Tabela rastvorljivosti hemijskih elemenata je tabela rastvorljivosti u vodi najpoznatijih neorganskih kiselina, baza i soli.
Definicija 1
Tablica rastvorljivosti u hemiji pokazuje rastvorljivost na 20 °C, rastvorljivost raste sa porastom temperature.
Supstanca je rastvorljiva u vodi ako je njena rastvorljivost veća od 1 g na 100 g vode i nerastvorljiva ako je manja od 0,1 g/100 g. Na primer, pronalaženjem litija u tabeli rastvorljivosti u hemiji, možete biti sigurni da su skoro svi njegovih soli formiraju rastvore.
Na sl. 1 i sl. 2 prikazuje fotografiju kompletne tabele rastvorljivosti u hemiji sa nazivima kiselinskih ostataka.
Slika 1. Tablica topljivosti fotografija u hemiji 2018-2019
Slika 2. Tablica kemije sa kiselinama i kiselim ostacima
Da biste napravili naziv soli, morate koristiti periodni sistem i topljivost. Ime kiselinskog ostatka dodaje se imenu metala iz periodnog sistema, na primjer:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - cink fosfat; $\mathrm(FeSO_4)$ - gvožđe (II) sulfat.
U zagradama sa nazivom teksta morate navesti valenciju metala, ako ih ima nekoliko. U slučaju gvožđa, postoji i sol $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - gvožđe (III) sulfat.
Šta možete naučiti koristeći tablicu rastvorljivosti u hemiji?
Tablica rastvorljivosti za supstance u hemiji sa precipitatima koristi se za određivanje mogućnosti da dođe do bilo kakve reakcije, jer je za nastanak ireverzibilne reakcije neophodno stvaranje precipitata ili gasa.
Tablica rastvorljivosti za soli, kiseline i baze je osnova bez koje je nemoguće u potpunosti savladati hemijsko znanje. Rastvorljivost baza i soli pomaže u učenju ne samo školarcima, već i profesionalnim ljudima. Stvaranje mnogih životnih proizvoda ne može bez ovog znanja.
Tabela rastvorljivosti kiselina, soli i baza u vodi
Tabela rastvorljivosti soli i baza u vodi je vodič koji pomaže u savladavanju osnova hemije. Sljedeće napomene će vam pomoći da shvatite donju tabelu.
- P – označava rastvorljivu supstancu;
- H – nerastvorljiva supstanca;
- M – supstanca je slabo rastvorljiva u vodenoj sredini;
- RK - supstanca koja se može rastvoriti samo kada je izložena jakim organskim kiselinama;
- Crtica će pokazati da takvo stvorenje ne postoji u prirodi;
- NK – ne rastvara se ni u kiselinama ni u vodi;
- ? – znak pitanja ukazuje da danas nema tačnih informacija o rastvaranju supstance.
Često tablicu koriste hemičari i školarci, studenti za obavljanje laboratorijskih istraživanja, tokom kojih je potrebno utvrditi uslove za nastanak određenih reakcija. Pomoću tablice moguće je odrediti kako će se supstanca ponašati u slanoj ili kiseloj sredini i može li se pojaviti talog. Precipitat tokom istraživanja i eksperimenata ukazuje na nepovratnost reakcije. Ovo je značajna tačka koja može uticati na tok svih laboratorijskih radova.
Voda je jedno od glavnih hemijskih jedinjenja na našoj planeti. Jedno od njegovih najzanimljivijih svojstava je sposobnost formiranja vodenih otopina. I u mnogim oblastima nauke i tehnologije, rastvorljivost soli u vodi igra važnu ulogu.
Pod topljivošću se podrazumijeva sposobnost različitih supstanci da formiraju homogene (homogene) smjese s tekućinama - rastvaračima. Volumen materijala koji se koristi za otapanje i formiranje zasićene otopine određuje njegovu topljivost, usporedivu s masenim udjelom ove tvari ili njenom količinom u koncentriranoj otopini.
Prema svojoj sposobnosti rastvaranja, soli se klasificiraju na sljedeći način:
- Rastvorljive tvari uključuju tvari koje se mogu otopiti u 100 g vode više od 10 g;
- U slabo rastvorljive spadaju one čija količina u rastvaraču ne prelazi 1 g;
- koncentracija nerastvorljivih materija u 100 g vode manja je od 0,01.
Kada je polaritet supstance koja se koristi za otapanje sličan polarnosti rastvarača, ona je rastvorljiva. Sa različitim polaritetima, najvjerovatnije nije moguće razrijediti supstancu.
Kako dolazi do raspadanja?
Ako govorimo o tome da li se sol otapa u vodi, onda je za većinu soli ovo poštena izjava. Postoji posebna tabela prema kojoj možete precizno odrediti vrijednost rastvorljivosti. Budući da je voda univerzalni rastvarač, dobro se miješa s drugim tekućinama, plinovima, kiselinama i solima.
Jedan od najočitijih primjera rastvaranja čvrste tvari u vodi može se promatrati gotovo svaki dan u kuhinji, dok se pripremaju jela od kuhinjske soli. Pa zašto se sol rastvara u vodi?
Iz školskog kursa hemije mnogi se sjećaju da su molekuli vode i soli polarni. To znači da su njihovi električni polovi suprotni, što rezultira visokom dielektričnom konstantom. Molekule vode okružuju ione druge tvari, na primjer, kao u našem slučaju, NaCl. Ovo proizvodi tečnost homogene konzistencije.
Uticaj temperature
Postoje neki faktori koji utiču na rastvorljivost soli. Prije svega, ovo je temperatura rastvarača. Što je veći, to je veća vrijednost koeficijenta difuzije čestica u tekućini, a prijenos mase se odvija brže.
Iako, na primjer, rastvorljivost obične soli (NaCl) u vodi praktički ne zavisi od temperature, jer je njen koeficijent rastvorljivosti 35,8 na t 20 °C i 38,0 na 78 °C. Ali bakar sulfat (CaSO4) sa porastom temperature vode slabije se rastvara.
