a unor metale neferoase, U, Si, Ge etc.
În natură, halogenurile formează clase separate de minerale, care includ fluorurile (de exemplu, mineralele fluorit, criolitul) și clorurile (silvit, carnalit). Bromul și iodul sunt prezente în unele minerale ca impurități izomorfe. Cantități semnificative de halogenuri se găsesc în apa mărilor și oceanelor, în sare și saramură subterană. Unele halogenuri, cum ar fi NaCl, KC1, CaCl 2, fac parte din organismele vii.
3. Carbonați(din lat. carbo, genul case carbonis coal), săruri ale acidului carbonic. Există carbonați medii cu anionul CO 3 2- și acizi, sau bicarbonați (bicarbonați învechiți), cu anionul HCO 3 -. Carbonații sunt substanțe cristaline. Majoritatea sărurilor metalice medii în starea de oxidare + 2 cristalizează într-un hexagon. tip reticulat de calcit sau tip rombic de aragonit.
Dintre carbonații medii, doar sărurile metalelor alcaline, amoniul și Tl (I) se dizolvă în apă. Ca rezultat al hidrolizei semnificative, soluțiile lor au o reacție alcalină. Cei mai dificili carbonați metalici solubili în starea de oxidare + 2. Dimpotrivă, toți bicarbonații sunt foarte solubili în apă. În timpul reacțiilor de schimb în soluții apoase între sărurile metalice și Na 2 CO 3 se formează precipitate de carbonați medii în cazurile în care solubilitatea lor este mult mai mică decât cea a hidroxizilor corespunzători. Acesta este cazul Ca, Sr și analogii lor, lantanide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) și Cd(II). Cationii rămași, atunci când interacționează cu carbonații dizolvați ca urmare a hidrolizei, pot da nu carbonați medii, ci bazici sau chiar hidroxizi. Carbonații medii care conțin cationi cu încărcare multiplă pot fi uneori precipitați din soluții apoase în prezența unui exces mare de CO2.
Proprietățile chimice ale carbonaților se datorează apartenenței lor la clasa sărurilor anorganice ale acizilor slabi. Trăsăturile caracteristice ale carbonaților sunt asociate cu solubilitatea lor slabă, precum și instabilitatea termică atât a crabonaților înșiși, cât și a H 2 CO 3 . Aceste proprietăți sunt utilizate în analiza crabonaților, pe baza fie pe descompunerea lor de către acizi tari și pe absorbția cantitativă a CO 2 eliberat în acest caz de o soluție alcalină, fie pe precipitarea ionului CO 3 2- din soluție în forma lui ВаСО 3 . Sub acțiunea unui exces de CO 2 asupra unui precipitat de carbonat mediu într-o soluție, se formează un bicarbonat, de exemplu: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Prezența hidrocarburilor în apa naturală determină duritatea ei temporară. Bicarbonati cu incalzire usoara deja la temperaturi scăzute se transformă din nou în carbonați medii, care, atunci când sunt încălziți, se descompun în oxid și CO2. Cu cât metalul este mai activ, cu atât temperatura de descompunere a carbonatului său este mai mare. Deci, Na 2 CO 3 se topește fără descompunere la 857 °C, iar pentru carbonați de Ca, Mg și Al, presiunile de descompunere de echilibru ajung la 0,1 MPa la temperaturi de 820, 350 și, respectiv, 100 °C.
Carbonații sunt foarte răspândiți în natură, ceea ce se datorează participării CO 2 și H 2 O la procesele de formare a mineralelor. carbonații joacă un rol important în echilibrele globale între CO 2 gazos din atmosferă și CO 2 dizolvat; şi ionii HCO3- şi CO32- în hidrosferă şi săruri solide în litosferă. Cele mai importante minerale sunt calcitul de CaCO 3 , magnezitul de MgCO 3 , siderita FeCO 3 , smithsonita de ZnCO 3 si altele. Calcarul consta in principal din calcit sau calcit resturi de schele ale organismelor, rareori din aragonit. De asemenea, sunt cunoscuți carbonați naturali hidratați ai metalelor alcaline și Mg (de exemplu, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), carbonați dubli [de exemplu, dolomit CaMg (CO 3) 2, tron Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] și bazic [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].
