Razgradnja kislih soli. Temelji

Kemijske lastnosti soli

Soli je treba obravnavati kot produkt interakcije kisline in baze. Posledično lahko tvorijo:

1. normalno (srednje) - nastanejo, ko je količina kisline in baze zadostna za popolno interakcijo. Imena normalnih soli in je sestavljen iz dveh delov. Najprej se imenuje anion (kislinski ostanek), nato kation.
2. kislo - nastanejo s presežkom kisline in nezadostno količino alkalij, ker v tem primeru ni dovolj kovinskih kationov, da bi nadomestili vse vodikove katione, ki so prisotni v molekuli kisline. Kot del kislinskih ostankov te vrste soli boste vedno videli vodik. Kisle soli tvorijo samo polibazične kisline in kažejo tako lastnosti soli kot kislin. V imenih kislih soli postavljena je predpona hidro- na anion.
3. bazične soli - nastanejo s presežkom baze in nezadostno količino kisline, ker v tem primeru anioni kislinskih ostankov ne zadoščajo za popolno zamenjavo hidrokso skupin, ki so prisotne v bazi. bazične soli v sestavi kationov vsebujejo hidrokso skupine. Bazične soli so možne za polikislinske baze, ne pa tudi za enokislinske. Nekatere bazične soli se lahko same razgradijo, pri tem pa sproščajo vodo in nastanejo oksosoli, ki imajo lastnosti bazičnih soli. Ime bazičnih soli je zgrajen na naslednji način: predpona je dodana anionu hidrokso-.

Tipične reakcije normalnih soli

• Dobro reagirajo s kovinami. Hkrati bolj aktivne kovine izpodrivajo manj aktivne iz raztopin njihovih soli.
• S kislinami, alkalijami in drugimi solmi se reakcije končajo, če nastanejo oborina, plin ali slabo disociirane spojine.
• Pri reakcijah soli z alkalijami nastanejo snovi, kot je nikljev (II) hidroksid Ni (OH) 2 - oborina; amoniak NH 3 - plin; voda H 2 O je šibek elektrolit, spojina z nizko disociacijo:
• Soli reagirajo med seboj, če nastane oborina ali če nastane stabilnejša spojina.
• Mnoge normalne soli se pri segrevanju razgradijo in tvorijo dva oksida, kisli in bazični.
• Nitrati se razgradijo na drugačen način kot druge običajne soli. Pri segrevanju nitrati alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin sproščajo kisik in se spreminjajo v nitrite:
• Nitrati skoraj vseh drugih kovin se razgradijo na okside:
• Nitrati nekaterih težkih kovin (srebro, živo srebro itd.) Pri segrevanju razpadejo na kovine:

Tipične reakcije kislinskih soli

• Vstopijo v vse tiste reakcije, v katere vstopijo kisline. Reagirajo z alkalijami, če kislinska sol in alkalija vsebujeta isto kovino, potem nastane normalna sol.
• Če alkalija vsebuje drugo kovino, nastanejo dvojne soli.

Tipične reakcije bazičnih soli

• Te soli so podvržene enakim reakcijam kot baze. Reagirajo s kislinami, če bazična sol in kislina vsebujeta enak kislinski ostanek, potem nastane normalna sol.
• Če kislina vsebuje še en kislinski ostanek, nastanejo dvojne soli.

Kompleksne soli- spojina, v vozliščih kristalne mreže, ki vsebuje kompleksne ione.

1. Soli so elektroliti.

V vodnih raztopinah soli disociirajo na pozitivno nabite kovinske ione (katione) in negativno nabite ione (anione) kislinskih ostankov.

Na primer, ko se kristali natrijevega klorida raztopijo v vodi, gredo v raztopino pozitivno nabiti natrijevi ioni in negativno nabiti kloridni ioni, iz katerih nastane kristalna mreža te snovi:

NaCl → NaCl - .

Med elektrolitsko disociacijo aluminijevega sulfata nastanejo pozitivno nabiti aluminijevi ioni in negativno nabiti sulfatni ioni:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 - .

2. Soli lahko medsebojno delujejo s kovinami.

Med substitucijsko reakcijo, ki poteka v vodni raztopini, kemično bolj aktivna kovina izpodriva manj aktivno.

Na primer, če damo kos železa v raztopino bakrovega sulfata, ga prekrije rdeče-rjava oborina bakra. Raztopina postopoma spremeni barvo iz modre v bledo zeleno, ko nastane železova sol (\ (II \)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

Video posnetek:

Ko bakrov klorid (\ (II \)) reagira z aluminijem, nastaneta aluminijev klorid in baker:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .

3. Soli lahko medsebojno delujejo s kislinami.

Pride do reakcije izmenjave, med katero kemično bolj aktivna kislina izpodriva manj aktivno.

Na primer, ko raztopina barijevega klorida reagira z žveplovo kislino, nastane oborina barijevega sulfata in klorovodikova kislina ostane v raztopini:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.

Ko kalcijev karbonat reagira s klorovodikovo kislino, nastaneta kalcijev klorid in ogljikova kislina, ki takoj razpadeta na ogljikov dioksid in vodo:

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

Video posnetek:

4. Vodotopne soli lahko medsebojno delujejo z alkalijami.

Reakcija izmenjave je možna, če je zaradi tega vsaj eden od produktov praktično netopen (obarja).

Na primer, ko nikeljev nitrat (\ (II \)) reagira z natrijevim hidroksidom, nastane natrijev nitrat in praktično netopen nikljev hidroksid (\ (II \)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.

Video posnetek:

Ko natrijev karbonat (soda) reagira s kalcijevim hidroksidom (gašeno apno), nastaneta natrijev hidroksid in praktično netopen kalcijev karbonat:
Na 2 CO 3 CaOH 2 → 2NaOH CaCO 3 ↓.

5. Vodotopne soli lahko vstopijo v reakcijo izmenjave z drugimi vodotopnimi solmi, če pri tem nastane vsaj ena praktično netopna snov.

Na primer, ko natrijev sulfid reagira s srebrovim nitratom, nastane natrijev nitrat in praktično netopen srebrov sulfid:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.

Video posnetek:

Ko barijev nitrat reagira s kalijevim sulfatom, nastaneta kalijev nitrat in praktično netopen barijev sulfat:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .

6. Nekatere soli pri segrevanju razpadejo.

Poleg tega lahko kemične reakcije, ki se pojavijo v tem primeru, razdelimo v dve skupini:

• reakcije, pri katerih elementi ne spremenijo svojega oksidacijskega stanja
• redoks reakcije.

A. Reakcije razgradnje soli, ki potekajo brez spremembe oksidacijskega stanja elementov.

Kot primeri takšnih kemične reakcije Poglejmo, kako poteka razgradnja karbonatov.

Pri močnem segrevanju se kalcijev karbonat (kreda, apnenec, marmor) razgradi, pri čemer nastaneta kalcijev oksid (žgano apno) in ogljikov dioksid:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .

Video posnetek:

Natrijev bikarbonat ( Soda bikarbona) z rahlim segrevanjem razpade na natrijev karbonat (soda), vodo in ogljikov dioksid:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2 .

Video posnetek:

Kristalni hidrati soli pri segrevanju izgubijo vodo. Na primer, bakrov sulfat pentahidrat (\ (II \)) (bakrov sulfat), ki postopoma izgublja vodo, se spremeni v brezvodni bakrov sulfat (\ (II \)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° CuSO 4 5 H 2 O.

V normalnih pogojih lahko nastali brezvodni bakrov sulfat pretvorimo v kristalinični hidrat:
CuSO 4 5 H 2 O → CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O

Video posnetek:

Uničenje in tvorba bakrovega sulfata

Vsak dan se srečujemo s solmi in sploh ne razmišljamo o vlogi, ki jo imajo v našem življenju. Toda brez njih voda ne bi bila tako okusna in hrana ne bi prinesla užitka, rastline ne bi rasle in življenje na zemlji ne bi moglo obstajati, če v našem svetu ne bi bilo soli. Katere so torej te snovi in ​​zaradi katerih lastnosti soli so nepogrešljive?