Ostali faktori koji utiču na rastvorljivost uključuju:
- Veličina otopljenih čestica - s većom površinom odvajanja faza, otapanje se događa brže.
- Proces miješanja koji, kada se izvodi intenzivno, doprinosi efikasnijem prijenosu mase.
- Prisustvo nečistoća: neke ubrzavaju proces rastvaranja, dok druge, ometajući difuziju, smanjuju brzinu procesa.
Video o mehanizmu rastvaranja soli
| Kationi | Anioni | |||||||||
| F- | Cl- | Br- | ja - | 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 |
| NH4+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg 2+ | RK | R | R | R | M | R | N | RK | R | RK |
| Ca2+ | NK | R | R | R | M | R | N | RK | M | RK |
| Sr 2+ | NK | R | R | R | R | R | N | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | N | RK | NK | 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 | NK | 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 |
| Co2+ | 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 | NK | NK | R | N | N | R | N |
| Hg 2 2+ | R | NK | NK | NK | RK | R | N | N | M | N |
| Ag+ | R | NK | NK | NK | NK | R | N | N | M | N |
Legenda:
P - supstanca je visoko rastvorljiva u vodi; M - slabo rastvorljiv; H - praktično nerastvorljiv u vodi, ali lako rastvorljiv u slabim ili razblaženim kiselinama; RK - nerastvorljiv u vodi i rastvorljiv samo u jakim neorganskim kiselinama; NK - nerastvorljiv ni u vodi ni u kiselinama; G - potpuno hidrolizira kada se otopi i ne postoji u kontaktu s vodom. Crtica znači da takva supstanca uopće ne postoji.
U vodenim otopinama soli se potpuno ili djelomično disociraju na ione. Soli slabih kiselina i/ili slabih baza podležu hidrolizi. Vodeni rastvori soli sadrže hidratizovane jone, jonske parove i složenije hemijske oblike, uključujući produkte hidrolize, itd. Određeni broj soli takođe je rastvorljiv u alkoholima, acetonu, amidima kiselina i drugim organskim rastvaračima.
Iz vodenih otopina soli mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata, iz nevodenih otopina - u obliku kristalnih solvata, na primjer CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Podaci o različitim procesima koji se odvijaju u sistemima voda-sol, o rastvorljivosti soli u njihovom zajedničkom prisustvu u zavisnosti od temperature, pritiska i koncentracije, o sastavu čvrste i tečne faze mogu se dobiti proučavanjem dijagrama rastvorljivosti sistema voda-sol.
Opće metode za sintezu soli.
1. Dobijanje srednjih soli:
1) metal sa nemetalom: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal sa kiselinom: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metal sa rastvorom soli manje aktivnog metala Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) bazični oksid sa kiselim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) bazični oksid s kiselinom CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) baze sa kiselim oksidom Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baze sa kiselinom: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) kisele soli: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) otopina baze s otopinom soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) rastvori dve soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Dobijanje kiselih soli:
1. Interakcija kiseline s nedostatkom baze. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Interakcija baze sa viškom kiselinskog oksida
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Interakcija prosječne soli sa kiselinom Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3. Dobijanje osnovnih soli:
1. Hidroliza soli formiranih od slabe baze i jake kiseline
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Dodavanje (kap po kap) malih količina alkalija u rastvore srednjih soli metala AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interakcija soli slabih kiselina sa srednjim solima
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Dobijanje kompleksnih soli:
1. Reakcije soli sa ligandima: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Dobivanje dvostrukih soli:
1. Zajednička kristalizacija dvije soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Redox reakcije uzrokovane svojstvima kationa ili anjona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Hemijska svojstva kiselih soli:
1. Termička razgradnja sa stvaranjem srednje soli
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Interakcija sa alkalijama. Dobivanje srednje soli.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Hemijska svojstva osnovnih soli:
1. Termička razgradnja. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Interakcija sa kiselinom: stvaranje srednje soli.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Hemijska svojstva kompleksnih soli:
1. Uništavanje kompleksa zbog stvaranja slabo rastvorljivih jedinjenja:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Razmjena liganada između vanjske i unutrašnje sfere.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5. Hemijska svojstva dvostrukih soli:
1. Interakcija sa alkalnim rastvorima: 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
Sirovine za industrijsku proizvodnju niza soli – hlorida, sulfata, karbonata, borata Na, K, Ca, Mg su morska i okeanska voda, prirodne slane vode nastale tokom njenog isparavanja i čvrste naslage soli. Za grupu minerala koji formiraju naslage sedimentne soli (sulfati i hloridi Na, K i Mg) koristi se konvencionalni naziv „prirodne soli“. Najveća nalazišta kalijumovih soli nalaze se u Rusiji (Solikamsk), Kanadi i Njemačkoj, moćna nalazišta fosfatnih ruda su u Sjevernoj Africi, Rusiji i Kazahstanu, NaNO3 je u Čileu.
Soli se koriste u prehrambenoj, hemijskoj, metalurškoj, staklarskoj, kožnoj, tekstilnoj industriji, poljoprivredi, medicini itd.
Glavne vrste soli
1. Borati (oksoborati), soli bornih kiselina: metaborni HBO 2, ortoborni H3 BO 3 i poliborne kiseline koje nisu izolovane u slobodnom stanju. Na osnovu broja atoma bora u molekuli dijele se na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borati se nazivaju i po kiselinama koje ih formiraju i po broju molova B 2 O 3 po 1 mol glavnog oksida. Tako se različiti metaborati mogu nazvati monoboratima ako sadrže anion B(OH)4 ili lančani anion (BO2) n n - diborati - ako sadrže lančani dvostruki anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborati - ako sadrže anion u prstenu (B 3 O 6) 3-.
Strukture borata uključuju bor-kiseoničke grupe - "blokove" koji sadrže od 1 do 6, a ponekad i 9 atoma bora, na primjer:
Koordinacioni broj atoma bora je 3 (trokutaste grupe bor-kiseonik) ili 4 (tetraedarske grupe). Bor-kiseoničke grupe su osnova ne samo ostrvskih, već i složenijih struktura - lančanih, slojevitih i okvirno polimerizovanih. Potonji nastaju kao rezultat eliminacije vode u hidratiziranim molekulama borata i formiranja premošćivačkih veza preko atoma kisika; proces je ponekad praćen prekidom B-O veze unutar polianiona. Polianioni mogu vezati bočne grupe - bor-kiseonički tetraedre ili trokute, njihove dimere ili vanjske anjone.
