Защо солите се разтварят във вода? Разтворимост на соли във вода при стайна температура Пълна таблица за разтворимост на киселини.

Таблицата за разтворимост на химичните елементи е таблица с разтворимостта във вода на най-известните неорганични киселини, основи и соли.

Определение 1

Таблицата за разтворимост в химията показва разтворимостта при 20 °C, разтворимостта се увеличава с повишаване на температурата.

Едно вещество е разтворимо във вода, ако неговата разтворимост е повече от 1 g на 100 g вода и неразтворимо, ако е по-малко от 0,1 g/100 g. Например, като намерите литий в таблицата за разтворимост в химията, можете да сте сигурни, че почти всички от неговите соли образуват разтвори.

На фиг. 1 и фиг. 2 показва снимка на пълната таблица за разтворимост в химията с имената на киселинните остатъци.

Фигура 1. Таблица за фоторазтворимост в химията 2018-2019

Фигура 2. Химическа таблица с киселини и киселинни остатъци

За да съставите името на сол, трябва да използвате периодичната таблица и разтворимостта. Името на киселинния остатък се добавя към името на метала от периодичната таблица, например:

$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - цинков фосфат; $\mathrm(FeSO_4)$ - железен (II) сулфат.

В скоби с името на текста трябва да посочите валентността на метала, ако има няколко от тях. В случая на желязото има и сол $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - железен (III) сулфат.

Какво можете да научите с помощта на таблицата за разтворимост в химията?

Таблицата за разтворимост на вещества в химията с утайки се използва за определяне на възможността за възникване на реакция, тъй като образуването на утайка или газ е необходимо за протичането на необратимата реакция.

Таблицата за разтворимост на соли, киселини и основи е основата, без която е невъзможно пълноценното овладяване на химическите знания. Разтворимостта на основи и соли помага при ученето не само на ученици, но и на професионалисти. Създаването на много продукти за живот не може без това знание.

Таблица за разтворимост на киселини, соли и основи във вода

Таблицата за разтворимост на соли и основи във вода е ръководство, което помага при овладяването на основите на химията. Следните бележки ще ви помогнат да разберете таблицата по-долу.

• P – показва разтворимо вещество;
• H – неразтворимо вещество;
• М – веществото е слабо разтворимо във водна среда;
• RK - вещество, което може да се разтвори само когато е изложено на силни органични киселини;
• Тире ще покаже, че такова същество не съществува в природата;
• NK – не се разтваря нито в киселини, нито във вода;
• ? – въпросителен знак показва, че днес няма точна информация за разтварянето на веществото.

Често таблицата се използва от химици и ученици, студенти за провеждане на лабораторни изследвания, по време на които е необходимо да се установят условията за възникване на определени реакции. С помощта на таблицата е възможно да се определи как ще се държи дадено вещество в солена или кисела среда и дали може да се появи утайка. Утайка по време на изследвания и експерименти показва необратимостта на реакцията. Това е важен момент, който може да повлияе на хода на цялата лабораторна работа.

Водата е едно от основните химични съединения на нашата планета. Едно от най-интересните му свойства е способността да образува водни разтвори. И в много области на науката и технологиите разтворимостта на солта във вода играе важна роля.

Под разтворимост се разбира способността на различни вещества да образуват хомогенни (хомогенни) смеси с течности - разтворители. Това е обемът на материала, който се използва за разтваряне и образуване на наситен разтвор, който определя неговата разтворимост, сравнима с масовата част на това вещество или неговото количество в концентриран разтвор.

Според способността им да се разтварят, солите се класифицират, както следва:

• Разтворимите вещества включват вещества, които могат да бъдат разтворени в 100 g вода повече от 10 g;
• Слабо разтворимите включват тези, чието количество в разтворителя не надвишава 1 g;
• концентрацията на неразтворимите вещества в 100 g вода е по-малка от 0,01.

Когато полярността на използваното за разтваряне вещество е подобна на полярността на разтворителя, то е разтворимо. При различни полярности най-вероятно не е възможно да се разреди веществото.

Как става разтварянето?

Ако говорим за това дали солта се разтваря във вода, тогава за повечето соли това е справедливо твърдение. Има специална таблица, според която можете точно да определите стойността на разтворимостта. Тъй като водата е универсален разтворител, тя се смесва добре с други течности, газове, киселини и соли.

Един от най-очевидните примери за разтваряне на твърдо вещество във вода може да се наблюдава почти всеки ден в кухнята, докато се приготвят ястия с готварска сол. И така, защо солта се разтваря във вода?

Много хора помнят от курса си по химия в училище, че молекулите на водата и солта са полярни. Това означава, че техните електрически полюси са противоположни, което води до висока диелектрична константа. Водните молекули обграждат йони на друго вещество, например, в случая, който разглеждаме, NaCl. Така се получава течност с хомогенна консистенция.

Ефект на температурата

Има някои фактори, които влияят върху разтворимостта на солите. На първо място, това е температурата на разтворителя. Колкото по-високо е, толкова по-голям е коефициентът на дифузия на частиците в течността и преносът на маса става по-бързо.

Въпреки че, например, разтворимостта на готварска сол (NaCl) във вода практически не зависи от температурата, тъй като нейният коефициент на разтворимост е 35,8 при 20 ° C и 38,0 при 78 ° C. Но медният сулфат (CaSO4) с повишаване на температурата водата се разтваря по-малко добре.

Други фактори, които влияят върху разтворимостта, включват:

1. Размер на разтворените частици – при по-голяма площ на разделяне на фазите, разтварянето става по-бързо.
2. Процес на смесване, който, когато се извършва интензивно, насърчава по-ефективен масов трансфер.
3. Наличието на примеси: някои ускоряват процеса на разтваряне, докато други, като усложняват дифузията, намаляват скоростта на процеса.