Cele mai importante sunt carbonatul de potasiu, carbonatul de calciu și carbonatul de sodiu. Mulți carbonați naturali sunt minereuri metalice foarte valoroase (de exemplu, carbonați de Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bicarbonații joacă un rol fiziologic important, fiind substanțe tampon care reglează constanta pH-ului sângelui.
4. Nitrați, săruri ale acidului azotic HNO3. Cunoscut pentru aproape toate metalele; există atât sub formă de săruri anhidre M (NO 3) n (n este starea de oxidare a metalului M), cât și sub formă de hidrați cristalini M (NO 3) n xH 2 O (x \u003d 1-9) . Din soluții apoase la o temperatură apropiată de temperatura camerei, doar nitrații de metale alcaline cristalizează anhidru, restul - sub formă de hidrați cristalini. Proprietățile fizico-chimice ale nitratului anhidru și hidratat al aceluiași metal pot fi foarte diferite.
Compușii cristalini anhidri ai nitraților cu elemente d sunt colorați. În mod convențional, nitrații pot fi împărțiți în compuși cu o legătură de tip predominant covalent (săruri de Be, Cr, Zn, Fe și alte metale de tranziție) și cu o legătură de tip predominant ionic (săruri ale metalelor alcaline și alcalino-pământoase). Nitrații ionici se caracterizează prin stabilitate termică mai mare, predominanța structurilor cristaline de simetrie superioară (cubice) și absența divizării benzilor de ioni azotat în spectrele IR. Nitrații covalenti au o solubilitate mai mare în solvenți organici, stabilitate termică mai scăzută, spectrele lor IR sunt mai complexe; unii nitrați covalenti sunt volatili la temperatura camerei, iar atunci când sunt dizolvați în apă, se descompun parțial odată cu eliberarea de oxizi de azot.
Toți nitrații anhidri prezintă proprietăți oxidante puternice datorită prezenței ionului NO 3 -, în timp ce capacitatea lor de oxidare crește la trecerea de la nitrații ionici la nitrații covalenti. Acestea din urmă se descompun în intervalul de 100-300°C, ionice - la 400-600°C (NaNO3, KNO3 și alții se topesc când sunt încălzite). Produși de descompunere în faze solide și lichide. sunt secvențial nitriți, oxonitrați și oxizi, uneori - metale libere (când oxidul este instabil, de exemplu Ag 2 O), iar în fază gazoasă - NO, NO 2, O 2 și N 2. Compoziția produselor de descompunere depinde de natura metalului și de gradul său de oxidare, viteza de încălzire, temperatură, compoziția mediului gazos și alte condiții. NH 4 NO 3 detonează, iar când este încălzit rapid se poate descompune cu o explozie, în acest caz formându-se N 2 , O 2 şi H 2 O; când este încălzită încet, se descompune în N 2 O și H 2 O.
Ionul NO 3 - liber în faza gazoasă are structura geometrică a unui triunghi echilateral cu un atom de N în centru, unghiuri ONO ~ 120° și lungimi de legătură N-O de 0,121 nm. În nitrații cristalini și gazoși, ionul NO 3 - își păstrează practic forma și dimensiunea, ceea ce determină spațiul și structura nitraților. Ionul NO 3 - poate acționa ca un ligand mono-, bi-, tridentat sau de punte, astfel încât nitrații sunt caracterizați printr-o mare varietate de tipuri de structuri cristaline.
Metale de tranziție în stări de oxidare ridicată datorită stericului. dificultățile nu pot forma nitrați anhidri și sunt caracterizați prin oxonitrați, de exemplu UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrații formează un număr mare de săruri duble și complexe cu ionul NO 3 - în sfera interioară. În medii apoase, ca urmare a hidrolizei, cationii metalelor tranziționale formează hidroxonitrați (nitrați bazici) de compoziție variabilă, care pot fi izolați și în stare solidă.