Amonijum, alkalni, kao i drugi metali u oksidacionom stanju +1 najčešće formiraju hidratizovane i bezvodne metaborate kao što su MBO 2, tetraborati M 2 B 4 O 7, pentaborati MB 5 O 8, kao i dekaborati M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Zemnoalkalni i drugi metali u oksidacionom stanju + 2 obično daju hidratizirane metaborate, triborate M 2 B 6 O 11 i heksaborate MB 6 O 10. kao i bezvodni meta-, orto- i tetraborati. Metale u oksidacionom stanju + 3 karakterišu hidratisani i bezvodni MBO 3 ortoborati.
Borati su bezbojne amorfne supstance ili kristali (uglavnom sa nisko-simetričnom strukturom - monoklinskom ili ortorombnom). Za bezvodne borate, temperature topljenja su u rasponu od 500 do 2000 °C; Najviše tačke topljenja su alkalni metaborati i orto- i metaborati zemnoalkalnih metala. Većina borata lako formira čaše kada se njihove taline ohlade. Tvrdoća hidratiziranih borata po Mohsovoj skali je 2-5, bezvodnih - do 9.
Hidrirani monoborati gube vodu kristalizacije do ~180°C, poliborati - na 300-500°C; eliminacija vode zbog OH grupa , koordinirano oko atoma bora javlja se do ~750°C. Potpunom dehidracijom nastaju amorfne tvari koje na 500-800°C u većini slučajeva prolaze kroz „preuređenje borata“ - kristalizaciju, praćenu (kod poliborata) djelomičnim razlaganjem uz oslobađanje B 2 O 3.
Borati alkalnih metala, amonijum i T1(I) su rastvorljivi u vodi (posebno meta- i pentaborati), a hidrolizuju u vodenim rastvorima (rastvori imaju alkalnu reakciju). Većina borata se lako razlaže kiselinama, u nekim slučajevima djelovanjem CO 2 ; i SO 2 ;. Borati zemnoalkalnih i teških metala stupaju u interakciju sa rastvorima alkalija, karbonata i hidrokarbonata alkalnih metala. Bezvodni borati su hemijski stabilniji od hidratisanih borata. Sa nekim alkoholima, posebno glicerolom, borati formiraju komplekse rastvorljive u vodi. Pod dejstvom jakih oksidacionih sredstava, posebno H 2 O 2, ili tokom elektrohemijske oksidacije, borati se pretvaraju u peroksoborate .
Poznato je oko 100 prirodnih borata, koji su uglavnom soli Na, Mg, Ca, Fe.
Hidrirani borati se dobijaju: neutralizacijom H 3 VO 3 metalnim oksidima, hidroksidima ili karbonatima; reakcije izmjene borata alkalnih metala, najčešće Na, sa solima drugih metala; reakcija međusobne transformacije slabo rastvorljivih borata sa vodenim rastvorima borata alkalnih metala; hidrotermalni procesi koji koriste halogenide alkalnih metala kao mineralizirajuće aditive. Bezvodni borati se dobijaju fuzijom ili sinterovanjem B 2 O 3 sa metalnim oksidima ili karbonatima ili dehidratacijom hidrata; Monokristali se uzgajaju u otopinama borata u rastopljenim oksidima, na primjer Bi 2 O 3.
Borati se koriste: za dobijanje drugih jedinjenja bora; kao komponente punjenja u proizvodnji stakla, glazura, emajla, keramike; za vatrootporne premaze i impregnacije; kao komponente fluksa za rafiniranje, zavarivanje i lemljenje metala”; kao pigmenti i punila za boje i lakove; kao sredstva za bojenje, inhibitori korozije, komponente elektrolita, fosfora itd. Najviše se koriste boraks i kalcijum borati.
2.Halidi, hemijska jedinjenja halogena sa drugim elementima. Halogenidi obično uključuju spojeve u kojima atomi halogena imaju veću elektronegativnost od drugog elementa. Halide ne formiraju He, Ne i Ar. Na jednostavne ili binarne EC halogenide n (n- najčešće cijeli broj od 1 za monohalide do 7 za IF 7 i ReF 7, ali može biti i frakcijski, na primjer 7/6 za Bi 6 Cl 7) uključuje, posebno, soli halogenovodoničnih kiselina i interhalogenih spojeva (npr. , halofluoridi). Postoje i miješani halogenidi, polihalogenidi, hidrohalogenidi, oksohalogenidi, oksihalogenidi, hidroksohalogenidi, tiohalogenidi i kompleksni halogenidi. Oksidacijski broj halogena u halogenidima je obično -1.
Na osnovu prirode veze element-halogen, jednostavni halogenidi se dijele na jonske i kovalentne. U stvarnosti, veze su mješovite prirode sa dominacijom doprinosa jedne ili druge komponente. Halogenidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i mnogi mono- i dihalidi drugih metala, tipične su soli u kojima prevladava jonska priroda veze. Većina ih je relativno vatrostalna, nisko hlapljiva i vrlo topljiva u vodi; u vodenim otopinama gotovo potpuno disociraju na ione. Trihalogenidi rijetkih zemnih elemenata također imaju svojstva soli. Rastvorljivost ionskih halogenida u vodi općenito opada od jodida do fluorida. Hloridi, bromidi i jodidi Ag + , Cu + , Hg + i Pb 2+ su slabo rastvorljivi u vodi.
