Tabellen över löslighet av kemiska grundämnen är en tabell med lösligheten i vatten för de mest kända oorganiska syrorna, baserna och salterna.
Definition 1
Kemilöslighetstabellen visar lösligheten vid 20 °C, med ökande temperatur ökar lösligheten.
Ett ämne är lösligt i vatten om dess löslighet är större än 1 g i 100 g vatten och olösligt om mindre än 0,1 g / 100 g. Om du till exempel hittar litium i en löslighetstabell inom kemi kan du se till att nästan alla dess salter bildar lösningar.
På fig. 1 och fig. 2 visar ett foto av den fullständiga tabellen över löslighet i kemi med namn på syrarester.
Figur 1. Fototabell över löslighet i kemi 2018-2019
Figur 2. Kemitabell med syror och syrarester
För att skapa namnet på saltet måste du använda det periodiska systemet och lösligheten. Namnet på metallen från det periodiska systemet läggs till namnet på syraresten, till exempel:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - zinkfosfat; $\mathrm(FeSO_4)$ - järn(II)sulfat.
Inom parentes med ett textnamn är det nödvändigt att ange metallens valens, om det finns flera av dem. När det gäller järn finns också $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ salt - järn(III)sulfat.
Vad kan man lära sig med hjälp av löslighetstabellen i kemi
Tabellen över löslighet av ämnen i kemi med utfällning används för att bestämma möjligheten att en reaktion inträffar, eftersom bildningen av en fällning eller gas är nödvändig för reaktionens irreversibla förlopp.
Löslighetstabellen för salter, syror och baser är grunden, utan vilken det är omöjligt att helt behärska kemisk kunskap. Lösligheten av baser och salter hjälper till att undervisa inte bara skolbarn utan också professionella människor. Skapandet av många livsprodukter klarar sig inte utan denna kunskap.
Tabell över löslighet av syror, salter och baser i vatten
Tabellen över lösligheten av salter och baser i vatten är en manual som hjälper dig att bemästra grunderna i kemi. Följande anteckningar hjälper dig att förstå tabellen nedan.
- P - indikerar en löslig substans;
- H är en olöslig substans;
- M - ämnet är svagt lösligt i vattenmiljön;
- RK - ett ämne kan endast lösas upp när det utsätts för starka organiska syror;
- Strecket kommer att säga att en sådan varelse inte finns i naturen;
- NK - löses inte i vare sig syror eller vatten;
- ? - ett frågetecken indikerar att det idag inte finns någon exakt information om upplösningen av ämnet.
Ofta används tabellen av kemister och skolbarn, studenter för laboratorieforskning, under vilken det är nödvändigt att fastställa villkoren för förekomsten av vissa reaktioner. Enligt tabellen visar det sig att ta reda på hur ämnet beter sig i salt- eller sur miljö, om en fällning är möjlig. Utfällning under forskning och experiment indikerar reaktionens irreversibilitet. Detta är en väsentlig punkt som kan påverka hela laborationsarbetets förlopp.
Vatten är en av de viktigaste kemiska föreningarna på vår planet. En av dess mest intressanta egenskaper är förmågan att bilda vattenlösningar. Och inom många områden av vetenskap och teknik spelar saltets löslighet i vatten en viktig roll.
Löslighet förstås som förmågan hos olika ämnen att bilda homogena (homogena) blandningar med vätskor - lösningsmedel. Det är volymen av materialet som används för att lösa upp och bilda en mättad lösning som bestämmer dess löslighet, jämförbar med massfraktionen av detta ämne eller dess mängd i en koncentrerad lösning.
Beroende på deras förmåga att lösa upp, klassificeras salter enligt följande:
- lösliga ämnen inkluderar ämnen som kan lösas i 100 g vatten mer än 10 g;
- svårlösliga är de vars mängd i lösningsmedlet inte överstiger 1 g;
- koncentrationen av olösligt i 100 g vatten är mindre än 0,01.
I det fall när polariteten hos ämnet som används för upplösning liknar polariteten hos lösningsmedlet är det lösligt. Vid olika polariteter är det troligen inte möjligt att späda ut ämnet.
Hur upplösning sker
Om vi talar om huruvida salt löser sig i vatten, så är detta ett rättvist uttalande för de flesta salter. Det finns en speciell tabell enligt vilken du exakt kan bestämma mängden löslighet. Eftersom vatten är ett universellt lösningsmedel, blandas det väl med andra vätskor, gaser, syror och salter.
Ett av de tydligaste exemplen på upplösning av ett fast ämne i vatten kan observeras nästan varje dag i köket, medan du förbereder rätter med bordssalt. Så varför löser sig salt i vatten?
Från skolkemikursen minns många att molekylerna vatten och salt är polära. Det betyder att deras elektriska poler är motsatta, vilket resulterar i en hög dielektricitetskonstant. Vattenmolekyler omger joner av ett annat ämne, till exempel, som i vårt fall, NaCl. I detta fall bildas en vätska som är homogen i sin konsistens.
Temperatureffekt
Det finns flera faktorer som påverkar salternas löslighet. Först och främst är detta lösningsmedlets temperatur. Ju högre den är, desto större är värdet på diffusionskoefficienten för partiklar i vätskan, och massöverföringen sker snabbare.
Även om till exempel lösligheten av vanligt salt (NaCl) i vatten praktiskt taget inte beror på temperaturen, eftersom dess löslighetskoefficient är 35,8 vid t 20 ° C och 38,0 vid 78 ° C. Men kopparsulfat (CaSO4) med ökande temperatur vatten löser sig sämre.
Andra faktorer som påverkar lösligheten inkluderar:
- Storleken på de upplösta partiklarna - med ett större område av fasseparation sker upplösningen snabbare.
- En blandningsprocess som, när den utförs intensivt, bidrar till en effektivare massöverföring.
- Närvaron av föroreningar: vissa påskyndar upplösningsprocessen, medan andra, som hindrar diffusion, minskar processens hastighet.
