Interakcija klorovodikove kisline z alkalijo. sol Razvrstitev, sestava in imena soli

Kisle soli

Naloge za uporabo znanja o kislih solih najdemo v različicah enotnega državnega izpita
na različnih težavnostnih stopnjah (A, B in C). Zato pri pripravi študentov na izpit
upoštevati je treba naslednja vprašanja.

1. Definicija in nomenklatura.

Kislinske soli so produkti nepopolne zamenjave kovine z vodikovimi atomi polibazičnih kislin. Nomenklatura kislih soli se od povprečja razlikuje le z dodajanjem predpone "hidro ..." ali "dihidro ..." imenu soli, na primer: NaHCO 3 - bikarbonat natrij, Ca (H 2 PO 4) 2 - dihidrogen fosfat kalcij.

2. Prejemanje.

Kislinske soli se pridobivajo z interakcijo kislin s kovinami, kovinskimi oksidi, kovinskimi hidroksidi, solmi, amoniakom, če je kislina v presežku.

Na primer:

Zn + 2H 2 SO 4 = H 2 + Zn (HSO 4) 2,

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

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

Na 2 S + HCl = NaHS + NaCl,

NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4,

2NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 2 HPO 4.

Tudi kisle soli dobimo z interakcijo kislih oksidov z alkalijami, če je oksid v presežku. Na primer:

CO 2 + NaOH = NaHCO 3,

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

3. Interkonverzija.

Srednja sol, kisla sol; Na primer:

K 2 CO 3 KHCO 3.

Če želite dobiti kislo iz srednje soli, morate dodati presežek kisline ali ustreznega oksida in vode:

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

Če želite dobiti srednjo sol iz kisle soli, morate dodati presežek alkalije:

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

Bikarbonati se pri vrenju razgradijo v karbonate:

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

4. Lastnosti.

Kislinske soli kažejo lastnosti kislin, medsebojno delujejo s kovinami, kovinskimi oksidi, kovinskimi hidroksidi in solmi.

Na primer:

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

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

2KHSO 4 + 2 NaOH = 2H 2 O + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4,

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,

2KHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + K 2 SO 4 + 2HCl.

5. Težave za kisle soli. Tvorba ene soli.

Pri reševanju problemov za presežek in pomanjkanje je treba spomniti na možnost nastanka kislih soli, zato se najprej sestavijo enačbe vseh možnih reakcij. Po ugotovitvi količin reaktantov se naredi sklep o tem, kakšna sol bo pridobljena, in problem rešimo z ustrezno enačbo.

Problem 1. 44,8 L CO 2 smo spustili skozi raztopino, ki vsebuje 60 g NaOH. Poiščite maso nastale soli.

Rešitev

(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.

Ker (NaOH): (CO 2) = 1,5: 2 = 0,75: 1, sklepamo, da je CO 2 v presežku, zato bomo dobili kislo sol:

NaOH + CO 2 = NaHCO 3.

Količina snovi tvorjene soli je enaka količini snovi reagiranega natrijevega hidroksida:

(NaHCO3) = 1,5 mol.

m(NaHCO3) = M= 84 (g/mol) 1,5 (mol) = 126 g.

Odgovor: m(NaHC03) = 126 g.

Problem 2. Fosforjev (V) oksid težki 2,84 g smo raztopili v 120 g 9 % ortofosforne kisline. Nastalo raztopino zavremo, nato ji dodamo 6 g natrijevega hidroksida. Poiščite maso nastale soli.

dano:	Najti: m(sol).
m(P 2 O 5) = 2,84 g,
m ( raztopina) (H 3 PO 4) = 120 g,
(H 3 PO 4) = 9 %
m(NaOH) = 6 g.

Rešitev

(P 2 O 5) = m/M= 2,84 (g) / 142 (g / mol) = 0,02 mol,

torej 1 (dobljeni H 3 PO 4) = 0,04 mol.

m(H3PO4) = m(raztopina) = 120 (g) 0,09 = 10,8 g.

2 (H3PO4) = m/M= 10,8 (g) / 98 (g / mol) = 0,11 mol,

(H3PO4) = 1 + 2 = 0,11 + 0,04 = 0,15 mol.

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

V kolikor

(H3PO4): (NaOH) = 0,15:0,15 = 1:1,

dobite natrijev dihidrogenfosfat:

(NaH 2 PO 4) = 0,15 mol,

m(NaH 2 PO 4) = M = 120 (g/mol) 0,15 (mol) = 18 g.

Odgovor: m(NaH 2 PO 4) = 18 g.

Naloga 3. Vodikov sulfid s prostornino 8,96 L smo spustili skozi 340 g 2 % raztopine amoniaka. Poimenujte sol, pridobljeno kot rezultat reakcije, in določite njeno maso.

odgovor: amonijev hidrosulfid,
m(NH4HS) = 20,4 g.

Problem 4. Plin, pridobljen z zgorevanjem 3,36 litra propana, je reagiral s 400 ml 6 % raztopine kalijevega hidroksida (= 1,05 g/ml). Poiščite sestavo nastale raztopine in masni delež soli v dobljeni raztopini.

odgovor:(KHS03) = 10,23 %.

Problem 5. Ves ogljikov dioksid, ki smo ga dobili s sežiganjem 9,6 kg premoga, smo spustili skozi raztopino, ki je vsebovala 29,6 kg kalcijevega hidroksida. Poiščite maso nastale soli.

Odgovor: m(Ca (HCO 3) 2) = 64,8 kg.

Problem 6. 1,3 kg cinka smo raztopili v 9,8 kg 20 % raztopine žveplove kisline. Poiščite maso nastale soli.

Odgovor: m(ZnSO 4) = 3,22 kg.

6. Težave za kisle soli. Tvorba mešanice dveh soli.

To je težja različica težav za kisle soli. Glede na količino reaktantov lahko nastane mešanica dveh soli.

Na primer, pri nevtralizaciji fosforjevega (V) oksida z alkalijo, odvisno od molskega razmerja reaktantov, lahko nastanejo naslednji produkti:

P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,

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

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

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

P 2 O 5 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 4,

(P2O5): (NaOH) = 1:2.

Ne smemo pozabiti, da lahko pri nepopolni nevtralizaciji nastane mešanica dveh spojin. Ko 0,2 mola P 2 O 5 interagira z alkalno raztopino, ki vsebuje 0,9 mola NaOH, je molsko razmerje med 1:4 in 1:6. V tem primeru nastane mešanica dveh soli: natrijevega fosfata in natrijevega hidrogenfosfata.

Če alkalna raztopina vsebuje 0,6 mola NaOH, bo molsko razmerje drugačno: 0,2:0,6 = 1:3, je med 1:2 in 1:4, tako da dobite zmes dveh drugih soli: dihidrogenfosfata in natrijev hidrogen fosfat.

Te naloge je mogoče izvesti na različne načine. Izhajali bomo iz predpostavke, da se dve reakciji pojavita hkrati.