Povećanje broja atoma halogena u metalnim halogenidima ili omjer naboja metala i radijusa njegovog iona dovodi do povećanja kovalentne komponente veze, smanjenja rastvorljivosti u vodi i termičke stabilnosti halogenida. , povećanje isparljivosti, povećanje oksidacije, sposobnost i sklonost hidrolizi. Ove zavisnosti su uočene za metalne halogenide istog perioda i za niz halogenida istog metala. Lako se mogu uočiti na primjeru toplinskih svojstava. Na primjer, za metalne halide iz 4. perioda, tačke topljenja i ključanja su 771 i 1430°C za KC1, 772 i 1960°C za CaCl2, 967 i 975°C za ScCl3, -24,1 i 136°C za TiCl . Za UF 3 tačka topljenja je ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. U redovima priključaka EH n sa konstantom n Kovalencija veze se obično povećava kada se prelazi sa fluorida na kloride i smanjuje kada se prelazi sa ovih na bromide i jodide. Dakle, za AlF 3 temperatura sublimacije je 1280°C, AlC1 3 180°C, tačka ključanja AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. U serijama ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura sublimacije je 906, 334, 355 i 418°C, respektivno. U redovima MF n i MC1 n gdje je M metal jedne podgrupe, kovalentnost veze opada sa povećanjem atomske mase metala. Postoji nekoliko metalnih fluorida i hlorida sa približno jednakim doprinosom komponenti jonske i kovalentne veze.
Prosječna energija veze element-halogen opada pri prelasku sa fluorida na jodide i sa povećanjem n(vidi tabelu).
Mnogi metalni halogenidi koji sadrže izolovane ili premošćavajuće O atome (okso- i oksihalidi, respektivno), na primjer, vanadijum oksotrifluorid VOF 3, niobijum dioksifluorid NbO 2 F, volfram diokso-jodid WO 2 I 2.
Složeni halogenidi (halometalati) sadrže kompleksne anjone u kojima su atomi halogena ligandi, na primjer kalijum heksahloroplatinat(IV) K2, natrijum heptafluorotantalat(V), Na, litijum heksafluoroarsenat(V). Najveću termičku stabilnost imaju fluoro-, oksofluoro- i klorometalati. Po prirodi veza, jonska jedinjenja sa kationima NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + itd. su slična kompleksnim halogenidima.
Mnogi halogenidi karakteriziraju povezivanje i polimerizacija u tečnoj i plinovitoj fazi uz formiranje premošćivačkih veza. Tome su najskloniji metal halogenidi I i II grupe, AlCl 3, pentafluoridi Sb i prelaznih metala, oksofluoridi sastava MOF 4. Poznati su halogenidi sa vezom metal-metal, npr. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluoridi se po svojstvima značajno razlikuju od ostalih halogenida. Međutim, u jednostavnim halogenidima ove razlike su manje izražene nego u samim halogenima, a u složenim halogenidima manje su izražene nego u jednostavnim halogenidima.
Mnogi kovalentni halogenidi (posebno fluoridi) su jake Lewisove kiseline, npr. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridi su dio superkiselina. Viši halogenidi se redukuju metalima i vodikom, na primjer:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF
Metalni halogenidi V-VIII grupa, osim Cr i Mn, reduciraju se sa H 2 u metale, na primjer:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Mnogi kovalentni i ionski metalni halogenidi reagiraju jedni s drugima i formiraju kompleksne halogenide, na primjer:
KS1 + TaCl 5 = K
Lakši halogeni mogu istisnuti teže halogenide. Kiseonik može oksidirati halogenide, oslobađajući C1 2, Br 2 i I 2. Jedna od karakterističnih reakcija kovalentnih halogenida je interakcija sa vodom (hidroliza) ili njenom parom kada se zagrije (pirohidroliza), što dovodi do stvaranja oksida, oksi- ili oksohalida, hidroksida i vodikovih halogenida.
Halogenidi se dobijaju direktno iz elemenata, reakcijom halogenovodonika ili halogenovodonične kiseline sa elementima, oksidima, hidroksidima ili solima, kao i reakcijama razmene.
Halogenidi se široko koriste u tehnologiji kao polazni materijali za proizvodnju halogena, alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao komponente stakla i drugih neorganskih materijala; oni su intermedijarni proizvodi u proizvodnji rijetkih i nekih obojenih metala, U, Si, Ge itd.
U prirodi, halogenidi čine odvojene klase minerala, koje uključuju fluoride (na primjer, minerali fluorit, kriolit) i kloride (silvit, karnalit). Brom i jod su prisutni u nekim mineralima kao izomorfne nečistoće. Značajne količine halogenida nalaze se u morskoj i okeanskoj vodi, soli i podzemnim slanicima. Neki halogenidi, kao što su NaCl, KC1, CaCl 2, su dio živih organizama.
3. Karbonati (od lat. carbo, rod case carbonis coal), soli ugljene kiseline. Postoje srednji karbonati sa CO 3 2- anjonom i kiseli, odnosno hidrokarbonati (stari bikarbonati), sa HCO 3 - anjonom. Karbonati su kristalne supstance. Većina soli srednjih metala u oksidacionom stanju +2 kristalizira se u šesterokute. rešetkasti tip kalcita ili rombični tip aragonita.
Od srednjih karbonata u vodi se otapaju samo soli alkalnih metala, amonijum i Tl(I). Kao rezultat značajne hidrolize, njihove otopine imaju alkalnu reakciju. Najteže su topljivi metalni karbonati u oksidacionom stanju + 2. Naprotiv, svi bikarbonati su visoko rastvorljivi u vodi. Prilikom reakcija izmjene u vodenim otopinama između soli metala i Na 2 CO 3 nastaju precipitati srednjih karbonata kada je njihova topljivost mnogo manja od rastvorljivosti odgovarajućih hidroksida. To je slučaj za Ca, Sr i njihove analoge, lantanoide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) i Cd(II). Preostali kationi, pri interakciji s otopljenim karbonatima kao rezultat hidrolize, mogu dati ne prosječne, već bazične karbonate ili čak hidrokside. Srednji karbonati koji sadrže višestruko nabijene katione mogu se ponekad istaložiti iz vodenih otopina u prisustvu velikog viška CO 2 .