Video om mekanismen för saltupplösning
| Katjoner | anjoner | |||||||||
| F- | Cl- | br- | jag- | 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 |
Legend:
P - ämnet är mycket lösligt i vatten; M - något löslig; H - praktiskt taget olöslig i vatten, men lättlöslig i svaga eller utspädda syror; RK - olöslig i vatten och löslig endast i starka oorganiska syror; NK - olöslig varken i vatten eller i syror; G - hydrolyserar fullständigt vid upplösning och finns inte i kontakt med vatten. Ett streck betyder att ett sådant ämne inte existerar alls.
I vattenlösningar dissocierar salter helt eller delvis till joner. Salter av svaga syror och/eller svaga baser genomgår hydrolys. Vattenhaltiga saltlösningar innehåller hydratiserade joner, jonpar och mer komplexa kemiska former, inklusive hydrolysprodukter, etc. Ett antal salter är också lösliga i alkoholer, aceton, syraamider och andra organiska lösningsmedel.
Från vattenlösningar kan salter kristallisera i form av kristallina hydrater, från icke-vattenhaltiga lösningar - i form av kristallina solvat, till exempel CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Data om olika processer som förekommer i vatten-saltsystem, om lösligheten av salter i deras gemensamma närvaro beroende på temperatur, tryck och koncentration, om sammansättningen av fasta och flytande faser kan erhållas genom att studera löslighetsdiagrammen för vatten-saltsystem.
Allmänna metoder för syntes av salter.
1. Skaffa medelstora salter:
1) metall med icke-metall: 2Na + Cl2 = 2NaCl
2) metall med syra: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
3) metall med en saltlösning av en mindre aktiv metall Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) basisk oxid med sur oxid: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) basisk oxid med syra CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) baser med sur oxid Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baser med syra: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) sura salter: MgCO 3 + 2 HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl
9) en baslösning med en saltlösning: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) lösningar av två salter 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6 NaCl
2. Erhålla sura salter:
1. Interaktion av en syra med brist på en bas. KOH + H2SO4 \u003d KHSO4 + H2O
2. Interaktion av en bas med ett överskott av syraoxid
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2
3. Interaktion av ett medelsalt med syra Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Erhålla basiska salter:
1. Hydrolys av salter som bildas av en svag bas och en stark syra
ZnCl2 + H2O \u003d Cl + HCl
2. Tillsats (droppe för droppe) av små mängder alkalier till lösningar av medelstora metallsalter AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interaktion av salter av svaga syror med medelstora salter
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl
4. Erhålla komplexa salter:
1. Reaktioner av salter med ligander: AgCl + 2NH3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Erhålla dubbla salter:
1. Gemensam kristallisation av två salter:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Redoxreaktioner på grund av egenskaperna hos katjonen eller anjonen. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2. Kemiska egenskaper hos sura salter:
1. Termisk nedbrytning med bildning av medelsalt
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Interaktion med alkali. Erhålla medelsalt.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
3. Kemiska egenskaper hos basiska salter:
1. Termisk sönderdelning. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Interaktion med syra: bildandet av ett medelsalt.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O
4. Kemiska egenskaper hos komplexa salter:
1. Förstörelse av komplex på grund av bildandet av dåligt lösliga föreningar:
2Cl + K2S \u003d CuS + 2KCl + 4NH3
2. Utbyte av ligander mellan de yttre och inre sfärerna.
K2 + 6H2O \u003d Cl2 + 2KCl
5. Kemiska egenskaper hos dubbelsalter:
1. Interaktion med alkalilösningar: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Återvinning: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, utspädd H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Råvarorna för industriell produktion av ett antal kloridsalter, sulfater, karbonater, Na-, K-, Ca-, Mg-borater är havs- och havsvatten, naturliga saltlösningar som bildas under dess avdunstning och fasta avlagringar av salter. För en grupp mineraler som bildar sedimentära saltavlagringar (sulfater och klorider av Na, K och Mg) används kodnamnet "naturliga salter". De största fyndigheterna av kaliumsalter finns i Ryssland (Solikamsk), Kanada och Tyskland, kraftfulla fyndigheter av fosfatmalmer - i Nordafrika, Ryssland och Kazakstan, NaNO3 - i Chile.
Salter används i livsmedel, kemi, metallurgisk, glas, läder, textilindustri, jordbruk, medicin, etc.
De viktigaste typerna av salter
1. Borater (oxoborater), salter av borsyror: metaborsyra HBO 2, ortoborsyra H 3 BO 3 och polyborsyror som inte är isolerade i fritt tillstånd. Beroende på antalet boratomer i molekylen delas de in i mono-, di-, tetra-, hexaborater etc. Borater kallas också enligt syrorna som bildar dem och efter antalet mol B 2 O 3 per 1 mol av den basiska oxiden. Så olika metaborater kan kallas monoborater om de innehåller en anjon B (OH) 4 eller en kedjeanjon (BO 2) n n - diborater - om de innehåller en dubbelkedjig anjon (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborater - om de innehåller en ringanjon (B 3 O 6) 3-.
Strukturerna för borater inkluderar bor-syregrupper - "block" som innehåller från 1 till 6, och ibland 9 boratomer, till exempel:
Koordinationstalet för boratomer är 3 (triangulära bor-syregrupper) eller 4 (tetraedriska grupper). Bor-syregrupper är grunden för inte bara öar utan också mer komplexa strukturer - kedja, skiktad och rampolymeriserad. De senare bildas som ett resultat av elimineringen av vatten i molekylerna av hydratiserade borater och uppkomsten av överbryggande bindningar genom syreatomer; processen åtföljs ibland av brytningen av B-O-bindningen i polyanjonerna. Polyanjoner kan fästa sidogrupper - bor-syre-tetraedrar eller trianglar, deras dimerer eller främmande anjoner.