Видео за механизма на разтваряне на солта

Катиони	Аниони
Ф-	Cl-	бр-	аз -	S 2-	НЕ 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
К+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
NH4+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
Mg 2+	РК	Р	Р	Р	М	Р	н	РК	Р	РК
Ca2+	НК	Р	Р	Р	М	Р	н	РК	М	РК
Sr 2+	НК	Р	Р	Р	Р	Р	н	РК	РК	РК
Ба 2+	РК	Р	Р	Р	Р	Р	н	РК	НК	РК
Sn 2+	Р	Р	Р	М	РК	Р	н	н	Р	н
Pb 2+	н	М	М	М	РК	Р	н	н	н	н
Ал 3+	М	Р	Р	Р	Ж	Р	Ж	НК	Р	РК
Cr 3+	Р	Р	Р	Р	Ж	Р	Ж	н	Р	РК
Mn 2+	Р	Р	Р	Р	н	Р	н	н	Р	н
Fe 2+	М	Р	Р	Р	н	Р	н	н	Р	н
Fe 3+	Р	Р	Р	-	-	Р	Ж	н	Р	РК
Co2+	М	Р	Р	Р	н	Р	н	н	Р	н
Ni 2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	н	н	Р	н
Cu 2+	М	Р	Р	-	н	Р	Ж	н	Р	н
Zn 2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	н	н	Р	н
CD 2+	Р	Р	Р	Р	РК	Р	н	н	Р	н
Hg 2+	Р	Р	М	НК	НК	Р	н	н	Р	н
Hg 2 2+	Р	НК	НК	НК	РК	Р	н	н	М	н
Ag+	Р	НК	НК	НК	НК	Р	н	н	М	н

Легенда:

P - веществото е силно разтворимо във вода; М - слабо разтворим; H - практически неразтворим във вода, но лесно разтворим в слаби или разредени киселини; РК - неразтворим във вода и разтворим само в силни неорганични киселини; NK - неразтворим във вода или киселини; G - напълно хидролизира при разтваряне и не съществува в контакт с вода. Тире означава, че такова вещество изобщо не съществува.

Във водни разтвори солите напълно или частично се разпадат на йони. Солите на слаби киселини и/или слаби основи претърпяват хидролиза. Водните разтвори на соли съдържат хидратирани йони, йонни двойки и по-сложни химични форми, включително продукти на хидролиза и т.н. Редица соли също са разтворими в алкохоли, ацетон, киселинни амиди и други органични разтворители.

От водни разтвори солите могат да кристализират под формата на кристални хидрати, от неводни разтвори - под формата на кристални солвати, например CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Данни за различните процеси, протичащи във водно-солеви системи, за разтворимостта на солите в тяхното съвместно присъствие в зависимост от температурата, налягането и концентрацията, за състава на твърдите и течните фази могат да бъдат получени чрез изследване на диаграмите на разтворимост на водно-солеви системи.

Общи методи за синтез на соли.

1. Получаване на средни соли:

1) метал с неметал: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) метал с киселина: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) метал със солен разтвор на по-малко активен метал Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) основен оксид с киселинен оксид: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) основен оксид с киселина CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) основи с киселинен оксид Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) основи с киселина: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) соли с киселина: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

9) основен разтвор с разтвор на сол: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) разтвори на две соли 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Получаване на киселинни соли:

1. Взаимодействие на киселина с липса на основа. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Взаимодействие на основата с излишния киселинен оксид

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

3. Взаимодействие на средната сол с киселината Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Получаване на основни соли:

1. Хидролиза на соли, образувани от слаба основа и силна киселина

ZnCl2 + H2O = Cl + HCl

2. Добавяне (капка по капка) на малки количества алкали към разтвори на средни метални соли AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие на соли на слаби киселини със средни соли

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

4. Получаване на комплексни соли:

1. Реакции на соли с лиганди: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Получаване на двойни соли:

1. Съвместна кристализация на две соли:

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

4. Редокс реакции, причинени от свойствата на катиона или аниона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Химични свойства на киселинните соли:

1. Термично разлагане с образуване на средна сол

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

2. Взаимодействие с алкали. Получаване на средна сол.

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O

3. Химични свойства на основните соли:

1. Термично разлагане. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Взаимодействие с киселина: образуване на средна сол.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

4. Химични свойства на комплексните соли:

1. Разрушаване на комплекси поради образуването на слабо разтворими съединения:

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

2. Обмен на лиганди между външната и вътрешната сфера.

K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl

5. Химични свойства на двойните соли:

1. Взаимодействие с алкални разтвори: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Суровините за промишленото производство на редица соли - хлориди, сулфати, карбонати, борати Na, K, Ca, Mg са морска и океанска вода, естествени разсоли, образувани при нейното изпаряване, и твърди солни отлагания. За групата минерали, които образуват седиментни солни находища (сулфати и хлориди на Na, K и Mg), се използва общоприетото наименование „естествени соли”. Най-големите находища на калиеви соли се намират в Русия (Соликамск), Канада и Германия, мощни находища на фосфатни руди са в Северна Африка, Русия и Казахстан, NaNO3 е в Чили.

Солите се използват в хранително-вкусовата, химическата, металургичната, стъкларската, кожарската, текстилната промишленост, селското стопанство, медицината и др.

