Tabela e tretshmërisë së elementeve kimike është një tabelë me tretshmëritë në ujë të acideve, bazave dhe kripërave më të famshme inorganike.
Përkufizimi 1
Tabela e tretshmërisë kimike tregon tretshmërinë në 20 °C, me rritjen e temperaturës tretshmëria rritet.
Një substancë është e tretshme në ujë nëse tretshmëria e saj është më e madhe se 1 g në 100 g ujë dhe e patretshme nëse është më pak se 0,1 g / 100 g. Për shembull, duke gjetur litiumin në një tabelë të tretshmërisë në kimi, mund të siguroheni që pothuajse të gjitha kripërat e tij formojnë tretësirë.
Në fig. 1 dhe fig. 2 tregon një foto të tabelës së plotë të tretshmërisë në kimi me emrat e mbetjeve acide.
Figura 1. Foto tabela e tretshmërisë në kimi 2018-2019
Figura 2. Tabela e kimisë me acide dhe mbetje acide
Për të krijuar emrin e kripës, duhet të përdorni tabelën periodike dhe tretshmërinë. Emri i metalit nga tabela periodike i shtohet emrit të mbetjes së acidit, për shembull:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - fosfat zinku; $\mathrm(FeSO_4)$ - sulfat hekuri(II).
Në kllapa me një emër teksti, është e nevojshme të tregohet valenca e metalit, nëse ka disa prej tyre. Në rastin e hekurit ka edhe $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ kripë - sulfat hekuri(III).
Çfarë mund të mësohet duke përdorur tabelën e tretshmërisë në kimi
Tabela e tretshmërisë së substancave në kimi me precipitim përdoret për të përcaktuar mundësinë e ndodhjes së një reaksioni, pasi formimi i një precipitati ose gazi është i nevojshëm për rrjedhën e pakthyeshme të reaksionit.
Tabela e tretshmërisë së kripërave, acideve dhe bazave është baza, pa të cilën është e pamundur të zotëroni plotësisht njohuritë kimike. Tretshmëria e bazave dhe kripërave ndihmon në mësimin jo vetëm të nxënësve të shkollës, por edhe të njerëzve profesionistë. Krijimi i shumë produkteve të jetës nuk mund të bëjë pa këtë njohuri.
Tabela e tretshmërisë së acideve, kripërave dhe bazave në ujë
Tabela e tretshmërisë së kripërave dhe bazave në ujë është një manual që ndihmon në zotërimin e bazave të kimisë. Shënimet e mëposhtme do t'ju ndihmojnë të kuptoni tabelën e mëposhtme.
- P - tregon një substancë të tretshme;
- H është një substancë e patretshme;
- M - substanca është pak e tretshme në mjedisin ujor;
- RK - një substancë mund të shpërndahet vetëm kur ekspozohet ndaj acideve organike të forta;
- Viza do të thotë se një krijesë e tillë nuk ekziston në natyrë;
- NK - nuk tretet as në acide as në ujë;
- ? - një pikëpyetje tregon se sot nuk ka informacion të saktë për shpërbërjen e substancës.
Shpesh, tabela përdoret nga kimistët dhe nxënësit e shkollës, studentët për kërkime laboratorike, gjatë të cilave është e nevojshme të krijohen kushtet për shfaqjen e reaksioneve të caktuara. Sipas tabelës, rezulton të zbulohet se si sillet substanca në një mjedis klorhidrik ose acid, nëse një precipitat është i mundur. Precipitimi gjatë hulumtimit dhe eksperimenteve tregon pakthyeshmërinë e reaksionit. Kjo është një pikë domethënëse që mund të ndikojë në rrjedhën e të gjithë punës laboratorike.
Uji është një nga përbërësit kryesorë kimikë në planetin tonë. Një nga vetitë e tij më interesante është aftësia për të formuar tretësira ujore. Dhe në shumë fusha të shkencës dhe teknologjisë, tretshmëria e kripës në ujë luan një rol të rëndësishëm.
Tretshmëria kuptohet si aftësia e substancave të ndryshme për të formuar përzierje homogjene (homogjene) me lëngje - tretës. Është vëllimi i materialit që përdoret për të tretur dhe formuar një tretësirë të ngopur që përcakton tretshmërinë e tij, e krahasueshme me fraksionin masiv të kësaj substance ose sasinë e tij në një tretësirë të koncentruar.
Sipas aftësisë së tyre për t'u tretur, kripërat klasifikohen si më poshtë:
- substancat e tretshme përfshijnë substanca që mund të treten në 100 g ujë më shumë se 10 g;
- pak të tretshëm janë ato sasia e të cilave në tretës nuk kalon 1 g;
- përqendrimi i të patretshëm në 100 g ujë është më pak se 0,01.
Në rastin kur polariteti i substancës së përdorur për tretje është i ngjashëm me polaritetin e tretësit, ai është i tretshëm. Në polaritete të ndryshme, ka shumë të ngjarë, nuk është e mundur të hollohet substanca.
Si ndodh shpërbërja
Nëse flasim nëse kripa shpërndahet në ujë, atëherë për shumicën e kripërave kjo është një deklaratë e drejtë. Ekziston një tabelë e veçantë sipas së cilës mund të përcaktoni me saktësi sasinë e tretshmërisë. Meqenëse uji është një tretës universal, ai përzihet mirë me lëngje, gazra, acide dhe kripëra të tjera.
Një nga shembujt më të qartë të tretjes së një lëndë të ngurtë në ujë mund të vërehet pothuajse çdo ditë në kuzhinë, gjatë përgatitjes së pjatave duke përdorur kripën e tryezës. Pra, pse kripa tretet në ujë?
Nga kursi i kimisë në shkollë, shumë kujtojnë se molekulat e ujit dhe kripës janë polare. Kjo do të thotë se polet e tyre elektrike janë të kundërta, gjë që rezulton në një konstante të lartë dielektrike. Molekulat e ujit rrethojnë jonet e një substance tjetër, për shembull, si në rastin tonë, NaCl. Në këtë rast, formohet një lëng, i cili është homogjen në konsistencën e tij.
Efekti i temperaturës
Ka disa faktorë që ndikojnë në tretshmërinë e kripërave. Para së gjithash, kjo është temperatura e tretësit. Sa më i lartë të jetë, aq më e madhe është vlera e koeficientit të difuzionit të grimcave në lëng, dhe transferimi i masës ndodh më shpejt.
Megjithëse, për shembull, tretshmëria e kripës së zakonshme (NaCl) në ujë praktikisht nuk varet nga temperatura, pasi koeficienti i tretshmërisë së saj është 35.8 në t 20 ° C dhe 38.0 në 78 ° C. Por sulfati i bakrit (CaSO4) me rritjen e temperaturës së ujit tretet më keq.
Faktorë të tjerë që ndikojnë në tretshmërinë përfshijnë:
- Madhësia e grimcave të tretura - me një zonë më të madhe të ndarjes së fazës, shpërbërja ndodh më shpejt.