Ammonium, alkali samt andra metaller i +1 oxidationstillstånd bildar oftast hydratiserade och vattenfria metaborater av typen MBO 2, M 2 B 4 O 7 tetraborater, MB 5 O 8 pentaborater och även M 4 B 10 O 17 decaborerar n H 2 O. Jordalkali och andra metaller i + 2 oxidationstillstånd ger vanligtvis hydratiserade metaborater, M 2 B 6 O 11 triborater och MB 6 O 10 hexaborater. samt vattenfria meta-, orto- och tetraborater. Metaller i + 3 oxidationstillstånd kännetecknas av hydratiserade och vattenfria MBO 3 ortoborater.
Borater är färglösa amorfa ämnen eller kristaller (främst med en lågsymmetrisk struktur - monoklinisk eller rombisk). För vattenfria borater ligger smältpunkterna i intervallet från 500 till 2000 °C; de mest högsmältande metaboraten är alkali och orto- och metaborater av alkaliska jordartsmetaller. De flesta borater bildar lätt glas när deras smältor kyls. Hårdheten hos hydratiserade borater på Mohs-skalan är 2-5, vattenfria - upp till 9.
Hydraterade monoborater förlorar kristallvatten upp till ~180°C, polyborater - vid 300-500°C; eliminering av vatten på grund av OH-grupper , koordinerad kring boratomer förekommer upp till ~750°С. Med fullständig uttorkning bildas amorfa ämnen, som vid 500-800 ° C i de flesta fall genomgår "boratomläggning" - kristallisering, åtföljd (för polyborater) av partiell sönderdelning med frisättning av B 2 O 3.
Alkalimetall-, ammonium- och T1(I)-borater är lösliga i vatten (särskilt meta- och pentaborater), hydrolyserar i vattenlösningar (lösningar har en alkalisk reaktion). De flesta borater bryts lätt ned av syror, i vissa fall genom inverkan av CO 2; och SO2;. Borater av alkaliska jordartsmetaller och tungmetaller interagerar med lösningar av alkalier, karbonater och bikarbonater av alkalimetaller. Vattenfria borater är kemiskt mer stabila än hydratiserade. Med vissa alkoholer, i synnerhet med glycerol, bildar borater vattenlösliga komplex. Under inverkan av starka oxidationsmedel, särskilt H 2 O 2, eller under elektrokemisk oxidation, omvandlas borater till peroxoborater .
Cirka 100 naturliga borater är kända, vilka huvudsakligen är salter av Na, Mg, Ca, Fe.
Hydraterade borater erhålls genom: neutralisering av H3B03 med metalloxider, -hydroxider eller -karbonater; utbytesreaktioner av alkalimetallborater, oftast Na, med salter av andra metaller; reaktionen av ömsesidig omvandling av svårlösliga borater med vattenlösningar av alkalimetallborater; hydrotermiska processer som använder alkalimetallhalider som mineraliserande tillsatser. Vattenfria borater erhålls genom fusion eller sintring av B 2 O 3 med metalloxider eller karbonater eller genom dehydratisering av hydrater; enkristaller odlas i lösningar av borater i smälta oxider, till exempel Bi 2 O 3 .
Borater används: för att erhålla andra borföreningar; som komponenter i laddningen vid tillverkning av glas, glasyrer, emaljer, keramik; för brandbeständiga beläggningar och impregnering; som komponenter av flussmedel för raffinering, svetsning och lödning av metall"; som pigment och fyllmedel av färger och fernissor; som betningsmedel vid färgning, korrosionsinhibitorer, komponenter av elektrolyter, fosforer, etc. Borax och kalciumborater används mest.
2. Halider, kemiska föreningar av halogener med andra grundämnen. Halider inkluderar vanligtvis föreningar där halogenatomerna har en högre elektronegativitet än ett annat grundämne. Halider bildar inte He, Ne och Ar. Till enkla, eller binära, halogenider EX n (n- oftast ett heltal från 1 för monohalider till 7 för IF 7 och ReF 7, men kan också vara fraktionerat, till exempel 7/6 för Bi 6 Cl 7) inkluderar i synnerhet salter av halogenvätesyror och interhalogenföreningar (för exempelvis halofluorider). Det finns även blandade halogenider, polyhalider, hydrohalider, oxohalider, oxihalider, hydroxohalider, tiohalider och komplexa halogenider. Oxidationstillståndet för halogener i halogenider är vanligtvis -1.
Beroende på arten av element-halogenbindningen delas enkla halogenider in i joniska och kovalenta. I verkligheten är sambanden av blandad karaktär med övervägande bidrag av en eller annan komponent. Halogeniderna av alkali- och jordalkalimetaller, liksom många mono- och dihalogenider av andra metaller, är typiska salter där bindningens joniska natur råder. De flesta av dem är relativt eldfasta, lågflyktiga, mycket lösliga i vatten; i vattenlösningar dissocierar de nästan fullständigt till joner. Salternas egenskaper innehas också av trihalider av sällsynta jordartsmetaller. Vattenlösligheten för jonhalider minskar i allmänhet från jodider till fluorider. Klorider, bromider och jodider Ag + , Сu + , Hg + och Pb 2+ är dåligt lösliga i vatten.