Al g o r in t m e shen i

1. Sestavi enačbe vseh možnih reakcij.

2. Poišči količino reagirajočih snovi in ​​po njihovem razmerju določi enačbi dveh reakcij, ki potekata hkrati.

3. Označite količino enega od reaktantov v prvi enačbi kot X krt, v drugem - pri Krt.

4. Izrazite skozi X in pri količina drugega reaktanta glede na molska razmerja po enačbah.

5. Sestavi sistem enačb z dvema neznankama.

Problem 1. Fosforjev (V) oksid, ki ga dobimo z zgorevanjem 6,2 g fosforja, spustimo skozi 200 g 8,4 % raztopine kalijevega hidroksida. Katere snovi in ​​v kakšnih količinah se pridobivajo?

dano:	Najti: 1 ; 2 .
m(P) = 6,2 g,
m(raztopina KOH) = 200 g,
(KOH) = 8,4 %.

Rešitev

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

Odgovori.((NH 4) 2 HPO 4) = 43,8 %
(NH4H2PO4) = 12,8 %.

Problem 4. K 50 g raztopine fosforne kisline z masnim deležem 11,76 % smo dodali 150 g raztopine kalijevega hidroksida z masnim deležem 5,6 %. Poiščite sestavo ostanka, pridobljenega z izhlapevanjem raztopine.

Odgovor: m(K 3 PO 4) = 6,36 g,
m(K2HPO4) = 5,22 g.

Problem 5. Zgoreli smo 5,6 L butana (NU) in nastali ogljikov dioksid spustili skozi raztopino, ki je vsebovala 102,6 g barijevega hidroksida. Poiščite maso dobljenih soli.

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

SOLI, razred kemičnih spojin. Trenutno ne obstaja splošno sprejeta definicija pojma "sol" kot tudi izrazov "kisline in baze", katerih produkti interakcije so soli. Soli lahko obravnavamo kot produkte zamenjave kislih vodikovih protonov s kovinskimi ioni, NH 4 +, CH 3 NH 3 + in drugimi kationi ali OH skupinami baze s kislimi anioni (npr. Cl -, SO 4 2-).

Razvrstitev

Popoln nadomestni produkt so na primer 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 K4.

Fizične lastnosti

Tipične soli so kristalne snovi z ionsko strukturo, na primer CsF Obstajajo tudi kovalentne soli, na primer AlCl 3. Pravzaprav je narava kemične vezi v mnogih soli mešana.

Topnost v vodi razlikuje med topnimi, rahlo topnimi in praktično netopnimi solmi. Skoraj vse natrijeve, kalijeve in amonijeve soli, veliko nitratov, acetatov in kloridov, razen soli polivalentnih kovin, hidroliziranih v vodi, in številne kisle soli so topne.

Topnost soli v vodi pri sobni temperaturi

	Anioni
	F -	Cl -	Br -	JAZ -	S 2-	NE 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH 4 +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg 2+	RK	R	R	R	M	R	N	RK	R	RK
Ca 2+	Nc	R	R	R	M	R	N	RK	M	RK
Sr 2+	Nc	R	R	R	R	R	N	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	N	RK	Nc	RK
Sn 2+	R	R	R	M	RK	R	N	N	R	N
Pb 2+	N	M	M	M	RK	R	N	N	N	N
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	Nc	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	G	R	G	N	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	G	N	R	RK
Co 2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Ni 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cu 2+	M	R	R	-	N	R	G	N	R	N
Zn 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cd 2+	R	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Hg 2+	R	R	M	Nc	Nc	R	N	N	R	N
Hg 2 2+	R	Nc	Nc	Nc	RK	R	N	N	M	N
Ag +	R	Nc	Nc	Nc	Nc	R	N	N	M	N

Legenda:

P - snov je zelo topna v vodi; M - rahlo topen; H - praktično netopen v vodi, vendar lahko topen v šibkih ali razredčenih kislinah; PK je netopen v vodi in se raztopi le v močnih anorganskih kislinah; NK - netopen niti v vodi niti v kislinah; D - popolnoma hidroliziran ob raztapljanju in ne obstaja v stiku z vodo. Pomišljaj pomeni, da taka snov sploh ne obstaja.

V vodnih raztopinah se soli v celoti ali delno disociirajo na ione. Soli šibkih kislin in (ali) šibkih baz so podvržene hidrolizi. Vodne raztopine soli vsebujejo hidratizirane ione, ionske pare in bolj zapletene kemične oblike, vključno s produkti hidrolize itd. Številne soli so topne tudi v alkoholih, acetonu, amidih kislin 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, odvisno 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 = CuSO 4 + H 2 O

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

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

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

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

9) raztopina baze z raztopino soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

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

2. Pridobivanje kislih soli:

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

2. Reakcija baze s presežkom kislega oksida

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

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

3. Pridobivanje bazičnih soli:

1. Hidroliza soli, ki nastane s šibko bazo in močno kislino

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Dodajanje (po kapljicah) 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 = 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 = 2 + NaCl

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

2. Kemijske lastnosti kislih soli:

Toplotna razgradnja, da nastane srednja sol

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

Interakcija z alkalijo. Pridobivanje srednje soli.

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

3. Kemijske lastnosti bazičnih soli:

Toplotna razgradnja. 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 + H 2 O

Interakcija s kislino: tvorba srednje soli.

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

4. Kemijske lastnosti kompleksnih soli:

1. Uničenje kompleksov zaradi tvorbe slabo topnih spojin:

2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Izmenjava ligandov med zunanjo in notranjo sfero.

K2 + 6H2O = Cl2 + 2KCl

5. Kemijske lastnosti dvojnih soli:

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

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

Surovine za industrijsko proizvodnjo številnih soli - kloridov, sulfatov, karbonatov, boratov Na, K, Ca, Mg so morska in oceanska voda, naravne slanice, ki nastanejo pri njenem izhlapevanju, in trdna nahajališča soli. Za skupino mineralov, ki tvorijo usedline soli (sulfati in kloridi Na, K in Mg), se uporablja konvencionalno 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 prehrambeni, kemični, metalurški, steklarski, usnjarski, tekstilni, kmetijski, medicini itd.

Glavne vrste soli

1. Borati(oksoborati), soli borovih kislin: presnovni HBO 2, ortoborni H 3 VO 3 in poliborne 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 V 2 О 3 na 1 mol osnovnega oksida. Tako lahko različne metabolite imenujemo monoborati, če vsebujejo anion B (OH) 4 ali verižni anion (BO 2) n n-diborate – če vsebujejo dvoverižni anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n -triborati – če vsebujejo obročni anion (B 3 O 6) 3-.

Boratne strukture vključujejo skupine borovega kisika - "bloke", ki vsebujejo od 1 do 6, včasih pa 9 atomov bora, na primer:

Koordinacijsko število atomov bora je 3 (trikotne skupine bor-kisik) ali 4 (tetraedrske skupine). Bor-kisikove skupine so osnova ne le otoških, ampak tudi bolj zapletenih struktur - verižne, plastne in okvirno polimerizirane. Slednji nastanejo kot posledica izločanja vode v molekulah hidratiranih boratov in nastanka premostitvenih vezi preko atomov kisika; proces včasih spremlja prekinitev B – O vezi znotraj polianionov. Polianioni lahko dodajajo stranske skupine - tetraedre bor-kisik ali trikotnike, njihove dimerje ali tuje anione.

