Ο πίνακας διαλυτότητας των χημικών στοιχείων είναι ένας πίνακας με τις υδατοδιαλυτότητες των πιο διάσημων ανόργανων οξέων, βάσεων και αλάτων.
Ορισμός 1
Ο πίνακας διαλυτότητας στη χημεία δείχνει διαλυτότητα στους 20 °C, η διαλυτότητα αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας.
Μια ουσία είναι διαλυτή στο νερό εάν η διαλυτότητά της είναι μεγαλύτερη από 1 g ανά 100 g νερού και αδιάλυτη εάν είναι μικρότερη από 0,1 g/100 g. Για παράδειγμα, βρίσκοντας το λίθιο στον πίνακα διαλυτότητας στη χημεία, μπορείτε να είστε σίγουροι ότι σχεδόν όλα τα από τα άλατά του σχηματίζουν διαλύματα.
Στο Σχ. 1 και εικ. 2 δείχνει μια φωτογραφία του πλήρους πίνακα διαλυτότητας στη χημεία με τα ονόματα των υπολειμμάτων οξέος.
Εικόνα 1. Πίνακας διαλυτότητας φωτογραφιών στη χημεία 2018-2019
Εικόνα 2. Πίνακας χημείας με οξέα και υπολείμματα οξέος
Για να φτιάξετε το όνομα ενός άλατος, πρέπει να χρησιμοποιήσετε τον περιοδικό πίνακα και τη διαλυτότητα. Το όνομα του υπολείμματος οξέος προστίθεται στο όνομα του μετάλλου από τον περιοδικό πίνακα, για παράδειγμα:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - φωσφορικός ψευδάργυρος; $\mathrm(FeSO_4)$ - θειικός σίδηρος (II).
Σε αγκύλες με το όνομα κειμένου, πρέπει να αναφέρετε το σθένος του μετάλλου, εάν υπάρχουν πολλά από αυτά. Στην περίπτωση του σιδήρου, υπάρχει επίσης ένα άλας $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - θειικός σίδηρος (III).
Τι μπορείτε να μάθετε χρησιμοποιώντας τον πίνακα διαλυτότητας στη χημεία;
Ο πίνακας διαλυτότητας για ουσίες στη χημεία με ιζήματα χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό της πιθανότητας εμφάνισης οποιασδήποτε αντίδρασης, καθώς ο σχηματισμός ενός ιζήματος ή αερίου είναι απαραίτητος για να συμβεί η μη αναστρέψιμη αντίδραση.
Ο πίνακας διαλυτότητας για άλατα, οξέα και βάσεις είναι το θεμέλιο χωρίς το οποίο είναι αδύνατο να κατακτήσουμε πλήρως τη χημική γνώση. Η διαλυτότητα των βάσεων και των αλάτων βοηθά στη μάθηση όχι μόνο για μαθητές σχολείου, αλλά και για επαγγελματίες. Η δημιουργία πολλών προϊόντων ζωής δεν μπορεί να γίνει χωρίς αυτή τη γνώση.
Πίνακας διαλυτότητας οξέων, αλάτων και βάσεων στο νερό
Ο πίνακας διαλυτότητας αλάτων και βάσεων στο νερό είναι ένας οδηγός που βοηθά στην κατάκτηση των βασικών στοιχείων της χημείας. Οι παρακάτω σημειώσεις θα σας βοηθήσουν να κατανοήσετε τον παρακάτω πίνακα.
- P – υποδηλώνει διαλυτή ουσία.
- H – αδιάλυτη ουσία.
- M – η ουσία είναι ελαφρώς διαλυτή σε υδατικό περιβάλλον.
- RK - μια ουσία που μπορεί να διαλυθεί μόνο όταν εκτίθεται σε ισχυρά οργανικά οξέα.
- Μια παύλα θα υποδεικνύει ότι ένα τέτοιο πλάσμα δεν υπάρχει στη φύση.
- NK – δεν διαλύεται ούτε σε οξέα ούτε σε νερό.
- ? – ένα ερωτηματικό υποδηλώνει ότι σήμερα δεν υπάρχουν ακριβείς πληροφορίες για τη διάλυση της ουσίας.
Συχνά, ο πίνακας χρησιμοποιείται από χημικούς και μαθητές, φοιτητές για τη διεξαγωγή εργαστηριακής έρευνας, κατά την οποία είναι απαραίτητο να καθοριστούν οι συνθήκες για την εμφάνιση ορισμένων αντιδράσεων. Χρησιμοποιώντας τον πίνακα, είναι δυνατό να προσδιοριστεί πώς θα συμπεριφέρεται μια ουσία σε αλάτι ή όξινο περιβάλλον και εάν μπορεί να εμφανιστεί ίζημα. Ένα ίζημα κατά τη διάρκεια της έρευνας και των πειραμάτων υποδηλώνει το μη αναστρέψιμο της αντίδρασης. Αυτό είναι ένα σημαντικό σημείο που μπορεί να επηρεάσει την πορεία όλων των εργαστηριακών εργασιών.
Το νερό είναι μια από τις κύριες χημικές ενώσεις στον πλανήτη μας. Μία από τις πιο ενδιαφέρουσες ιδιότητές του είναι η ικανότητα να σχηματίζει υδατικά διαλύματα. Και σε πολλούς τομείς της επιστήμης και της τεχνολογίας, η διαλυτότητα του αλατιού στο νερό παίζει σημαντικό ρόλο.
Ως διαλυτότητα νοείται η ικανότητα διαφόρων ουσιών να σχηματίζουν ομοιογενή (ομογενή) μείγματα με υγρά - διαλύτες. Είναι ο όγκος του υλικού που χρησιμοποιείται για τη διάλυση και το σχηματισμό ενός κορεσμένου διαλύματος που καθορίζει τη διαλυτότητά του, συγκρίσιμο με το κλάσμα μάζας αυτής της ουσίας ή την ποσότητα του σε συμπυκνωμένο διάλυμα.
Σύμφωνα με την ικανότητά τους να διαλύονται, τα άλατα ταξινομούνται ως εξής:
- Στις διαλυτές ουσίες περιλαμβάνονται ουσίες που μπορούν να διαλυθούν σε 100 g νερού περισσότερο από 10 g.
- Ελαφρώς διαλυτά περιλαμβάνουν εκείνα των οποίων η ποσότητα στο διαλύτη δεν υπερβαίνει το 1 g.
- η συγκέντρωση των αδιάλυτων σε 100 g νερού είναι μικρότερη από 0,01.
Όταν η πολικότητα της ουσίας που χρησιμοποιείται για διάλυση είναι παρόμοια με την πολικότητα του διαλύτη, είναι διαλυτή. Με διαφορετικές πολικότητες, πιθανότατα δεν είναι δυνατό να αραιωθεί η ουσία.
Πώς γίνεται η διάλυση;
Αν μιλάμε για το αν το αλάτι διαλύεται στο νερό, τότε για τα περισσότερα άλατα αυτό είναι μια δίκαιη δήλωση. Υπάρχει ένας ειδικός πίνακας σύμφωνα με τον οποίο μπορείτε να προσδιορίσετε με ακρίβεια την τιμή διαλυτότητας. Δεδομένου ότι το νερό είναι ένας γενικός διαλύτης, αναμιγνύεται καλά με άλλα υγρά, αέρια, οξέα και άλατα.
Ένα από τα πιο προφανή παραδείγματα της διάλυσης ενός στερεού στο νερό μπορεί να παρατηρηθεί σχεδόν καθημερινά στην κουζίνα, ενώ προετοιμάζετε πιάτα χρησιμοποιώντας επιτραπέζιο αλάτι. Γιατί λοιπόν το αλάτι διαλύεται στο νερό;
Πολλοί άνθρωποι θυμούνται από το μάθημα της χημείας του σχολείου τους ότι τα μόρια του νερού και του αλατιού είναι πολικά. Αυτό σημαίνει ότι οι ηλεκτρικοί τους πόλοι είναι αντίθετοι, με αποτέλεσμα μια υψηλή διηλεκτρική σταθερά. Τα μόρια του νερού περιβάλλουν ιόντα μιας άλλης ουσίας, για παράδειγμα, στην περίπτωση που εξετάζουμε, το NaCl. Αυτό παράγει ένα υγρό που είναι ομοιογενές στη συνοχή.
Επίδραση θερμοκρασίας
Υπάρχουν ορισμένοι παράγοντες που επηρεάζουν τη διαλυτότητα των αλάτων. Πρώτα απ 'όλα, αυτή είναι η θερμοκρασία του διαλύτη. Όσο υψηλότερος είναι, τόσο μεγαλύτερος είναι ο συντελεστής διάχυσης των σωματιδίων στο υγρό και η μεταφορά μάζας γίνεται πιο γρήγορα.
Αν και, για παράδειγμα, η διαλυτότητα του επιτραπέζιου αλατιού (NaCl) στο νερό πρακτικά δεν εξαρτάται από τη θερμοκρασία, αφού ο συντελεστής διαλυτότητάς του είναι 35,8 στους 20° C και 38,0 στους 78° C. Αλλά ο θειικός χαλκός (CaSO4) με την αύξηση της θερμοκρασίας το νερό διαλύεται λιγότερο καλά.