En ökning av antalet halogenatomer i metallhalogenider eller förhållandet mellan metallladdningen och radien av dess jon leder till en ökning av bindningens kovalenta komponent, en minskning av lösligheten i vatten och termisk stabilitet hos halogenider, en ökning i flyktighet, en ökning av oxidation, förmåga och tendens till hydrolys. Dessa beroenden observeras för metallhalider från samma period och i serien av halogenider av samma metall. De är lätta att spåra på exemplet med termiska egenskaper. Till exempel, för metallhalider från den 4:e perioden är smält- och kokpunkterna 771 respektive 1430°C för KC1, 772 och 1960°C för CaCl2, 967 och 975°C för ScCl3, -24,1 och 136°C för TiCl4. För UF 3 är smältpunkten ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. I serien av EC-föreningar n med samma n bindningens kovalens ökar vanligtvis när man går från fluorider till klorider och minskar när man går från de senare till bromider och jodider. Så för AlF 3 är sublimeringstemperaturen 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, kokpunkten för A1Br 3 är 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. I serierna ZrF4, ZrCl4ZrBr4, ZrI4 är sublimeringstemperaturen 906, 334, 355 respektive 418°C. I MF-leden n och MS1 n där M är en metall i en undergrupp, minskar bindningens kovalens med ökande atommassa hos metallen. Det finns få metallfluorider och -klorider med ungefär samma bidrag av joniska och kovalenta bindningskomponenter.
Den genomsnittliga element-halogenbindningsenergin minskar vid övergång från fluorider till jodider och med ökande n(se bordet).
Många metallhalider som innehåller isolerade eller överbryggande O-atomer (oxo- respektive oxihalider), till exempel vanadinoxotrifluorid VOF 3, niobiumdioxifluorid NbO 2 F, volframdioxodijodid WO 2 I 2.
Komplexa halogenider (halogenometallater) innehåller komplexa anjoner i vilka halogenatomerna är ligander, till exempel kaliumhexaklorplatinat (IV) K 2 , natriumheptafluortantalat (V) Na, litiumhexafluoroarsenat (V) Li. Fluoro-, oxofluoro- och klormetallater har den högsta termiska stabiliteten. På grund av bindningarnas natur är jonföreningar med katjoner NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + och andra nära komplexa halogenider.
Många halogenider kännetecknas av association och polymerisation i vätske- och gasfasen med bildandet av bryggbindningar. De mest benägna för detta är halogeniderna av metaller från grupperna I och II, AlCl3, pentafluorider av Sb och övergångsmetaller, oxofluorider med kompositionen MOF4. Kända halogenider med en metall-metallbindning, till exempel. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorider skiljer sig väsentligt i egenskaper från andra halogenider. Men i enkla halogenider är dessa skillnader mindre uttalade än i själva halogenerna, och i komplexa halogenider är de mindre uttalade än i enkla.
Många kovalenta halogenider (särskilt fluorider) är starka Lewis-syror, t.ex. AsF5, SbF5, BF3, A1C13. Fluorer är en del av supersyror. Högre halogenider reduceras av metaller och väte, till exempel:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF
Metallhalogenider i grupperna V-VIII, förutom Cr och Mn, reduceras med H 2 till metaller, till exempel:
WF6 + ZN2 = W + 6HF
Många kovalenta och joniska metallhalider interagerar med varandra för att bilda komplexa halogenider, till exempel:
KC1 + TaCl5 = K
De lättare halogenerna kan tränga undan de tyngre från halogenerna. Syre kan oxidera halogenider med frisättning av C1 2 , Br 2 och I 2 . En av de karakteristiska reaktionerna för kovalenta halogenider är interaktionen med vatten (hydrolys) eller dess ångor vid upphettning (pyrohydrolys), vilket leder till bildning av oxider, oxi- eller oxohalider, hydroxider och vätehalogenider.
Halider erhålls direkt från grundämnena, genom interaktion av vätehalogenider eller halogenvätesyror med grundämnen, oxider, hydroxider eller salter, såväl som genom utbytesreaktioner.
Halider används i stor utsträckning inom teknik som utgångsmaterial för framställning av halogener, alkali- och jordalkalimetaller, och som komponenter i glas och andra oorganiska material; de är mellanprodukter vid tillverkning av sällsynta och vissa icke-järnmetaller, U, Si, Ge, etc.
I naturen bildar halogenider separata klasser av mineraler, som inkluderar fluorider (t.ex. mineralerna fluorit, kryolit) och klorider (sylvit, karnalit). Brom och jod finns i vissa mineraler som isomorfa föroreningar. Betydande mängder halogenider finns i havets och havens vatten, i salt och underjordisk saltlake. Vissa halogenider, såsom NaCl, KC1, CaCl 2, är en del av levande organismer.
3. Karbonater (av lat. carbo, släktfallet carbonis kol), salter av kolsyra. Det finns medelstora karbonater med CO 3 2-anjonen och sura, eller bikarbonater (föråldrade bikarbonater), med HCO 3 - anjonen. Karbonater är kristallina ämnen. De flesta av de medelstora metallsalterna i oxidationstillståndet + 2 kristalliserar till en hexagon. gallertyp av kalcit eller rombisk typ av aragonit.
Av mediumkarbonaterna löser sig endast salter av alkalimetaller, ammonium och Tl(I) i vatten. Som ett resultat av betydande hydrolys har deras lösningar en alkalisk reaktion. De svåraste lösliga metallkarbonaterna i oxidationstillståndet + 2. Tvärtom är alla bikarbonater mycket lösliga i vatten. Under utbytesreaktioner i vattenlösningar mellan metallsalter och Na 2 CO 3 bildas fällningar av mediumkarbonater när deras löslighet är mycket lägre än motsvarande hydroxider. Detta är fallet för Ca, Sr och deras analoger, lantanider, Ag(I), Mn(II), Pb(II) och Cd(II). De återstående katjonerna kan, när de interagerar med lösta karbonater som ett resultat av hydrolys, ge inte genomsnittliga, utan basiska karbonater eller till och med hydroxider. Mediumkarbonater innehållande flerfaldigt laddade katjoner kan ibland fällas ut från vattenlösningar i närvaro av ett stort överskott av CO 2 .