Nitrații hidratați diferă de cei anhidri prin faptul că, în structurile lor cristaline, ionul metalic este în majoritatea cazurilor asociat cu moleculele de apă, și nu cu ionul NO 3. Prin urmare, se dizolvă mai bine decât nitrații anhidri în apă, dar mai rău - în solvenți organici, agenții de oxidare mai slabi se topesc incongruent în apa de cristalizare în intervalul 25-100°C. Când nitrații hidratați sunt încălziți, nitrații anhidri, de regulă, nu se formează, dar are loc termoliza cu formarea de hidroxonitrați și apoi de oxonitrați și oxizi metalici.
În multe dintre proprietățile lor chimice, nitrații sunt similari cu alte săruri anorganice. Trăsăturile caracteristice ale nitraților se datorează solubilității lor foarte ridicate în apă, stabilității termice scăzute și capacității de a oxida compușii organici și anorganici. În timpul reducerii nitraților se formează un amestec de produse care conțin azot NO 2 , NO, N 2 O, N 2 sau NH 3 cu predominanța unuia dintre ei în funcție de tipul de agent reducător, temperatură, reacție a mediului. , și alți factori.
Metodele industriale de obținere a nitraților se bazează pe absorbția NH 3 de către soluțiile de HNO 3 (pentru NH 4 NO 3) sau pe absorbția gazelor azotate (NO + NO 2) prin soluții alcaline sau carbonatice (pentru nitrații de metale alcaline, Ca, Mg, Ba), precum și pe diferite reacții de schimb de săruri metalice cu HNO3 sau nitrați de metale alcaline. În laborator, pentru obţinerea nitraţilor anhidri se folosesc reacţii ale metalelor tranziţionale sau ale compuşilor acestora cu N 2 O 4 lichid şi amestecurile acestuia cu solvenţi organici sau reacţii cu N 2 O 5.
Nitrații Na, K (nitrat de sodiu și potasiu) se găsesc sub formă de depozite naturale.
Nitrații sunt utilizați în multe industrii. Azotat de amoniu (nitrat de amoniu) - principalul îngrășământ care conține azot; nitrații de metale alcaline și Ca sunt de asemenea folosiți ca îngrășăminte. Nitrați - componente ale combustibililor pentru rachete, compoziții pirotehnice, soluții de decapare pentru vopsirea țesăturilor; sunt folosite pentru călirea metalelor, conservarea alimentelor, medicamenteși pentru producerea oxizilor metalici.
Nitrații sunt toxici. Acestea provoacă edem pulmonar, tuse, vărsături, insuficiență cardiovasculară acută etc. Doza letală de nitrați pentru oameni este de 8-15 g, aportul zilnic admis este de 5 mg/kg. Pentru suma azotaților de Na, K, Ca, NH3 MPC: în apă 45 mg/l", în sol 130 mg/kg (clasa de pericol 3); în legume și fructe (mg/kg) - cartofi 250, varză albă târzie 500, morcovi tardivi 250, sfecla 1400, ceapa 80, dovlecei 400, pepeni 90, pepeni verzi, struguri, mere, pere 60. Nerespectarea recomandarilor agrotehnice, fertilizarea excesiva creste dramatic continutul de nitrati din produsele agricole, scurgerile de suprafata. ( 40-5500 mg/l), apă subterană.
5. Nitrit, săruri ale acidului azot НNO 2 . În primul rând, se folosesc nitriți de metale alcaline și amoniu, mai puțin - metale alcalino-pământoase și Zd, Pb și Ag. Există doar informații fragmentare despre nitriții altor metale.
Nitriții metalici în starea de oxidare +2 formează hidrați de cristal cu una, două sau patru molecule de apă. Nitriții formează săruri duble și triple, de exemplu. CsNO2AgNO2 sau Ba (NO2)2Ni (NO2)22KNO2, precum și compuși complecși, cum ar fi Na3.
Structurile cristaline sunt cunoscute doar pentru câțiva nitriți anhidri. Anionul NO 2 are o configurație neliniară; Unghi ONO 115°, lungimea legăturii H-O 0,115 nm; tipul de conexiune M-NO 2 este ionic-covalent.
Nitriții K, Na, Ba sunt bine solubili în apă, nitriții Ag, Hg, Cu sunt slab solubili. Odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea nitriților crește. Aproape toți nitriții sunt slab solubili în alcooli, eteri și solvenți cu polaritate scăzută.
