Tabela rozpuszczalności pierwiastków chemicznych to tabela rozpuszczalności w wodzie najsłynniejszych kwasów nieorganicznych, zasad i soli.
Definicja 1
Tabela rozpuszczalności chemicznej pokazuje rozpuszczalność w temperaturze 20 ° C, wraz ze wzrostem temperatury rozpuszczalność wzrasta.
Substancja jest rozpuszczalna w wodzie, jeśli jej rozpuszczalność jest większa niż 1 g w 100 g wody, a nierozpuszczalna, jeśli jest mniejsza niż 0,1 g / 100 g. Na przykład, znajdując lit w tabeli rozpuszczalności w chemii, możesz się upewnić, że prawie wszystkie jego sole tworzą roztwory.
na ryc. 1 i ryc. 2 pokazuje zdjęcie kompletnej tabeli rozpuszczalności w chemii z nazwami reszt kwasowych.
Ryc. 1. Fototabela rozpuszczalności w chemii 2018-2019
Rysunek 2. Tabela chemiczna z kwasami i resztami kwasowymi
Aby wymyślić nazwę soli, musisz użyć układu okresowego pierwiastków i rozpuszczalności. Do nazwy reszty kwasowej dodaje się nazwę metalu z układu okresowego pierwiastków, np.:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - fosforan cynku; $\mathrm(FeSO_4)$ - siarczan żelaza(II).
W nawiasach z nazwą tekstową należy podać wartościowość metalu, jeśli jest ich kilka. W przypadku żelaza występuje również sól $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - siarczan żelaza(III).
Czego można się nauczyć, korzystając z tabeli rozpuszczalności w chemii
Tabela rozpuszczalności substancji w chemii z wytrącaniem służy do określenia możliwości zajścia reakcji, ponieważ powstanie osadu lub gazu jest niezbędne do nieodwracalnego przebiegu reakcji.
Tabela rozpuszczalności soli, kwasów i zasad to podstawa, bez której nie da się w pełni opanować wiedzy chemicznej. Rozpuszczalność zasad i soli pomaga w nauczaniu nie tylko uczniów, ale także osób zawodowych. Tworzenie wielu produktów życiowych nie może obejść się bez tej wiedzy.
Tabela rozpuszczalności kwasów, soli i zasad w wodzie
Tabela rozpuszczalności soli i zasad w wodzie to podręcznik, który pomaga w opanowaniu podstaw chemii. Poniższe uwagi pomogą Ci zrozumieć poniższą tabelę.
- P - wskazuje na substancję rozpuszczalną;
- H jest substancją nierozpuszczalną;
- M - substancja jest słabo rozpuszczalna w środowisku wodnym;
- RK - substancja może się rozpuścić tylko pod wpływem silnych kwasów organicznych;
- Myślnik powie, że takie stworzenie nie istnieje w naturze;
- NK - nie rozpuszcza się ani w kwasach, ani w wodzie;
- ? - znak zapytania wskazuje, że dziś nie ma dokładnych informacji o rozpuszczeniu substancji.
Często ze stołu korzystają chemicy i uczniowie, studenci do badań laboratoryjnych, podczas których konieczne jest ustalenie warunków wystąpienia określonych reakcji. Zgodnie z tabelą okazuje się, jak substancja zachowuje się w środowisku chlorowodorowym lub kwaśnym, czy osad jest możliwy. Osad podczas badań i eksperymentów wskazuje na nieodwracalność reakcji. Jest to istotny punkt, który może wpłynąć na przebieg całej pracy laboratorium.
Woda jest jednym z głównych związków chemicznych na naszej planecie. Jedną z jego najciekawszych właściwości jest zdolność do tworzenia roztworów wodnych. A w wielu dziedzinach nauki i techniki rozpuszczalność soli w wodzie odgrywa ważną rolę.
Rozpuszczalność rozumiana jest jako zdolność różnych substancji do tworzenia jednorodnych (homogenicznych) mieszanin z cieczami - rozpuszczalnikami. To objętość materiału użytego do rozpuszczenia i utworzenia roztworu nasyconego decyduje o jego rozpuszczalności, porównywalnej z ułamkiem masowym tej substancji lub jej ilością w stężonym roztworze.
Zgodnie z ich zdolnością do rozpuszczania sole są klasyfikowane w następujący sposób:
- substancje rozpuszczalne obejmują substancje, które można rozpuścić w 100 g wody więcej niż 10 g;
- trudno rozpuszczalne to te, których ilość w rozpuszczalniku nie przekracza 1 g;
- stężenie substancji nierozpuszczalnych w 100 g wody jest mniejsze niż 0,01.
W przypadku, gdy polarność substancji użytej do rozpuszczenia jest zbliżona do polarności rozpuszczalnika, jest ona rozpuszczalna. Przy różnych polaryzacjach najprawdopodobniej nie można rozcieńczyć substancji.
Jak następuje rozwiązanie
Jeśli mówimy o tym, czy sól rozpuszcza się w wodzie, to dla większości soli jest to uczciwe stwierdzenie. Istnieje specjalna tabela, według której można dokładnie określić stopień rozpuszczalności. Ponieważ woda jest uniwersalnym rozpuszczalnikiem, dobrze miesza się z innymi cieczami, gazami, kwasami i solami.
Jeden z najwyraźniejszych przykładów rozpuszczania ciała stałego w wodzie można zaobserwować niemal codziennie w kuchni, podczas przygotowywania potraw z użyciem soli kuchennej. Dlaczego więc sól rozpuszcza się w wodzie?
Ze szkolnego kursu chemii wielu pamięta, że \u200b\u200bcząsteczki wody i soli są polarne. Oznacza to, że ich bieguny elektryczne są przeciwne, co skutkuje wysoką stałą dielektryczną. Cząsteczki wody otaczają jony innej substancji, na przykład, jak w naszym przypadku, NaCl. W tym przypadku powstaje ciecz, która jest jednorodna w swojej konsystencji.
Efekt temperaturowy
Istnieje kilka czynników, które wpływają na rozpuszczalność soli. Przede wszystkim jest to temperatura rozpuszczalnika. Im jest on wyższy, tym większa jest wartość współczynnika dyfuzji cząstek w cieczy, a przenoszenie masy następuje szybciej.
Chociaż na przykład rozpuszczalność soli kuchennej (NaCl) w wodzie praktycznie nie zależy od temperatury, ponieważ jej współczynnik rozpuszczalności wynosi 35,8 w t 20 ° C i 38,0 w 78 ° C. Ale siarczan miedzi (CaSO4) wraz ze wzrostem temperatury woda rozpuszcza się gorzej.