Основни видове соли

1. Борати (оксоборати), соли на борни киселини: метаборна HBO 2, ортоборна H3 BO 3 и полиборни киселини, неизолирани в свободно състояние. Въз основа на броя на борните атоми в молекулата те се разделят на моно-, ди, тетра-, хексаборати и т.н. мол от главния оксид. По този начин различни метаборати могат да бъдат наречени моноборати, ако съдържат B(OH)4 анион или верижен анион (BO2) n n -диборати - ако съдържат верижен двоен анион (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n-триборати - ако съдържат пръстенен анион (B 3 O 6) 3-.

Структурите на боратите включват бор-кислородни групи - „блокове“, съдържащи от 1 до 6, а понякога и 9 борни атома, например:

Координационното число на борните атоми е 3 (триъгълни групи бор-кислород) или 4 (тетраедрични групи). Бор-кислородните групи са в основата не само на островни, но и на по-сложни структури - верижни, слоести и рамкови полимеризирани. Последните се образуват в резултат на елиминирането на водата в хидратираните боратни молекули и образуването на мостови връзки чрез кислородни атоми; процесът понякога е придружен от разцепване на B-O връзката вътре в полианионите. Полианионите могат да прикрепят странични групи - бор-кислородни тетраедри или триъгълници, техните димери или външни аниони.

Амониеви, алкални, както и други метали в степен на окисление +1 най-често образуват хидратирани и безводни метаборати като MBO 2, тетраборати M 2 B 4 O 7, пентаборати MB 5 O 8, както и декаборати M 4 B 10 O 17 н H 2 O. Алкалоземните и други метали в степен на окисление + 2 обикновено дават хидратирани метаборати, триборати M 2 B 6 O 11 и хексаборати MB 6 O 10. както и безводни мета-, орто- и тетраборати. Металите в степен на окисление + 3 се характеризират с хидратирани и безводни MBO 3 ортоборати.

Боратите са безцветни аморфни вещества или кристали (предимно с нискосиметрична структура – ​​моноклинна или орторомбична). За безводните борати температурите на топене варират от 500 до 2000 °C; Най-високите точки на топене са алкалните метаборати и орто- и метаборатите на алкалоземните метали. Повечето борати лесно образуват стъкла, когато техните стопилки се охладят. Твърдостта на хидратираните борати по скалата на Моос е 2-5, безводните - до 9.

Хидратираните моноборати губят кристализационна вода до ~180°C, полиборатите - при 300-500°C; елиминиране на вода поради ОН групи , координиран около борни атоми се среща до ~750°C. При пълна дехидратация се образуват аморфни вещества, които при 500-800 ° C в повечето случаи претърпяват "боратно пренареждане" - кристализация, придружена (за полиборати) от частично разлагане с освобождаване на B 2 O 3.

Боратите на алкални метали, амоний и Т1(I) са разтворими във вода (особено мета- и пентаборати) и се хидролизират във водни разтвори (разтворите имат алкална реакция). Повечето борати лесно се разлагат от киселини, в някои случаи от действието на CO 2 ; и SO2;. Боратите на алкалоземни и тежки метали взаимодействат с разтвори на основи, карбонати и хидрокарбонати на алкални метали. Безводните борати са химически по-стабилни от хидратираните борати. С някои алкохоли, по-специално глицерол, боратите образуват водоразтворими комплекси. Под действието на силни окислители, по-специално H 2 O 2, или по време на електрохимично окисление, боратите се превръщат в пероксоборати .

Известни са около 100 естествени борати, които са предимно соли на Na, Mg, Ca, Fe.

Хидратирани борати се получават: чрез неутрализация на H 3 VO 3 с метални оксиди, хидроксиди или карбонати; обменни реакции на борати на алкални метали, най-често Na, със соли на други метали; реакция на взаимно превръщане на слабо разтворими борати с водни разтвори на борати на алкални метали; хидротермални процеси, използващи халиди на алкални метали като минерализиращи добавки. Безводните борати се получават чрез сливане или синтероване на B 2 O 3 с метални оксиди или карбонати или дехидратиране на хидрати; Единичните кристали се отглеждат в разтвори на борати в стопени оксиди, например Bi 2 O 3.

Боратите се използват: за получаване на други борни съединения; като компоненти на шихтата при производството на стъкло, глазури, емайли, керамика; за огнеупорни покрития и импрегнации; като компоненти на флюси за рафиниране, заваряване и спояване на метал”; като пигменти и пълнители за бои и лакове; като оцветители, инхибитори на корозия, компоненти на електролити, фосфор и др. Бораксът и калциевите борати са най-широко използвани.

2. Халогениди, химични съединения на халогени с други елементи. Халидите обикновено включват съединения, в които халогенните атоми имат по-голяма електроотрицателност от другия елемент. Халогенидите не се образуват от He, Ne и Ar. Към прости или бинарни EC халогениди н (н- най-често цяло число от 1 за монохалиди до 7 за IF 7 и ReF 7, но може да бъде и дробно, например 7/6 за Bi 6 Cl 7) включват по-специално соли на халогеноводородни киселини и интерхалогенни съединения (например , халофлуориди). Съществуват също смесени халиди, полихалиди, хидрохалиди, оксохалиди, оксихалиди, хидроксохалиди, тиохалиди и комплексни халиди. Степента на окисление на халогените в халогенидите обикновено е -1.

Въз основа на естеството на връзката елемент-халоген простите халогениди се делят на йонни и ковалентни. В действителност връзките имат смесен характер с преобладаване на приноса на един или друг компонент. Халогенидите на алкални и алкалоземни метали, както и много моно- и дихалогениди на други метали са типични соли, в които преобладава йонният характер на връзката. Повечето от тях са относително огнеупорни, нисколетливи и силно разтворими във вода; във водни разтвори почти напълно се дисоциират на йони. Трихалогенидите на редкоземните елементи също имат свойствата на соли. Разтворимостта на йонните халиди във вода обикновено намалява от йодиди до флуориди. Хлоридите, бромидите и йодидите Ag + , Cu + , Hg + и Pb 2+ са слабо разтворими във вода.

