ذوبان الأملاح في الماء عند درجة حرارة الغرفة. لماذا تذوب الأملاح في الماء؟ جميع أملاح حامض النيتريك - النترات - قابلة للذوبان

يعد جدول ذوبان الأملاح والأحماض والقواعد هو الأساس الذي بدونه يستحيل إتقان المعرفة الكيميائية بشكل كامل. تساعد قابلية ذوبان القواعد والأملاح في التعلم ليس فقط لأطفال المدارس، ولكن أيضًا للأشخاص المحترفين. إن إنشاء العديد من منتجات الحياة لا يمكن الاستغناء عنه بدون هذه المعرفة.

جدول ذوبان الأحماض والأملاح والقواعد في الماء

يعد جدول ذوبان الأملاح والقواعد في الماء بمثابة دليل يساعد في إتقان أساسيات الكيمياء. ستساعدك الملاحظات التالية على فهم الجدول أدناه.

• P - يشير إلى مادة قابلة للذوبان.
• ح – مادة غير قابلة للذوبان.
• م – المادة قليلة الذوبان في البيئة المائية؛
• RK - مادة لا يمكن أن تذوب إلا عند تعرضها لأحماض عضوية قوية؛
• سوف تشير الشرطة إلى أن مثل هذا المخلوق غير موجود في الطبيعة؛
• NK - لا يذوب في الأحماض أو الماء؛
• ؟ – علامة الاستفهام تشير إلى أنه لا توجد اليوم معلومات دقيقة عن تحلل المادة.

في كثير من الأحيان، يتم استخدام الجدول من قبل الكيميائيين وأطفال المدارس والطلاب لإجراء البحوث المختبرية، والتي من الضروري خلالها تحديد الظروف لحدوث تفاعلات معينة. باستخدام الجدول، من الممكن تحديد كيفية تصرف المادة في بيئة مالحة أو حمضية، وما إذا كان من الممكن ظهور راسب. يشير الراسب أثناء البحث والتجارب إلى عدم رجعة التفاعل. هذه نقطة مهمة يمكن أن تؤثر على مسار جميع الأعمال المختبرية.

الأملاح هي نتاج استبدال ذرات الهيدروجين في الحمض بمعدن. تنفصل الأملاح القابلة للذوبان في الصودا إلى كاتيون معدني وأنيون بقايا حمض. وتنقسم الأملاح إلى:

· متوسط

· أساسي

· معقد

· مزدوج

· مختلط

أملاح متوسطة.هذه هي منتجات الاستبدال الكامل لذرات الهيدروجين في الحمض بذرات المعدن، أو مع مجموعة الذرات (NH 4 +): MgSO 4، Na 2 SO 4، NH 4 Cl، Al 2 (SO 4) 3.

أسماء الأملاح المتوسطة تأتي من أسماء المعادن والأحماض: CuSO 4 - كبريتات النحاس، Na 3 PO 4 - فوسفات الصوديوم، NaNO 2 - نتريت الصوديوم، NaClO - هيبوكلوريت الصوديوم، NaClO 2 - كلوريت الصوديوم، NaClO 3 - كلورات الصوديوم. , NaClO 4 - بيركلورات الصوديوم، CuI - يوديد النحاس (I)، CaF 2 - فلوريد الكالسيوم. تحتاج أيضًا إلى تذكر بعض الأسماء التافهة: NaCl - ملح الطعام، KNO3 - نترات البوتاسيوم، K2CO3 - البوتاس، Na2CO3 - رماد الصودا، Na2CO3∙10H2O - الصودا البلورية، CuSO4 - كبريتات النحاس، Na 2 B 4 O 7. . 10H2O - البوراكس، Na2SO4 . 10H2 ملح O-جلوبر. أملاح مزدوجة.هذا ملح تحتوي على نوعين من الكاتيونات (ذرات الهيدروجين متعدد الأساسييتم استبدال الأحماض بكاتيونات مختلفة: MgNH 4 ص 4، كال (SO 4) 2، ناكسو 4 الأملاح المزدوجة كمركبات فردية توجد فقط في شكل بلوري. عندما تذوب في الماء فهي كاملةتنأى إلى أيونات معدنية وبقايا حمضية (إذا كانت الأملاح قابلة للذوبان)، على سبيل المثال:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

من الجدير بالذكر أن تفكك الأملاح المزدوجة في المحاليل المائية يحدث في خطوة واحدة. لتسمية الأملاح من هذا النوع، عليك معرفة أسماء الأنيون والكاتيونات: MgNH4PO4 - فوسفات الأمونيوم المغنيسيوم.