Άλλοι παράγοντες που επηρεάζουν τη διαλυτότητα περιλαμβάνουν:
- Μέγεθος διαλυμένων σωματιδίων – με μεγαλύτερη περιοχή διαχωρισμού φάσεων, η διάλυση γίνεται πιο γρήγορα.
- Μια διαδικασία ανάμειξης που, όταν εκτελείται εντατικά, προωθεί την πιο αποτελεσματική μεταφορά μάζας.
- Η παρουσία ακαθαρσιών: ορισμένες επιταχύνουν τη διαδικασία διάλυσης, ενώ άλλες, περιπλέκοντας τη διάχυση, μειώνουν την ταχύτητα της διαδικασίας.
Βίντεο σχετικά με τον μηχανισμό της διάλυσης του αλατιού
| Κατιόντα | Ανιόντα | |||||||||
| ΦΑ- | Cl- | Br- | ΕΓΩ - | S 2- | ΟΧΙ 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Κ+ | 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 | Μ | R | Ν | RK | R | RK |
| Ca2+ | ΝΚ | R | R | R | Μ | R | Ν | RK | Μ | RK |
| Sr 2+ | ΝΚ | R | R | R | R | R | Ν | RK | RK | RK |
| Βα 2+ | RK | R | R | R | R | R | Ν | RK | ΝΚ | RK |
| Sn 2+ | R | R | R | Μ | RK | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Pb 2+ | Ν | Μ | Μ | Μ | RK | R | Ν | Ν | Ν | Ν |
| Al 3+ | Μ | R | R | R | σολ | R | σολ | ΝΚ | R | RK |
| Cr 3+ | R | R | R | R | σολ | R | σολ | Ν | R | RK |
| Mn 2+ | R | R | R | R | Ν | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Fe 2+ | Μ | R | R | R | Ν | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Fe 3+ | R | R | R | - | - | R | σολ | Ν | R | RK |
| Co2+ | Μ | R | R | R | Ν | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Ni 2+ | Μ | R | R | R | RK | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Cu 2+ | Μ | R | R | - | Ν | R | σολ | Ν | R | Ν |
| Zn 2+ | Μ | R | R | R | RK | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Cd 2+ | R | R | R | R | RK | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Hg 2+ | R | R | Μ | ΝΚ | ΝΚ | R | Ν | Ν | R | Ν |
| Hg 2 2+ | R | ΝΚ | ΝΚ | ΝΚ | RK | R | Ν | Ν | Μ | Ν |
| Αγ+ | R | ΝΚ | ΝΚ | ΝΚ | ΝΚ | R | Ν | Ν | Μ | Ν |
Θρύλος:
P - η ουσία είναι πολύ διαλυτή στο νερό. M - ελαφρώς διαλυτό. H - πρακτικά αδιάλυτο στο νερό, αλλά εύκολα διαλυτό σε ασθενή ή αραιά οξέα. RK - αδιάλυτο στο νερό και διαλυτό μόνο σε ισχυρά ανόργανα οξέα. NK - αδιάλυτο είτε σε νερό είτε σε οξέα. G - υδρολύεται πλήρως όταν διαλύεται και δεν υπάρχει σε επαφή με το νερό. Μια παύλα σημαίνει ότι μια τέτοια ουσία δεν υπάρχει καθόλου.
Σε υδατικά διαλύματα, τα άλατα διασπώνται πλήρως ή μερικώς σε ιόντα. Τα άλατα των ασθενών οξέων και/ή των ασθενών βάσεων υφίστανται υδρόλυση. Τα υδατικά διαλύματα αλάτων περιέχουν ενυδατωμένα ιόντα, ζεύγη ιόντων και πιο πολύπλοκες χημικές μορφές, συμπεριλαμβανομένων προϊόντων υδρόλυσης κ.λπ. Ορισμένα άλατα είναι επίσης διαλυτά σε αλκοόλες, ακετόνη, αμίδια οξέος και άλλους οργανικούς διαλύτες.
Από υδατικά διαλύματα, τα άλατα μπορούν να κρυσταλλωθούν με τη μορφή ένυδρων κρυστάλλων, από μη υδατικά διαλύματα - με τη μορφή κρυσταλλικών διαλυτωμάτων, για παράδειγμα CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Στοιχεία για διάφορες διεργασίες που συμβαίνουν σε συστήματα νερού-αλατιού, για τη διαλυτότητα των αλάτων στην κοινή τους παρουσία ανάλογα με τη θερμοκρασία, την πίεση και τη συγκέντρωση, για τη σύνθεση στερεών και υγρών φάσεων μπορούν να ληφθούν μελετώντας τα διαγράμματα διαλυτότητας συστημάτων νερού-αλατιού.
Γενικές μέθοδοι σύνθεσης αλάτων.
1. Λήψη μεσαίων αλάτων:
1) μέταλλο με αμέταλλο: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) μέταλλο με οξύ: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) μέταλλο με διάλυμα άλατος λιγότερο ενεργού μετάλλου Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) βασικό οξείδιο με όξινο οξείδιο: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) βασικό οξείδιο με οξύ CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) βάσεις με οξείδιο οξέος Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) βάσεις με οξύ: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) άλατα με οξύ: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) διάλυμα βάσης με διάλυμα άλατος: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) διαλύματα δύο αλάτων 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2.Λήψη αλάτων οξέος:
1. Αλληλεπίδραση ενός οξέος με έλλειψη βάσης. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Αλληλεπίδραση της βάσης με περίσσεια οξειδίου οξέος
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Αλληλεπίδραση του μέσου άλατος με το οξύ Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3.Λήψη βασικών αλάτων:
1. Υδρόλυση αλάτων που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Προσθήκη (σταγόνα σταγόνα) μικρών ποσοτήτων αλκαλίων σε διαλύματα αλάτων μεσαίου μετάλλου AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Αλληλεπίδραση αλάτων ασθενών οξέων με μέτρια άλατα
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl
4. Λήψη σύνθετων αλάτων:
1. Αντιδράσεις αλάτων με συνδέτες: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Λήψη διπλών αλάτων:
1. Κοινή κρυστάλλωση δύο αλάτων:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής που προκαλούνται από τις ιδιότητες του κατιόντος ή του ανιόντος. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Χημικές ιδιότητες των αλάτων οξέος:
1. Θερμική αποσύνθεση με σχηματισμό μεσαίου αλατιού
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Αλληλεπίδραση με αλκάλια. Λαμβάνοντας μέτριο αλάτι.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Χημικές ιδιότητες βασικών αλάτων:
1. Θερμική αποσύνθεση. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Αλληλεπίδραση με οξύ: σχηματισμός μέσου άλατος.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Χημικές ιδιότητες σύνθετων αλάτων:
1. Καταστροφή συμπλοκών λόγω σχηματισμού κακώς διαλυτών ενώσεων:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Ανταλλαγή προσδεμάτων μεταξύ της εξωτερικής και της εσωτερικής σφαίρας.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5.Χημικές ιδιότητες διπλών αλάτων:
1. Αλληλεπίδραση με αλκαλικά διαλύματα: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Αναγωγή: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, αραι. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Οι πρώτες ύλες για τη βιομηχανική παραγωγή ενός αριθμού αλάτων - χλωριούχα, θειικά, ανθρακικά, βορικά Na, K, Ca, Mg είναι το θαλασσινό και ωκεάνιο νερό, οι φυσικές άλμη που σχηματίζονται κατά την εξάτμισή του και οι στερεές αποθέσεις αλάτων. Για την ομάδα ορυκτών που σχηματίζουν ιζηματογενή κοιτάσματα αλάτων (θειικά άλατα και χλωρίδια Na, K και Mg), χρησιμοποιείται η συμβατική ονομασία «φυσικά άλατα». Τα μεγαλύτερα κοιτάσματα αλάτων καλίου βρίσκονται στη Ρωσία (Solikamsk), τον Καναδά και τη Γερμανία, ισχυρά κοιτάσματα φωσφορικών μεταλλευμάτων βρίσκονται στη Βόρεια Αφρική, τη Ρωσία και το Καζακστάν, το NaNO3 βρίσκεται στη Χιλή.
Τα άλατα χρησιμοποιούνται στις βιομηχανίες τροφίμων, χημικών, μεταλλουργικών, γυαλιού, δέρματος, κλωστοϋφαντουργίας, γεωργίας, ιατρικής κ.λπ.
Κύριοι τύποι αλάτων
1. Βορικά (οξοβορικά), άλατα βορικών οξέων: μεταβορικό HBO 2, ορθοβορικό H3 BO 3 και πολυβορονικά οξέα μη απομονωμένα σε ελεύθερη κατάσταση. Με βάση τον αριθμό των ατόμων βορίου στο μόριο, χωρίζονται σε μονο-, δι, τετρα-, εξαβορικά κ.λπ. Βορικά ονομάζονται επίσης από τα οξέα που τα σχηματίζουν και από τον αριθμό των γραμμομορίων Β 2 Ο 3 ανά 1 mole του κύριου οξειδίου. Έτσι, διάφορα μεταβορικά μπορούν να ονομαστούν μονοβορικά εάν περιέχουν το ανιόν B(OH)4 ή ένα ανιόν αλυσίδας (BO2). n n -διβορικά - εάν περιέχουν ένα διπλό ανιόν αλυσίδας (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n-τριβορικά - εάν περιέχουν ανιόν δακτυλίου (B 3 O 6) 3-.
