Warum lösen sich Salze in Wasser auf? Löslichkeit von Salzen in Wasser bei Raumtemperatur Vollständige Tabelle der Löslichkeit von Säuren.

Die Löslichkeitstabelle chemischer Elemente ist eine Tabelle mit den Wasserlöslichkeiten der bekanntesten anorganischen Säuren, Basen und Salze.

Definition 1

Die Löslichkeitstabelle in der Chemie zeigt die Löslichkeit bei 20 °C, die Löslichkeit nimmt mit steigender Temperatur zu.

Ein Stoff ist in Wasser löslich, wenn seine Löslichkeit mehr als 1 g pro 100 g Wasser beträgt, und unlöslich, wenn er weniger als 0,1 g/100 g beträgt. Wenn Sie beispielsweise Lithium in der Löslichkeitstabelle in der Chemie finden, können Sie sicher sein, dass fast alle seiner Salze bilden Lösungen.

In Abb. 1 und Abb. In Abb. 2 zeigt ein Foto der vollständigen Löslichkeitstabelle in der Chemie mit den Namen der Säurereste.

Abbildung 1. Tabelle zur Fotolöslichkeit in der Chemie 2018–2019

Abbildung 2. Chemietabelle mit Säuren und Säureresten

Um den Namen eines Salzes zu bilden, müssen Sie das Periodensystem und die Löslichkeit verwenden. Der Name des Säurerestes wird dem Namen des Metalls aus dem Periodensystem hinzugefügt, zum Beispiel:

$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - Zinkphosphat; $\mathrm(FeSO_4)$ - Eisen(II)sulfat.

In Klammern mit dem Textnamen müssen Sie die Wertigkeit des Metalls angeben, falls mehrere davon vorhanden sind. Im Fall von Eisen gibt es auch ein Salz $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ – Eisen(III)sulfat.

Was kann man anhand der Löslichkeitstabelle in der Chemie lernen?

Die Löslichkeitstabelle für Stoffe in der Chemie mit Niederschlägen wird verwendet, um die Möglichkeit des Auftretens einer Reaktion zu bestimmen, da die Bildung eines Niederschlags oder Gases für den Ablauf der irreversiblen Reaktion erforderlich ist.

Die Löslichkeitstabelle für Salze, Säuren und Basen ist die Grundlage, ohne die eine vollständige Beherrschung chemischer Kenntnisse nicht möglich ist. Die Löslichkeit von Basen und Salzen hilft beim Lernen nicht nur für Schulkinder, sondern auch für Berufstätige. Die Entstehung vieler Lebensprodukte kommt ohne dieses Wissen nicht aus.

Tabelle der Löslichkeit von Säuren, Salzen und Basen in Wasser

Die Löslichkeitstabelle von Salzen und Basen in Wasser ist ein Leitfaden, der beim Erlernen der Grundlagen der Chemie hilft. Die folgenden Hinweise helfen Ihnen, die folgende Tabelle zu verstehen.

• P – weist auf eine lösliche Substanz hin;
• H – unlösliche Substanz;
• M – die Substanz ist in einer wässrigen Umgebung schwer löslich;
• RK – eine Substanz, die sich nur auflösen kann, wenn sie starken organischen Säuren ausgesetzt wird;
• Ein Bindestrich zeigt an, dass ein solches Lebewesen in der Natur nicht existiert;
• NK – löst sich weder in Säuren noch in Wasser;
• ? – Ein Fragezeichen weist darauf hin, dass derzeit keine genauen Informationen über die Auflösung des Stoffes vorliegen.

Häufig wird die Tabelle von Chemikern und Schülern sowie Studenten zur Durchführung von Laboruntersuchungen verwendet, bei denen die Bedingungen für das Auftreten bestimmter Reaktionen ermittelt werden müssen. Anhand der Tabelle lässt sich ermitteln, wie sich ein Stoff in salziger oder saurer Umgebung verhält und ob ein Niederschlag entstehen kann. Ein Niederschlag während Forschung und Experimenten weist auf die Irreversibilität der Reaktion hin. Dies ist ein wichtiger Punkt, der den Ablauf aller Laborarbeiten beeinflussen kann.

Wasser ist eine der wichtigsten chemischen Verbindungen auf unserem Planeten. Eine seiner interessantesten Eigenschaften ist die Fähigkeit, wässrige Lösungen zu bilden. Und in vielen Bereichen der Wissenschaft und Technik spielt die Löslichkeit von Salz in Wasser eine wichtige Rolle.

Unter Löslichkeit versteht man die Fähigkeit verschiedener Stoffe, mit Flüssigkeiten – Lösungsmitteln – homogene (homogene) Gemische zu bilden. Es ist das Volumen des Materials, das zum Auflösen und Bilden einer gesättigten Lösung verwendet wird, das seine Löslichkeit bestimmt, vergleichbar mit dem Massenanteil dieses Stoffes oder seiner Menge in einer konzentrierten Lösung.

Entsprechend ihrer Löslichkeit werden Salze wie folgt eingeteilt:

• Zu den löslichen Stoffen zählen Stoffe, von denen mehr als 10 g in 100 g Wasser gelöst werden können;
• Zu den schwerlöslichen zählen solche, deren Menge im Lösungsmittel 1 g nicht überschreitet;
• Die Konzentration an Unlöslichem in 100 g Wasser beträgt weniger als 0,01.

Wenn die Polarität der zur Auflösung verwendeten Substanz der Polarität des Lösungsmittels ähnelt, ist sie löslich. Bei unterschiedlichen Polaritäten ist eine Verdünnung der Substanz höchstwahrscheinlich nicht möglich.

Wie kommt es zur Auflösung?

Wenn wir darüber sprechen, ob sich Salz in Wasser auflöst, dann ist dies für die meisten Salze eine faire Aussage. Es gibt eine spezielle Tabelle, anhand derer Sie den Löslichkeitswert genau bestimmen können. Da Wasser ein universelles Lösungsmittel ist, lässt es sich gut mit anderen Flüssigkeiten, Gasen, Säuren und Salzen mischen.

Eines der offensichtlichsten Beispiele für die Auflösung eines Feststoffs in Wasser lässt sich fast täglich in der Küche beobachten, wenn Gerichte mit Speisesalz zubereitet werden. Warum löst sich Salz in Wasser auf?

Viele Menschen erinnern sich aus ihrem Chemiekurs in der Schule daran, dass die Moleküle von Wasser und Salz polar sind. Das bedeutet, dass ihre elektrischen Pole entgegengesetzt sind, was zu einer hohen Dielektrizitätskonstante führt. Wassermoleküle umgeben Ionen einer anderen Substanz, in unserem Fall beispielsweise NaCl. Dadurch entsteht eine Flüssigkeit mit homogener Konsistenz.

Einfluss der Temperatur

Es gibt einige Faktoren, die die Löslichkeit von Salzen beeinflussen. Dies ist zunächst einmal die Temperatur des Lösungsmittels. Je höher er ist, desto größer ist der Diffusionskoeffizient der Partikel in der Flüssigkeit und der Stoffübergang erfolgt schneller.

