Keemiliste elementide lahustuvuse tabel on tabel kuulsamate anorgaaniliste hapete, aluste ja soolade vees lahustuvustega.
Definitsioon 1
Keemias lahustuvustabel näitab lahustuvust 20 °C juures, lahustuvus suureneb temperatuuri tõustes.
Aine on vees lahustuv, kui selle lahustuvus on üle 1 g 100 g vee kohta ja lahustumatu, kui alla 0,1 g/100 g.Näiteks leides keemias lahustuvuse tabelist liitiumi, võite olla kindel, et peaaegu kõik selle sooladest moodustavad lahused.
Joonisel fig. 1 ja fig. 2 on foto täielikust lahustuvuse tabelist keemias koos happejääkide nimetustega.
Joonis 1. Fotode lahustuvuse tabel keemias 2018-2019
Joonis 2. Keemiatabel hapete ja happejääkidega
Soola nimetuse koostamiseks peate kasutama perioodilisustabelit ja lahustuvust. Happejäägi nimi lisatakse perioodilisuse tabelist pärit metalli nimetusele, näiteks:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - tsinkfosfaat; $\mathrm(FeSO_4)$ - raud(II)sulfaat.
Sulgudes koos tekstinimetusega peate märkima metalli valentsi, kui neid on mitu. Raua puhul on ka sool $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - raud(III)sulfaat.
Mida saate keemias lahustuvuse tabeli abil õppida?
Sademetega keemias kasutatavate ainete lahustuvuse tabelit kasutatakse mis tahes reaktsiooni toimumise võimaluse määramiseks, kuna sademe või gaasi moodustumine on vajalik pöördumatu reaktsiooni toimumiseks.
Soolade, hapete ja aluste lahustuvuse tabel on vundament, ilma milleta on võimatu keemilisi teadmisi täielikult omandada. Aluste ja soolade lahustuvus aitab õppida mitte ainult koolilastel, vaid ka erialainimestel. Paljude elutoodete loomine ei saa ilma selle teadmiseta hakkama.
Tabel hapete, soolade ja aluste lahustuvuse kohta vees
Soolade ja aluste vees lahustuvuse tabel on juhend, mis aitab keemia põhitõdesid omandada. Järgmised märkused aitavad teil mõista allolevat tabelit.
- P – tähistab lahustuvat ainet;
- H – lahustumatu aine;
- M – aine lahustub vesikeskkonnas vähe;
- RK - aine, mis lahustub ainult tugevate orgaaniliste hapetega kokkupuutel;
- Kriips näitab, et sellist olendit looduses ei eksisteeri;
- NK – ei lahustu ei hapetes ega vees;
- ? – küsimärk näitab, et täna puudub täpne teave aine lahustumise kohta.
Sageli kasutavad tabelit keemikud ja kooliõpilased, üliõpilased laboriuuringute läbiviimiseks, mille käigus on vaja kindlaks määrata teatud reaktsioonide esinemise tingimused. Tabeli abil on võimalik määrata, kuidas aine käitub soolases või happelises keskkonnas ning kas võib tekkida sade. Uuringute ja katsete ajal tekkiv sade näitab reaktsiooni pöördumatust. See on oluline punkt, mis võib mõjutada kogu laboritöö kulgu.
Vesi on üks peamisi keemilisi ühendeid meie planeedil. Üks selle huvitavamaid omadusi on võime moodustada vesilahuseid. Ja paljudes teaduse ja tehnoloogia valdkondades mängib olulist rolli soola lahustuvus vees.
Lahustuvuse all mõistetakse erinevate ainete võimet moodustada homogeenseid (homogeenseid) segusid vedelike – lahustitega. See on materjali maht, mida kasutatakse küllastunud lahuse lahustamiseks ja moodustamiseks, mis määrab selle lahustuvuse, mis on võrreldav selle aine massiosa või selle kogusega kontsentreeritud lahuses.
Lahustumisvõime järgi liigitatakse soolad järgmiselt:
- Lahustuvad ained hõlmavad aineid, mida saab 100 g vees lahustada rohkem kui 10 g;
- Kergelt lahustuvad need, mille kogus lahustis ei ületa 1 g;
- lahustumatute ainete kontsentratsioon 100 g vees on alla 0,01.
Kui lahustamiseks kasutatava aine polaarsus on sarnane lahusti polaarsusega, on see lahustuv. Erineva polaarsusega ei ole ainet suure tõenäosusega võimalik lahjendada.
Kuidas lahustumine toimub?
Kui me räägime sellest, kas sool lahustub vees, siis enamiku soolade puhul on see õiglane väide. Seal on spetsiaalne tabel, mille järgi saate täpselt määrata lahustuvuse väärtuse. Kuna vesi on universaalne lahusti, seguneb see hästi teiste vedelike, gaaside, hapete ja sooladega.
Ühte ilmsemat näidet tahke aine lahustumisest vees võib köögis peaaegu iga päev jälgida lauasoola abil roogasid valmistades. Miks siis sool vees lahustub?
Paljud inimesed mäletavad oma kooli keemiakursusest, et vee ja soola molekulid on polaarsed. See tähendab, et nende elektripostid on vastupidised, mille tulemuseks on kõrge dielektriline konstant. Veemolekulid ümbritsevad teise aine ioone, näiteks käesoleval juhul NaCl. Nii saadakse homogeense konsistentsiga vedelik.
Temperatuuri mõju
On mõned tegurid, mis mõjutavad soolade lahustuvust. Esiteks on see lahusti temperatuur. Mida kõrgem see on, seda suurem on osakeste difusioonikoefitsient vedelikus ja massiülekanne toimub kiiremini.
Kuigi näiteks lauasoola (NaCl) lahustuvus vees praktiliselt ei sõltu temperatuurist, kuna selle lahustumiskoefitsient on 20° C juures 35,8 ja 78° C juures 38,0. Kuid tõusva temperatuuriga vasksulfaat (CaSO4) lahustub vees. vähem hästi.
Muud tegurid, mis mõjutavad lahustuvust, on järgmised:
- Lahustunud osakeste suurus – suurema faasieraldusala korral toimub lahustumine kiiremini.
- Segamisprotsess, mis intensiivsel läbiviimisel soodustab tõhusamat massiülekannet.
- Lisandite olemasolu: mõned kiirendavad lahustumisprotsessi, teised aga vähendavad protsessi kiirust, raskendades difusiooni.