Inne czynniki wpływające na rozpuszczalność to:
- Wielkość rozpuszczonych cząstek – przy większej powierzchni rozdziału faz rozpuszczanie następuje szybciej.
- Proces mieszania, który wykonywany intensywnie przyczynia się do wydajniejszego przenoszenia masy.
- Obecność zanieczyszczeń: niektóre przyspieszają proces rozpuszczania, inne, utrudniając dyfuzję, spowalniają szybkość procesu.
Film o mechanizmie rozpuszczania soli
| kationy | aniony | |||||||||
| F- | Cl- | br- | I- | S2- | NR 3 - | CO 3 2- | SiO3 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 |
| Mg2+ | RK | R | R | R | M | R | H | RK | R | RK |
| Ca2+ | NK | R | R | R | M | R | H | RK | M | RK |
| Sr2+ | NK | R | R | R | R | R | H | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | H | RK | NK | RK |
| sn2+ | R | R | R | M | RK | R | H | H | R | H |
| Pb 2+ | H | M | M | M | RK | R | H | H | H | H |
| Al 3+ | M | R | R | R | G | R | G | NK | R | RK |
| Cr3+ | R | R | R | R | G | R | G | H | R | RK |
| Mn2+ | R | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe3+ | R | R | R | - | - | R | G | H | R | RK |
| Co2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Ni2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Cu2+ | M | R | R | - | H | R | G | H | R | H |
| Zn2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| CD 2+ | R | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Hg2+ | R | R | M | NK | NK | R | H | H | R | H |
| Hg 2 2+ | R | NK | NK | NK | RK | R | H | H | M | H |
| Ag+ | R | NK | NK | NK | NK | R | H | H | M | H |
Legenda:
P - substancja jest dobrze rozpuszczalna w wodzie; M - słabo rozpuszczalny; H - praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale łatwo rozpuszczalny w słabych lub rozcieńczonych kwasach; RK - nierozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalny tylko w mocnych kwasach nieorganicznych; NK - nierozpuszczalny ani w wodzie, ani w kwasach; G - całkowicie hydrolizuje po rozpuszczeniu i nie występuje w kontakcie z wodą. Kreska oznacza, że taka substancja w ogóle nie istnieje.
W roztworach wodnych sole całkowicie lub częściowo dysocjują na jony. Sole słabych kwasów i/lub słabych zasad ulegają hydrolizie. Wodne roztwory soli zawierają uwodnione jony, pary jonowe i bardziej złożone formy chemiczne, w tym produkty hydrolizy itp. Wiele soli jest również rozpuszczalnych w alkoholach, acetonie, amidach kwasowych i innych rozpuszczalnikach organicznych.
Z roztworów wodnych sole mogą krystalizować w postaci krystalicznych hydratów, z roztworów niewodnych - w postaci krystalicznych solwatów, np. CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Dane o różnych procesach zachodzących w układach woda-sol, o rozpuszczalności soli w ich wspólnej obecności w zależności od temperatury, ciśnienia i stężenia, o składzie fazy stałej i ciekłej można uzyskać badając wykresy rozpuszczalności układów woda-sol.
Ogólne metody syntezy soli.
1. Otrzymywanie średnich soli:
1) metal z niemetalem: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal z kwasem: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metal z roztworem soli mniej aktywnego metalu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) tlenek zasadowy z tlenkiem kwasowym: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) tlenek zasadowy z kwasem CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) zasady z kwaśnym tlenkiem Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) zasady z kwasem: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) sole kwasów: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl
9) roztwór zasady z roztworem soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) roztwory dwóch soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Otrzymywanie soli kwasów:
1. Oddziaływanie kwasu z brakiem zasady. KOH + H2SO4 \u003d KHSO4 + H2O
2. Oddziaływanie zasady z nadmiarem tlenku kwasowego
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Interakcja średniej soli z kwasem Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Otrzymywanie soli zasadowych:
1. Hydroliza soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas
ZnCl2 + H2O \u003d Cl + HCl
2. Dodawanie (kropla po kropli) niewielkich ilości alkaliów do roztworów średnich soli metali AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Oddziaływanie soli słabych kwasów z solami średnimi
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O \u003d 2CO3 + CO2 + 4NaCl
4. Otrzymywanie soli złożonych:
1. Reakcje soli z ligandami: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Otrzymywanie soli podwójnych:
1. Wspólna krystalizacja dwóch soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reakcje redoks ze względu na właściwości kationu lub anionu. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2. Właściwości chemiczne soli kwasów:
1. Rozkład termiczny z utworzeniem średniej soli
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O
2. Interakcja z alkaliami. Otrzymywanie średniej soli.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Właściwości chemiczne soli zasadowych:
1. Rozkład termiczny. 2 CO3 \u003d 2CuO + CO2 + H2O
2. Interakcja z kwasem: tworzenie średniej soli.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O
4. Właściwości chemiczne soli złożonych:
1. Zniszczenie kompleksów w wyniku powstawania słabo rozpuszczalnych związków:
2Cl + K2S \u003d CuS + 2KCl + 4NH3
2. Wymiana ligandów między sferami zewnętrznymi i wewnętrznymi.
K2 + 6H2O \u003d Cl2 + 2KCl
5. Właściwości chemiczne soli podwójnych:
1. Interakcja z roztworami alkalicznymi: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Odzyskiwanie: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, rozcieńczony H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Surowcami do przemysłowej produkcji szeregu chlorków, siarczanów, węglanów, boranów Na, K, Ca, Mg są wody morskie i oceaniczne, naturalne solanki powstające podczas ich odparowywania oraz stałe osady soli. Dla grupy minerałów tworzących złoża soli osadowych (siarczany i chlorki Na, K i Mg) stosuje się kryptonim „sole naturalne”. Największe złoża soli potasowych znajdują się w Rosji (Solikamsk), Kanadzie i Niemczech, potężne złoża rud fosforowych - w Afryce Północnej, Rosji i Kazachstanie, NaNO3 - w Chile.
Sole znajdują zastosowanie w przemyśle spożywczym, chemicznym, metalurgicznym, szklarskim, skórzanym, włókienniczym, rolnictwie, medycynie itp.