أملاح معقدة.هذه هي الجزيئات (جزيئات محايدة أوالأيونات )، والتي تتشكل نتيجة الانضمام إلى معينالأيون (أو الذرة )، مُسَمًّى عامل تعقيد، تسمى الجزيئات المحايدة أو الأيونات الأخرى بروابط. تنقسم الأملاح المعقدة إلى:

1) المجمعات الكاتيونية

Cl 2 - ثنائي كلوريد الزنك رباعي الأمين (II).
Cl2-دي كلوريد الهكزامين الكوبالت (II).

2) المجمعات الأنيونية

ك 2 - رباعي فلوروبيريلات البوتاسيوم (II)
لي-رباعي هيدرو ألومينات الليثيوم (III)
ك 3 -هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (III)

تم تطوير نظرية بنية المركبات المعقدة بواسطة الكيميائي السويسري أ. فيرنر.

أملاح حمضية- منتجات الاستبدال غير الكامل لذرات الهيدروجين في الأحماض متعددة القاعدة بكاتيونات معدنية.

على سبيل المثال: NaHCO3

الخواص الكيميائية:
تتفاعل مع المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يسار الهيدروجين.
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

لاحظ أنه بالنسبة لمثل هذه التفاعلات، من الخطر تناول المعادن القلوية، لأنها ستتفاعل أولاً مع الماء مع إطلاق كمية كبيرة من الطاقة، وسيحدث انفجار، لأن جميع التفاعلات تحدث في المحاليل.

2NaHCO 3 +Fe→H 2 +Na 2 CO 3 +Fe 2 (CO 3) 3 ↓

تتفاعل الأملاح الحمضية مع المحاليل القلوية لتكوين أملاح متوسطة وماء:

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O

2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4

تتفاعل الأملاح الحمضية مع محاليل الأملاح المتوسطة إذا تحرر غاز أو راسب أو تحرر ماء:

2KHSO 4 +MgCO 3 →MgSO 4 +K 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl

تتفاعل الأملاح الحمضية مع الأحماض إذا كان الناتج الحمضي للتفاعل أضعف أو أكثر تطايرًا من الناتج المضاف.

NaHCO3 +HCl→NaCl+CO2 +H2O

تتفاعل الأملاح الحمضية مع الأكاسيد القاعدية لتحرر الماء والأملاح المتوسطة:

2NaHCO 3 +MgO→MgCO 3 ↓+Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +BeO → BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

تتحلل الأملاح الحمضية (خاصة البيكربونات) تحت تأثير درجة الحرارة:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

إيصال:

تتشكل الأملاح الحمضية عندما تتعرض القلويات لمحلول زائد من حمض متعدد القاعدة (تفاعل التعادل):

NaOH+H 2 SO 4 → NaH SO 4 + H 2 O

ملغ (OH) 2 +2H 2 SO 4 →Mg (H SO 4) 2 +2H 2 O

تتشكل الأملاح الحمضية عن طريق إذابة الأكاسيد الأساسية في الأحماض المتعددة القاعدة:
MgO+2H2SO4 →Mg(HSO4)2 +H2O

تتشكل الأملاح الحمضية عندما تذوب المعادن في محلول زائد من حمض متعدد القاعدة:
Mg+2H 2 SO 4 ←Mg(HSO 4) 2 +H 2

تتشكل الأملاح الحمضية نتيجة تفاعل الملح المتوسط ​​مع الحمض الذي يشكل أنيون الملح المتوسط:
Ca 3 (أ ف ب 4) 2 + ح 3 ص 4 →3CaHPO 4

الأملاح الأساسية:

الأملاح الأساسية هي نتاج الاستبدال غير الكامل لمجموعة الهيدروكسو في جزيئات القواعد متعددة الأحماض بالمخلفات الحمضية.

مثال: MgOHNO 3,FeOHCl.

الخواص الكيميائية:
تتفاعل الأملاح القاعدية مع الحمض الزائد لتكوين ملح متوسط ​​وماء.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H2O

تتحلل الأملاح الأساسية حسب درجة الحرارة:

2 CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

تحضير الأملاح الأساسية:
تفاعل أملاح الأحماض الضعيفة مع الأملاح المتوسطة:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
التحلل المائي للأملاح التي تتكون من قاعدة ضعيفة وحمض قوي:

ZnCl 2 + H 2 O → Cl + حمض الهيدروكلوريك

معظم الأملاح الأساسية قابلة للذوبان بشكل طفيف. العديد منها عبارة عن معادن، على سبيل المثال. الملكيت Cu 2 CO 3 (OH) 2 وهيدروكسيباتيت Ca 5 (PO 4) 3 OH.