Video soola lahustumise mehhanismi kohta
| Katioonid | Anioonid | |||||||||
| F- | Cl- | Br- | mina - | 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 |
Legend:
P - aine on vees hästi lahustuv; M - kergelt lahustuv; H - vees praktiliselt lahustumatu, kuid kergesti lahustuv nõrkades või lahjendatud hapetes; RK - vees lahustumatu ja ainult tugevates anorgaanilistes hapetes lahustuv; NK - ei lahustu ei vees ega hapetes; G - lahustumise korral hüdrolüüsub täielikult ega eksisteeri kokkupuutel veega. Kriips tähendab, et sellist ainet pole üldse olemas.
Vesilahustes dissotsieeruvad soolad täielikult või osaliselt ioonideks. Nõrkade hapete ja/või nõrkade aluste soolad hüdrolüüsivad. Soolade vesilahused sisaldavad hüdraatunud ioone, ioonipaare ja keerukamaid keemilisi vorme, sealhulgas hüdrolüüsiprodukte jne. Paljud soolad lahustuvad ka alkoholides, atsetoonis, happeamiidides ja muudes orgaanilistes lahustites.
Vesilahustest võivad soolad kristalliseeruda kristallhüdraatidena, mittevesilahustest - kristallsolvaatidena, näiteks CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Andmeid erinevate vesi-soola süsteemides toimuvate protsesside, soolade lahustuvuse kohta nende ühisel esinemisel sõltuvalt temperatuurist, rõhust ja kontsentratsioonist, tahke ja vedela faasi koostise kohta saab vee-soola süsteemide lahustuvusdiagramme uurides.
Üldised soolade sünteesimeetodid.
1. Keskmiste soolade saamine:
1) metall mittemetalliga: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metall happega: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metall vähemaktiivse metalli soolalahusega Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) aluseline oksiid happelise oksiidiga: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) aluseline oksiid happega CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) alused happeoksiidiga Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) alused happega: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) soolad happega: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) aluse lahus soolalahusega: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) kahe soola lahused 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Happesoolade saamine:
1. Happe koostoime aluse puudumisega. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Aluse interaktsioon happeoksiidi liiaga
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2
3. Keskmise soola interaktsioon happega Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3. Aluseliste soolade saamine:
1. Nõrga aluse ja tugeva happe poolt moodustunud soolade hüdrolüüs
ZnCl2 + H2O = Cl + HCl
2. Väikeste koguste leeliste lisamine (tilkhaaval) keskmiste metallisoolade lahustele AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Nõrkade hapete soolade interaktsioon keskmiste sooladega
2MgCl 2 + 2Na 2CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Komplekssoolade saamine:
1. Soolade reaktsioonid ligandidega: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Topeltsoolade saamine:
1. Kahe soola ühine kristallisatsioon:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Katiooni või aniooni omadustest põhjustatud redoksreaktsioonid. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2. Happesoolade keemilised omadused:
1. Termiline lagunemine keskmise soola moodustumisega
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Koostoime leelisega. Keskmise soola saamine.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Aluseliste soolade keemilised omadused:
1. Termiline lagunemine. 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 + H 2 O
2. Koostoime happega: keskmise soola moodustumine.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Komplekssoolade keemilised omadused:
1. Komplekside hävitamine halvasti lahustuvate ühendite moodustumise tõttu:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Ligandide vahetus välimise ja sisemise sfääri vahel.
K2 + 6H2O = Cl2 + 2KCl
5. Topeltsoolade keemilised omadused:
1. Koostoime leeliselahustega: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Redutseerimine: KCr(SO 4) 2 + 2H° (Zn, lahjendatud H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Mitmete soolade – kloriidide, sulfaatide, karbonaatide, boraatide Na, K, Ca, Mg – tööstusliku tootmise tooraineks on mere- ja ookeanivesi, selle aurustumisel tekkinud looduslikud soolveed ja tahked soolaladestused. Settesoolade ladestusi moodustavate mineraalide rühma (Na, K ja Mg sulfaadid ja kloriidid) kohta kasutatakse tavapärast nimetust “looduslikud soolad”. Suurimad kaaliumisoolade maardlad asuvad Venemaal (Solikamskis), Kanadas ja Saksamaal, võimsad fosfaatmaakide maardlad on Põhja-Aafrikas, Venemaal ja Kasahstanis, NaNO3 on Tšiilis.
Sooli kasutatakse toidu-, keemia-, metallurgia-, klaasi-, naha-, tekstiilitööstuses, põllumajanduses, meditsiinis jne.
Peamised soolade liigid
1. Boraadid (oksoboraadid), boorhapete soolad: metaboor-HBO 2, ortoboor-H3 BO 3 ja vabas olekus eraldamata polüboorhapped. Molekulis olevate booriaatomite arvu alusel jaotatakse need mono-, di-, tetra-, heksaboraatideks jne. Boraatideks nimetatakse ka neid moodustavaid happeid ja B 2 O 3 moolide arvu 1 kohta. mool peamist oksiidi. Seega võib erinevaid metaboraate nimetada monoboraatideks, kui need sisaldavad B(OH)4 aniooni või ahelaniooni (BO2). n n - diboraadid - kui need sisaldavad ahelaga topeltaniooni (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboraadid - kui need sisaldavad tsüklianiooni (B 3 O 6) 3-.
Boraatide struktuurid hõlmavad boor-hapniku rühmi - "plokke", mis sisaldavad 1 kuni 6 ja mõnikord 9 boori aatomit, näiteks:
Boori aatomite koordinatsiooniarv on 3 (boor-hapniku kolmnurksed rühmad) või 4 (tetraeedrilised rühmad). Boor-hapniku rühmad on aluseks mitte ainult saartele, vaid ka keerukamatele struktuuridele - ahel-, kihilistele ja raami polümeriseeritud struktuuridele. Viimased tekivad hüdraatunud boraadi molekulides vee elimineerimise ja hapnikuaatomite kaudu sildsidemete moodustumise tulemusena; protsessiga kaasneb mõnikord polüanioonide sees B-O sideme lõhenemine. Polüanioonid võivad kinnitada külgrühmi - boor-hapniku tetraeedreid või kolmnurki, nende dimeere või kõrvalisi anioone.
Ammoonium, leelised ja muud metallid oksüdatsiooniastmes +1 moodustavad kõige sagedamini hüdraatunud ja veevabasid metaboraate, nagu MBO 2, tetraboraate M 2 B 4 O 7, pentaboraate MB 5 O 8, samuti dekaboraate M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Leelismuld ja muud metallid oksüdatsiooniastmes + 2 annavad tavaliselt hüdraatunud metaboraate, triboraate M 2 B 6 O 11 ja heksaboraate MB 6 O 10. samuti veevabad meta-, orto- ja tetraboraadid. Oksüdatsiooniastmes + 3 metalle iseloomustavad hüdraatunud ja veevabad MBO 3 ortoboraadid.