Karbonaters kemiska egenskaper beror på att de tillhör klassen av oorganiska salter av svaga syror. Karbonaternas karakteristiska egenskaper är förknippade med deras dåliga löslighet, såväl som den termiska instabiliteten hos både krabonaterna själva och H 2 CO 3 . Dessa egenskaper används vid analys av krabonater, antingen baserat på deras nedbrytning av starka syror och den kvantitativa absorptionen av CO 2 som frigörs i detta fall av en alkalilösning, eller på utfällningen av CO 3 2-jonen från lösningen i formen av ВаСО 3 . Under inverkan av ett överskott av CO 2 på en fällning av ett genomsnittligt karbonat i en lösning, bildas ett bikarbonat, till exempel: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Närvaron av bikarbonater i naturligt vatten bestämmer dess tillfälliga hårdhet. Kolkarbonater vid lätt uppvärmning redan vid låga temperaturer omvandlas åter till medelkarbonater, som vid uppvärmning sönderdelas till oxid och CO 2. Ju aktivare metallen är, desto högre nedbrytningstemperatur för dess karbonat. Så Na 2 CO 3 smälter utan sönderdelning vid 857 °C, och för Ca-, Mg- och Al-karbonater når jämviktssönderdelningstrycken 0,1 MPa vid temperaturer på 820, 350 respektive 100 °C.
Karbonater är mycket utbredda i naturen, vilket beror på deltagandet av CO 2 och H 2 O i processerna för mineralbildning. karbonater spelar en stor roll i globala jämvikter mellan gasformig CO 2 i atmosfären och löst CO 2 ;
och HCO 3 - och CO 3 2- joner i hydrosfären och fasta salter i litosfären. De viktigaste mineralerna är CaCO 3-kalcit, MgCO 3-magnesit, FeCO 3-siderit, ZnCO 3-smithsonit med flera.Kalksten består huvudsakligen av kalcit eller kalcitskelettrester från organismer, sällan av aragonit. Naturliga hydratiserade karbonater av alkalimetaller och Mg är också kända (till exempel MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10 H 2 O), dubbla karbonater [till exempel dolomit CaMg (CO 3) 2, tron Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] och basisk [malakit CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerussit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].
De viktigaste är kaliumkarbonat, kalciumkarbonat och natriumkarbonat. Många naturliga karbonater är mycket värdefulla metallmalmer (till exempel karbonater av Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonater spelar en viktig fysiologisk roll, eftersom de är buffertämnen som reglerar blodets pH-värde.
4. Nitrater, salter av salpetersyra HNO 3. Känd för nästan alla metaller; finns både i form av vattenfria salter M (NO 3) n (n- graden av oxidation av metallen M), och i form av kristallina hydrater M (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Från vattenlösningar vid en temperatur nära rumstemperatur kristalliserar endast alkalimetallnitrat vattenfritt, resten - i form av kristallina hydrater. De fysikalisk-kemiska egenskaperna hos vattenfritt och hydratiserat nitrat av samma metall kan vara mycket olika.
Vattenfria kristallina föreningar av d-elementnitrater är färgade. Konventionellt kan nitrater delas in i föreningar med en övervägande kovalent typ av bindning (salter av Be, Cr, Zn, Fe och andra övergångsmetaller) och med en övervägande jonisk typ av bindning (salter av alkali- och jordalkalimetaller). Joniska nitrater kännetecknas av högre termisk stabilitet, dominansen av kristallstrukturer med högre symmetri (kubisk) och frånvaron av splittring av nitratjonbanden i IR-spektra. Kovalenta nitrater har en högre löslighet i organiska lösningsmedel, lägre termisk stabilitet, deras IR-spektra är mer komplexa; vissa kovalenta nitrater är flyktiga vid rumstemperatur, och när de löses upp i vatten sönderdelas de delvis med frigörande av kväveoxider.
Alla vattenfria nitrater uppvisar starka oxiderande egenskaper på grund av närvaron av NO 3 -jonen, medan deras oxiderande förmåga ökar vid övergång från joniska till kovalenta nitrater. De senare sönderdelas i intervallet 100-300°C, joniska - vid 400-600°C (NaNO3, KNO3 och några andra smälter vid upphettning). Nedbrytningsprodukter i fasta och flytande faser. är sekventiellt nitriter, oxonitrater och oxider, ibland - fria metaller (när oxiden är instabil, till exempel Ag 2 O), och i gasfasen - NO, NO 2, O 2 och N 2. Sammansättningen av sönderdelningsprodukterna beror på metallens natur och dess oxidationsgrad, uppvärmningshastighet, temperatur, sammansättningen av det gasformiga mediet och andra förhållanden. NH 4 NO 3 detonerar och vid snabb upphettning kan den sönderdelas med en explosion, i detta fall bildas N 2 , O 2 och H 2 O; vid långsam uppvärmning sönderdelas den till N 2 O och H 2 O.
Den fria NO 3 - jonen i gasfasen har den geometriska strukturen av en liksidig triangel med en N-atom i mitten, ONO-vinklar ~ 120° och N-O-bindningslängder på 0,121 nm. I kristallina och gasformiga nitrater behåller NO 3 -jonen i princip sin form och storlek, vilket bestämmer utrymmet och strukturen hos nitrater. Jon NO 3 - kan fungera som en mono-, bi-, tridentat eller överbryggande ligand, så nitrater kännetecknas av en mängd olika typer av kristallstrukturer.
Övergångsmetaller i höga oxidationstillstånd på grund av sterisk. svårigheter kan inte bilda vattenfria nitrater, och de kännetecknas av oxonitrater, till exempel UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrater bildar ett stort antal dubbla och komplexa salter med NO 3-jonen - i den inre sfären. I vattenhaltiga medier, som ett resultat av hydrolys, bildar övergångsmetallkatjoner hydroxonitrater (basiska nitrater) med varierande sammansättning, som också kan isoleras i fast tillstånd.
Hydraterade nitrater skiljer sig från vattenfria genom att metalljonen i sina kristallstrukturer i de flesta fall är associerad med vattenmolekyler och inte med NO 3-jonen. Därför löser de sig bättre än vattenfria nitrater i vatten, men värre - i organiska lösningsmedel smälter svagare oxidationsmedel inkongruent i kristallisationsvatten i intervallet 25-100°C. När hydratiserade nitrater värms upp bildas som regel inga vattenfria nitrater utan termolys sker med bildning av hydroxonitrater och sedan oxonitrater och metalloxider.
