Interakcia kyseliny chlorovodíkovej s zásadou. Soľ. Klasifikácia, zloženie a názvy solí

Kyslé soli

Úlohy na aplikáciu znalostí o kyslých soliach sa nachádzajú vo variantoch zjednotenej štátnej skúšky
na rôznych úrovniach obtiažnosti (A, B a C). Preto pri príprave študentov na POUŽITIE
je potrebné zvážiť nasledujúce otázky.

1. Definícia a nomenklatúra.

Kyslé soli sú produktmi neúplnej substitúcie kovov za atómy vodíka polybázických kyselín. Nomenklatúra kyslých solí sa líši od priemeru iba pridaním predpony „hydro ...“ alebo „dihydro ...“ k názvu soli, napríklad: NaHCO 3 - bikarbonát sodík, Ca (H 2 PO 4) 2 - dihydrogenfosfát vápnik.

2. Prijímanie.

Kyslé soli sa získavajú interakciou kyselín s kovmi, oxidmi kovov, hydroxidmi kovov, soľami, amoniakom, ak je kyselina v prebytku.

Napríklad:

Zn + 2H2S04 = H2 + Zn (HSO 4) 2,

CaO + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + H 2 O,

NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + NaHSO 4,

Na2S + HCl = NaHS + NaCl,

NH3 + H3P04 = NH4H2P04,

2NH3 + H3P04 = (NH4) 2 HP04.

Kyslé soli sa tiež získavajú interakciou kyslých oxidov so zásadami, ak je oxid v nadbytku. Napríklad:

CO 2 + NaOH = NaHCO 3,

2SO2 + Ca (OH) 2 = Ca (HSO 3) 2.

3. Interkonverzie.

Stredná soľ, kyslá soľ; napríklad:

K 2 CO 3 KHCO 3.

Ak chcete získať kyslú soľ zo strednej soli, musíte pridať prebytok kyseliny alebo zodpovedajúceho oxidu a vody:

K2CO3 + H20 + C02 = 2KHCO3.

Ak chcete získať strednú soľ z kyslej soli, musíte pridať prebytok zásady:

KHCO 3 + KOH = K 2 CO 3 + H 2 O.

Hydrogenuhličitany sa pri varení rozkladajú na uhličitany:

2KHCO3K2CO3 + H20 + CO2.

4. Vlastnosti.

Kyslé soli vykazujú vlastnosti kyselín, interagujú s kovmi, oxidmi kovov, hydroxidmi kovov a soľami.

Napríklad:

2KНSO 4 + Mg = H 2 + MgSO 4 + K 2 SO 4,

2KHSO 4 + MgO = H 2 O + MgSO 4 + K 2 SO 4,

2KHS04 + 2NaOH = 2H20 + K2S04 + Na2S04,

2KHSO 4 + Cu (OH) 2 = 2H 2 O + K 2 SO 4 + CuSO 4,

2KHSO 4 + MgCO 3 = H 2 O + CO 2 + K 2 SO 4 + MgSO 4,

2KHS04 + BaCl2 = BaS04 + K2S04 + 2HCl.

5. Problémy s kyslými soľami. Tvorba jednej soli.

Pri riešení problémov s nadbytkom a nedostatkom je potrebné pamätať na možnosť tvorby kyslých solí, preto sa najskôr zostavia rovnice všetkých možných reakcií. Po zistení množstva reaktantov sa urobí záver o tom, aký druh soli sa získa, a problém sa vyrieši pomocou zodpovedajúcej rovnice.

Problém 1. 44,8 1 C02 sa nechalo prejsť roztokom obsahujúcim 60 g NaOH. Nájdite hmotnosť vytvorenej soli.

Riešenie

(NaOH) = m/M= 60 (g) / 40 (g / mol) = 1,5 mol;

(CO 2) = V/V m= 44,8 (L) / 22,4 (L / mol) = 2 mol.

Pretože (NaOH): (CO 2) = 1,5: 2 = 0,75: 1, usudzujeme, že CO2 je v nadbytku, a preto sa získa kyslá soľ:

NaOH + C02 = NaHC03.

Množstvo látky vytvorenej soli sa rovná množstvu látky zreagovaného hydroxidu sodného:

(NaHC03) = 1,5 mol.

m(NaHC03) = M= 84 (g / mol) 1,5 (mol) = 126 g.

Odpoveď: m(NaHC03) = 126 g.

Problém 2. Oxid fosforečný s hmotnosťou 2,84 g sa rozpustil v 120 g 9% kyseliny ortofosforečnej. Výsledný roztok sa varil a potom sa k nemu pridalo 6 g hydroxidu sodného. Nájdite hmotnosť výslednej soli.

Vzhľadom na:	Nájsť: m(soľ).
m(P 2 O 5) = 2,84 g,
m ( roztok) (H3P04) = 120 g,
(H3P04) = 9%,
m(NaOH) = 6 g.

Riešenie

(P205) = m/M= 2,84 (g) / 142 (g / mol) = 0,02 mol,

preto 1 (získaná H3P04) = 0,04 mol.

m(H3P04) = m(roztok) = 120 (g) 0,09 = 10,8 g.

2 (H3P04) = m/M= 10,8 (g) / 98 (g / mol) = 0,11 mol,

(H3P04) = 1 + 2 = 0,11 + 0,04 = 0,15 mol.

(NaOH) = m/M= 6 (g) / 40 (g / mol) = 0,15 mol.

Pokiaľ

(H3P04): (NaOH) = 0,15: 0,15 = 1: 1,

získate dihydrogenfosforečnan sodný:

(NaH2P04) = 0,15 mol,

m(NaH2P04) = M = 120 (g / mol) 0,15 (mol) = 18 g.

Odpoveď: m(NaH2P04) = 18 g.

Problém 3. Sírovodík s objemom 8,96 I sa nechal prejsť 340 g 2% roztoku amoniaku. Pomenujte soľ vyplývajúcu z reakcie a určte jej hmotnosť.

Odpoveď: hydrosulfid amónny,
m(NH4HS) = 20,4 g.

Problém 4. Plyn získaný spaľovaním 3,36 litra propánu reagoval so 400 ml 6% roztoku hydroxidu draselného (= 1,05 g / ml). Nájdite zloženie výsledného roztoku a hmotnostný zlomok soli vo výslednom roztoku.

Odpoveď:(KHS03) = 10,23%.

Úloha 5. Všetok oxid uhličitý získaný spaľovaním 9,6 kg uhlia prešiel cez roztok obsahujúci 29,6 kg hydroxidu vápenatého. Nájdite hmotnosť výslednej soli.

Odpoveď: m(Ca (HCO3) 2) = 64,8 kg.

Problém 6. 1,3 kg zinku sa rozpustilo v 9,8 kg 20% ​​roztoku kyseliny sírovej. Nájdite hmotnosť výslednej soli.

Odpoveď: m(ZnSO 4) = 3,22 kg.

6. Problémy s kyslými soľami. Vytvorenie zmesi dvoch solí.

Toto je komplexnejšia verzia problémov pre kyslé soli. V závislosti od množstva reaktantov môže vzniknúť zmes dvoch solí.

Napríklad pri neutralizácii oxidu fosforečného zásadou v závislosti od molárneho pomeru reaktantov môžu vzniknúť nasledujúce produkty:

P205 + 6NaOH = 2Na3P04 + 3H20,

(P205): (NaOH) = 1: 6;

P 2 O 5 + 4 NaOH = 2 Na 2 HPO 4 + H 2 O,

(P205): (NaOH) = 1: 4;

P205 + 2NaOH + H20 = 2NaH2P04,

(P205): (NaOH) = 1: 2.

Malo by sa pamätať na to, že pri neúplnej neutralizácii môže vzniknúť zmes dvoch zlúčenín. Keď 0,2 mol P205 interaguje s alkalickým roztokom obsahujúcim 0,9 mol NaOH, molárny pomer je medzi 1: 4 a 1: 6. V tomto prípade sa vytvorí zmes dvoch solí: fosforečnanu sodného a hydrogénfosforečnanu sodného.

Ak alkalický roztok obsahuje 0,6 mol NaOH, potom bude molárny pomer odlišný: 0,2: 0,6 = 1: 3, pohybuje sa medzi 1: 2 a 1: 4, takže dostanete zmes dvoch ďalších solí: dihydrogenfosforečnanu a hydrogenfosforečnan sodný.

Tieto úlohy je možné splniť rôznymi spôsobmi. Budeme vychádzať z predpokladu, že dve reakcie prebiehajú súčasne.

Al g o r a t m e shen i

1. Vytvorte rovnice všetkých možných reakcií.

2. Zistite množstvo reagujúcich látok a podľa ich pomeru určte rovnice dvoch reakcií, ktoré prebiehajú súčasne.

3. Označte množstvo jedného z reaktantov v prvej rovnici ako NS krtek, v druhom - o Krtko.

4. Vyjadrite sa NS a o množstvo iného reaktantu podľa molárnych pomerov podľa rovníc.

5. Vytvorte sústavu rovníc s dvoma neznámymi.

Problém 1. Oxid fosforečný získaný spálením 6,2 g fosforu sa nechá prejsť 200 g 8,4% roztoku hydroxidu draselného. Aké látky a v akých množstvách sa získavajú?

Vzhľadom na:	Nájsť: 1 ; 2 .
m(P) = 6,2 g,
m(roztok KOH) = 200 g,
(KOH) = 8,4%.

Riešenie

(P) = m/M= 6,2 (g) / 31 (g / mol) = 0,2 mol,

Odpoveď.((NH4) 2HP04) = 43,8%,
(NH4H2P04) = 12,8%.

Problém 4. K 50 g roztoku kyseliny ortofosforečnej s hmotnostným zlomkom 11,76% sa pridalo 150 g roztoku hydroxidu draselného s hmotnostným zlomkom 5,6%. Nájdite zloženie zvyšku získaného odparením roztoku.