Główne rodzaje soli
1. Borany (oksoborany), sole kwasów borowych: metaborowy HBO 2, ortoborowy H 3 BO 3 i kwasy poliborowe nie wyodrębnione w stanie wolnym. W zależności od liczby atomów boru w cząsteczce są one podzielone na mono-, di, tetra-, heksaborany itp. Borany są również nazywane zgodnie z kwasami, które je tworzą, oraz liczbą moli B 2 O 3 na 1 mol tlenku zasadowego. Tak więc różne metaborany można nazwać monoboranami, jeśli zawierają anion B (OH) 4 lub anion łańcuchowy (BO 2) n n - diborany - jeśli zawierają podwójny anion łańcuchowy (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborany - jeśli zawierają anion pierścieniowy (B 3 O 6) 3-.
Struktury boranów obejmują grupy borowo-tlenowe - „bloki” zawierające od 1 do 6, a czasem 9 atomów boru, na przykład:
Liczba koordynacyjna atomów boru wynosi 3 (grupy trójkątne bor-tlen) lub 4 (grupy tetraedryczne). Grupy borowo-tlenowe są podstawą nie tylko wyspowych, ale także bardziej złożonych struktur - łańcuchowych, warstwowych i szkieletowych polimeryzowanych. Te ostatnie powstają w wyniku eliminacji wody w cząsteczkach uwodnionych boranów i pojawienia się wiązań mostkowych przez atomy tlenu; procesowi czasami towarzyszy zerwanie wiązania BO w polianionach. Polianiony mogą przyłączać grupy boczne - czworościany lub trójkąty borowo-tlenowe, ich dimery lub obce aniony.
Amon, zasady, a także inne metale na stopniu utlenienia +1 najczęściej tworzą uwodnione i bezwodne metaborany typu MBO 2, tetraborany M 2 B 4 O 7, pentaborany MB 5 O 8, a także M 4 B 10 O 17 dekaboruje N H 2 O. Metale ziem alkalicznych i inne metale na stopniu utlenienia + 2 zwykle dają uwodnione metaborany, triborany M 2 B 6 O 11 i heksaborany MB 6 O 10. a także bezwodne meta-, orto- i tetraborany. Metale na stopniu utlenienia + 3 charakteryzują się uwodnionymi i bezwodnymi ortoboranami MBO 3.
Borany to bezbarwne substancje amorficzne lub kryształy (głównie o budowie niskosymetrycznej – jednoskośnej lub rombowej). Bezwodne borany mają temperaturę topnienia w zakresie od 500 do 2000 °C; najbardziej topliwymi metaboranami są metale alkaliczne oraz orto- i metaborany metali ziem alkalicznych. Większość boranów łatwo tworzy szkła, gdy ich stop jest schładzany. Twardość uwodnionych boranów w skali Mohsa wynosi 2-5, bezwodnych - do 9.
Uwodnione monoborany tracą wodę krystalizacyjną do ~180°C, poliborany - przy 300-500°C; eliminacja wody dzięki grupom OH , skoordynowane wokół atomów boru występuje do ~750°С. Przy całkowitym odwodnieniu powstają substancje amorficzne, które w temperaturze 500-800 ° C w większości przypadków ulegają „przegrupowaniu boranów” - krystalizacji, której towarzyszy (w przypadku poliboranów) częściowy rozkład z uwolnieniem B 2 O 3.
Metale alkaliczne, amon i borany T1(I) są rozpuszczalne w wodzie (zwłaszcza meta- i pentaborany), hydrolizują w roztworach wodnych (roztwory mają odczyn zasadowy). Większość boranów jest łatwo rozkładana przez kwasy, w niektórych przypadkach przez działanie CO2; i S02;. Borany metali ziem alkalicznych i metali ciężkich oddziałują z roztworami alkaliów, węglanami i wodorowęglanami metali alkalicznych. Bezwodne borany są bardziej stabilne chemicznie niż uwodnione. Z niektórymi alkoholami, w szczególności z gliceryną, borany tworzą rozpuszczalne w wodzie kompleksy. Pod działaniem silnych utleniaczy, w szczególności H 2 O 2 lub podczas utleniania elektrochemicznego borany przekształcają się w nadtlenoborany .
Znanych jest około 100 naturalnych boranów, które są głównie solami Na, Mg, Ca, Fe.
Uwodnione borany otrzymuje się przez: zobojętnianie H 3 BO 3 tlenkami, wodorotlenkami lub węglanami metali; reakcje wymiany boranów metali alkalicznych, najczęściej Na, z solami innych metali; reakcja wzajemnego przekształcania się trudno rozpuszczalnych boranów z wodnymi roztworami boranów metali alkalicznych; procesy hydrotermalne z zastosowaniem halogenków metali alkalicznych jako dodatków mineralizujących. Bezwodne borany otrzymuje się przez stapianie lub spiekanie B 2 O 3 z tlenkami lub węglanami metali lub przez odwodnienie hydratów; monokryształy hoduje się w roztworach boranów w stopionych tlenkach, np. Bi 2 O 3 .
Borany są wykorzystywane: do otrzymywania innych związków boru; jako składniki wsadu przy produkcji szkła, szkliw, emalii, ceramiki; do ognioodpornych powłok i impregnatów; jako składniki topników do uszlachetniania, spawania i lutowania metali”; jako pigmenty i wypełniacze farb i lakierów; jako zaprawy w farbiarstwie, inhibitory korozji, składniki elektrolitów, luminofory itp. Najpowszechniej stosowane są boraks i borany wapnia.
2. Halogenki, związki chemiczne halogenów z innymi pierwiastkami. Halogenki zwykle obejmują związki, w których atomy halogenu mają wyższą elektroujemność niż inny pierwiastek. Halogenki nie tworzą He, Ne i Ar. Do prostych lub binarnych halogenków EX N (N- najczęściej liczba całkowita od 1 dla monohalogenków do 7 dla IF 7 i ReF 7, ale może być również ułamkowa, np. 7/6 dla Bi 6 Cl 7) obejmują w szczególności sole kwasów halogenowodorowych i związki międzyhalogenowe (np. na przykład halofluorki). Istnieją również mieszane halogenki, polihalogenki, halogenki halogenków, oksohalogenki, tlenohalogenki, hydroksyhalogenki, tiohalogenki i złożone halogenki. Stopień utlenienia halogenów w halogenkach wynosi zwykle -1.
Zgodnie z naturą wiązania pierwiastek-halogen proste halogenki dzielą się na jonowe i kowalencyjne. W rzeczywistości relacje mają charakter mieszany z przewagą udziału jednego lub drugiego składnika. Halogenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, a także wiele mono- i dihalogenków innych metali to typowe sole, w których przeważa jonowy charakter wiązania. Większość z nich jest stosunkowo ogniotrwała, mało lotna, dobrze rozpuszczalna w wodzie; w roztworach wodnych prawie całkowicie dysocjują na jony. Właściwości soli posiadają również trihalogenki pierwiastków ziem rzadkich. Rozpuszczalność w wodzie halogenków jonowych na ogół zmniejsza się od jodków do fluorków. Chlorki, bromki i jodki Ag + , Сu + , Hg + i Pb 2+ są słabo rozpuszczalne w wodzie.