Οι δομές των βορικών περιλαμβάνουν ομάδες βορίου-οξυγόνου - "μπλοκ" που περιέχουν από 1 έως 6 και μερικές φορές 9 άτομα βορίου, για παράδειγμα:
Ο αριθμός συντονισμού των ατόμων βορίου είναι 3 (τριγωνικές ομάδες βορίου-οξυγόνου) ή 4 (τετραεδρικές ομάδες). Οι ομάδες βορίου-οξυγόνου αποτελούν τη βάση όχι μόνο νησιωτικών, αλλά και πιο πολύπλοκων δομών - πολυμερισμένων με αλυσίδα, στρωμάτων και πλαισίου. Τα τελευταία σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της απομάκρυνσης του νερού στα ένυδρα βορικά μόρια και του σχηματισμού δεσμών γεφύρωσης μέσω ατόμων οξυγόνου. η διαδικασία μερικές φορές συνοδεύεται από τη διάσπαση του δεσμού Β-Ο μέσα στα πολυανιόντα. Τα πολυανιόντα μπορούν να προσκολλήσουν πλευρικές ομάδες - τετράεδρα βορίου-οξυγόνου ή τρίγωνα, τα διμερή τους ή εξωτερικά ανιόντα.
Το αμμώνιο, το αλκάλιο, καθώς και άλλα μέταλλα σε κατάσταση οξείδωσης +1 σχηματίζουν συνήθως ένυδρα και άνυδρα μεταβορικά όπως MBO 2, τετραβορικά M 2 B 4 O 7, πενταβορικά MB 5 O 8, καθώς και αποκαβορικά M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Οι αλκαλικές γαίες και άλλα μέταλλα σε κατάσταση οξείδωσης + 2 συνήθως δίνουν ένυδρα μεταβορικά, τριβορικά M 2 B 6 O 11 και εξαβορικά MB 6 O 10. καθώς και άνυδρα μετα-, ορθο- και τετραβορικά. Τα μέταλλα σε κατάσταση οξείδωσης + 3 χαρακτηρίζονται από ένυδρο και άνυδρο ορθοβορικό MBO 3.
Τα βορικά είναι άχρωμες άμορφες ουσίες ή κρύσταλλοι (κυρίως με χαμηλή συμμετρική δομή - μονοκλινικές ή ορθορομβικές). Για τα άνυδρα βορικά, οι θερμοκρασίες τήξης κυμαίνονται από 500 έως 2000 °C. Τα υψηλότερα σημεία τήξης είναι τα μεταβορικά αλκαλίων και τα ορθο- και μεταβορικά μετάλλων αλκαλικών γαιών. Τα περισσότερα βορικά σχηματίζουν εύκολα γυαλιά όταν τα τήματά τους ψύχονται. Η σκληρότητα των ένυδρων βορικών αλάτων στην κλίμακα Mohs είναι 2-5, άνυδρη - έως 9.
Τα ενυδατωμένα μονοβορικά χάνουν νερό κρυστάλλωσης έως ~180°C, τα πολυβορικά - στους 300-500°C. αποβολή νερού λόγω ομάδων ΟΗ , που συντονίζεται γύρω από τα άτομα βορίου εμφανίζεται μέχρι τους ~750°C. Με την πλήρη αφυδάτωση σχηματίζονται άμορφες ουσίες, οι οποίες στους 500-800°C στις περισσότερες περιπτώσεις υφίστανται «βορική αναδιάταξη» - κρυστάλλωση, συνοδευόμενη (για πολυβορικά) από μερική αποσύνθεση με απελευθέρωση B 2 O 3.
Τα βορικά αλκαλικά μέταλλα, το αμμώνιο και το Τ1(Ι) είναι διαλυτά στο νερό (ειδικά τα μετα- και πενταβορικά) και υδρολύονται σε υδατικά διαλύματα (τα διαλύματα έχουν αλκαλική αντίδραση). Τα περισσότερα βορικά άλατα αποσυντίθενται εύκολα από οξέα, σε ορισμένες περιπτώσεις από τη δράση του CO 2 . και SO 2 ;. Βορικά άλατα αλκαλικών γαιών και βαρέων μετάλλων αλληλεπιδρούν με διαλύματα αλκαλίων, ανθρακικών και υδρογονανθρακικών αλκαλικών μετάλλων. Τα άνυδρα βορικά είναι χημικά πιο σταθερά από τα ένυδρα βορικά. Με ορισμένες αλκοόλες, ιδιαίτερα τη γλυκερίνη, τα βορικά σχηματίζουν υδατοδιαλυτά σύμπλοκα. Υπό τη δράση ισχυρών οξειδωτικών παραγόντων, ιδιαίτερα του H 2 O 2, ή κατά την ηλεκτροχημική οξείδωση, τα βορικά μετατρέπονται σε υπεροξοβορικά .
Είναι γνωστά περίπου 100 φυσικά βορικά, τα οποία είναι κυρίως άλατα Na, Mg, Ca, Fe.
Τα ένυδρα βορικά άλατα λαμβάνονται: με εξουδετέρωση του H 3 VO 3 με οξείδια μετάλλων, υδροξείδια ή ανθρακικά άλατα. αντιδράσεις ανταλλαγής βορικών αλκαλιμετάλλων, πιο συχνά Na, με άλατα άλλων μετάλλων. αντίδραση αμοιβαίου μετασχηματισμού κακώς διαλυτών βορικών με υδατικά διαλύματα βορικών αλκαλιμετάλλων. υδροθερμικές διεργασίες που χρησιμοποιούν αλογονίδια αλκαλίων ως πρόσθετα ανοργανοποίησης. Τα άνυδρα βορικά άλατα λαμβάνονται με σύντηξη ή σύντηξη του B 2 O 3 με οξείδια μετάλλων ή ανθρακικά άλατα ή με αφυδάτωση των ένυδρων αλάτων. Οι απλοί κρύσταλλοι αναπτύσσονται σε διαλύματα βορικών αλάτων σε τετηγμένα οξείδια, για παράδειγμα Bi 2 O 3.
Χρησιμοποιούνται βορικά: για τη λήψη άλλων ενώσεων βορίου. ως συστατικά φορτίου στην παραγωγή γυαλιού, υαλοπινάκων, σμάλτων, κεραμικών. για πυράντοχες επιστρώσεις και εμποτισμούς. ως συστατικά ροών για τον καθαρισμό, τη συγκόλληση και τη συγκόλληση μετάλλων». ως χρωστικές και πληρωτικά για χρώματα και βερνίκια. ως βαφή, αναστολείς διάβρωσης, συστατικά ηλεκτρολυτών, φώσφοροι κ.λπ. Ο βόρακας και τα βορικά ασβέστιο χρησιμοποιούνται ευρέως.
2.Αλογονίδια, χημικές ενώσεις αλογόνων με άλλα στοιχεία. Τα αλογονίδια συνήθως περιλαμβάνουν ενώσεις στις οποίες τα άτομα αλογόνου έχουν μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα από το άλλο στοιχείο. Οι αλογονίδες δεν σχηματίζονται από τους He, Ne και Ar. Σε απλά ή δυαδικά αλογονίδια EC n (n- τις περισσότερες φορές ένας ακέραιος αριθμός από 1 για μονοαλογονίδια έως 7 για IF 7 και ReF 7, αλλά μπορεί επίσης να είναι κλασματικός, για παράδειγμα 7/6 για Bi 6 Cl 7) περιλαμβάνει, ειδικότερα, άλατα υδραλογονικών οξέων και ενώσεις διαλογόνων (για παράδειγμα αλογονοφθοριούχα). Υπάρχουν επίσης μικτά αλογονίδια, πολυαλογονίδια, υδραλογονίδια, οξοαλογονίδια, οξυαλογονίδια, υδροξοαλογονίδια, θειοαλογονίδια και σύμπλοκα αλογονίδια. Ο αριθμός οξείδωσης των αλογόνων στα αλογονίδια είναι συνήθως -1.
Με βάση τη φύση του δεσμού στοιχείου-αλογόνου, τα απλά αλογονίδια χωρίζονται σε ιοντικά και ομοιοπολικά. Στην πραγματικότητα, οι συνδέσεις είναι μικτής φύσης με κυριαρχία της συμβολής του ενός ή του άλλου συστατικού. Τα αλογονίδια των μετάλλων των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών, καθώς και πολλά μονο- και διαλογονίδια άλλων μετάλλων, είναι τυπικά άλατα στα οποία κυριαρχεί η ιοντική φύση του δεσμού. Τα περισσότερα από αυτά είναι σχετικά πυρίμαχα, χαμηλά πτητικά και πολύ διαλυτά στο νερό. σε υδατικά διαλύματα διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Τα τριαλογονίδια των στοιχείων σπάνιων γαιών έχουν επίσης τις ιδιότητες των αλάτων. Η διαλυτότητα των ιοντικών αλογονιδίων στο νερό γενικά μειώνεται από ιωδιούχα σε φθορίδια. Τα χλωρίδια, τα βρωμίδια και τα ιωδίδια Ag + , Cu + , Hg + και Pb 2+ είναι ελάχιστα διαλυτά στο νερό.