Odpoveď: m(K 3 PO 4) = 6,36 g,
m(K2HP04) = 5,22 g.

Problém 5. 5,6 I butánu (NU) sa spálilo a výsledný oxid uhličitý sa nechal prejsť roztokom obsahujúcim 102,6 g hydroxidu bárnatého. Nájdite hmotnosti získaných solí.

Odpoveď: m(BaCO 3) = 39,4 g,
m(Ba (HCO3) 2) = 103,6 g.

SOLI, trieda chemických zlúčenín. Všeobecne akceptovaná definícia pojmu „soľ“, ako aj výrazov „kyseliny a zásady“, produkty ktorých interakcie sú soli, v súčasnosti neexistuje. Soli možno považovať za produkty substitúcie kyslých vodíkových protónov za kovové ióny, NH4 +, CH3NH3 + a ďalšie katióny alebo OH skupiny bázy za kyslé anióny (napr. Cl-, SO4 2-).

Klasifikácia

Kompletnými substitučnými produktmi sú napríklad stredné soli. Na2S04, MgCl2, čiastočne kyslé alebo zásadité soli, napríklad KHS04, СuСlOH. Existujú aj jednoduché soli, vrátane jedného typu katiónov a jedného typu aniónov (napríklad NaCl), podvojné soli obsahujúce dva typy katiónov (napríklad KAl (SO 4) 2 12H 2 O), zmiešané soli, ktoré zahŕňajú dva typy kyslých zvyškov (napr. AgClBr). Komplexné soli obsahujú komplexné ióny, ako je K 4.

Fyzikálne vlastnosti

Typickými soľami sú kryštalické látky s iónovou štruktúrou, napríklad CsF. Existujú aj kovalentné soli, napríklad AlCl3. V skutočnosti je povaha chemickej väzby v mnohých solí zmiešaná.

Rozpustnosťou vo vode sa rozlišujú rozpustné, slabo rozpustné a prakticky nerozpustné soli. Rozpustné sú takmer všetky sodné, draselné a amónne soli, mnohé dusičnany, acetáty a chloridy, s výnimkou solí viacmocných kovov hydrolyzovaných vo vode a mnohé kyslé soli.

Rozpustnosť solí vo vode pri izbovej teplote

	Anióny
	F -	Cl -	Br -	Ja -	S 2-	NIE 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na +	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.
K +	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.
NH4 +	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.	R.
Mg 2+	RK	R.	R.	R.	M	R.	H	RK	R.	RK
Ca 2+	NC	R.	R.	R.	M	R.	H	RK	M	RK
Sr 2+	NC	R.	R.	R.	R.	R.	H	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R.	R.	R.	R.	R.	H	RK	NC	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	NC	R.	RK
Cr 3+	R.	R.	R.	R.	G	R.	G	H	R.	RK
Mn 2+	R.	R.	R.	R.	H	R.	H	H	R.	H
Fe 2+	M	R.	R.	R.	H	R.	H	H	R.	H
Fe 3+	R.	R.	R.	-	-	R.	G	H	R.	RK
Co 2+	M	R.	R.	R.	H	R.	H	H	R.	H
Ni 2+	M	R.	R.	R.	RK	R.	H	H	R.	H
Cu 2+	M	R.	R.	-	H	R.	G	H	R.	H
Zn 2+	M	R.	R.	R.	RK	R.	H	H	R.	H
Cd 2+	R.	R.	R.	R.	RK	R.	H	H	R.	H
Hg 2+	R.	R.	M	NC	NC	R.	H	H	R.	H
Hg 2 2+	R.	NC	NC	NC	RK	R.	H	H	M	H
Ag +	R.	NC	NC	NC	NC	R.	H	H	M	H

Legenda:

Р - látka je vysoko rozpustná vo vode; M - slabo rozpustný; H - prakticky nerozpustný vo vode, ale ľahko rozpustný v slabých alebo zriedených kyselinách; PK - nerozpustný vo vode a rozpúšťa sa iba v silných anorganických kyselinách; NK - nerozpustný vo vode ani v kyselinách; D - po rozpustení úplne hydrolyzuje a neexistuje v styku s vodou. Pomlčka znamená, že taká látka vôbec neexistuje.

Vo vodných roztokoch sú soli úplne alebo čiastočne disociované na ióny. Soli slabých kyselín a / alebo slabých zásad prechádzajú hydrolýzou. Vodné roztoky solí obsahujú hydratované ióny, iónové páry a zložitejšie chemické formy vrátane produktov hydrolýzy atď. Mnoho solí je tiež rozpustných v alkoholoch, acetóne, amidoch kyselín a ďalších organických rozpúšťadlách.

Z vodných roztokov môžu soli kryštalizovať vo forme kryštalických hydrátov, z nevodných roztokov - vo forme kryštalických solvátov napríklad CaBr 2 3C 2 H 5OH.

Údaje o rôznych procesoch prebiehajúcich v systémoch voda-soľ, o rozpustnosti solí v ich spoločnej prítomnosti, v závislosti od teploty, tlaku a koncentrácie, o zložení tuhej a kvapalnej fázy je možné získať štúdiom diagramov rozpustnosti systémov voda-soľ .

Všeobecné metódy syntézy solí.

1. Získanie stredných solí:

1) kov s nekovom: 2Na + Cl2 = 2NaCl

2) kov s kyselinou: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3) kov s roztokom soli menej aktívneho kovu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) zásaditý oxid s kyslým oxidom: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) zásaditý oxid s kyselinou CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) zásady s oxidom kyseliny Ba (OH) 2 + C02 = BaCO3 + H20

7) zásady s kyselinou: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20

8) soli s kyselinou: MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H20 + C02

BaCl2 + H2S04 = BaS04 + 2HCl

9) zásaditý roztok s roztokom soli: Ba (OH) 2 + Na2S04 = 2 NaOH + BaS04

10) roztoky dvoch solí 3CaCl2 + 2Na3P04 = Ca3 (PO4) 2 + 6NaCl

2. Získanie kyslých solí:

1. Interakcia kyseliny s nedostatkom zásady. KOH + H2S04 = KHS04 + H20

2. Reakcia zásady s prebytkom kyslého oxidu

Ca (OH) 2 + 2CO2 = Ca (HCO3) 2

3. Interakcia strednej soli s kyselinou Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3 Ca (H 2 PO 4) 2

3. Získanie zásaditých solí:

1. Hydrolýza solí vytvorených so slabou zásadou a silnou kyselinou

ZnCl2 + H20 = Cl + HCl

2. Pridávanie (po kvapkách) malých množstiev zásad do roztokov stredných solí kovov AlCl3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interakcia solí slabých kyselín so strednými soľami

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

4. Získanie komplexných solí:

1. Reakcie solí s ligandmi: AgCl + 2NH3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl

5. Získanie podvojných solí:

1. Spoločná kryštalizácia dvoch solí:

Cr2 (SO4) 3 + K2S04 + 24H20 = 2 + NaCl

4. Redoxné reakcie v dôsledku vlastností katiónu alebo aniónu. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Chemické vlastnosti kyslých solí:

Tepelným rozkladom za vzniku strednej soli

Ca (HCO3) 2 = CaCO3 + C02 + H20

Interakcia s alkáliami. Získanie strednej soli.

Ba (HCO3) 2 + Ba (OH) 2 = 2BaCO3 + 2H20

3. Chemické vlastnosti zásaditých solí:

Tepelný rozklad. 2 CO3 = 2CuO + C02 + H20

Interakcia s kyselinou: tvorba strednej soli.

Sn (OH) Cl + HCl = SnCl2 + H20

4. Chemické vlastnosti komplexných solí:

1. Deštrukcia komplexov v dôsledku tvorby zle rozpustných zlúčenín:

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

2. Výmena ligandov medzi vonkajšou a vnútornou sférou.

K2 + 6H20 = Cl2 + 2KCI

5. Chemické vlastnosti podvojných solí:

Interakcia s alkalickými roztokmi: KCr (SO 4) 2 + 3KOH = Cr (OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Surovinou na priemyselnú výrobu mnohých solí-chloridov, síranov, uhličitanov, boritanov Na, K, Ca, Mg je morská a oceánska voda, prírodné soľanky vznikajúce pri jej odparovaní a tuhé soli. Pre skupinu minerálov, ktoré tvoria usadeniny usadených solí (sírany a chloridy Na, K a Mg), sa používa konvenčný názov „prírodné soli“. Najväčšie ložiská draselných solí sa nachádzajú v Rusku (Solikamsk), Kanade a Nemecku, silné ložiská fosfátových rúd - v severnej Afrike, Rusku a Kazachstane, NaNO3 - v Čile.

Soli sa používajú v potravinárskom, chemickom, hutníckom, sklárskom, kožiarskom, textilnom, poľnohospodárskom, lekárskom priemysle atď.

Hlavné typy solí

1. Borates(oxoboritany), soli kyselín boritých: metabolické HBO 2, ortoboric H 3 VO 3 a polyborité kyseliny nie sú izolované vo voľnom stave. Podľa počtu atómov bóru v molekule sa delia na mono-, di-, tetra-, hexaboritany atď. Boritany sa nazývajú aj podľa kyselín, ktoré ich tvoria, a podľa počtu mólov В 2 О 3 na 1 mol zásaditého oxidu. Rôzne metabolity teda môžeme nazvať monoboritany, ak obsahujú anión B (OH) 4 alebo anión reťazca (BO 2) n n -diboráty - ak obsahujú anión s dvojitým reťazcom (B 2 O 3 (OH) 2) n 2 n -triboráty -ak obsahujú kruhový anión (B 3 O 6) 3-.