لم تتم تغطية خصائص الأملاح المختلطة في دورة الكيمياء المدرسية، ولكن من المهم معرفة التعريف.
الأملاح المختلطة هي أملاح ترتبط فيها البقايا الحمضية لحمضين مختلفين بكاتيون معدني واحد.

وخير مثال على ذلك هو Ca(OCl)Cl الجير المبيض (المبيض).

التسميات:

1. يحتوي الملح على كاتيون معقد

أولاً، يتم تسمية الكاتيون، ثم الروابط الموجودة في الكرة الداخلية هي الأنيونات، وتنتهي بالحرف "o" ( Cl - - كلورو، OH - -هيدروكسي)، ثم الروابط، وهي جزيئات محايدة ( NH 3 - أمين، H 2 O -aquo).إذا كان هناك أكثر من بروابط متطابقة، يُشار إلى عددها بالأرقام اليونانية: 1 - أحادي، 2 - دي، 3 - ثلاثة، 4 - رباعي، 5 - بنتا، 6 - سداسي، 7 - سباعي، 8 - أوكتا، 9 - نونا، 10 - عشاري. ويسمى الأخير بالأيون المعقد، مع الإشارة إلى تكافؤه بين قوسين إذا كان متغيرًا.

[Ag (NH 3 ) 2 ] (OH ) - هيدروكسيد ديامين الفضة (أنا)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 - ثنائي كلورو كلوريد o رباعي أمين الكوبالت (ثالثا)

2. يحتوي الملح على أنيون معقد.

أولاً، تتم تسمية الروابط - الأنيونات - ثم تتم تسمية الجزيئات المحايدة التي تدخل المجال الداخلي وتنتهي بالحرف "o"، مع الإشارة إلى عددها بالأرقام اليونانية.يُطلق على الأخير اسم أيون معقد في اللاتينية، مع اللاحقة "at"، للإشارة إلى التكافؤ بين قوسين. بعد ذلك، يتم كتابة اسم الكاتيونات الموجودة في المجال الخارجي، ولم تتم الإشارة إلى عدد الكاتيونات.

البوتاسيوم K 4 - هيكساسيانوفيرات (II) (كاشف لأيونات الحديد 3+)

K 3 - هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (III) (كاشف لأيونات الحديد 2+)

نا 2 - رباعي هيدروكسيزينات الصوديوم

معظم الأيونات المعقدة هي معادن. تظهر العناصر d ميلًا أكبر للتكوين المعقد. حول الأيون المركزي المعقد توجد أيونات مشحونة بشكل معاكس أو جزيئات محايدة - بروابط أو إضافات.

يشكل الأيون المعقد والروابط المجال الداخلي للمعقد (بين قوسين مربعين)؛ ويسمى عدد الروابط المنسقة حول الأيون المركزي برقم التنسيق.

الأيونات التي لا تدخل المجال الداخلي تشكل المجال الخارجي. إذا كان الأيون المركب عبارة عن كاتيون، فهناك أنيونات في المجال الخارجي والعكس صحيح، إذا كان الأيون المركب أنيونًا، فهناك كاتيونات في المجال الخارجي. الكاتيونات عادة ما تكون أيونات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية، كاتيون الأمونيوم. عند انفصالها، تعطي المركبات المعقدة أيونات معقدة تكون مستقرة تمامًا في المحاليل:

ك 3 ↔3ك + + 3-

إذا كنا نتحدث عن الأملاح الحمضية، فعند قراءة الصيغة يتم نطق البادئة المائية، على سبيل المثال:
هيدروكبريتيد الصوديوم NaHS

بيكربونات الصوديوم NaHCO3

مع الأملاح الأساسية يتم استخدام البادئة هيدروكسي-أو ثنائي هيدروكسو-

(يعتمد على حالة أكسدة المعدن الموجود في الملح)، على سبيل المثال:
هيدروكسي كلوريد المغنيسيومMg(OH)Cl، ثنائي هيدروكسي كلوريد الألومنيوم Al(OH)2 Cl

طرق الحصول على الأملاح:

1. التفاعل المباشر للمعادن مع غير المعدنية . يمكن استخدام هذه الطريقة للحصول على أملاح الأحماض الخالية من الأكسجين.