Wzrost liczby atomów halogenu w halogenkach metali lub stosunku ładunku metalu do promienia jego jonu prowadzi do wzrostu składnika kowalencyjnego wiązania, zmniejszenia rozpuszczalności w wodzie i stabilności termicznej halogenków, wzrostu lotność, wzrost utleniania, zdolność i skłonność do hydrolizy. Zależności te obserwuje się dla halogenków metali z tego samego okresu iw szeregu halogenków tego samego metalu. Łatwo je prześledzić na przykładzie właściwości termicznych. Na przykład dla halogenków metali z 4 okresu temperatury topnienia i wrzenia wynoszą odpowiednio 771 i 1430°C dla KC1, 772 i 1960°C dla CaCl2, 967 i 975°C dla ScCl3, -24,1 i 136°C dla TiCl4. Dla UF 3 temperatura topnienia wynosi ~1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. W serii związków EC N z tym samym N kowalencyjność wiązania zwykle wzrasta, przechodząc od fluorków do chlorków i maleje, przechodząc od tych ostatnich do bromków i jodków. Tak więc dla AlF 3 temperatura sublimacji wynosi 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, temperatura wrzenia A1Br 3 wynosi 254,8 ° C, Al 3 407 ° C. W szeregu ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura sublimacji wynosi odpowiednio 906, 334, 355 i 418°C. W szeregach MF N i MS1 N gdzie M jest metalem jednej podgrupy, kowalencyjność wiązania maleje wraz ze wzrostem masy atomowej metalu. Istnieje kilka fluorków i chlorków metali o mniej więcej takim samym udziale składników wiązań jonowych i kowalencyjnych.
Średnia energia wiązania pierwiastek-halogen maleje przy przejściu od fluorków do jodków i wraz ze wzrostem N(patrz tabela).
Wiele halogenków metali zawierających izolowane lub mostkujące atomy O (odpowiednio okso- i oksyhalogenki), na przykład oksotrifluorek wanadu VOF 3, dioksyfluorek niobu NbO 2 F, dioksodiiodek wolframu WO 2 I 2.
Złożone halogenki (halogenometalany) zawierają złożone aniony, w których atomy halogenu są ligandami, na przykład heksachloroplatynian (IV) K 2 , heptafluorotantalan sodu (V) Na, heksafluoroarsenian litu (V) Li. Fluoro-, oksofluoro- i chlorometalany mają najwyższą stabilność termiczną. Z natury wiązań związki jonowe z kationami NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + i inne są zbliżone do złożonych halogenków.
Wiele halogenków charakteryzuje się asocjacją i polimeryzacją w fazie ciekłej i gazowej z tworzeniem wiązań mostkowych. Najbardziej podatne na to są halogenki metali z grupy I i II, AlCl 3 , pentafluorki Sb i metali przejściowych, oksofluorki o składzie MOF 4 . Na przykład znane halogenki z wiązaniem metal-metal. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorki znacznie różnią się właściwościami od innych halogenków. Jednak w prostych halogenkach różnice te są mniej wyraźne niż w samych halogenach, aw złożonych halogenkach są mniej wyraźne niż w prostych.
Wiele halogenków kowalencyjnych (zwłaszcza fluorków) to mocne kwasy Lewisa, np. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorki są częścią superkwasów. Wyższe halogenki są redukowane przez metale i wodór, na przykład:
5KF 6 + W = 6KF 5
TiCl4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl2
UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF
Halogenki metali z grup V-VIII, z wyjątkiem Cr i Mn, są redukowane przez H2 do metali, na przykład:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Wiele kowalencyjnych i jonowych halogenków metali oddziałuje ze sobą, tworząc złożone halogenki, na przykład:
KC1 + TaCl5 = K
Lżejsze halogeny mogą wypierać cięższe z halogenków. Tlen może utleniać halogenki, uwalniając C1 2 , Br 2 i I 2 . Jedną z charakterystycznych reakcji halogenków kowalencyjnych jest oddziaływanie z wodą (hydroliza) lub jej parami po podgrzaniu (pirohydroliza), prowadzące do powstania tlenków, oksy- lub oksohalogenków, wodorotlenków i halogenowodorów.
Halogenki otrzymuje się bezpośrednio z pierwiastków, w wyniku oddziaływania halogenowodorów lub kwasów halogenowodorowych z pierwiastkami, tlenkami, wodorotlenkami lub solami, a także w wyniku reakcji wymiany.
Halogenki są szeroko stosowane w inżynierii jako materiały wyjściowe do produkcji halogenów, metali alkalicznych i ziem alkalicznych oraz jako składniki szkieł i innych materiałów nieorganicznych; są produktami pośrednimi w produkcji rzadkich i niektórych metali nieżelaznych, U, Si, Ge itp.
W naturze halogenki tworzą odrębne klasy minerałów, do których należą fluorki (np. fluoryt, kriolit) i chlorki (sylwit, karnalit). Brom i jod występują w niektórych minerałach jako zanieczyszczenia izomorficzne. Znaczne ilości halogenków znajdują się w wodach mórz i oceanów, w soli i podziemnych solankach. Niektóre halogenki, takie jak NaCl, KC1, CaCl 2, są częścią organizmów żywych.
3. Węglany (z łac. carbo, rodzaj case carbonis carbon), sole kwasu węglowego. Istnieją średnie węglany z anionem CO 3 2- i kwaśnym lub wodorowęglany (przestarzałe wodorowęglany), z anionem HCO 3 -. Węglany to substancje krystaliczne. Większość średnich soli metali na stopniu utlenienia + 2 krystalizuje w sześciokąt. siatkowy typ kalcytu lub rombowy typ aragonitu.