- Një proces përzierjeje që, kur kryhet intensivisht, kontribuon në një transferim më efikas të masës.
- Prania e papastërtive: disa përshpejtojnë procesin e shpërbërjes, ndërsa të tjerët, duke penguar difuzionin, zvogëlojnë shpejtësinë e procesit.
Video në lidhje me mekanizmin e shpërbërjes së kripës
| Kationet | Anionet | |||||||||
| F- | Cl- | br- | une- | S2- | 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 |
| 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 |
| sn 2+ | 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 |
Legjenda:
P - substanca është shumë e tretshme në ujë; M - pak i tretshëm; H - praktikisht i patretshëm në ujë, por lehtësisht i tretshëm në acide të dobëta ose të holluara; RK - i patretshëm në ujë dhe i tretshëm vetëm në acide të forta inorganike; NK - i patretshëm as në ujë as në acide; G - hidrolizohet plotësisht pas tretjes dhe nuk ekziston në kontakt me ujin. Një vizë do të thotë që një substancë e tillë nuk ekziston fare.
Në tretësirat ujore, kripërat shpërbëhen plotësisht ose pjesërisht në jone. Kripërat e acideve të dobëta dhe/ose bazave të dobëta i nënshtrohen hidrolizës. Tretësirat ujore të kripës përmbajnë jone të hidratuar, çifte jonesh dhe forma kimike më komplekse, duke përfshirë produktet e hidrolizës, etj. Një numër kripërash janë gjithashtu të tretshme në alkoole, aceton, amide acide dhe tretës të tjerë organikë.
Nga tretësirat ujore, kripërat mund të kristalizohen në formën e hidratit kristalor, nga tretësirat jo ujore - në formën e tretësirave kristalore, për shembull CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Të dhënat për proceset e ndryshme që ndodhin në sistemet ujë-kripë, për tretshmërinë e kripërave në praninë e tyre të përbashkët në varësi të temperaturës, presionit dhe përqendrimit, për përbërjen e fazave të ngurta dhe të lëngshme mund të merren duke studiuar diagramet e tretshmërisë së sistemeve ujë-kripë.
Metodat e përgjithshme për sintezën e kripërave.
1. Marrja e kripërave mesatare:
1) metal me jometal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal me acid: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metali me një zgjidhje kripe të një metali më pak aktiv Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) oksid bazë me oksid acid: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) oksid bazë me acid CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) baza me oksid acid Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) bazat me acid: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) kripërat acidike: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
9) një zgjidhje bazë me një zgjidhje kripe: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) tretësirat e dy kripërave 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Marrja e kripërave acide:
1. Ndërveprimi i një acidi me mungesën e një baze. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Ndërveprimi i një baze me një tepricë të oksidit të acidit
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Ndërveprimi i një kripe mesatare me acidin Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Marrja e kripërave bazë:
1. Hidroliza e kripërave të formuara nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Shtimi (pike pas pike) i sasive te vogla te alkaleve ne tretesirat e kriperave te metaleve mesatare AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl.
3. Ndërveprimi i kripërave të acideve të dobëta me kripërat mesatare
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl
4. Marrja e kripërave komplekse:
1. Reaksionet e kripërave me ligandët: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Marrja e kripërave të dyfishta:
1. Kristalizimi i përbashkët i dy kripërave:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reaksionet redoks për shkak të vetive të kationit ose anionit. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Vetitë kimike të kripërave acidike:
1. Zbërthimi termik me formimin e kripës mesatare
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Ndërveprimi me alkalin. Marrja e kripës mesatare.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Vetitë kimike të kripërave bazë:
1. Zbërthimi termik. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Ndërveprimi me acidin: formimi i një kripe mesatare.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Vetitë kimike të kripërave komplekse:
1. Shkatërrimi i komplekseve për shkak të formimit të komponimeve të dobëta të tretshme:
2Cl + K 2 S \u003d CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Shkëmbimi i ligandëve ndërmjet sferës së jashtme dhe të brendshme.
K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl
5. Vetitë kimike të kripërave të dyfishta:
1. Ndërveprimi me tretësirat alkaline: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Rikuperimi: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, i holluar H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Lëndët e para për prodhimin industrial të një numri kripërash kloride, sulfate, karbonate, borate Na, K, Ca, Mg janë uji i detit dhe oqeanit, shëllirat natyrale të formuara gjatë avullimit të tij dhe depozitat e ngurta të kripërave. Për një grup mineralesh që formojnë depozita sedimentare të kripës (sulfate dhe kloride të Na, K dhe Mg), përdoret emri i koduar "kripëra natyrore". Depozitat më të mëdha të kripërave të kaliumit ndodhen në Rusi (Solikamsk), Kanada dhe Gjermani, depozita të fuqishme të xeheve të fosfatit - në Afrikën e Veriut, Rusi dhe Kazakistan, NaNO3 - në Kili.
Kripërat përdoren në industri ushqimore, kimike, metalurgjike, qelqi, lëkure, tekstile, bujqësi, mjekësi etj.
Llojet kryesore të kripërave
1. Boratet (oksoboratet), kripërat e acideve borike: HBO 2 metaborike, H 3 BO 3 ortoborike dhe acidet poliborike jo të izoluara në gjendje të lirë. Sipas numrit të atomeve të borit në molekulë ndahen në mono-, di, tetra-, heksaborate etj.Boratet quhen edhe sipas acideve që i formojnë dhe sipas numrit të moleve të B 2 O 3. për 1 mol të oksidit bazë. Pra, metaborate të ndryshme mund të quhen monoborate nëse ato përmbajnë një anion B (OH) 4 ose një anion zinxhir (BO 2) n n - diborate - nëse ato përmbajnë një anion të dyfishtë zinxhir (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborate - nëse përmbajnë një anion unazor (B 3 O 6) 3-.
Strukturat e borateve përfshijnë grupe bor-oksigjen - "blloqe" që përmbajnë nga 1 deri në 6, dhe nganjëherë 9 atome bori, për shembull:
Numri i koordinimit të atomeve të borit është 3 (grupe trekëndore bor-oksigjen) ose 4 (grupe tetraedrale). Grupet bor-oksigjen janë baza jo vetëm e ishullit, por edhe e strukturave më komplekse - zinxhir, shtresa dhe kornizë e polimerizuar. Këto të fundit formohen si rezultat i eleminimit të ujit në molekulat e borateve të hidratuar dhe shfaqjes së lidhjeve lidhëse përmes atomeve të oksigjenit; procesi ndonjëherë shoqërohet me thyerjen e lidhjes B-O brenda polianioneve. Polianionet mund të shtojnë grupe anësore - tetraedra bor-oksigjen ose trekëndësha, dimerët e tyre ose anionet e jashtme.