Borátové štruktúry zahŕňajú skupiny bóru a kyslíka - „bloky“ obsahujúce 1 až 6 a niekedy 9 atómov bóru, napríklad:

Koordinačný počet atómov bóru je 3 (trojuholníkové skupiny bór-kyslík) alebo 4 (tetraedrické skupiny). Skupiny bóru a kyslíka sú základom nielen ostrovných, ale aj zložitejších štruktúr - reťazových, vrstvených a polymerizovaných. Posledne uvedené sa tvoria v dôsledku eliminácie vody v molekulách hydratovaných boritanov a vytvárania premosťovacích väzieb prostredníctvom atómov kyslíka; proces je niekedy sprevádzaný prerušením väzby B - O vo vnútri polyaniónov. Polyanióny môžu pridávať bočné skupiny - bór -kyslíková tetraédra alebo trojuholníky, ich diméry alebo cudzie anióny.

Amoniak, alkálie a ďalšie kovy v oxidačnom stave +1 najčastejšie tvoria hydratované a bezvodé metabolity typu MBO 2, tetraboritany М 2 B 4 O 7, pentaboritany МB 5 O 8, ako aj decaboráty М 4 B 10 O 17 nH 2 O. Alkalické zeminy a ostatné kovy v oxidačnom stave + 2 obvykle poskytujú hydratované metaboritany, triboritany M 2 B 6 O 11 a hexaboritany MB 6 O 10. ako aj bezvodé meta-, orto- a tetraboritany. Pre kovy v oxidačnom stave + 3 sú charakteristické hydratované a bezvodé ortoboráty MBO 3.

Boráty sú bezfarebné amorfné látky alebo kryštály (hlavne s nízkou symetriou - monoklinické alebo kosoštvorcové). Pre bezvodé boritany sú teploty topenia v rozmedzí od 500 do 2000 ° C; najvyššie teploty topenia sú metaboritany alkalických kovov a orto- a metaboritany kovov alkalických zemín. Väčšina boritanov ľahko vytvára okuliare, keď sa ich taveniny ochladia. Tvrdosť hydratovaných boritanov na Mohsovej stupnici je 2 až 5, v prípade bezvodých boritanov do 9.

Hydratované monoboráty strácajú kryštalizačnú vodu až do ~ 180 ° С, polyboráty - pri 300-500 ° С; k eliminácii vody v dôsledku OH skupín koordinovaných okolo atómov bóru dochádza až do ~ 750 ° C. Pri úplnej dehydratácii sa tvoria amorfné látky, ktoré pri 500 -800 ° C vo väčšine prípadov podliehajú „kryštalizácii boritanov“ -kryštalizácii sprevádzanej (u polyboritanov) čiastočnému rozkladu s uvoľňovaním В 2 О 3.

Boritany alkalických kovov, amoniaku a T1 (I) sú rozpustné vo vode (najmä meta- a pentaboritany), hydrolyzované vo vodných roztokoch (roztoky majú zásaditú reakciu). Väčšina boritanov sa ľahko rozkladá kyselinami, v niektorých prípadoch pôsobením CO 2; a SO2 ;. Boritany alkalických zemín a ťažké kovy interagujú s roztokmi zásad, uhličitanov a uhľovodíkov alkalických kovov. Bezvodé boritany sú chemicky stabilnejšie ako hydratované boritany. S niektorými alkoholmi, najmä s glycerolom, vytvárajú boritany vo vode rozpustné komplexy. Pôsobením silných oxidantov, najmä H202, alebo počas elektrochemickej oxidácie sa boritany premieňajú na peroxoboritany.

Je známych asi 100 prírodných boritanov, ktorými sú predovšetkým soli Na, Mg, Ca, Fe.

Hydratované boritany sa získavajú: neutralizáciou H 3 VO 3 oxidmi kovov, hydroxidmi alebo uhličitanmi kovov; výmenné reakcie boritanov alkalických kovov, najčastejšie Na, so soľami iných kovov; reakcia vzájomnej premeny zle rozpustných boritanov s vodnými roztokmi boritanov alkalických kovov; hydrotermálne procesy s použitím halogenidov alkalických kovov ako mineralizačných prísad. Bezvodé boritany sa získavajú fúziou alebo spekaním B203 s oxidmi alebo uhličitanmi kovov alebo dehydratáciou hydrátov; monokryštály sa pestujú v roztokoch boritanov v roztavených oxidoch, napríklad Bi203.

Boráty sa používajú: na získanie ďalších zlúčenín bóru; ako vsádzkové zložky pri výrobe okuliarov, glazúr, smaltov, keramiky; na protipožiarne nátery a impregnácie; ako súčasti tavidiel na rafináciu, zváranie a spájkovanie kovov “; ako pigmenty a plnivá do farieb a lakov; ako moridlá na farbenie sa najviac používajú inhibítory korózie, zložky elektrolytov, fosfory atď. Borax a boritan vápenatý.

2. Halogenidy, chemické zlúčeniny halogénov s inými prvkami. Halogenidy obvykle zahrnujú zlúčeniny, v ktorých majú atómy halogénu väčšiu elektronegativitu ako ostatné prvky. On, Ne a Ar netvoria halogenidy. Jednoduché alebo binárne halogenidy EHn (n je najčastejšie celé číslo od 1 pre monohalidy do 7 pre IF 7 a ReF 7, ale môže byť aj zlomkové, napríklad 7/6 pre Bi 6 Cl 7) najmä soli halogenovodíkových kyselín a medzihalogénové zlúčeniny (napríklad halogénfluoridy). Existujú tiež zmiešané halogenidy, polyhalogenidy, hydrohalogenidy, oxohalogenidy, oxyhalogenidy, hydroxyhalogenidy, tiohalogenidy a komplexné halogenidy. Oxidačný stav halogénov v halogenidoch je zvyčajne -1.

Podľa povahy prvku a halogénovej väzby sú jednoduché halogenidy rozdelené na iónové a kovalentné. V skutočnosti majú spojenia zmiešaný charakter s prevahou prínosu jednej alebo druhej zložky. Halogenidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj mnohé mono- a dihalogenidy iných kovov sú typickými soľami, v ktorých prevláda iónová povaha väzby. Väčšina z nich je relatívne žiaruvzdorná, má malú prchavosť a je ľahko rozpustná vo vode; vo vodných roztokoch sa takmer úplne disociujú na ióny. Vlastnosti solí majú aj trihalogenidy prvkov vzácnych zemín. Rozpustnosť iónových halogenidov vo vode má tendenciu klesať z jodidov na fluoridy. Chloridy, bromidy a jodidy Ag +, Cu +, Hg + a Pb 2+ sú slabo rozpustné vo vode.

Zvýšenie počtu atómov halogénu v halogenidoch kovov alebo v pomere kovového náboja k polomeru jeho iónu vedie k zvýšeniu kovalentnej zložky väzby, zníženiu rozpustnosti vo vode a tepelnej stabilite halogenidov, zvýšenie prchavosti, zvýšenie oxidácie, schopnosti a tendencie k hydrolýze. Tieto závislosti sa pozorujú pre halogenidy kovov v rovnakom období a v sérii halogenidov rovnakého kovu. Dajú sa ľahko vysledovať na príklade tepelných vlastností. Napríklad pre halogenidy kovov 4. obdobia sú teploty topenia a varu 771 respektíve 1430 ° C pre KC1, 772 a 1960 ° C pre CaCl2, 967 a 975 ° C pre ScCl3, -24,1 a 136 ° C pre TiCl4. Pre UF 3 je teplota topenia ~ 1500 ° C, UF4 je 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 je 64,0 ° C. V sérii zlúčenín EKhn pri konštante n sa miera väzby obvykle zvyšuje z fluoridov na chloridy a klesá z nich na bromidy a jodidy. Takže pre AlF 3 je sublimačná teplota 1280 ° C, A1C1 3 je 180 ° C, teplota varu A1Br je 3 254,8 ° C a Al je 407 ° C. V sérii ZrF4, ZrCl4ZrBr4, ZrI4 je teplota sublimácie 906, 334, 355 a 418 ° C. V sérii MFn a MC1n, kde M je kov jednej podskupiny, kovalencia väzby klesá so zvýšením atómovej hmotnosti kovu. Existuje niekoľko fluoridov a chloridov kovov s približne rovnakým príspevkom iónových a kovalentných zložiek väzby.

Priemerná väzbová energia halogénového prvku klesá s prechodom z fluoridov na jodidy a so zvyšujúcim sa n (pozri tabuľku).

Mnoho halogenidov kovov obsahujúcich izolované alebo premosťujúce atómy O (respektíve oxo a oxyhalogenidy), napríklad oxotrifluorid vanadu VOF 3, oxid niobičitý NbO 2 F, jodid wolfrám dioxodný WO 2 I 2.

Komplexné halogenidy (halogenidy kovov) obsahujú komplexné anióny, v ktorých sú atómami halogénu ligandy, napríklad hexachloroplatinát draselný (IV) K2, heptafluorotantalát sodný (V) Na, hexafluoroarsenát lítny (V) Li. Najvyššiu tepelnú stabilitu majú fluór-, oxofluór- a chlórmetaláty. Podľa povahy väzieb sú iónové zlúčeniny s katiónmi NF4 +, N2F3 +, C1F2 +, XeF +atď. Blízke komplexným halogenidom.

Mnoho halogenidov je charakterizovaných asociáciou a polymerizáciou v kvapalnej a plynnej fáze za vzniku premosťujúcich väzieb. Najnáchylnejšie na to sú halogenidy kovov skupín I a II, AlCl3, pentafluoridy Sb a prechodné kovy, oxofluoridy kompozície MOF 4. Napríklad známe halogenidy s väzbou kov-kov. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridy sa vlastnosťami výrazne líšia od ostatných halogenidov. V jednoduchých halogenidoch sú však tieto rozdiely menej výrazné ako v samotných halogénoch a v komplexných halogenidoch - slabšie ako v jednoduchých.