Boraadid on värvitud amorfsed ained või kristallid (peamiselt madalsümmeetrilise struktuuriga – monokliinilised või ortorombilised). Veevabade boraatide sulamistemperatuurid jäävad vahemikku 500–2000 °C; Kõrgeimad sulamistemperatuurid on leelismuldmetallide leelismetaboraadid ning orto- ja metaboraadid. Enamik boraate moodustab kergesti klaase, kui nende sulamid jahutatakse. Hüdreeritud boraatide kõvadus Mohsi skaalal on 2-5, veevabade - kuni 9.
Hüdreeritud monoboraadid kaotavad kristallisatsioonivett kuni ~180°C, polüboraadid - 300-500°C juures; vee eemaldamine OH-rühmade tõttu , koordineeritud ümber boori aatomite esineb kuni ~750°C. Täieliku dehüdratsiooniga moodustuvad amorfsed ained, mis 500–800 ° C juures läbivad enamikul juhtudel "boraadi ümberkorraldamise" - kristalliseerumise, millega kaasneb (polüboraatide puhul) osaline lagunemine koos B 2 O 3 vabanemisega.
Leelismetallide boraadid, ammoonium ja T1(I) lahustuvad vees (eriti meta- ja pentaboraadid) ning hüdrolüüsuvad vesilahustes (lahustes on leeliseline reaktsioon). Enamik boraate laguneb kergesti hapete toimel, mõnel juhul CO 2 toimel; ja SO2;. Leelismuldmetallide ja raskmetallide boraadid interakteeruvad leelismetallide, karbonaatide ja leelismetallide süsivesinike lahustega. Veevabad boraadid on keemiliselt stabiilsemad kui hüdraatboraadid. Mõne alkoholiga, eriti glütserooliga, moodustavad boraadid vees lahustuvaid komplekse. Tugevate oksüdeerivate ainete, eriti H 2 O 2 toimel või elektrokeemilise oksüdatsiooni käigus muutuvad boraadid peroksoboraatideks .
Teada on umbes 100 looduslikku boraati, mis on peamiselt Na, Mg, Ca, Fe soolad.
Hüdreeritud boraadid saadakse: H 3 VO 3 neutraliseerimisel metallioksiidide, -hüdroksiidide või -karbonaatidega; leelismetalli boraatide, enamasti Na, vahetusreaktsioonid teiste metallide sooladega; halvasti lahustuvate boraatide vastastikuse muundamise reaktsioon leelismetalli boraatide vesilahustega; hüdrotermilised protsessid, milles kasutatakse mineraliseerivate lisanditena leelismetallide halogeniide. Veevabad boraadid saadakse B 2 O 3 sulatamisel või paagutamisel metallioksiidide või -karbonaatidega või hüdraatide dehüdraatimisel; Üksikkristalle kasvatatakse boraatide lahustes sulas oksiidides, näiteks Bi2O3-s.
Boraate kasutatakse: muude booriühendite saamiseks; laengukomponentidena klaasi, glasuuride, emailide, keraamika tootmisel; tulekindlate katete ja immutuste jaoks; räbustikomponentidena metalli rafineerimiseks, keevitamiseks ja jootmiseks”; värvide ja lakkide pigmentide ja täiteainetena; värvainete peitsainetena, korrosiooniinhibiitoritena, elektrolüütide komponentidena, fosforitena jne. Enim kasutatakse booraksit ja kaltsiumboraate.
2.Haliidid, halogeenide keemilised ühendid teiste elementidega. Halogeniidid hõlmavad tavaliselt ühendeid, milles halogeeniaatomitel on suurem elektronegatiivsus kui teisel elemendil. Haliide ei moodusta He, Ne ja Ar. Liht- või kahekomponentsete EC-halogeniidideni n (n- enamasti täisarv 1-st monohalogeniidide puhul 7-ni IF 7 ja ReF 7 puhul, kuid võib olla ka murdosa, näiteks 7/6 Bi 6Cl 7 puhul), hõlmab eelkõige vesinikhalogeniidide sooli ja interhalogeenühendeid (näiteks , halofluoriidid). Samuti on segahalogeniidid, polühalogeniidid, hüdrohalogeniidid, oksohalogeniidid, oksühalogeniidid, hüdroksohalogeniidid, tiohaliidid ja komplekshalogeniidid. Halogeenide oksüdatsiooniarv halogeniidides on tavaliselt -1.
Lähtuvalt elemendi-halogeensideme olemusest jagatakse lihtsad halogeniidid ioonseteks ja kovalentseteks. Tegelikkuses on seosed segase iseloomuga, ülekaalus on ühe või teise komponendi panus. Leelis- ja leelismuldmetallide halogeniidid, samuti paljud teiste metallide mono- ja dihalogeniidid on tüüpilised soolad, milles sideme ioonne olemus on ülekaalus. Enamik neist on suhteliselt tulekindlad, vähelenduvad ja vees hästi lahustuvad; vesilahustes dissotsieeruvad peaaegu täielikult ioonideks. Haruldaste muldmetallide trihaliididel on ka soolade omadused. Ioonsete halogeniidide lahustuvus vees väheneb üldiselt jodiididelt fluoriidideks. Kloriidid, bromiidid ja jodiidid Ag +, Cu +, Hg + ja Pb 2+ lahustuvad vees halvasti.
Halogeeni aatomite arvu suurenemine metallhalogeniidides või metalli laengu ja selle iooni raadiuse suhe põhjustab sideme kovalentse komponendi suurenemist, vees lahustuvuse ja halogeniidide termilise stabiilsuse vähenemist. , lenduvuse suurenemine, oksüdatsiooni suurenemine, võime ja kalduvus hüdrolüüsida. Neid sõltuvusi täheldatakse sama perioodi metallhalogeniidide ja sama metalli halogeniidide seeria puhul. Neid saab kergesti jälgida soojusomaduste näitel. Näiteks 4. perioodi metallhalogeniidide sulamis- ja keemistemperatuurid on KC1 puhul vastavalt 771 ja 1430 °C, CaCl2 puhul 772 ja 1960 °C, ScCl3 puhul 967 ja 975 °C, TiCl4 puhul -24,1 ja 136 °C. . UF 3 sulamistemperatuur on ~ 1500 °C, UF 4 1036 °C, UF 5 348 °C, UF 6 64,0 °C. Ühenduste ridades EH n konstantiga n Sidemete kovalentsus suureneb tavaliselt fluoriididelt kloriididele üleminekul ja väheneb, kui minna viimastelt bromiididele ja jodiididele. Seega on AlF 3 sublimatsioonitemperatuur 1280 °C, AlC1 3 180 °C, keemistemperatuur AlBr 3 254,8 °C, AlI 3 407 °C. Sarjades ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 on sublimatsioonitemperatuur vastavalt 906, 334, 355 ja 418°C. MF ridades n ja MC1 n kus M on ühe alarühma metall, siis sideme kovalentsus väheneb metalli aatommassi suurenemisega. On vähe metallide fluoriide ja kloriide, mille ioonse ja kovalentse sideme komponendid on ligikaudu võrdsed.