Spośród średnich węglanów tylko sole metali alkalicznych, amon i Tl (I) rozpuszczają się w wodzie. W wyniku znacznej hydrolizy ich roztwory mają odczyn zasadowy. Najtrudniej rozpuszczalne węglany metali na stopniu utlenienia + 2. Przeciwnie, wszystkie wodorowęglany są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Podczas reakcji wymiany w roztworach wodnych między solami metali a Na 2 CO 3 tworzą się osady średnich węglanów, gdy ich rozpuszczalność jest znacznie mniejsza niż rozpuszczalność odpowiednich wodorotlenków. Tak jest w przypadku Ca, Sr i ich analogów, lantanowców, Ag(I), Mn(II), Pb(II) i Cd(II). Pozostałe kationy, oddziałując z rozpuszczonymi węglanami w wyniku hydrolizy, mogą dawać nie średnie, ale zasadowe węglany, a nawet wodorotlenki. Średnie węglany zawierające wielokrotnie naładowane kationy mogą czasami wytrącać się z roztworów wodnych w obecności dużego nadmiaru CO2.
Właściwości chemiczne węglanów wynikają z ich przynależności do klasy nieorganicznych soli słabych kwasów. Cechą charakterystyczną węglanów jest ich słaba rozpuszczalność, a także niestabilność termiczna zarówno samych krabonianów, jak i H 2 CO 3 . Właściwości te wykorzystuje się w analizie krabonianów, opartej albo na ich rozkładzie przez mocne kwasy i ilościowej absorpcji uwolnionego w tym przypadku CO 2 przez roztwór alkaliczny, albo na wytrąceniu jonu CO 3 2- z roztworu w forma ВаСО 3 . Pod działaniem nadmiaru CO 2 na osad średniego węglanu w roztworze powstaje wodorowęglan, na przykład: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Obecność wodorowęglanów w wodzie naturalnej decyduje o jej twardości przejściowej. Węglowodany po lekkim podgrzaniu już w niskich temperaturach ponownie przekształcają się w średnie węglany, które po podgrzaniu rozkładają się na tlenek i CO2. Im bardziej aktywny metal, tym wyższa temperatura rozkładu jego węglanu. Tak więc Na 2 CO 3 topi się bez rozkładu w temperaturze 857 °C, a dla węglanów Ca, Mg i Al równowagowe ciśnienia rozkładu osiągają 0,1 MPa w temperaturach odpowiednio 820, 350 i 100 °C.
Węglany są bardzo rozpowszechnione w przyrodzie, co wynika z udziału CO 2 i H 2 O w procesach powstawania minerałów. węglany odgrywają dużą rolę w globalnej równowadze między gazowym CO 2 w atmosferze a rozpuszczonym CO 2 ;
oraz jony HCO 3 - i CO 3 2 - w hydrosferze oraz sole stałe w litosferze. Do najważniejszych minerałów należą: kalcyt CaCO 3, magnezyt MgCO 3, syderyt FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 itp. Wapień składa się głównie z kalcytu lub kalcytowych szczątków szkieletowych organizmów, rzadziej z aragonitu. Znane są również naturalne uwodnione węglany metali alkalicznych i Mg (na przykład MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 · 10H 2 O), podwójne węglany [na przykład dolomit CaMg (CO 3) 2, tron Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] i zasadowy [malachit CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerusyt 2РbСО 3 Pb(OH) 2].
Najważniejsze to węglan potasu, węglan wapnia i węglan sodu. Wiele naturalnych węglanów to bardzo cenne rudy metali (np. węglany Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Wodorowęglany pełnią ważną rolę fizjologiczną, będąc substancjami buforowymi regulującymi stałość pH krwi.
4. Azotany, sole kwasu azotowego HNO 3. Znany z prawie wszystkich metali; występują zarówno w postaci bezwodnych soli M (NO 3) N (N- stopień utlenienia metalu M), oraz w postaci krystalicznych hydratów M (NO 3) N X H2O ( X= 1-9). Z roztworów wodnych w temperaturze zbliżonej do temperatury pokojowej krystalizują tylko bezwodne azotany metali alkalicznych, reszta - w postaci krystalicznych hydratów. Właściwości fizykochemiczne bezwodnego i uwodnionego azotanu tego samego metalu mogą być bardzo różne.
Bezwodne krystaliczne związki azotanów pierwiastków d są zabarwione. Konwencjonalnie azotany można podzielić na związki o przeważającym wiązaniu kowalencyjnym (sole Be, Cr, Zn, Fe i innych metali przejściowych) oraz o przeważającym wiązaniu jonowym (sole metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych). Azotany jonowe charakteryzują się wyższą stabilnością termiczną, przewagą struktur krystalicznych o większej symetrii (sześciennych) oraz brakiem rozszczepienia pasm jonów azotanowych w widmach IR. Azotany kowalencyjne mają wyższą rozpuszczalność w rozpuszczalnikach organicznych, niższą stabilność termiczną, ich widma IR są bardziej złożone; niektóre kowalencyjne azotany są lotne w temperaturze pokojowej, a po rozpuszczeniu w wodzie częściowo rozkładają się z uwolnieniem tlenków azotu.
Wszystkie bezwodne azotany wykazują silne właściwości utleniające ze względu na obecność jonu NO 3 -, przy czym ich zdolność utleniająca wzrasta przy przejściu od azotanów jonowych do kowalencyjnych. Te ostatnie rozkładają się w zakresie 100-300°C, jonowe - w temperaturze 400-600°C (NaNO 3 , KNO 3 i niektóre inne topią się po podgrzaniu). Produkty rozkładu w fazie stałej i ciekłej. to kolejno azotyny, oksonitrany i tlenki, czasem - wolne metale (gdy tlenek jest nietrwały, np. Ag 2 O), aw fazie gazowej - NO, NO 2, O 2 i N 2. Skład produktów rozkładu zależy od rodzaju metalu i jego stopnia utlenienia, szybkości ogrzewania, temperatury, składu ośrodka gazowego i innych warunków. NH 4 NO 3 wybucha, a po szybkim podgrzaniu może ulec rozkładowi z eksplozją, w tym przypadku powstają N 2 , O 2 i H 2 O; przy powolnym ogrzewaniu rozkłada się na N 2 O i H 2 O.
Wolny jon NO 3 - w fazie gazowej ma budowę geometryczną trójkąta równobocznego z atomem N w środku, kątami ONO ~120° i długością wiązań N-O 0,121 nm. W azotanach krystalicznych i gazowych jon NO 3 zasadniczo zachowuje swój kształt i wielkość, co determinuje przestrzeń i strukturę azotanów. Jon NO 3 - może działać jako ligand mono-, bi-, trójkleszczowy lub mostkowy, dlatego azotany charakteryzują się dużą różnorodnością typów struktur krystalicznych.