I många av sina kemiska egenskaper liknar nitrater andra oorganiska salter. De karakteristiska egenskaperna hos nitrater beror på deras mycket höga löslighet i vatten, låg termisk stabilitet och förmågan att oxidera organiska och oorganiska föreningar. Under reduktionen av nitrater bildas en blandning av kvävehaltiga produkter NO 2 , NO, N 2 O, N 2 eller NH 3 med övervägande av en av dem beroende på typen av reduktionsmedel, temperatur, reaktionen hos mediet och andra faktorer.
Industriella metoder för att erhålla nitrater är baserade på absorption av NH 3 av HNO 3-lösningar (för NH 4 NO 3) eller på absorption av nitrösa gaser (NO + NO 2) av alkali- eller karbonatlösningar (för alkalimetallnitrat, Ca, Mg, Ba), såväl som på olika utbytesreaktioner av metallsalter med HNO 3 eller alkalimetallnitrat. I laboratoriet, för att erhålla vattenfria nitrater, används reaktioner av övergångsmetaller eller deras föreningar med flytande N 2 O 4 och dess blandningar med organiska lösningsmedel eller reaktioner med N 2 O 5.
Nitrater Na, K (natrium- och kaliumnitrat) finns i form av naturliga avlagringar.
Nitrater används i många industrier. Ammoniumnitrit (ammoniumnitrat) - det viktigaste kvävehaltiga gödselmedlet; nitrater av alkalimetaller och Ca används också som gödningsmedel. Nitrater - komponenter i raketbränslen, pyrotekniska kompositioner, betningslösningar för färgning av tyger; de används för härdning av metaller, konservering av livsmedel, som läkemedel och för framställning av metalloxider.
Nitrater är giftiga. De orsakar lungödem, hosta, kräkningar, akut kardiovaskulär insufficiens, etc. Den dödliga dosen av nitrater för människor är 8-15 g, det tillåtna dagliga intaget är 5 mg / kg. För summan av Na, K, Ca, NH3 nitrater MPC: i vatten 45 mg/l", i jord 130 mg/kg (faroklass 3); i grönsaker och frukter (mg/kg) - potatis 250, sen vitkål 500, sena morötter 250, rödbetor 1400, lök 80, zucchini 400, meloner 90, vattenmeloner, vindruvor, äpplen, päron 60. Bristande efterlevnad av agrotekniska rekommendationer, överdriven gödsling ökar dramatiskt innehållet av nitrat i jordbruksprodukter, ytavrinning från jordbruksprodukter. ( 40-5500 mg/l), grundvatten.
5. Nitriter, salter av salpetersyrlighet HNO 2. Först och främst används nitriter av alkalimetaller och ammonium, mindre - jordalkali och Z d-metaller, Pb och Ag. Det finns bara fragmentarisk information om nitriter i andra metaller.
Metallnitrit i +2 oxidationstillstånd bildar kristallhydrater med en, två eller fyra vattenmolekyler. Nitriter bildar till exempel dubbel- och trippelsalter. CsNO 2 AgNO 2 eller Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, såväl som komplexa föreningar, såsom Na 3.
Kristallstrukturer är kända endast för ett fåtal vattenfria nitriter. N02-anjonen har en icke-linjär konfiguration; ONO-vinkel 115°, H-O-bindningslängd 0,115 nm; typen av anslutning M-NO 2 är jonisk-kovalent.
K, Na, Ba nitriter är vällösliga i vatten, Ag, Hg, Cu nitriter är dåligt lösliga. Med stigande temperatur ökar lösligheten av nitriter. Nästan alla nitriter är dåligt lösliga i alkoholer, etrar och lösningsmedel med låg polaritet.
Nitriter är termiskt instabila; smälter utan sönderdelning endast nitriter av alkalimetaller, nitriter av andra metaller sönderdelas vid 25-300 °C. Mekanismen för nitritnedbrytning är komplex och inkluderar ett antal parallell-sekventiella reaktioner. De huvudsakliga gasformiga nedbrytningsprodukterna är NO, NO 2, N 2 och O 2, fasta är metalloxid eller elementär metall. Utsläpp av en stor mängd gaser orsakar explosiv nedbrytning av vissa nitriter, till exempel NH 4 NO 2, som sönderdelas till N 2 och H 2 O.
De karakteristiska egenskaperna hos nitriter är förknippade med deras termiska instabilitet och förmågan hos nitritjonen att vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel, beroende på mediet och reagensens natur. I en neutral miljö reduceras oftast nitriter till NO, i sur miljö oxideras de till nitrater. Syre och CO 2 interagerar inte med fasta nitriter och deras vattenlösningar. Nitriter bidrar till nedbrytningen av kvävehaltiga organiska ämnen, i synnerhet aminer, amider etc. Med organiska halogenider RXH. reagerar för att bilda både RONO-nitrit och RNO 2 -nitroföreningar.
Den industriella produktionen av nitriter är baserad på absorption av nitrös gas (en blandning av NO + NO 2) med lösningar av Na 2 CO 3 eller NaOH med successiv kristallisation av NaNO 2; nitriter av andra metaller i industri och laboratorier erhålls genom utbytesreaktion av metallsalter med NaNO 2 eller genom reduktion av nitrater av dessa metaller.
Nitriter används för syntes av azofärgämnen, vid framställning av kaprolaktam, som oxiderande och reduktionsmedel i gummi-, textil- och metallindustrin, som konserveringsmedel för livsmedel. Nitriter som NaNO 2 och KNO 2 är giftiga, orsakar huvudvärk, kräkningar, andningsdepression, etc. När NaNO 2 förgiftas bildas methemoglobin i blodet, erytrocytmembranen skadas. Kanske bildandet av nitrosaminer från NaNO 2 och aminer direkt i mag-tarmkanalen.