Amonij, alkalijske in druge kovine v oksidacijskem stanju +1 najpogosteje tvorijo hidratizirane in brezvodne metabolite tipa MBO 2, tetraborate М 2 B 4 O 7, pentaborate МB 5 O 8, pa tudi dekaborate М 4 B 10 O 17 nH 2 O. Zemeljsko alkalijske in druge kovine v oksidacijskem stanju + 2 običajno dajejo hidratizirane 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 ortoborati MBO 3.

Borati so brezbarvne amorfne snovi ali kristali (predvsem z nizko simetrično strukturo - monoklinsko ali rombično). Za brezvodne borate so tališča v območju od 500 do 2000 ° C; najvišja tališča so alkalijski metaborati ter orto- in metaborati zemeljskoalkalijskih kovin. Večina boratov zlahka tvori kozarce, ko se njihove taline ohladijo. Trdota hidratiranih boratov po Mohsovi lestvici je 2-5, za brezvodne borate do 9.

Hidrirani monoborati izgubijo kristalizacijsko vodo do ~ 180 ° C, poliborati - pri 300-500 ° C; izločanje vode zaradi OH skupin, koordiniranih okoli atomov bora, se pojavi do ~ 750 ° C. S popolno dehidracijo nastanejo amorfne snovi, ki pri 500-800 ° C v večini primerov doživijo "preureditev borata" - kristalizacijo, ki jo (pri poliboratih) spremlja delna razgradnja s sproščanjem В 2 О 3.

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

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

Hidrirane borate dobimo: z nevtralizacijo H 3 VO 3 s kovinskimi oksidi, hidroksidi ali karbonati; izmenjave boratov alkalijskih kovin, najpogosteje Na, s solmi drugih kovin; reakcija medsebojne pretvorbe slabo topnih boratov z vodnimi raztopinami boratov alkalijskih kovin; hidrotermalni procesi z uporabo alkalijskih halogenidov kot mineralizacijskih dodatkov. Brezvodne borate dobimo s taljenjem ali sintranjem B 2 O 3 s kovinskimi oksidi ali karbonati ali z dehidracijo hidratov; monokristale gojijo v raztopinah boratov v staljenih oksidih, na primer Bi 2 O 3.

Borati se uporabljajo: za pridobivanje drugih borovih spojin; kot sestavine polnjenja pri proizvodnji stekla, glazur, emajlov, keramike; za ognjevarne premaze in impregnacije; kot sestavine tokov za rafiniranje, varjenje in spajkanje na kovino "; kot pigmenti in polnila za barve in lake; kot jedka za barvanje, zaviralci korozije, komponente elektrolitov, fosfor itd. Najpogosteje se uporabljajo boraks in kalcijevi borati.

2. Halogenidi, kemične spojine halogenov z drugimi elementi. Halogenidi običajno vključujejo spojine, v katerih so atomi halogenov bolj elektronegativni kot drugi elementi. He, Ne in Ar ne tvorijo halogenidov. Enostavni ali binarni halogenidi EHn (n je najpogosteje celo število od 1 za monohalide do 7 za IF 7 in ReF 7, lahko pa so tudi frakcijski, na primer 7/6 za Bi 6 Cl 7) vključujejo: zlasti soli halogenovodičnih kislin in interhalogenih spojin (npr. halogen fluoridi). Obstajajo tudi mešani halogenidi, polihalogenidi, hidrohalogenidi, oksohalogenidi, oksihalogenidi, hidroksihalidi, tiohalogenidi in kompleksni halogenidi. Oksidacijsko stanje halogenov v halogenidih je običajno -1.

Po naravi vezi element-halogen so preprosti halogenidi razdeljeni na ionske in kovalentne. V resnici so povezave 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 relativno ognjevzdržnih, nizko hlapnih, zlahka topnih v vodi; v vodnih raztopinah skoraj popolnoma disociirajo na ione. Lastnosti soli imajo tudi trihalidi redkozemeljskih elementov. Topnost ionskih halogenidov v vodi se nagiba k zmanjšanju iz jodidov v fluoride. Kloridi, bromidi in jodidi Ag +, Cu +, Hg + in Pb 2+ so v vodi slabo topni.

Povečanje števila atomov halogenov v kovinskih halogenidih ali razmerje med nabojem kovine in polmerom njenega iona vodi do povečanja kovalentne komponente vezi, zmanjšanja topnosti v vodi in toplotne stabilnosti halogenidov, povečanje hlapnosti, povečanje oksidacije, sposobnost in nagnjenost k hidrolizi. Te odvisnosti opazimo za kovinske halogenide istega obdobja in v seriji halogenidov iste kovine. Z lahkoto jih je mogoče izslediti na primeru toplotnih lastnosti. Na primer, za kovinske halogenide 4. obdobja sta tališča in vrelišča 771 oziroma 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 temperatura taljenja ~ 1500 ° C, UF 4 je 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 je 64,0 ° C. V seriji spojin EKhn se pri konstantnem n kovalentna vez običajno poveča pri prehodu od fluoridov do kloridov in zmanjša pri prehodu od slednjih do bromidov in jodidov. Torej, za AlF 3 je temperatura sublimacije 1280 ° C, A1C1 3 je 180 ° C, vrelišče A1Br je 3 254,8 ° C in AlI je 407 ° C. V serijah 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 s povečanjem atomske mase kovine. Malo je kovinskih fluoridov in kloridov s približno enakim prispevkom ionskih in kovalentnih komponent vezi.

Povprečna energija vezi element-halogen pada s prehodom od fluoridov do jodidov in z naraščanjem n (glej tabelo).

Številni kovinski halogenidi, ki vsebujejo izolirane ali premostitvene atome O (okso in oksihalide), na primer vanadijev oksotrifluorid VOF 3, niobijev dioksid NbO 2 F, volframov dioksodijev jodid WO 2 I 2.

Kompleksni halogenidi (kovinski halogenidi) vsebujejo kompleksne anione, v katerih so atomi halogenov ligandi, na primer kalijev heksakloroplatinat (IV) K 2, natrijev heptafluorotantalat (V) Na, litijev heksafluoroarsenat (V) Li. Najvišjo toplotno stabilnost imajo fluoro-, oksofluoro- in klorometalati. Po naravi vezi so ionske spojine s kationi NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + itd. blizu kompleksnim halogenidom.

Za mnoge halogenide je značilna povezava in polimerizacija v tekoči in plinski fazi s tvorbo premostitvenih vezi. Najbolj nagnjeni k temu so halogenidi kovin skupine I in II, AlCl 3, pentafluoridi Sb in prehodnih kovin, oksofluoridi sestave MOF 4. Znani halogenidi z vezjo kovina-kovina, na primer. Cl-Hg-Hg-Cl.