Obwohl beispielsweise die Löslichkeit von Speisesalz (NaCl) in Wasser praktisch nicht von der Temperatur abhängt, beträgt sein Löslichkeitskoeffizient bei 20° C 35,8 und bei 78° C 38,0. Kupfersulfat (CaSO4) löst sich jedoch mit steigender Temperatur im Wasser auf weniger gut.

Weitere Faktoren, die die Löslichkeit beeinflussen, sind:

1. Größe der gelösten Partikel – bei einem größeren Bereich der Phasentrennung erfolgt die Auflösung schneller.
2. Ein Mischprozess, der bei intensiver Durchführung einen effizienteren Stoffaustausch fördert.
3. Das Vorhandensein von Verunreinigungen: Einige beschleunigen den Auflösungsprozess, während andere die Geschwindigkeit des Prozesses verlangsamen, indem sie die Diffusion erschweren.

Video über den Mechanismus der Salzauflösung

Kationen	Anionen
F-	Cl-	Br-	ICH -	S 2-	NR. 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

Legende:

P – die Substanz ist in Wasser gut löslich; M – schwer löslich; H – praktisch unlöslich in Wasser, aber leicht löslich in schwachen oder verdünnten Säuren; RK – wasserunlöslich und nur in starken anorganischen Säuren löslich; NK – unlöslich in Wasser oder Säuren; G – hydrolysiert beim Auflösen vollständig und existiert nicht in Kontakt mit Wasser. Ein Bindestrich bedeutet, dass ein solcher Stoff überhaupt nicht existiert.

In wässrigen Lösungen dissoziieren Salze ganz oder teilweise in Ionen. Salze schwacher Säuren und/oder schwacher Basen unterliegen einer Hydrolyse. Wässrige Salzlösungen enthalten hydratisierte Ionen, Ionenpaare und komplexere chemische Formen, einschließlich Hydrolyseprodukten usw. Einige Salze sind auch in Alkoholen, Aceton, Säureamiden und anderen organischen Lösungsmitteln löslich.

Aus wässrigen Lösungen können Salze in Form von Kristallhydraten kristallisieren, aus nichtwässrigen Lösungen – in Form von Kristallsolvaten, beispielsweise CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Daten zu verschiedenen Prozessen in Wasser-Salz-Systemen, zur Löslichkeit von Salzen in ihrer gemeinsamen Anwesenheit in Abhängigkeit von Temperatur, Druck und Konzentration, zur Zusammensetzung fester und flüssiger Phasen können durch das Studium der Löslichkeitsdiagramme von Wasser-Salz-Systemen gewonnen werden.

Allgemeine Methoden zur Synthese von Salzen.

1. Gewinnung mittlerer Salze:

1) Metall mit Nichtmetall: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) Metall mit Säure: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) Metall mit einer Salzlösung eines weniger aktiven Metalls Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) basisches Oxid mit saurem Oxid: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) basisches Oxid mit Säure CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) Basen mit Säureoxid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) Basen mit Säure: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) Salze mit Säure: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) Basenlösung mit Salzlösung: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) Lösungen zweier Salze 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Gewinnung von Säuresalzen:

1. Wechselwirkung einer Säure mit einem Mangel an Base. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Wechselwirkung der Base mit überschüssigem Säureoxid

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

3. Wechselwirkung des durchschnittlichen Salzes mit der Säure Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3.Gewinnung basischer Salze:

1. Hydrolyse von Salzen, die aus einer schwachen Base und einer starken Säure entstehen

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Zugabe (tropfenweise) kleiner Mengen Alkalien zu Lösungen mittlerer Metallsalze AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Wechselwirkung von Salzen schwacher Säuren mit mittleren Salzen

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

4. Gewinnung komplexer Salze:

1. Reaktionen von Salzen mit Liganden: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Gewinnung von Doppelsalzen:

1. Gemeinsame Kristallisation zweier Salze:

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

4. Redoxreaktionen, die durch die Eigenschaften des Kations oder Anions verursacht werden. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Chemische Eigenschaften von Säuresalzen:

1. Thermische Zersetzung unter Bildung von mittlerem Salz

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

2. Wechselwirkung mit Alkali. Mittleres Salz erhalten.

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

3. Chemische Eigenschaften basischer Salze:

1. Thermische Zersetzung. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Wechselwirkung mit Säure: Bildung von mittlerem Salz.

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

4. Chemische Eigenschaften komplexer Salze:

1. Zerstörung von Komplexen durch Bildung schwerlöslicher Verbindungen:

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

2. Austausch von Liganden zwischen der äußeren und inneren Sphäre.

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

5. Chemische Eigenschaften von Doppelsalzen:

1. Wechselwirkung mit alkalischen Lösungen: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Die Rohstoffe für die industrielle Herstellung einer Reihe von Salzen – Chloride, Sulfate, Carbonate, Borate Na, K, Ca, Mg – sind Meer- und Meerwasser, bei der Verdunstung entstandene natürliche Solen und feste Salzvorkommen. Für die Gruppe der Mineralien, die sedimentäre Salzlagerstätten bilden (Sulfate und Chloride von Na, K und Mg), wird die herkömmliche Bezeichnung „Natursalze“ verwendet. Die größten Kaliumsalzvorkommen befinden sich in Russland (Solikamsk), Kanada und Deutschland, mächtige Phosphaterzvorkommen in Nordafrika, Russland und Kasachstan, NaNO3 in Chile.

Salze werden in der Lebensmittel-, Chemie-, Metallurgie-, Glas-, Leder-, Textilindustrie, Landwirtschaft, Medizin usw. verwendet.

Hauptarten von Salzen

1. Borate (Oxoborate), Salze von Borsäuren: metaborisches HBO 2, orthoborisches H3 BO 3 und Polyboronsäuren, die nicht im freien Zustand isoliert werden. Basierend auf der Anzahl der Boratome im Molekül werden sie in Mono-, Di-, Tetra-, Hexaborate usw. unterteilt. Borate werden auch nach den Säuren, die sie bilden, und nach der Anzahl der Mol B 2 O 3 pro 1 bezeichnet Mol des Hauptoxids. So können verschiedene Metaborate als Monoborate bezeichnet werden, wenn sie das B(OH)4-Anion oder ein Kettenanion (BO2) enthalten. n n - Diborate – wenn sie ein Kettendoppelanion enthalten (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- Triborate – wenn sie ein Ringanion (B 3 O 6) 3- enthalten.

Die Strukturen von Boraten umfassen Bor-Sauerstoff-Gruppen – „Blöcke“ mit 1 bis 6 und manchmal 9 Boratomen, zum Beispiel:

Die Koordinationszahl der Boratome beträgt 3 (Bor-Sauerstoff-Dreiecksgruppen) bzw. 4 (Tetraedergruppen). Bor-Sauerstoff-Gruppen sind nicht nur die Grundlage für Inselstrukturen, sondern auch für komplexere Strukturen – ketten-, schicht- und gerüstpolymerisierte Strukturen. Letztere entstehen durch die Wasserabspaltung in hydratisierten Boratmolekülen und die Bildung von Brückenbindungen durch Sauerstoffatome; Der Prozess geht manchmal mit der Spaltung der B-O-Bindung innerhalb der Polyanionen einher. Polyanionen können Seitengruppen anhängen – Bor-Sauerstoff-Tetraeder oder -Dreiecke, ihre Dimere oder Fremdanionen.