Mnoho kovalentných halogenidov (najmä fluoridov) je napríklad silnou Lewisovou kyselinou. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridy sú súčasťou superkyselín. Vyššie halogenidy sú redukované kovmi a vodíkom, napríklad:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

UF 6 + H2 = UF 4 + 2HF

Halogenidy kovov skupín V-VIII, okrem Cr a Mn, sa redukujú o H2 na kovy, napríklad:

WF 6 + - 2 = W + 6 HF

Mnoho kovalentných a iónových halogenidov kovov navzájom interaguje za vzniku komplexných halogenidov, napríklad:

KC1 + TaCl5 = K

Ľahšie halogény môžu vytesniť tie ťažšie z halogenidov. Kyslík môže oxidovať halogenidy uvoľňovaním Cl2, Br2 a I2. Jednou z charakteristických reakcií kovalentných halogenidov je interakcia s vodou (hydrolýza) alebo s jej parou pri zahrievaní (pyrohydrolýza), ktorá vedie k tvorbe oxidov, oxy- alebo oxohalidov, hydroxidov a halogenovodíkov.

Halogenidy sa získavajú priamo z prvkov interakciou halogenovodíkov alebo halogenovodíkových kyselín s prvkami, oxidmi, hydroxidmi alebo soľami, ako aj výmennými reakciami.

Halogenidy sú v technológii široko používané ako východiskové materiály na výrobu halogénov, kovov alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako súčasti skiel a iných anorganických materiálov; sú to medziprodukty pri výrobe vzácnych a niektorých farebných kovov, U, Si, Ge atď.

V prírode halogenidy tvoria oddelené triedy minerálov, v ktorých sú prítomné fluoridy (napr. Minerály fluorit, kryolit) a chloridy (sylvin, karnalit). Brom a jód sa v niektorých mineráloch nachádzajú ako izomorfné nečistoty. Významné množstvo halogenidov sa nachádza vo vode morí a oceánov, v soľných a podzemných soľankách. Niektoré halogenidy, ako napríklad NaCl, KC1, CaCl2, sa nachádzajú v živých organizmoch.

3. Uhličitany(z lat. karbo, rod. case carbonis uhlie), soli kyseliny uhličitej. Existujú stredné uhličitany s aniónom CO 3 2- a kyslé, alebo bikarbonáty (zastarané hydrogenuhličitany) s aniónom HCO 3 -. Uhličitany sú kryštalické látky. Väčšina solí stredných kovov v oxidačnom stave +2 kryštalizuje do šesťuholníka. mriežkový typ kalcitu alebo aragonit kosoštvorcového typu.

Zo stredných uhličitanov sa vo vode rozpúšťajú iba soli alkalických kovov, amoniak a Tl (I). V dôsledku významnej hydrolýzy sú ich roztoky zásadité. Najťažšie sa rozpúšťajú uhličitany kovov v oxidačnom stave + 2. Naopak všetky uhľovodíky sú vo vode ľahko rozpustné. Počas výmenných reakcií vo vodných roztokoch medzi soľami kovov a Na2C03 sa tvoria zrazeniny stredných uhličitanov v prípadoch, keď je ich rozpustnosť oveľa nižšia ako rozpustnosť zodpovedajúcich hydroxidov. To je prípad Ca, Sr a ich analógov, lantanoidov, Ag (I), Mn (II), Pb (II) a Cd (II). Ostatné katióny pri interakcii s rozpustenými uhličitanmi v dôsledku hydrolýzy môžu poskytnúť nie priemerné, ale zásadité krabonáty alebo dokonca hydroxidy. Stredné krabonáty obsahujúce viacnásobne nabité katióny môžu byť niekedy vyzrážané z vodných roztokov v prítomnosti veľkého nadbytku C02.

Chemické vlastnosti uhličitanov sú dané tým, že patria do triedy anorganických solí slabých kyselín. Charakteristické vlastnosti uhličitanov sú spojené s ich zlou rozpustnosťou, ako aj s tepelnou nestabilitou samotných krabonátov a H 2 CO 3. Tieto vlastnosti sa používajú pri analýze crabonátov buď na základe ich rozkladu silnými kyselinami a kvantitatívnej absorpcii CO 2 uvoľneného zásaditým roztokom, alebo na vyzrážaní iónu CO 3 2 z roztoku vo forme BaCO 3. Keď prebytok CO 2 pôsobí na zrazeninu stredného uhličitanu, v roztoku sa vytvorí hydrogénuhličitan, napríklad: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. Prítomnosť uhľovodíkov v prírodnej vode spôsobuje jeho dočasnú tvrdosť. Po miernom zahriatí sa hydrogenuhličitany premenia na stredné uhličitany, ktoré sa po zahriatí rozložia na oxid a CO 2. Čím je kov aktívnejší, tým je teplota rozkladu jeho uhličitanu vyššia. Na2CO3 sa teda topí bez rozkladu pri 857 ° C a pre uhličitany Ca, Mg a Al dosahujú rovnovážne rozkladné tlaky 0,1 MPa pri teplotách 820, 350 a 100 ° C.

Uhličitany sú v prírode veľmi rozšírené, čo je spôsobené účasťou CO 2 a H 2 O na procesoch tvorby minerálov. uhličitany hrajú dôležitú úlohu v globálnych rovnováhach medzi plynným CO 2 v atmosfére a rozpusteným CO 2; a ióny HCO 3 - a CO 3 2- v hydrosfére a tuhé soli v litosfére. Najdôležitejšími minerálmi sú kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 a niektoré ďalšie. Vápenec pozostáva prevažne z kalcitu alebo kalcitových kostrových zvyškov organizmov, zriedkavo aragonitu. Tiež sú známe prírodné hydratované uhličitany alkalických kovov a Mg (napríklad MgCO 3 3 N 2 O, Na 2 CO 3 10 H 2 O), dvojité uhličitany [napríklad dolomit CaMg (CO 3) 2, trón Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H20] a zásaditý [malachit CuCO3 Cu (OH) 2, hydrocerusit 2PbCO3Pb (OH) 2].

Najdôležitejšie sú uhličitan draselný, uhličitan vápenatý a uhličitan sodný. Mnoho prírodných uhličitanov sú veľmi cenné kovové rudy (napríklad uhličitany Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Uhľovodíky hrajú dôležitú fyziologickú úlohu ako pufrovacie činidlá, ktoré regulujú stálosť pH krvi.

4. Dusičnany, kyselina dusičná HNO 3. Známy takmer pre všetky kovy; existujú ako vo forme bezvodých solí M (NO3) n (n je oxidačný stav kovu M), tak vo forme kryštalických hydrátov M (NO3) n xH20 (x = 1-9). Z vodných roztokov pri teplotách blízkych izbovej teplote kryštalizujú bezvodé iba dusičnany alkalických kovov, zvyšok - vo forme kryštalických hydrátov. Fyzikálno -chemické vlastnosti bezvodého a hydratovaného dusičnanu rovnakého kovu môžu byť veľmi odlišné.

Bezvodé kryštalické zlúčeniny dusičnanov d-prvkov sú zafarbené. Dusičnany je možné obvykle rozdeliť na zlúčeniny s prevažne kovalentným typom väzby (soli Be, Cr, Zn, Fe a ďalšie prechodné kovy) a s prevažne iónovým typom väzby (soli alkalických kovov a kovov alkalických zemín). Iónové dusičnany sa vyznačujú vyššou tepelnou stabilitou, prevahou kryštálových štruktúr s vyššou symetriou (kubickou) a absenciou delenia pásov dusičnanového iónu v IČ spektrách. Kovalentné dusičnany majú vyššiu rozpustnosť v organických rozpúšťadlách, nižšiu tepelnú stabilitu, ich IR spektrá sú zložitejšie; niektoré kovalentné dusičnany sú pri izbovej teplote prchavé a po rozpustení vo vode sa čiastočne rozkladajú za uvoľňovania oxidov dusíka.

Všetky bezvodé dusičnany vykazujú silné oxidačné vlastnosti v dôsledku prítomnosti iónu NO 3, pričom ich oxidačná schopnosť sa zvyšuje s prechodom z iónových na kovalentné dusičnany. Posledne uvedené sa rozkladajú v rozmedzí 100-300 ° C, iónové-pri 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 a niektoré ďalšie sa pri zahrievaní tavia). Produkty rozkladu v tuhej a kvapalnej fáze. sú postupne dusitany, oxonitráty a oxidy, niekedy - voľné kovy (keď je oxid nestabilný, napr. Ag20), a v plynnej fáze - NO, NO2, O2 a N2. Zloženie rozkladných produktov závisí od povahy kovu a jeho oxidačného stavu, rýchlosti zahrievania, teploty, zloženia plynného média a ďalších podmienok. NH4NO3 exploduje a pri rýchlom zahriatí sa môže rozkladať výbuchom, v tomto prípade sa tvoria N2, O2 a H20; pri pomalom zahrievaní sa rozkladá na N 2 O a H 2 O.

Voľný ión NO 3 - v plynnej fáze má geometrickú štruktúru rovnostranného trojuholníka s atómom N v strede, uhly ONO sú ~ 120 ° a dĺžky väzby N -O sú 0,121 nm. V kryštalických a plynných dusičnanoch si NO 3 - ión v zásade zachováva svoj tvar a veľkosť, ktorá určuje priestory, štruktúru dusičnanov. Ión NO 3-môže pôsobiť ako mono-, bi-, tridentátny alebo premosťujúci ligand, preto sú dusičnany charakterizované širokou škálou typov kryštálových štruktúr.

Prechodné kovy vo vysokých oxidačných stavoch vďaka sterike. ťažkosti nemôžu vytvárať bezvodé dusičnany a sú charakterizované oxonitrátmi, napríklad UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Dusičnany tvoria s iónom NO 3 vo vnútornej sfére veľké množstvo dvojitých a komplexných solí. Vo vodnom prostredí v dôsledku hydrolýzy katióny prechodných kovov vytvárajú hydroxonitráty (zásadité dusičnany) rôzneho zloženia, ktoré je možné izolovať aj v tuhom stave.