Η αύξηση του αριθμού των ατόμων αλογόνου στα αλογονίδια μετάλλων ή η αναλογία του φορτίου ενός μετάλλου προς την ακτίνα του ιόντος του οδηγεί σε αύξηση του ομοιοπολικού συστατικού του δεσμού, μείωση της διαλυτότητας στο νερό και τη θερμική σταθερότητα των αλογονιδίων , αύξηση της πτητικότητας, αύξηση της οξείδωσης, ικανότητα και τάση για υδρόλυση. Αυτές οι εξαρτήσεις παρατηρούνται για αλογονίδια μετάλλων της ίδιας περιόδου και σε μια σειρά από αλογονίδια του ίδιου μετάλλου. Μπορούν εύκολα να παρατηρηθούν χρησιμοποιώντας το παράδειγμα των θερμικών ιδιοτήτων. Για παράδειγμα, για τα αλογονίδια μετάλλων της 4ης περιόδου, τα σημεία τήξης και βρασμού είναι αντίστοιχα 771 και 1430°C για KC1, 772 και 1960°C για CaCl2, 967 και 975°C για ScCl3, -24,1 και 136°C για TiC . Για το UF 3 το σημείο τήξης είναι ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. Στις σειρές συνδέσεων EH nμε σταθερή nΗ ομοιοπολικότητα του δεσμού συνήθως αυξάνεται όταν μεταβαίνει από φθόριο σε χλωριούχα και μειώνεται όταν πηγαίνει από το τελευταίο σε βρωμίδια και ιωδίδια. Έτσι, για το AlF 3 η θερμοκρασία εξάχνωσης είναι 1280°C, το AlC1 3 180°C, το σημείο βρασμού AlBr 3 254,8°C, το AlI 3 407°C. Στη σειρά ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 η θερμοκρασία εξάχνωσης είναι 906, 334, 355 και 418°C, αντίστοιχα. Στις τάξεις του ΜΦ nκαι MC1 nόπου το Μ είναι μέταλλο μιας υποομάδας, η ομοιοπολικότητα του δεσμού μειώνεται με την αύξηση της ατομικής μάζας του μετάλλου. Υπάρχουν λίγα φθοριούχα και χλωρίδια μετάλλων με περίπου ίσες συνεισφορές από τα συστατικά του ιοντικού και του ομοιοπολικού δεσμού.
Η μέση ενέργεια δεσμού στοιχείου-αλογόνου μειώνεται όταν μετακινείται από φθοριούχα σε ιωδίδια και με αύξηση n(βλέπε πίνακα).
Πολλά αλογονίδια μετάλλων που περιέχουν απομονωμένα ή γεφυροποιημένα άτομα Ο (οξο- και οξυαλογονίδια, αντίστοιχα), για παράδειγμα, οξοτριφθοριούχο βανάδιο VOF 3, διοξυφθοριούχο νιόβιο NbO 2 F, διοξο-ιωδίδιο βολφραμίου WO 2 I 2.
Τα σύμπλοκα αλογονίδια (αλογονομεταλλικά) περιέχουν σύμπλοκα ανιόντα στα οποία τα άτομα αλογόνου είναι συνδέτες, για παράδειγμα, εξαχλωρολευκοχρυσικό κάλιο (IV) Κ2, επταφθοροτανταλικό νάτριο (V), Na, εξαφθοροαρσενικό λίθιο (V). Τα φθορο-, οξοφθορο- και χλωρομεταλλικά άλατα έχουν τη μεγαλύτερη θερμική σταθερότητα. Από τη φύση των δεσμών, οι ιοντικές ενώσεις με κατιόντα NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + κ.λπ. είναι παρόμοιες με τα σύμπλοκα αλογονίδια.
Πολλά αλογονίδια χαρακτηρίζονται από σύνδεση και πολυμερισμό στις υγρές και αέριες φάσεις με το σχηματισμό δεσμών γεφύρωσης. Τα πιο επιρρεπή σε αυτό είναι τα αλογονίδια μετάλλων των ομάδων I και II, το AlCl 3, τα πενταφθορίδια του Sb και τα μέταλλα μετάπτωσης, τα οξοφθορίδια της σύνθεσης MOF 4. Είναι γνωστά αλογονίδια με δεσμό μετάλλου με μέταλλο, π.χ. Cl-Hg-Hg-Cl.
Τα φθορίδια διαφέρουν σημαντικά στις ιδιότητες από άλλα αλογονίδια. Ωστόσο, στα απλά αλογονίδια αυτές οι διαφορές είναι λιγότερο έντονες από ό,τι στα ίδια τα αλογόνα, και στα σύνθετα αλογονίδια είναι λιγότερο έντονες από ό,τι στα απλά αλογονίδια.
Πολλά ομοιοπολικά αλογονίδια (ιδιαίτερα φθοριούχα) είναι ισχυρά οξέα Lewis, π.χ. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Τα φθορίδια είναι μέρος των υπεροξέων. Τα υψηλότερα αλογονίδια ανάγεται από μέταλλα και υδρογόνο, για παράδειγμα:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF
Τα αλογονίδια μετάλλων των ομάδων V-VIII, εκτός από το Cr και το Mn, ανάγεται κατά Η 2 σε μέταλλα, για παράδειγμα:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Πολλά ομοιοπολικά και ιοντικά αλογονίδια μετάλλων αντιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν σύνθετα αλογονίδια, για παράδειγμα:
KS1 + TaCl 5 = K
Τα ελαφρύτερα αλογόνα μπορούν να εκτοπίσουν βαρύτερα αλογονίδια. Το οξυγόνο μπορεί να οξειδώσει τα αλογονίδια, απελευθερώνοντας C1 2, Br 2 και I 2. Μία από τις χαρακτηριστικές αντιδράσεις των ομοιοπολικών αλογονιδίων είναι η αλληλεπίδραση με το νερό (υδρόλυση) ή τον ατμό του όταν θερμαίνεται (πυροϋδρόλυση), που οδηγεί στο σχηματισμό οξειδίων, οξυ- ή οξοαλογονιδίων, υδροξειδίων και υδραλογονιδίων.
Τα αλογονίδια λαμβάνονται απευθείας από στοιχεία, με την αντίδραση υδραλογονιδίων ή υδραλογονικών οξέων με στοιχεία, οξείδια, υδροξείδια ή άλατα, καθώς και με αντιδράσεις ανταλλαγής.
Τα αλογονίδια χρησιμοποιούνται ευρέως στην τεχνολογία ως πρώτες ύλες για την παραγωγή αλογόνων, αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών, ως συστατικά γυαλιών και άλλων ανόργανων υλικών. είναι ενδιάμεσα προϊόντα στην παραγωγή σπάνιων και ορισμένων μη σιδηρούχων μετάλλων, U, Si, Ge κ.λπ.
Στη φύση, τα αλογονίδια σχηματίζουν ξεχωριστές κατηγορίες ορυκτών, οι οποίες περιλαμβάνουν φθοριούχα (για παράδειγμα, τα ορυκτά φθορίτης, κρυόλιθος) και χλωρίδια (συλβίτης, καρναλλίτης). Το βρώμιο και το ιώδιο υπάρχουν σε ορισμένα ορυκτά ως ισόμορφες ακαθαρσίες. Σημαντικές ποσότητες αλογονιδίων περιέχονται στο νερό της θάλασσας και των ωκεανών, το αλάτι και τις υπόγειες άλμη. Ορισμένα αλογονίδια, για παράδειγμα NaCl, KC1, CaCl 2, είναι μέρος ζωντανών οργανισμών.
3. Ανθρακικά (από το λατινικό carbo, γένος carbonis coal), άλατα ανθρακικού οξέος. Υπάρχουν μεσαία ανθρακικά με το ανιόν CO 3 2- και όξινα, ή υδρογονανθρακικά (παλιά διττανθρακικά), με το ανιόν HCO 3 -. Τα ανθρακικά είναι κρυσταλλικές ουσίες. Τα περισσότερα άλατα μεσαίου μετάλλου σε κατάσταση οξείδωσης +2 κρυσταλλώνονται σε εξάγωνα. ασβεστίτης τύπου πλέγματος ή αραγωνίτης ρομβικού τύπου.
Από τα μεσαία ανθρακικά, μόνο άλατα αλκαλιμετάλλων, αμμωνίου και Tl(I) είναι διαλυτά στο νερό. Ως αποτέλεσμα σημαντικής υδρόλυσης, τα διαλύματά τους έχουν αλκαλική αντίδραση. Τα ανθρακικά μέταλλα διαλύονται πιο δύσκολα στην κατάσταση οξείδωσης + 2. Αντίθετα, όλα τα διττανθρακικά είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Κατά τις αντιδράσεις ανταλλαγής σε υδατικά διαλύματα μεταξύ αλάτων μετάλλων και Na 2 CO 3, σχηματίζονται ιζήματα ανθρακικών μέσων σε περιπτώσεις όπου η διαλυτότητά τους είναι σημαντικά μικρότερη από αυτή των αντίστοιχων υδροξειδίων. Αυτό ισχύει για τα Ca, Sr και τα ανάλογα τους, τις λανθανίδες, Ag(I), Mn(II), Pb(II) και Cd(II). Τα υπόλοιπα κατιόντα, όταν αλληλεπιδρούν με διαλυμένα ανθρακικά ως αποτέλεσμα υδρόλυσης, μπορούν να δώσουν όχι ενδιάμεσα, αλλά βασικά κροβονικά ή ακόμα και υδροξείδια. Κραμπονικά μεσαία που περιέχουν πολλαπλά φορτισμένα κατιόντα μπορούν μερικές φορές να καθιζάνουν από υδατικά διαλύματα παρουσία μεγάλης περίσσειας CO 2 .