Ammonium, Alkali sowie andere Metalle in der Oxidationsstufe +1 bilden am häufigsten hydratisierte und wasserfreie Metaborate wie MBO 2, Tetraborate M 2 B 4 O 7, Pentaborate MB 5 O 8 sowie Decaborate M 4 B 10 O 17 N H 2 O. Erdalkalimetalle und andere Metalle in der Oxidationsstufe + 2 ergeben normalerweise hydratisierte Metaborate, Triborate M 2 B 6 O 11 und Hexaborate MB 6 O 10. sowie wasserfreie Meta-, Ortho- und Tetraborate. Metalle in der Oxidationsstufe +3 zeichnen sich durch hydratisierte und wasserfreie MBO 3 -Orthoborate aus.

Borate sind farblose amorphe Substanzen oder Kristalle (hauptsächlich mit einer niedrigsymmetrischen Struktur – monoklin oder orthorhombisch). Für wasserfreie Borate liegen die Schmelztemperaturen zwischen 500 und 2000 °C; Die höchsten Schmelzpunkte haben Alkalimetaborate sowie Ortho- und Metaborate von Erdalkalimetallen. Die meisten Borate bilden beim Abkühlen ihrer Schmelzen leicht Gläser. Die Härte hydratisierter Borate auf der Mohs-Skala beträgt 2–5, wasserfrei – bis zu 9.

Hydratisierte Monoborate verlieren Kristallwasser bis zu ~180 °C, Polyborate – bei 300–500 °C; Wasserabspaltung durch OH-Gruppen , Die Koordination um Boratome erfolgt bis zu ~750°C. Bei vollständiger Dehydratisierung entstehen amorphe Substanzen, die bei 500-800°C in den meisten Fällen einer „Borat-Umlagerung“ unterliegen – einer Kristallisation, begleitet (bei Polyboraten) von teilweiser Zersetzung unter Freisetzung von B 2 O 3.

Borate von Alkalimetallen, Ammonium und T1(I) sind wasserlöslich (insbesondere Meta- und Pentaborate) und hydrolysieren in wässrigen Lösungen (Lösungen reagieren alkalisch). Die meisten Borate werden leicht durch Säuren zersetzt, in einigen Fällen durch die Einwirkung von CO 2 ; und SO 2 ;. Borate von Erdalkali- und Schwermetallen interagieren mit Lösungen von Alkalien, Carbonaten und Hydrogencarbonaten von Alkalimetallen. Wasserfreie Borate sind chemisch stabiler als hydratisierte Borate. Mit einigen Alkoholen, insbesondere Glycerin, bilden Borate wasserlösliche Komplexe. Unter Einwirkung starker Oxidationsmittel, insbesondere H 2 O 2, oder bei der elektrochemischen Oxidation werden Borate in Peroxoborate umgewandelt .

Es sind etwa 100 natürliche Borate bekannt, bei denen es sich hauptsächlich um Salze von Na, Mg, Ca, Fe handelt.

Hydratisierte Borate werden erhalten: durch Neutralisation von H 3 VO 3 mit Metalloxiden, Hydroxiden oder Carbonaten; Austauschreaktionen von Alkalimetallboraten, meist Na, mit Salzen anderer Metalle; Reaktion der gegenseitigen Umwandlung schwerlöslicher Borate mit wässrigen Lösungen von Alkalimetallboraten; hydrothermale Prozesse unter Verwendung von Alkalimetallhalogeniden als mineralisierende Zusätze. Wasserfreie Borate werden durch Fusion oder Sintern von B 2 O 3 mit Metalloxiden oder Carbonaten oder Dehydratisierung von Hydraten gewonnen; Einkristalle werden in Lösungen von Boraten in geschmolzenen Oxiden, beispielsweise Bi 2 O 3, gezüchtet.

Borate werden verwendet: um andere Borverbindungen zu erhalten; als Chargenbestandteile bei der Herstellung von Glas, Glasuren, Emails, Keramik; für feuerfeste Beschichtungen und Imprägnierungen; als Bestandteile von Flussmitteln zum Veredeln, Schweißen und Löten von Metall“; als Pigmente und Füllstoffe für Farben und Lacke; als Färbebeizmittel, Korrosionsinhibitoren, Bestandteile von Elektrolyten, Leuchtstoffen usw. Am häufigsten werden Borax und Calciumborate verwendet.

2.Halogenide, chemische Verbindungen von Halogenen mit anderen Elementen. Zu den Halogeniden zählen üblicherweise Verbindungen, in denen die Halogenatome eine größere Elektronegativität aufweisen als das andere Element. Halogenide werden nicht von He, Ne und Ar gebildet. Zu einfachen oder binären EC-Halogeniden N (N- am häufigsten eine ganze Zahl von 1 für Monohalogenide bis 7 für IF 7 und ReF 7, kann aber auch gebrochen sein, zum Beispiel 7/6 für Bi 6 Cl 7) umfassen insbesondere Salze von Halogenwasserstoffsäuren und Interhalogenverbindungen (zum Beispiel , Halofluoride). Es gibt auch gemischte Halogenide, Polyhalogenide, Hydrohalogenide, Oxohalogenide, Oxyhalogenide, Hydroxohalogenide, Thiohalogenide und komplexe Halogenide. Die Oxidationszahl von Halogenen in Halogeniden beträgt normalerweise -1.

Basierend auf der Art der Element-Halogen-Bindung werden einfache Halogenide in ionische und kovalente unterteilt. In Wirklichkeit sind die Zusammenhänge gemischter Natur, wobei der Beitrag der einen oder anderen Komponente überwiegt. Halogenide von Alkali- und Erdalkalimetallen sowie viele Mono- und Dihalogenide anderer Metalle sind typische Salze, bei denen der ionische Charakter der Bindung vorherrscht. Die meisten von ihnen sind relativ feuerfest, schwerflüchtig und gut wasserlöslich; in wässrigen Lösungen dissoziieren fast vollständig in Ionen. Auch Trihalogenide seltener Erdelemente haben die Eigenschaften von Salzen. Die Löslichkeit ionischer Halogenide in Wasser nimmt im Allgemeinen von Iodiden zu Fluoriden ab. Chloride, Bromide und Iodide Ag + , Cu + , Hg + und Pb 2+ sind in Wasser schlecht löslich.