Nitriții sunt instabili termic; se topesc fără descompunere numai nitriții metalelor alcaline, nitriții altor metale se descompun la 25-300 °C. Mecanismul de descompunere a nitriților este complex și include o serie de reacții paralel-secvențiale. Principalii produși de descompunere gazoasă sunt NO, NO 2, N 2 și O 2, cei solizi sunt oxidul metalic sau metalul elementar. Selecţie un numar mare gazele provoacă descompunerea explozivă a unor nitriți, de exemplu NH 4 NO 2, care se descompune în N 2 și H 2 O.
Trăsăturile caracteristice ale nitriților sunt asociate cu instabilitatea lor termică și capacitatea ionului de nitrit de a fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător, în funcție de mediu și de natura reactivilor. Într-un mediu neutru, nitriții se reduc de obicei la NO, în mediu acid se oxidează la nitrați. Oxigenul și CO 2 nu interacționează cu nitriții solizi și cu soluțiile lor apoase. Nitriții contribuie la descompunerea substanțelor care conțin azot materie organică, în special amine, amide etc. Cu halogenuri organice RXH. reacționează pentru a forma atât nitriți RONO, cât și compuși nitro RNO 2.
Producția industrială de nitriți se bazează pe absorbția gazului azot (un amestec de NO + NO 2) cu soluții de Na 2 CO 3 sau NaOH cu cristalizare succesivă a NaNO 2; nitriții altor metale în industrie și laboratoare se obțin prin reacția de schimb a sărurilor metalice cu NaNO 2 sau prin reducerea nitraților acestor metale.
Nitriții sunt utilizați pentru sinteza coloranților azoici, în producerea caprolactamei, ca agenți oxidanți și reducători în industria cauciucului, textil și prelucrarea metalelor, ca conservanți alimentari. Nitriții precum NaNO 2 și KNO 2 sunt toxici, provocând dureri de cap, vărsături, depresie respiratorie etc. Când NaNO 2 este otrăvit, în sânge se formează methemoglobina, membranele eritrocitelor sunt deteriorate. Poate formarea de nitrozamine din NaNO 2 și amine direct în tractul gastrointestinal.
6. sulfați, săruri ale acidului sulfuric. Sunt cunoscuţi sulfaţii medii cu anionul S042-, acizi sau hidrosulfaţi, cu anionul HSO4-, bazic, conţinând împreună cu anionul S042-- grupări OH, de exemplu Zn2(OH)2S04. Există, de asemenea, sulfați dubli, care includ doi cationi diferiți. Acestea includ două grupuri mari de sulfați - alaun, precum și cheniți M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O, unde M este un cation încărcat unic, E este Mg, Zn și alți cationi dublu încărcat. Sulfat triplu cunoscut K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polihalit mineral), sulfați dublu bazici, de exemplu, minerale din grupele alunită și jarozită M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 și M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, unde M este un cation încărcat unic. Sulfații pot face parte din săruri mixte, de exemplu 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berchit mineral), MgSO 4 KCl 3H20 (kainită).
Sulfații sunt substanțe cristaline, medii și acide, în majoritatea cazurilor sunt foarte solubili în apă. Sulfați ușor solubili de calciu, stronțiu, plumb și unii alții, practic insolubili BaSO 4 , RaSO 4 . Sulfații bazici sunt de obicei puțin solubili sau practic insolubili sau hidrolizați de apă. Sulfații pot cristaliza din soluții apoase sub formă de hidrați cristalini. Hidrații cristalini ai unor metale grele se numesc vitriol; sulfat de cupru СuSO 4 5H 2 O, sulfat feros FeSO 4 7H 2 O.
Sulfații medii de metale alcaline sunt stabili termic, în timp ce sulfații acizi se descompun atunci când sunt încălziți, transformându-se în pirosulfați: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Sulfții medii ai altor metale, precum și sulfații bazici, atunci când sunt încălziți la temperaturi suficient de ridicate, de regulă, se descompun cu formarea de oxizi de metal și eliberarea de SO 3 .