الزنك+الكلور 2 → الزنككل 2

2. التفاعل بين الحمض والقاعدة (تفاعل التعادل). التفاعلات من هذا النوع لها أهمية عملية كبيرة (تفاعلات نوعية مع معظم الكاتيونات)، وتكون مصحوبة دائمًا بإطلاق الماء:

هيدروكسيد الصوديوم+حمض الهيدروكلوريك→NaCl+H2O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. تفاعل الأكسيد الأساسي مع الأكسيد الحمضي :

SO 3 + BaO → BaSO 4 ↓

4. التفاعل بين أكسيد الحمض والقاعدة :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. التفاعل بين الأكسيد الأساسي والحمض :

نا 2 O+2HCl→2NaCl+H2O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H2O

6. التفاعل المباشر للمعادن مع الحمض. قد يكون هذا التفاعل مصحوبًا بتطور الهيدروجين. يعتمد إطلاق الهيدروجين أم لا على نشاط المعدن، والخواص الكيميائية للحمض وتركيزه (انظر خصائص أحماض الكبريتيك والنيتريك المركزة).

Zn+2HCl=ZnCl2 +H2

ح 2 SO 4 + Zn = Zn SO 4 + H 2

7. تفاعل الملح مع الحمض . سيحدث هذا التفاعل بشرط أن يكون الحمض الذي يشكل الملح أضعف أو أكثر تطايرًا من الحمض الذي تفاعل:

Na 2 CO 3 +2HNO 3 =2NaNO 3 +CO 2 +H 2 O

8. تفاعل الملح مع أكسيد الحمض. تحدث التفاعلات فقط عند تسخينها، لذلك يجب أن يكون الأكسيد المتفاعل أقل تطايرًا من الأكسيد المتكون بعد التفاعل:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

9. تفاعل اللافلزات مع القلويات . الهالوجينات والكبريت وبعض العناصر الأخرى التي تتفاعل مع القلويات تعطي أملاحًا خالية من الأكسجين وتحتوي على الأكسجين:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H2O (يحدث التفاعل بدون تسخين)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (يحدث التفاعل مع التسخين)

3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

10. التفاعل بين اثنين من الأملاح. هذه هي الطريقة الأكثر شيوعًا للحصول على الأملاح. للقيام بذلك، يجب أن يكون كلا الأملاح التي دخلت التفاعل شديدة الذوبان، وبما أن هذا تفاعل تبادل أيوني، لكي يستمر حتى الاكتمال، يجب أن يكون أحد منتجات التفاعل غير قابل للذوبان:

Na 2 CO 3 + CaCl 2 =2NaCl + CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. التفاعل بين الملح والمعادن . يحدث التفاعل إذا كان المعدن في سلسلة جهد المعدن على يسار المعدن الموجود في الملح:

Zn+CuSO4 =ZnSO4 +Cu↓

12. التحلل الحراري للأملاح . عند تسخين بعض الأملاح المحتوية على الأكسجين، تتشكل أملاح جديدة تحتوي على نسبة أكسجين أقل، أو لا تحتوي على أكسجين على الإطلاق:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 + بوكل

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. تفاعل اللافلزات مع الملح. بعض اللافلزات قادرة على الاتحاد مع الأملاح لتكوين أملاح جديدة:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. تفاعل القاعدة مع الملح . نظرًا لأن هذا تفاعل تبادل أيوني، فمن الضروري أن يكون أحد منتجات التفاعل غير قابل للذوبان حتى يكتمل، (يستخدم هذا التفاعل أيضًا لتحويل الأملاح الحمضية إلى أملاح متوسطة):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K2SO4 +H2O

ويمكن أيضًا الحصول على الأملاح المزدوجة بهذه الطريقة:

NaOH+ KHSO 4 = KNaSO 4 + H 2 O

15. تفاعل المعدن مع القلويات. تتفاعل المعادن المذبذبة مع القلويات لتشكل معقدات:

2Al+2NaOH+6H 2O=2Na+3H 2

16. تفاعل الأملاح (أكاسيد وهيدروكسيدات ومعادن) مع الروابط:

2Al+2NaOH+6H 2O=2Na+3H 2

AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 3 3 +12KCl

AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O

المحرر: غالينا نيكولاييفنا خارلاموفا

ملح الطعام هو كلوريد الصوديوم الذي يستخدم كمضاف للأغذية وكمادة حافظة للأغذية. كما أنها تستخدم في الصناعة الكيميائية والطب. وهو بمثابة المادة الخام الأكثر أهمية لإنتاج الصودا الكاوية والصودا وغيرها من المواد. صيغة ملح الطعام هي NaCl.