Eine Erhöhung der Anzahl der Halogenatome in Metallhalogeniden oder des Verhältnisses der Ladung eines Metalls zum Radius seines Ions führt zu einer Erhöhung der kovalenten Komponente der Bindung, einer Verringerung der Wasserlöslichkeit und der thermischen Stabilität von Halogeniden , eine Erhöhung der Flüchtigkeit, eine Erhöhung der Oxidation, Fähigkeit und Neigung zur Hydrolyse. Diese Abhängigkeiten werden für Metallhalogenide desselben Zeitraums und in einer Reihe von Halogeniden desselben Metalls beobachtet. Sie lassen sich am Beispiel der thermischen Eigenschaften leicht beobachten. Beispielsweise liegen für Metallhalogenide der 4. Periode die Schmelz- und Siedepunkte bei 771 bzw. 1430 °C für KC1, 772 bzw. 1960 °C für CaCl2, 967 bzw. 975 °C für ScCl3 und -24,1 bzw. 136 °C für TiCl4 . Für UF 3 beträgt der Schmelzpunkt ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. In den Verbindungsreihen EH N mit Konstante N Die Bindungskovalenz nimmt normalerweise zu, wenn von Fluoriden zu Chloriden übergegangen wird, und nimmt ab, wenn von letzteren zu Bromiden und Iodiden übergegangen wird. Für AlF 3 beträgt die Sublimationstemperatur also 1280 °C, für AlC1 3 180 °C, für AlBr 3 254,8 °C und für AlI 3 407 °C. In der Reihe ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 beträgt die Sublimationstemperatur 906, 334, 355 bzw. 418 °C. In den Reihen der MF N und MC1 N Wenn M ein Metall einer Untergruppe ist, nimmt die Kovalenz der Bindung mit zunehmender Atommasse des Metalls ab. Es gibt nur wenige Metallfluoride und -chloride mit annähernd gleichen Beiträgen der ionischen und kovalenten Bindungskomponenten.

Die durchschnittliche Element-Halogen-Bindungsenergie nimmt beim Übergang von Fluoriden zu Iodiden ab und nimmt zu N(siehe Tabelle).

Viele Metallhalogenide enthalten isolierte oder verbrückende O-Atome (Oxo- bzw. Oxyhalogenide), zum Beispiel Vanadiumoxotrifluorid VOF 3, Niobdioxyfluorid NbO 2 F, Wolframdioxoiodid WO 2 I 2.

Komplexe Halogenide (Halometallate) enthalten komplexe Anionen, in denen die Halogenatome Liganden sind, zum Beispiel Kaliumhexachloroplatinat(IV) K2, Natriumheptafluortantalat(V), Na, Lithiumhexafluorarsenat(V). Fluor-, Oxofluor- und Chlormetallate weisen die größte thermische Stabilität auf. Aufgrund der Art der Bindungen ähneln ionische Verbindungen mit den Kationen NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + usw. komplexen Halogeniden.

Viele Halogenide zeichnen sich durch Assoziation und Polymerisation in der Flüssig- und Gasphase unter Bildung von Brückenbindungen aus. Am anfälligsten dafür sind Metallhalogenide der Gruppen I und II, AlCl 3, Pentafluoride von Sb und Übergangsmetallen, Oxofluoride der Zusammensetzung MOF 4. Bekannt sind Halogenide mit Metall-Metall-Bindung, z.B. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoride unterscheiden sich in ihren Eigenschaften deutlich von anderen Halogeniden. Bei einfachen Halogeniden sind diese Unterschiede jedoch weniger ausgeprägt als bei den Halogenen selbst, und bei komplexen Halogeniden sind sie weniger ausgeprägt als bei einfachen Halogeniden.

Viele kovalente Halogenide (insbesondere Fluoride) sind starke Lewis-Säuren, z. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoride sind Bestandteil von Supersäuren. Höhere Halogenide werden durch Metalle und Wasserstoff reduziert, zum Beispiel:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Metallhalogenide der Gruppen V-VIII, außer Cr und Mn, werden durch H 2 zu Metallen reduziert, zum Beispiel:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Viele kovalente und ionische Metallhalogenide reagieren miteinander und bilden komplexe Halogenide, zum Beispiel:

KS1 + TaCl 5 = K

Leichtere Halogene können schwerere Halogenide verdrängen. Sauerstoff kann Halogenide oxidieren und dabei C1 2, Br 2 und I 2 freisetzen. Eine der charakteristischen Reaktionen kovalenter Halogenide ist die Wechselwirkung mit Wasser (Hydrolyse) oder dessen Dampf beim Erhitzen (Pyrohydrolyse), die zur Bildung von Oxiden, Oxy- oder Oxohalogeniden, Hydroxiden und Halogenwasserstoffen führt.

Halogenide werden direkt aus Elementen, durch Reaktion von Halogenwasserstoffen oder Halogenwasserstoffsäuren mit Elementen, Oxiden, Hydroxiden oder Salzen sowie durch Austauschreaktionen gewonnen.

Halogenide werden in der Technik häufig als Ausgangsstoffe für die Herstellung von Halogenen, Alkali- und Erdalkalimetallen, als Bestandteile von Gläsern und anderen anorganischen Materialien verwendet; Sie sind Zwischenprodukte bei der Produktion seltener und einiger Nichteisenmetalle, U, Si, Ge usw.

In der Natur bilden Halogenide eigene Mineralklassen, zu denen Fluoride (zum Beispiel die Mineralien Fluorit, Kryolith) und Chloride (Sylvit, Carnallit) gehören. Brom und Jod liegen in einigen Mineralien als isomorphe Verunreinigungen vor. Erhebliche Mengen an Halogeniden sind in Meer- und Ozeanwasser, Salz und unterirdischen Solen enthalten. Einige Halogenide, zum Beispiel NaCl, KC1, CaCl 2, sind Teil lebender Organismen.

3. Carbonate (von lateinisch carbo, Geschlecht Carbonis Kohle), Salze der Kohlensäure. Es gibt mittlere Carbonate mit dem CO 3 2-Anion und saure bzw. Hydrogencarbonate (alte Bicarbonate) mit dem HCO 3 - Anion. Carbonate sind kristalline Stoffe. Die meisten mittleren Metallsalze in der Oxidationsstufe +2 kristallisieren zu Sechsecken. Calcit vom Gittertyp oder Aragonit vom rhombischen Typ.

Von den mittleren Carbonaten sind nur Salze der Alkalimetalle, Ammonium und Tl(I) wasserlöslich. Aufgrund der starken Hydrolyse reagieren ihre Lösungen alkalisch. Metallcarbonate sind in der Oxidationsstufe +2 am schwierigsten zu lösen. Im Gegensatz dazu sind alle Bicarbonate gut wasserlöslich. Bei Austauschreaktionen in wässrigen Lösungen zwischen Metallsalzen und Na 2 CO 3 entstehen Niederschläge mittlerer Carbonate, deren Löslichkeit deutlich geringer ist als die der entsprechenden Hydroxide. Dies ist der Fall für Ca, Sr und ihre Analoga, die Lanthaniden, Ag(I), Mn(II), Pb(II) und Cd(II). Die verbleibenden Kationen können bei Wechselwirkung mit gelösten Carbonaten durch Hydrolyse keine Zwischenprodukte, sondern basische Carbonate oder sogar Hydroxide ergeben. Mittlere Krabonate, die mehrfach geladene Kationen enthalten, können manchmal aus wässrigen Lösungen in Gegenwart eines großen Überschusses an CO 2 ausgefällt werden.