Amoniumi, alkali, si dhe metalet e tjera në gjendje oksidimi +1 më së shpeshti formojnë metaborate të hidratuar dhe anhidrë të tipit MBO 2, tetraborate M 2 B 4 O 7, pentaborate MB 5 O 8, dhe gjithashtu M 4 B 10 O 17 dekaborat n H 2 O. Toka alkaline dhe metalet e tjera në gjendje oksidimi + 2 zakonisht japin metaborate të hidratuar, M 2 B 6 O 11 triborate dhe MB 6 O 10 heksaborate. si dhe meta-, orto- dhe tetraborate anhidër. Metalet në gjendje oksidimi + 3 karakterizohen nga ortoborate MBO 3 të hidratuar dhe anhidrik.
Boratet janë substanca amorfe pa ngjyrë ose kristale (kryesisht me një strukturë të ulët simetrike - monoklinike ose rombike). Për boratet anhidër, pikat e shkrirjes janë në intervalin nga 500 deri në 2000 °C; metaboratet me shkrirje më të lartë janë alkali dhe orto- dhe metaboratet e metaleve alkaline tokësore. Shumica e borateve formojnë lehtësisht gota kur shkrirja e tyre ftohet. Fortësia e borateve të hidratuar në shkallën Mohs është 2-5, anhydrous - deri në 9.
Monoboratet e hidratuara humbasin ujin e kristalizimit deri në ~180°C, poliboratet - në 300-500°C; eliminimi i ujit për shkak të grupeve OH , i koordinuar rreth atomeve të borit ndodh deri në ~750°C. Me dehidratim të plotë, formohen substanca amorfe, të cilat në 500-800 ° C në shumicën e rasteve i nënshtrohen "rirregullimit të borateve" - kristalizimit, i shoqëruar (për poliboratet) me dekompozim të pjesshëm me lëshimin e B 2 O 3.
Boratet e metaleve alkaline, amoniumit dhe T1(I) janë të tretshëm në ujë (veçanërisht meta- dhe pentaborate), hidrolizohen në tretësirat ujore (tretësirat kanë një reaksion alkalik). Shumica e borateve dekompozohen lehtësisht nga acidet, në disa raste nga veprimi i CO 2; dhe SO2;. Boratet e tokës alkaline dhe metalet e rënda ndërveprojnë me tretësirat e alkaleve, karbonateve dhe bikarbonateve të metaleve alkaline. Boratet anhidër janë kimikisht më të qëndrueshme se ato të hidratuara. Me disa alkoole, veçanërisht me glicerinë, boratet formojnë komplekse të tretshme në ujë. Nën veprimin e agjentëve të fortë oksidues, në veçanti H 2 O 2, ose gjatë oksidimit elektrokimik, boratet shndërrohen në peroksoborate .
Njihen rreth 100 borate natyrore, të cilat janë kryesisht kripëra të Na, Mg, Ca, Fe.
Boratet e hidratuara fitohen nga: neutralizimi i H 3 BO 3 me okside metalike, hidrokside ose karbonate; reaksionet e shkëmbimit të borateve të metaleve alkali, më së shpeshti Na, me kripërat e metaleve të tjera; reagimi i transformimit të ndërsjellë të borateve pak të tretshëm me tretësirat ujore të borateve të metaleve alkali; proceset hidrotermale duke përdorur halidet e metaleve alkali si aditivë mineralizues. Boratet anhidër përftohen nga shkrirja ose sinterizimi i B 2 O 3 me oksidet ose karbonatet e metaleve ose nga dehidratimi i hidrateve; kristalet e vetme rriten në tretësirat e borateve në oksidet e shkrirë, për shembull Bi 2 O 3 .
Boratet përdoren: për të marrë komponime të tjera të borit; si përbërës të ngarkesës në prodhimin e gotave, glazurave, smaltit, qeramikës; për veshje dhe impregnime rezistente ndaj zjarrit; si përbërës të flukseve për rafinimin, saldimin dhe saldimin e metaleve”; si pigmente dhe mbushëse të bojrave dhe llaqeve; Si mordantë në ngjyrosje, frenues korrozioni, përbërës të elektroliteve, fosforeve, etj. Më gjerësisht përdoren boraksi dhe boratet e kalciumit.
2. Halidet, përbërje kimike të halogjeneve me elementë të tjerë. Halidet zakonisht përfshijnë komponime në të cilat atomet e halogjenit kanë një elektronegativitet më të lartë se një element tjetër. Halidet nuk formojnë He, Ne dhe Ar. Për halidet e thjeshta ose binare EX n (n- më shpesh një numër i plotë nga 1 për monohalidet në 7 për IF 7, dhe ReF 7, por mund të jetë gjithashtu i pjesshëm, për shembull 7/6 për Bi 6 Cl 7) përfshin, në veçanti, kripërat e acideve hidrohalike dhe komponimet interhalogjene (për shembull, halofluoride). Ekzistojnë gjithashtu halide të përziera, polihalide, hidrohalide, oksohalide, oksihalide, hidroksohalide, tiohalide dhe halogjene komplekse. Gjendja e oksidimit të halogjeneve në halogjene është zakonisht -1.
Sipas natyrës së lidhjes element-halogjen, halogjenet e thjeshta ndahen në jonike dhe kovalente. Në realitet, marrëdhëniet janë të një natyre të përzier me mbizotërimin e kontributit të një ose një komponenti tjetër. Halidet e metaleve alkali dhe alkaline tokësore, si dhe shumë mono- dhe dihalide të metaleve të tjera, janë kripëra tipike në të cilat mbizotëron natyra jonike e lidhjes. Shumica e tyre janë relativisht refraktare, të ulëta të paqëndrueshme, shumë të tretshme në ujë; në tretësirat ujore ato shpërbëhen pothuajse plotësisht në jone. Vetitë e kripërave zotërohen edhe nga trihalidet e elementeve të rralla të tokës. Tretshmëria në ujë e halogjeneve jonike në përgjithësi zvogëlohet nga jodidet në fluoride. Kloridet, bromidet dhe jodidet Ag + , Сu + , Hg + dhe Pb 2+ janë pak të tretshëm në ujë.