Hydratované dusičnany sa líšia od bezvodých v tom, že v svojich kryštálových štruktúrach je kovový ión vo väčšine prípadov spojený s molekulami vody, a nie s iónom NO 3. Preto sa rozpúšťajú vo vode lepšie ako bezvodé dusičnany, ale horšie v organických rozpúšťadlách, slabších oxidačných činidlách, sa nesúmerne topia v kryštalizačnej vode v rozmedzí 25-100 ° C. Pri zahrievaní hydratovaných dusičnanov sa spravidla netvoria bezvodé dusičnany, ale dochádza k termolýze s tvorbou hydroxonitrátov a potom oxonitrátov a oxidov kovov.

V mnohých svojich chemických vlastnostiach sú dusičnany podobné iným anorganickým soliam. Charakteristické vlastnosti dusičnanov sú dané ich veľmi vysokou rozpustnosťou vo vode, nízkou tepelnou stabilitou a schopnosťou oxidovať organické a anorganické zlúčeniny. Pri redukcii dusičnanov vzniká zmes produktov obsahujúcich dusík NO 2, NO, N 2 O, N 2 alebo NH 3 s prevahou jedného z nich v závislosti od typu redukčného činidla, teploty, reakcie média, a ďalšie faktory.

Priemyselné metódy výroby dusičnanov sú založené na absorpcii NH 3 roztokmi HNO 3 (pre NH 4 NO 3) alebo na absorpcii dusičných plynov (NO + NO 2) roztokmi zásad alebo uhličitanov (na dusičnany zásaditých kovy, Ca, Mg, Ba), ako aj na rôznych výmenných reakciách solí kovov s HNO 3 alebo dusičnanmi alkalických kovov. Na získanie bezvodých dusičnanov sa v laboratóriu používajú reakcie prechodných kovov alebo ich zlúčenín s kvapalným N 2 O 4 a jeho zmesami s organickými rozpúšťadlami alebo reakcie s N 2 O 5.

Dusičnany Na, K (dusičnan sodný a draselný) sa nachádzajú vo forme prírodných ložísk.

Dusičnany sa používajú v mnohých priemyselných odvetviach. Dusitan amónny (dusičnan amónny) je hlavným hnojivom obsahujúcim dusík; ako hnojivá sa používajú aj dusičnany alkalických kovov a dusičnany vápenaté. Dusičnany - súčasti raketových palív, pyrotechnické zmesi, leptacie roztoky na farbenie tkanín; používajú sa na kalenie kovov, konzervovanie potravinárskych výrobkov, ako liečivá a na získavanie oxidov kovov.

Dusičnany sú toxické. Spôsobujú pľúcny edém, kašeľ, vracanie, akútne kardiovaskulárne zlyhanie atď. Smrteľná dávka dusičnanov pre človeka je 8-15 g, prípustný denný príjem je 5 mg / kg. Na súčet dusičnanov Na, K, Ca, NH3 MPC: vo vode 45 mg / l ", v pôde 130 mg / kg (trieda nebezpečnosti 3); v zelenine a ovocí (mg / kg) - 250 zemiakov, neskorá biela kapusta 500, neskorá mrkva 250, repa 1400, cibuľa 80, cuketa 400, melóny 90, vodné melóny, hrozno, jablká, hrušky 60. Nedodržanie agrotechnických odporúčaní, nadmerné hnojenie dramaticky zvyšuje obsah dusičnanov v poľnohospodárskych výrobkoch, povrchový odtok z polí (40-5500 mg / l), podzemné vody.

5. Dusitany, soli kyseliny dusitej HNO 2. V prvom rade sa používajú dusitany alkalických kovov a amónia, menej alkalických zemín a Zd-kovy, Pb a Ag. O dusitanoch iných kovov existujú iba útržkovité informácie.

Kovové dusitany v oxidačnom stave +2 tvoria kryštalické hydráty s jednou, dvoma alebo štyrmi molekulami vody. Dusitany napríklad tvoria dvojité a trojité soli. CsNO 2 AgNO 2 alebo Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2 KNO 2, ako aj komplexné zlúčeniny, napríklad Na 3.

Kryštálové štruktúry sú známe iba pre niekoľko bezvodých dusitanov. Anión NO 2 má nelineárnu konfiguráciu; Uhol ONO 115 °, dĺžka väzby H-O 0,115 nm; typ väzby М-NO2 je iónovo kovalentný.

Dusitany K, Na, Ba sú dobre rozpustné vo vode, dusitany Ag, Hg a Cu sú slabo rozpustné. So zvyšujúcou sa teplotou sa rozpustnosť dusitanov zvyšuje. Takmer všetky dusitany sú slabo rozpustné v alkoholoch, éteroch a rozpúšťadlách s nízkou polaritou.

Dusitany sú tepelne nestabilné; bez rozkladu sa topia iba dusitany alkalických kovov, dusitany iných kovov sa rozkladajú pri 25-300 ° C. Mechanizmus rozkladu dusitanov je komplexný a zahŕňa množstvo paralelne sekvenčných reakcií. Hlavnými plynnými produktmi rozkladu sú NO, NO 2, N 2 a O 2, tuhými látkami sú oxid kovu alebo elementárny kov. Uvoľnenie veľkého množstva plynov spôsobuje explozívny rozklad niektorých dusitanov, napríklad NH 4 NO 2, ktorý sa rozkladá na N 2 a H 2 O.

Charakteristické vlastnosti dusitanov sú spojené s ich tepelnou nestabilitou a schopnosťou dusitanových iónov byť oxidačným aj redukčným činidlom v závislosti od prostredia a povahy činidiel. V neutrálnom prostredí sa dusitany obvykle redukujú na NO, v kyslom prostredí sa oxidujú na dusičnany. Kyslík a CO 2 neinteragujú s pevnými dusitanmi a ich vodnými roztokmi. Dusitany podporujú rozklad organických látok obsahujúcich dusík, najmä amínov, amidov, atď. S organickými halogenidmi RXH. reagujú za vzniku dusitanov RONO a nitrozlúčenín RNO 2.

Priemyselná výroba dusitanov je založená na absorpcii plynného dusíka (zmes NO + NO 2) roztokmi Na 2 CO 3 alebo NaOH s postupnou kryštalizáciou NaNO 2; dusitany iných kovov v priemysle a laboratóriách sa získavajú výmennou reakciou solí kovov s NaNO 2 alebo redukciou dusičnanov týchto kovov.

Dusitany sa používajú na syntézu azofarbív, na výrobu kaprolaktámu, ako oxidačné činidlá a redukčné činidlá v gumárenskom, textilnom a kovospracujúcom priemysle, ako konzervačné látky na potraviny. Dusitany, ako NaNO 2 a KNO 2, sú toxické, spôsobujú bolesti hlavy, vracanie, útlm dýchania atď. V prípade otravy NaNO 2 sa v krvi vytvorí methemoglobín, poškodia sa membrány erytrocytov. Tvorba nitrozamínov z NaNO 2 a amínov je možná priamo v gastrointestinálnom trakte.

6. Sírany, soli kyseliny sírovej. Známy priemerný sulfát s aniónom SO 4 2 - kyslým alebo hydrosulfátom s aniónom HSO 4 - zásaditým obsahujúcim spolu s aniónom skupiny SO 4 2 - OH, napríklad Zn 2 (OH) 2 SO 4. Existujú tiež dvojité sírany obsahujúce dva rôzne katióny. Patria sem dve veľké skupiny síranov - kamenec, ako aj shenity M 2 E (SO 4) 2 6 H 2 O, kde M je katión s jediným nábojom, E je Mg, Zn a ďalšie dvojnásobne nabité katióny. Známy trojitý síran K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2 H 2 O (polyhalitový minerál), dvojité zásadité sírany, napríklad minerály alunitových a jarositových skupín M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4 Al (OH 3 a M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, kde M je jeden nabitý katión. Sírany môžu byť súčasťou zmiešaných solí, napríklad 2Na2S04 Na2CO3 (minerálny berkeit), MgS04 KCl 3H 2 O (kainit) ...

Sulfáty sú kryštalické látky, stredné a kyslé, vo väčšine prípadov ľahko rozpustné vo vode. Mierne rozpustné sírany vápenaté, stroncium, olovo a niektoré ďalšie, prakticky nerozpustný BaSO 4, RaSO 4. Zásadité sírany sú spravidla slabo rozpustné alebo prakticky nerozpustné alebo sa hydrolyzujú vodou. Z vodných roztokov môžu kryštalizovať sírany vo forme kryštalických hydrátov. Kryštalické hydráty niektorých ťažkých kovov sa nazývajú vitriol; síran meďnatý CuSO 4 5H 2 O, síran železnatý FeSO 4 7H 2 O.

Stredné sírany alkalických kovov sú tepelne stabilné, zatiaľ čo kyslé sírany sa pri zahrievaní rozkladajú a menia sa na pyrosulfáty: 2KHS04 = H20 + K2S207. Stredné sírany iných kovov, ako aj zásadité sírany sa pri zahriatí na dostatočne vysoké teploty spravidla rozkladajú za tvorby oxidov kovov a uvoľňovania SO3.

Sulfáty sú v prírode veľmi rozšírené. Nachádzajú sa vo forme minerálov, napríklad sadry CaSO 4 H 2 O, mirabilitu Na 2 SO 4 10H 2 O, a sú tiež súčasťou morskej a riečnej vody.

Mnoho síranov je možné získať interakciou H2S04 s kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi, ako aj rozkladom solí prchavých kyselín s kyselinou sírovou.

Anorganické sírany sú široko používané. Napríklad síran amónny je dusíkaté hnojivo, síran sodný sa používa v skle, papierenskom priemysle, výrobe viskózy atď. Prírodné síranové minerály sú surovinami na priemyselnú výrobu zlúčenín rôznych kovov, stavebných materiálov atď.