Kaj so soli

Po svoji sestavi je to najštevilnejši razred, za katerega je značilna raznolikost. Že v 19. stoletju je kemik J. Verzelius definiral sol kot produkt reakcije med kislino in bazo, pri kateri je atom vodika nadomeščen s kovinskim. V vodi soli običajno disociirajo na kovino ali amonij (kation) in kislinski ostanek (anion).

Sol lahko dobite na naslednje načine:

• z interakcijo kovine in nekovine, v tem primeru bo brez kisika;
• ko kovina reagira s kislino, nastane sol in sprosti se vodik;
• kovina lahko iz raztopine izpodrine drugo kovino;
• ko medsebojno delujeta dva oksida - kisli in bazični (imenujejo se tudi nekovinski oksid oziroma kovinski oksid);
• reakcija kovinskega oksida in kisline proizvaja sol in vodo;
• pri reakciji med bazo in nekovinskim oksidom nastaneta tudi sol in voda;
• z reakcijo ionske izmenjave lahko reagirajo različne vodotopne snovi (baze, kisline, soli), vendar bo reakcija potekala, če nastanejo plin, voda ali rahlo topne (netopne) soli v vodi.

Lastnosti soli so odvisne samo od kemične sestave. Toda najprej si poglejmo njihove razrede.

Razvrstitev

Glede na sestavo ločimo naslednje razrede soli:

• po vsebnosti kisika (kisikov in anoksičen);
• z interakcijo z vodo (topni, slabo topni in netopni).

Ta razvrstitev ne odraža v celoti raznolikosti snovi. Sodobna in najbolj popolna klasifikacija, ki odraža ne le sestavo, ampak tudi lastnosti soli, je predstavljena v naslednji tabeli.

sol
normalno	Kislo	Glavni	Dvojno	mešano	Kompleksno
Vodik je popolnoma nadomeščen	Atomi vodika niso popolnoma nadomeščeni s kovino	Bazične skupine niso popolnoma nadomeščene s kislinskim ostankom	Sestavljen je iz dveh kovin in enega kislinskega ostanka	Ena kovina in dva kislinska ostanka	Sestavljene snovi, sestavljene iz kompleksnega kationa in aniona ali kationa in kompleksnega aniona
NaCl	KHSO 4	FeOHSO3	KNaSO 4	CaClBr	SO 4

Fizične lastnosti

Ne glede na to, kako širok je razred teh snovi, vendar pogost fizične lastnosti soli lahko izoliramo. To so snovi nemolekularne strukture, z ionsko kristalno mrežo.

Zelo visoka tališča in vrelišča. V normalnih pogojih vse soli ne prevajajo elektrike, v raztopini pa jih večina popolnoma prevaja elektriko.

Barva je lahko zelo različna, odvisna je od kovinskega iona, ki je del nje. Železov sulfat (FeSO 4) je zelen, železov klorid (FeCl 3) je temno rdeč, kalijev kromat (K 2 CrO 4) pa je lepo svetlo rumen. Toda večina soli je še vedno brezbarvnih ali belih.

Tudi topnost v vodi je različna in je odvisna od sestave ionov. Načeloma imajo vse fizikalne lastnosti soli posebnost. Odvisni so od tega, kateri kovinski ion in kateri kislinski ostanek sta vključena v sestavo. Nadaljujmo s solmi.

Kemijske lastnosti soli

Tudi tukaj je pomembna lastnost. Tako kot fizikalne so tudi kemijske lastnosti soli odvisne od njihove sestave. In tudi v kateri razred spadajo.

Ampak splošne lastnosti soli še vedno ločimo:

• mnogi od njih se pri segrevanju razgradijo s tvorbo dveh oksidov: kislega in bazičnega ter brez kisika - kovine in nekovine;
• soli medsebojno delujejo tudi z drugimi kislinami, vendar reakcija poteka le, če sol vsebuje kislinski ostanek šibke ali hlapne kisline ali kot rezultat dobimo netopno sol;
• interakcija z alkalijo je možna, če kation tvori netopno bazo;
• možna je tudi reakcija med dvema različnima solma, vendar le, če se ena od novonastalih soli ne topi v vodi;
• lahko pride tudi do reakcije s kovino, vendar je možna le, če iz kovine, ki jo vsebuje sol, vzamemo kovino, ki se nahaja desno v napetostnem nizu.

Kemijske lastnosti soli, povezane z normalnimi, so obravnavane zgoraj, medtem ko drugi razredi reagirajo s snovmi nekoliko drugače. Toda razlika je le v izhodnih izdelkih. V bistvu so ohranjene vse kemijske lastnosti soli in zahteve za potek reakcij.

soli imenujemo kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskih atomov in kislinskih ostankov (včasih lahko vsebujejo vodik). Na primer, NaCl je natrijev klorid, CaSO 4 je kalcijev sulfat itd.

Praktično Vse soli so ionske spojine zato so v soli ioni kislinskih ostankov in kovinski ioni med seboj povezani:

Na + Cl - - natrijev klorid

Ca 2+ SO 4 2– - kalcijev sulfat itd.

Sol je produkt delne ali popolne zamenjave vodikovih atomov kisline s kovino. Zato ločimo naslednje vrste soli:

1. Srednje soli- vsi atomi vodika v kislini so nadomeščeni s kovino: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Kisle soli- vsi atomi vodika v kislini niso nadomeščeni s kovino. Seveda lahko kisle soli tvorijo le dibazične ali polibazične kisline. Enobazične kisline ne morejo dati kislih soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvojne soli- vodikovi atomi dibazične ali polibazične kisline niso nadomeščeni z eno kovino, temveč z dvema različnima: NaKCO 3, KAl (SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli lahko obravnavamo kot produkte nepopolne ali delne substitucije hidroksilnih skupin baz s kislimi ostanki: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl itd.

Po mednarodni nomenklaturi ime soli vsake kisline izhaja iz latinskega imena elementa. Na primer, soli žveplove kisline imenujemo sulfati: CaSO 4 - kalcijev sulfat, Mg SO 4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI 2 - cinkov klorid itd.

Delec "bi" ali "hidro" je dodan imenu soli dibazičnih kislin: Mg (HCl 3) 2 - magnezijev bikarbonat ali bikarbonat.

Pod pogojem, da je v tribazni kislini samo en atom vodika nadomeščen s kovino, se doda predpona "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogenfosfat.

Soli so trdne snovi, ki imajo širok razpon topnosti v vodi.

Kemijske lastnosti soli

Kemijske lastnosti soli so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki so del njihove sestave.

1. nekaj soli se pri kalcinaciji razgradijo:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2. Reagiraj s kislinami da nastane nova sol in nova kislina. Da pride do te reakcije, mora biti kislina močnejša od soli, na katero kislina deluje:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija z bazami, ki tvori novo sol in novo bazo:

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

4. Interakcija drug z drugim s tvorbo novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. interakcijo s kovinami, ki so v območju delovanja kovine, ki je del soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imaš kakšno vprašanje? Želite izvedeti več o soli?
Če želite dobiti pomoč od mentorja -.
Prva lekcija je brezplačna!

blog.site, s popolnim ali delnim kopiranjem gradiva je obvezna povezava do vira.

SOL, vrsta kemičnih spojin. Splošno sprejeta definicija pojma "soli", pa tudi izrazov "kisline in baze", produkti interakcije katerih so soli, trenutno ne obstaja. Soli lahko obravnavamo kot produkte substitucije kislinskih vodikovih protonov za kovinske ione, NH 4 + , CH 3 NH 3 + in druge katione ali OH skupine baze za kislinske anione (npr. Cl - , SO 4 2-).

Razvrstitev

Produkti popolne zamenjave so npr. srednje soli. Na 2 SO 4 , MgCl 2 , delno kisle ali bazične soli, na primer KHSO 4 , СuСlOH. Obstajajo tudi enostavne soli, vključno z eno vrsto kationov in eno vrsto anionov (na primer NaCl), dvojne soli, ki vsebujejo dve vrsti kationov (na primer KAl (SO 4) 2 12H 2 O), mešane soli, ki vključujejo dve vrsti kislinskih ostankov (npr. AgClBr). Kompleksne soli vsebujejo kompleksne ione, kot je K 4 .