Увеличаването на броя на халогенните атоми в металните халогениди или съотношението на заряда на метала към радиуса на неговия йон води до увеличаване на ковалентния компонент на връзката, намаляване на разтворимостта във вода и термичната стабилност на халогенидите , повишаване на летливостта, увеличаване на окисляването, способността и склонността към хидролиза. Тези зависимости се наблюдават за метални халогениди от същия период и в серия от халогениди от същия метал. Те могат лесно да се наблюдават на примера на термичните свойства. Например за метални халогениди от 4-ти период точките на топене и кипене са съответно 771 и 1430°C за KC1, 772 и 1960°C за CaCl2, 967 и 975°C за ScCl3, -24,1 и 136°C за TiCl4 . За UF 3 точката на топене е ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. В редовете на връзките EH нс постоянна нКовалентността на връзката обикновено се увеличава при преминаване от флуориди към хлориди и намалява при преминаване от последните към бромиди и йодиди. И така, за AlF 3 температурата на сублимация е 1280 ° C, AlC1 3 180 ° C, точката на кипене AlBr 3 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. В сериите ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 температурата на сублимация е съответно 906, 334, 355 и 418°C. В редиците на МФ ни MC1 нкъдето М е метал от една подгрупа, ковалентността на връзката намалява с увеличаване на атомната маса на метала. Има малко метални флуориди и хлориди с приблизително равен принос от компонентите на йонната и ковалентната връзка.

Средната енергия на връзката елемент-халоген намалява при преминаване от флуориди към йодиди и с увеличаване н(виж таблицата).

Много метални халиди, съдържащи изолирани или свързващи О атоми (оксо- и оксихалиди, съответно), например ванадиев оксотрифлуорид VOF 3, ниобиев диоксифлуорид NbO 2 F, волфрамов диоксо-йодид WO 2 I 2.

Комплексните халогениди (халометалати) съдържат комплексни аниони, в които халогенните атоми са лиганди, например калиев хексахлороплатинат (IV) K2, натриев хептафлуоротанталат (V), Na, литиев хексафлуороарсенат (V). Флуоро-, оксофлуоро- и хлорометалатите имат най-голяма термична стабилност. По естеството на връзките йонните съединения с катиони NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + и др. са подобни на сложните халогениди.

Много халогениди се характеризират с асоцииране и полимеризация в течна и газова фаза с образуване на мостови връзки. Най-склонни към това са метални халиди от групи I и II, AlCl 3, пентафлуориди на Sb и преходни метали, оксофлуориди със състав MOF 4. Известни са халогениди с връзка метал-метал, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.

Флуоридите се различават значително по свойства от другите халогениди. Въпреки това, в простите халогениди тези разлики са по-слабо изразени, отколкото в самите халогени, а в сложните халогениди те са по-слабо изразени, отколкото в простите халогениди.

Много ковалентни халиди (особено флуориди) са силни киселини на Луис, напр. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Флуоридите са част от суперкиселините. Висшите халогениди се редуцират от метали и водород, например:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

UF6 + H2 = UF4 + 2HF

Металните халогениди от групи V-VIII, с изключение на Cr и Mn, се редуцират от H 2 до метали, например:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Много ковалентни и йонни метални халогениди реагират помежду си, за да образуват сложни халогениди, например:

KS1 + TaCl 5 = К

По-леките халогени могат да изместят по-тежките халогениди. Кислородът може да окисли халидите, освобождавайки C1 2, Br 2 и I 2. Една от характерните реакции на ковалентните халогениди е взаимодействието с вода (хидролиза) или нейните пари при нагряване (пирохидролиза), което води до образуването на оксиди, окси- или оксохалиди, хидроксиди и халогеноводороди.

Халогенидите се получават директно от елементи, чрез взаимодействие на халогеноводороди или халогеноводородни киселини с елементи, оксиди, хидроксиди или соли, както и чрез обменни реакции.

Халогенидите се използват широко в технологиите като изходни материали за производството на халогени, алкални и алкалоземни метали, като компоненти на стъкла и други неорганични материали; те са междинни продукти при производството на редки и някои цветни метали, U, Si, Ge и др.

В природата халогенидите образуват отделни класове минерали, които включват флуориди (например минералите флуорит, криолит) и хлориди (силвит, карналит). Бромът и йодът присъстват в някои минерали като изоморфни примеси. Значителни количества халиди се съдържат в морската и океанска вода, солта и подземните разсоли. Някои халогениди, например NaCl, KC1, CaCl2, са част от живите организми.

3. Карбонати (от латински carbo, пол carbonis въглища), соли на въглената киселина. Има средни карбонати с CO 3 2- анион и кисели, или хидрокарбонати (стари бикарбонати), с HCO 3 - анион. Карбонатите са кристални вещества. Повечето средни метални соли в степен на окисление +2 кристализират в шестоъгълници. решетъчен тип калцит или ромбичен тип арагонит.

От средните карбонати във вода са разтворими само соли на алкални метали, амоний и Tl(I). В резултат на значителна хидролиза техните разтвори имат алкална реакция. Металните карбонати са най-трудни за разтваряне в степен на окисление + 2. Напротив, всички бикарбонати са силно разтворими във вода. По време на обменни реакции във водни разтвори между метални соли и Na 2 CO 3 се образуват утайки от средни карбонати в случаите, когато тяхната разтворимост е значително по-малка от тази на съответните хидроксиди. Такъв е случаят с Ca, Sr и техните аналози, лантанидите, Ag(I), Mn(II), Pb(II) и Cd(II). Останалите катиони, когато взаимодействат с разтворени карбонати в резултат на хидролиза, могат да дадат не междинни, а основни крабонати или дори хидроксиди. Средните крабонати, съдържащи многозаредени катиони, понякога могат да бъдат утаени от водни разтвори в присъствието на голям излишък от CO 2 .