Një rritje në numrin e atomeve të halogjenit në halogjenet metalike ose raporti i ngarkesës metalike me rrezen e jonit të tij çon në një rritje të përbërësit kovalent të lidhjes, një ulje të tretshmërisë në ujë dhe stabilitetin termik të halogjeneve, një rritje në paqëndrueshmëri, një rritje në oksidimin, aftësinë dhe tendencën për hidrolizë. Këto varësi vërehen për halogjenët e metaleve të së njëjtës periudhë dhe në serinë e halogjeneve të të njëjtit metal. Ato janë të lehta për t'u gjurmuar në shembullin e vetive termike. Për shembull, për halogjenët e metaleve të periudhës së 4-të, pikat e shkrirjes dhe të vlimit janë përkatësisht 771 dhe 1430°C për KC1, 772 dhe 1960°C për CaCl 2, 967 dhe 975°C për ScCl 3, -24.1 dhe 136°C për TiCl 4 . Për UF 3, pika e shkrirjes është ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64.0 ° C. Në serinë e komponimeve EC n me të njëjtën n kovalenca e lidhjes zakonisht rritet duke kaluar nga fluoride në kloride dhe zvogëlohet duke kaluar nga këto të fundit në bromide dhe jodide. Pra, për AlF 3, temperatura e sublimimit është 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, pika e vlimit të A1Br 3 është 254.8 ° C, AlI 3 407 ° C. Në seritë ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura e sublimimit është përkatësisht 906, 334, 355 dhe 418°C. Në radhët e MF n dhe MS1 n ku M është një metal i një nëngrupi, kovalenca e lidhjes zvogëlohet me rritjen e masës atomike të metalit. Ka pak fluoride dhe kloride metalike me përafërsisht të njëjtin kontribut të përbërësve të lidhjes jonike dhe kovalente.
Energjia mesatare e lidhjes element-halogjen zvogëlohet kur kalon nga fluori në jodide dhe me rritje n(shih tabelën).
Shumë halogjene metalike që përmbajnë atome O të izoluara ose lidhëse (përkatësisht, okso- dhe oksihalide), për shembull, oksotrifluoridi vanadium VOF 3, dioksifluoridi i niobiumit NbO 2 F, dioksodijodidi tungsteni WO 2 I 2.
Halidet komplekse (halogjenometalatet) përmbajnë anione komplekse në të cilat atomet e halogjenit janë ligandë, për shembull, heksakloroplatinati i kaliumit (IV) K2, heptafluorotantalati i natriumit (V) Na, heksafluoroarsenati i litiumit (V) Li. Fluoro-, oksofluoro- dhe klorometalatet kanë qëndrueshmërinë më të lartë termike. Për nga natyra e lidhjeve, komponimet jonike me katione NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + dhe të tjera janë afër halogjeneve komplekse.
Shumë halogjene karakterizohen nga shoqërimi dhe polimerizimi në fazat e lëngshme dhe të gazit me formimin e lidhjeve urë. Më të prirur për këtë janë halogjenet e metaleve të grupeve I dhe II, AlCl 3, pentafluoridet e Sb dhe metalet kalimtare, oksofluoridet e përbërjes MOF 4 . Halidet metal-metal janë të njohur, për shembull. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluoridet ndryshojnë ndjeshëm në veti nga halogjenët e tjerë. Megjithatë, në halogjenet e thjeshta, këto dallime janë më pak të theksuara sesa në vetë halogjenet, dhe në halogjenet komplekse, ato janë më pak të theksuara se në ato të thjeshta.
Shumë halogjene kovalente (veçanërisht fluoride) janë acide të forta Lewis, p.sh. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluoridet janë pjesë e superacideve. Halidet më të larta reduktohen nga metalet dhe hidrogjeni, për shembull:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2 Mg \u003d Ti + 2 MgCl 2
UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2 HF
Halidet metalike të grupeve V-VIII, me përjashtim të Cr dhe Mn, reduktohen me H 2 në metale, për shembull:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Shumë halogjene metalike kovalente dhe jonike ndërveprojnë me njëri-tjetrin për të formuar halide komplekse, për shembull:
KC1 + TaCl 5 = K
Halogjenët më të lehtë mund të zhvendosin ato më të rëndat nga halogjenet. Oksigjeni mund të oksidojë halogjenet me çlirimin e C1 2 , Br 2 dhe I 2 . Një nga reaksionet karakteristike të halogjeneve kovalente është ndërveprimi me ujin (hidroliza) ose avujt e tij kur nxehen (pirohidroliza), duke çuar në formimin e oksideve, halogjeneve oksigjen ose okso, hidroksidet dhe halogjenët e hidrogjenit.
Halidet përftohen drejtpërdrejt nga elementët, nga bashkëveprimi i halogjenëve të hidrogjenit ose acideve hidrohalike me elementë, okside, hidrokside ose kripëra, si dhe nga reaksionet e shkëmbimit.
Halidet përdoren gjerësisht në inxhinieri si lëndë fillestare për prodhimin e halogjeneve, metaleve alkaline dhe tokës alkaline, dhe si përbërës të gotave dhe materialeve të tjera inorganike; janë produkte të ndërmjetme në prodhimin e metaleve të rralla dhe të disa metaleve me ngjyra, U, Si, Ge etj.
Në natyrë, halogjenet formojnë klasa të veçanta të mineraleve, të cilat përfshijnë fluoride (p.sh., mineralet fluorit, kriolit) dhe kloruret (sylvite, carnallit). Bromi dhe jodi janë të pranishëm në disa minerale si papastërti izomorfike. Sasi të konsiderueshme halidesh gjenden në ujërat e deteve dhe oqeaneve, në kripë dhe shëllira nëntokësore. Disa halogjene, si NaCl, KC1, CaCl 2, janë pjesë e organizmave të gjallë.
3. Karbonate (nga lat. carbo, genus case carbonis qymyr), kripërat e acidit karbonik. Ka karbonate të mesme me anion CO 3 2- dhe acid, ose bikarbonate (bikarbonate të vjetëruara), me anion HCO 3. Karbonatet janë substanca kristalore. Shumica e kripërave të metaleve mesatare në gjendje oksidimi + 2 kristalizohen në një gjashtëkëndësh. lloji grilë i kalcitit ose lloji rombik i aragonitit.
Nga karbonatet e mesme, vetëm kripërat e metaleve alkaline, amoniumit dhe Tl (I) treten në ujë. Si rezultat i hidrolizës së konsiderueshme, tretësirat e tyre kanë një reaksion alkalik. Karbonatet metalike më të vështira të tretshme në gjendje oksidimi + 2. Përkundrazi, të gjitha bikarbonatet janë shumë të tretshme në ujë. Gjatë reaksioneve të shkëmbimit në tretësirat ujore midis kripërave metalike dhe Na 2 CO 3, formohen precipitate të karbonateve të mesme kur tretshmëria e tyre është shumë më e ulët se ajo e hidroksideve përkatëse. Ky është rasti për Ca, Sr dhe analogët e tyre, lantanidet, Ag(I), Mn(II), Pb(II) dhe Cd(II). Kationet e mbetura, kur ndërveprojnë me karbonate të tretura si rezultat i hidrolizës, mund të japin karbonate jo mesatare, por bazë ose edhe hidrokside. Karbonatet e mesme që përmbajnë katione të ngarkuara shumëfish ndonjëherë mund të precipitohen nga tretësirat ujore në prani të një tepricë të madhe të CO 2 .