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

Mnogi kovalentni halogenidi (zlasti fluoridi) so na primer močne Lewisove kisline. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridi so del superkislin. Višje halogenide reducirajo kovine in vodik, na primer:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Halogenidi kovin skupine V-VIII, razen Cr in Mn, se reducirajo s H 2 v kovine, na primer:

WF 6 + ЗН 2 = W + 6HF

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

KC1 + TaCl 5 = K

Lažji halogeni lahko iz halogenidov izpodrinejo težje. Kisik lahko oksidira halogenide s sproščanjem C1 2, Br 2 in I 2. Ena od značilnih reakcij kovalentnih halogenidov je interakcija z vodo (hidroliza) ali njeno paro pri segrevanju (pirohidroliza), kar vodi do tvorbe oksidov, oksi- ali oksohalidov, hidroksidov in vodikovih halogenidov.

Halogenidi se pridobivajo neposredno iz elementov, z interakcijo vodikovih halogenidov ali halogenovodičnih kislin z elementi, oksidi, hidroksidi ali solmi, pa tudi z izmenjavo reakcij.

Halogenidi se v tehnologiji široko uporabljajo kot izhodni materiali za proizvodnjo halogenov, alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, kot sestavine stekel in drugih anorganskih materialov; so vmesni izdelki pri proizvodnji redkih in nekaterih barvnih kovin, U, Si, Ge itd.

V naravi tvorijo halogenidi ločene razrede mineralov, v katerih so prisotni fluoridi (na primer minerali fluorit, kriolit) in kloridi (silvin, karnalit). Brom in jod najdemo v nekaterih mineralih kot izomorfne nečistoče. Znatne količine halogenidov se nahajajo v vodi morij in oceanov, v soli in podzemnih slanicah. Nekateri halogenidi, kot so NaCl, KC1, CaCl 2, najdemo v živih organizmih.

3. Karbonati(iz lat. carbo, rod case 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. mreža kalcitnega tipa ali rombičnega tipa aragonita.

Od srednjih karbonatov se v vodi raztopijo le soli alkalijskih kovin, amonija in Тl (I). Zaradi pomembne hidrolize so njihove raztopine alkalne. Najtežje se raztopijo kovinski karbonati v oksidacijskem stanju + 2. Nasprotno, vsi hidrokarbonati so zlahka topni v vodi. Med reakcijami izmenjave v vodnih raztopinah med kovinskimi solmi in Na 2 CO 3 nastanejo oborine srednjih karbonatov v primerih, ko je njihova topnost veliko manjša 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 kot posledica hidrolize lahko dajo ne povprečne, ampak bazične krabonate ali celo hidrokside. Srednji krabonati, ki vsebujejo večkrat nabite katione, se lahko včasih oborijo iz vodnih raztopin v prisotnosti velikega presežka CO 2.

Kemične lastnosti karbonatov so posledica njihove pripadnosti razredu anorganskih soli šibkih kislin. Značilnosti karbonatov so povezane z njihovo slabo topnostjo, pa tudi s toplotno nestabilnostjo tako samih krabonatov kot H 2 CO 3. Te lastnosti se uporabljajo pri analizi krabonatov, ki temeljijo bodisi na njihovi razgradnji z močnimi kislinami in kvantitativni absorpciji CO 2, ki se sprosti z raztopino alkalije, bodisi na obarjanju ionov CO 3 2- iz raztopine v obliki BaCO 3. Ko presežek CO 2 deluje na oborino srednjega karbonata, v raztopini nastane bikarbonat, na primer: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. Prisotnost ogljikovodikov v naravni vodi povzroča njeno začasno trdoto. Pri rahlem segrevanju se bikarbonati pretvorijo v srednje karbonate, ki pri segrevanju razpadejo na oksid in CO 2 . Bolj aktivna je kovina, višja je temperatura razgradnje njenega karbonata. Torej, Na 2 CO 3 se topi brez razgradnje pri 857 ° C, za karbonate Ca, Mg in A1 pa ravnotežni tlaki razgradnje dosežejo 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 pomembno vlogo pri globalnem ravnovesju med plinastim CO 2 v ozračju in raztopljenim CO 2; in ioni HCO 3 - in CO 3 2- v hidrosferi in trdne soli v litosferi. Najpomembnejši minerali so kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smitsonit ZnCO 3 in nekateri drugi Apnenec sestavljajo pretežno kalcitni ali kalcitni skeletni ostanki organizmov, redkeje aragonit. Znani so tudi naravni hidratirani karbonati alkalijskih kovin in Mg (npr. MgCO 3 ZN 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dvojni karbonati [na primer dolomit CaMg (CO 3) 2, tron ​​Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] in bazični [malahit CuCO 3 Cu (OH) 2, hidrocerusit 2PbCO 3 Pb (OH) 2].

Najpomembnejši so kalijev karbonat, kalcijev karbonat in natrijev karbonat. Številni naravni karbonati so zelo dragocene kovinske rude (na primer karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Hidrokarbonati igrajo pomembno fiziološko vlogo kot puferska sredstva, ki uravnavajo konstantnost pH krvi.

4. Nitrati, dušikova kislina HNO 3. Poznan 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 xH 2 O (x = 1-9). Iz vodnih raztopin pri temperaturah, ki so blizu sobni temperaturi, brezvodni kristalizirajo le nitrati alkalijskih kovin, ostali v obliki kristalnih hidratov. Fizikalno-kemijske lastnosti brezvodnega in hidratiranega nitrata iste kovine so lahko zelo različne.

Brezvodne kristalne spojine nitratov d-elementa so obarvane. Običajno lahko nitrate razdelimo na spojine s pretežno kovalentno vrsto vezi (soli Be, Cr, Zn, Fe in drugih prehodnih kovin) in s pretežno ionsko vrsto vezi (soli alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin). Za ionske nitrate je značilna večja toplotna stabilnost, prevladujoče kristalne strukture višje simetrije (kubične) in odsotnost cepitve pasov nitratnega iona v IR spektrih. Kovalentni nitrati imajo večjo topnost v organskih topilih, nižjo toplotno 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 imajo močne oksidacijske lastnosti zaradi prisotnosti NO 3 - iona, medtem ko se njihova oksidacijska sposobnost povečuje s prehodom 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 stopijo pri segrevanju). Razkrojni produkti v trdni in tekoči fazi. so zaporedno nitriti, oksonitrati in oksidi, včasih - proste kovine (ko je oksid nestabilen, npr. Ag 2 O), v plinski fazi pa - NO, NO 2, O 2 in N 2. Sestava produktov razgradnje je odvisna od narave kovine in njenega oksidacijskega stanja, hitrosti segrevanja, temperature, sestave plinastega medija in drugih pogojev. NH 4 NO 3 detonira, pri hitrem segrevanju pa se lahko razpade z eksplozijo, pri tem nastanejo N 2, O 2 in H 2 O; pri počasnem segrevanju se razgradi na N 2 O in H 2 O.