Химичните свойства на карбонатите се дължат на принадлежността им към класа на неорганичните соли на слабите киселини. Характерните особености на карбонатите са свързани с тяхната слаба разтворимост, както и термичната нестабилност както на самите крабонати, така и на H 2 CO 3. Тези свойства се използват при анализа на крабонати въз основа или на тяхното разлагане със силни киселини и количествената абсорбция на получения CO 2 от алкален разтвор, или на утаяването на CO 3 2- йон от разтвор под формата на BaCO 3. Когато излишъкът от CO 2 действа върху средна карбонатна утайка, в разтвора се образува хидроген карбонат, например: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. Наличието на хидрокарбонати в естествената вода причинява нейната временна твърдост. Хидрокарбонатите при леко нагряване, дори при ниски температури, отново се превръщат в средни карбонати, които при нагряване се разлагат до оксид и CO2. Колкото по-активен е металът, толкова по-висока е температурата на разлагане на неговия карбонат. Така Na 2 CO 3 се топи без разлагане при 857 °C, а за карбонатите Ca, Mg и A1 равновесните налягания на разлагане достигат 0,1 MPa при температури съответно 820, 350 и 100 °C.

Карбонатите са много разпространени в природата, което се дължи на участието на CO 2 и H 2 O в процесите на минералообразуване. карбонатите играят голяма роля в глобалното равновесие между газообразния CO 2 в атмосферата и разтворения CO 2 ;

и HCO 3 - и CO 3 2- йони в хидросферата и твърди соли в литосферата. Най-важните минерали са калцит CaCO 3, магнезит MgCO 3, сидерит FeCO 3, смитсонит ZnCO 3 и някои други Варовикът се състои главно от калцит или калцитни скелетни останки на организми, рядко от арагонит. Естествени хидратирани карбонати на алкални метали и Mg (например MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), двойни карбонати [например доломит CaMg (CO 3) 2, трона Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 са известни също O] и основни [малахит CuCO 3 Cu(OH) 2, хидроцерусит 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Най-важните са калиев карбонат, калциев карбонат и натриев карбонат. Много естествени карбонати са много ценни метални руди (например карбонати Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Бикарбонатите играят важна физиологична роля, като буферни вещества, които регулират постоянството на рН на кръвта.

4. Нитрати, соли на азотната киселина HNO 3. Известен за почти всички метали; съществуват както под формата на безводни соли M(NO 3) н (н- степен на окисление на метала M) и под формата на кристални хидрати M(NO 3) н х H 2 O ( х= 1-9). От водните разтвори при температури, близки до стайната, само нитратите на алкални метали кристализират като безводни, а останалите - под формата на кристални хидрати. Физикохимичните свойства на безводен и хидратиран нитрат на един и същ метал могат да се различават значително.

Безводните кристални съединения на d-елементни нитрати са оцветени. Условно нитратите могат да бъдат разделени на съединения с предимно ковалентен тип връзка (соли на Be, Cr, Zn, Fe и други преходни метали) и с преобладаващо йонен тип връзка (соли на алкални и алкалоземни метали). Йонните нитрати се характеризират с по-висока термична стабилност, преобладаване на кристални структури с по-висока симетрия (кубична) и липса на разцепване на нитратните йонни ленти в IR спектрите. Ковалентните нитрати имат по-висока разтворимост в органични разтворители, по-ниска термична стабилност и техните IR спектри са по-сложни; Някои ковалентни нитрати са летливи при стайна температура и когато се разтворят във вода, те частично се разлагат, освобождавайки азотни оксиди.

Всички безводни нитрати проявяват силни окислителни свойства поради наличието на NO 3 - йон, докато тяхната окислителна способност се увеличава при преминаване от йонни към ковалентни нитрати. Последните се разлагат в диапазона 100-300 ° C, йонните - при 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 и някои други се топят при нагряване). Продукти на разлагане в твърда и течна фаза. са последователно нитрити, оксинитрати и оксиди, понякога свободни метали (когато оксидът е нестабилен, например Ag 2 O), а в газовата фаза - NO, NO 2, O 2 и N 2. Съставът на продуктите от разлагането зависи от естеството на метала и степента му на окисление, скоростта на нагряване, температурата, състава на газовата среда и други условия. NH 4 NO 3 детонира и при бързо нагряване може да се разложи с експлозия, при което се образуват N 2, O 2 и H 2 O; при бавно нагряване се разлага на N 2 O и H 2 O.

Свободният NO 3 - йон в газовата фаза има геометричната структура на равностранен триъгълник с N атом в центъра, ONO ъгли ~ 120° и дължини на N-O връзката от 0,121 nm. В кристалните и газообразните нитрати NO 3 - йонът запазва главно своята форма и размер, което определя пространството и структурата на нитратите. NO 3 - йонът може да действа като моно-, би-, тридентен или мостов лиганд, следователно нитратите се характеризират с голямо разнообразие от типове кристални структури.

Преходни метали във високи степени на окисление поради стерични. Безводните нитрати не могат да създават никакви затруднения и се характеризират с оксонитрати, например UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Нитратите образуват голям брой двойни и комплексни соли с NO 3 - йон във вътрешната сфера. Във водна среда, в резултат на хидролиза, катионите на преходните метали образуват хидроксонитрати (основни нитрати) с променлив състав, които могат да бъдат изолирани и в твърдо състояние.