Fizične lastnosti

Tipične soli so kristalne snovi z ionsko strukturo, kot je CsF, obstajajo pa tudi kovalentne soli, kot je AlCl 3 . Pravzaprav je narava kemične vezi v mnogih soli mešana.

Glede na topnost v vodi ločimo topne, slabo topne in praktično netopne soli. Topne vključujejo skoraj vse soli natrija, kalija in amonija, številne nitrate, acetate in kloride, razen soli polivalentnih kovin, ki hidrolizirajo v vodi, številne kisle soli.

Topnost soli v vodi pri sobni temperaturi

	anioni
	F-	Cl-	br-	JAZ-	S2-	NE 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH4+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
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 - snov je dobro topna v vodi; M - rahlo topen; H - praktično netopen v vodi, vendar zlahka topen v šibkih ali razredčenih kislinah; RK - netopen v vodi in topen samo v močnih anorganskih kislinah; NK - netopen niti v vodi niti v kislinah; G - popolnoma hidrolizira ob raztapljanju in ne obstaja v stiku z vodo. Pomišljaj pomeni, da taka snov sploh ne obstaja.

V vodnih raztopinah soli popolnoma ali delno disociirajo na ione. Soli šibkih kislin in/ali šibkih baz so podvržene hidrolizi. Vodne raztopine soli vsebujejo hidratirane ione, ionske pare in bolj zapletene kemične oblike, vključno s produkti hidrolize itd. Številne soli so topne tudi v alkoholih, acetonu, kislinskih amidih in drugih organskih topilih.

Iz vodnih raztopin lahko soli kristalizirajo v obliki kristalnih hidratov, iz nevodnih raztopin - v obliki kristalnih solvatov, na primer CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Podatke o različnih procesih, ki potekajo v sistemih voda-sol, o topnosti soli v njihovi skupni prisotnosti v odvisnosti od temperature, tlaka in koncentracije, o sestavi trdne in tekoče faze lahko pridobimo s preučevanjem diagramov topnosti sistemov voda-sol.

Splošne metode za sintezo soli.

1. Pridobivanje srednjih soli:

1) kovina z nekovino: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) kovina s kislino: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) kovina z raztopino soli manj aktivne kovine Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

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

5) bazični oksid s kislino CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

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

7) baze s kislino: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

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

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

9) bazna raztopina z raztopino soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) raztopine dveh soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Pridobivanje kislinskih soli:

1. Interakcija kisline s pomanjkanjem baze. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Interakcija baze s presežkom kislinskega oksida

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

3. Interakcija povprečne soli s kislino Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Pridobivanje bazičnih soli:

1. Hidroliza soli, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Dodatek (kapljica za kapljico) majhnih količin alkalij v raztopine srednjih kovinskih soli AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interakcija soli šibkih kislin s srednjimi solmi

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Pridobivanje kompleksnih soli:

1. Reakcije soli z ligandi: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Pridobivanje dvojnih soli:

1. Skupna kristalizacija dveh soli:

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

4. Redoks reakcije zaradi lastnosti kationa ali aniona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Kemijske lastnosti kislinskih soli:

Termična razgradnja do srednje soli

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

Interakcija z alkalijami. Pridobivanje srednje soli.

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

3. Kemijske lastnosti bazičnih soli:

Termična razgradnja. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interakcija s kislino: tvorba srednje soli.

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

4. Kemične lastnosti kompleksnih soli:

1. Uničenje kompleksov zaradi tvorbe slabo topnih spojin:

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

2. Izmenjava ligandov med zunanjo in notranjo sfero.

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

5. Kemijske lastnosti dvojnih soli:

Interakcija z alkalnimi raztopinami: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Surovine za industrijsko proizvodnjo številnih kloridnih soli, sulfatov, karbonatov, Na, K, Ca, Mg boratov so morska in oceanska voda, naravne slanice, ki nastanejo med njenim izhlapevanjem, in trdne usedline soli. Za skupino mineralov, ki tvorijo usedline soli (sulfati in kloridi Na, K in Mg), se uporablja kodno ime »naravne soli«. Največja nahajališča kalijevih soli se nahajajo v Rusiji (Solikamsk), Kanadi in Nemčiji, močna nahajališča fosfatnih rud - v Severni Afriki, Rusiji in Kazahstanu, NaNO3 - v Čilu.

Soli se uporabljajo v živilski, kemični, metalurški, steklarski, usnjarski, tekstilni industriji, kmetijstvu, medicini itd.

Glavne vrste soli

1. Borati(oksoborati), soli borovih kislin: metaborna HBO 2, ortoborna H 3 BO 3 in poliborove kisline, ki niso izolirane v prostem stanju. Glede na število atomov bora v molekuli jih delimo na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borate imenujemo tudi glede na kisline, ki jih tvorijo, in glede na število molov B 2 O 3 na 1 mol bazičnega oksida. Torej lahko različne metaborate imenujemo monoborati, če vsebujejo anion B (OH) 4 ali verižni anion (BO 2) n n-diborati - če vsebujejo anion z dvojno verigo (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborati - če vsebujejo obročni anion (B 3 O 6) 3-.

Strukture boratov vključujejo skupine bora in kisika - "bloke", ki vsebujejo od 1 do 6 in včasih 9 atomov bora, na primer:

Koordinacijsko število atomov bora je 3 (trikotne skupine bor-kisik) ali 4 (tetraedrske skupine). Skupine bora in kisika so osnova ne samo otočnih, temveč tudi bolj zapletenih struktur - verižnih, slojevitih in okvirno polimeriziranih. Slednji nastanejo kot posledica eliminacije vode v molekulah hidratiranih boratov in pojava premostitvenih vezi preko atomov kisika; proces včasih spremlja prekinitev vezi B-O znotraj polianionov. Polianioni lahko pritrdijo stranske skupine - bor-kisikove tetraedre ali trikotnike, njihove dimerje ali tuje anione.

Amonij, alkalije in druge kovine v oksidacijskem stanju +1 najpogosteje tvorijo hidratirane in brezvodne metaborate tipa MBO 2, tetraborate M 2 B 4 O 7, pentaborate MB 5 O 8 in tudi M 4 B 10 O 17. nH 2 dekaborati O. Zemljoalkalijske in druge kovine v oksidacijskem stanju + 2 običajno dajejo hidratirane metaborate, M 2 B 6 O 11 triborate in MB 6 O 10 heksaborate. kot tudi brezvodni meta-, orto- in tetraborati. Za kovine v oksidacijskem stanju +3 so značilni hidratirani in brezvodni MBO 3 ortoborati.

Borati so brezbarvne amorfne snovi ali kristali (večinoma z nizko simetrično strukturo - monoklinsko ali rombično). Za brezvodne borate so tališča v območju od 500 do 2000 °C; najvišje talilni metaborati so alkalni in orto- ter metaborati zemeljskoalkalijskih kovin. Večina boratov zlahka stekla, ko se njihove taline ohladijo. Trdota hidratiranih boratov na Mohsovi lestvici je 2-5, brezvodnih - do 9.

Hidrirani monoborati izgubijo kristalizacijsko vodo do ~ 180 ° C, poliborati - pri 300-500 ° C; eliminacija vode zaradi OH skupin, koordiniranih okoli atomov bora, se pojavi do ~750 °C. S popolno dehidracijo nastanejo amorfne snovi, ki so pri 500-800 ° C v večini primerov podvržene "boratni preureditvi" - kristalizaciji, ki jo (za poliborate) spremlja delna razgradnja s sproščanjem B 2 O 3.