Hemijska svojstva karbonata su posljedica njihove pripadnosti klasi neorganskih soli slabih kiselina. Karakteristike karbonata su povezane sa njihovom slabom rastvorljivošću, kao i termičkom nestabilnošću i samih krabonata i H 2 CO 3. Ova svojstva se koriste u analizi krabonata, na osnovu njihove razgradnje jakim kiselinama i kvantitativne apsorpcije nastalog CO 2 alkalnom otopinom, ili na taloženju iona CO 3 2- iz otopine u obliku BaCO 3. Kada višak CO 2 djeluje na srednji karbonatni talog, u otopini nastaje hidrogenkarbonat, na primjer: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prisustvo hidrokarbonata u prirodnoj vodi uzrokuje njenu privremenu tvrdoću. Hidrokarbonati, kada se lagano zagrijavaju, čak i na niskim temperaturama, ponovo se pretvaraju u srednje karbonate, koji se zagrijavanjem razlažu do oksida i CO 2 . Što je metal aktivniji, to je viša temperatura raspadanja njegovog karbonata. Tako se Na 2 CO 3 topi bez raspadanja na 857 °C, a za karbonate Ca, Mg i A1 ravnotežni pritisci raspadanja dostižu 0,1 MPa na temperaturama od 820, 350 i 100 °C, respektivno.
Karbonati su veoma rasprostranjeni u prirodi, što je posledica učešća CO 2 i H 2 O u procesima stvaranja minerala. karbonati igraju veliku ulogu u globalnoj ravnoteži između plinovitog CO 2 u atmosferi i otopljenog CO 2 ;
i HCO 3 - i CO 3 2- joni u hidrosferi i čvrste soli u litosferi. Najvažniji minerali su kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smitsonit ZnCO 3 i neki drugi Krečnjak se sastoji uglavnom od kalcita ili kalcitnih skeletnih ostataka organizama, rjeđe od aragonita. Prirodni hidratizirani karbonati alkalnih metala i Mg (na primjer, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dvostruki karbonati [na primjer, dolomit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 poznati su i O] i bazični [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].
Najvažniji su kalijum karbonat, kalcijum karbonat i natrijum karbonat. Mnogi prirodni karbonati su veoma vrijedne rude metala (npr. karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonati igraju važnu fiziološku ulogu, budući da su puferske supstance koje regulišu konstantnost pH krvi.
4. Nitrati, soli azotne kiseline HNO 3. Poznat po gotovo svim metalima; postoje i u obliku bezvodnih soli M(NO 3) n (n- oksidaciono stanje metala M), a u obliku kristalnih hidrata M(NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Od vodenih otopina na temperaturama blizu sobne, samo nitrati alkalnih metala kristaliziraju kao bezvodni, ostatak - u obliku kristalnih hidrata. Fizičko-hemijska svojstva bezvodnog i hidratiziranog nitrata istog metala mogu se značajno razlikovati.
Bezvodna kristalna jedinjenja nitrata d-elemenata su obojena. Uobičajeno, nitrati se mogu podijeliti na spojeve s pretežno kovalentnim tipom veze (soli Be, Cr, Zn, Fe i drugih prelaznih metala) i sa pretežno jonskim tipom veze (soli alkalnih i zemnoalkalnih metala). Jonske nitrate karakterizira veća termička stabilnost, dominacija kristalnih struktura veće simetrije (kubne) i odsustvo cijepanja traka nitratnih jona u IR spektrima. Kovalentni nitrati imaju veću rastvorljivost u organskim rastvaračima, manju termičku stabilnost, a njihovi IR spektri su složeniji; Neki kovalentni nitrati su hlapljivi na sobnoj temperaturi, a kada se rastvore u vodi, djelimično se razgrađuju, oslobađajući dušikove okside.
Svi bezvodni nitrati pokazuju jaka oksidaciona svojstva zbog prisustva NO 3 - jona, dok se njihova oksidaciona sposobnost povećava prelaskom sa ionskih na kovalentne nitrate. Potonji se razlažu u rasponu od 100-300°C, jonski - na 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 i neki drugi se tope kada se zagrijavaju). Proizvodi raspadanja u čvrstoj i tečnoj fazi. su sukcesivno nitriti, oksinitrati i oksidi, ponekad slobodni metali (kada je oksid nestabilan npr. Ag 2 O), a u gasnoj fazi - NO, NO 2, O 2 i N 2. Sastav proizvoda raspadanja zavisi od prirode metala i njegovog stepena oksidacije, brzine zagrevanja, temperature, sastava gasovitog medija i drugih uslova. NH 4 NO 3 detonira, a kada se brzo zagrije može se raspasti eksplozijom, u tom slučaju nastaju N 2, O 2 i H 2 O; kada se polako zagreva, razlaže se na N 2 O i H 2 O.
Slobodni NO 3 - jon u gasnoj fazi ima geometrijsku strukturu jednakostraničnog trougla sa atomom N u centru, ONO uglovima ~ 120° i dužinom N-O veze od 0,121 nm. U kristalnim i gasovitim nitratima NO 3 - jon uglavnom zadržava svoj oblik i veličinu, što određuje prostor i strukturu nitrata. Jon NO 3 - može djelovati kao mono-, bi-, tridentatni ili premosni ligand, stoga nitrate karakterizira široka lepeza tipova kristalnih struktura.
Prijelazni metali u visokim oksidacijskim stanjima zbog sterike. Bezvodni nitrati ne mogu stvarati nikakve poteškoće, a karakteriziraju ih oksonitrati, na primjer UO 2 (NO 3) 2, NbO(NO 3) 3. Nitrati formiraju veliki broj dvostrukih i kompleksnih soli sa NO 3 - jonom u unutrašnjoj sferi. U vodenim medijima, kao rezultat hidrolize, kationi prelaznih metala formiraju hidroksonitrate (bazni nitrati) promenljivog sastava, koji se mogu izolovati i u čvrstom stanju.
Hidrirani nitrati se razlikuju od bezvodnih nitrata po tome što je u njihovim kristalnim strukturama ion metala u većini slučajeva povezan s molekulima vode, a ne s NO 3 ionom. Zbog toga su bolje rastvorljivi u vodi od bezvodnih nitrata, ali su manje rastvorljivi u organskim rastvaračima, slabiji su oksidanti i nekongruentno se tope u kristalizacionoj vodi u opsegu od 25-100°C. Kada se hidratizirani nitrati zagrijavaju, bezvodni nitrati se u pravilu ne stvaraju, već dolazi do termolize sa stvaranjem hidroksonitrata, a zatim oksonitrata i metalnih oksida.