6. Sulfater, salter av svavelsyra. Mediumsulfater med anjonen S042- är kända, sura eller hydrosulfater, varvid anjonen HS04-, basisk, innehåller tillsammans med anjonen S042-OH-grupper, till exempel Zn2(OH)2S04. Det finns också dubbla sulfater, som inkluderar två olika katjoner. Dessa inkluderar två stora grupper av sulfater - alun , samt cheniter M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , där M är en enkelladdad katjon, E är Mg, Zn och andra dubbelladdade katjoner. Känt trippelsulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineralpolygalit), dubbelbasiska sulfater, till exempel mineraler från alunit- och jarositgrupperna M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 och M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, där M är en enkelladdad katjon. Sulfater kan ingå i blandade salter, till exempel 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineral berkit), MgSO 4 KCl 3H2O (kainit).
Sulfater är kristallina ämnen, medium och sura, i de flesta fall är de mycket lösliga i vatten. Något lösliga sulfater av kalcium, strontium, bly och några andra, praktiskt taget olösliga BaSO 4 , RaSO 4 . Basiska sulfater är vanligtvis svårlösliga eller praktiskt taget olösliga, eller hydrolyserade av vatten. Sulfater kan kristallisera från vattenlösningar i form av kristallina hydrater. De kristallina hydraterna av vissa tungmetaller kallas vitriol; kopparsulfat СuSO 4 5H 2 O, järnsulfat FeSO 4 7H 2 O.
Medium alkalimetallsulfater är termiskt stabila, medan sura sulfater sönderdelas vid upphettning och omvandlas till pyrosulfater: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Genomsnittliga sulfater av andra metaller, såväl som basiska sulfater, vid upphettning till tillräckligt höga temperaturer, sönderdelas som regel med bildning av metalloxider och frigöring av SO 3 .
Sulfater är utbredda i naturen. De finns i form av mineraler, såsom gips CaSO 4 H 2 O, mirabilitet Na 2 SO 4 10H 2 O, och är också en del av havs- och flodvatten.
Många sulfater kan erhållas genom växelverkan av H 2 SO 4 med metaller, deras oxider och hydroxider, såväl som sönderdelning av salter av flyktiga syror med svavelsyra.
Oorganiska sulfater används i stor utsträckning. Till exempel är ammoniumsulfat ett kvävegödselmedel, natriumsulfat används inom glas-, pappersindustrin, viskosproduktion etc. Naturliga sulfatmineraler är råvaror för industriell framställning av föreningar av olika metaller, byggmaterial m.m.
7.sulfiter, salter av svavelsyra H 2 SO 3 . Det finns medelstora sulfiter med anjonen SO 3 2- och sura (hydrosulfiter) med anjonen HSO 3 - . Mediumsulfiter är kristallina ämnen. Ammonium- och alkalimetallsulfiter är mycket lösliga i vatten; löslighet (g i 100 g): (NH4)2S03 40,0 (13°C), K2S03 106,7 (20°C). I vattenlösningar bildar de hydrosulfiter. Sulfiter av alkaliska jordartsmetaller och vissa andra metaller är praktiskt taget olösliga i vatten; löslighet av MgS03 1 g i 100 g (40°C). Kända kristallina hydrater (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, etc.
Vattenfria sulfiter, när de upphettas utan tillgång till luft i förseglade kärl, blir oproportionerliga till sulfider och sulfater, när de upphettas i en ström av N2 förlorar de SO2, och när de upphettas i luft oxideras de lätt till sulfater. Med SO 2 i vattenmiljön bildar medelstora sulfiter hydrosulfiter. Sulfiter är relativt starka reduktionsmedel, de oxideras i lösningar med klor, brom, H 2 O 2 etc. till sulfater. De bryts ner av starka syror (till exempel HC1) med frisättning av SO 2.
Kristallina hydrosulfiter är kända för K, Rb, Cs, NH4+, de är instabila. Andra hydrosulfiter existerar endast i vattenlösningar. Densitet NH4HS03 2,03 g/cm3; löslighet i vatten (g per 100 g): NH4HS03 71,8 (0°C), KHSO3 49 (20°C).
När kristallina hydrosulfiter Na eller K upphettas, eller när slurrylösningen av massan M 2 SO 3 är mättad med SO 2, bildas pyrosulfiter (föråldrade - metabisulfiter) M 2 S 2 O 5 - salter av pyrosvavelsyrlighet okända i de fria tillstånd H2S2O5; kristaller, instabila; densitet (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; över ~ 160 °С sönderdelas de med frisättning av SO 2; löses i vatten (med sönderdelning till HSO 3 -), löslighet (g per 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; bildar hydrater Na2S2O57H2O och ZK2S2O52H2O; reduktionsmedel.
Mediumalkalimetallsulfiter erhålls genom att reagera en vattenlösning av M2CO3 (eller MOH) med SO2 och MSO3 genom att leda SO2 genom en vattenhaltig suspension av MCO3; huvudsakligen SO 2 används från avgaserna från kontakt svavelsyraproduktion. Sulfiter används vid blekning, färgning och tryckning av tyger, fibrer, läder för spannmålskonservering, grönfoder, industriellt foderavfall (NaHSO 3 ,
Na2S2O5). CaSO 3 och Ca(HSO 3) 2 - desinfektionsmedel inom vinframställning och sockerindustri. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - komponenter av sulfitlut under massaframställning; (NH4)2SO3-SO2-absorbator; NaHSO 3 är en H 2 S-absorbator från produktionsavfallsgaser, ett reduktionsmedel vid tillverkning av svavelfärgämnen. K 2 S 2 O 5 - komponent av syrafixerare inom fotografering, antioxidant, antiseptisk.