Element-halogeensideme keskmine energia väheneb fluoriididelt jodiididele üleminekul ja suurenedes n(vt tabelit).
Paljud metallhalogeniidid, mis sisaldavad eraldatud või sildavaid O-aatomeid (vastavalt okso- ja oksühalogeniidid), näiteks vanaadiumoksotrifluoriid VOF 3, nioobiumdioksofluoriid NbO 2 F, volframdioksojodiid WO 2 I 2.
Komplekssed halogeniidid (halometallaadid) sisaldavad keerulisi anioone, milles halogeeniaatomid on ligandid, näiteks kaaliumheksakloroplatinaat (IV) K2, naatriumheptafluorotantalaat (V), Na, liitiumheksafluoroarsenaat (V). Suurima termilise stabiilsusega on fluoro-, oksofluoro- ja klorometalaadid. Sidemete olemuselt on ioonsed ühendid katioonidega NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + jne sarnased komplekshalogeniididega.
Paljudele halogeniididele on iseloomulik seos ja polümerisatsioon vedelas ja gaasifaasis koos sildsidemete moodustumisega. Sellele on kõige vastuvõtlikumad I ja II rühma metallhalogeniidid, AlCl3, Sb pentafluoriidid ja siirdemetallid, oksofluoriidid koostisega MOF 4. Tuntud on metall-metalli sidemega halogeniidid, nt. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluoriidid erinevad omaduste poolest oluliselt teistest halogeniididest. Lihtsate halogeniidide puhul on need erinevused aga vähem väljendunud kui halogeenides endis ja keerukates halogeniidides on need vähem väljendunud kui lihtsates halogeniidides.
Paljud kovalentsed halogeniidid (eriti fluoriidid) on tugevad Lewise happed, nt. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoriidid on osa superhapetest. Kõrgemad halogeniidid redutseeritakse metallide ja vesinikuga, näiteks:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
UF6 + H2 = UF4 + 2HF
Rühmade V-VIII metallhalogeniidid, välja arvatud Cr ja Mn, redutseeritakse H2 toimel metallideks, näiteks:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Paljud kovalentsed ja ioonsed metallhalogeniidid reageerivad üksteisega keerukate halogeniidide moodustamiseks, näiteks:
KS1 + TaCl 5 = K
Kergemad halogeenid võivad raskemad halogeniidid välja tõrjuda. Hapnik võib oksüdeerida halogeniide, vabastades C1 2, Br 2 ja I 2. Üks kovalentsete halogeniidide iseloomulikke reaktsioone on interaktsioon veega (hüdrolüüs) või kuumutamisel selle auruga (pürohüdrolüüs), mis põhjustab oksiidide, oksü- või oksohaliidide, hüdroksiidide ja vesinikhalogeniidide moodustumist.
Halogeniidid saadakse otse elementidest, vesinikhalogeniidide või vesinikhalogeniidhapete reageerimisel elementide, oksiidide, hüdroksiidide või sooladega, samuti vahetusreaktsioonide kaudu.
Halogeniide kasutatakse laialdaselt tehnoloogias lähteainetena halogeenide, leelis- ja leelismuldmetallide tootmisel, klaaside ja muude anorgaaniliste materjalide komponentidena; need on vahesaadused haruldaste ja mõnede värviliste metallide, U, Si, Ge jne tootmisel.
Looduses moodustavad halogeniidid eraldi mineraalide klassid, mille hulka kuuluvad fluoriidid (näiteks mineraalid fluoriit, krüoliit) ja kloriidid (sylviit, karnalliit). Broom ja jood esinevad mõnedes mineraalides isomorfsete lisanditena. Märkimisväärsetes kogustes halogeniide leidub mere- ja ookeanivees, soolas ja maa-aluses soolvees. Mõned halogeniidid, näiteks NaCl, KC1, CaCl 2, on osa elusorganismidest.
3. Karbonaadid (ladina keelest carbo, gender carbonis coal), süsihappe soolad. Seal on keskmised karbonaadid CO 3 2- aniooniga ja happelised või süsivesinikud (vanad vesinikkarbonaadid) HCO 3 - aniooniga. Karbonaadid on kristalsed ained. Enamik keskmisi metallisoolasid oksüdatsiooniastmes +2 kristalliseeruvad kuusnurkadeks. võre tüüpi kaltsiit või rombi tüüpi aragoniit.
Keskmistest karbonaatidest lahustuvad vees ainult leelismetallide, ammooniumi ja Tl(I) soolad. Olulise hüdrolüüsi tulemusena on nende lahustes leeliseline reaktsioon. Metallkarbonaate on kõige raskem lahustada oksüdatsiooniastmes + 2. Vastupidi, kõik vesinikkarbonaadid on vees hästi lahustuvad. Vesilahustes metallisoolade ja Na 2 CO 3 vaheliste vahetusreaktsioonide käigus tekivad keskmiste karbonaatide sademed juhtudel, kui nende lahustuvus on oluliselt väiksem kui vastavatel hüdroksiididel. See kehtib Ca, Sr ja nende analoogide, lantaniidide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) ja Cd(II) puhul. Ülejäänud katioonid võivad hüdrolüüsi tulemusena lahustunud karbonaatidega interakteerudes anda mitte vaheühendeid, vaid aluselisi krabonaate või isegi hüdroksiide. Keskmisi krabonaate, mis sisaldavad mitut laengut katioone, võib mõnikord sadestada vesilahustest suure CO 2 ülejäägi juuresolekul.