Po mnogim svojim hemijskim svojstvima, nitrati su slični drugim anorganskim solima. Karakteristične karakteristike nitrata su zbog njihove vrlo visoke rastvorljivosti u vodi, niske termičke stabilnosti i sposobnosti oksidacije organskih i neorganskih jedinjenja. Kada se nitrati smanje, nastaje mješavina produkata koji sadrže dušik NO 2, NO, N 2 O, N 2 ili NH 3 sa prevlašću jednog od njih, ovisno o vrsti redukcijskog agensa, temperaturi, reakciji okoline. i drugi faktori.
Industrijske metode za proizvodnju nitrata zasnivaju se na apsorpciji NH 3 rastvorima HNO 3 (za NH 4 NO 3) ili na apsorpciji azotnih gasova (NO + NO 2) rastvorima alkalija ili karbonata (za nitrate alkalnih metala, Ca, Mg, Ba), kao i različite reakcije izmjene soli metala sa HNO 3 ili nitratima alkalnih metala. U laboratoriji se za dobijanje bezvodnih nitrata koriste reakcije prelaznih metala ili njihovih spojeva sa tečnim N 2 O 4 i njegovim mešavinama sa organskim rastvaračima ili reakcije sa N 2 O 5.
Nitrati Na, K (natrijum i kalijum nitrat) nalaze se u obliku prirodnih naslaga.
Nitrati se koriste u mnogim industrijama. Amonijum nitrit (amonijum nitrat) je glavno đubrivo koje sadrži azot; Nitrati alkalnih metala i Ca se takođe koriste kao đubriva. Nitrati su komponente raketnih goriva, pirotehničkih kompozicija, rastvora za jetkanje za bojenje tkanina; Koriste se za stvrdnjavanje metala, konzerviranje hrane, kao lijekovi i za proizvodnju metalnih oksida.
Nitrati su toksični. Izazivaju plućni edem, kašalj, povraćanje, akutno kardiovaskularno zatajenje itd. Smrtonosna doza nitrata za ljude je 8-15 g, dozvoljeni dnevni unos je 5 mg/kg. Za zbir nitrata Na, K, Ca, NH3 MPC: u vodi 45 mg/l", u zemljištu 130 mg/kg (klasa opasnosti 3); u povrću i voću (mg/kg) - krompir 250, kasni beli kupus 500, kasna šargarepa 250, cvekla 1400, luk 80, tikvice 400, dinje 90, lubenice, grožđe, jabuke, kruške 60. Nepoštovanje agrotehničkih preporuka, prekomerna primena đubriva naglo povećava sadržaj nitrata iz poljoprivrednih proizvoda. polja (40-5500 mg/l), podzemne vode.
5. Nitriti, soli azotne kiseline HNO 2. Koriste se prvenstveno nitriti alkalnih metala i amonijum, manje - zemnoalkalni i nitriti. d-metali, Pb i Ag. Postoje samo fragmentarni podaci o nitritima drugih metala.
Metalni nitriti u oksidacionom stanju +2 formiraju kristalne hidrate sa jednom, dve ili četiri molekule vode. Nitriti formiraju dvostruke i trostruke soli, npr. CsNO 2 AgNO 2 ili Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, kao i kompleksna jedinjenja, na primjer Na 3.
Kristalne strukture poznate su po samo nekoliko bezvodnih nitrita. Anjon NO 2 ima nelinearnu konfiguraciju; ONO ugao 115°, dužina H-O veze 0,115 nm; tip M-NO 2 veze je jonsko-kovalentan.
Nitriti K, Na, Ba su dobro rastvorljivi u vodi, nitriti Ag, Hg, Cu su slabo rastvorljivi. Sa povećanjem temperature, rastvorljivost nitrita raste. Gotovo svi nitriti su slabo rastvorljivi u alkoholima, eterima i niskopolarnim rastvaračima.
Nitriti su termički nestabilni; Samo se nitriti alkalnih metala tope bez raspadanja; nitriti ostalih metala se raspadaju na 25-300 °C. Mehanizam razgradnje nitrita je složen i uključuje niz paralelno sekvencijalnih reakcija. Glavni gasoviti produkti raspadanja su NO, NO 2, N 2 i O 2, čvrsti - metalni oksid ili elementarni metal. Oslobađanje velikih količina gasova izaziva eksplozivnu razgradnju nekih nitrita, na primer NH 4 NO 2, koji se raspada na N 2 i H 2 O.
Karakteristične karakteristike nitrita su povezane sa njihovom termičkom nestabilnošću i sposobnošću nitritnog jona da bude i oksidaciono i redukciono sredstvo, u zavisnosti od sredine i prirode reagensa. U neutralnom okruženju, nitriti se obično redukuju u NO; u kiseloj sredini se oksidiraju u nitrate. Kiseonik i CO 2 ne stupaju u interakciju sa čvrstim nitritima i njihovim vodenim rastvorima. Nitriti podstiču razgradnju organskih supstanci koje sadrže dušik, posebno amina, amida itd. Sa organskim halogenidima RXH. reaguju i formiraju nitrite RONO i nitro jedinjenja RNO 2 .
Industrijska proizvodnja nitrita zasniva se na apsorpciji azotnog gasa (mešavina NO + NO 2) rastvorima Na 2 CO 3 ili NaOH uz sekvencijsku kristalizaciju NaNO 2; Nitriti drugih metala dobijaju se u industriji i laboratorijama reakcijom razmene soli metala sa NaNO 2 ili redukcijom nitrata ovih metala.
Nitriti se koriste za sintezu azo boja, u proizvodnji kaprolaktama, kao oksidaciona i redukciona sredstva u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji, kao konzervansi za hranu. Nitriti kao što su NaNO 2 i KNO 2 su toksični, uzrokujući glavobolju, povraćanje, depresiju disanja itd. Prilikom trovanja NaNO 2 u krvi nastaje methemoglobin, oštećuju se membrane eritrocita. Možda stvaranje nitrozamina iz NaNO 2 i amina direktno u gastrointestinalnom traktu.