Prosti ion NO 3 - v plinski fazi ima geometrijsko strukturo enakostraničnega trikotnika z atomom N v središču, koti ONO ~ 120 ° in dolžine N-O vezi 0,121 nm. V kristalnih in plinastih nitratih ion NO 3 - v osnovi ohrani svojo obliko in velikost, kar določa prostore, 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 stanjih 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 dvojnih in kompleksnih soli z NO 3 ionom - v notranji sferi. V vodnih medijih zaradi hidrolize tvorijo kationi prehodnih kovin hidroksonitrate (bazične nitrate) spremenljive sestave, ki jih lahko izoliramo tudi v trdnem stanju.

Hidrirani nitrati se od brezvodnih razlikujejo po tem, da je kovinski ion v svoji kristalni strukturi 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, šibkejši oksidanti se nekongruentno talijo v kristalizacijski vodi v območju 25-100 °C. Pri segrevanju hidratiranih nitratov se brezvodni nitrati praviloma ne tvorijo, ampak pride do termolize s tvorbo hidroksonitratov in nato oksonitratov in kovinskih oksidov.

Po mnogih svojih kemičnih lastnostih so nitrati podobni drugim anorganskim solim. Značilnosti nitratov so posledica njihove zelo visoke topnosti v vodi, nizke toplotne stabilnosti in sposobnosti oksidacije organskih in anorganskih spojin. Pri redukciji nitratov nastane mešanica produktov, ki vsebujejo dušik NO 2, NO, N 2 O, N 2 ali NH 3, pri čemer prevladuje eden od njih, odvisno od vrste redukcijskega sredstva, temperature, reakcije medija. , in drugi dejavniki.

Industrijske metode za proizvodnjo nitratov temeljijo na absorpciji NH 3 z raztopinami HNO 3 (za NH 4 NO 3) ali absorpciji dušikovih plinov (NO + NO 2) z raztopinami alkalij ali karbonatov (za nitrate alkalij). kovine, Ca, Mg, Ba), kot tudi na različne reakcije 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 njegovih mešanic 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) je glavno gnojilo, ki vsebuje dušik; Nitrati alkalijskih kovin in Ca nitrati se uporabljajo tudi kot gnojila. Nitrati - sestavine raketnih goriv, ​​pirotehničnih sestavkov, raztopin za jedkanje za barvanje tkanin; uporabljajo se za utrjevanje kovin, konzerviranje živil, kot zdravila in za pridobivanje kovinskih oksidov.

Nitrati so strupeni. Povzročajo pljučni edem, kašelj, bruhanje, akutno srčno-žilno odpoved itd. Smrtonosni odmerek nitratov za ljudi je 8-15 g, dovoljeni dnevni vnos je 5 mg/kg. Za vsoto nitratov Na, K, Ca, NH3 MPC: v vodi 45 mg / l ", v tleh 130 mg / kg (razred nevarnosti 3); v zelenjavi in ​​sadju (mg / kg) - 250 krompir, 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 iz kmetijskih proizvodov (40-5500 mg / l), podtalnica.

5. nitrit, soli dušikove kisline НNО 2. Uporabljajo predvsem alkalijske in amonijeve nitrite, manj zemeljskoalkalijske in Zd-kovine, Pb in Ag. Obstajajo le drobni podatki o nitritih drugih kovin.

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, pa tudi kompleksne spojine, na primer Na 3.

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

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

Nitriti so toplotno nestabilni; samo nitriti alkalijskih kovin se topijo brez razgradnje, nitriti drugih kovin se razgradijo pri 25-300 ° C. Mehanizem razgradnje nitritov je zapleten 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. Sproščanje velike količine plinov povzroči eksplozivno razgradnjo nekaterih nitritov, na primer NH 4 NO 2, ki se razgradi na N 2 in H 2 O.

Značilnosti nitritov so povezane z njihovo toplotno nestabilnostjo in zmožnostjo nitritnega iona, da je tako oksidant kot redukcijsko sredstvo, odvisno od okolja in narave reagentov. V nevtralnem mediju se nitriti običajno reducirajo v NO, v kislem mediju se oksidirajo v nitrate. Kisik in CO 2 ne sodelujeta s trdnimi nitriti in njihovimi vodnimi raztopinami. Nitriti spodbujajo razgradnjo organskih snovi, ki vsebujejo dušik, zlasti aminov, amidov itd. Z organskimi halogenidi RXH. reagirajo tako, da nastanejo tako RONO nitriti kot 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 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 živilske izdelke. Nitriti, kot sta NaNO 2 in KNO 2, so strupeni, povzročajo glavobole, bruhanje, depresijo dihanja itd. Pri zastrupitvi z NaNO 2 v krvi nastane methemoglobin, poškodujejo se membrane eritrocitov. Tvorba nitrozaminov iz NaNO 2 in aminov je možna neposredno v prebavilih.

6. Sulfati, soli žveplove kisline. Znani povprečni sulfati z anionom SO 4 2 - kisli, ali hidrosulfati, z anionom HSO 4 -, bazični, ki vsebujejo skupaj z anionom SO 4 2 - - OH skupine, na primer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Obstajajo tudi dvojni sulfati, ki vsebujejo dva različna kationa. Sem spadata dve veliki skupini sulfatov - alum, pa tudi šeniti M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O, kjer je M enojni kation, E je Mg, Zn in drugi dvojno nabiti kationi. Poznan trojni sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polihalitni mineral), dvojno 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 enojni kation. Sulfati so lahko del mešanih soli, na primer 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineralni berkeit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit) ...

Sulfati so kristalinične snovi, srednje in kisle, v večini primerov dobro topne v vodi. Sulfati kalcija, stroncija, svinca in nekateri drugi so rahlo topni, BaSO 4, RaSO 4 so praktično netopni. Osnovni sulfati so praviloma rahlo topni ali praktično netopni ali hidrolizirani z vodo. Iz vodnih raztopin lahko sulfati kristalizirajo v obliki kristaliničnih hidratov. Kristalni hidrati nekaterih težkih kovin se imenujejo vitriol; bakrov sulfat CuSO 4 5H 2 O, železov sulfat FeSO 4 7H 2 O.

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

Sulfati so v naravi zelo razširjeni. Najdemo jih v obliki mineralov, na primer sadre CaSO 4 H 2 O, mirabilita Na 2 SO 4 10H 2 O, so tudi del morske in rečne vode.

Veliko sulfatov je mogoče pridobiti 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 kristalne snovi. Sulfiti amonijevih in alkalijskih kovin so zlahka 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). Hidrosulfiti nastajajo v vodnih raztopinah. 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 zraka v zaprtih posodah, nesorazmerni s sulfidi in sulfati, pri segrevanju v toku N 2 izgubijo SO 2, pri segrevanju na zraku pa se zlahka oksidirajo v sulfate. S SO 2 v vodnem mediju srednji sulfiti tvorijo hidrosulfite. Sulfiti so razmeroma močna redukcijska sredstva, v raztopinah s klorom, bromom, Н 2 О 2 itd. oksidirajo v sulfate. Razgradijo se z močnimi kislinami (na primer HC1) s sproščanjem SO 2.