تكوين رابطة أيونية بين الصوديوم والكلور

ينعكس التركيب الكيميائي لكلوريد الصوديوم من خلال الصيغة التقليدية NaCl، والتي تعطي فكرة عن العدد المتساوي لذرات الصوديوم والكلور. لكن المادة لا تتكون من جزيئات ثنائية الذرة، بل تتكون من بلورات. عندما يتفاعل فلز قلوي مع لا فلز قوي، تتخلى كل ذرة صوديوم عن الكلور الأكثر سالبية كهربية. تظهر كاتيونات الصوديوم Na + وأنيونات البقايا الحمضية لحمض الهيدروكلوريك Cl. تنجذب الجسيمات المشحونة بشكل متضاد إلى بعضها البعض، وتشكل مادة ذات شبكة بلورية أيونية. توجد كاتيونات الصوديوم الصغيرة بين أنيونات الكلوريد الكبيرة. عدد الجزيئات الموجبة في تركيبة كلوريد الصوديوم يساوي عدد الجزيئات السالبة، والمادة ككل محايدة.

صيغة كيميائية. ملح الطعام والهاليت

الأملاح هي مواد معقدة ذات بنية أيونية، تبدأ أسماؤها باسم البقايا الحمضية. صيغة ملح الطعام هي NaCl. يطلق الجيولوجيون على المعدن الذي يحتوي على هذا التركيب اسم "الهاليت"، والصخور الرسوبية "الملح الصخري". المصطلح الكيميائي القديم الذي يستخدم غالبًا في التصنيع هو "كلوريد الصوديوم". وهذه المادة معروفة لدى الناس منذ القدم، وكانت تعتبر في السابق "الذهب الأبيض". تلاميذ المدارس والطلاب المعاصرون، عند قراءة معادلات التفاعل التي تتضمن كلوريد الصوديوم، يستخدمون الرموز الكيميائية ("كلور الصوديوم").

لنقم بإجراء حسابات بسيطة باستخدام صيغة المادة:

1) السيد (NaCl) = Ar (Na) + Ar (Cl) = 22.99 + 35.45 = 58.44.

القيمة النسبية هي 58.44 (في الاتحاد الأفريقي).

2) الكتلة المولية تساوي عددياً الوزن الجزيئي، ولكن لهذه الكمية وحدات قياس g/mol: M (NaCl) = 58.44 g/mol.

3) تحتوي عينة 100 جم من الملح على 60.663 جم من ذرات الكلور و39.337 جم من الصوديوم.

الخصائص الفيزيائية لملح الطعام

بلورات الهاليت الهشة عديمة اللون أو بيضاء. وتوجد في الطبيعة أيضًا رواسب من الملح الصخري ذات اللون الرمادي أو الأصفر أو الأزرق. وفي بعض الأحيان تكون المادة المعدنية ذات صبغة حمراء، وذلك بسبب أنواع الشوائب وكميتها. تبلغ صلابة الهاليت 2-2.5 فقط، ويترك الزجاج خطًا على سطحه.

المعلمات الفيزيائية الأخرى لكلوريد الصوديوم:

• رائحة - غائبة.
• طعم مالح.
• الكثافة - 2.165 جم/سم3 (20 درجة مئوية)؛
• نقطة الانصهار - 801 درجة مئوية؛
• نقطة الغليان - 1413 درجة مئوية؛
• الذوبان في الماء - 359 جم/لتر (25 درجة مئوية)؛

تحضير كلوريد الصوديوم في المختبر

عندما يتفاعل الصوديوم المعدني مع غاز الكلور في أنبوب اختبار، تتشكل مادة بيضاء - كلوريد الصوديوم NaCl (تركيبة ملح الطعام).

توفر الكيمياء نظرة ثاقبة للطرق المختلفة لإنتاج نفس المركب. وهنا بعض الأمثلة:

NaOH (aq) + HCl = NaCl + H2O.

تفاعل الأكسدة والاختزال بين المعدن والحمض:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

تأثير الحمض على أكسيد المعدن: Na 2 O + 2HCl (aq) = 2NaCl + H 2 O

إزاحة حمض ضعيف من محلول ملحه بمحلول أقوى :

Na 2 CO 3 + 2HCl (aq) = 2NaCl + H2O + CO2 (غاز).