Sulfații sunt larg răspândiți în natură. Ele se găsesc sub formă de minerale, cum ar fi gipsul CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O și fac parte, de asemenea, din apa de mare și râu.
Mulți sulfați pot fi obținuți prin interacțiunea H 2 SO 4 cu metalele, oxizii și hidroxizii acestora, precum și prin descompunerea sărurilor acizilor volatili cu acidul sulfuric.
Sulfații anorganici sunt utilizați pe scară largă. De exemplu, sulfatul de amoniu este un îngrășământ cu azot, sulfatul de sodiu este utilizat în industria sticlei, hârtiei, producția de viscoză etc. Mineralele naturale de sulfat sunt materii prime pentru producția industrială de compuși din diferite metale, materiale de construcție etc.
7. Sulfiți, săruri ale acidului sulfuros H2SO3. Există sulfiți medii cu anionul SO 3 2- și acizi (hidrosulfiți) cu anionul HSO 3 -. Sulfiții medii sunt substanțe cristaline. Sulfiții de amoniu și metale alcaline sunt foarte solubili în apă; solubilitate (g în 100 g): (NH 4 ) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). În soluții apoase formează hidrosulfiți. Sulfiții de alcalino-pământ și alte metale sunt practic insolubili în apă; solubilitatea MgS03 1 g în 100 g (40°C). Hidrații cristalini cunoscuți (NH4)2SO3H2O, Na2SO37H2O, K2SO32H2O, MgSO36H2O etc.
Sulfiții anhidri, atunci când sunt încălziți fără acces la aer în vase sigilate, se disproporționează în sulfuri și sulfați, când sunt încălziți în curent de N2 pierd SO2, iar când sunt încălziți în aer, sunt ușor oxidați la sulfați. Cu SO 2 în mediul acvatic, sulfiții medii formează hidrosulfiți. Sulfiții sunt agenți reducători relativ puternici, se oxidează în soluții cu clor, brom, H 2 O 2 etc. la sulfați. Ele sunt descompuse de acizi puternici (de exemplu, HC1) cu eliberare de SO2.
Hidrosulfiții cristalini sunt cunoscuți pentru K, Rb, Cs, NH 4 + , sunt instabili. Alți hidrosulfiți există numai în soluții apoase. Densitatea NH4HS03 2,03 g/cm3; solubilitate în apă (g la 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Când hidrosulfiții cristalini Na sau K sunt încălziți sau când soluția de suspensie a pastei M 2 SO 3 este saturată cu SO 2, se formează pirosulfiți (învechit - metabisulfiți) M 2 S 2 O 5 - săruri ale acidului pirosulfuros necunoscute în liber. starea H2S205; cristale, instabile; densitate (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; peste ~ 160 °С se descompun cu eliberarea de SO 2; se dizolvă în apă (cu descompunere la HSO 3 -), solubilitate (g la 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formează hidraţi Na2S2O57H20 şi ZK2S2O52H20; agenţi reducători.
Sulfiţii medii de metale alcaline sunt obţinuţi prin reacţia unei soluţii apoase de M2C03 (sau MOH) cu S02 şi MSO3 prin trecerea S02 printr-o suspensie apoasă de MCO3; în principal SO2 este utilizat din gazele reziduale ale producției de acid sulfuric de contact. Sulfiții sunt utilizați la albirea, vopsirea și imprimarea țesăturilor, fibrelor, pielii pentru conservarea cerealelor, furajelor verzi, deșeurilor de furaje industriale (NaHSO 3 ,
Na2S2O5). CaSO 3 și Ca(HSO 3) 2 - dezinfectanți în vinificație și industria zahărului. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - componente ale lichidului sulfit în timpul pulverizării; absorbant (NH4)2S03-S02; NaHSO 3 este un absorbant de H 2 S din gazele reziduale de producție, un agent reducător în producția de coloranți cu sulf. K 2 S 2 O 5 - component al fixatorilor de acid în fotografie, antioxidant, antiseptic.
Metode de separare a amestecurilor
1. Filtrarea, separarea sistemelor neomogene particule lichid - solide (suspensii) și gaz - particule solide folosind pereții de filtrare poroase (FP) care permit trecerea lichidului sau gazului, dar rețin particulele solide. Forța motrice a procesului este diferența de presiune pe ambele părți ale FP.