Borati alkalijskih kovin, amonijevi in ​​T1(I) so topni v vodi (zlasti meta- in pentaborati), v vodnih raztopinah hidrolizirajo (raztopine imajo alkalno reakcijo). Večino boratov zlahka razgradijo kisline, v nekaterih primerih z delovanjem CO 2; in SO2;. Borati zemeljskoalkalijskih in težkih kovin medsebojno delujejo z raztopinami alkalij, karbonatov in bikarbonatov alkalijskih kovin. Brezvodni borati so kemično stabilnejši od hidratiranih. Z nekaterimi alkoholi, zlasti z glicerolom, borati tvorijo vodotopne komplekse. Pod delovanjem močnih oksidantov, zlasti H 2 O 2, ali med elektrokemijsko oksidacijo se borati pretvorijo v peroksoborate.

Znanih je okoli 100 naravnih boratov, ki so predvsem soli Na, Mg, Ca, Fe.

Hidrirane borate pridobivamo z: nevtralizacijo H 3 BO 3 s kovinskimi oksidi, hidroksidi ali karbonati; izmenjevalne reakcije boratov alkalijskih kovin, najpogosteje Na, s solmi drugih kovin; reakcija medsebojnega preoblikovanja težko topnih boratov z vodnimi raztopinami boratov alkalijskih kovin; hidrotermalni procesi z uporabo halidov alkalijskih kovin kot mineralizirajočih dodatkov. Brezvodni borati se pridobivajo s taljenjem ali sintranjem B 2 O 3 s kovinskimi oksidi ali karbonati ali z dehidracijo hidratov; monokristali se gojijo v raztopinah boratov v staljenih oksidih, npr. Bi 2 O 3 .

Borate uporabljamo: za pridobivanje drugih borovih spojin; kot sestavine polnila v proizvodnji kozarcev, glazur, emajlov, keramike; za ognjevarne premaze in impregnacije; kot sestavine talil za rafiniranje, varjenje in spajkanje kovin”; kot pigmenti in polnila za barve in lake; kot jedkala pri barvanju, zaviralci korozije, sestavine elektrolitov, fosforjev itd. Najpogosteje se uporabljajo boraks in kalcijevi borati.

2. Halidi, kemične spojine halogenov z drugimi elementi. Halidi običajno vključujejo spojine, v katerih imajo atomi halogenov večjo elektronegativnost kot drug element. Halidi ne tvorijo He, Ne in Ar. Enostavni ali binarni halogenidi EXn (n je najpogosteje celo število od 1 za monohalogenide do 7 za IF 7 in ReF 7, lahko pa je tudi delno, na primer 7/6 za Bi 6 Cl 7) vključujejo zlasti , soli halogenovodikovih kislin in interhalogenske spojine (npr. halofluoridi). Obstajajo tudi mešani halidi, polihalidi, hidrohalidi, oksohalidi, oksihalidi, hidroksohalidi, tiohalidi in kompleksni halogenidi. Oksidacijsko stanje halogenov v halogenih je običajno -1.

Glede na naravo vezi element-halogen delimo enostavne halogenide na ionske in kovalentne. V resnici so razmerja mešane narave s prevlado prispevka ene ali druge komponente. Halogenidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ter številni mono- in dihalidi drugih kovin so tipične soli, v katerih prevladuje ionska narava vezi. Večina jih je razmeroma ognjevarnih, nizko hlapnih, dobro topnih v vodi; v vodnih raztopinah skoraj popolnoma disociirajo na ione. Lastnosti soli imajo tudi trihalidi elementov redkih zemelj. Topnost ionskih halogenidov v vodi se običajno zmanjša od jodidov do fluoridov. Kloridi, bromidi in jodidi Ag + , Сu + , Hg + in Pb 2+ so slabo topni v vodi.

Povečanje števila atomov halogena v kovinskih halogenih ali razmerje med kovinskim nabojem in polmerom njegovega iona vodi do povečanja kovalentne komponente vezi, zmanjšanja topnosti v vodi in toplotne stabilnosti halogenidov, povečanja hlapnost, povečanje oksidacije, sposobnost in nagnjenost k hidrolizi. Te odvisnosti opazimo za kovinske halogenide iste periode in v seriji halogenidov iste kovine. Enostavno jih je izslediti na primeru toplotnih lastnosti. Na primer, za kovinske halogenide 4. obdobja sta tališče in vrelišče 771 in 1430 °C za KC1, 772 in 1960 °C za CaCl 2, 967 in 975 °C za ScCl 3, -24,1 in 136 °C. za TiCl 4 . Za UF 3 je tališče ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. V seriji spojin EHn pri konstantnem n se kovalenca vezi običajno poveča pri prehodu od fluoridov k kloridom in zmanjša pri prehodu od slednjih k bromidom in jodidom. Torej, za AlF 3 je temperatura sublimacije 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, vrelišče A1Br 3 je 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. V seriji ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 je temperatura sublimacije 906, 334, 355 in 418 °C. V serijah MFn in MC1n, kjer je M kovina ene podskupine, se kovalenca vezi zmanjšuje z naraščajočo atomsko maso kovine. Malo je kovinskih fluoridov in kloridov s približno enakim prispevkom komponent ionske in kovalentne vezi.

Povprečna energija vezi element-halogen se s prehodom iz fluoridov v jodide in z naraščanjem n zmanjšuje (glej tabelo).

Številni kovinski halidi, ki vsebujejo izolirane ali premostitvene atome O (oziroma okso- in oksihalide), na primer vanadijev oksotrifluorid VOF 3, niobijev dioksifluorid NbO 2 F, volframov dioksodijodid WO 2 I 2.

Kompleksni halidi (halogenometalati) vsebujejo kompleksne anione, v katerih so atomi halogenov ligandi, na primer kalijev heksakloroplatinat (IV) K 2 , natrijev heptafluorotantalat (V) Na, litijev heksafluoroarzenat (V) Li. Fluoro-, oksofluoro- in klorometalati imajo največjo termično stabilnost. Po naravi vezi so ionske spojine s kationi NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + in drugimi blizu kompleksnim halogenidom.

Za mnoge halogenide je značilno povezovanje in polimerizacija v tekoči in plinasti fazi s tvorbo mostnih vezi. K temu so najbolj nagnjeni halogenidi kovin skupin I in II, AlCl 3 , pentafluoridi Sb in prehodnih kovin, oksofluoridi sestave MOF 4 . Znani halogenidi z vezjo kovina-kovina npr. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridi se po lastnostih bistveno razlikujejo od drugih halogenidov. Vendar so te razlike pri enostavnih halogenidih manj izrazite kot pri samih halogenih, pri kompleksnih halogenidih pa so manj izrazite kot pri enostavnih.

Mnogi kovalentni halogenidi (zlasti fluoridi) so močne Lewisove kisline, npr. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluoridi so del superkislin. Višji halogenidi se reducirajo s kovinami in vodikom, na primer:

5WF 6 + W = 6WF 5

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

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

Kovinski halogenidi skupin V-VIII, razen Cr in Mn, se reducirajo s H 2 v kovine, na primer:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Mnogi kovalentni in ionski kovinski halogenidi medsebojno delujejo, da tvorijo kompleksne halogenide, na primer:

KC1 + TaCl 5 = K

Lažji halogeni lahko izpodrinejo težje iz halogenidov. Kisik lahko oksidira halogenide s sproščanjem C1 2, Br 2 in I 2 . Ena od značilnih reakcij kovalentnih halogenidov je medsebojno delovanje z vodo (hidroliza) ali njenimi hlapi pri segrevanju (pirohidroliza), pri čemer nastanejo oksidi, oksi- ali okso halogenidi, hidroksidi in vodikovi halogenidi.

Halogenidi se pridobivajo neposredno iz elementov, z interakcijo halogenovodikov ali halogenovodikovih kislin z elementi, oksidi, hidroksidi ali solmi, pa tudi z reakcijami izmenjave.

Halogenidi se pogosto uporabljajo v inženirstvu kot izhodni materiali za proizvodnjo halogenov, alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ter kot komponente stekel in drugih anorganskih materialov; so vmesni proizvodi pri pridobivanju redkih in nekaterih barvnih kovin, U, Si, Ge itd.