6. Sulfati, soli sumporne kiseline. Poznati su srednji sulfati sa SO 4 2- anjonom, ili hidrosulfati, sa HSO 4 - anjonom, bazni, koji pored anjona SO 4 2- sadrže OH grupe, na primjer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Postoje i dvostruki sulfati koji sadrže dva različita kationa. To uključuje dvije velike grupe sulfata - alum , kao i šeniti M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , gdje je M jednostruko nabijeni kation, E je Mg, Zn i drugi dvonabijeni kationi. Poznati trostruki sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polihalit mineral), dvostruko bazični sulfati, na primjer, minerali grupe alunita i jarozita M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 i M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, gdje je M jednostruki kation. Sulfati mogu biti dio miješanih soli, na primjer 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineralni berkeit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit) .
Sulfati su kristalne tvari, srednje i kisele u većini slučajeva, vrlo topljive u vodi. Sulfati kalcijuma, stroncijuma, olova i neki drugi su slabo rastvorljivi, a BaSO 4 i RaSO 4 su praktično nerastvorljivi. Bazni sulfati su obično slabo rastvorljivi ili praktično nerastvorljivi, ili su hidrolizovani vodom. Iz vodenih otopina sulfati mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata. Kristalni hidrati nekih teških metala nazivaju se vitriol; bakar sulfat SuSO 4 5H 2 O, gvožđe sulfat FeSO 4 7H 2 O.
Srednji sulfati alkalnih metala su termički stabilni, dok se kiseli sulfati razlažu kada se zagrijavaju, pretvarajući se u pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Srednji sulfati drugih metala, kao i bazični sulfati, kada se zagriju na dovoljno visoke temperature, u pravilu se raspadaju sa stvaranjem metalnih oksida i oslobađanjem SO 3.
Sulfati su široko rasprostranjeni u prirodi. Nalaze se u obliku minerala, na primjer, gipsa CaSO 4 H 2 O, mirabilita Na 2 SO 4 10H 2 O, a također su dio morske i riječne vode.
Mnogi sulfati se mogu dobiti interakcijom H 2 SO 4 sa metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, kao i razgradnjom soli hlapljivih kiselina sa sumpornom kiselinom.
Neorganski sulfati se široko koriste. Na primjer, amonijum sulfat je azotno đubrivo, natrijum sulfat se koristi u industriji stakla, papira, proizvodnji viskoze itd. Prirodni sulfatni minerali su sirovine za industrijsku proizvodnju spojeva raznih metala, građevinskih materijala itd.
7.sulfiti, soli sumporne kiseline H 2 SO 3 . Postoje srednji sulfiti sa anjonom SO 3 2- i kiseli (hidrosulfiti) sa anionom HSO 3 - . Srednji sulfiti su kristalne supstance. Sulfiti amonijuma i alkalnih metala su visoko rastvorljivi u vodi; rastvorljivost (g u 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °C), K 2 SO 3 106,7 (20 °C). Hidrosulfiti nastaju u vodenim rastvorima. Sulfiti zemnoalkalne i nekih drugih metala su praktično nerastvorljivi u vodi; rastvorljivost MgSO 3 1 g u 100 g (40°C). Poznati 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.
Bezvodni sulfiti, kada se zagrijavaju bez pristupa zraka u zatvorenim posudama, nesrazmjerno se dijele na sulfide i sulfate; zagrijavanjem u struji N 2 gube SO 2, a zagrijavanjem na zraku lako se oksidiraju u sulfate. Sa SO 2 u vodenoj sredini, srednji sulfiti formiraju hidrosulfite. Sulfiti su relativno jaka redukciona sredstva, oksidiraju se u rastvorima hlora, broma, H 2 O 2 itd. do sulfata. Razgrađuju se jakim kiselinama (na primjer, HC1) uz oslobađanje SO 2.
Kristalni hidrosulfiti su poznati po K, Rb, Cs, NH 4 +, nestabilni su. Preostali hidrosulfiti postoje samo u vodenim rastvorima. Gustina NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3 ; rastvorljivost u vodi (g u 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).
Kada se kristalni hidrosulfiti Na ili K zagriju ili kada je bujna otopina pulpe zasićena SO 2 M 2 SO 3, nastaju pirosulfiti (zastarjeli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli nepoznate slobodne pirosumporne kiseline H 2 S 2 O 5; kristali, nestabilni; gustina (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; iznad ~ 160 °C razlažu se sa oslobađanjem SO 2; rastvoriti u vodi (sa razlaganjem do HSO 3 -), rastvorljivost (g u 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formiraju hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O i ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; redukcioni agensi.
Sulfiti srednjeg alkalnog metala se pripremaju reakcijom vodenog rastvora M 2 CO 3 (ili MOH) sa SO 2, a MSO 3 propuštanjem SO 2 kroz vodenu suspenziju MCO 3; Oni uglavnom koriste SO 2 iz izduvnih gasova kontaktne proizvodnje sumporne kiseline. Sulfiti se koriste u izbjeljivanju, bojenju i tiskanju tkanina, vlakana, kože za konzerviranje žitarica, zelene hrane, stočnog industrijskog otpada (NaHSO 3,
Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 su dezinficijensi u industriji vinarstva i šećera. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - komponente sulfitne tekućine tokom pulpe; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 apsorber; NaHSO 3 je apsorber H 2 S iz industrijskih otpadnih gasova, redukciono sredstvo u proizvodnji sumpornih boja. K 2 S 2 O 5 - komponenta kiselih fiksativa u fotografiji, antioksidans, antiseptik.
Metode odvajanja smjesa
Filtracija, odvajanje heterogenih sistema tečnost – čvrste čestice (suspenzije) i gas – čvrste čestice pomoću poroznih filterskih pregrada (FP), koje propuštaju tečnost ili gas, ali zadržavaju čvrste čestice. Pokretačka snaga procesa je razlika pritisaka na obje strane faznog prijelaza.