La separarea suspensiilor, particulele solide formează de obicei un strat de sediment umed pe FP, care, dacă este necesar, este spălat cu apă sau alt lichid și, de asemenea, deshidratat prin suflarea de aer sau alt gaz prin acesta. Filtrarea se efectuează la o diferență de presiune constantă sau la o viteză constantă a procesului w (cantitatea de filtrat în m 3 care trece prin 1 m 2 din suprafața FP pe unitatea de timp). La o diferență de presiune constantă, suspensia este alimentată la filtru sub vid sau suprapresiune, precum și printr-o pompă cu piston; la utilizarea unei pompe centrifuge, diferența de presiune crește și viteza procesului scade.
În funcție de concentrația suspensiilor, se disting mai multe tipuri de filtrare. La o concentrație mai mare de 1%, filtrarea are loc cu formarea unui precipitat, iar la o concentrație mai mică de 0,1%, cu înfundarea porilor FP (clarificarea lichidelor). Dacă pe FP nu se formează un strat de sediment suficient de dens și particulele solide intră în filtrat, acesta este filtrat folosind materiale auxiliare fin dispersate (diatomită, perlit), care sunt aplicate în prealabil pe FP sau adăugate suspensiei. La o concentrație inițială mai mică de 10%, este posibilă separarea parțială și îngroșarea suspensiilor.
Se face o distincție între filtrele continue și cele intermitente. Pentru acesta din urmă, principalele etape de lucru sunt filtrarea, spălarea sedimentului, deshidratarea și descărcarea acestuia. În același timp, optimizarea este aplicabilă după criteriile celei mai mari productivități și cele mai mici costuri. Dacă nu se efectuează spălarea și deshidratarea, iar rezistența hidraulică a despărțitorului poate fi neglijată, atunci cea mai mare productivitate se realizează atunci când timpul de filtrare este egal cu durata operațiunilor auxiliare.
Se aplică FP flexibile din bumbac, lână, țesături sintetice și sticlă, precum și FP nețesute din fibre naturale și sintetice și cele inflexibile - ceramică, cermet și spumă. Direcțiile de mișcare ale filtratului și acțiunea gravitației pot fi opuse, coincide sau fi reciproc perpendiculare.
Modelele de filtre sunt variate. Unul dintre cele mai comune este un filtru de vid cu tambur rotativ (vezi Fig.) de acțiune continuă, în care direcțiile de mișcare ale filtratului și acțiunea gravitației sunt opuse. Secțiunea de comutație conectează zonele I și II la o sursă de vid și zonele III și IV la o sursă de aer comprimat. Filtratul și lichidul de spălare din zonele I și II intră în recipiente separate. S-a răspândit și filtrul presă intermitentă automată cu camere orizontale, pânză filtrantă sub formă de bandă fără sfârșit și membrane elastice pentru deshidratarea nămolului prin presare. Efectuează operații alternante de umplere a camerelor cu o suspensie, filtrare, spălare și deshidratare a sedimentului, separarea camerelor adiacente și îndepărtarea sedimentului.
2. Cristalizare fracționată
Exista urmatoarele tipuri de cristalizare fractionata: masa, pe suprafete racite, directionala, topire in zona.
Cristalizarea în masă. Metoda consta in obtinerea simultana a unui numar mare de cristale in intregul volum al aparatului. Industria a implementat mai multe opțiuni pentru cristalizarea în masă, care se realizează în aparate care funcționează periodic sau continuu: capacitive, echipate cu mantale de răcire exterioare sau serpentine interne și adesea dispozitive de amestecare; tubulară, racletă, disc, șurub etc. Din lipsa unei metode de calcul, parametrul ae, în timpul cristalizării în masă, se găsește experimental.