7. Siričitany, soli kyseliny sírovej H 2 SO 3. Existujú stredné siričitany s aniónom SO 3 2- a kyslé (hydrosulfity) s aniónom HSO 3. Stredné siričitany sú kryštalické látky. Siričitany amónne a alkalické kovy sú ľahko rozpustné vo vode; rozpustnosť (g v 100 g): (NH4) 2S03 40,0 (13 ° C), K2S03 106,7 (20 ° C). Hydrosulfity sa tvoria vo vodných roztokoch. Siričitany alkalických zemín a niektoré ďalšie kovy sú prakticky nerozpustné vo vode; rozpustnosť MgS03 1 g v 100 g (40 ° C). Známe kryštalické hydráty (NH4) 2S03H20, Na2S03 7H20, K2S03 2H20, MgS03 6H20, atď.

Bezvodé siričitany sú pri zahrievaní bez prístupu vzduchu v uzavretých nádobách neúmerné k sulfidom a síranom, pri zahrievaní v prúde N 2 strácajú SO 2 a pri zahrievaní na vzduchu sa ľahko oxidujú na sírany. So SO2 vo vodnom médiu vytvárajú stredné siričitany hydrosulfity. Siričitany sú relatívne silné redukčné činidlá; oxidujú sa v roztokoch s chlórom, brómom, 2 О 2 atď. Na sírany. Rozkladajú sa silnými kyselinami (napríklad HC1) pri uvoľňovaní SO 2.

Kryštalické hydrosulfity sú známe pre K, Rb, Cs, NH4 +, sú nestabilné. Zvyšok hydrosulfitov existuje iba vo vodných roztokoch. Hustota NH4HS03 je 2,03 g / cm3; rozpustnosť vo vode (g v 100 g): NH4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Pri zahrievaní kryštalických hydrosulfitov Na alebo K alebo pri nasýtení SO 2 rojivého roztoku buničiny M 2 SO 3 vznikajú pyrosulfity (zastarané metabisulfity) M 2 S 2 O 5 - soli kyseliny pyrosulfitej, vo voľnom stave neznáme S205; kryštály, nestabilné; hustota (g / cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; nad ~ 160 ° C sa rozkladá s uvoľňovaním SO 2; rozpustiť vo vode (za rozkladu na HSO 3 -), rozpustnosť (g v 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvorí hydráty Na2S205 7H20 a ZK2S205 2H20; redukčné činidlá.

Stredné siričitany alkalických kovov sa získavajú interakciou vodného roztoku M 2 CO 3 (alebo MOH) so SO 2 a MSO 3 - prechodom SO 2 cez vodnú suspenziu MCO 3; používajú hlavne SO 2 z odpadových plynov kontaktnej výroby kyseliny sírovej. Siričitany sa používajú na bielenie, farbenie a tlač tkanín, vlákien, kože na konzervovanie obilia, zeleného krmiva, priemyselného krmivového odpadu (NaHSO 3,

Na2S205). CaSO 3 a Ca (НSO 3) 2 sú dezinfekčné prostriedky vo vinárskom a cukrovarníckom priemysle. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - zložky siričitanového lúhu pri rozvlákňovaní; (NH4) 2S03 - absorbér SO2; NaHSO 3 je absorbér H2S z priemyselných odpadových plynov, redukčné činidlo pri výrobe sírnych farbív. K 2 S 2 O 5 - zložka kyslých fixátorov vo fotografii, antioxidant, antiseptikum.

Separačné metódy pre zmesi

1. Filtrácia, separácia nehomogénnych systémov kvapalné - tuhé častice (suspenzie) a plynno - pevné častice pomocou poréznych filtračných priečok (FP), ktoré prechádzajú kvapalinou alebo plynom, ale zadržiavajú tuhé častice. Hnacou silou procesu je tlakový rozdiel na oboch stranách FP.

Pri separácii suspenzií pevné častice zvyčajne vytvoria na FP mokrú kalovú vrstvu, ktorá sa v prípade potreby premyje vodou alebo inou kvapalinou a taktiež sa dehydratuje vháňaním vzduchu alebo iného plynu. Filtrácia sa vykonáva pri konštantnom tlakovom rozdiele alebo pri konštantnej rýchlosti procesu w (množstvo filtrátu v m3, ktoré prejde 1 m2 povrchu FP za jednotku času). Pri konštantnom rozdiele tlaku sa suspenzia privádza do filtra pôsobením vákua alebo pretlaku, ako aj piestového čerpadla; pri použití odstredivého čerpadla sa rozdiel tlaku zvyšuje a rýchlosť procesu klesá.

V závislosti od koncentrácie suspenzií sa rozlišuje niekoľko typov filtrácie. Pri koncentrácii viac ako 1%dochádza k filtrácii za vzniku zrazeniny a pri koncentrácii nižšej ako 0,1%s upchávaním pórov FP (čírenie kvapalín). Ak sa na FP nevytvorí dostatočne hustá vrstva sedimentu a pevné častice sa dostanú do filtrátu, prefiltrujú sa pomocou jemných pomocných materiálov (diatomit, perlit), ktoré sa predtým nanesú na FP alebo sa pridajú do suspenzie. Pri počiatočnej koncentrácii nižšej ako 10%je možná čiastočná separácia a zahustenie suspenzií.

Rozlišujte medzi kontinuálnymi a dávkovými filtrami. V prípade posledne menovaných sú hlavnými fázami práce filtrácia, umývanie kalu, odvodnenie a vykladanie. Súčasne je možné použiť optimalizáciu podľa kritérií najvyššieho výkonu a najnižších nákladov. Ak sa nevyplachovanie a odvodnenie nevykonáva a hydraulický odpor priečky možno zanedbať, potom sa najvyšší výkon dosiahne vtedy, keď sa čas filtrácie rovná trvaniu pomocných operácií.

Použiteľné sú flexibilné FP vyrobené z bavlny, vlny, syntetických a sklenených tkanín, ako aj netkané FP vyrobené z prírodných a syntetických vlákien a nepoddajné - keramické, cermetové a penové. Smery pohybu filtrátu a pôsobenie gravitácie môžu byť opačné, zhodné alebo môžu byť navzájom kolmé.

Dizajn filtrov je rôzny. Jedným z najbežnejších je kontinuálny rotačný bubnový vákuový filter (pozri obr.), V ktorom sú smery pohybu filtrátu a pôsobenie gravitácie opačné. Časť rozvádzača spája zóny I a II so zdrojom vákua a zóny III a IV so zdrojom stlačeného vzduchu. Filtrát a preplachovacia kvapalina zo zón I a II vstupujú do oddelených prijímačov. Rozšíril sa aj automatizovaný dávkový filtračný lis s horizontálnymi komorami, filtračnou tkaninou vo forme nekonečného pásu a elastickými membránami na odvodnenie kalu lisovaním. Vykonáva striedavé operácie plnenia komôrok suspenziou, filtrácie, premývania a odvodňovania kalu, oddeľovania susedných komôr a odstraňovania kalu.

2. Frakčná kryštalizácia

Existujú nasledujúce typy frakčnej kryštalizácie: hmotnosť, na chladených povrchoch, smerové, zónové tavenie.

Hromadná kryštalizácia. Metóda spočíva v súčasnom prijatí veľkého počtu kryštálov v celom objeme zariadenia. Priemysel implementoval niekoľko variantov masovej kryštalizácie, ktorá sa vykonáva v periodicky alebo nepretržite pracujúcich prístrojoch: kapacitné vybavené vonkajšími chladiacimi plášťmi alebo vnútornými cievkami a často miešacími zariadeniami; rúrkové, škrabka, kotúč, skrutka, atď. Vzhľadom na nedostatok metódy na výpočet parametra a e sa počas kryštalizácie hmoty experimentálne zisťuje.

Kryštalizácia s prenosom tepla cez stenu. V prípade tavenín sa proces uskutočňuje ich ochladením. Pri kryštalizácii roztokov je výber režimu postupu určený predovšetkým povahou závislosti rozpustnosti látok od teploty. Ak sa rozpustnosť látky so zmenou teploty mení len málo (napríklad NaCl vo vode), kryštalizácia sa uskutoční čiastočným alebo takmer úplným odparením nasýteného roztoku pri konštantnej teplote (izotermická kryštalizácia). Látky, ktorých rozpustnosť silne závisí od teploty (napríklad KNO 3 vo vode), kryštalizujú chladením horúcich roztokov, pričom počiatočné množstvo rozpúšťadla obsiahnutého v materskom lúhu sa v systéme nemení (izohydrická kryštalizácia). Výsledné kryštály v závislosti od svojich vlastností, tvaru a podmienok procesu zachytávajú rôzne množstvo matečného lúhu. Jeho obsah v tuhej fáze vo forme inklúzií v póroch, trhlinách a dutinách výrazne závisí od spôsobu oddeľovania kryštálov a matečného lúhu. Pri separácii kryštálov na bubnovom vákuovom filtri je teda koncentrácia materského lúhu v nich 10-30%, na filtračnej odstredivke-3-10%.

Hlavné výhody postupu: vysoká produktivita, žiadny kontakt medzi separovanou zmesou a chladivom, jednoduchosť hardvérového dizajnu; nevýhody: relatívne nízky koeficient prestupu tepla, inkrustácia chladiacich plôch, veľké zachytávanie materského lúhu kryštálmi, potreba inštalácie prídavného zariadenia na oddeľovanie tuhých a kvapalných fáz, nedostatočne vysoký výťažok kryštalického produktu. Príklady použitia: príprava chloridov K a Na zo sylvinitu, separácia izomérov xylénu.