V naravi halogenidi tvorijo ločene razrede mineralov, ki vključujejo fluoride (npr. minerale fluorit, kriolit) in kloride (silvit, karnalit). Brom in jod sta v nekaterih mineralih prisotna kot izomorfne primesi. Znatne količine halogenidov najdemo v vodah morij in oceanov, v soli in podzemnih slanicah. Nekateri halidi, kot so NaCl, KC1, CaCl 2, so del živih organizmov.

3. karbonati(iz lat. carbo, rodovni primer carbonis premog), soli ogljikove kisline. Obstajajo srednji karbonati z anionom CO 3 2- in kisli ali bikarbonati (zastareli bikarbonati) z anionom HCO 3 -. Karbonati so kristalne snovi. Večina srednjih kovinskih soli v oksidacijskem stanju + 2 kristalizira v šesterokotnik. mrežasti tip kalcita ali rombični tip aragonita.

Od srednjih karbonatov se v vodi topijo le soli alkalijskih kovin, amonija in Tl (I). Zaradi znatne hidrolize imajo njihove raztopine alkalno reakcijo. Najtežje topni kovinski karbonati v oksidacijskem stanju + 2. Nasprotno pa so vsi bikarbonati dobro topni v vodi. Med reakcijami izmenjave v vodnih raztopinah med kovinskimi solmi in Na 2 CO 3 se tvorijo oborine srednjih karbonatov v primerih, ko je njihova topnost precej nižja od topnosti ustreznih hidroksidov. To velja za Ca, Sr in njihove analoge, lantanide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) in Cd(II). Preostali kationi pri interakciji z raztopljenimi karbonati zaradi hidrolize lahko dajo ne srednje, ampak bazične karbonate ali celo hidrokside. Srednji karbonati, ki vsebujejo katione z več naboji, se lahko včasih oborijo iz vodnih raztopin v prisotnosti velikega presežka CO 2 .

Kemijske lastnosti karbonatov so posledica njihove pripadnosti razredu anorganskih soli šibkih kislin. Značilnosti karbonatov so povezane z njihovo slabo topnostjo ter toplotno nestabilnostjo samih krabonatov in H 2 CO 3 . Te lastnosti se uporabljajo pri analizi krabonatov, ki temelji bodisi na njihovi razgradnji z močnimi kislinami in kvantitativni absorpciji CO 2, ki se v tem primeru sprosti z raztopino alkalije, bodisi na obarjanju CO 3 2-ionov iz raztopine v obliki VaCO 3 . Pod vplivom presežka CO 2 na oborino povprečnega karbonata v raztopini nastane bikarbonat, na primer: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Prisotnost bikarbonatov v naravni vodi določa njeno začasno trdoto. Bikarbonate z rahlim segrevanjem že pri nizke temperature spet spremenijo v srednje karbonate, ki pri segrevanju razpadejo na oksid in CO 2. Bolj ko je kovina aktivna, višja je temperatura razgradnje njenega karbonata. Tako se Na 2 CO 3 tali brez razgradnje pri 857 °C, za Ca, Mg in Al karbonate dosežejo ravnotežni tlaki razgradnje 0,1 MPa pri temperaturah 820, 350 in 100 °C.

Karbonati so v naravi zelo razširjeni, kar je posledica sodelovanja CO 2 in H 2 O v procesih nastajanja mineralov. karbonati igrajo veliko vlogo pri globalnem ravnovesju med plinastim CO 2 v ozračju in raztopljenim CO 2 ; in HCO 3 - in CO 3 2- ioni v hidrosferi in trdne soli v litosferi. Najpomembnejši minerali so CaCO 3 kalcit, MgCO 3 magnezit, FeCO 3 siderit, ZnCO 3 smithsonit in nekateri drugi Apnenec sestoji predvsem iz kalcita ali kalcitnih skeletnih ostankov organizmov, redkeje iz aragonita. Znani so tudi naravni hidratirani karbonati alkalijskih kovin in Mg (na primer MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 · 10H 2 O), dvojni karbonati [na primer dolomit CaMg (CO 3) 2, prestol Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] in bazični [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrokerusit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].

Najpomembnejši so kalijev karbonat, kalcijev karbonat in natrijev karbonat. Mnogi naravni karbonati so zelo dragocene kovinske rude (na primer karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonati imajo pomembno fiziološko vlogo, saj so puferske snovi, ki uravnavajo konstantnost pH krvi.

4. Nitrati, soli dušikove kisline HNO 3. Znan po skoraj vseh kovinah; obstajajo tako v obliki brezvodnih soli M (NO 3) n (n je oksidacijsko stanje kovine M) kot v obliki kristalnih hidratov M (NO 3) n x H 2 O (x \u003d 1-9) . Iz vodnih raztopin pri temperaturi blizu sobne temperature brezvodno kristalizirajo le nitrati alkalijskih kovin, ostali pa v obliki kristalnih hidratov. Fizikalno-kemijske lastnosti brezvodnega in hidratiziranega nitrata iste kovine so lahko zelo različne.

Brezvodne kristalinične spojine nitratov d-elementa so obarvane. Konvencionalno lahko nitrate razdelimo na spojine s pretežno kovalentnim tipom vezi (soli Be, Cr, Zn, Fe in drugih prehodnih kovin) in s pretežno ionskim tipom vezi (soli alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin). Za ionske nitrate je značilna večja termična stabilnost, prevladovanje kristalnih struktur višje simetrije (kubičnih) in odsotnost cepitve trakov nitratnih ionov v IR spektrih. Kovalentni nitrati imajo večjo topnost v organskih topilih, nižjo termično stabilnost, njihovi IR spektri so kompleksnejši; nekateri kovalentni nitrati so pri sobni temperaturi hlapni, pri raztapljanju v vodi pa se delno razgradijo s sproščanjem dušikovih oksidov.

Vsi brezvodni nitrati kažejo močne oksidativne lastnosti zaradi prisotnosti NO 3 - iona, medtem ko se njihova oksidacijska sposobnost poveča pri prehodu iz ionskih v kovalentne nitrate. Slednji se razgradijo v območju 100-300 ° C, ionski - pri 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 in nekateri drugi se pri segrevanju stopijo). Produkti razgradnje v trdni in tekoči fazi. so zaporedno nitriti, oksonitrati in oksidi, včasih - proste kovine (ko je oksid nestabilen, na primer Ag 2 O), in v plinski fazi - NO, NO 2, O 2 in N 2. Sestava produktov razgradnje je odvisna od narave kovine in njene stopnje oksidacije, hitrosti segrevanja, temperature, sestave plinastega medija in drugih pogojev. NH 4 NO 3 detonira, pri hitrem segrevanju pa lahko razpade z eksplozijo, pri tem nastanejo N 2, O 2 in H 2 O; pri počasnem segrevanju razpade na N 2 O in H 2 O.

Prosti NO 3 - ion v plinski fazi ima geometrijsko strukturo enakostraničnega trikotnika z atomom N v središču, koti ONO ~ 120° in dolžino vezi N-O 0,121 nm. V kristalnih in plinastih nitratih NO 3 ion - v bistvu ohrani svojo obliko in velikost, kar določa prostor in strukturo nitratov. Ion NO 3 - lahko deluje kot mono-, bi-, tridentatni ali premostitveni ligand, zato je za nitrate značilna široka paleta vrst kristalnih struktur.

Prehodne kovine v visokih oksidacijskih stopnjah zaradi steričnih. težave ne morejo tvoriti brezvodnih nitratov, zanje pa so značilni oksonitrati, na primer UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrati tvorijo veliko število dvojnih in kompleksnih soli z ionom NO 3 – v notranji krogli. V vodnih medijih zaradi hidrolize kationi prehodnih kovin tvorijo hidroksonitrate (bazične nitrate) spremenljive sestave, ki jih lahko izoliramo tudi v trdnem stanju.

Hidrirani nitrati se od brezvodnih razlikujejo po tem, da je v njihovi kristalni strukturi kovinski ion v večini primerov povezan z molekulami vode in ne z ionom NO 3. Zato se v vodi topijo bolje kot brezvodni nitrati, slabše pa - v organskih topilih se šibkejši oksidanti inkongruentno topijo v kristalizacijski vodi v območju 25-100°C. Pri segrevanju hidratiranih nitratov praviloma ne nastanejo brezvodni nitrati, ampak pride do termolize s tvorbo hidroksonitratov in nato oksonitratov in kovinskih oksidov.