Metale przejściowe na wysokich stopniach utlenienia z powodu steryczności. trudności nie mogą tworzyć bezwodnych azotanów i charakteryzują się oksonitratami, na przykład UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Azotany tworzą dużą liczbę soli podwójnych i złożonych z jonem NO 3 - w sferze wewnętrznej. W środowisku wodnym, w wyniku hydrolizy, kationy metali przejściowych tworzą hydroksyzotany (azotany zasadowe) o zmiennym składzie, które można wyodrębniać również w stanie stałym.
Uwodnione azotany różnią się od bezwodnych tym, że w swojej strukturze krystalicznej jon metalu jest w większości przypadków związany z cząsteczkami wody, a nie z jonem NO 3 . Rozpuszczają się więc lepiej niż bezwodne azotany w wodzie, ale gorzej – w rozpuszczalnikach organicznych, słabsze utleniacze topią się niespójnie w wodzie krystalizacyjnej w zakresie 25-100°C. Podczas podgrzewania uwodnionych azotanów z reguły nie powstają bezwodne azotany, ale zachodzi termoliza z utworzeniem hydroksyzotanów, a następnie oksyzotanów i tlenków metali.
W wielu swoich właściwościach chemicznych azotany są podobne do innych soli nieorganicznych. Charakterystyczne cechy azotanów wynikają z ich bardzo wysokiej rozpuszczalności w wodzie, niskiej stabilności termicznej oraz zdolności do utleniania związków organicznych i nieorganicznych. Podczas redukcji azotanów powstaje mieszanina produktów zawierających azot NO 2 , NO, N 2 O, N 2 lub NH 3 z przewagą jednego z nich w zależności od rodzaju reduktora, temperatury, odczynu ośrodka i inne czynniki.
Przemysłowe metody otrzymywania azotanów opierają się na absorpcji NH 3 przez roztwory HNO 3 (dla NH 4 NO 3) lub na absorpcji gazów azotawych (NO + NO 2) przez roztwory zasad lub węglanów (dla azotanów metali alkalicznych, Ca, Mg, Ba), a także na różne reakcje wymiany soli metali z HNO 3 lub azotanami metali alkalicznych. W laboratorium do otrzymywania bezwodnych azotanów stosuje się reakcje metali przejściowych lub ich związków z ciekłym N 2 O 4 i jego mieszaninami z rozpuszczalnikami organicznymi lub reakcje z N 2 O 5.
Azotany Na, K (azotan sodu i potasu) występują w postaci naturalnych złóż.
Azotany są wykorzystywane w wielu gałęziach przemysłu. Azotyn amonu (azotan amonu) - główny nawóz zawierający azot; azotany metali alkalicznych i Ca są również stosowane jako nawozy. Azotany - składniki paliw rakietowych, kompozycje pirotechniczne, roztwory trawiące do barwienia tkanin; służą do utwardzania metali, konserwowania żywności, jako lekarstwa oraz do produkcji tlenków metali.
Azotany są toksyczne. Powodują obrzęk płuc, kaszel, wymioty, ostrą niewydolność krążenia itp. Śmiertelna dawka azotanów dla człowieka wynosi 8-15 g, dopuszczalne dzienne spożycie to 5 mg/kg. Dla sumy azotanów Na, K, Ca, NH3 MPC: w wodzie 45 mg/l", w glebie 130 mg/kg (3 klasa zagrożenia); w warzywach i owocach (mg/kg) - ziemniaki 250, kapusta biała późna 500, późna marchew 250, buraki 1400, cebula 80, cukinia 400, melony 90, arbuzy, winogrona, jabłka, gruszki 60. 40-5500 mg/l), wody gruntowe.
5. Azotyny, sole kwasu azotawego HNO 2. Przede wszystkim stosuje się azotyny metali alkalicznych i amonowych, mniej - ziem alkalicznych i Z D-metale, Pb i Ag. Informacje o azotynach innych metali są tylko fragmentaryczne.
Azotyny metali na stopniu utlenienia +2 tworzą hydraty krystaliczne z jedną, dwiema lub czterema cząsteczkami wody. Na przykład azotyny tworzą podwójne i potrójne sole. CsNO 2 AgNO 2 lub Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, a także związki złożone, takie jak Na 3.
Struktury krystaliczne są znane tylko dla kilku bezwodnych azotynów. Anion NO2 ma konfigurację nieliniową; kąt ONO 115°, długość wiązania H-O 0,115 nm; rodzaj połączenia M-NO 2 jest jonowo-kowalencyjny.
Azotyny K, Na, Ba są dobrze rozpuszczalne w wodzie, azotyny Ag, Hg, Cu są słabo rozpuszczalne. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta rozpuszczalność azotynów. Prawie wszystkie azotyny są słabo rozpuszczalne w alkoholach, eterach i rozpuszczalnikach o niskiej polarności.
Azotyny są niestabilne termicznie; topią się bez rozkładu tylko azotyny metali alkalicznych, azotyny innych metali rozkładają się w temperaturze 25-300 °C. Mechanizm rozkładu azotynów jest złożony i obejmuje szereg reakcji równoległych. Głównymi gazowymi produktami rozkładu są NO, NO 2, N 2 i O 2, stałymi są tlenek metalu lub pierwiastek metalu. Uwolnienie dużej ilości gazów powoduje wybuchowy rozkład niektórych azotynów, np. NH 4 NO 2, który rozkłada się na N 2 i H 2 O.
Charakterystyczne cechy azotynów są związane z ich niestabilnością termiczną oraz zdolnością jonu azotynowego do pełnienia zarówno funkcji utleniającej, jak i redukującej, w zależności od ośrodka i charakteru reagentów. W środowisku obojętnym azotyny są zwykle redukowane do NO, w środowisku kwaśnym są utleniane do azotanów. Tlen i CO 2 nie wchodzą w interakcje ze stałymi azotynami i ich roztworami wodnymi. Azotyny przyczyniają się do rozkładu substancji organicznych zawierających azot, w szczególności amin, amidów itp. Z halogenkami organicznymi RXH. reagują, tworząc zarówno azotyny RONO, jak i nitrozwiązki RNO 2 .
Przemysłowa produkcja azotynów opiera się na absorpcji azotynów (mieszaniny NO + NO 2) z roztworami Na 2 CO 3 lub NaOH z następczą krystalizacją NaNO 2; azotyny innych metali w przemyśle i laboratoriach otrzymuje się w reakcji wymiany soli metali z NaNO 2 lub w drodze redukcji azotanów tych metali.