Οι χημικές ιδιότητες των ανθρακικών οφείλονται στο ότι ανήκουν στην κατηγορία των ανόργανων αλάτων των ασθενών οξέων. Τα χαρακτηριστικά γνωρίσματα των ανθρακικών συνδέονται με την κακή διαλυτότητά τους, καθώς και με τη θερμική αστάθεια τόσο των κραβονικών αλάτων όσο και του H 2 CO 3. Αυτές οι ιδιότητες χρησιμοποιούνται στην ανάλυση των κραβονικών αλάτων, με βάση είτε την αποσύνθεσή τους με ισχυρά οξέα και την ποσοτική απορρόφηση του CO 2 που προκύπτει από ένα αλκαλικό διάλυμα, είτε με την καθίζηση του ιόντος CO 3 2 - από το διάλυμα με τη μορφή BaCO 3. Όταν η περίσσεια CO 2 δρα σε ένα μέσο ανθρακικό ίζημα, σχηματίζεται όξινο ανθρακικό σε διάλυμα, για παράδειγμα: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Η παρουσία υδρογονανθρακικών στο φυσικό νερό προκαλεί την προσωρινή σκληρότητά του. Τα υδρογονανθρακικά, όταν θερμαίνονται ελαφρά, ακόμη και σε χαμηλές θερμοκρασίες, μετατρέπονται και πάλι σε μέτρια ανθρακικά άλατα, τα οποία, όταν θερμαίνονται, αποσυντίθενται σε οξείδιο και CO 2. Όσο πιο ενεργό είναι το μέταλλο, τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία αποσύνθεσης του ανθρακικού του. Έτσι, το Na 2 CO 3 τήκεται χωρίς αποσύνθεση στους 857 °C και για τα ανθρακικά Ca, Mg και A1, οι πιέσεις ισορροπίας αποσύνθεσης φτάνουν το 0,1 MPa σε θερμοκρασίες 820, 350 και 100 °C, αντίστοιχα.
Τα ανθρακικά είναι πολύ διαδεδομένα στη φύση, γεγονός που οφείλεται στη συμμετοχή του CO 2 και του H 2 O στις διαδικασίες σχηματισμού ορυκτών. Τα ανθρακικά άλατα παίζουν μεγάλο ρόλο στις παγκόσμιες ισορροπίες μεταξύ του αερίου CO 2 στην ατμόσφαιρα και του διαλυμένου CO 2 .
και ιόντα HCO 3 - και CO 3 2- στην υδρόσφαιρα και στερεά άλατα στη λιθόσφαιρα. Τα σημαντικότερα ορυκτά είναι ο ασβεστίτης CaCO 3, ο μαγνησίτης MgCO 3, ο σιδερίτης FeCO 3, ο σμιθσονίτης ZnCO 3 και μερικά άλλα. Ο ασβεστόλιθος αποτελείται κυρίως από ασβεστίτη ή ασβεστίτη σκελετικά υπολείμματα οργανισμών, σπάνια από αραγωνίτη. Φυσικά ένυδρα ανθρακικά αλκαλικά μέταλλα και Mg (για παράδειγμα, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), διπλά ανθρακικά [για παράδειγμα, δολομίτης CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 είναι επίσης γνωστά O] και βασικοί [μαλαχίτης CuCO 3 Cu(OH) 2, υδροκερουσίτης 2PbCO 3 Pb(OH) 2].
Τα πιο σημαντικά είναι το ανθρακικό κάλιο, το ανθρακικό ασβέστιο και το ανθρακικό νάτριο. Πολλά φυσικά ανθρακικά είναι πολύτιμα μεταλλεύματα μετάλλων (π.χ. ανθρακικά Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Τα διττανθρακικά διαδραματίζουν σημαντικό φυσιολογικό ρόλο, καθώς είναι ρυθμιστικές ουσίες που ρυθμίζουν τη σταθερότητα του pH του αίματος.
4. Νιτρικά, άλατα νιτρικού οξέος HNO 3. Γνωστό για όλα σχεδόν τα μέταλλα. υπάρχουν τόσο με τη μορφή ανύδρων αλάτων M(NO 3) n (n- κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου Μ), και με τη μορφή κρυσταλλικών υδριτών M(NO 3) n Χ H 2 O ( Χ= 1-9). Από τα υδατικά διαλύματα σε θερμοκρασίες κοντά στη θερμοκρασία δωματίου, μόνο τα νιτρικά μετάλλων αλκαλίων κρυσταλλώνονται ως άνυδρα, τα υπόλοιπα - με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων. Οι φυσικοχημικές ιδιότητες των ανύδρων και ένυδρων νιτρικών του ίδιου μετάλλου μπορεί να διαφέρουν πολύ.
Οι άνυδρες κρυσταλλικές ενώσεις νιτρικών d-στοιχείων χρωματίζονται. Συμβατικά, τα νιτρικά άλατα μπορούν να χωριστούν σε ενώσεις με έναν κυρίως ομοιοπολικό τύπο δεσμού (άλατα Be, Cr, Zn, Fe και άλλα μέταλλα μεταπτώσεως) και με έναν κυρίως ιοντικό τύπο δεσμού (άλατα μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών). Τα ιοντικά νιτρικά χαρακτηρίζονται από υψηλότερη θερμική σταθερότητα, την κυριαρχία κρυσταλλικών δομών υψηλότερης συμμετρίας (κυβικά) και την απουσία διάσπασης των ζωνών νιτρικών ιόντων στα φάσματα IR. Τα ομοιοπολικά νιτρικά άλατα έχουν υψηλότερη διαλυτότητα σε οργανικούς διαλύτες, χαμηλότερη θερμική σταθερότητα και τα φάσματα υπερύθρων τους είναι πιο πολύπλοκα. Ορισμένα ομοιοπολικά νιτρικά είναι πτητικά σε θερμοκρασία δωματίου και όταν διαλύονται στο νερό, αποσυντίθενται μερικώς, απελευθερώνοντας οξείδια του αζώτου.
Όλα τα άνυδρα νιτρικά άλατα παρουσιάζουν ισχυρές οξειδωτικές ιδιότητες λόγω της παρουσίας του ιόντος NO 3, ενώ η οξειδωτική τους ικανότητα αυξάνεται όταν μετακινούνται από τα ιοντικά στα ομοιοπολικά νιτρικά. Τα τελευταία αποσυντίθενται στην περιοχή των 100-300°C, τα ιοντικά - στους 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 και μερικά άλλα λιώνουν όταν θερμαίνονται). Προϊόντα αποσύνθεσης σε στερεά και υγρή φάση. είναι διαδοχικά νιτρώδη, οξυνιτρικά και οξείδια, μερικές φορές ελεύθερα μέταλλα (όταν το οξείδιο είναι ασταθές, για παράδειγμα Ag 2 O), και στην αέρια φάση - NO, NO 2, O 2 και N 2. Η σύνθεση των προϊόντων αποσύνθεσης εξαρτάται από τη φύση του μετάλλου και τον βαθμό οξείδωσής του, τον ρυθμό θέρμανσης, τη θερμοκρασία, τη σύνθεση του αερίου μέσου και άλλες συνθήκες. Το NH 4 NO 3 εκρήγνυται και όταν θερμαίνεται γρήγορα μπορεί να αποσυντεθεί με έκρηξη, οπότε σχηματίζονται N 2, O 2 και H 2 O. όταν θερμαίνεται αργά, αποσυντίθεται σε N 2 O και H 2 O.
Το ελεύθερο ιόν NO 3 - στην αέρια φάση έχει τη γεωμετρική δομή ενός ισόπλευρου τριγώνου με το άτομο Ν στο κέντρο, γωνίες ONO ~ 120° και μήκη δεσμού N-O 0,121 nm. Στα κρυσταλλικά και αέρια νιτρικά, το ιόν NO 3 - διατηρεί κυρίως το σχήμα και το μέγεθός του, γεγονός που καθορίζει τον χώρο και τη δομή των νιτρικών αλάτων. Το ιόν NO 3 - μπορεί να δράσει ως μονο-, δι-, τριμερές ή γεφυρωτικό πρόσδεμα, επομένως τα νιτρικά χαρακτηρίζονται από μια μεγάλη ποικιλία τύπων κρυσταλλικών δομών.
Μεταβατικά μέταλλα σε καταστάσεις υψηλής οξείδωσης λόγω στερικότητας. Τα άνυδρα νιτρικά δεν μπορούν να δημιουργήσουν δυσκολίες και χαρακτηρίζονται από οξονιτρικά, για παράδειγμα UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Τα νιτρικά άλατα σχηματίζουν μεγάλο αριθμό διπλών και σύνθετων αλάτων με το ιόν NO 3 - στην εσωτερική σφαίρα. Σε υδατικά μέσα, ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, τα κατιόντα μετάλλων μεταπτώσεως σχηματίζουν υδροξονιτρικά (βασικά νιτρικά) μεταβλητής σύστασης, τα οποία μπορούν επίσης να απομονωθούν σε στερεά κατάσταση.