كل هذه الأساليب باهظة الثمن ومعقدة للغاية بحيث لا يمكن استخدامها على المستوى الصناعي.

إنتاج ملح الطعام

حتى في فجر الحضارة، عرف الناس أن تمليح اللحوم والأسماك يدوم لفترة أطول. تم استخدام بلورات الهاليت الشفافة ذات الشكل المنتظم في بعض البلدان القديمة بدلاً من المال وكانت تستحق وزنها ذهباً. إن البحث عن رواسب الهاليت وتطويرها جعل من الممكن تلبية الاحتياجات المتزايدة للسكان والصناعة. أهم المصادر الطبيعية لملح الطعام:

• رواسب الهاليت المعدني في بلدان مختلفة؛
• مياه البحار والمحيطات والبحيرات المالحة؛
• طبقات وقشور الملح الصخري على ضفاف الخزانات المالحة؛
• بلورات الهاليت على جدران الحفر البركانية؛
• المستنقعات المالحة.

تستخدم الصناعة أربع طرق رئيسية لإنتاج ملح الطعام:

• ترشيح الهاليت من الطبقة الجوفية، وتبخر المحلول الملحي الناتج؛
• التعدين في ;
• تبخر أو محلول ملحي من البحيرات المالحة (77% من كتلة البقايا الجافة عبارة عن كلوريد الصوديوم)؛
• باستخدام منتج ثانوي لتحلية المياه المالحة.

الخواص الكيميائية لكلوريد الصوديوم

من حيث تركيبه، كلوريد الصوديوم هو ملح متوسط ​​يتكون من حمض قلوي وقابل للذوبان. كلوريد الصوديوم هو إلكتروليت قوي. إن التجاذب بين الأيونات قوي جدًا لدرجة أن المذيبات شديدة القطبية هي وحدها القادرة على كسره. في الماء، تتفكك المادة، ويتم إطلاق الكاتيونات والأنيونات (Na +، Cl -). ويرجع وجودها إلى الموصلية الكهربائية التي يمتلكها محلول ملح الطعام. تتم كتابة الصيغة في هذه الحالة بنفس طريقة كتابة المادة الجافة - NaCl. أحد التفاعلات النوعية لكاتيون الصوديوم هو اللون الأصفر للهب الموقد. للحصول على نتيجة التجربة، تحتاج إلى جمع القليل من الملح الصلب على حلقة سلكية نظيفة وإضافته إلى الجزء الأوسط من اللهب. ترتبط خصائص ملح الطعام أيضًا بخصوصية الأنيون، والذي يتكون من تفاعل نوعي لأيون الكلوريد. عند التفاعل مع نترات الفضة، يترسب راسب أبيض من كلوريد الفضة في المحلول (الصورة). يتم إزاحة كلوريد الهيدروجين من الملح بواسطة أحماض أقوى من حمض الهيدروكلوريك: 2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl. في ظل الظروف العادية، لا يخضع كلوريد الصوديوم للتحلل المائي.

مجالات تطبيق الملح الصخري

يخفض كلوريد الصوديوم درجة انصهار الجليد، لذلك في الشتاء يتم استخدام خليط من الملح والرمل على الطرق والأرصفة. يمتص كمية كبيرة من الشوائب ويلوث الأنهار والجداول عند ذوبانه. كما يعمل ملح الطريق أيضًا على تسريع عملية تآكل أجسام السيارات وإتلاف الأشجار المزروعة بجوار الطرق. في الصناعة الكيميائية، يستخدم كلوريد الصوديوم كمادة خام لإنتاج مجموعة كبيرة من المواد الكيميائية:

• حمض الهيدروكلوريك.
• معدن الصوديوم
• غاز الكلور؛
• الصودا الكاوية والمركبات الأخرى.

وبالإضافة إلى ذلك، يستخدم ملح الطعام في إنتاج الصابون والأصباغ. يتم استخدامه كمطهر غذائي لتعليب وتخليل الفطر والأسماك والخضروات. لمكافحة خلل الغدة الدرقية لدى السكان، يتم إثراء تركيبة ملح الطعام بإضافة مركبات اليود الآمنة، على سبيل المثال، KIO 3، KI، NaI. تدعم هذه المكملات إنتاج هرمون الغدة الدرقية وتمنع الإصابة بتضخم الغدة الدرقية المتوطن.