Karbonaatide keemilised omadused tulenevad nende kuulumisest nõrkade hapete anorgaaniliste soolade klassi. Karbonaatide iseloomulikud omadused on seotud nende halva lahustuvusega, aga ka nii krabonaatide endi kui ka H 2 CO 3 termilise ebastabiilsusega. Neid omadusi kasutatakse krabonaatide analüüsimisel, mis põhinevad kas nende lagunemisel tugevate hapetega ja tekkiva CO 2 kvantitatiivsel neeldumisel leeliselahusega või CO 3 2-ioonide sadestamisel lahusest BaCO kujul. 3. Kui CO 2 liig mõjutab keskmise karbonaadi sadet, tekib lahuses vesinikkarbonaat, näiteks: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Süsivesinike olemasolu looduslikus vees põhjustab selle ajutise kareduse. Süsivesinikud muutuvad vähesel kuumutamisel isegi madalatel temperatuuridel taas keskmisteks karbonaatideks, mis kuumutamisel lagunevad oksiidiks ja CO 2 -ks. Mida aktiivsem on metall, seda kõrgem on selle karbonaadi lagunemistemperatuur. Seega sulab Na 2 CO 3 857 °C juures lagunemata ning karbonaatide Ca, Mg ja A1 puhul ulatuvad tasakaalulised lagunemisrõhud temperatuuridel 820, 350 ja 100 °C vastavalt 0,1 MPa-ni.
Karbonaadid on looduses väga laialt levinud, mis on tingitud CO 2 ja H 2 O osalemisest mineraalide moodustumise protsessides. karbonaadid mängivad suurt rolli globaalses tasakaalus atmosfääris leiduva gaasilise CO 2 ja lahustunud CO 2 vahel;
ja HCO 3 - ja CO 3 2- ioonid hüdrosfääris ning tahked soolad litosfääris. Olulisemad mineraalid on kaltsiit CaCO 3, magnesiit MgCO 3, sideriit FeCO 3, smitsoniit ZnCO 3 jt. Lubjakivi koosneb peamiselt kaltsiidist või organismide kaltsiidi skeletijäänustest, harva aragoniidist. Leelismetallide ja Mg looduslikud hüdraatkarbonaadid (näiteks MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), topeltkarbonaadid [näiteks dolomiit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 on tuntud ka O] ja aluseline [malahhiit CuCO 3 Cu(OH) 2, hüdrotserussiit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].
Olulisemad on kaaliumkarbonaat, kaltsiumkarbonaat ja naatriumkarbonaat. Paljud looduslikud karbonaadid on väga väärtuslikud metallimaagid (nt karbonaadid Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonaadid mängivad olulist füsioloogilist rolli, olles puhverained, mis reguleerivad vere pH püsivust.
4. Nitraadid, lämmastikhappe soolad HNO 3. Tuntud peaaegu kõigi metallide jaoks; esinevad mõlemad veevabade soolade M(NO3) kujul n (n- metalli oksüdatsiooniaste M) ja kristalsete hüdraatide kujul M(NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Vesilahustest toatemperatuurile lähedasel temperatuuril kristalliseeruvad ainult leelismetalli nitraadid veevabana, ülejäänud - kristalsete hüdraatidena. Sama metalli veevaba ja hüdraatunud nitraadi füüsikalis-keemilised omadused võivad oluliselt erineda.
D-elemendi nitraatide veevabad kristalsed ühendid on värvilised. Tavapäraselt võib nitraadid jagada ühenditeks, millel on valdavalt kovalentne side (Be, Cr, Zn, Fe ja teiste siirdemetallide soolad) ja valdavalt ioonse sidemega (leelis- ja leelismuldmetallide soolad). Ioonseid nitraate iseloomustab kõrgem termiline stabiilsus, suurema sümmeetriaga (kuup) kristallstruktuuride ülekaal ja nitraadiioonide ribade lõhenemise puudumine IR-spektris. Kovalentsetel nitraatidel on suurem lahustuvus orgaanilistes lahustites, madalam termiline stabiilsus ja nende IR-spektrid on keerulisemad; Mõned kovalentsed nitraadid on toatemperatuuril lenduvad ja vees lahustumisel lagunevad nad osaliselt, vabastades lämmastikoksiidid.
Kõikidel veevabadel nitraatidel on NO 3 -iooni olemasolu tõttu tugevad oksüdeerivad omadused, samas kui nende oksüdeerimisvõime suureneb ioonsetelt nitraatidelt kovalentsetele üleminekul. Viimased lagunevad vahemikus 100-300°C, ioonsed - 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 ja mõned teised sulavad kuumutamisel). Laguproduktid tahkes ja vedelas faasis. on järjestikku nitritid, oksünitraadid ja oksiidid, mõnikord vabad metallid (kui oksiid on ebastabiilne, näiteks Ag 2 O), ja gaasifaasis - NO, NO 2, O 2 ja N 2. Laguproduktide koostis sõltub metalli olemusest ja selle oksüdatsiooniastmest, kuumutamiskiirusest, temperatuurist, gaasilise keskkonna koostisest ja muudest tingimustest. NH 4 NO 3 plahvatab ja kiirel kuumutamisel võib plahvatusega laguneda, mille puhul tekivad N 2, O 2 ja H 2 O; aeglasel kuumutamisel laguneb see N 2 O ja H 2 O.
Gaasifaasis oleval vabal NO 3 - ioonil on võrdkülgse kolmnurga geomeetriline struktuur, mille keskel on N aatom, ONO nurgad ~ 120° ja N-O sideme pikkused 0,121 nm. Kristallilistes ja gaasilistes nitraatides säilitab NO 3 - ioon peamiselt oma kuju ja suuruse, mis määrab nitraatide ruumilisuse ja struktuuri. NO 3 - ioon võib toimida mono-, kahe-, kolmehambalise või sildligandina, seetõttu iseloomustavad nitraate väga erinevat tüüpi kristallstruktuurid.
Siirdemetallid kõrges oksüdatsiooniastmes steerilisuse tõttu. Veevabad nitraadid ei tekita raskusi ja neid iseloomustavad oksonitraadid, näiteks UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitraadid moodustavad sisesfääris NO 3 - iooniga suure hulga kaksik- ja komplekssooli. Vesikeskkonnas moodustavad siirdemetalli katioonid hüdrolüüsi tulemusena muutuva koostisega hüdroksonitraate (aluselisi nitraate), mida saab eraldada ka tahkes olekus.