Blandningsseparationsmetoder
Filtrering, separation av inhomogena system vätska - fasta partiklar (suspensioner) och gas - fasta partiklar med hjälp av porösa filterpartitioner (FP) som tillåter vätska eller gas att passera igenom, men håller kvar fasta partiklar. Drivkraften för processen är tryckskillnaden på båda sidor av FP.
Vid separering av suspensioner bildar fasta partiklar vanligtvis ett lager av vått sediment på FP, som vid behov tvättas med vatten eller annan vätska, och även dehydreras genom att blåsa luft eller annan gas genom den. Filtrering utförs vid konstant tryckskillnad eller med konstant processhastighet w(mängden filtrat i m 3 som passerar genom 1 m 2 av FP-ytan per tidsenhet). Vid en konstant tryckskillnad matas suspensionen till filtret under vakuum eller övertryck, såväl som av en kolvpump; vid användning av en centrifugalpump ökar tryckskillnaden och processhastigheten minskar.
Beroende på koncentrationen av suspensioner särskiljs flera typer av filtrering. Vid en koncentration på mer än 1% sker filtrering med bildning av en fällning och vid en koncentration på mindre än 0,1%, med igensättning av porerna i FP (klarning av vätskor). Om ett tillräckligt tätt sedimentskikt inte bildas på FP och fasta partiklar kommer in i filtratet, filtreras det med hjälp av fint dispergerade hjälpmaterial (kiselalger, perlit), som tidigare applicerats på FP eller tillsatts till suspensionen. Vid en initial koncentration på mindre än 10 % är partiell separation och förtjockning av suspensioner möjlig.
Man skiljer på kontinuerliga och intermittenta filter. För de senare är huvudstadierna i arbetet filtrering, tvättning av sedimentet, dess uttorkning och lossning. Samtidigt är optimering tillämplig enligt kriterierna för högsta produktivitet och lägsta kostnader. Om tvättning och uttorkning inte utförs och det hydrauliska motståndet hos skiljeväggen kan försummas, uppnås den högsta produktiviteten när filtreringstiden är lika med varaktigheten av hjälpoperationerna.
Tillämplig flexibel FP gjord av bomull, ull, syntet och glastyger, samt non-woven FP gjord av naturliga och syntetiska fibrer och oflexibel - keramik, kermet och skumplast. Filtratets rörelseriktningar och gravitationens verkan kan vara motsatta, sammanfalla eller vara inbördes vinkelräta.
Filterdesignerna varierar. En av de vanligaste är ett roterande trumvakuumfilter. (centimeter. Fig.) av kontinuerlig verkan, i vilken filtratets rörelseriktningar och tyngdkraftens verkan är motsatta. Ställverkssektionen förbinder zonerna I och II med en vakuumkälla och zonerna III och IV till en tryckluftskälla. Filtratet och tvättvätskan från zonerna I och II kommer in i separata behållare. Den automatiska intermittenta filterpressen med horisontella kammare, filterduk i form av ett ändlöst band och elastiska membran för slamavvattning genom pressning har också fått stor spridning. Den utför alternerande operationer med att fylla kamrarna med en suspension, filtrera, tvätta och dehydrera sedimentet, separera intilliggande kammare och ta bort sedimentet.
Ett salt kan definieras som en förening som bildas genom reaktionen mellan en syra och en bas, men som inte är vatten. I detta avsnitt kommer de egenskaper hos salter som är associerade med joniska jämvikter att beaktas.
saltreaktioner i vatten
Något senare kommer det att visas att löslighet är ett relativt begrepp. Emellertid, för syftet med följande diskussion, kan vi grovt klassificera alla salter i vattenlösliga och vattenolösliga salter.
Vissa salter bildar neutrala lösningar när de löses i vatten. Andra salter bildar sura eller alkaliska lösningar. Detta beror på förekomsten av en reversibel reaktion mellan saltjoner och vatten, som ett resultat av vilken konjugerade syror eller baser bildas. Om en saltlösning är neutral, sur eller alkalisk beror på typen av salt. I denna mening finns det fyra typer av salter.
Salter som bildas av starka syror och svaga baser. Salter av denna typ bildar, när de löses i vatten, en sur lösning. Låt oss ta ammoniumklorid NH4Cl som ett exempel. När detta salt löses i vatten fungerar ammoniumjonen som
Överskottsmängden H3O+-joner som bildas i denna process bestämmer lösningens sura egenskaper.
Salter som bildas av en svag syra och en stark bas. Salter av denna typ bildar, när de löses i vatten, en alkalisk lösning. Som ett exempel, låt oss ta natriumacetat CH3COONa1 Acetatjonen fungerar som en bas och tar emot en proton från vatten, som i det här fallet fungerar som en syra:
Ett överskott av OH-joner som bildas i denna process bestämmer lösningens alkaliska egenskaper.
Salter som bildas av starka syror och starka baser. När salter av denna typ löses i vatten bildas en neutral lösning. Låt oss ta natriumklorid NaCl som ett exempel. När det löses i vatten joniseras detta salt fullständigt, och därför är koncentrationen av Na+-joner lika med koncentrationen av Cl-joner. Eftersom ingen av jonerna går in i syra-basreaktioner med vatten, bildas ingen överskottsmängd H3O+ eller OH-joner i lösningen. Därför är lösningen neutral.
Salter som bildas av svaga syror och svaga baser. Ett exempel på salter av denna typ är ammoniumacetat. När den löses i vatten reagerar ammoniumjonen med vatten som en syra, och acetatjonen reagerar med vatten som bas. Båda dessa reaktioner beskrivs ovan. En vattenlösning av ett salt som bildas av en svag syra och en svag bas kan vara svagt sur, lätt alkalisk eller neutral, beroende på de relativa koncentrationerna av H3O+ och OH-joner som bildas som ett resultat av reaktionerna mellan katjoner och anjoner av salt med vatten. Det beror på förhållandet mellan värdena för dissociationskonstanterna för katjonen och anjonen.