Azotyny są wykorzystywane do syntezy barwników azowych, do produkcji kaprolaktamu, jako środki utleniające i redukujące w przemyśle gumowym, tekstylnym, metalowym, jako konserwanty żywności. Azotyny takie jak NaNO 2 i KNO 2 są toksyczne, powodując bóle głowy, wymioty, depresję oddechową itp. Kiedy NaNO 2 jest zatruty, methemoglobina tworzy się we krwi, błony erytrocytów są uszkodzone. Być może powstawanie nitrozoamin z NaNO 2 i amin bezpośrednio w przewodzie pokarmowym.
6. Siarczany, sole kwasu siarkowego. Znane są średnie siarczany z anionem SO 4 2- , kwaśne lub wodorosiarczany z anionem HSO 4 - , zasadowe, zawierające wraz z anionem grupy SO 4 2- - OH, np. Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Istnieją również podwójne siarczany, które zawierają dwa różne kationy. Należą do nich dwie duże grupy siarczanów - ałun , a także chenity M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , gdzie M to pojedynczo naładowany kation, E to Mg, Zn i inne podwójnie naładowane kationy. Znany potrójny siarczan K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (poligalit mineralny), dwuzasadowe siarczany, na przykład minerały z grupy alunitów i jarozytów M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 i M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, gdzie M oznacza pojedynczo naładowany kation. Siarczany mogą wchodzić w skład mieszanych soli, na przykład 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineralny berkit), MgSO 4 KCl 3H2O (kainit).
Siarczany są substancjami krystalicznymi, średnio i kwaśnymi, w większości przypadków są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Słabo rozpuszczalne siarczany wapnia, strontu, ołowiu i niektórych innych, praktycznie nierozpuszczalne BaSO 4 , RaSO 4 . Zasadowe siarczany są zwykle trudno rozpuszczalne lub praktycznie nierozpuszczalne lub hydrolizowane przez wodę. Siarczany mogą krystalizować z roztworów wodnych w postaci krystalicznych hydratów. Krystaliczne hydraty niektórych metali ciężkich nazywane są witriolami; siarczan miedzi СuSO 4 · 5H 2 O, siarczan żelazawy FeSO 4 · 7H 2 O.
Średnie siarczany metali alkalicznych są stabilne termicznie, podczas gdy kwaśne siarczany rozkładają się po podgrzaniu, zamieniając się w pirosiarczany: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Średnie siarczany innych metali, a także siarczany zasadowe, po podgrzaniu do wystarczająco wysokich temperatur, z reguły rozkładają się z tworzeniem tlenków metali i uwalnianiem SO 3 .
Siarczany są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie. Występują w postaci minerałów, takich jak gips CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, a także wchodzą w skład wód morskich i rzecznych.
Wiele siarczanów można otrzymać przez oddziaływanie H 2 SO 4 z metalami, ich tlenkami i wodorotlenkami, a także przez rozkład soli lotnych kwasów z kwasem siarkowym.
Siarczany nieorganiczne są szeroko stosowane. Na przykład siarczan amonu jest nawozem azotowym, siarczan sodu jest stosowany w przemyśle szklarskim, papierniczym, produkcji wiskozy itp. Naturalne minerały siarczanowe są surowcami do przemysłowej produkcji związków różnych metali, materiałów budowlanych itp.
7.siarczyny, sole kwasu siarkawego H 2 SO 3 . Istnieją średnie siarczyny z anionem SO 3 2- i kwaśne (podsiarczyny) z anionem HSO 3 - . Średnie siarczyny to substancje krystaliczne. Siarczyny amonu i metali alkalicznych są dobrze rozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność (g w 100 g): (NH 4) 2SO 3 40,0 (13°C), K 2SO 3 106,7 (20°C). W roztworach wodnych tworzą podsiarczyny. Siarczyny metali ziem alkalicznych i niektóre inne metale są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność MgSO 3 1 g w 100 g (40°C). Znane hydraty krystaliczne (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 itp.
Siarczyny bezwodne po podgrzaniu bez dostępu powietrza w szczelnych naczyniach ulegają dysproporcji do siarczków i siarczanów, po podgrzaniu w strumieniu N2 tracą SO2, a po podgrzaniu w powietrzu łatwo utleniają się do siarczanów. W przypadku SO 2 w środowisku wodnym średnie siarczyny tworzą podsiarczyny. Siarczyny są stosunkowo silnymi środkami redukującymi, utleniają się w roztworach z chlorem, bromem, H 2 O 2 itp. Do siarczanów. Są rozkładane przez mocne kwasy (na przykład HC1) z uwalnianiem SO2.
Krystaliczne wodorosiarczyny są znane z K, Rb, Cs, NH 4 + , są nietrwałe. Inne wodorosiarczyny występują tylko w roztworach wodnych. Gęstość NH4HSO3 2,03 g/cm3; rozpuszczalność w wodzie (g na 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0°C), KHSO 3 49 (20°C).
Gdy krystaliczne wodorosiarczyny Na lub K są podgrzewane lub gdy zawiesinowy roztwór pulpy M 2 SO 3 jest nasycony SO 2, powstają pirosiarczyny (przestarzałe - pirosiarczyny) M 2 S 2 O 5 - sole kwasu pirosiarkowego nieznane w wolnym stan H2S2O5; kryształy nietrwałe; gęstość (g / cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; powyżej ~ 160 °С rozkładają się z uwolnieniem SO 2; rozpuścić w wodzie (z rozkładem do HSO 3 -), rozpuszczalność (g na 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tworzą hydraty Na 2S 2O 5 7H 2O i ZK 2S 2O 5 2H 2O; środki redukujące.
Średnie siarczyny metali alkalicznych otrzymuje się w reakcji wodnego roztworu M2CO3 (lub MOH) z SO2, a MSO3 przepuszczając SO2 przez wodną zawiesinę MCO3; głównie SO 2 jest używany z gazów odlotowych z kontaktowej produkcji kwasu siarkowego. Siarczyny stosowane są do bielenia, barwienia i drukowania tkanin, włókien, skór do konserwacji zboża, zielonki, przemysłowych odpadów paszowych (NaHSO 3 ,
Na2S2O5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 - środki dezynfekcyjne w przemyśle winiarskim i cukrowniczym. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - składniki ługu siarczynowego podczas roztwarzania; (NH 4) 2 SO 3 - pochłaniacz SO 2; NaHSO 3 to pochłaniacz H 2 S z gazów odlotowych z produkcji, środek redukujący w produkcji barwników siarkowych. K 2 S 2 O 5 - składnik utrwalaczy kwasów w fotografii, przeciwutleniacz, środek antyseptyczny.