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

Pri segrevanju kristaliničnih hidrosulfitov Na ali K ali ko je SO 2 nasičen z raztopljeno raztopino kaše M 2 SO 3, nastanejo pirosulfiti (zastareli metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli pirožveplove kisline H 2 S 2 O 5 neznano v prostem stanju; kristali, nestabilni; gostota (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; nad ~ 160 ° C se razgradi s sproščanjem SO 2; raztopimo v vodi (z razpadom na HSO 3 -), topnost (g v 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; redukcijskih sredstev.

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

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 in Ca (НSO 3) 2 sta razkužila v industriji vina in sladkorja. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - sestavine sulfitne tekočine med pulpiranjem; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorber; NaHSO 3 je absorber H 2 S iz industrijskih odpadnih plinov, redukcijsko sredstvo pri proizvodnji žveplovih barvil. K 2 S 2 O 5 - sestavina kislih fiksativov v fotografiji, antioksidant, antiseptik.

Metode ločevanja

1. Filtracija, ločevanje nehomogenih sistemov tekočina – trdni delci (suspenzije) in plin – trdni delci s pomočjo poroznih filtrirnih pregrad (FP), ki omogočajo prehod tekočine ali plina, vendar zadržujejo trdne delce. Gonilna sila procesa je razlika v tlaku na obeh straneh FP.

Pri ločevanju suspenzij trdni delci običajno tvorijo mokro plast blata na FP, ki se po potrebi spere z vodo ali drugo tekočino, dehidrira pa se tudi s pihanjem zraka ali drugega plina skozi njo. Filtracija se izvaja pri konstantni razliki tlaka ali pri konstantni hitrosti procesa w (količina filtrata v m 3, ki prehaja skozi 1 m 2 površine FP na enoto časa). Pri konstantni razliki tlaka se suspenzija dovaja v filter pod delovanjem vakuuma ali nadtlaka, pa tudi z batno črpalko; pri uporabi centrifugalne črpalke se poveča razlika v tlaku in zmanjša hitrost procesa.

Glede na koncentracijo suspenzij ločimo več vrst filtracije. Pri koncentraciji več kot 1% pride do filtracije s tvorbo oborine, pri koncentraciji manj kot 0,1% pa z zamašitvijo por FP (bistrenje tekočin). Če na FP ne nastane dovolj gosta plast usedline in trdni delci pridejo v filtrat, jih filtriramo z uporabo finih pomožnih materialov (diatomit, perlit), ki jih predhodno nanesemo na FP ali dodamo suspenziji. Pri začetni koncentraciji, manjši od 10%, je možno delno ločevanje in zgostitev suspenzij.

Razlikovati med filtri neprekinjenega in periodičnega delovanja. Pri slednjih so glavne faze dela filtracija, pranje blata, odvodnjavanje in razkladanje. Hkrati je uporabna optimizacija po kriterijih najvišje zmogljivosti in najnižje cene. Če splakovanje in odvodnjavanje nista izvedena in je hidravlični upor predelne stene mogoče zanemariti, je največja zmogljivost dosežena, ko je čas filtracije enak trajanju pomožnih operacij.

Uporabljajo se fleksibilni FP iz bombaža, volnene, sintetične in steklene tkanine, pa tudi netkani FP iz naravnih in sintetičnih vlaken ter nefleksibilni - keramika, kermet in pena. Smeri gibanja filtrata in delovanja gravitacije sta lahko nasprotni, sovpadata ali pa sta medsebojno pravokotni.

Oblike filtrov so raznolike. Eden najpogostejših je vakuumski filter z vrtljivim bobnom (glej sliko) neprekinjenega delovanja, pri katerem sta smeri gibanja filtrata in delovanja gravitacije nasprotni. Odsek stikalne naprave povezuje coni I in II z virom vakuuma ter coni III in IV z virom stisnjenega zraka. Filtrat in tekočina za izpiranje iz con I in II vstopata v ločene sprejemnike. Razširila se je tudi avtomatizirana šaržna filtrirna stiskalnica z vodoravnimi komorami, filtrirno krpo v obliki neskončnega traku in elastičnimi membranami za odvodnjavanje blata s stiskanjem. Izvaja izmenične operacije polnjenja komor s suspenzijo, filtriranje, pranje in odvodnjavanje blata, ločevanje sosednjih komor in odstranjevanje blata.

2.Frakcijska kristalizacija

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

Masovna kristalizacija. Metoda je sestavljena iz hkratnega prejema velikega števila kristalov v celotnem volumnu aparata. Industrija je implementirala več možnosti za množično kristalizacijo, ki se izvaja v periodično ali neprekinjeno delujočih aparatih: kapacitivni, opremljeni z zunanjimi hladilnimi plašči ali notranjimi tuljavami in pogosto mešalnimi napravami; cevasto, strgalo, disk, vijak itd. Zaradi pomanjkanja metode za izračun parametra a e se med masno kristalizacijo eksperimentalno ugotovi.

Kristalizacija s prenosom toplote skozi steno. V primeru talin se postopek izvede tako, da jih ohladimo. Med kristalizacijo raztopin je izbira načina postopka odvisna predvsem od narave odvisnosti topnosti snovi od temperature. Če se topnost snovi malo spremeni s spremembo temperature (na primer NaCl v vodi), se kristalizacija izvede z delnim ali skoraj popolnim izhlapevanjem nasičene raztopine pri stalni temperaturi (izotermna kristalizacija). Snovi, katerih topnost je močno odvisna od temperature (na primer KNO 3 v vodi), kristalizirajo s hlajenjem vročih raztopin, medtem ko se začetna količina topila, ki ga vsebuje matična tekočina, v sistemu ne spremeni (izohidrična kristalizacija). Nastali kristali, odvisno od njihovih lastnosti, oblike in pogojev postopka, zajamejo različno količino matične tekočine. Njegova vsebnost v trdni fazi v obliki vključkov v porah, razpokah in votlinah je močno odvisna od načina ločevanja kristalov in matične lužnice. 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, brez stika med ločeno mešanico in hladilnim sredstvom, preprostost zasnove strojne opreme; pomanjkljivosti: razmeroma nizek koeficient toplotne prehodnosti, inkrustacija 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 se izvede, da se raztopina koncentrira, izolira topljenec ali dobi čisto topilo. Večinoma izhlapevamo vodne raztopine. Toplotni nosilec je najpogosteje vodna para (tlak 1,0-1,2 MPa), ki se imenuje ogrevanje ali primarna; para, ki nastane med vrenjem raztopine, se imenuje sekundarna. Gonilna sila izhlapevanja je temperaturna razlika med grelno paro in vrelo raztopino, ki ji pravimo 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 koncentracija, depresija). Poleg tega se vrelišče raztopine dvigne zaradi višjega tlaka v raztopini kot v parnem prostoru. Razlogi za dvig tlaka so: hidrostatični tlak raztopine; hidravlični upor med gibanjem mešanice vrele (pare in tekočine); povečanje hitrosti gibanja te mešanice zaradi dejstva, da zavzema veliko večjo prostornino kot začetna raztopina (v tem primeru hidrostatična, hidravlična in inercialna depresija).