V mnogih svojih kemijskih lastnostih so nitrati podobni drugim anorganskim solim. Za nitrate so značilne zelo visoka topnost v vodi, nizka toplotna stabilnost in sposobnost oksidacije organskih in anorganskih spojin. Med redukcijo nitratov nastane mešanica produktov, ki vsebujejo dušik NO 2, NO, N 2 O, N 2 ali NH 3 s prevlado enega od njih, odvisno od vrste reducenta, temperature, reakcije medija. in drugi dejavniki.

Industrijske metode za pridobivanje nitratov temeljijo na absorpciji NH 3 z raztopinami HNO 3 (za NH 4 NO 3) ali absorpciji dušikovih plinov (NO + NO 2) z alkalnimi ali karbonatnimi raztopinami (za nitrate alkalijskih kovin Ca, Mg , Ba), kot tudi na različnih reakcijah izmenjave kovinskih soli s HNO 3 ali nitrati alkalijskih kovin. V laboratoriju se za pridobivanje brezvodnih nitratov uporabljajo reakcije prehodnih kovin ali njihovih spojin s tekočim N 2 O 4 in njegovimi mešanicami z organskimi topili ali reakcije z N 2 O 5.

Nitrati Na, K (natrijev in kalijev nitrat) se nahajajo v obliki naravnih nahajališč.

Nitrati se uporabljajo v številnih panogah. Amonijev nitrit (amonijev nitrat) - glavno gnojilo, ki vsebuje dušik; kot gnojila se uporabljajo tudi nitrati alkalijskih kovin in Ca. Nitrati - sestavine raketnih goriv, ​​pirotehničnih sestavkov, lužilnih raztopin za barvanje tkanin; uporabljajo se za kaljenje kovin, konzerviranje hrane, zdravila in za proizvodnjo kovinskih oksidov.

Nitrati so strupeni. Povzročajo pljučni edem, kašelj, bruhanje, akutno srčno-žilno insuficienco itd. Smrtonosni odmerek nitratov za človeka je 8-15 g, dovoljeni dnevni vnos je 5 mg / kg. Za vsoto nitratov Na, K, Ca, NH3 MDK: v vodi 45 mg/l", v tleh 130 mg/kg (3. razred nevarnosti); v zelenjavi in ​​sadju (mg/kg) - krompir 250, pozno belo zelje. 500, pozno korenje 250, pesa 1400, čebula 80, bučke 400, melone 90, lubenice, grozdje, jabolka, hruške 60. Neupoštevanje agrotehničnih priporočil, prekomerno gnojenje močno poveča vsebnost nitratov v kmetijskih pridelkih, površinski odtok s polj. ( 40-5500 mg/l), podtalnica.

5. Nitriti, soli dušikove kisline НNO 2 . Najprej se uporabljajo nitriti alkalijskih kovin in amonija, manj - zemeljskoalkalijske in Zd-kovine, Pb in Ag. O nitritih drugih kovin obstajajo le delni podatki.

Kovinski nitriti v oksidacijskem stanju +2 tvorijo kristalne hidrate z eno, dvema ali štirimi molekulami vode. Nitriti tvorijo na primer dvojne in trojne soli. CsNO 2 AgNO 2 ali Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, kot tudi kompleksne spojine, kot je Na 3.

Kristalne strukture so znane le za nekaj brezvodnih nitritov. Anion NO 2 ima nelinearno konfiguracijo; kot ONO 115°, dolžina vezi H-O 0,115 nm; vrsta povezave M-NO 2 je ionsko-kovalentna.

K, Na, Ba nitriti so dobro topni v vodi, Ag, Hg, Cu nitriti so slabo topni. Z naraščanjem temperature se topnost nitritov povečuje. Skoraj vsi nitriti so slabo topni v alkoholih, etrih in nizkopolarnih topilih.

Nitriti so toplotno nestabilni; talijo brez razgradnje samo nitrite alkalijskih kovin, nitriti drugih kovin razpadejo pri 25-300 °C. Mehanizem razgradnje nitrita je kompleksen in vključuje številne vzporedno-zaporedne reakcije. Glavni plinasti produkti razgradnje so NO, NO 2, N 2 in O 2, trdni pa kovinski oksid ali elementarna kovina. Izbira veliko število plinov povzroči eksplozivno razgradnjo nekaterih nitritov, na primer NH 4 NO 2, ki razpade na N 2 in H 2 O.

Značilnosti nitritov so povezane z njihovo toplotno nestabilnostjo in sposobnostjo nitritnega iona, da je tako oksidant kot reducent, odvisno od medija in narave reagentov. V nevtralnem okolju se nitriti običajno reducirajo v NO, v kislem okolju pa oksidirajo v nitrate. Kisik in CO 2 ne delujeta s trdnimi nitriti in njihovimi vodnimi raztopinami. Nitriti prispevajo k razgradnji dušikovih organska snov, zlasti amini, amidi itd. Z organskimi halidi RXH. reagirajo tako, da tvorijo RONO nitrite in RNO 2 nitro spojine.

Industrijska proizvodnja nitritov temelji na absorpciji dušikovega plina (zmesi NO + NO 2) z raztopinami Na 2 CO 3 ali NaOH z zaporedno kristalizacijo NaNO 2; nitrite drugih kovin v industriji in laboratorijih pridobivamo z reakcijo izmenjave kovinskih soli z NaNO 2 ali z redukcijo nitratov teh kovin.

Nitriti se uporabljajo za sintezo azo barvil, pri proizvodnji kaprolaktama, kot oksidanti in reducenti v gumarski, tekstilni in kovinskopredelovalni industriji, kot konzervansi za hrano. Nitriti, kot sta NaNO 2 in KNO 2, so strupeni, povzročajo glavobol, bruhanje, depresijo dihanja itd. Pri zastrupitvi z NaNO 2 se v krvi tvori methemoglobin, poškodujejo se membrane eritrocitov. Morda tvorba nitrozaminov iz NaNO 2 in aminov neposredno v prebavnem traktu.

6. sulfati, soli žveplove kisline. Srednji sulfati z anionom SO 4 2- so znani, kisli ali hidrosulfati, z anionom HSO 4 -, bazičnim, ki poleg aniona SO 4 2- vsebuje tudi OH skupine, na primer Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Obstajajo tudi dvojni sulfati, ki vključujejo dva različna kationa. Sem spadata dve veliki skupini sulfatov - galun, pa tudi heniti M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O, kjer je M enojno nabit kation, E je Mg, Zn in drugi dvojno nabiti kationi. Znani trojni sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineral polihalit), dvojni bazični sulfati, na primer minerali alunitnih in jarozitnih skupin M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 in M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, kjer je M enojno nabit kation. Sulfati so lahko del mešanih soli, na primer 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineral berkit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit).

Sulfati so kristalne snovi, srednje in kisle, v večini primerov so dobro topne v vodi. Rahlo topni sulfati kalcija, stroncija, svinca in nekaterih drugih, praktično netopni BaSO 4 , RaSO 4 . Bazični sulfati so običajno težko topni ali praktično netopni ali hidrolizirani z vodo. Sulfati lahko kristalizirajo iz vodnih raztopin v obliki kristalnih hidratov. Kristalni hidrati nekaterih težkih kovin se imenujejo vitriol; bakrov sulfat СuSO 4 5H 2 O, železov sulfat FeSO 4 7H 2 O.

Srednji sulfati alkalijskih kovin so termično stabilni, kisli sulfati pa se pri segrevanju razgradijo in spremenijo v pirosulfate: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Povprečni sulfati drugih kovin, pa tudi bazični sulfati, se pri segrevanju na dovolj visoke temperature praviloma razgradijo s tvorbo kovinskih oksidov in sproščanjem SO 3 .