Metody rozdzielania mieszanin
Filtracja, separacja niejednorodnych układów ciecz - cząstki stałe (zawiesiny) i gaz - cząstki stałe za pomocą porowatych przegród filtracyjnych (FP), które przepuszczają ciecz lub gaz, ale zatrzymują cząstki stałe. Siłą napędową procesu jest różnica ciśnień po obu stronach FP.
Podczas rozdzielania zawiesin cząstki stałe zwykle tworzą warstwę mokrego osadu na FP, który w razie potrzeby jest przemywany wodą lub inną cieczą, a także odwadniany przez przedmuchiwanie go powietrzem lub innym gazem. Filtrację przeprowadza się przy stałej różnicy ciśnień lub przy stałej prędkości procesu w(ilość przesączu w m 3 przechodzącego przez 1 m 2 powierzchni FP w jednostce czasu). Przy stałej różnicy ciśnień zawiesina jest podawana do filtra pod próżnią lub nadciśnieniem, a także za pomocą pompy tłokowej; podczas korzystania z pompy odśrodkowej różnica ciśnień wzrasta, a prędkość procesu maleje.
W zależności od stężenia zawiesin wyróżnia się kilka rodzajów filtracji. Przy stężeniu większym niż 1% filtracja zachodzi z tworzeniem się osadu, a przy stężeniu mniejszym niż 0,1% z zatykaniem porów FP (klarowanie cieczy). Jeżeli na FP nie wytworzy się dostatecznie gęsta warstwa osadu i do filtratu dostaną się cząstki stałe, to filtruje się go za pomocą drobno zdyspergowanych materiałów pomocniczych (okrzemka, perlit), które wcześniej nanosi się na FP lub dodaje do zawiesiny. Przy początkowym stężeniu poniżej 10% możliwe jest częściowe oddzielenie i zagęszczenie zawiesin.
Rozróżnia się filtry ciągłe i przerywane. W przypadku tych ostatnich głównymi etapami prac są filtracja, przemywanie osadu, jego odwodnienie i rozładunek. Jednocześnie optymalizacja obowiązuje według kryteriów najwyższej wydajności i najniższych kosztów. Jeżeli nie wykonuje się płukania i odwadniania, a opory hydrauliczne przegrody można pominąć, to największą wydajność uzyskuje się, gdy czas filtracji jest równy czasowi trwania czynności pomocniczych.
Zastosowanie elastyczne FP wykonane z tkanin bawełnianych, wełnianych, syntetycznych i szklanych, a także włókniny FP wykonane z włókien naturalnych i syntetycznych oraz nieelastyczne - ceramiczne, cermetalowe i piankowe. Kierunki ruchu przesączu i działanie grawitacji mogą być przeciwne, pokrywać się lub być wzajemnie prostopadłe.
Konstrukcje filtrów są zróżnicowane. Jednym z najczęstszych jest obracający się bębenkowy filtr próżniowy. (cm. Ryc.) działania ciągłego, w którym kierunki ruchu przesączu i działanie grawitacji są przeciwne. Sekcja rozdzielnicy łączy strefy I i II ze źródłem podciśnienia, a strefy III i IV ze źródłem sprężonego powietrza. Filtrat i ciecz przemywająca ze stref I i II wpływają do oddzielnych odbiorników. Rozpowszechniła się również zautomatyzowana prasa filtracyjna o działaniu przerywanym z poziomymi komorami, tkaniną filtracyjną w postaci taśmy bezkońcowej oraz elastycznymi membranami do odwadniania osadów metodą prasowania. Wykonuje naprzemienne operacje napełniania komór zawiesiną, filtrowania, przemywania i odwadniania osadu, oddzielania sąsiednich komór i usuwania osadu.
Sól można zdefiniować jako związek, który powstaje w wyniku reakcji między kwasem a zasadą, ale nie jest wodą. W tej sekcji zostaną rozważone te właściwości soli, które są związane z równowagami jonowymi.
Reakcje solne w wodzie
Nieco później okaże się, że rozpuszczalność jest pojęciem względnym. Jednak dla celów poniższej dyskusji możemy z grubsza podzielić wszystkie sole na sole rozpuszczalne w wodzie i sole nierozpuszczalne w wodzie.
Niektóre sole po rozpuszczeniu w wodzie tworzą roztwory obojętne. Inne sole tworzą roztwory kwaśne lub zasadowe. Wynika to z zachodzenia odwracalnej reakcji między jonami soli a wodą, w wyniku której powstają sprzężone kwasy lub zasady. To, czy roztwór soli jest obojętny, kwaśny czy zasadowy, zależy od rodzaju soli. W tym sensie istnieją cztery rodzaje soli.
Sole utworzone przez mocne kwasy i słabe zasady. Sole tego typu po rozpuszczeniu w wodzie tworzą kwaśny roztwór. Weźmy jako przykład chlorek amonu NH4Cl. Kiedy ta sól jest rozpuszczona w wodzie, jon amonowy działa jak
Powstająca w tym procesie nadmiarowa ilość jonów H3O+ determinuje właściwości kwasowe roztworu.
Sole utworzone przez słaby kwas i mocną zasadę. Sole tego typu po rozpuszczeniu w wodzie tworzą roztwór zasadowy. Jako przykład weźmy octan sodu CH3COONa1 Jon octanowy działa jak zasada, przyjmując proton z wody, która w tym przypadku działa jak kwas:
Powstający w tym procesie nadmiar jonów OH- decyduje o zasadowości roztworu.
Sole utworzone przez mocne kwasy i mocne zasady. Po rozpuszczeniu soli tego typu w wodzie powstaje roztwór obojętny. Weźmy jako przykład chlorek sodu NaCl. Po rozpuszczeniu w wodzie sól ta jest całkowicie zjonizowana, dlatego stężenie jonów Na+ jest równe stężeniu jonów Cl-. Ponieważ żaden jon nie wchodzi w reakcje kwasowo-zasadowe z wodą, w roztworze nie powstaje nadmiar jonów H3O + lub OH. Dlatego roztwór jest neutralny.
Sole utworzone przez słabe kwasy i słabe zasady. Przykładem soli tego typu jest octan amonu. Po rozpuszczeniu w wodzie jon amonowy reaguje z wodą jako kwas, a jon octanowy reaguje z wodą jako zasadą. Obie te reakcje opisano powyżej. Wodny roztwór soli utworzonej przez słaby kwas i słabą zasadę może być słabo kwaśny, lekko zasadowy lub obojętny, w zależności od względnych stężeń jonów H3O+ i OH- powstałych w wyniku reakcji kationów i anionów sól z wodą. Zależy to od stosunku wartości stałych dysocjacji kationu i anionu.