Vetitë kimike të karbonateve janë për shkak të përkatësisë së tyre në klasën e kripërave inorganike të acideve të dobëta. Veçoritë karakteristike të karbonateve shoqërohen me tretshmërinë e dobët të tyre, si dhe me paqëndrueshmërinë termike si të vetë krabonateve, ashtu edhe me H2CO3. Këto veti përdoren në analizën e krabonateve, bazuar ose në zbërthimin e tyre nga acidet e forta dhe thithjen sasiore të CO 2 të çliruar në këtë rast nga një tretësirë alkali, ose në precipitimin e jonit CO 3 2- nga tretësira në forma e ВаСО 3 . Nën veprimin e një tepricë të CO 2 në një precipitat të një karbonati mesatar në një zgjidhje, formohet një bikarbonat, për shembull: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Prania e bikarbonateve në ujin natyror përcakton fortësinë e përkohshme të tij. Hidrokarbonatet me ngrohje të lehtë tashmë në temperatura të ulëta shndërrohen përsëri në karbonate të mesme, të cilat pas ngrohjes dekompozohen në oksid dhe CO 2. Sa më aktiv të jetë metali, aq më e lartë është temperatura e dekompozimit të karbonatit të tij. Pra, Na 2 CO 3 shkrihet pa zbërthim në 857 °C, dhe për karbonatet Ca, Mg dhe Al, presionet e ekuilibrit të dekompozimit arrijnë 0.1 MPa në temperaturat përkatësisht 820, 350 dhe 100 °C.
Karbonatet janë shumë të përhapura në natyrë, gjë që është për shkak të pjesëmarrjes së CO 2 dhe H 2 O në proceset e formimit të mineraleve. karbonatet luajnë një rol të madh në ekuilibrat globalë midis CO 2 të gaztë në atmosferë dhe CO 2 të tretur;
dhe jonet HCO 3 - dhe CO 3 2- në hidrosferë dhe kripërat e ngurta në litosferë. Mineralet më të rëndësishme janë kalciti CaCO 3, magneziti MgCO 3, Sideriti FeCO 3, Smithoniti ZnCO 3 dhe disa të tjerë.Gëlqerorët përbëhet kryesisht nga kalciti ose mbetjet skeletore të kalcitit të organizmave, më rrallë nga aragoniti. Karbonate natyrale të hidratuara të metaleve alkaline dhe Mg janë gjithashtu të njohura (për shembull, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), karbonate të dyfishta [për shembull, dolomiti CaMg (CO 3) 2, froni Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] dhe bazë [malakit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].
Më të rëndësishmet janë karbonati i kaliumit, karbonati i kalciumit dhe karbonati i natriumit. Shumë karbonate natyrore janë xehe metalike shumë të vlefshme (për shembull, karbonate të Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonatet luajnë një rol të rëndësishëm fiziologjik, duke qenë substanca buferike që rregullojnë qëndrueshmërinë e pH të gjakut.
4. Nitratet, kripërat e acidit nitrik HNO 3. I njohur për pothuajse të gjitha metalet; ekzistojnë të dyja në formën e kripërave anhidër M (NO 3) n (n- shkalla e oksidimit të metalit M), dhe në formën e hidratit kristalor M (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Nga solucionet ujore në një temperaturë afër temperaturës së dhomës, vetëm nitratet e metaleve alkali kristalizohen anhydrous, pjesa tjetër - në formën e hidrateve kristalore. Vetitë fiziko-kimike të nitratit anhidrik dhe të hidratuar të të njëjtit metal mund të jenë shumë të ndryshme.
Përbërjet kristalore anhidër të nitrateve të elementit d janë të ngjyrosura. Në mënyrë konvencionale, nitratet mund të ndahen në komponime me një lloj lidhjeje kryesisht kovalente (kripërat e Be, Cr, Zn, Fe dhe metale të tjera tranzicioni) dhe me një lloj lidhjeje kryesisht jonik (kripërat e metaleve alkali dhe alkaline tokësore). Nitratet jonike karakterizohen nga qëndrueshmëri më e lartë termike, mbizotërimi i strukturave kristalore me simetri më të lartë (kubike) dhe mungesa e ndarjes së brezave të joneve të nitrateve në spektrat IR. Nitratet kovalente kanë një tretshmëri më të lartë në tretës organikë, qëndrueshmëri më të ulët termike, spektrat e tyre IR janë më komplekse; disa nitrate kovalente janë të paqëndrueshme në temperaturën e dhomës dhe kur treten në ujë, ato dekompozohen pjesërisht me çlirimin e oksideve të azotit.
Të gjitha nitratet anhidër tregojnë veti të forta oksiduese për shkak të pranisë së jonit NO 3, ndërsa aftësia e tyre oksiduese rritet kur kalojnë nga nitratet jonike në ato kovalente. Këto të fundit dekompozohen në intervalin 100-300°C, jonike - në 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 dhe disa të tjera shkrihen kur nxehen). Produktet e zbërthimit në faza të ngurta dhe të lëngshme. janë në mënyrë sekuenciale nitritet, oksonitratet dhe oksidet, ndonjëherë - metale të lira (kur oksidi është i paqëndrueshëm, për shembull Ag 2 O), dhe në fazën e gazit - NO, NO 2, O 2 dhe N 2. Përbërja e produkteve të dekompozimit varet nga natyra e metalit dhe shkalla e tij e oksidimit, shpejtësia e ngrohjes, temperatura, përbërja e mediumit të gaztë dhe kushte të tjera. NH 4 NO 3 shpërthen, dhe kur nxehet shpejt mund të dekompozohet me një shpërthim, në këtë rast formohen N 2 , O 2 dhe H 2 O; kur nxehet ngadalë, zbërthehet në N 2 O dhe H 2 O.
Joni i lirë NO 3 - në fazën e gazit ka strukturën gjeometrike të një trekëndëshi barabrinjës me një atom N në qendër, kënde ONO ~ 120° dhe gjatësi të lidhjes N-O prej 0,121 nm. Në nitratet kristalore dhe të gazta, joni NO 3 - në thelb ruan formën dhe madhësinë e tij, gjë që përcakton hapësirën dhe strukturën e nitrateve. Joni NO 3 - mund të veprojë si një ligand mono-, bi-, tridentat ose lidhës, kështu që nitratet karakterizohen nga një shumëllojshmëri e gjerë e llojeve të strukturave kristalore.
Metalet kalimtare në gjendje të lartë oksidimi për shkak të sterikës. vështirësitë nuk mund të formojnë nitrate anhidër dhe ato karakterizohen nga oksonitrate, për shembull UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitratet formojnë një numër të madh kripërash të dyfishta dhe komplekse me jonin NO 3 - në sferën e brendshme. Në mjediset ujore, si rezultat i hidrolizës, kationet e metaleve kalimtare formojnë hidroksonitrate (nitratet bazë) me përbërje të ndryshueshme, të cilat mund të izolohen edhe në gjendje të ngurtë.