Hüdreeritud nitraadid erinevad veevabadest nitraatidest selle poolest, et nende kristallstruktuurides on metalliioon enamasti seotud veemolekulidega, mitte NO 3 iooniga. Seetõttu lahustuvad nad vees paremini kui veevabad nitraadid, kuid vähem orgaanilistes lahustites, on nõrgemad oksüdeerivad ained ja sulavad kristallisatsioonivees ebaühtlaselt vahemikus 25-100 °C. Hüdreeritud nitraatide kuumutamisel veevabasid nitraate reeglina ei moodustu, vaid toimub termolüüs hüdroksonitraatide ning seejärel oksonitraadi ja metallioksiidide moodustumisega.
Paljude oma keemiliste omaduste poolest on nitraadid sarnased teiste anorgaaniliste sooladega. Nitraatide iseloomulikud omadused tulenevad nende väga heast lahustuvusest vees, madalast termilisest stabiilsusest ning võimest oksüdeerida orgaanilisi ja anorgaanilisi ühendeid. Nitraatide redutseerimisel moodustub lämmastikku sisaldavate saaduste NO 2, NO, N 2 O, N 2 või NH 3 segu, millest üks on ülekaalus, olenevalt redutseerija tüübist, temperatuurist, keskkonna reaktsioonist. ja muud tegurid.
Tööstuslikud nitraatide tootmise meetodid põhinevad NH 3 absorptsioonil HNO 3 lahustes (NH 4 NO 3 puhul) või lämmastikgaaside (NO + NO 2) absorptsioonil leeliste või karbonaatide lahustes (leelismetallide nitraatide, Ca, Mg, Ba), samuti mitmesugused metallisoolade vahetusreaktsioonid HNO 3 või leelismetallide nitraatidega. Laboris kasutatakse veevabade nitraatide saamiseks siirdemetallide või nende ühendite reaktsioone vedela N 2 O 4 ja selle segudega orgaaniliste lahustitega või reaktsioone N 2 O 5-ga.
Nitraate Na, K (naatrium- ja kaaliumnitraat) leidub looduslike ladestustena.
Nitraate kasutatakse paljudes tööstusharudes. Ammooniumnitrit (ammooniumnitraat) on peamine lämmastikku sisaldav väetis; Väetisena kasutatakse ka leelismetalli nitraate ja Ca. Nitraadid on raketikütuste komponendid, pürotehnilised kompositsioonid, söövituslahused kangaste värvimiseks; Neid kasutatakse metallide kõvendamiseks, toiduainete konserveerimiseks, ravimitena ja metallioksiidide tootmiseks.
Nitraadid on mürgised. Need põhjustavad kopsuturset, köha, oksendamist, ägedat südame-veresoonkonna puudulikkust jne. Inimesele on surmav nitraatide annus 8-15 g, lubatud ööpäevane kogus on 5 mg/kg. Nitraatide Na, K, Ca, NH3 summa MPC: vees 45 mg/l", mullas 130 mg/kg (ohuklass 3); juur- ja puuviljades (mg/kg) - kartul 250, hiline valge kapsas 500, hiline porgand 250, peet 1400, sibul 80, suvikõrvits 400, melonid 90, arbuusid, viinamarjad, õunad, pirnid 60. Agrotehniliste soovituste eiramine, liigne väetiste kasutamine suurendab järsult nitraatide sisaldust põllumajandustoodetes. põllud ( 40-5500 mg/l), põhjavesi.
5. Nitritid, lämmastikhappe HNO 2 soolad. Eelkõige kasutatakse leelismetallide ja ammooniumi nitriteid, vähem leelismuldmetalli ja nitriteid. d-metallid, Pb ja Ag. Teiste metallide nitritite kohta on vaid katkendlik teave.
Oksüdatsiooniastmes +2 metallinitritid moodustavad ühe, kahe või nelja veemolekuliga kristallhüdraate. Nitritid moodustavad topelt- ja kolmiksoolasid, nt. CsNO 2 AgNO 2 või Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, samuti kompleksühendid, näiteks Na 3.
Kristallstruktuurid on tuntud vaid mõne veevaba nitriti poolest. NO2 anioonil on mittelineaarne konfiguratsioon; ONO nurk 115°, H-O sideme pikkus 0,115 nm; M-NO 2 sideme tüüp on ioon-kovalentne.
Nitritid K, Na, Ba lahustuvad vees hästi, nitritid Ag, Hg, Cu on halvasti lahustuvad. Temperatuuri tõustes suureneb nitritite lahustuvus. Peaaegu kõik nitritid lahustuvad halvasti alkoholides, eetrites ja madala polaarsusega lahustites.
Nitritid on termiliselt ebastabiilsed; Ainult leelismetallide nitritid sulavad lagunemata, teiste metallide nitritid lagunevad temperatuuril 25-300 °C. Nitritite lagunemise mehhanism on keeruline ja sisaldab mitmeid paralleelselt järjestikuseid reaktsioone. Peamised gaasilised lagunemissaadused on NO, NO 2, N 2 ja O 2, tahked - metallioksiid või elementaarne metall. Suure hulga gaaside eraldumine põhjustab mõnede nitritite, näiteks NH 4 NO 2 plahvatusliku lagunemise, mis laguneb N 2 ja H 2 O-ks.
Nitritite iseloomulikud tunnused on seotud nende termilise ebastabiilsusega ja nitritiooni võimega olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija, olenevalt keskkonnast ja reaktiivide olemusest. Neutraalses keskkonnas redutseeritakse nitritid tavaliselt NO-ks, happelises keskkonnas oksüdeeritakse nitraatideks. Hapnik ja CO 2 ei interakteeru tahkete nitritite ja nende vesilahustega. Nitritid soodustavad lämmastikku sisaldavate orgaaniliste ainete, eelkõige amiinide, amiidide jne lagunemist. Orgaaniliste halogeniididega RXH. reageerivad, moodustades nii nitritid RONO kui ka nitroühendid RNO 2 .
Nitritite tööstuslik tootmine põhineb lämmastikgaasi (NO + NO 2 segu) absorptsioonil Na 2 CO 3 või NaOH lahustega koos NaNO 2 järjestikuse kristallimisega; Teiste metallide nitriteid saadakse tööstuses ja laborites metallisoolade vahetusreaktsioonil NaNO 2 -ga või nende metallide nitraatide redutseerimisel.
Nitriteid kasutatakse asovärvide sünteesiks, kaprolaktaami tootmisel, oksüdeerivate ainetena ja redutseerijatena kummi-, tekstiili- ja metallitööstuses, toiduainete säilitusainetena. Nitritid, nagu NaNO 2 ja KNO 2, on mürgised, põhjustades peavalu, oksendamist, hingamise pärssimist jne. NaNO 2 mürgitamisel tekib veres methemoglobiin ja erütrotsüütide membraanid kahjustuvad. NaNO 2-st ja amiinidest on võimalik moodustada nitrosoamiine otse seedetraktis.