Sulfati so v naravi zelo razširjeni. Najdemo jih v obliki mineralov, kot so sadra CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, so tudi del morske in rečne vode.

Veliko sulfatov je mogoče dobiti z interakcijo H 2 SO 4 s kovinami, njihovimi oksidi in hidroksidi, pa tudi z razgradnjo soli hlapnih kislin z žveplovo kislino.

Anorganski sulfati se pogosto uporabljajo. Na primer, amonijev sulfat je dušikovo gnojilo, natrijev sulfat se uporablja v steklarski, papirni industriji, proizvodnji viskoze itd. Naravni sulfatni minerali so surovine za industrijsko proizvodnjo spojin različnih kovin, gradbenih materialov itd.

7. Sulfiti, soli žveplove kisline H 2 SO 3. Obstajajo srednji sulfiti z anionom SO 3 2- in kisli (hidrosulfiti) z anionom HSO 3 -. Srednji sulfiti so kristalinične snovi. Amonijevi in ​​alkalijski sulfiti so dobro topni v vodi; topnost (g v 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). V vodnih raztopinah tvorijo hidrosulfite. Sulfiti zemeljskoalkalijskih in nekaterih drugih kovin so praktično netopni v vodi; topnost MgSO 3 1 g v 100 g (40 °C). Znani 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.

Brezvodni sulfiti pri segrevanju brez dostopa zraka v zaprtih posodah nesorazmerno razpadejo v sulfide in sulfate, pri segrevanju v toku N 2 izgubijo SO 2, pri segrevanju na zraku pa zlahka oksidirajo v sulfate. S SO 2 v vodnem okolju srednji sulfiti tvorijo hidrosulfite. Sulfiti so razmeroma močni reducenti, v raztopinah s klorom, bromom, H 2 O 2 itd. oksidirajo v sulfate. Močne kisline (na primer HC1) jih razgradijo s sproščanjem SO 2.

Kristalni hidrosulfiti so znani po K, Rb, Cs, NH 4 +, so nestabilni. Drugi hidrosulfiti obstajajo samo v vodnih raztopinah. Gostota NH4HSO3 2,03 g/cm3; topnost v vodi (g na 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Ko se kristalni hidrosulfiti Na ali K segrejejo ali ko je raztopina kaše M 2 SO 3 nasičena s SO 2, nastanejo pirosulfiti (zastareli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli pirožveplove kisline, neznane v prosti stanje H 2 S 2 O 5; kristali, nestabilni; gostota (g / cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; nad ~ 160 °С razpadejo s sproščanjem SO 2; topen v vodi (z razpadom na HSO 3 -), topnost (g na 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvorijo hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O in ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; redukcijska sredstva.

Srednje sulfite alkalijskih kovin dobimo z reakcijo vodne raztopine M 2 CO 3 (ali MOH) s SO 2 in MSO 3 s prehajanjem SO 2 skozi vodno suspenzijo MCO 3; v glavnem se uporablja SO 2 iz odpadnih plinov kontaktne proizvodnje žveplove kisline. Sulfiti se uporabljajo pri beljenju, barvanju in tiskanju tkanin, vlaken, usnja za konzerviranje žita, zelene krme, industrijskih odpadkov krme (NaHSO 3 ,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 in Ca(HSO 3) 2 - dezinfekcijska sredstva v vinarstvu in sladkorni industriji. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - sestavine sulfitne tekočine med pripravo celuloze; (NH 4) 2 SO 3 - absorber SO 2; NaHSO 3 je absorber H 2 S iz proizvodnih odpadnih plinov, reducent pri proizvodnji žveplovih barvil. K 2 S 2 O 5 - komponenta kislinskih fiksirjev v fotografiji, antioksidant, antiseptik.

Metode ločevanja zmesi

1. Filtracija, ločevanje nehomogenih sistemov tekočina - trdni delci (suspenzije) in plin - trdni delci z uporabo poroznih filtrirnih pregrad (FP), ki prepuščajo tekočino ali plin, vendar zadržijo trdne delce. Gonilna sila procesa je razlika tlakov na obeh straneh FP.

Pri ločevanju suspenzij trdi delci običajno tvorijo plast mokre usedline na FP, ki jo po potrebi speremo z vodo ali drugo tekočino in tudi dehidriramo s pihanjem zraka ali drugega plina skozenj. Filtracija se izvaja pri konstantni razliki tlakov ali pri konstantni hitrosti procesa w (količina filtrata v m 3, ki prehaja skozi 1 m 2 površine FP na časovno enoto). Pri stalni razliki tlaka se suspenzija dovaja v filter pod vakuumom ali nadtlakom, pa tudi z batno črpalko; pri uporabi centrifugalne črpalke se poveča tlačna razlika in zmanjša hitrost procesa.

Glede na koncentracijo suspenzije ločimo več vrst filtracije. Pri koncentraciji nad 1% pride do filtracije s tvorbo oborine, pri koncentraciji manj kot 0,1% pa z zamašitvijo por FP (bistrenje tekočin). Če se na FP ne oblikuje dovolj gosta plast usedline in v filtrat pridejo trdni delci, le-tega filtriramo s fino dispergiranimi pomožnimi snovmi (diatomit, perlit), ki jih predhodno nanesemo na FP ali dodamo suspenziji. Pri začetni koncentraciji manj kot 10% je možna delna ločitev in zgoščevanje suspenzij.

Razlikujemo med trajnimi in intermitentnimi filtri. Za slednje so glavne faze dela filtracija, pranje usedline, njena dehidracija in raztovarjanje. Hkrati je uporabna optimizacija po kriterijih največje produktivnosti in najnižjih stroškov. Če se pranje in dehidracija ne izvajata in se lahko zanemari hidravlični upor predelne stene, je največja produktivnost dosežena, ko je čas filtracije enak trajanju pomožnih operacij.

Uporabljajo se fleksibilni FP iz bombaža, volne, sintetičnih in steklenih tkanin, pa tudi netkani FP iz naravnih in sintetičnih vlaken ter nefleksibilni - keramika, kermet in penasta plastika. Smeri gibanja filtrata in delovanja gravitacije sta si lahko nasprotni, sovpadata ali sta med seboj pravokotni.

Zasnove filtrov so raznolike. Eden najpogostejših je rotacijski bobnasti vakuumski filter (glej sliko) neprekinjenega delovanja, pri katerem sta smeri gibanja filtrata in gravitacijskega delovanja nasprotni. Stikalni del povezuje coni I in II z virom vakuuma ter coni III in IV z virom stisnjenega zraka. Filtrat in izpiralna tekočina iz con I in II vstopita v ločene sprejemnike. Razširjena je tudi avtomatizirana intermitentna filtrirna stiskalnica z vodoravnimi komorami, filtrirno tkanino v obliki neskončnega traku in elastičnimi membranami za odvodnjavanje blata s stiskanjem. Izvaja izmenično polnjenje komor s suspenzijo, filtriranje, izpiranje in dehidracijo usedline, ločevanje sosednjih komor in odstranjevanje usedline.

2. Frakcijska kristalizacija

Obstajajo naslednje vrste frakcijske kristalizacije: masna, na ohlajenih površinah, usmerjena, consko taljenje.

Kristalizacija mase. Metoda je sestavljena iz hkratnega pridobivanja velikega števila kristalov v celotni prostornini aparata. Industrija je uvedla več možnosti za masno kristalizacijo, ki se izvaja v občasno ali neprekinjeno delujočih aparatih: kapacitivni, opremljeni z zunanjimi hladilnimi plašči ali notranjimi tuljavami in pogosto mešalnimi napravami; cevasto, strgalo, disk, vijak itd. Zaradi pomanjkanja računske metode se parameter ae med masno kristalizacijo ugotovi eksperimentalno.