Cristalizare cu transfer de căldură prin perete. În cazul topiturii, procesul se realizează prin răcirea acestora. În timpul cristalizării soluțiilor, alegerea modului de proces este determinată în principal de natura dependenței solubilității substanțelor de temperatură. Dacă solubilitatea unei substanțe se modifică puțin cu temperatura (de exemplu NaCI în apă), cristalizarea se realizează prin evaporarea parțială sau aproape completă a unei soluții saturate la o temperatură constantă (cristalizare izotermă). Substanțele a căror solubilitate depinde puternic de temperatură (de exemplu, KNO 3 în apă) cristalizează prin răcirea soluțiilor fierbinți, în timp ce cantitatea inițială de solvent conținută în lichidul mamă nu se modifică în sistem (cristalizare izohidrică). Cristalele rezultate, în funcție de proprietățile lor, de formă și de condițiile de proces, captează cantități diferite de lichid-mamă. Conținutul său în fază solidă sub formă de incluziuni în pori, fisuri și cavități depinde în mod semnificativ de metoda de separare a cristalelor și a lichidului mamă. Deci, la separarea cristalelor pe un filtru de vid cu tambur, concentrația de lichid mamă în ele este de 10-30%, pe o centrifugă de filtrare - 3-10%.
Principalele avantaje ale procesului: productivitate ridicată, lipsă de contact între amestecul de separat și agentul frigorific, simplitatea instrumentării; dezavantaje: coeficient de transfer de căldură relativ scăzut, încrustarea suprafețelor de răcire, captarea mare a lichidului mamă de către cristale, necesitatea instalării unor echipamente suplimentare pentru separarea fazelor solide și lichide, randamentul insuficient de mare al unui produs cristalin. Exemple de aplicare: prepararea clorurilor de K și Na din silvinită, separarea izomerilor de xilen.
3. Evaporarea, efectuată pentru concentrarea soluției, izolarea soluției sau obținerea unui solvent pur. Evaporarea se aplică în principal soluțiilor apoase. Lichidul de răcire este cel mai adesea vapori de apă (presiune 1,0-1,2 MPa), care se numește încălzire, sau primar; aburul format la fierbere se numeste secundar. Forța motrice a evaporării - diferența de temperatură dintre aburul de încălzire și soluția de fierbere, se numește utilă. Este întotdeauna mai mică decât diferența de temperatură dintre aburul primar și cel secundar. Acest lucru se datorează faptului că soluția fierbe la o temperatură mai mare decât solventul pur (fizico-chimic sau scăderea concentrației). În plus, punctul de fierbere al soluției crește datorită mai multor presiune ridicataîn soluție decât în spațiul de vapori. Cauzele creșterii presiunii: presiunea hidrostatică a soluției; rezistența hidraulică în timpul mișcării unui amestec (vapor-lichid) în fierbere; o crestere a vitezei de miscare a acestui amestec datorita faptului ca ocupa un volum mult mai mare decat solutia initiala (respectiv, depresiune hidrostatica, hidraulica si inertiala).
Pentru evaporare se folosesc dispozitive care funcționează sub presiune sau vid. Elementele lor principale sunt: camera de incalzire; un separator pentru separarea amestecului vapori-lichid în alegerea unei soluții concentrate; conducta de circulatie, prin care solutia este returnata din separator in camera (cu evaporare multipla). Proiectarea aparatului este determinată în principal de compoziție, proprietăți fizico-chimice, gradul necesar de concentrare a soluțiilor, tendința acestora de a forma depuneri și spumă (scala reduce drastic coeficientul de transfer termic, perturbă circulația soluției și poate provoca coroziune în îmbinări sudate, iar prețul abundent mărește transferul soluției de către feribotul secundar).
Cele mai comune sunt dispozitivele verticale cu camere de încălzire tubulare, a căror suprafață de încălzire ajunge la 1250 m 2 . În astfel de dispozitive, soluția se află în țeavă, iar aburul de încălzire este în inelul camerei. Circulația soluției în ele poate fi naturală sau forțată, creată de o pompă specială.