Nitratet e hidratuar ndryshojnë nga ato anhidrat në atë që në strukturat e tyre kristalore, joni metalik në shumicën e rasteve shoqërohet me molekulat e ujit dhe jo me jonin NO 3. Prandaj, ato treten më mirë se nitratet anhidër në ujë, por më keq - në tretësit organikë, agjentët oksidues më të dobët shkrihen në mënyrë të papajtueshme në ujin e kristalizimit në intervalin 25-100°C. Kur nxehen nitratet e hidratuara, si rregull, nuk formohen nitrate anhidër, por termoliza ndodh me formimin e hidroksonitrateve dhe më pas oksonitrateve dhe oksideve të metaleve.
Në shumë nga vetitë e tyre kimike, nitratet janë të ngjashme me kripërat e tjera inorganike. Karakteristikat karakteristike të nitrateve janë për shkak të tretshmërisë së tyre shumë të lartë në ujë, qëndrueshmërisë së ulët termike dhe aftësisë për të oksiduar komponimet organike dhe inorganike. Gjatë reduktimit të nitrateve, formohet një përzierje e produkteve që përmbajnë azot NO 2 , NO, N 2 O, N 2 ose NH 3 me mbizotërimin e njërit prej tyre në varësi të llojit të agjentit reduktues, temperaturës, reagimit të mediumit. , dhe faktorë të tjerë.
Metodat industriale për marrjen e nitrateve bazohen në thithjen e NH 3 nga solucionet HNO 3 (për NH 4 NO 3) ose në thithjen e gazeve azotike (NO + NO 2) nga tretësira alkali ose karbonate (për nitratet e metaleve alkali, Ca, Mg, Ba), si dhe në reaksione të ndryshme të shkëmbimit të kripërave të metaleve me HNO 3 ose nitrate të metaleve alkali. Në laborator për marrjen e nitrateve anhidër përdoren reaksionet e metaleve kalimtare ose të përbërjeve të tyre me N 2 O 4 të lëngët dhe përzierjet e tij me tretës organikë ose reaksione me N 2 O 5.
Nitratet Na, K (nitrat natriumi dhe kaliumi) gjenden në formën e depozitave natyrore.
Nitratet përdoren në shumë industri. Nitrit amonit (nitrat amonit) - pleh kryesor që përmban azot; si plehra përdoren edhe nitratet e metaleve alkaline dhe Ca. Nitratet - përbërës të lëndëve djegëse të raketave, përbërje piroteknike, solucione turshi për ngjyrosjen e pëlhurave; ato përdoren për ngurtësimin e metaleve, ruajtjen e ushqimit, si ilaçe dhe për prodhimin e oksideve të metaleve.
Nitratet janë toksike. Ato shkaktojnë edemë pulmonare, kollë, të vjella, insuficiencë akute kardiovaskulare, etj. Doza vdekjeprurëse e nitrateve për njerëzit është 8-15 g, marrja e lejuar ditore është 5 mg/kg. Për shumën e nitrateve Na, K, Ca, NH3 MPC: në ujë 45 mg/l”, në tokë 130 mg/kg (klasa e rrezikut 3); në perime dhe fruta (mg/kg) - patate 250, lakër e bardhë e vonë 500, karotat e vona 250, panxhari 1400, qepa 80, kungulleshkat 400, pjeprat 90, shalqinjtë, rrushi, molla, dardha 60. 40-5500 mg/l), uji i bluar.
5. Nitritet, kripërat e acidit azotik HNO 2. Para së gjithash, përdoren nitritet e metaleve alkaline dhe amoniumit, më pak - toka alkaline dhe Z d-metalet, Pb dhe Ag. Ekzistojnë vetëm informacione fragmentare për nitritet e metaleve të tjera.
Nitritet metalike në gjendje oksidimi +2 formojnë hidrate kristalore me një, dy ose katër molekula uji. Nitritet formojnë kripëra të dyfishta dhe të trefishta, për shembull. CsNO 2 AgNO 2 ose Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, si dhe komponime komplekse, si Na 3.
Strukturat kristalore njihen vetëm për disa nitrite anhidër. Anioni NO 2 ka një konfigurim jolinear; Këndi ONO 115°, gjatësia e lidhjes H-O 0,115 nm; lloji i lidhjes M-NO 2 është jonik-kovalent.
Nitritet K, Na, Ba janë të tretshëm mirë në ujë, nitritet Ag, Hg, Cu janë pak të tretshëm. Me rritjen e temperaturës, tretshmëria e nitriteve rritet. Pothuajse të gjitha nitritet janë pak të tretshëm në alkoole, etere dhe tretës me polaritet të ulët.
Nitritet janë termikisht të paqëndrueshëm; shkrihen pa zbërthim vetëm nitritet e metaleve alkaline, nitritet e metaleve të tjera shpërbëhen në 25-300 °C. Mekanizmi i zbërthimit të nitriteve është kompleks dhe përfshin një numër reaksionesh paralele-sekuenciale. Produktet kryesore të dekompozimit të gaztë janë NO, NO 2, N 2 dhe O 2, ato të ngurta janë oksidi i metalit ose metali elementar. Lëshimi i një sasie të madhe gazesh shkakton dekompozimin shpërthyes të disa nitriteve, për shembull NH 4 NO 2, i cili zbërthehet në N 2 dhe H 2 O.
Veçoritë karakteristike të nitriteve lidhen me paqëndrueshmërinë termike të tyre dhe aftësinë e jonit të nitritit për të qenë njëkohësisht agjent oksidues dhe reduktues, në varësi të mjedisit dhe natyrës së reagentëve. Në një mjedis neutral, nitritet zakonisht reduktohen në NO, në një mjedis acid ato oksidohen në nitrate. Oksigjeni dhe CO 2 nuk ndërveprojnë me nitritet e ngurta dhe tretësirat e tyre ujore. Nitritet kontribuojnë në zbërthimin e substancave organike që përmbajnë azot, në veçanti aminet, amidet, etj. Me halidet organike RXH. reagojnë për të formuar si nitritet RONO ashtu edhe komponimet nitro RNO 2.
Prodhimi industrial i nitriteve bazohet në thithjen e gazit azotik (përzierje NO + NO 2) me tretësira të Na 2 CO 3 ose NaOH me kristalizimin e njëpasnjëshëm të NaNO 2; nitritet e metaleve të tjera në industri dhe laboratorë fitohen nga reaksioni i shkëmbimit të kripërave të metaleve me NaNO 2 ose nga reduktimi i nitrateve të këtyre metaleve.
Nitritet përdoren për sintezën e ngjyrave azo, në prodhimin e kaprolaktamit, si agjentë oksidues dhe reduktues në industrinë e gomës, tekstilit dhe përpunimit të metaleve, si konservues ushqimor. Nitritet si NaNO 2 dhe KNO 2 janë toksike, duke shkaktuar dhimbje koke, të vjella, depresion të frymëmarrjes, etj. Kur helmohet NaNO 2, në gjak formohet methemoglobina, dëmtohen membranat e eritrociteve. Ndoshta formimi i nitrozaminave nga NaNO 2 dhe aminave direkt në traktin gastrointestinal.