Die chemischen Eigenschaften von Carbonaten beruhen auf ihrer Zugehörigkeit zur Klasse der anorganischen Salze schwacher Säuren. Die charakteristischen Merkmale von Carbonaten hängen mit ihrer schlechten Löslichkeit sowie der thermischen Instabilität sowohl der Carbonate selbst als auch von H 2 CO 3 zusammen. Diese Eigenschaften werden bei der Analyse von Krabonaten genutzt, entweder auf der Grundlage ihrer Zersetzung mit starken Säuren und der quantitativen Absorption des entstehenden CO 2 durch eine Alkalilösung oder auf der Ausfällung des CO 3 2-Ions aus der Lösung in Form von BaCO 3. Wenn überschüssiges CO 2 auf einen mittleren Carbonatniederschlag einwirkt, entsteht in Lösung Hydrogencarbonat, zum Beispiel: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Das Vorhandensein von Hydrogencarbonaten im natürlichen Wasser verursacht dessen vorübergehende Härte. Hydrokarbonate verwandeln sich bei leichter Erwärmung auch bei niedrigen Temperaturen wieder in mittlere Karbonate, die sich beim Erhitzen in Oxid und CO 2 zersetzen. Je aktiver das Metall ist, desto höher ist die Zersetzungstemperatur seines Carbonats. So schmilzt Na 2 CO 3 ohne Zersetzung bei 857 °C, und für die Carbonate Ca, Mg und A1 erreichen die Gleichgewichtszersetzungsdrücke 0,1 MPa bei Temperaturen von 820, 350 bzw. 100 °C.

Carbonate sind in der Natur sehr verbreitet, was auf die Beteiligung von CO 2 und H 2 O an den Prozessen der Mineralbildung zurückzuführen ist. Karbonate spielen eine große Rolle im globalen Gleichgewicht zwischen gasförmigem CO 2 in der Atmosphäre und gelöstem CO 2 ;

und HCO 3 - und CO 3 2- Ionen in der Hydrosphäre und feste Salze in der Lithosphäre. Die wichtigsten Mineralien sind Calcit CaCO 3, Magnesit MgCO 3, Siderit FeCO 3, Smithsonit ZnCO 3 und einige andere. Kalkstein besteht hauptsächlich aus Calcit oder Calcit-Skelettresten von Organismen, selten aus Aragonit. Natürliche hydratisierte Carbonate von Alkalimetallen und Mg (zum Beispiel MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), Doppelcarbonate [zum Beispiel Dolomit CaMg(CO 3) 2, Trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 bekannt sind auch O] und basisch [Malachit CuCO 3 Cu(OH) 2, Hydrocerussit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Die wichtigsten sind Kaliumcarbonat, Calciumcarbonat und Natriumcarbonat. Viele natürliche Carbonate sind sehr wertvolle Metallerze (z. B. Carbonate Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonate spielen eine wichtige physiologische Rolle, da sie Puffersubstanzen sind, die die Konstanz des Blut-pH-Wertes regulieren.

4. Nitrate, Salze der Salpetersäure HNO 3. Bekannt für fast alle Metalle; existieren beide in Form wasserfreier Salze M(NO 3) N (N- Oxidationsstufe des Metalls M) und in Form von kristallinen Hydraten M(NO 3) N X H 2 O ( X= 1-9). Von wässrigen Lösungen bei Temperaturen nahe der Raumtemperatur kristallisieren nur Alkalimetallnitrate wasserfrei, der Rest – in Form kristalliner Hydrate. Die physikalisch-chemischen Eigenschaften von wasserfreiem und hydratisiertem Nitrat desselben Metalls können sich stark unterscheiden.

Wasserfreie kristalline Verbindungen von D-Element-Nitraten sind gefärbt. Konventionell lassen sich Nitrate in Verbindungen mit überwiegend kovalentem Bindungstyp (Salze von Be, Cr, Zn, Fe und anderen Übergangsmetallen) und mit überwiegend ionischem Bindungstyp (Salze von Alkali- und Erdalkalimetallen) einteilen. Ionische Nitrate zeichnen sich durch eine höhere thermische Stabilität, das Vorherrschen von Kristallstrukturen höherer Symmetrie (kubisch) und das Fehlen einer Aufspaltung der Nitrationenbanden in den IR-Spektren aus. Kovalente Nitrate haben eine höhere Löslichkeit in organischen Lösungsmitteln, eine geringere thermische Stabilität und ihre IR-Spektren sind komplexer; Einige kovalente Nitrate sind bei Raumtemperatur flüchtig und zersetzen sich beim Auflösen in Wasser teilweise unter Freisetzung von Stickoxiden.

Alle wasserfreien Nitrate weisen aufgrund der Anwesenheit des NO 3 --Ions starke oxidierende Eigenschaften auf, während ihre Oxidationsfähigkeit beim Übergang von ionischen zu kovalenten Nitraten zunimmt. Letztere zersetzen sich im Bereich von 100–300 °C, ionische – bei 400–600 °C (NaNO 3, KNO 3 und einige andere schmelzen beim Erhitzen). Zersetzungsprodukte in fester und flüssiger Phase. sind nacheinander Nitrite, Oxynitrate und Oxide, manchmal freie Metalle (wenn das Oxid instabil ist, zum Beispiel Ag 2 O) und in der Gasphase - NO, NO 2, O 2 und N 2. Die Zusammensetzung der Zersetzungsprodukte hängt von der Art des Metalls und seinem Oxidationsgrad, der Heizrate, der Temperatur, der Zusammensetzung des gasförmigen Mediums und anderen Bedingungen ab. NH 4 NO 3 detoniert und kann bei schneller Erhitzung explosionsartig zerfallen, wobei N 2, O 2 und H 2 O entstehen; Bei langsamer Erwärmung zerfällt es in N 2 O und H 2 O.

Das freie NO 3 --Ion in der Gasphase hat die geometrische Struktur eines gleichseitigen Dreiecks mit dem N-Atom im Zentrum, ONO-Winkeln ~ 120° und N-O-Bindungslängen von 0,121 nm. In kristallinen und gasförmigen Nitraten behält das NO 3 --Ion hauptsächlich seine Form und Größe, die den Raum und die Struktur von Nitraten bestimmt. Das NO 3 --Ion kann als ein-, zwei-, dreizähniger oder verbrückender Ligand wirken, daher zeichnen sich Nitrate durch eine große Vielfalt an Kristallstrukturen aus.

Übergangsmetalle in hohen Oxidationsstufen aufgrund sterischer. Wasserfreie Nitrate können keine Schwierigkeiten bilden und werden durch Oxonitrate, zum Beispiel UO 2 (NO 3) 2, NbO(NO 3) 3, charakterisiert. Nitrate bilden mit dem NO 3 --Ion in der inneren Sphäre eine Vielzahl von Doppel- und Komplexsalzen. Übergangsmetallkationen bilden in wässrigen Medien durch Hydrolyse Hydroxonitrate (basische Nitrate) unterschiedlicher Zusammensetzung, die auch im festen Zustand isoliert werden können.