Evaporarea soluțiilor nesaturate cu vâscozitate scăzută (l până la 6-8 mPa -s) de săruri foarte solubile care nu precipită în timpul concentrării (de exemplu, NaNO 2 , NaNO 3 , NH 4 NO 3 , KC1) și nu formează depuneri , se realizează de obicei în evaporatoare cu circulație naturală, în tuburile de încălzire ale cărora soluția nu numai că se încălzește, ci și fierbe. Pentru evaporarea soluțiilor de substanțe slab solubile care precipită în timpul concentrării [de exemplu, CaCO 3 , CaSO 4 , Mg (OH) 2 , aluminosilicat de Na], precum și pentru desalinizarea apei de mare, se folosesc aparate, deasupra camerei de încălzire. dintre care o circulație suplimentară, de ridicare, o conductă care asigură o rată mare de circulație naturală. Pentru evaporarea produselor foarte spumante și sensibile la temperatură, de exemplu, în producția de drojdie, se folosesc enzime, antibiotice, sucuri de fructe, cafea instant, evaporatoare verticale cu film, în care concentrarea are loc ca urmare a unei singure mișcări a unui strat subțire (film) de soluție împreună cu abur secundar de-a lungul tuburilor cu lungimea de 6-8 m (suprafață de încălzire până la 2200 m2). Avantajele acestor dispozitive: fără efect hidrostatic, rezistență hidraulică scăzută, coeficient ridicat de transfer termic, performanță ridicată cu volume relativ mici
4. Centrifugarea, separarea suspensiilor, emulsiilor si sistemelor tricomponente (emulsii care contin o faza solida) sub actiunea fortelor centrifuge. Este utilizat pentru izolarea fracțiilor din suspensii și emulsii, precum și pentru determinarea greutăților moleculare ale polimerilor, analiza dispersiei.
Centrifugarea se realizează folosind mașini speciale - centrifuge, a căror parte principală este un rotor (tambur) care se rotește cu viteză mare în jurul axei sale, care creează un câmp de forțe centrifuge de până la 20.000 g în centrifugele industriale și până la 350.000 g în laborator. (g - cădere liberă de accelerație). Centrifugarea poate fi efectuată după principiile sedimentării sau, respectiv, filtrării în centrifuge cu rotor solid sau perforat acoperit cu material filtrant. Există două tipuri de sedimente, centrifuge: 1) acțiune periodică, în care suspensia este introdusă în centru, parte a rotorului tubular în timpul rotației acestuia; particulele solide se depun pe suprafața interioară a rotorului și sunt evacuate din acesta printr-un canal special. duze sau prin fante cu deschidere periodică, lichidul limpezit (centrat) este evacuat din partea superioară a părții sale; 2) acțiune continuă, în care suspensia este alimentată de-a lungul axei rotorului tubular, iar sedimentul rezultat este descărcat cu ajutorul unui șurub care se rotește în interiorul rotorului cu o viteză puțin diferită de cea a rotorului (Fig. 1).
Centrifugarea după principiul de filtrare este folosită cel mai adesea pentru a separa suspensiile și nămolurile cu un conținut relativ scăzut de fază lichidă și se realizează în mașini ciclice. Suspensia este alimentată în rotorul care se rotește continuu în porțiuni; după umplerea părții rotorului cu sediment, alimentarea suspensiei este oprită, faza lichidă este stoarsă, iar sedimentul este tăiat cu un cuțit și îndepărtat. Centrifugile se mai folosesc cu descărcarea nămolului pulsat cu ajutorul unui împingător (piston vibrator, cu piston pulsat), precum și cu descărcare hidraulică, atunci când faza solidă îngroșată este îndepărtată din rotorul echipat cu un pachet de plăci conice prin duze.
Bibliografie
Ch. redactor I.L. Knunyants. Mare Dicţionar enciclopedic Chimie. Moscova 1998
Ch. redactor I.L. Knunyants. Enciclopedie chimică. Moscova 1998
N. Ya. Loginov, A. G. Voskresensky, I. S. Solodin. Chimie analitică. Moscova 1979
R. A. Lidin. Manual de chimie generală și anorganică. Moscova 1997
R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva. Proprietățile chimice ale substanțelor anorganice. Moscova 1997
A. V. Suvorov, A. A. Kartsafa et al. Lumea fascinantă a transformărilor chimice. Sankt Petersburg 1998
E. V. Barkovski. Introducere în chimia elementelor biogene și analiza chimică. Minsk 1997