3. Odparenie sa uskutoční, aby sa roztok zahustil, izolovala rozpustená látka alebo sa získalo čisté rozpúšťadlo. Väčšinou vodné roztoky sa odparia. Nosičom tepla je najčastejšie vodná para (tlak 1,0-1,2 MPa), ktorá sa nazýva vykurovanie alebo primárne; para generovaná počas varu roztoku sa nazýva sekundárna. Hnacou silou odparovania je teplotný rozdiel medzi vykurovacou parou a vriacim roztokom, ktorý sa nazýva užitočný. Je vždy menší ako teplotný rozdiel medzi primárnou a sekundárnou parou. Je to spôsobené tým, že roztok vrie pri vyššej teplote ako čisté rozpúšťadlo (fyzikálnochemické alebo koncentrácia, depresia). Okrem toho teplota varu roztoku stúpa v dôsledku vyššieho tlaku v roztoku ako v parnom priestore. Dôvody zvýšenia tlaku: hydrostatický tlak roztoku; hydraulický odpor počas pohybu vriacej zmesi (pary a kvapaliny); zvýšenie rýchlosti pohybu tejto zmesi v dôsledku skutočnosti, že zaberá oveľa väčší objem ako pôvodné riešenie (hydrostatická, hydraulická a inerciálna depresia).

Na odparovanie sa používa zariadenie pracujúce pod tlakom alebo vákuom. Ich hlavnými prvkami sú: vykurovacia komora; separátor na separáciu zmesi pary a kvapaliny pri výbere koncentrovaného roztoku; obehové potrubie, cez ktoré sa roztok vracia zo separátora do komory (s opakovaným odparovaním). Konštrukcia zariadenia je daná predovšetkým zložením, fyzikálno -chemickými vlastnosťami, požadovaným stupňom koncentrácie roztokov, ich tendenciou vytvárať vodný kameň a penu (vodný kameň výrazne znižuje súčiniteľ prestupu tepla, narúša cirkuláciu roztoku a môže spôsobiť koróziu v zvárané spoje a bohaté ceny zvyšujú prenos roztoku sekundárnym trajektom).

Najbežnejšími sú zvislé zariadenia s rúrkovými vykurovacími komorami, ktorých vyhrievacia plocha dosahuje 1 250 m 2. V takýchto zariadeniach je roztok v potrubí a vykurovacia para je v medzitrubicovom priestore komory. Cirkulácia roztoku v nich môže byť prirodzená alebo nútená, vytvorená špeciálnym čerpadlom.

Odparovanie nízkoviskóznych (1 až 6-8 mPa-s) nenasýtených roztokov vysoko rozpustných solí, ktoré sa počas koncentrácie nezrážajú (napríklad NaNO 2, NaNO 3, NH 4 NO 3, KC1) a nevytvárajú vodný kameň sa zvyčajne vykonáva v odparovaných zariadeniach s prirodzenou cirkuláciou, v ktorých vykurovacích rúrkach sa roztok nielen zahrieva, ale aj vrie. Na odparovanie roztokov zle rozpustných látok, ktoré sa zrážajú počas koncentrácie (napríklad CaCO 3, CaSO 4, Mg (OH) 2, hlinitokremičitan sodný), ako aj na odsoľovanie morskej vody sa používajú zariadenia, nad ktorých vykurovacou komorou dodatočné zdvíhanie obiehajúce potrubie, ktoré poskytuje vysokú mieru prirodzenej cirkulácie. Na odparovanie vysoko penivých a na teplo citlivých produktov, napríklad na výrobu kvasiniek, sa používajú enzýmy, antibiotiká, ovocné šťavy, instantná káva, vertikálne filmové odparky, v ktorých dochádza ku koncentrácii v dôsledku jediného pohybu tenká vrstva (film) roztoku spolu so sekundárnou parou pozdĺž rúrok s dĺžkou 6-8 m (vyhrievacia plocha do 2 200 m 2). Výhody týchto zariadení: žiadny hydrostatický efekt, nízky hydraulický odpor, vysoký koeficient prestupu tepla, vysoký výkon pri relatívne malých objemoch

4. Odstreďovanie, separácia suspenzií, emulzií a trojzložkových systémov (emulzie obsahujúce pevnú fázu) pôsobením odstredivých síl. Používa sa na izoláciu frakcií zo suspenzií a emulzií, ako aj na stanovenie molekulových hmotností polymérov a analýzu rozptylu.

Centrifugácia sa vykonáva pomocou špeciálnych strojov - odstrediviek, ktorých hlavnou súčasťou je rotor (bubon) rotujúci vysokou rýchlosťou okolo svojej osi, ktorý vytvára pole odstredivej sily až do 20 000 g v priemyselných odstredivkách a do 350 000 g v laboratórnych odstredivkách (g - voľný pád zo zrýchlenia). Odstreďovanie sa môže uskutočňovať podľa zásad usadzovania alebo filtrácie v odstredivkách s pevným alebo perforovaným rotorom, potiahnutých filtračným materiálom. Existujú dva typy sedimentov, centrifúgy: 1) dávková prevádzka, pri ktorej sa suspenzia zavádza do stredu, časti dutého rotora počas otáčania; pevné častice sa usadzujú na vnútornom povrchu rotora a sú z neho vypúšťané špeciálnym. dýzami alebo periodicky sa otvárajúcimi štrbinami sa vyčírená kvapalina (centrát) vypúšťa z hornej časti svojej časti; 2) kontinuálne pôsobenie, pri ktorom sa suspenzia privádza pozdĺž osi dutého rotora a výsledný sediment sa vypúšťa pomocou skrutky otáčajúcej sa vo vnútri rotora mierne odlišnou rýchlosťou ako rotor (obr. 1).

Centrifugácia na princípe filtrácie sa najčastejšie používa na separáciu suspenzií a kalov s relatívne nízkym obsahom kvapalnej fázy a prebieha v cyklicky pracujúcich strojoch. Suspenzia sa po častiach privádza do kontinuálne sa otáčajúceho rotora; Po naplnení časti rotora sedimentom sa prívod suspenzie zastaví, kvapalná fáza sa vytlačí a sediment sa odreže nožom a odstráni sa. Odstredivky s pulzujúcim vypúšťaním kalu pomocou posúvača (vibračný piest s pulzujúcim piestom), ako aj s hydraulickým výbojom, keď sa zahustená tuhá fáza odstráni z rotora vybaveného balíkom kužeľových podnosov cez dýzy, sú tiež použité.

Bibliografia

Ch. redaktor I.L. Knunyants. Chémia veľkého encyklopedického slovníka. Moskva 1998

Ch. redaktor I.L. Knunyants. Chemická encyklopédia. Moskva 1998

N. Ya. Loginov, A. G. Voskresensky, I. S. Solodin. Analytická chémia. Moskva 1979

R. A. Lidin. Príručka všeobecnej a anorganickej chémie. Moskva 1997

R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva. Chemické vlastnosti anorganických látok. Moskva 1997

A. V. Suvorov, A. A. Kartsafa a ďalší. Fascinujúci svet chemických transformácií. Petrohrad 1998

E. V. Barkovský. Úvod do chémie živín a chemická analýza. Minsk 1997

1. Soli sú elektrolyty.

Vo vodných roztokoch sa soli disociujú na kladne nabité ióny (katióny) kovov a negatívne nabité ióny (anióny) kyslých zvyškov.

Napríklad Keď sa kryštály chloridu sodného rozpustia vo vode, kladne nabité ióny sodíka a záporne nabité ióny chlóru, z ktorých sa tvorí kryštálová mriežka tejto látky, idú do roztoku:

NaCl → NaCl -.

Počas elektrolytickej disociácie síranu hlinitého sa tvoria kladne nabité ióny hliníka a záporne nabité síranové ióny:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 -.

2. Soli môžu interagovať s kovmi.

V priebehu substitučnej reakcie, ktorá prebieha vo vodnom roztoku, chemicky aktívnejší kov vytesní menej aktívny.

Napríklad ak sa kúsok železa vloží do roztoku síranu meďnatého, pokryje sa červenohnedou zrazeninou medi. Roztok postupne mení farbu z modrej na svetlo zelenú, pretože sa tvorí soľ železa (\ (II \)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓.

Video úryvok:

Keď chlorid meďnatý (\ (II \)) interaguje s hliníkom, vzniká chlorid hlinitý a meď:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓.

3. Soli môžu interagovať s kyselinami.

Prebieha výmenná reakcia, počas ktorej chemicky aktívnejšia kyselina vytláča menej aktívnu.

Napríklad Keď roztok chloridu bárnatého interaguje s kyselinou sírovou, vytvorí sa zrazenina síranu bárnatého a kyselina chlorovodíková zostáva v roztoku:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.

Keď uhličitan vápenatý interaguje s kyselinou chlorovodíkovou, vzniká chlorid vápenatý a kyselina uhličitá, ktoré sa okamžite rozkladajú na oxid uhličitý a vodu:

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

Video úryvok:

4. Vo vode rozpustné soli môžu interagovať so zásadami.

Výmenná reakcia je možná, ak je v dôsledku toho aspoň jeden z produktov prakticky nerozpustný (vyzráža sa).

Napríklad Keď dusičnan nikelnatý (\ (II \)) interaguje s hydroxidom sodným, vzniká dusičnan sodný a prakticky nerozpustný hydroxid nikelnatý (\ (II \)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3.

Video úryvok:

Keď uhličitan sodný (sóda) interaguje s hydroxidom vápenatým (hasené vápno), vzniká hydroxid sodný a prakticky nerozpustný uhličitan vápenatý:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓.

5. Vo vode rozpustné soli môžu interagovať s inými vo vode rozpustnými soľami, ak v dôsledku toho vznikne najmenej jedna prakticky nerozpustná látka.

Napríklad Keď interaguje sulfid sodný s dusičnanom strieborným, vzniká dusičnan sodný a prakticky nerozpustný sulfid strieborný:
Na 2 S 2Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓.

Video úryvok:

Keď dusičnan bárnatý interaguje so síranom draselným, vzniká dusičnan draselný a prakticky nerozpustný síran bárnatý:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓.

6. Niektoré soli sa zahrievaním rozkladajú.

Chemické reakcie, ktoré sa v tomto prípade vyskytujú, možno navyše podmienene rozdeliť do dvoch skupín:

• reakcie, počas ktorých prvky nemenia oxidačný stav,
• redoxné reakcie.