Τα ενυδατωμένα νιτρικά διαφέρουν από τα άνυδρα νιτρικά στο ότι στις κρυσταλλικές τους δομές το ιόν μετάλλου στις περισσότερες περιπτώσεις σχετίζεται με μόρια νερού παρά με το ιόν NO 3. Ως εκ τούτου, είναι καλύτερα διαλυτά στο νερό από τα άνυδρα νιτρικά, αλλά λιγότερο διαλυτά σε οργανικούς διαλύτες· είναι πιο αδύναμα οξειδωτικά μέσα και λιώνουν ασυνήθιστα σε νερό κρυστάλλωσης στην περιοχή 25-100°C. Όταν τα ενυδατωμένα νιτρικά θερμαίνονται, τα άνυδρα νιτρικά, κατά κανόνα, δεν σχηματίζονται, αλλά η θερμόλυση λαμβάνει χώρα με το σχηματισμό υδροξονιτρικών και στη συνέχεια οξονιτρικών και οξειδίων μετάλλων.
Σε πολλές από τις χημικές τους ιδιότητες, τα νιτρικά άλατα είναι παρόμοια με άλλα ανόργανα άλατα. Τα χαρακτηριστικά γνωρίσματα των νιτρικών οφείλονται στην πολύ υψηλή διαλυτότητά τους στο νερό, τη χαμηλή θερμική σταθερότητα και την ικανότητα να οξειδώνουν οργανικές και ανόργανες ενώσεις. Όταν μειώνονται τα νιτρικά, σχηματίζεται ένα μείγμα προϊόντων που περιέχουν άζωτο NO 2, NO, N 2 O, N 2 ή NH 3 με την επικράτηση ενός από αυτά, ανάλογα με τον τύπο του αναγωγικού παράγοντα, τη θερμοκρασία, την αντίδραση του περιβάλλοντος. και άλλους παράγοντες.
Οι βιομηχανικές μέθοδοι για την παραγωγή νιτρικών βασίζονται στην απορρόφηση NH 3 από διαλύματα HNO 3 (για NH 4 NO 3) ή στην απορρόφηση νιτρωδών αερίων (NO + NO 2) από διαλύματα αλκαλίων ή ανθρακικών αλάτων (για νιτρικά μέταλλα αλκαλίων, Ca, Mg, Ba), καθώς και διάφορες αντιδράσεις ανταλλαγής αλάτων μετάλλων με HNO 3 ή νιτρικά μετάλλων αλκαλίων. Στο εργαστήριο για τη λήψη ανύδρων νιτρικών χρησιμοποιούνται αντιδράσεις μετάλλων μεταπτώσεως ή των ενώσεων τους με υγρό N 2 O 4 και τα μείγματά του με οργανικούς διαλύτες ή αντιδράσεις με N 2 O 5.
Τα νιτρικά Na, K (νιτρικό νάτριο και κάλιο) βρίσκονται με τη μορφή φυσικών κοιτασμάτων.
Τα νιτρικά άλατα χρησιμοποιούνται σε πολλές βιομηχανίες. Το νιτρώδες αμμώνιο (νιτρικό αμμώνιο) είναι το κύριο λίπασμα που περιέχει άζωτο. Τα νιτρικά αλκαλιμέταλλα και το Ca χρησιμοποιούνται επίσης ως λιπάσματα. Τα νιτρικά είναι συστατικά καυσίμων πυραύλων, πυροτεχνικές συνθέσεις, διαλύματα χάραξης για τη βαφή υφασμάτων. Χρησιμοποιούνται για τη σκλήρυνση μετάλλων, τη συντήρηση τροφίμων, ως φάρμακα και για την παραγωγή οξειδίων μετάλλων.
Τα νιτρικά άλατα είναι τοξικά. Προκαλούν πνευμονικό οίδημα, βήχα, έμετο, οξεία καρδιαγγειακή ανεπάρκεια κλπ. Η θανατηφόρα δόση νιτρικών για τον άνθρωπο είναι 8-15 g, η επιτρεπόμενη ημερήσια πρόσληψη είναι 5 mg/kg. Για το άθροισμα των νιτρικών Na, K, Ca, NH3 MPC: σε νερό 45 mg/l», στο έδαφος 130 mg/kg (κατηγορία κινδύνου 3), σε λαχανικά και φρούτα (mg/kg) - πατάτες 250, όψιμο λευκό λάχανο 500, όψιμα καρότα 250, παντζάρια 1400, κρεμμύδια 80, κολοκυθάκια 400, πεπόνια 90, καρπούζια, σταφύλια, μήλα, αχλάδια 60. Η μη συμμόρφωση με αγροτεχνικές συστάσεις, η υπερβολική εφαρμογή λιπασμάτων αυξάνει απότομα την επιφανειακή απορροή σε νιτρικά προϊόντα στα γεωργικά προϊόντα χωράφια (40-5500 mg/l), υπόγεια ύδατα.
5. Νιτρώδη, άλατα νιτρώδους οξέος HNO 2. Τα νιτρώδη αλκαλικά μέταλλα και το αμμώνιο χρησιμοποιούνται κυρίως, λιγότερο - αλκαλικές γαίες και νιτρώδη. ρε-μέταλλα, Pb και Ag. Υπάρχουν μόνο αποσπασματικές πληροφορίες για τα νιτρώδη άλατα άλλων μετάλλων.
Τα νιτρώδη μεταλλικά άλατα σε κατάσταση οξείδωσης +2 σχηματίζουν υδρίτες κρυστάλλων με ένα, δύο ή τέσσερα μόρια νερού. Τα νιτρώδη σχηματίζουν διπλά και τριπλά άλατα, π.χ. CsNO 2 AgNO 2 ή Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, καθώς και σύνθετες ενώσεις, για παράδειγμα Na 3.
Οι κρυσταλλικές δομές είναι γνωστές για λίγα μόνο άνυδρα νιτρώδη. Το ανιόν NO 2 έχει μη γραμμική διαμόρφωση. ONO γωνία 115°, μήκος δεσμού H-O 0,115 nm; ο τύπος του δεσμού M-NO 2 είναι ιοντικό-ομοιοπολικός.
Τα νιτρώδη K, Na, Ba είναι καλά διαλυτά στο νερό, τα νιτρώδη Ag, Hg, Cu είναι ελάχιστα διαλυτά. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, η διαλυτότητα των νιτρωδών αυξάνεται. Σχεδόν όλα τα νιτρώδη είναι ελάχιστα διαλυτά σε αλκοόλες, αιθέρες και διαλύτες χαμηλής πολικότητας.
Τα νιτρώδη είναι θερμικά ασταθή. Μόνο νιτρώδη άλατα αλκαλιμετάλλων τήκονται χωρίς αποσύνθεση· νιτρώδη άλλων μετάλλων αποσυντίθενται στους 25-300 °C. Ο μηχανισμός της αποσύνθεσης των νιτρωδών είναι πολύπλοκος και περιλαμβάνει έναν αριθμό παράλληλων-διαδοχικών αντιδράσεων. Τα κύρια αέρια προϊόντα αποσύνθεσης είναι NO, NO 2, N 2 και O 2, στερεό - οξείδιο μετάλλου ή στοιχειακό μέταλλο. Η απελευθέρωση μεγάλων ποσοτήτων αερίων προκαλεί την εκρηκτική αποσύνθεση ορισμένων νιτρωδών αλάτων, για παράδειγμα NH 4 NO 2, τα οποία διασπώνται σε N 2 και H 2 O.
Τα χαρακτηριστικά γνωρίσματα των νιτρωδών συνδέονται με τη θερμική τους αστάθεια και την ικανότητα του ιόντος νιτρώδους να είναι τόσο οξειδωτικός όσο και αναγωγικός παράγοντας, ανάλογα με το περιβάλλον και τη φύση των αντιδραστηρίων. Σε ένα ουδέτερο περιβάλλον, τα νιτρώδη συνήθως ανάγεται σε ΝΟ, ενώ σε ένα όξινο περιβάλλον, οξειδώνονται σε νιτρικά. Το οξυγόνο και το CO 2 δεν αλληλεπιδρούν με τα στερεά νιτρώδη και τα υδατικά τους διαλύματα. Τα νιτρώδη προάγουν την αποσύνθεση οργανικών ουσιών που περιέχουν άζωτο, ιδίως αμινών, αμιδίων κ.λπ. Με οργανικά αλογονίδια RXH. αντιδρούν για να σχηματίσουν και τα νιτρώδη RONO και τις νιτροενώσεις RNO 2 .
Η βιομηχανική παραγωγή νιτρωδών βασίζεται στην απορρόφηση νιτρώδους αερίου (μίγμα NO + NO 2) με διαλύματα Na 2 CO 3 ή NaOH με διαδοχική κρυστάλλωση NaNO 2. Τα νιτρώδη άλλων μετάλλων λαμβάνονται στη βιομηχανία και στα εργαστήρια με την αντίδραση ανταλλαγής μεταλλικών αλάτων με NaNO 2 ή με την αναγωγή των νιτρικών αυτών των μετάλλων.