6. Sulfatet, kripërat e acidit sulfurik. Sulfatet e mesme me anionin SO 4 2- janë të njohura, acide ose hidrosulfate, me anionin HSO 4 - , bazë, që përmbajnë së bashku me anionin SO 4 2- - OH grupe, për shembull Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Ekzistojnë gjithashtu sulfate të dyfishta, të cilat përfshijnë dy katione të ndryshme. Këto përfshijnë dy grupe të mëdha sulfatesh - shap , si dhe kenitet M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , ku M është një kation i vetëm i ngarkuar, E është Mg, Zn dhe katione të tjera me ngarkesë të dyfishtë. Sulfat i njohur i trefishtë K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polihalit mineral), sulfate të dyfishta bazë, për shembull, minerale të grupeve alunite dhe jarosite M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 dhe M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, ku M është një kation i vetëm i ngarkuar Sulfatet mund të jenë pjesë e kripërave të përziera, për shembull 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkit mineral), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainite) .
Sulfatet janë substanca kristalore, mesatare dhe acidike, në shumicën e rasteve janë shumë të tretshme në ujë. Sulfate pak të tretshme të kalciumit, stronciumit, plumbit dhe disa të tjerëve, praktikisht të pazgjidhshëm BaSO 4 , RaSO 4 . Sulfatet bazë zakonisht janë pak të tretshëm ose praktikisht të patretshëm, ose hidrolizohen nga uji. Sulfatet mund të kristalizohen nga tretësirat ujore në formën e hidrateve kristalore. Hidratet kristalore të disa metaleve të rënda quhen vitriol; sulfat bakri СuSO 4 5H 2 O, sulfat hekuri FeSO 4 7H 2 O.
Sulfatet e mesme të metaleve alkali janë termikisht të qëndrueshme, ndërsa sulfatet acide dekompozohen kur nxehen, duke u shndërruar në pirosulfate: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Sulfatet mesatare të metaleve të tjera, si dhe sulfatet bazë, kur nxehen në temperatura mjaft të larta, si rregull, dekompozohen me formimin e oksideve metalike dhe lëshimin e SO 3.
Sulfatet janë të përhapura gjerësisht në natyrë. Ato gjenden në formën e mineraleve, si gipsi CaSO 4 H 2 O, mirabiliti Na 2 SO 4 10H 2 O, si dhe janë pjesë e ujit të detit dhe lumit.
Shumë sulfate mund të përftohen nga bashkëveprimi i H 2 SO 4 me metalet, oksidet dhe hidroksidet e tyre, si dhe nga dekompozimi i kripërave të acideve të avullueshme me acidin sulfurik.
Sulfatet inorganike përdoren gjerësisht. Për shembull, sulfati i amonit është një pleh azotik, sulfati i natriumit përdoret në industrinë e qelqit, letrës, prodhimin e viskozës etj. Mineralet e sulfatit natyror janë lëndë të para për prodhimin industrial të përbërjeve të metaleve të ndryshme, materialeve të ndërtimit etj.
7.sulfitet, kripërat e acidit sulfurik H 2 SO 3 . Ka sulfite mesatare me anionin SO 3 2- dhe acid (hidrosulfite) me anionin HSO 3 - . Sulfitet e mesme janë substanca kristalore. Sulfitet e amonit dhe të metaleve alkali janë shumë të tretshëm në ujë; tretshmëria (g në 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 ° C), K 2 SO 3 106.7 (20 ° C). Në tretësirat ujore ato formojnë hidrosulfite. Sulfitet e tokës alkaline dhe disa metaleve të tjera janë praktikisht të patretshme në ujë; tretshmëria e MgSO 3 1 g në 100 g (40°C). Hidrate kristalore të njohura (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, etj.
Sulfitet anhidër, kur nxehen pa qasje në ajër në enë të mbyllura, janë në disproporcion me sulfide dhe sulfate, kur nxehen në një rrjedhë prej N 2 humbasin SO 2 dhe kur nxehen në ajër, oksidohen lehtësisht në sulfate. Me SO 2 në mjedisin ujor, sulfitet e mesme formojnë hidrosulfite. Sulfitet janë reduktues relativisht të fortë, ato oksidohen në solucione me klor, brom, H 2 O 2, etj. në sulfate. Ato zbërthehen nga acide të forta (për shembull, HC1) me lëshimin e SO 2.
Hidrosulfitet kristalore njihen për K, Rb, Cs, NH 4+, janë të paqëndrueshme. Hidrosulfite të tjera ekzistojnë vetëm në tretësirat ujore. Dendësia NH4HSO3 2.03 g/cm3; tretshmëria në ujë (g për 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Kur nxehen hidrosulfitet kristalore Na ose K, ose kur tretësira e llumit të pulpës M 2 SO 3 është e ngopur me SO 2, formohen pirosulfite (të vjetruara - metabisulfite) M 2 S 2 O 5 - kripëra të acidit pirosulfurik të panjohur në të lirë. gjendja H2S2O5; kristale, të paqëndrueshme; dendësia (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; mbi ~ 160 °С ato dekompozohen me çlirimin e SO 2; tretet në ujë (me zbërthim në HSO 3 -), tretshmëria (g për 100 g): Na 2 S 2 O 5 64.4, K 2 S 2 O 5 44.7; formojnë hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O dhe ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O ; agjentët reduktues.
Sulfitet mesatare të metaleve alkali fitohen duke reaguar një tretësirë ujore të M2CO3 (ose MOH) me SO2 dhe MSO3 duke kaluar SO2 përmes një suspensioni ujor të MCO3; kryesisht SO 2 përdoret nga gazrat jashtë kontaktit të prodhimit të acidit sulfurik. Sulfitet përdoren në zbardhjen, ngjyrosjen dhe printimin e pëlhurave, fibrave, lëkurës për ruajtjen e grurit, ushqimit të gjelbër, mbetjeve industriale të ushqimit (NaHSO 3,
Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 dhe Ca(HSO 3) 2 - dezinfektues në industrinë e prodhimit të verës dhe sheqerit. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - përbërës të lëngut sulfit gjatë pulpingut; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorbues; NaHSO 3 është një absorbues H 2 S nga gazrat e mbeturinave të prodhimit, një agjent reduktues në prodhimin e ngjyrave të squfurit. K 2 S 2 O 5 - përbërës i fiksuesve të acidit në fotografi, antioksidant, antiseptik.
Metodat e ndarjes së përzierjeve
Filtrimi, ndarja e sistemeve johomogjene grimca të lëngshme - të ngurta (suspensione) dhe gaz - grimca të ngurta duke përdorur ndarje filtri poroze (FP) që lejojnë lëngun ose gazin të kalojë, por mbajnë grimca të ngurta. Forca lëvizëse e procesit është diferenca e presionit në të dy anët e FP.