A. Reakcie rozkladu soli, prebiehajúce bez zmeny oxidačného stavu prvkov.

Ako príklady takýchto chemických reakcií zvážte, ako prebieha rozklad uhličitanov.

Pri silnom zahriatí sa uhličitan vápenatý (krieda, vápenec, mramor) rozkladá a vytvára oxid vápenatý (pálené vápno) a oxid uhličitý:
CaCO 3 t ° CaO CO 2.

Video úryvok:

Hydrogenuhličitan sodný (sóda bikarbóna) sa pri miernom zahriatí rozkladá na uhličitan sodný (sódu), vodu a oxid uhličitý:
2 NaHCO3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2.

Video úryvok:

Kryštalické hydráty solí po zahriatí strácajú vodu. Napríklad pentahydrát síranu meďnatého (\ (II \)) (síran meďnatý), ktorý postupne stráca vodu, sa mení na bezvodý síran meďnatý (\ (II \)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 5 H 2 O.

Za normálnych podmienok môže byť vytvorený bezvodý síran meďnatý prevedený na kryštalický hydrát:
CuSO 4 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O

Video úryvok:

Deštrukcia a tvorba síranu meďnatého

Soli nazývajú sa komplexné látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a zvyškov kyselín (niekedy môžu obsahovať vodík). Napríklad NaCl - chlorid sodný, CaSO 4 - síran vápenatý atď.

Prakticky všetky soli sú iónové zlúčeniny, preto sú v soliach ióny kyslých zvyškov a ióny kovov navzájom viazané:

Na + Cl - - chlorid sodný

Ca 2+ SO 4 2– - síran vápenatý atď.

Soľ je produkt čiastočnej alebo úplnej substitúcie kovu za atómy vodíka kyseliny. Preto sa rozlišujú nasledujúce typy solí:

1. Stredné soli- všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom: Na 2 CO 3, KNO 3 atď.

2. Kyslé soli- nie všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom. Kyslé soli môžu samozrejme tvoriť iba dibázické alebo polybázické kyseliny. Monobázické kyseliny kyslých solí nemôžu poskytovať: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 atď. atď.

3. Podvojné soli- atómy vodíka dvoj alebo zásaditej kyseliny nie sú nahradené jedným kovom, ale dvoma rôznymi: NaKCO 3, KAl (SO 4) 2 atď.

4. Zásadité soli možno považovať za produkty neúplnej alebo čiastočnej substitúcie bázických hydroxylových skupín kyslými zvyškami: Al (OH) SO4, Zn (OH) Cl atď.

Podľa medzinárodnej nomenklatúry názov soli každej kyseliny pochádza z latinského názvu prvku. Soli kyseliny sírovej sa napríklad nazývajú sírany: CaS04 - síran vápenatý, MgS04 - síran horečnatý atď .; soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCI 2 - chlorid zinočnatý atď.

Častica „bi“ alebo „hydro“ sa pridáva k názvu solí dvojsýtnych kyselín: Mg (HCl3) 2 - hydrogenuhličitan horečnatý alebo hydrogenuhličitan.

Za predpokladu, že v kyseline trojsýtnej je kovom nahradený iba jeden atóm vodíka, potom pridajte predponu „dihydro“: NaH2P04 - dihydrogenfosforečnan sodný.

Soli sú tuhé látky so širokou škálou rozpustnosti vo vode.

Chemické vlastnosti solí

Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré tvoria ich zloženie.

1. Niektorí soli sa rozkladajú pri vznietení:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Interagujte s kyselinami s tvorbou novej soli a novej kyseliny. Aby k tejto reakcii došlo, musí byť kyselina silnejšia ako soľ, na ktorú kyselina pôsobí:

2NaCl + H2S04 → Na2S04 + 2HCl.

3. Interakcia so základňami, tvoriaci novú soľ a nový základ:

Ba (OH) 2 + MgS04 → BaS04 ↓ + Mg (OH) 2.

4. Interagujte navzájom s tvorbou nových solí:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Interakcia s kovmi, ktoré stoja v rozmedzí aktivity voči kovu, ktorý je súčasťou soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu ↓.

Stále máte otázky? Chcete vedieť viac o soliach?
Ak chcete získať pomoc od tútora -.
Prvá lekcia je bezplatná!

blog. stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.

Táto lekcia je venovaná štúdiu všeobecných chemických vlastností inej triedy anorganických látok - solí. Dozviete sa, s akými látkami môžu soli interagovať a aké sú podmienky pre takéto reakcie.

Téma: Triedy anorganických látok

Lekcia: Chemické vlastnosti solí

1. Interakcia solí s kovmi

Soli sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a kyslých zvyškov.

Preto budú vlastnosti solí spojené s prítomnosťou konkrétneho kovového alebo kyslého zvyšku v zložení látky. Napríklad väčšina solí medi v roztoku má modrastú farbu. Soli kyseliny mangánovej (manganistany) sú väčšinou purpurové. Začnime sa zoznámiť s chemickými vlastnosťami solí nasledujúcim experimentom.

V prvom pohári s roztokom síranu meďnatého spustite železný klinec. V druhom pohári s roztokom síranu železnatého spustíme medenú platňu. V treťom pohári s roztokom dusičnanu strieborného spustíme aj medenú dosku. Po chvíli uvidíme, že železný klinec bol pokrytý vrstvou medi, medený tanier z tretieho skla bol pokrytý vrstvou striebra a medenému plechu z druhého skla sa nič nestalo.

Ryža. 1. Interakcia soľných roztokov s kovmi

Vysvetlíme výsledky experimentu. Reakcie nastali iba vtedy, ak kov, ktorý reagoval so soľou, bol aktívnejší ako kov, ktorý je súčasťou soli. Aktivitu kovov je možné navzájom porovnať podľa ich polohy v sérii aktivít. Čím viac vľavo je kov v tomto rade, tým väčšia je jeho schopnosť vytlačiť ďalší kov z roztoku soli.

Rovnice vykonaných reakcií:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Keď železo interaguje s roztokom síranu meďnatého, vzniká čistá síran meďnatý a železnatý. Táto reakcia je možná, pretože železo je reaktívnejšie ako meď.

Cu + FeSO4 → reakcia neprebehne

Reakcia medzi roztokom síranu meďnatého a železitého neprebieha, pretože meď nemôže nahradiť železo z roztoku soli.

Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu (NO3) 2

Keď meď interaguje s roztokom dusičnanu strieborného, ​​vzniká dusičnan strieborný a meďnatý. Meď nahrádza striebro z roztoku jeho soli, pretože meď sa nachádza v rade aktivít vľavo od striebra.

Soľné roztoky môžu interagovať s aktívnejšími kovmi ako s kovom v soľnej kompozícii. Tieto reakcie sú typom substitúcie.

2. Interakcia soľných roztokov navzájom

Uvažujme ešte o jednej vlastnosti solí. Soli rozpustené vo vode môžu navzájom interagovať. Urobme experiment.

Miešame roztoky chloridu bárnatého a síranu sodného. Výsledkom bude biela zrazenina síranu bárnatého. Očividne reakcia prešla.

Reakčná rovnica: BaCl2 + Na2S04 = BaS04 + 2NaCl

Soli rozpustené vo vode môžu podliehať výmennej reakcii, ak je výsledkom vo vode nerozpustná soľ.

3. Interakcia solí so zásadami

Vykonaním nasledujúceho experimentu zistíme, či soli interagujú s zásadami.

K roztoku síranu meďnatého sa pridá roztok hydroxidu sodného. Výsledkom je modrá zrazenina.

Ryža. 2. Interakcia roztoku síranu meďnatého s alkáliou

Vykonaná rovnica reakcie: CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na2SO4

Táto reakcia je výmenná reakcia.

Soli môžu interagovať so zásadami, ak pri reakcii vznikne látka nerozpustná vo vode.

4. Interakcia solí s kyselinami

K roztoku uhličitanu sodného sa pridá roztok kyseliny chlorovodíkovej. V dôsledku toho vidíme uvoľňovanie plynových bublín. Vysvetlíme výsledky experimentu zapísaním rovnice pre túto reakciu:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

Kyselina uhličitá je nestabilná látka. Rozkladá sa na oxid uhličitý a vodu. Táto reakcia je výmenná reakcia.

Soli môžu reagovať s kyselinami, ak sa v dôsledku reakcie tvorí plyn alebo zrazenina.

1. Zbierka úloh a cvičení z chémie: 8. ročník.: Do učebnice. P. A. Orzhekovsky a ďalší. „Chémia. Známka 8 "/ P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2006. (s.107-111)

2. Ushakova OV Pracovný zošit z chémie: 8. ročník: k učebnici PA Orzhekovsky a kol. „Chémia. Stupeň 8 "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; pod. vyd. prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 108-110)

3. Chémia. 8. ročník. Učebnica. pre všeobecné inštitúcie / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. - M .: Astrel, 2013. (§34)

4. Chémia: 8. ročník: učebnica. pre všeobecné inštitúcie / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Chémia: anorganická. chémia: učebnica. za 8 cl. všeobecné vzdelanie. inštitúcie / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M.: Education, JSC „moskovské učebnice“, 2009. (§33)

6. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kap. vyd. V.A. Volodin, vedený. vedecký. vyd. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003.

Ďalšie webové zdroje

1. Interakcia kyselín so soľami.

2. Interakcia kovov so soľami.

Domáca úloha

1) s. 109-110 č. Č. 4,5 z Pracovného zošita z chémie: 8. ročník: do učebnice P. A. Orzhekovského a ďalších. „Chémia. Stupeň 8 "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; pod. vyd. prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) s.193 č. 2,3 z učebnice P. A. Orzhekovského, L. M. Meshcheryakovej, M. M. Shalashovej „Chémia: 8 kl.“, 2013