Prilikom odvajanja suspenzija, čvrste čestice obično formiraju sloj vlažnog sedimenta na FP, koji se po potrebi ispere vodom ili drugom tekućinom, a također i dehidrira upuhujući zrak ili drugi plin kroz njega. Filtracija se vrši pri konstantnoj razlici tlaka ili pri konstantnoj brzini procesa w(količina filtrata u m 3 koja prolazi kroz 1 m 2 površine FP u jedinici vremena). Pri konstantnoj razlici tlaka, suspenzija se dovodi u filter pod vakuumom ili prekomjernim pritiskom, kao i klipnom pumpom; Kada se koristi centrifugalna pumpa, razlika tlaka se povećava i brzina procesa se smanjuje.
Ovisno o koncentraciji suspenzija, razlikuje se nekoliko vrsta filtracije. Pri koncentraciji većoj od 1% dolazi do filtracije sa stvaranjem taloga, a pri koncentraciji manjoj od 0,1% do začepljenja pora FP (bistrenje tekućina). Ako se na FP ne formira dovoljno gust sloj sedimenta i čvrste čestice uđu u filtrat, filtrirati pomoću fino raspršenih pomoćnih materijala (dijatomejska zemlja, perlit) koji se prethodno nanose na FP ili dodaju u suspenziju. Pri početnoj koncentraciji manjoj od 10% moguće je djelomično odvajanje i zgušnjavanje suspenzija.
Postoje kontinuirani i periodični filteri. Za potonje, glavne faze rada su filtriranje, pranje sedimenta, njegovo odvodnjavanje i istovar. U ovom slučaju je primjenjiva optimizacija prema kriterijima najveće produktivnosti i najnižih troškova. Ako se pranje i odvodnjavanje ne provode, a hidraulički otpor pregrade se može zanemariti, tada se najveća produktivnost postiže kada je vrijeme filtriranja jednako trajanju pomoćnih operacija.
Primjenjivi su fleksibilni FP od pamuka, vune, sintetičkih i staklenih tkanina, kao i netkani FP od prirodnih i sintetičkih vlakana i nesavitljivi - keramika, kermet i pjena. Smjerovi kretanja filtrata i djelovanja gravitacije mogu biti suprotni, poklapati se ili biti međusobno okomiti.
Dizajn filtera je raznolik. Jedan od najčešćih je vakuum filter sa rotirajućim bubnjem (cm. sl.) kontinuiranog djelovanja, u kojem su smjerovi kretanja filtrata i djelovanje gravitacije suprotni. Sekcija razvodnog uređaja povezuje zone I i II sa izvorom vakuuma i zone III i IV sa izvorom komprimovanog vazduha. Filtrat i tečnost za pranje iz zona I i II ulaze u odvojene prijemnike. Rasprostranjena je i automatska periodična filter presa sa horizontalnim komorama, filter tkaninom u obliku beskonačne trake i elastičnim membranama za odvodnjavanje mulja presovanjem. Obavlja naizmjenične operacije punjenja komora suspenzijom, filtriranja, ispiranja i odvodnjavanja taloga, odvajanja susjednih komora i uklanjanja taloga.
Sol se može definirati kao spoj koji nastaje reakcijom između kiseline i baze, ali nije voda. Ovaj dio će razmotriti ona svojstva soli koja su povezana s ionskim ravnotežama.
reakcije soli u vodi
Malo kasnije će se pokazati da je rastvorljivost relativan pojam. Međutim, za potrebe rasprave koja slijedi, možemo grubo podijeliti sve soli na one koje su rastvorljive i one koje su nerastvorljive u vodi.
Neke soli formiraju neutralne otopine kada su otopljene u vodi. Druge soli formiraju kisele ili alkalne otopine. To je zbog pojave reverzibilne reakcije između iona soli i vode, zbog čega nastaju konjugirane kiseline ili baze. Hoće li se otopina soli pokazati neutralnom, kiselom ili alkalnom ovisi o vrsti soli. U tom smislu, postoje četiri vrste soli.
Soli formirane od jakih kiselina i slabih baza. Soli ove vrste, kada se rastvore u vodi, formiraju kiseli rastvor. Uzmimo za primjer amonijum hlorid NH4Cl. Kada se ova so rastvori u vodi, amonijum jon deluje kao
Višak iona H3O+ koji nastaje u ovom procesu uzrokuje kisela svojstva otopine.
Soli koje formiraju slaba kiselina i jaka baza. Soli ove vrste, kada se rastvore u vodi, formiraju alkalni rastvor. Kao primjer, uzmimo natrijum acetat CH3COONa1. Acetatni ion djeluje kao baza, prihvatajući proton iz vode, koji u ovom slučaju djeluje kao kiselina:
Višak količine OH- jona formiranih u ovom procesu određuje alkalna svojstva otopine.
Soli formirane od jakih kiselina i jakih baza. Kada se soli ove vrste rastvore u vodi, nastaje neutralna otopina. Uzmimo za primjer natrijum hlorid NaCl. Kada se otopi u vodi, ova sol se potpuno ionizira, pa se stoga ispostavlja da je koncentracija Na+ iona jednaka koncentraciji Cl- iona. Budući da ni jedan ni drugi ion ne stupaju u kiselo-bazne reakcije s vodom, u otopini se ne stvara višak H3O+ ili OH jona. Stoga se ispostavlja da je rješenje neutralno.
Soli formirane od slabih kiselina i slabih baza. Primjer soli ove vrste je amonijev acetat. Kada se rastvori u vodi, amonijum jon reaguje sa vodom kao kiselina, a acetatni jon reaguje sa vodom kao bazom. Obje ove reakcije su gore opisane. Vodena otopina soli koju formiraju slaba kiselina i slaba baza može biti slabo kisela, slabo alkalna ili neutralna, ovisno o relativnim koncentracijama H3O+ i OH- iona nastalih kao rezultat reakcija kationa soli i anjona sa vodom. To ovisi o odnosu između vrijednosti konstanti disocijacije kationa i aniona.