Gjatë ndarjes së pezullimeve, grimcat e ngurta zakonisht formojnë një shtresë sedimenti të lagësht në FP, i cili, nëse është e nevojshme, lahet me ujë ose lëng tjetër, dhe gjithashtu dehidrohet duke fryrë ajrin ose gazin tjetër përmes tij. Filtrimi kryhet me një ndryshim presioni konstant ose me një shpejtësi konstante procesi w(sasia e filtratit në m 3 që kalon nëpër 1 m 2 të sipërfaqes FP për njësi të kohës). Me një ndryshim të vazhdueshëm presioni, pezullimi futet në filtër nën vakum ose presion të tepërt, si dhe nga një pompë pistoni; kur përdorni një pompë centrifugale, diferenca e presionit rritet dhe shpejtësia e procesit zvogëlohet.
Në varësi të përqendrimit të pezullimeve, dallohen disa lloje të filtrimit. Në një përqendrim prej më shumë se 1%, filtrimi ndodh me formimin e një precipitati, dhe në një përqendrim më të vogël se 0,1%, me bllokimin e poreve të FP (sqarimi i lëngjeve). Nëse një shtresë sedimenti mjaft e dendur nuk është formuar në FP dhe grimcat e ngurta futen në filtrat, ai filtrohet duke përdorur materiale ndihmëse të shpërndara imët (diatomite, perlit), të cilat janë aplikuar më parë në FP ose i shtohen pezullimit. Në një përqendrim fillestar prej më pak se 10%, është e mundur ndarja e pjesshme dhe trashja e pezullimeve.
Bëhet dallimi midis filtrave të vazhdueshëm dhe të ndërprerë. Për këtë të fundit, fazat kryesore të punës janë filtrimi, larja e sedimentit, dehidratimi dhe shkarkimi i tij. Në të njëjtën kohë, optimizimi është i zbatueshëm sipas kritereve të produktivitetit më të lartë dhe kostove më të ulëta. Nëse larja dhe dehidratimi nuk kryhen dhe rezistenca hidraulike e ndarjes mund të neglizhohet, atëherë produktiviteti më i lartë arrihet kur koha e filtrimit është e barabartë me kohëzgjatjen e operacioneve ndihmëse.
FP e aplikueshme fleksibël e bërë nga pëlhura pambuku, leshi, sintetike dhe qelqi, si dhe FP jo e endur e bërë nga fibra natyrale dhe sintetike dhe jofleksibile - qeramike, qeramike dhe plastikë me shkumë. Drejtimet e lëvizjes së filtratit dhe veprimi i gravitetit mund të jenë të kundërta, të përkojnë ose të jenë reciprokisht pingul.
Modelet e filtrave janë të ndryshme. Një nga më të zakonshmet është një filtër vakumi rrotullues i daulleve. (cm. Fig.) i veprimit të vazhdueshëm, në të cilin drejtimet e lëvizjes së filtratit dhe veprimit të gravitetit janë të kundërta. Seksioni i komutuesve lidh zonat I dhe II me një burim vakum dhe zonat III dhe IV me një burim ajri të kompresuar. Lëngu i filtratit dhe larës nga zonat I dhe II hyjnë në marrës të veçantë. Gjithashtu është përhapur gjerësisht edhe filtërpresa e ndërprerë e automatizuar me dhoma horizontale, pëlhurë filtri në formën e një rripi pa fund dhe membrana elastike për heqjen e ujit të llumit me shtypje. Kryen operacione të alternuara të mbushjes së dhomave me një pezullim, filtrimit, larjes dhe dehidrimit të sedimentit, ndarjes së dhomave ngjitur dhe heqjes së sedimentit.
Një kripë mund të përkufizohet si një përbërje që formohet nga reaksioni midis një acidi dhe një baze, por nuk është ujë. Në këtë seksion do të shqyrtohen ato veti të kripërave që lidhen me ekuilibrat jonike.
Reaksionet e kripës në ujë
Pak më vonë do të tregohet se tretshmëria është një koncept relativ. Sidoqoftë, për qëllimet e diskutimit të mëposhtëm, ne mund t'i klasifikojmë afërsisht të gjitha kripërat në kripëra të tretshme në ujë dhe të patretshme në ujë.
Disa kripëra, kur treten në ujë, formojnë tretësirë neutrale. Kripërat e tjera formojnë zgjidhje acidike ose alkaline. Kjo është për shkak të shfaqjes së një reaksioni të kthyeshëm midis joneve të kripës dhe ujit, si rezultat i të cilit formohen acide ose baza të konjuguara. Nëse një tretësirë kripe është neutrale, acide ose alkaline varet nga lloji i kripës. Në këtë kuptim, ekzistojnë katër lloje kripërash.
Kripërat e formuara nga acide të forta dhe baza të dobëta. Kripërat e këtij lloji, kur treten në ujë, formojnë një tretësirë acidike. Le të marrim si shembull klorurin e amonit NH4Cl. Kur kjo kripë tretet në ujë, joni i amonit vepron si
Sasia e tepërt e joneve H3O+ e formuar në këtë proces përcakton vetitë acidike të tretësirës.
Kripërat e formuara nga një acid i dobët dhe një bazë e fortë. Kripërat e këtij lloji, kur treten në ujë, formojnë një tretësirë alkaline. Si shembull, le të marrim acetat natriumi CH3COONa1 Joni acetat vepron si bazë, duke pranuar një proton nga uji, i cili në këtë rast vepron si një acid:
Një tepricë e joneve OH- të formuara në këtë proces përcakton vetitë alkaline të tretësirës.
Kripërat e formuara nga acide të forta dhe baza të forta. Kur kripërat e këtij lloji treten në ujë, formohet një zgjidhje neutrale. Le të marrim si shembull klorurin e natriumit NaCl. Kur tretet në ujë, kjo kripë jonizohet plotësisht dhe, për rrjedhojë, përqendrimi i joneve të Na+ është i barabartë me përqendrimin e joneve të Cl-. Meqenëse asnjë jon nuk hyn në reaksione acid-bazë me ujin, nuk ka formim të një sasie të tepërt të joneve H3O + ose OH në tretësirë. Prandaj, zgjidhja është neutrale.
Kripërat e formuara nga acide të dobëta dhe baza të dobëta. Një shembull i kripërave të këtij lloji është acetati i amonit. Kur tretet në ujë, joni i amonit reagon me ujin si acid, dhe joni acetat reagon me ujin si bazë. Të dyja këto reagime janë përshkruar më sipër. Një tretësirë ujore e një kripe e formuar nga një acid i dobët dhe një bazë e dobët mund të jetë pak acid, pak alkaline ose neutrale, në varësi të përqendrimeve relative të joneve H3O+ dhe OH- të formuara si rezultat i reaksioneve të kationeve dhe anioneve. kripë me ujë. Varet nga raporti midis vlerave të konstanteve të disociimit të kationit dhe anionit.