Kristalizacija s prenosom toplote skozi steno. Pri talinah poteka proces z ohlajanjem. Med kristalizacijo raztopin je izbira načina postopka odvisna predvsem od narave odvisnosti topnosti snovi od temperature. Če se topnost snovi s temperaturo malo spreminja (npr. NaCI v vodi), poteka kristalizacija z delnim ali skoraj popolnim izhlapevanjem nasičene raztopine pri stalni temperaturi (izotermna kristalizacija). Snovi, katerih topnost je močno odvisna od temperature (npr. KNO 3 v vodi), kristalizirajo z ohlajanjem vročih raztopin, medtem ko se začetna količina topila v matični tekočini v sistemu ne spremeni (izohidrična kristalizacija). Nastali kristali, odvisno od njihovih lastnosti, oblike in procesnih pogojev, zajemajo različne količine matične lužnice. Njegova vsebnost v trdni fazi v obliki vključkov v porah, razpokah in votlinah je bistveno odvisna od načina ločevanja kristalov in matične tekočine. Torej, pri ločevanju kristalov na bobnastem vakuumskem filtru je koncentracija matične lužnice v njih 10-30%, na filtrirni centrifugi - 3-10%.

Glavne prednosti postopka: visoka produktivnost, ni stika med mešanico, ki jo je treba ločiti, in hladilnim sredstvom, enostavnost instrumentacije; slabosti: relativno nizek koeficient prenosa toplote, vložek hladilnih površin, veliko zajemanje matične tekočine s kristali, potreba po namestitvi dodatne opreme za ločevanje trdne in tekoče faze, nezadostno visok izkoristek kristalnega produkta. Primeri uporabe: priprava K in Na kloridov iz silvinita, ločevanje izomerov ksilena.

3. Izhlapevanje, izvedeno za koncentriranje raztopine, izolacijo topljenca ali pridobitev čistega topila. Izparevanje se uporablja predvsem za vodne raztopine. Hladilno sredstvo je najpogosteje vodna para (tlak 1,0-1,2 MPa), ki se imenuje ogrevanje ali primarno; para, ki nastane, ko raztopina vre, se imenuje sekundarna. Gonilna sila izhlapevanja - temperaturna razlika med grelno paro in vrelo raztopino, se imenuje koristna. Vedno je manjša od temperaturne razlike med primarno in sekundarno paro. To je posledica dejstva, da raztopina vre pri višji temperaturi kot čisto topilo (fizikalno-kemijska ali koncentracijska depresija). Poleg tega se vrelišče raztopine dvigne zaradi več visok pritisk v raztopini kot v parnem prostoru. Vzroki za povečanje tlaka: hidrostatični tlak raztopine; hidravlični upor med gibanjem vrele (parno-tekočinske) mešanice; povečanje hitrosti gibanja te mešanice zaradi dejstva, da zavzema veliko večjo prostornino kot prvotna raztopina (oziroma hidrostatična, hidravlična in vztrajnostna depresija).

Za uparjanje se uporabljajo naprave, ki delujejo pod tlakom ali vakuumom. Njihovi glavni elementi so: grelna komora; separator za ločevanje mešanice pare in tekočine pri izbiri koncentrirane raztopine; obtočna cev, skozi katero se raztopina vrača iz separatorja v komoro (z večkratnim izhlapevanjem). Zasnova aparata je določena predvsem s sestavo, fizikalno-kemijskimi lastnostmi, zahtevano stopnjo koncentracije raztopin, njihovo nagnjenostjo k tvorbi lestvice in pene (lestvica močno zmanjša koeficient prenosa toplote, moti kroženje raztopine in lahko povzroči korozijo v varjeni spoji, visoke cene pa povečajo prenos rešitve s sekundarnim trajektom).

Najpogostejše so vertikalne naprave s cevastimi grelnimi komorami, katerih ogrevalna površina doseže 1250 m 2 . V takih napravah je raztopina v cevi, grelna para pa v obroču komore. Kroženje raztopine v njih je lahko naravno ali prisilno, ki ga ustvari posebna črpalka.

Izhlapevanje nizko viskoznih (l do 6-8 mPa -s) nenasičenih raztopin dobro topnih soli, ki se med koncentracijo ne oborijo (na primer NaNO 2, NaNO 3, NH 4 NO 3, KC1) in ne tvorijo lestvice , se običajno izvaja v uparjalnikih z naravno cirkulacijo, v grelnih ceveh katerih se raztopina ne le segreje, ampak tudi vre. Za izhlapevanje raztopin slabo topnih snovi, ki se obarjajo med koncentriranjem [na primer CaCO 3 , CaSO 4 , Mg (OH) 2 , Na aluminosilikat], pa tudi za razsoljevanje morske vode se uporabljajo naprave nad grelno komoro. od tega dodatna, dvižna cirkulacijska cev, ki zagotavlja visoko stopnjo naravne cirkulacije. Za uparjanje močno penečih in temperaturno občutljivih produktov, na primer pri proizvodnji kvasa, encimov, antibiotikov, sadnih sokov, instant kave, se uporabljajo navpični filmski uparjalniki, pri katerih pride do koncentracije z enim samim premikom tanek sloj (film) raztopine skupaj s sekundarno paro po ceveh dolžine 6-8 m (ogrevalna površina do 2200 m2). Prednosti teh naprav: brez hidrostatičnega učinka, nizek hidravlični upor, visok koeficient prenosa toplote, visoka zmogljivost pri relativno majhnih prostorninah.

4. Centrifugiranje, ločevanje suspenzij, emulzij in trikomponentnih sistemov (emulzij, ki vsebujejo trdno fazo) pod delovanjem centrifugalnih sil. Uporablja se za izolacijo frakcij iz suspenzij in emulzij, kot tudi za določanje molekulskih mas polimerov, disperzijsko analizo.

Centrifugiranje se izvaja s posebnimi stroji - centrifugami, katerih glavni del je rotor (boben), ki se vrti z veliko hitrostjo okoli svoje osi, kar ustvarja polje centrifugalnih sil do 20.000 g v industrijskih centrifugah in do 350.000 g v laboratorijskih centrifugah. (g - pospešek prostega pada). Centrifugiranje se lahko izvaja po načelih sedimentacije oziroma filtracije v centrifugah s trdnim ali perforiranim rotorjem, prekritim s filtrirnim materialom. Obstajata dve vrsti usedlin, centrifug: 1) periodično delovanje, pri katerem se suspenzija vnese v središče, del votlega rotorja med njegovim vrtenjem; trdni delci se usedejo na notranjo površino rotorja in se iz njega odvajajo skozi posebno. šobe ali skozi reže, ki se občasno odpirajo, se očiščena tekočina (centrat) odvaja z vrha njegovega dela; 2) neprekinjeno delovanje, pri katerem se suspenzija dovaja vzdolž osi votlega rotorja, nastala usedlina pa se razbremeni s pomočjo vijaka, ki se vrti znotraj rotorja z nekoliko drugačno hitrostjo kot rotor (slika 1).

Centrifugiranje po principu filtracije se najpogosteje uporablja za ločevanje suspenzij in muljev z relativno nizko vsebnostjo tekoče faze in se izvaja v cikličnih strojih. Suspenzija se po delih dovaja v neprekinjeno vrteči se rotor; po polnjenju dela rotorja z usedlino prekinemo dovod suspenzije, iztisnemo tekočo fazo, usedlino odrežemo z nožem in odstranimo. Centrifuge se uporabljajo tudi s pulzirajočim odvajanjem blata s pomočjo potiskača (vibrirajoči bat, s pulzirajočim batom), pa tudi s hidravličnim razkladanjem, ko se kondenzirana trdna faza odstrani iz rotorja, opremljenega s paketom stožčastih plošč skozi šobe.

Bibliografija

Pogl. urednik I.L. Knunyants. Velik enciklopedični slovar kemija. Moskva 1998

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

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

R. A. Lidin. Priročnik za splošno in anorgansko kemijo. Moskva 1997

R. A. Lidin, V. A. Moločko, L. L. Andreeva. Kemijske lastnosti anorganskih snovi. Moskva 1997

A. V. Suvorov, A. A. Kartsafa in drugi Fascinantni svet kemičnih transformacij. Sankt Peterburg 1998

E. V. Barkovskega. Uvod v kemijo biogenih elementov in kemijsko analizo. Minsk 1997