Hydratisierte Nitrate unterscheiden sich von wasserfreien Nitraten dadurch, dass in ihren Kristallstrukturen das Metallion in den meisten Fällen mit Wassermolekülen und nicht mit dem NO 3 -Ion assoziiert ist. Daher sind sie in Wasser besser löslich als wasserfreie Nitrate, in organischen Lösungsmitteln jedoch weniger löslich; sie sind schwächere Oxidationsmittel und schmelzen in Kristallwasser im Bereich von 25–100 °C inkongruent. Beim Erhitzen von hydratisierten Nitraten entstehen in der Regel keine wasserfreien Nitrate, sondern es kommt zu einer Thermolyse unter Bildung von Hydroxonitraten und dann Oxonitraten und Metalloxiden.

In vielen ihrer chemischen Eigenschaften ähneln Nitrate anderen anorganischen Salzen. Die charakteristischen Eigenschaften von Nitraten liegen in ihrer sehr hohen Wasserlöslichkeit, ihrer geringen thermischen Stabilität und der Fähigkeit, organische und anorganische Verbindungen zu oxidieren. Bei der Reduktion von Nitraten entsteht je nach Art des Reduktionsmittels, Temperatur und Reaktion der Umgebung ein Gemisch aus stickstoffhaltigen Produkten NO 2, NO, N 2 O, N 2 oder NH 3, wobei eines davon überwiegt und andere Faktoren.

Industrielle Methoden zur Herstellung von Nitraten basieren auf der Absorption von NH 3 durch Lösungen von HNO 3 (für NH 4 NO 3) oder auf der Absorption von nitrosen Gasen (NO + NO 2) durch Lösungen von Alkalien oder Carbonaten (für Alkalimetallnitrate). Ca, Mg, Ba) sowie verschiedene Austauschreaktionen von Metallsalzen mit HNO 3 oder Alkalimetallnitraten. Im Labor werden zur Gewinnung wasserfreier Nitrate Reaktionen von Übergangsmetallen oder deren Verbindungen mit flüssigem N 2 O 4 und dessen Mischungen mit organischen Lösungsmitteln oder Reaktionen mit N 2 O 5 eingesetzt.

Nitrate Na, K (Natrium- und Kaliumnitrat) kommen in Form natürlicher Vorkommen vor.

Nitrate werden in vielen Branchen eingesetzt. Ammoniumnitrit (Ammoniumnitrat) ist der wichtigste stickstoffhaltige Dünger; Als Düngemittel werden auch Alkalimetallnitrate und Ca eingesetzt. Nitrate sind Bestandteile von Raketentreibstoffen, pyrotechnischen Zusammensetzungen und Ätzlösungen zum Färben von Stoffen. Sie werden zum Härten von Metallen, zur Lebensmittelkonservierung, als Arzneimittel und zur Herstellung von Metalloxiden verwendet.

Nitrate sind giftig. Sie verursachen Lungenödem, Husten, Erbrechen, akutes Herz-Kreislauf-Versagen usw. Die tödliche Dosis von Nitraten für den Menschen beträgt 8-15 g, die zulässige tägliche Aufnahme beträgt 5 mg/kg. Für die Summe der Nitrate Na, K, Ca, NH3 MPC: im Wasser 45 mg/l", im Boden 130 mg/kg (Gefahrenklasse 3); in Gemüse und Obst (mg/kg) - Kartoffeln 250, später Weißkohl 500, späte Karotten 250, Rüben 1400, Zwiebeln 80, Zucchini 400, Melonen 90, Wassermelonen, Weintrauben, Äpfel, Birnen 60. Bei Nichtbeachtung agrotechnischer Empfehlungen, übermäßiger Düngemittelanwendung steigt der Nitratgehalt in landwirtschaftlichen Produkten stark an, Oberflächenabfluss aus Felder (40-5500 mg/l), Grundwasser.

5. Nitrite, Salze der salpetrigen Säure HNO 2. Hauptsächlich werden Nitrite der Alkalimetalle und Ammonium verwendet, seltener Erdalkalimetalle und Nitrite. D-Metalle, Pb und Ag. Über Nitrite anderer Metalle liegen nur bruchstückhafte Informationen vor.

Metallnitrite in der Oxidationsstufe +2 bilden Kristallhydrate mit einem, zwei oder vier Wassermolekülen. Nitrite bilden Zwei- und Dreifachsalze, z.B. CsNO 2 AgNO 2 oder Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, sowie komplexe Verbindungen, zum Beispiel Na 3.

Kristallstrukturen sind nur für wenige wasserfreie Nitrite bekannt. Das NO 2 -Anion hat eine nichtlineare Konfiguration; ONO-Winkel 115°, H-O-Bindungslänge 0,115 nm; Die Art der M-NO 2 -Bindung ist ionisch-kovalent.

Nitrite K, Na, Ba sind in Wasser gut löslich, Nitrite Ag, Hg, Cu sind schlecht löslich. Mit steigender Temperatur nimmt die Löslichkeit von Nitriten zu. Fast alle Nitrite sind in Alkoholen, Ethern und niedrigpolaren Lösungsmitteln schlecht löslich.

Nitrite sind thermisch instabil; Nur Nitrite von Alkalimetallen schmelzen ohne Zersetzung; Nitrite anderer Metalle zersetzen sich bei 25–300 °C. Der Mechanismus des Nitritabbaus ist komplex und umfasst eine Reihe parallel aufeinanderfolgender Reaktionen. Die wichtigsten gasförmigen Zersetzungsprodukte sind NO, NO 2, N 2 und O 2, feste Metalloxide oder elementares Metall. Die Freisetzung großer Gasmengen führt zur explosionsartigen Zersetzung einiger Nitrite, beispielsweise NH 4 NO 2, das in N 2 und H 2 O zerfällt.

Die charakteristischen Merkmale von Nitriten hängen mit ihrer thermischen Instabilität und der Fähigkeit des Nitritions zusammen, je nach Umgebung und Art der Reagenzien sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel zu sein. In einer neutralen Umgebung werden Nitrite normalerweise zu NO reduziert, in einer sauren Umgebung werden sie zu Nitraten oxidiert. Sauerstoff und CO 2 interagieren nicht mit festen Nitriten und ihren wässrigen Lösungen. Nitrite fördern die Zersetzung stickstoffhaltiger organischer Stoffe, insbesondere Amine, Amide etc. Mit organischen Halogeniden RXH. reagieren und bilden sowohl Nitrite RONO als auch Nitroverbindungen RNO 2 .

Die industrielle Herstellung von Nitriten basiert auf der Absorption von Lachgas (einem Gemisch aus NO + NO 2) mit Lösungen von Na 2 CO 3 oder NaOH mit anschließender Kristallisation von NaNO 2; Nitrite anderer Metalle werden in Industrie und Labor durch die Austauschreaktion von Metallsalzen mit NaNO 2 oder durch Reduktion von Nitraten dieser Metalle gewonnen.

Nitrite werden zur Synthese von Azofarbstoffen, bei der Herstellung von Caprolactam, als Oxidationsmittel und Reduktionsmittel in der Gummi-, Textil- und Metallindustrie sowie als Lebensmittelkonservierungsmittel verwendet. Nitrite wie NaNO 2 und KNO 2 sind giftig und verursachen Kopfschmerzen, Erbrechen, Atembeschwerden usw. Bei einer NaNO 2 -Vergiftung wird Methämoglobin im Blut gebildet und die Membranen der roten Blutkörperchen werden geschädigt. Es ist möglich, Nitrosamine aus NaNO 2 und Aminen direkt im Magen-Darm-Trakt zu bilden.