Τα νιτρώδη χρησιμοποιούνται για τη σύνθεση αζωχρωστικών, στην παραγωγή καπρολακτάμης, ως οξειδωτικά και αναγωγικά μέσα στις βιομηχανίες καουτσούκ, κλωστοϋφαντουργίας και μεταλλουργίας, ως συντηρητικά τροφίμων. Τα νιτρώδη, όπως το NaNO 2 και το KNO 2, είναι τοξικά, προκαλώντας πονοκεφάλους, εμετούς, καταθλιπτική αναπνοή κ.λπ. Όταν δηλητηριάζεται το NaNO 2, σχηματίζεται μεθαιμοσφαιρίνη στο αίμα και οι μεμβράνες των ερυθρών αιμοσφαιρίων καταστρέφονται. Είναι δυνατό να σχηματιστούν νιτροζαμίνες από NaNO 2 και αμίνες απευθείας στο γαστρεντερικό σωλήνα.
6. Θειικά άλατα, άλατα θειικού οξέος. Τα μεσαία θειικά άλατα με το ανιόν SO 4 2- είναι γνωστά, ή τα υδροθειικά, με το ανιόν HSO 4 - βασικό, που περιέχει, μαζί με το ανιόν SO 4 2-, ομάδες ΟΗ, για παράδειγμα Zn 2 (OH) 2 SO 4. Υπάρχουν επίσης διπλά θειικά άλατα που περιέχουν δύο διαφορετικά κατιόντα. Αυτά περιλαμβάνουν δύο μεγάλες ομάδες θειικών αλάτων - στυπτηρία , καθώς και σενίτες M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , όπου το M είναι ένα μονοφορτισμένο κατιόν, το E είναι το Mg, ο Zn και άλλα διπλά φορτισμένα κατιόντα. Γνωστό τριπλό θειικό K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (ορυκτό πολυαλογονώδους), διπλά βασικά θειικά, για παράδειγμα, ορυκτά των ομάδων αλουνίτη και γιαροσίτου M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 και M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, όπου το M είναι ένα μονοφορτισμένο κατιόν. Τα θειικά άλατα μπορούν να αποτελούν μέρος μικτών αλάτων, για παράδειγμα 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (ορυκτό μπερκεΐτη), MgSO 4 KCl 3Η 2 Ο (καινίτης) .
Τα θειικά είναι κρυσταλλικές ουσίες, μέτριες και όξινες στις περισσότερες περιπτώσεις, πολύ διαλυτές στο νερό. Τα θειικά άλατα του ασβεστίου, του στροντίου, του μολύβδου και ορισμένων άλλων είναι ελαφρώς διαλυτά· το BaSO 4 και το RaSO 4 είναι πρακτικά αδιάλυτα. Τα βασικά θειικά είναι συνήθως ελάχιστα διαλυτά ή πρακτικά αδιάλυτα ή υδρολύονται από το νερό. Από υδατικά διαλύματα, τα θειικά άλατα μπορούν να κρυσταλλωθούν με τη μορφή κρυσταλλικών ένυδρων. Οι ένυδρες κρυσταλλικές ενώσεις ορισμένων βαρέων μετάλλων ονομάζονται βιτριόλια. θειικός χαλκός CuSO 4 5H 2 O, θειικός σίδηρος FeSO 4 7H 2 O.
Τα μεσαία θειικά αλκαλιμέταλλα είναι θερμικά σταθερά, ενώ τα όξινα θειικά αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται και μετατρέπονται σε πυροθειικά: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Τα μεσαία θειικά άλατα άλλων μετάλλων, καθώς και τα βασικά θειικά, όταν θερμαίνονται σε επαρκώς υψηλές θερμοκρασίες, κατά κανόνα, αποσυντίθενται με το σχηματισμό μεταλλικών οξειδίων και την απελευθέρωση SO 3.
Τα θειικά είναι ευρέως διαδεδομένα στη φύση. Βρίσκονται με τη μορφή ορυκτών, για παράδειγμα, γύψου CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O, και αποτελούν επίσης μέρος του θαλασσινού και του ποταμού νερού.
Πολλά θειικά άλατα μπορούν να ληφθούν με την αλληλεπίδραση του H 2 SO 4 με μέταλλα, τα οξείδια και τα υδροξείδια τους, καθώς και από την αποσύνθεση των πτητικών αλάτων οξέος με το θειικό οξύ.
Τα ανόργανα θειικά άλατα χρησιμοποιούνται ευρέως. Για παράδειγμα, το θειικό αμμώνιο είναι αζωτούχο λίπασμα, το θειικό νάτριο χρησιμοποιείται στη βιομηχανία γυαλιού, χαρτιού, παραγωγή βισκόζης κ.λπ. Τα φυσικά θειικά ορυκτά είναι πρώτες ύλες για τη βιομηχανική παραγωγή ενώσεων διαφόρων μετάλλων, δομικών υλικών κ.λπ.
7.Θειώδη,άλατα θειικού οξέος H 2 SO 3 . Υπάρχουν μεσαία θειώδη με το ανιόν SO 3 2- και όξινα (υδροθειώδη) με το ανιόν HSO 3 - . Τα μεσαία θειώδη είναι κρυσταλλικές ουσίες. Τα θειώδη αμμώνιο και αλκαλιμέταλλα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. διαλυτότητα (g σε 100 g): (NH4) 2S03 40,0 (13°C), K2SO3 106,7 (20°C). Τα υδροθειώδη σχηματίζονται σε υδατικά διαλύματα. Τα θειώδη αλκαλικές γαίες και ορισμένα άλλα μέταλλα είναι πρακτικά αδιάλυτα στο νερό. διαλυτότητα MgSO 3 1 g σε 100 g (40°C). Γνωστοί υδρίτες κρυστάλλων (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, κ.λπ.
Τα άνυδρα θειώδη, όταν θερμαίνονται χωρίς πρόσβαση στον αέρα σε σφραγισμένα δοχεία, χωρίζονται δυσανάλογα σε σουλφίδια και θειικά· όταν θερμαίνονται σε ρεύμα N 2, χάνουν SO 2 και όταν θερμαίνονται στον αέρα, οξειδώνονται εύκολα σε θειικά. Με SO 2 σε υδατικό περιβάλλον, τα μεσαία θειώδη σχηματίζουν υδροθειώδη. Τα θειώδη είναι σχετικά ισχυρά αναγωγικά μέσα· οξειδώνονται σε διαλύματα με χλώριο, βρώμιο, H 2 O 2 κ.λπ. σε θειικά άλατα. Αποσυντίθενται με ισχυρά οξέα (για παράδειγμα, HC1) με την απελευθέρωση SO 2.
Τα κρυσταλλικά υδροθειώδη είναι γνωστά για τα K, Rb, Cs, NH 4 +, είναι ασταθή. Τα υπόλοιπα υδροθειώδη υπάρχουν μόνο σε υδατικά διαλύματα. Πυκνότητα NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3 ; διαλυτότητα στο νερό (g σε 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Όταν τα κρυσταλλικά υδροθειώδη Na ή K θερμαίνονται ή όταν το βρεγμένο διάλυμα πολτού είναι κορεσμένο με SO 2 M 2 SO 3, σχηματίζονται πυροθειώδη (απαρχαιωμένα - μεταδιθειώδη) M 2 S 2 O 5 - άλατα του άγνωστου ελεύθερου πυροσουλφουρικού οξέος H 2 S 2 Ο 5; κρύσταλλα, ασταθή? πυκνότητα (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; πάνω από ~ 160 °C αποσυντίθενται με την απελευθέρωση SO 2. διαλύεται σε νερό (με αποσύνθεση σε HSO 3 -), διαλυτότητα (g σε 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; σχηματίζουν ένυδρα Na 2 S 2 O 5 7H 2 O και ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O ; αναγωγικούς παράγοντες.
Τα μεσαία θειώδη αλκαλιμέταλλα παρασκευάζονται με αντίδραση ενός υδατικού διαλύματος M2CO 3 (ή MOH) με SO 2 και MSO 3 με διέλευση SO 2 μέσω ενός υδατικού εναιωρήματος MCO 3. Χρησιμοποιούν κυρίως SO 2 από τα καυσαέρια της παραγωγής θειικού οξέος επαφής. Τα θειώδη χρησιμοποιούνται στη λεύκανση, τη βαφή και την εκτύπωση υφασμάτων, ινών, δέρματος για τη διατήρηση των σιτηρών, πράσινων ζωοτροφών, βιομηχανικών απορριμμάτων ζωοτροφών (NaHSO 3,
Na 2 S 2 O 5). Το CaSO 3 και το Ca(HSO 3) 2 είναι απολυμαντικά στις βιομηχανίες οινοποίησης και ζάχαρης. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - συστατικά του θειώδους υγρού κατά την πολτοποίηση. (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 απορροφητής; Το NaHSO 3 είναι ένας απορροφητής H 2 S από βιομηχανικά απόβλητα αέρια, ένας αναγωγικός παράγοντας στην παραγωγή θειούχων βαφών. K 2 S 2 O 5 - συστατικό όξινων σταθεροποιητικών στη φωτογραφία, αντιοξειδωτικό, αντισηπτικό.
Μέθοδοι διαχωρισμού μειγμάτων
Διήθηση, διαχωρισμός ετερογενών συστημάτων σωματιδίων υγρού - στερεού (αιωρήματα) και σωματιδίων αερίου - στερεών με χρήση διαχωριστικών πορωδών φίλτρων (FP), που επιτρέπουν τη διέλευση υγρού ή αερίου, αλλά διατηρούν στερεά σωματίδια. Η κινητήρια δύναμη της διαδικασίας είναι η διαφορά πίεσης και στις δύο πλευρές της μετάβασης φάσης.