أهمية كلوريد الصوديوم لجسم الإنسان

تركيبة ملح الطعام، اكتسبت تركيبتها أهمية حيوية لصحة الإنسان. وتشارك أيونات الصوديوم في نقل النبضات العصبية. أنيونات الكلور ضرورية لإنتاج حمض الهيدروكلوريك في المعدة. ولكن الكثير من الملح في الطعام يمكن أن يؤدي إلى ارتفاع ضغط الدم وزيادة خطر الإصابة بأمراض القلب والأوعية الدموية. في الطب، عندما يكون هناك فقدان كبير للدم، يتم إعطاء المرضى محلول ملحي فسيولوجي. للحصول عليه، يتم إذابة 9 جم من كلوريد الصوديوم في لتر واحد من الماء المقطر. ويحتاج جسم الإنسان إلى إمداد مستمر بهذه المادة من الغذاء. يفرز الملح من خلال أعضاء الإخراج والجلد. يبلغ متوسط ​​محتوى كلوريد الصوديوم في جسم الإنسان حوالي 200 جرام، ويستهلك الأوروبيون حوالي 2-6 جرام من ملح الطعام يوميًا، وفي البلدان الحارة يكون هذا الرقم أعلى بسبب زيادة التعرق.

الايونات الموجبة	الأنيونات
F-	الكلور-	ر-	أنا -	س 2-	رقم 3 -	ثاني أكسيد الكربون 32-	شافي 3 2-	الهدف الاستراتيجي 4 2-	ص 4 3-
نا+	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر
ك+	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر
NH4+	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر	ر
ملغ 2+	ر.ك	ر	ر	ر	م	ر	ن	ر.ك	ر	ر.ك
Ca2+	نك	ر	ر	ر	م	ر	ن	ر.ك	م	ر.ك
الأب 2+	نك	ر	ر	ر	ر	ر	ن	ر.ك	ر.ك	ر.ك
با 2+	ر.ك	ر	ر	ر	ر	ر	ن	ر.ك	نك	ر.ك
سن 2+	ر	ر	ر	م	ر.ك	ر	ن	ن	ر	ن
الرصاص 2+	ن	م	م	م	ر.ك	ر	ن	ن	ن	ن
آل 3+	م	ر	ر	ر	ز	ر	ز	نك	ر	ر.ك
كر 3+	ر	ر	ر	ر	ز	ر	ز	ن	ر	ر.ك
من 2+	ر	ر	ر	ر	ن	ر	ن	ن	ر	ن
الحديد 2+	م	ر	ر	ر	ن	ر	ن	ن	ر	ن
الحديد 3+	ر	ر	ر	-	-	ر	ز	ن	ر	ر.ك
ثاني أكسيد الكربون +	م	ر	ر	ر	ن	ر	ن	ن	ر	ن
ني 2+	م	ر	ر	ر	ر.ك	ر	ن	ن	ر	ن
النحاس 2+	م	ر	ر	-	ن	ر	ز	ن	ر	ن
الزنك 2+	م	ر	ر	ر	ر.ك	ر	ن	ن	ر	ن
قرص مضغوط 2+	ر	ر	ر	ر	ر.ك	ر	ن	ن	ر	ن
زئبق 2+	ر	ر	م	نك	نك	ر	ن	ن	ر	ن
زئبق 2 2+	ر	نك	نك	نك	ر.ك	ر	ن	ن	م	ن
حج+	ر	نك	نك	نك	نك	ر	ن	ن	م	ن

أسطورة:

ف - المادة شديدة الذوبان في الماء؛ م - قابل للذوبان قليلا. ح - غير قابلة للذوبان عمليا في الماء، ولكن قابل للذوبان بسهولة في الأحماض الضعيفة أو المخففة؛ RK - غير قابل للذوبان في الماء وقابل للذوبان فقط في الأحماض غير العضوية القوية؛ NK - غير قابل للذوبان في الماء أو الأحماض. ز - يتحلل تماما عند إذابته ولا يتواجد عند ملامسته للماء. الشرطة تعني أن مثل هذه المادة غير موجودة على الإطلاق.