6. Sulfate, Salze der Schwefelsäure. Bekannt sind mittlere Sulfate mit dem Anion SO 4 2- oder Hydrosulfate mit dem Anion HSO 4 - basisch, die neben dem Anion SO 4 2- OH-Gruppen enthalten, beispielsweise Zn 2 (OH) 2 SO 4. Es gibt auch Doppelsulfate, die zwei verschiedene Kationen enthalten. Dazu gehören zwei große Gruppen von Sulfaten - Alaun , sowie Sheniten M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , wobei M ein einfach geladenes Kation ist, E Mg, Zn und andere doppelt geladene Kationen. Bekanntes Dreifachsulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (Polyhalitmineral), zweibasische Sulfate, beispielsweise Mineralien der Alunit- und Jarositgruppen M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 und M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, wobei M ein einfach geladenes Kation ist. Sulfate können Teil gemischter Salze sein, zum Beispiel 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (Mineral Berkeit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (Kainit) .

Sulfate sind kristalline Substanzen, die in den meisten Fällen mittel- und sauer sind und in Wasser gut löslich sind. Sulfate von Calcium, Strontium, Blei und einigen anderen sind schwer löslich; BaSO 4 und RaSO 4 sind praktisch unlöslich. Basische Sulfate sind meist schwer oder praktisch unlöslich oder werden durch Wasser hydrolysiert. Aus wässrigen Lösungen können Sulfate in Form kristalliner Hydrate kristallisieren. Kristallhydrate einiger Schwermetalle werden Vitriole genannt; Kupfersulfat CuSO 4 5H 2 O, Eisensulfat FeSO 4 7H 2 O.

Mittlere Alkalimetallsulfate sind thermisch stabil, während saure Sulfate sich beim Erhitzen zersetzen und in Pyrosulfate umgewandelt werden: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Mittlere Sulfate anderer Metalle sowie basische Sulfate zersetzen sich beim Erhitzen auf ausreichend hohe Temperaturen in der Regel unter Bildung von Metalloxiden und Freisetzung von SO 3.

Sulfate sind in der Natur weit verbreitet. Sie kommen in Form von Mineralien vor, beispielsweise Gips CaSO 4 H 2 O, Mirabilit Na 2 SO 4 · 10H 2 O, und sind auch Bestandteil von Meer- und Flusswasser.

Viele Sulfate können durch die Wechselwirkung von H 2 SO 4 mit Metallen, deren Oxiden und Hydroxiden sowie durch die Zersetzung flüchtiger Säuresalze mit Schwefelsäure gewonnen werden.

Anorganische Sulfate werden häufig verwendet. Ammoniumsulfat ist beispielsweise ein Stickstoffdünger, Natriumsulfat wird in der Glas-, Papierindustrie, Viskoseproduktion usw. verwendet. Natürliche Sulfatmineralien sind Rohstoffe für die industrielle Herstellung von Verbindungen verschiedener Metalle, Baustoffe usw.

7.Sulfite, Salze der schwefligen Säure H 2 SO 3 . Es gibt mittlere Sulfite mit dem Anion SO 3 2- und saure (Hydrosulfite) mit dem Anion HSO 3 - . Mittlere Sulfite sind kristalline Substanzen. Ammonium- und Alkalimetallsulfite sind in Wasser gut löslich; Löslichkeit (g in 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °C), K 2 SO 3 106,7 (20 °C). Hydrosulfite entstehen in wässrigen Lösungen. Sulfite der Erdalkalimetalle und einiger anderer Metalle sind in Wasser praktisch unlöslich; Löslichkeit von MgSO 3 1 g in 100 g (40°C). Bekannte Kristallhydrate (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 usw.

Wasserfreie Sulfite werden beim Erhitzen ohne Luftzugang in verschlossenen Gefäßen überproportional in Sulfide und Sulfate aufgeteilt; beim Erhitzen in einem N 2-Strom verlieren sie SO 2 und beim Erhitzen an der Luft werden sie leicht zu Sulfaten oxidiert. Mit SO 2 bilden mittlere Sulfite in wässriger Umgebung Hydrosulfite. Sulfite sind relativ starke Reduktionsmittel, sie werden in Lösungen mit Chlor, Brom, H 2 O 2 etc. zu Sulfaten oxidiert. Sie zersetzen sich mit starken Säuren (z. B. HC1) unter Freisetzung von SO 2.

Kristalline Hydrosulfite sind für K, Rb, Cs, NH 4 + bekannt, sie sind instabil. Die übrigen Hydrosulfite kommen nur in wässrigen Lösungen vor. Dichte von NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3 ; Löslichkeit in Wasser (g in 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).

Wenn kristalline Hydrosulfite Na oder K erhitzt werden oder wenn die wimmelnde Zellstofflösung mit SO 2 M 2 SO 3 gesättigt ist, entstehen Pyrosulfite (veraltet - Metabisulfite) M 2 S 2 O 5 – Salze der unbekannten freien Pyroschwefelsäure H 2 S 2 O 5; Kristalle, instabil; Dichte (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; oberhalb von ~ 160 °C zersetzen sie sich unter Freisetzung von SO 2; in Wasser auflösen (unter Zersetzung zu HSO 3 -), Löslichkeit (g in 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; bilden Hydrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O und ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; Reduktionsmittel.

Mittlere Alkalimetallsulfite werden durch Reaktion einer wässrigen Lösung von M 2 CO 3 (oder MOH) mit SO 2 und MSO 3 hergestellt, indem SO 2 durch eine wässrige Suspension von MCO 3 geleitet wird; Sie nutzen hauptsächlich SO 2 aus den Abgasen der Kontaktschwefelsäureproduktion. Sulfite werden beim Bleichen, Färben und Bedrucken von Stoffen, Fasern, Leder zur Getreidekonservierung, Grünfutter und industriellen Futtermittelabfällen (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 und Ca(HSO 3) 2 sind Desinfektionsmittel in der Wein- und Zuckerindustrie. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 – Bestandteile der Sulfitlauge beim Aufschluss; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2-Absorber; NaHSO 3 ist ein Absorber von H 2 S aus Industrieabgasen, einem Reduktionsmittel bei der Herstellung von Schwefelfarbstoffen. K 2 S 2 O 5 – ein Bestandteil saurer Fixiermittel in der Fotografie, ein Antioxidans, ein Antiseptikum.

Methoden zur Trennung von Gemischen

Filtration, Trennung heterogener Systeme aus Flüssigkeit – Feststoffpartikeln (Suspensionen) und Gas – Feststoffpartikeln mithilfe poröser Filtertrennwände (FP), die Flüssigkeit oder Gas durchlassen, Feststoffpartikel jedoch zurückhalten. Die treibende Kraft des Prozesses ist der Druckunterschied auf beiden Seiten des Phasenübergangs.