Za izhlapevanje se uporablja aparat, ki deluje pod tlakom ali vakuumom. Njihovi glavni elementi so: grelna komora; separator za ločevanje mešanice hlapov in tekočine pri izbiri koncentrirane raztopine; cirkulacijska cev, skozi katero se raztopina vrača iz separatorja v komoro (z večkratnim izhlapevanjem). Zasnova aparata je v glavnem odvisna od sestave, fizikalno-kemijskih lastnosti, zahtevane stopnje koncentracije raztopin, njihove nagnjenosti k tvorbi vodnega kamna in pene (skala močno zmanjša koeficient prenosa toplote, moti kroženje raztopine in lahko povzroči korozijo v zvarjeni spoji, bogate cene pa povečajo prenos rešitve na sekundarni trajekt).

Najpogostejši so vertikalni aparati s cevnimi grelnimi komorami, katerih ogrevalna površina doseže 1250 m 2. V takšnih napravah je rešitev v cevi, ogrevalna para pa v medcevnem prostoru 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 zelo topnih soli, ki se med koncentracijo ne oborijo (na primer NaNO 2, NaNO 3, NH 4 NO 3, KC1) in ne tvorijo vodnega kamna se običajno izvaja v uparjenih napravah z naravno cirkulacijo, v grelnih ceveh katerih raztopina ne samo segreje, ampak tudi vre. Za izhlapevanje raztopin slabo topnih snovi, ki se oborijo pri koncentriranju (npr. CaCO 3, CaSO 4, Mg (OH) 2, Na aluminosilikat), kot tudi za razsoljevanje morske vode, se uporabljajo aparati, nad grelno komoro katerih dodatno dviganje, ki kroži cev, ki zagotavlja visoko stopnjo naravne cirkulacije. Za izhlapevanje visoko penečih in toplotno občutljivih izdelkov, na primer pri proizvodnji kvasovk, encimov, antibiotikov, sadnih sokov, instant kave, se uporabljajo vertikalni filmski uparjalniki, pri katerih koncentracija nastane kot posledica enega samega gibanja tanek sloj (film) raztopine skupaj s sekundarno paro vzdolž cevi dolžine 6-8 m (grelna površina do 2200 m 2). Prednosti teh naprav: brez hidrostatičnega učinka, nizek hidravlični upor, visok koeficient prenosa toplote, visoka zmogljivost z relativno majhnimi volumni

4. Centrifugiranje, ločevanje suspenzij, emulzij in trikomponentnih sistemov (emulzije, ki vsebujejo trdno fazo) pod delovanjem centrifugalnih sil. Uporablja se za izolacijo frakcij iz suspenzij in emulzij, pa tudi za določanje molekulske mase polimerov, analizo variance.

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 laboratoriju. centrifuge (g - prosti padec pospeška). Centrifugiranje se lahko izvaja po principih usedanja oziroma filtracije v centrifugah s trdnim ali perforiranim rotorjem, prekritim s filtrirnim materialom. Obstajata dve vrsti usedlin, centrifug: 1) serijsko 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 njenega dela; 2) neprekinjeno delovanje, pri katerem se suspenzija dovaja vzdolž osi votlega rotorja, nastala usedlina pa se odvaja z uporabo vijaka, ki se vrti znotraj rotorja z nekoliko drugačno hitrostjo kot rotor (slika 1).

Centrifugiranje na principu filtracije se najpogosteje uporablja za ločevanje suspenzij in blata z relativno nizko vsebnostjo tekoče faze in se izvaja v ciklično delujočih strojih. Suspenzija se po delih dovaja v neprekinjeno vrteči se rotor; Po polnjenju dela rotorja z usedlino se dovod suspenzije ustavi, tekoča faza se iztisne, usedlina pa se odreže z nožem in odstrani. Na voljo so tudi centrifuge s pulzirajočim odvajanjem blata s potiskalnikom (vibracijski bat, z pulzirajočim batom), pa tudi s hidravličnim izpustom, ko se zgoščena trdna faza odstrani iz rotorja, opremljenega s paketom stožčastih pladnjev, skozi šobe. uporablja.

Bibliografija

pogl. urednik I.L. Knunyants. Veliki enciklopedični slovar Kemija. Moskva 1998

pogl. urednik I.L. Knunyants. Kemična 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. Barkovsky. Uvod v kemijo hranil in kemijske analize. Minsk 1997

1. Soli so elektroliti.

V vodnih raztopinah se 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, preidejo v raztopino pozitivno nabiti natrijevi ioni in negativno nabiti klorovi ioni, iz katerih nastane kristalna mreža te snovi:

NaCl → Na Cl -.

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 izpodrine manj aktivno kovino.

na primerče kos železa damo v raztopino bakrovega sulfata, se ta prekrije z rdeče-rjavo bakrovo oboro. Raztopina postopoma spremeni barvo iz modre v bledo zeleno, ko nastane železova sol (\ (II \)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓.

Odrezek videa:

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

3. Soli lahko medsebojno delujejo s kislinami.

Poteka reakcija izmenjave, med katero kemično bolj aktivna kislina izpodrine manj aktivno.

na primer, ko raztopina barijevega klorida interagira 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 interagira s klorovodikovo kislino, nastaneta kalcijev klorid in ogljikova kislina, ki se takoj razgradita v ogljikov dioksid in vodo:

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

Odrezek videa:

4. Vodotopne soli lahko medsebojno delujejo z alkalijami.

Izmenjevalna reakcija je možna, če je zaradi tega vsaj eden od produktov praktično netopen (obori se).

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

Odrezek videa:

Ko natrijev karbonat (soda) interagira s kalcijevim hidroksidom (gašeno apno), nastane natrijev hidroksid in praktično netopen kalcijev karbonat:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓.

5. Vodotopne soli lahko medsebojno delujejo z drugimi vodotopnimi solmi, če pri tem nastane vsaj ena praktično netopna snov.

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

Odrezek videa:

Ko barijev nitrat interagira 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 se pri segrevanju razgradijo.

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

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

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

Kot primere takšnih kemičnih reakcij si oglejmo, kako poteka razgradnja karbonatov.

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

Odrezek videa:

Natrijev bikarbonat (soda bikarbona) se pri rahlem segrevanju razgradi na natrijev karbonat (soda), vodo in ogljikov dioksid:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2.

Odrezek videa:

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 ° Cu SO 4 5 H 2 O.

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

Odrezek videa:

Uničenje in nastanek bakrovega sulfata

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

Praktično vse soli so ionske spojine, zato so v soli ioni kislinskih ostankov in kovinski ioni med seboj vezani:

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 se razlikujejo naslednje vrste soli:

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

2. Kislinske soli- vsi vodikovi atomi v kislini niso nadomeščeni s kovino. Seveda lahko kisle soli tvorijo le dvobazične ali večbazične kisline. Enobazične kisline kislih soli ne morejo dati: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. itd.