Хидратираните нитрати се различават от безводните нитрати по това, че в техните кристални структури металният йон в повечето случаи е свързан с водните молекули, а не с NO3 йона. Следователно те са по-добре разтворими във вода от безводните нитрати, но по-малко разтворими в органични разтворители; те са по-слаби окислители и се топят неконгруентно във вода за кристализация в диапазона 25-100 ° C. При нагряване на хидратирани нитрати по правило не се образуват безводни нитрати, но се получава термолиза с образуването на хидроксонитрати и след това оксонитрати и метални оксиди.

По много от химичните си свойства нитратите са подобни на другите неорганични соли. Характерните особености на нитратите се дължат на тяхната много висока разтворимост във вода, ниска термична стабилност и способност да окисляват органични и неорганични съединения. Когато нитратите се редуцират, се образува смес от азотсъдържащи продукти NO 2, NO, N 2 O, N 2 или NH 3 с преобладаване на един от тях, в зависимост от вида на редуциращия агент, температурата, реакцията на околната среда и други фактори.

Промишлените методи за производство на нитрати се основават на абсорбцията на NH 3 от разтвори на HNO 3 (за NH 4 NO 3) или на абсорбцията на азотни газове (NO + NO 2) от разтвори на основи или карбонати (за нитрати на алкални метали, Ca, Mg, Ba), както и различни обменни реакции на метални соли с HNO 3 или нитрати на алкални метали. В лабораторията за получаване на безводни нитрати се използват реакции на преходни метали или техните съединения с течен N 2 O 4 и неговите смеси с органични разтворители или реакции с N 2 O 5.

Нитратите Na, K (натриев и калиев нитрат) се намират под формата на естествени находища.

Нитратите се използват в много отрасли. Амониевият нитрит (амониев нитрат) е основният азотсъдържащ тор; Алкалните метални нитрати и Са също се използват като торове. Нитратите са компоненти на ракетни горива, пиротехнически състави, ецващи разтвори за боядисване на тъкани; Използват се за втвърдяване на метали, консервиране на храни, като лекарства и за производство на метални оксиди.

Нитратите са токсични. Те причиняват белодробен оток, кашлица, повръщане, остра сърдечно-съдова недостатъчност и др. Смъртоносната доза нитрати за човека е 8-15 g, допустимата дневна доза е 5 mg/kg. За сумата на нитратите Na, K, Ca, NH3 ПДК: във вода 45 mg/l", в почва 130 mg/kg (клас на опасност 3); в зеленчуци и плодове (mg/kg) - картофи 250, късно бяло зеле 500, късни моркови 250, цвекло 1400, лук 80, тиквички 400, пъпеши 90, дини, грозде, ябълки, круши 60. Неспазването на агротехническите препоръки, прекомерното прилагане на торове рязко повишава съдържанието на нитрати в селскостопанските продукти, повърхностния отток от полета ( 40-5500 mg/l), подземни води.

5. Нитрити, соли на азотиста киселина HNO 2. Използват се предимно нитрити на алкални метали и амоний, по-малко - алкалоземни и нитрити. д-метали, Pb и Ag. За нитритите на други метали има само откъслечна информация.

Металните нитрити в степен на окисление +2 образуват кристални хидрати с една, две или четири водни молекули. Нитритите образуват двойни и тройни соли, напр. CsNO 2 AgNO 2 или Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, както и комплексни съединения, например Na 3.

Кристалните структури са известни само за няколко безводни нитрити. Анионът NO 2 има нелинейна конфигурация; ONO ъгъл 115°, дължина на H-O връзката 0,115 nm; видът на връзката M-NO 2 е йонно-ковалентен.

Нитритите K, Na, Ba са добре разтворими във вода, нитритите Ag, Hg, Cu са слабо разтворими. С повишаване на температурата разтворимостта на нитритите се увеличава. Почти всички нитрити са слабо разтворими в алкохоли, етери и нискополярни разтворители.

Нитритите са термично нестабилни; Само нитритите на алкалните метали се топят без разлагане; нитритите на другите метали се разлагат при 25-300 °C. Механизмът на разграждане на нитритите е сложен и включва редица паралелно-последователни реакции. Основните газообразни продукти на разпадане са NO, NO 2, N 2 и O 2, твърди - метален оксид или елементарен метал. Отделянето на големи количества газове причинява експлозивно разлагане на някои нитрити, например NH 4 NO 2, който се разлага на N 2 и H 2 O.

Характерните особености на нитритите са свързани с тяхната термична нестабилност и способността на нитритния йон да бъде както окислител, така и редуциращ агент, в зависимост от околната среда и естеството на реагентите. В неутрална среда нитритите обикновено се редуцират до NO; в кисела среда те се окисляват до нитрати. Кислородът и CO 2 не взаимодействат с твърдите нитрити и техните водни разтвори. Нитритите насърчават разграждането на азотсъдържащи органични вещества, по-специално амини, амиди и др. С органични халиди RXH. реагират, за да образуват както нитрити RONO, така и нитро съединения RNO 2 .

Промишленото производство на нитрити се основава на абсорбцията на азотен газ (смес от NO + NO 2) с разтвори на Na 2 CO 3 или NaOH с последователна кристализация на NaNO 2; Нитритите на други метали се получават в промишлеността и лабораториите чрез реакция на обмен на метални соли с NaNO 2 или чрез редукция на нитратите на тези метали.