Bei der Trennung von Suspensionen bilden Feststoffpartikel üblicherweise eine Schicht aus feuchtem Sediment auf dem FP, das bei Bedarf mit Wasser oder einer anderen Flüssigkeit gewaschen und durch Durchblasen von Luft oder einem anderen Gas auch entwässert wird. Die Filtration erfolgt bei konstanter Druckdifferenz bzw. konstanter Prozessgeschwindigkeit w(die Filtratmenge in m 3, die pro Zeiteinheit durch 1 m 2 der FP-Oberfläche fließt). Bei konstanter Druckdifferenz wird die Suspension unter Vakuum oder Überdruck sowie durch eine Kolbenpumpe dem Filter zugeführt; Beim Einsatz einer Kreiselpumpe erhöht sich die Druckdifferenz und die Prozessgeschwindigkeit nimmt ab.

Abhängig von der Konzentration der Suspensionen werden verschiedene Arten der Filtration unterschieden. Bei einer Konzentration von mehr als 1 % kommt es zur Filtration unter Bildung eines Niederschlags, bei einer Konzentration von weniger als 0,1 % zu einer Verstopfung der Poren des FP (Klärung von Flüssigkeiten). Wenn sich auf dem FP keine ausreichend dichte Sedimentschicht bildet und Feststoffpartikel in das Filtrat gelangen, filtern Sie mit feindispersen Hilfsstoffen (Kieselgur, Perlit), die zuvor auf den FP aufgetragen oder der Suspension zugesetzt werden. Bei einer Anfangskonzentration von weniger als 10 % ist eine teilweise Trennung und Eindickung von Suspensionen möglich.

Es gibt kontinuierliche und periodische Filter. Bei letzteren sind die Hauptarbeitsschritte das Filtern, Waschen des Sediments, dessen Entwässerung und Entladen. In diesem Fall kommt die Optimierung nach den Kriterien größter Produktivität und niedrigster Kosten zur Anwendung. Wenn auf Waschen und Entwässern verzichtet wird und der hydraulische Widerstand der Trennwand vernachlässigt werden kann, wird die größte Produktivität erreicht, wenn die Filterzeit gleich der Dauer der Hilfsvorgänge ist.

Anwendbar sind flexible FPs aus Baumwolle, Wolle, synthetischen und Glasgeweben sowie Vlies-FPs aus natürlichen und synthetischen Fasern sowie unflexible FPs aus Keramik, Cermet und Schaumstoff. Die Bewegungsrichtungen des Filtrats und die Wirkung der Schwerkraft können entgegengesetzt sein, zusammenfallen oder senkrecht zueinander stehen.

Filterdesigns sind vielfältig. Einer der gebräuchlichsten ist ein rotierender Trommel-Vakuumfilter (cm. Abb.) mit kontinuierlicher Wirkung, bei der die Bewegungsrichtungen des Filtrats und die Wirkung der Schwerkraft entgegengesetzt sind. Der Verteilergeräteabschnitt verbindet die Zonen I und II mit einer Vakuumquelle und die Zonen III und IV mit einer Druckluftquelle. Das Filtrat und die Waschflüssigkeit aus den Zonen I und II gelangen in getrennte Auffangbehälter. Weit verbreitet ist auch eine automatisierte periodische Filterpresse mit horizontalen Kammern, Filtergewebe in Form eines Endlosbandes und elastischen Membranen zur Schlammentwässerung durch Pressen. Es führt abwechselnde Vorgänge durch: Füllen von Kammern mit Suspension, Filtern, Waschen und Entwässern von Sedimenten, Trennen benachbarter Kammern und Entfernen von Sedimenten.

Bestimmung der dynamischen Scherspannung, der effektiven und plastischen Viskosität bei Normaltemperatur

Bestimmung der dynamischen Scherspannung, der effektiven und plastischen Viskosität bei erhöhter Temperatur

Experiment 2. Herstellung und Untersuchung der Eigenschaften von Phosphorsäuresalzen.

Ein Salz kann als eine Verbindung definiert werden, die durch die Reaktion zwischen einer Säure und einer Base entsteht, aber kein Wasser ist. In diesem Abschnitt werden die Eigenschaften von Salzen betrachtet, die mit Ionengleichgewichten verbunden sind.

Reaktionen von Salzen im Wasser

Etwas später wird gezeigt, dass Löslichkeit ein relativer Begriff ist. Für die weitere Diskussion können wir jedoch alle Salze grob in wasserlösliche und wasserunlösliche Salze einteilen.

Einige Salze bilden beim Auflösen in Wasser neutrale Lösungen. Andere Salze bilden saure oder alkalische Lösungen. Dies ist auf das Auftreten einer reversiblen Reaktion zwischen Salzionen und Wasser zurückzuführen, bei der konjugierte Säuren oder Basen entstehen. Ob die Salzlösung neutral, sauer oder alkalisch ist, hängt von der Art des Salzes ab. In diesem Sinne gibt es vier Arten von Salzen.

Salze, die aus starken Säuren und schwachen Basen bestehen. Salze dieser Art bilden beim Auflösen in Wasser eine saure Lösung. Nehmen wir als Beispiel Ammoniumchlorid NH4Cl. Wenn dieses Salz in Wasser gelöst wird, wirkt das Ammoniumion als

Die überschüssige Menge an H3O+-Ionen, die bei diesem Prozess entsteht, verursacht die sauren Eigenschaften der Lösung.

Salze, die aus einer schwachen Säure und einer starken Base bestehen. Salze dieser Art bilden beim Auflösen in Wasser eine alkalische Lösung. Nehmen wir als Beispiel Natriumacetat CH3COONa1. Das Acetation fungiert als Base und nimmt ein Proton aus Wasser auf, das in diesem Fall als Säure fungiert:

Die überschüssige Menge an OH-Ionen, die bei diesem Prozess gebildet wird, bestimmt die alkalischen Eigenschaften der Lösung.

Salze, die aus starken Säuren und starken Basen bestehen. Beim Auflösen solcher Salze in Wasser entsteht eine neutrale Lösung. Nehmen wir als Beispiel Natriumchlorid NaCl. Wenn dieses Salz in Wasser gelöst wird, ist es vollständig ionisiert, und daher ist die Konzentration an Na+-Ionen gleich der Konzentration an Cl--Ionen. Da weder das eine noch das andere Ion mit Wasser Säure-Base-Reaktionen eingeht, bildet sich in der Lösung kein Überschuss an H3O+- oder OH-Ionen. Daher erweist sich die Lösung als neutral.

Salze, die durch schwache Säuren und schwache Basen gebildet werden. Ein Beispiel für diese Art von Salz ist Ammoniumacetat. Beim Auflösen in Wasser reagieren Ammoniumionen mit Wasser als Säure und Acetationen mit Wasser als Base. Beide Reaktionen sind oben beschrieben. Eine wässrige Lösung eines Salzes, das aus einer schwachen Säure und einer schwachen Base besteht, kann schwach sauer, schwach alkalisch oder neutral sein, abhängig von den relativen Konzentrationen der H3O+- und OH--Ionen, die als Ergebnis der Reaktionen der Kationen des Salzes entstehen Anionen mit Wasser. Dies hängt von der Beziehung zwischen den Werten der Dissoziationskonstanten von Kation und Anion ab.