6. Sulfaadid, väävelhappe soolad. Tuntud on keskmised sulfaadid SO42-aniooniga või hüdrosulfaadid HS04-aniooniga, aluselised, mis sisaldavad koos SO42-aniooniga OH-rühmi, näiteks Zn2(OH)2SO4. Samuti on topeltsulfaate, mis sisaldavad kahte erinevat katiooni. Nende hulka kuuluvad kaks suurt sulfaatide rühma - maarjas , samuti sheniite M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , kus M on ühe laenguga katioon, E on Mg, Zn ja teised topeltlaenguga katioonid. Tuntud kolmiksulfaat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polühaliidi mineraal), topeltaluselised sulfaadid, näiteks aluniidi ja jarosiidi rühma mineraalid M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 ja M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, kus M on üksiku laenguga katioon Sulfaadid võivad olla segasoolade osad, näiteks 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineraalne berkeiit), MgSO 4 KCl 3H20 (kainiit) .
Sulfaadid on kristalsed ained, enamasti keskmised ja happelised, vees hästi lahustuvad. Kaltsiumi, strontsiumi, plii ja mõnede teiste sulfaadid on vähelahustuvad; BaSO 4 ja RaSO 4 on praktiliselt lahustumatud. Aluselised sulfaadid on tavaliselt halvasti lahustuvad või praktiliselt lahustumatud või hüdrolüüsitakse vee toimel. Vesilahustest võivad sulfaadid kristalliseeruda kristalsete hüdraatidena. Mõnede raskmetallide kristalseid hüdraate nimetatakse vitriooliks; vasksulfaat CuSO 4 5H 2 O, raudsulfaat FeSO 4 7H 2 O.
Keskmised leelismetallide sulfaadid on termiliselt stabiilsed, happelised sulfaadid aga lagunevad kuumutamisel, muutudes pürosulfaatideks: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Teiste metallide keskmised sulfaadid, aga ka aluselised sulfaadid lagunevad reeglina piisavalt kõrge temperatuurini kuumutamisel metallioksiidide moodustumisega ja SO 3 vabanemisega.
Sulfaadid on looduses laialt levinud. Neid leidub mineraalide kujul, näiteks kipsis CaSO 4 H 2 O, mirabiliit Na 2 SO 4 10H 2 O, ning need on ka osa mere- ja jõeveest.
Paljusid sulfaate võib saada H 2 SO 4 interaktsioonil metallide, nende oksiidide ja hüdroksiididega, samuti lenduvate hapete soolade lagundamisel väävelhappega.
Anorgaanilisi sulfaate kasutatakse laialdaselt. Näiteks ammooniumsulfaat on lämmastikväetis, naatriumsulfaati kasutatakse klaasis, paberitööstuses, viskoosi tootmisel jne. Looduslikud sulfaatmineraalid on tooraine erinevate metallide ühendite, ehitusmaterjalide jms tööstuslikuks tootmiseks.
7.sulfitid, väävelhappe H2SO3 soolad . Seal on keskmised sulfitid aniooniga SO 3 2- ja happelised (hüdrosulfitid) aniooniga HSO 3 - . Keskmised sulfitid on kristalsed ained. Ammoonium- ja leelismetallide sulfitid lahustuvad vees hästi; lahustuvus (g 100 g-s): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Hüdrosulfitid tekivad vesilahustes. Leelismuldmetallide ja mõnede teiste metallide sulfitid on vees praktiliselt lahustumatud; MgSO 3 lahustuvus 1 g 100 g-s (40 °C). Tuntud kristallhüdraadid (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 jne.
Veevabad sulfitid, mida kuumutatakse suletud anumates ilma õhu juurdepääsuta, jagunevad ebaproportsionaalselt sulfiidideks ja sulfaatideks; N 2 voolus kuumutamisel kaotavad nad SO 2 ja õhu käes kuumutamisel oksüdeeruvad kergesti sulfaatideks. SO 2-ga vesikeskkonnas moodustavad keskmised sulfitid hüdrosulfiteid. Sulfitid on suhteliselt tugevad redutseerijad, need oksüdeeritakse kloori, broomi, H 2 O 2 jne lahustes sulfaatideks. Need lagunevad tugevate hapetega (näiteks HC1) SO 2 vabanemisega.
Kristallilised hüdrosulfiidid on tuntud K, Rb, Cs, NH 4 + poolest, need on ebastabiilsed. Ülejäänud hüdrosulfitid esinevad ainult vesilahustes. NH 4 HSO 3 tihedus 2,03 g/cm 3; lahustuvus vees (g 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Kristalliliste vesiniksulfiitide Na või K kuumutamisel või tselluloosi lahuse küllastumisel SO 2 M 2 SO 3-ga tekivad pürosulfitid (vananenud - metabisulfitid) M 2 S 2 O 5 - tundmatu vaba püroväävelhappe H 2 S 2 soolad. O5; kristallid, ebastabiilsed; tihedus (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; üle ~ 160 °C lagunevad SO 2 eraldumisega; lahustuvad vees (lagunedes HSO 3 --ks), lahustuvus (g 100 g-s): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; moodustavad hüdraate Na2S2O57H2O ja ZK2S2O52H2O; redutseerivad ained.
Keskmise leelismetalli sulfitid valmistatakse M 2 CO 3 (või MOH) vesilahuse reageerimisel SO 2-ga ja MSO 3 SO2 juhtimisel läbi MCO 3 vesisuspensiooni; Nad kasutavad peamiselt kontaktväävelhappe tootmise heitgaasidest SO 2. Sulfite kasutatakse kangaste, kiudude, teravilja säilitamiseks mõeldud naha, haljassööda, söödatööstuse jäätmete pleegitamisel, värvimisel ja trükkimisel (NaHSO 3,
Na2S2O5). CaSO 3 ja Ca(HSO 3) 2 on desinfitseerimisvahendid veini- ja suhkrutööstuses. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - sulfitvedeliku komponendid tselluloosi valmistamisel; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorbeerija; NaHSO 3 on tööstuslike heitgaaside H 2 S absorbeerija, redutseerija väävlivärvide tootmisel. K 2 S 2 O 5 - fotograafia happeliste fiksaatorite komponent, antioksüdant, antiseptik.