3. Dvojne soli- vodikovi atomi dvo- ali polibazične kisline se ne nadomestijo z eno kovino, ampak z dvema različnima: NaKCO 3, KAl (SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli lahko obravnavamo kot produkte nepopolne ali delne substitucije baznih hidroksilnih skupin s kislinskimi 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 se imenujejo sulfati: CaSO 4 - kalcijev sulfat, Mg SO 4 - magnezijev sulfat itd .; soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI 2 - cinkov klorid itd.

Imenu soli dvobazičnih kislin je dodan delec "bi" ali "hidro": Mg (HCl 3) 2 - magnezijev bikarbonat ali bikarbonat.

Pod pogojem, da je v tribazični kislini le en atom vodika nadomeščen s kovino, dodamo predpono "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogen fosfat.

Soli so trdne snovi s široko različno topnostjo v vodi.

Kemijske lastnosti soli

Kemične lastnosti soli so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki sestavljajo njihovo sestavo.

1. nekaj soli se pri vžigu razgradijo:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Interakcija s kislinami s tvorbo nove soli in nove kisline. Za izvedbo 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 osnovo:

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

4. Interakcija med seboj s tvorbo novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3.

5. Interakcija s kovinami ki so v območju aktivnosti do kovine, ki je del soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu ↓.

Še imate vprašanja? Želite izvedeti več o soli?
Če želite dobiti pomoč od mentorja -.
Prva lekcija je brezplačna!

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

Ta lekcija je namenjena preučevanju splošnih kemijskih lastnosti drugega razreda anorganskih snovi - soli. Spoznali boste, s kakšnimi snovmi lahko sodelujejo soli in kakšni so pogoji za takšne reakcije.

Tema: Razredi anorganskih snovi

Lekcija: Kemijske lastnosti soli

1. Interakcija soli s kovinami

Soli so kompleksne snovi, sestavljene iz kovinskih atomov in kislinskih ostankov.

Zato bodo lastnosti soli povezane s prisotnostjo določenega kovinskega ali kislinskega ostanka v sestavi snovi. Na primer, večina bakrovih soli v raztopini je modrikaste barve. Soli manganove kisline (permanganati) so večinoma vijolične barve. Začnimo seznanjanje s kemijskimi lastnostmi soli z naslednjim poskusom.

V prvi kozarec vstavite železov žebelj z raztopino bakrovega (II) sulfata. V drugi kozarec z raztopino železovega (II) sulfata spustite bakreno ploščo. V tretji kozarec z raztopino srebrovega nitrata spustimo tudi bakreno ploščo. Čez nekaj časa bomo videli, da je bil železni žebelj prekrit s plastjo bakra, bakrena plošča iz tretjega stekla je bila prekrita s plastjo srebra, z bakreno ploščo iz drugega stekla pa se ni zgodilo nič.

riž. 1. Interakcija raztopin soli s kovinami

Pojasnimo rezultate poskusa. Reakcije so se pojavile le, če je bila kovina, ki je reagirala s soljo, bolj aktivna od kovine, ki je del soli. Aktivnost kovin lahko primerjamo med seboj po položaju v nizu aktivnosti. Bolj na levi je kovina v tej vrstici, večja je njena sposobnost, da iz raztopine soli izpodriva drugo kovino.

Izvedene enačbe reakcij:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Pri interakciji železa z raztopino bakrovega (II) sulfata nastaneta čisti baker in železov (II) sulfat. Ta reakcija je možna, ker je železo bolj reaktivno kot baker.

Cu + FeSO4 → reakcija ne poteka

Reakcija med raztopino bakra in železovega (II) sulfata ne poteka, saj baker ne more nadomestiti železa iz raztopine soli.

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

Pri interakciji bakra z raztopino srebrovega nitrata nastaneta srebro in bakrov (II) nitrat. Baker nadomešča srebro iz raztopine njegove soli, saj se baker nahaja v vrsti aktivnosti levo od srebra.

Raztopine soli lahko medsebojno delujejo z bolj aktivnimi kovinami kot kovina v soli. Te reakcije so vrste substitucije.

2. Interakcija raztopin soli med seboj

Poglejmo še eno lastnost soli. Soli, raztopljene v vodi, lahko medsebojno delujejo. Naredimo eksperiment.

Zmešamo raztopine barijevega klorida in natrijevega sulfata. To bo povzročilo belo oborino barijevega sulfata. Očitno je reakcija minila.

Reakcijska enačba: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Soli, raztopljene v vodi, lahko preidejo v reakcijo izmenjave, če je rezultat v vodi netopna sol.

3. Interakcija soli z alkalijami

Ugotovimo, ali soli medsebojno delujejo z alkalijami, tako da izvedemo naslednji poskus.

Raztopini bakrovega (II) sulfata dodamo raztopino natrijevega hidroksida. Rezultat je modra oborina.

riž. 2. Interakcija raztopine bakrovega (II) sulfata z alkalijo

Izvedena enačba reakcije: CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na2SO4

Ta reakcija je reakcija izmenjave.

Soli lahko medsebojno delujejo z alkalijami, če pri reakciji nastane v vodi netopna snov.

4. Interakcija soli s kislinami

Raztopini natrijevega karbonata dodamo raztopino klorovodikove kisline. Posledično vidimo sproščanje plinskih mehurčkov. Rezultate poskusa pojasnimo tako, da zapišemo enačbo te reakcije:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3

H2CO3 = H2O + CO2

Ogljikova kislina je nestabilna snov. Razgradi se na ogljikov dioksid in vodo. Ta reakcija je reakcija izmenjave.

Soli lahko reagirajo s kislinami, če se kot posledica reakcije tvori plin ali oborina.

1. Zbirka nalog in vaj iz kemije: 8. razred .: za uč. P. A. Orzhekovsky in drugi. "Kemija. 8. razred "/ P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M .: AST: Astrel, 2006. (str. 107-111)

2. Ushakova OV Delovni zvezek za kemijo: 8. razred: k učbeniku P. A. Orzhekovsky et al. »Kemija. 8 razred "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; Spodaj. ur. prof. P. A. Orzhekovsky - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (str.108-110)

3. Kemija. 8. razred. Učbenik. za splošno ustanove / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013. (§34)

4. Kemija: 8. razred: uč. za splošno ustanove / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M .: AST: Asrel, 2005. (§40)

5. Kemija: anorganska. kemija: uč. za 8 cl. Splošna izobrazba. ustanove / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M .: Izobraževanje, JSC "Moskovski učbeniki", 2009. (§33)

6. Enciklopedija za otroke. Letnik 17. Kemija / Pogl. ur. V. A. Volodin, vodja. znanstveni. ur. I. Leenson. - M .: Avanta +, 2003.

Dodatni spletni viri

1. Interakcija kislin s solmi.

2. Interakcija kovin s solmi.

Domača naloga

1) str. 109-110 št. št. 4,5 iz Delovnega zvezka o kemiji: 8. razred: k učbeniku P. A. Oržekovskega in drugih. »Kemija. 8 razred "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; Spodaj. ur. prof. P. A. Orzhekovsky - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) str.193 št. 2,3 iz učbenika P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova "Kemija: 8kl.", 2013