Нитритите се използват за синтеза на азобагрила, при производството на капролактам, като окислители и редуциращи агенти в гумената, текстилната и металообработващата промишленост, като хранителни консерванти. Нитритите като NaNO 2 и KNO 2 са токсични, причиняват главоболие, повръщане, потискане на дишането и др. Когато NaNO 2 е отровен, в кръвта се образува метхемоглобин и мембраните на червените кръвни клетки се увреждат. Възможно е да се образуват нитрозамини от NaNO 2 и амини директно в стомашно-чревния тракт.

6. Сулфати, соли на сярната киселина. Известни са средни сулфати с SO 4 2- анион или хидросулфати с HSO 4 - анион, основен, съдържащ, заедно с SO 4 2- анион, OH групи, например Zn 2 (OH) 2 SO 4. Има и двойни сулфати, съдържащи два различни катиона. Те включват две големи групи сулфати - стипца , както и шенити M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , където М е еднократно зареден катион, Е е Mg, Zn и други двойно заредени катиони. Известен троен сулфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (минерал полихалит), двойни основни сулфати, например минерали от групите алунит и ярозит M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 и M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, където М е еднозареден катион.Сулфатите могат да бъдат част от смесени соли, например 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (минерал беркеит), MgSO 4 KCl 3H2O (каинит).

Сулфатите са кристални вещества, средни и киселинни в повечето случаи, силно разтворими във вода. Сулфатите на калций, стронций, олово и някои други са слабо разтворими; BaSO 4 и RaSO 4 са практически неразтворими. Основните сулфати обикновено са слабо разтворими или практически неразтворими или се хидролизират от вода. От водни разтвори сулфатите могат да кристализират под формата на кристални хидрати. Кристалните хидрати на някои тежки метали се наричат ​​витриоли; меден сулфат CuSO 4 5H 2 O, железен сулфат FeSO 4 7H 2 O.

Средните сулфати на алкални метали са термично стабилни, докато киселинните сулфати се разлагат при нагряване, превръщайки се в пиросулфати: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Средните сулфати на други метали, както и основните сулфати, когато се нагряват до достатъчно високи температури, като правило се разлагат с образуването на метални оксиди и освобождаването на SO 3.

Сулфатите са широко разпространени в природата. Те се намират под формата на минерали, например гипс CaSO 4 H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 10H 2 O, а също така са част от морска и речна вода.

Много сулфати могат да бъдат получени чрез взаимодействие на H 2 SO 4 с метали, техните оксиди и хидроксиди, както и чрез разлагане на летливи киселинни соли със сярна киселина.

Неорганичните сулфати са широко използвани. Например амониевият сулфат е азотен тор, натриевият сулфат се използва в стъкларската, хартиената промишленост, производството на вискоза и др. Природните сулфатни минерали са суровини за промишленото производство на съединения на различни метали, строителни материали и др.

7.сулфити,соли на сярна киселина H2SO3 . Има средни сулфити с аниона SO 3 2- и киселинни (хидросулфити) с аниона HSO 3 - . Средните сулфити са кристални вещества. Амониеви и алкалнометални сулфити са силно разтворими във вода; разтворимост (g в 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Хидросулфитите се образуват във водни разтвори. Сулфитите на алкалоземните и някои други метали са практически неразтворими във вода; разтворимост на MgSO 3 1 g в 100 g (40°C). Известни кристални хидрати (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 и др.

Безводните сулфити, когато се нагряват без достъп на въздух в запечатани съдове, се разделят непропорционално на сулфиди и сулфати; при нагряване в поток от N 2 те губят SO 2 и при нагряване на въздух лесно се окисляват до сулфати. С SO 2 във водна среда средните сулфити образуват хидросулфити. Сулфитите са относително силни редуциращи агенти, те се окисляват в разтвори с хлор, бром, H 2 O 2 и др. до сулфати. Те се разлагат със силни киселини (например НС1) с освобождаване на SO 2.

Кристалните хидросулфити са известни за K, Rb, Cs, NH 4 +, те са нестабилни. Останалите хидросулфити съществуват само във водни разтвори. Плътност на NH4HSO3 2.03 g/cm3; разтворимост във вода (g в 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Когато кристалните хидросулфити Na или K се нагряват или когато кипящият разтвор на пулпа се насища с SO 2 M 2 SO 3, се образуват пиросулфити (остарели - метабисулфити) M 2 S 2 O 5 - соли на неизвестната свободна пиросярна киселина H 2 S 2 О 5; кристали, нестабилни; плътност (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; над ~ 160 °C се разлагат с отделяне на SO 2; разтворим във вода (с разлагане до HSO 3 -), разтворимост (g в 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; образуват хидрати Na 2 S 2 O 5 7H 2 O и ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; редуциращи агенти.

Средните сулфити на алкални метали се получават чрез взаимодействие на воден разтвор на M2CO3 (или MOH) със SO2 и MSO3 чрез преминаване на SO2 през водна суспензия на MCO3; Те използват главно SO 2 от отработените газове от контактното производство на сярна киселина. Сулфитите се използват при избелване, боядисване и щамповане на тъкани, влакна, кожа за консервиране на зърно, зелени фуражи, фуражни промишлени отпадъци (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 и Ca(HSO 3) 2 са дезинфектанти във винопроизводството и захарната промишленост. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - компоненти на сулфитна течност по време на пулпиране; (NH 4) 2 SO 3 - абсорбатор на SO 2; NaHSO 3 е абсорбатор на H 2 S от промишлени отпадъчни газове, редуциращ агент при производството на серни багрила. K 2 S 2 O 5 - компонент на киселинни фиксатори във фотографията, антиоксидант, антисептик.

Методи за разделяне на смеси

Филтриране, разделяне на хетерогенни системи течност - твърди частици (суспензии) и газ - твърди частици с помощта на порести филтърни прегради (FP), които пропускат течност или газ, но задържат твърди частици. Движещата сила на процеса е разликата в налягането от двете страни на фазовия преход.