Segude eraldamise meetodid
Filtreerimine, heterogeensete süsteemide vedel - tahked osakesed (suspensioonid) ja gaas - tahked osakesed eraldamine poorse filtri vaheseinte (FP) abil, mis lasevad läbi vedeliku või gaasi, kuid säilitavad tahked osakesed. Protsessi liikumapanev jõud on faasisiirde mõlemal poolel tekkiv rõhuerinevus.
Suspensioonide eraldamisel moodustavad tahked osakesed FP-le tavaliselt märja settekihi, mida vajadusel pestakse vee või muu vedelikuga ning ka dehüdreeritakse, puhudes sellest läbi õhku või muud gaasi. Filtreerimine toimub konstantse rõhuerinevuse või konstantse protsessikiirusega w(filtraadi kogus m 3 , mis läbib 1 m 2 FP pinda ajaühikus). Pideva rõhuerinevuse korral juhitakse suspensioon filtrisse vaakumi või ülerõhu all, samuti kolbpumba abil; Tsentrifugaalpumba kasutamisel suureneb rõhuerinevus ja protsessi kiirus väheneb.
Sõltuvalt suspensioonide kontsentratsioonist eristatakse mitut tüüpi filtreerimist. Kontsentratsioonil üle 1% toimub filtreerimine koos sademe moodustumisega ja alla 0,1% kontsentratsioonil FP pooride ummistumisega (vedelike selginemine). Kui FP-le ei teki piisavalt tihedat settekihti ja tahked osakesed satuvad filtraati, siis filtreeritakse kasutades peendispersseid abimaterjale (kobediatomiit, perliit), mis on eelnevalt FP-le kantud või suspensioonile lisatud. Algkontsentratsioonil alla 10% on võimalik suspensioonide osaline eraldumine ja paksenemine.
Seal on pidevad ja perioodilised filtrid. Viimaste puhul on peamised tööetapid filtreerimine, setete pesemine, selle veetustamine ja mahalaadimine. Sel juhul on rakendatav optimeerimine vastavalt suurima tootlikkuse ja madalaimate kulude kriteeriumidele. Kui pesemist ja veetustamist ei teostata ning vaheseina hüdraulilist takistust võib tähelepanuta jätta, saavutatakse suurim tootlikkus, kui filtreerimisaeg on võrdne abitoimingute kestusega.
Kohaldatakse puuvillast, villast, sünteetilisest ja klaaskangast valmistatud painduvad FP-d, samuti looduslikest ja sünteetilistest kiududest valmistatud mittekootud FP-d ning paindumatutest - keraamikast, metallkeraamikast ja vahtplastist. Filtraadi liikumissuunad ja raskusjõu toime võivad olla vastupidised, kokku langeda või olla üksteisega risti.
Filtrite kujundused on mitmekesised. Üks levinumaid on pöörlev trummelvaakumfilter (cm. Joon.) pideva toimega, mille puhul filtraadi liikumissuunad ja raskusjõu toime on vastupidised. Jaotusseadme sektsioon ühendab I ja II tsooni vaakumallikaga ning III ja IV tsooni suruõhuallikaga. Filtraat ja pesuvedelik tsoonist I ja II sisenevad eraldi vastuvõtjatesse. Levinud on ka horisontaalsete kambritega automaatne perioodiline filterpress, lõputu lindi kujul olev filterkangas ja elastsed membraanid muda pressimise teel veetustamiseks. See teostab vaheldumisi kambrite suspensiooniga täitmise, setete filtreerimise, pesemise ja veetustamise, külgnevate kambrite lahtiühendamise ja setete eemaldamise toiminguid.
Soola võib määratleda kui ühendit, mis tekib happe ja aluse vahelisel reaktsioonil, kuid mis ei ole vesi. Selles jaotises käsitletakse neid soolade omadusi, mis on seotud ioontasakaaluga.
soolade reaktsioonid vees
Veidi hiljem näidatakse, et lahustuvus on suhteline mõiste. Kuid eelseisva arutelu jaoks saame kõik soolad umbkaudu jagada vees lahustuvateks ja lahustumatud sooladeks.
Mõned soolad moodustavad vees lahustades neutraalseid lahuseid. Teised soolad moodustavad happelisi või aluselisi lahuseid. See on tingitud pöörduvast reaktsioonist soolaioonide ja vee vahel, mille tulemusena moodustuvad konjugeeritud happed või alused. See, kas soolalahus osutub neutraalseks, happeliseks või aluseliseks, sõltub soola tüübist. Selles mõttes on nelja tüüpi sooli.
Tugevate hapete ja nõrkade alustega moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna happelise lahuse. Võtame näiteks ammooniumkloriidi NH4Cl. Kui see sool lahustatakse vees, toimib ammooniumiioon kui
Selles protsessis moodustunud H3O+ ioonide liigne kogus põhjustab lahuse happelisi omadusi.
Nõrga happe ja tugeva aluse poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna leeliselise lahuse. Näitena võtame naatriumatsetaadi CH3COONa1. Atsetaadi ioon toimib alusena, võttes veest vastu prootoni, mis sel juhul toimib happena:
Selles protsessis tekkivate OH-ioonide liigne kogus määrab lahuse leeliselised omadused.
Tugevate hapete ja tugevate aluste poolt moodustunud soolad. Kui seda tüüpi soolad lahustatakse vees, moodustub neutraalne lahus. Võtame näiteks naatriumkloriidi NaCl. Vees lahustatuna on see sool täielikult ioniseerunud ja seetõttu osutub Na+ ioonide kontsentratsioon võrdseks Cl-ioonide kontsentratsiooniga. Kuna ei üks ega teine ioon ei astu veega happe-aluse reaktsioonidesse, ei teki lahusesse üleliigset kogust H3O+ või OH ioone. Seetõttu osutub lahendus neutraalseks.
Nõrkade hapete ja nõrkade aluste poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolade näide on ammooniumatsetaat. Vees lahustatuna reageerib ammooniumiioon veega happena ja atsetaadi ioon reageerib veega alusena. Mõlemaid reaktsioone on kirjeldatud eespool. Nõrga happe ja nõrga aluse moodustatud soola vesilahus võib olla nõrgalt happeline, nõrgalt aluseline või neutraalne, olenevalt soola katioonide ja katioonide reaktsioonide tulemusena tekkinud H3O+ ja OH- ioonide suhtelisest kontsentratsioonist. anioonid veega. See sõltub katiooni ja aniooni dissotsiatsioonikonstantide väärtuste vahelisest suhtest.