Κατά το διαχωρισμό των εναιωρημάτων, τα στερεά σωματίδια συνήθως σχηματίζουν ένα στρώμα υγρού ιζήματος στο FP, το οποίο, εάν είναι απαραίτητο, πλένεται με νερό ή άλλο υγρό και επίσης αφυδατώνεται με εμφύσηση αέρα ή άλλου αερίου μέσω αυτού. Η διήθηση πραγματοποιείται με σταθερή διαφορά πίεσης ή με σταθερή ταχύτητα διεργασίας w(η ποσότητα του διηθήματος σε m 3 που διέρχεται από 1 m 2 της επιφάνειας FP ανά μονάδα χρόνου). Σε σταθερή διαφορά πίεσης, η ανάρτηση τροφοδοτείται στο φίλτρο υπό κενό ή υπερβολική πίεση, καθώς και από μια αντλία εμβόλου. Όταν χρησιμοποιείτε μια φυγοκεντρική αντλία, η διαφορά πίεσης αυξάνεται και η ταχύτητα διεργασίας μειώνεται.
Ανάλογα με τη συγκέντρωση των εναιωρημάτων, διακρίνονται διάφοροι τύποι διήθησης. Σε συγκέντρωση μεγαλύτερη από 1%, η διήθηση γίνεται με το σχηματισμό ιζήματος και σε συγκέντρωση μικρότερη από 0,1%, με απόφραξη των πόρων του FP (διαύγαση υγρών). Εάν δεν σχηματιστεί επαρκώς πυκνό στρώμα ιζήματος στο FP και εισέλθουν στερεά σωματίδια στο διήθημα, διηθήστε χρησιμοποιώντας λεπτώς διεσπαρμένα βοηθητικά υλικά (γη διατόμων, περλίτης), τα οποία έχουν προηγουμένως εφαρμοστεί στο FP ή προστίθενται στο εναιώρημα. Σε αρχική συγκέντρωση μικρότερη από 10%, είναι δυνατός ο μερικός διαχωρισμός και η πάχυνση των εναιωρημάτων.
Υπάρχουν συνεχή και περιοδικά φίλτρα. Για το τελευταίο, τα κύρια στάδια εργασίας είναι το φιλτράρισμα, το πλύσιμο του ιζήματος, η αφυδάτωση και η εκφόρτωσή του. Σε αυτή την περίπτωση, εφαρμόζεται βελτιστοποίηση σύμφωνα με τα κριτήρια της μεγαλύτερης παραγωγικότητας και του χαμηλότερου κόστους. Εάν δεν πραγματοποιηθεί πλύση και αφυδάτωση και η υδραυλική αντίσταση του διαχωριστικού μπορεί να παραμεληθεί, τότε η μεγαλύτερη παραγωγικότητα επιτυγχάνεται όταν ο χρόνος φιλτραρίσματος είναι ίσος με τη διάρκεια των βοηθητικών λειτουργιών.
Εφαρμόζονται εύκαμπτα FP από βαμβακερά, μάλλινα, συνθετικά και γυάλινα υφάσματα, καθώς και μη υφασμένα FP κατασκευασμένα από φυσικές και συνθετικές ίνες και άκαμπτα - κεραμικά, κεραμικά και αφρώδες υλικό. Οι κατευθύνσεις κίνησης του διηθήματος και η δράση της βαρύτητας μπορεί να είναι αντίθετες, να συμπίπτουν ή να είναι αμοιβαία κάθετες.
Τα σχέδια των φίλτρων ποικίλλουν. Ένα από τα πιο συνηθισμένα είναι ένα φίλτρο κενού περιστρεφόμενου τυμπάνου (εκ.Εικ.) συνεχούς δράσης, στην οποία οι κατευθύνσεις κίνησης του διηθήματος και της δράσης της βαρύτητας είναι αντίθετες. Το τμήμα της συσκευής διανομής συνδέει τις ζώνες I και II με μια πηγή κενού και τις ζώνες III και IV με μια πηγή πεπιεσμένου αέρα. Το διήθημα και το υγρό πλύσης από τις ζώνες I και II εισέρχονται σε χωριστούς δέκτες. Επίσης διαδόθηκε ευρέως μια αυτοματοποιημένη περιοδική φίλτροπρεσσα με οριζόντιους θαλάμους, ύφασμα φίλτρου σε μορφή ατέρμονου ιμάντα και ελαστικές μεμβράνες για την αφυδάτωση της λάσπης με πίεση. Εκτελεί εναλλασσόμενες λειτουργίες πλήρωσης θαλάμων με εναιώρηση, διήθηση, πλύση και αφυδάτωση ιζημάτων, αποσύνδεση παρακείμενων θαλάμων και αφαίρεση ιζημάτων.
Ένα άλας μπορεί να οριστεί ως μια ένωση που σχηματίζεται από την αντίδραση μεταξύ ενός οξέος και μιας βάσης, αλλά δεν είναι νερό. Αυτή η ενότητα θα εξετάσει εκείνες τις ιδιότητες των αλάτων που σχετίζονται με ιοντικές ισορροπίες.
αντιδράσεις αλάτων στο νερό
Θα φανεί λίγο αργότερα ότι η διαλυτότητα είναι μια σχετική έννοια. Ωστόσο, για τους σκοπούς της συζήτησης που ακολουθεί, μπορούμε χονδρικά να χωρίσουμε όλα τα άλατα σε αυτά που είναι διαλυτά και σε αυτά που είναι αδιάλυτα στο νερό.
Ορισμένα άλατα σχηματίζουν ουδέτερα διαλύματα όταν διαλύονται στο νερό. Άλλα άλατα σχηματίζουν όξινα ή αλκαλικά διαλύματα. Αυτό οφείλεται στην εμφάνιση μιας αναστρέψιμης αντίδρασης μεταξύ ιόντων άλατος και νερού, ως αποτέλεσμα της οποίας σχηματίζονται συζευγμένα οξέα ή βάσεις. Το αν το διάλυμα αλατιού αποδεικνύεται ουδέτερο, όξινο ή αλκαλικό εξαρτάται από τον τύπο του άλατος. Υπό αυτή την έννοια, υπάρχουν τέσσερα είδη αλάτων.
Άλατα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα και ασθενείς βάσεις. Τα άλατα αυτού του τύπου, όταν διαλύονται στο νερό, σχηματίζουν ένα όξινο διάλυμα. Ας πάρουμε για παράδειγμα το χλωριούχο αμμώνιο NH4Cl. Όταν αυτό το άλας διαλύεται στο νερό, το ιόν αμμωνίου δρα ως
Η περίσσεια ποσότητα ιόντων H3O+ που σχηματίζεται σε αυτή τη διαδικασία προκαλεί τις όξινες ιδιότητες του διαλύματος.
Άλατα που σχηματίζονται από ένα ασθενές οξύ και μια ισχυρή βάση. Τα άλατα αυτού του τύπου, όταν διαλύονται στο νερό, σχηματίζουν αλκαλικό διάλυμα. Για παράδειγμα, ας πάρουμε το οξικό νάτριο CH3COONa1. Το οξικό ιόν δρα ως βάση, δεχόμενο ένα πρωτόνιο από το νερό, το οποίο σε αυτή την περίπτωση δρα ως οξύ:
Η περίσσεια ποσότητα ιόντων ΟΗ- που σχηματίζεται σε αυτή τη διαδικασία καθορίζει τις αλκαλικές ιδιότητες του διαλύματος.
Άλατα που σχηματίζονται από ισχυρά οξέα και ισχυρές βάσεις. Όταν άλατα αυτού του τύπου διαλύονται στο νερό, σχηματίζεται ένα ουδέτερο διάλυμα. Ας πάρουμε για παράδειγμα το χλωριούχο νάτριο NaCl. Όταν διαλύεται στο νερό, αυτό το άλας ιονίζεται πλήρως και, ως εκ τούτου, η συγκέντρωση των ιόντων Na+ αποδεικνύεται ίση με τη συγκέντρωση των ιόντων Cl-. Δεδομένου ότι ούτε το ένα ούτε το άλλο ιόν εισέρχονται σε αντιδράσεις οξέος-βάσης με το νερό, δεν σχηματίζεται πλεονάζουσα ποσότητα ιόντων Η3Ο+ ή ΟΗ στο διάλυμα. Επομένως, η λύση αποδεικνύεται ουδέτερη.
Άλατα που σχηματίζονται από ασθενή οξέα και ασθενείς βάσεις. Ένα παράδειγμα αυτού του τύπου άλατος είναι το οξικό αμμώνιο. Όταν διαλύεται στο νερό, το ιόν αμμωνίου αντιδρά με το νερό ως οξύ και το οξικό ιόν αντιδρά με το νερό ως βάση. Και οι δύο αυτές αντιδράσεις περιγράφονται παραπάνω. Ένα υδατικό διάλυμα άλατος που σχηματίζεται από ένα ασθενές οξύ και μια ασθενή βάση μπορεί να είναι ασθενώς όξινο, ασθενώς αλκαλικό ή ουδέτερο, ανάλογα με τις σχετικές συγκεντρώσεις των ιόντων Η3Ο+ και ΟΗ- που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα των αντιδράσεων των κατιόντων του άλατος και ανιόντα με νερό. Αυτό εξαρτάται από τη σχέση μεταξύ των τιμών των σταθερών διάστασης του κατιόντος και του ανιόντος.