При разделяне на суспензии твърдите частици обикновено образуват слой от мокра утайка върху FP, който, ако е необходимо, се измива с вода или друга течност и също така се дехидратира чрез продухване на въздух или друг газ през него. Филтрирането се извършва при постоянна разлика в налягането или при постоянна скорост на процеса w(количеството филтрат в m 3, преминаващо през 1 m 2 от повърхността на FP за единица време). При постоянна разлика в налягането суспензията се подава към филтъра под вакуум или свръхналягане, както и чрез бутална помпа; При използване на центробежна помпа разликата в налягането се увеличава и скоростта на процеса намалява.

В зависимост от концентрацията на суспензиите се разграничават няколко вида филтрация. При концентрация над 1% се получава филтриране с образуване на утайка и при концентрация под 0,1% със запушване на порите на FP (избистряне на течности). Ако върху FP не се образува достатъчно плътен слой утайка и във филтрата попаднат твърди частици, филтрирайте с фино диспергирани спомагателни материали (диатомит, перлит), които предварително се нанасят върху FP или се добавят към суспензията. При първоначална концентрация под 10% е възможно частично отделяне и сгъстяване на суспензиите.

Има непрекъснати и периодични филтри. За последните основните етапи на работа са филтриране, измиване на утайката, нейното обезводняване и разтоварване. В този случай е приложима оптимизация по критериите за най-голяма производителност и най-ниски разходи. Ако не се извърши измиване и обезводняване и хидравличното съпротивление на преградата може да се пренебрегне, тогава най-голямата производителност се постига, когато времето за филтриране е равно на продължителността на спомагателните операции.

Прилагат се гъвкави ФП от памучни, вълнени, синтетични и стъклени платове, както и нетъкани ФП от естествени и синтетични влакна и негъвкави - керамика, металокерамика и дунапрен. Посоките на движение на филтрата и действието на гравитацията могат да бъдат противоположни, съвпадащи или взаимно перпендикулярни.

Дизайнът на филтрите е разнообразен. Един от най-често срещаните е въртящ се барабанен вакуумен филтър (см.Фиг.) с непрекъснато действие, при което посоките на движение на филтрата и действието на гравитацията са противоположни. Разпределителното устройство свързва зони I и II с източник на вакуум и зони III и IV с източник на сгъстен въздух. Филтратът и промивната течност от зони I и II постъпват в отделни приемници. Широко разпространение получи и автоматизирана периодична филтърна преса с хоризонтални камери, филтърна тъкан под формата на безконечна лента и еластични мембрани за обезводняване на утайките чрез пресоване. Той извършва редуващи се операции на пълнене на камери със суспензия, филтриране, промиване и обезводняване на утайка, разединяване на съседни камери и отстраняване на утайка.

Определяне на динамично напрежение на срязване, ефективен и пластичен вискозитет при нормална температура

Определяне на динамично напрежение на срязване, ефективен и пластичен вискозитет при повишена температура

Експеримент 2. Получаване и изследване на свойствата на соли на фосфорна киселина.

Солта може да се дефинира като съединение, което се образува от реакцията между киселина и основа, но не е вода. Този раздел ще разгледа тези свойства на солите, които са свързани с йонни равновесия.

реакции на соли във вода

Малко по-късно ще бъде показано, че разтворимостта е относително понятие. Въпреки това, за целите на предстоящата дискусия, можем грубо да разделим всички соли на разтворими и неразтворими във вода.

Някои соли образуват неутрални разтвори, когато се разтварят във вода. Други соли образуват киселинни или алкални разтвори. Това се дължи на възникването на обратима реакция между солните йони и водата, в резултат на което се образуват спрегнати киселини или основи. Дали солният разтвор ще се окаже неутрален, кисел или алкален зависи от вида на солта. В този смисъл има четири вида соли.

Соли, образувани от силни киселини и слаби основи. Солите от този тип, когато се разтворят във вода, образуват кисел разтвор. Да вземем за пример амониев хлорид NH4Cl. Когато тази сол се разтвори във вода, амониевият йон действа като

Излишното количество H3O+ йони, образувани в този процес, причинява киселинните свойства на разтвора.

Соли, образувани от слаба киселина и силна основа. Солите от този тип, когато се разтворят във вода, образуват алкален разтвор. Като пример, нека вземем натриев ацетат CH3COONa1.Ацетатният йон действа като основа, приемайки протон от водата, която в този случай действа като киселина:

Излишното количество OH- йони, образувани при този процес, определя алкалните свойства на разтвора.

Соли, образувани от силни киселини и силни основи. Когато соли от този тип се разтворят във вода, се образува неутрален разтвор. Да вземем за пример натриев хлорид NaCl. Когато се разтвори във вода, тази сол е напълно йонизирана и следователно концентрацията на Na+ йони се оказва равна на концентрацията на Cl- йони. Тъй като нито единият, нито другият йон влизат в киселинно-базови реакции с вода, в разтвора не се образува излишно количество H3O+ или OH йони. Следователно разтворът се оказва неутрален.

Соли, образувани от слаби киселини и слаби основи. Пример за този тип сол е амониевият ацетат. Когато се разтвори във вода, амониевият йон реагира с вода като киселина, а ацетатният йон реагира с вода като основа. И двете реакции са описани по-горе. Воден разтвор на сол, образувана от слаба киселина и слаба основа, може да бъде слабо киселинен, слабо алкален или неутрален в зависимост от относителните концентрации на H3O+ и OH- йони, образувани в резултат на реакциите на катионите на солта и аниони с вода. Това зависи от връзката между стойностите на константите на дисоциация на катиона и аниона.