في المحاليل المائية، تتفكك الأملاح كليًا أو جزئيًا إلى أيونات. تخضع أملاح الأحماض الضعيفة و/أو القواعد الضعيفة للتحلل المائي. تحتوي المحاليل المائية للأملاح على أيونات مائية وأزواج أيونية وأشكال كيميائية أكثر تعقيدًا، بما في ذلك منتجات التحلل المائي، وما إلى ذلك. كما أن عددًا من الأملاح قابلة للذوبان أيضًا في الكحوليات والأسيتون والأميدات الحمضية والمذيبات العضوية الأخرى.

من المحاليل المائية، يمكن أن تتبلور الأملاح على شكل هيدرات بلورية، ومن المحاليل غير المائية - على شكل مذيبات بلورية، على سبيل المثال CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

يمكن الحصول على بيانات حول العمليات المختلفة التي تحدث في أنظمة الماء والملح، وعن قابلية ذوبان الأملاح في وجودها المشترك اعتمادًا على درجة الحرارة والضغط والتركيز، وعلى تكوين المراحل الصلبة والسائلة من خلال دراسة مخططات ذوبان أنظمة الماء والملح.

الطرق العامة لتخليق الأملاح.

1. الحصول على الأملاح المتوسطة:

1) المعدن مع اللافلز: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) المعدن مع الحمض: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) معدن بمحلول ملح من معدن أقل نشاطًا Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) الأكسيد الأساسي مع الأكسيد الحمضي: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) أكسيد أساسي مع حمض CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) قواعد تحتوي على أكسيد حمض Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) القواعد مع الحمض: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) الأملاح مع الحمض: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

9) المحلول القاعدي مع المحلول الملحي: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) محاليل الأملاح 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2.الحصول على الأملاح الحمضية:

1. تفاعل الحمض مع نقص القاعدة. كوه + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. تفاعل القاعدة مع أكسيد الحمض الزائد

Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO3) 2

3. تفاعل الملح المتوسط ​​مع الحمض Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. الحصول على الأملاح الأساسية :

1. التحلل المائي للأملاح المتكونة من قاعدة ضعيفة وحمض قوي

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + حمض الهيدروكلوريك

2. إضافة (قطرة قطرة) كميات صغيرة من القلويات إلى محاليل الأملاح المعدنية المتوسطة AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. تفاعل أملاح الأحماض الضعيفة مع الأملاح المتوسطة

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl

4. الحصول على الأملاح المعقدة :

1. تفاعلات الأملاح مع الروابط: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl

5. الحصول على الأملاح المزدوجة:

1. التبلور المشترك لأملاحين:

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl

4. تفاعلات الأكسدة والاختزال الناتجة عن خصائص الكاتيون أو الأنيون. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. الخواص الكيميائية للأملاح الحمضية:

1. التحلل الحراري مع تكوين أملاح متوسطة

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

2. التفاعل مع القلويات. الحصول على كمية متوسطة من الملح.

Ba(HCO3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO3 + 2H2O

3. الخواص الكيميائية للأملاح الأساسية:

1. التحلل الحراري. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. التفاعل مع الحمض : تكوين ملح متوسط ​​.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

4. الخواص الكيميائية للأملاح المعقدة :

1. تدمير المجمعات بسبب تكوين مركبات ضعيفة الذوبان:

2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3

2. تبادل الروابط بين المجالين الخارجي والداخلي.

K2 + 6H2O = Cl2 + 2KCl

5. الخواص الكيميائية للأملاح المزدوجة:

1. التفاعل مع المحاليل القلوية: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. الاختزال: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, dil. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

المواد الخام للإنتاج الصناعي لعدد من الأملاح - الكلوريدات والكبريتات والكربونات والبورات Na، K، Ca، Mg هي مياه البحر والمحيطات، والمحلول الملحي الطبيعي الذي يتكون أثناء تبخرها، ورواسب الملح الصلبة. بالنسبة لمجموعة المعادن التي تشكل رواسب الملح الرسوبية (كبريتات وكلوريدات الصوديوم والبوتاسيوم والمغنيسيوم)، يتم استخدام الاسم التقليدي "الأملاح الطبيعية". توجد أكبر رواسب أملاح البوتاسيوم في روسيا (سوليكامسك) وكندا وألمانيا، وتقع رواسب قوية من خامات الفوسفات في شمال إفريقيا وروسيا وكازاخستان، ويوجد NaNO3 في تشيلي.

تستخدم الأملاح في الصناعات الغذائية والكيميائية والمعادن والزجاج والجلود والنسيج والزراعة والطب وغيرها.

الأنواع الرئيسية للأملاح

1. بورات (أوكسوبورات)، أملاح أحماض البوريك: ميتابوريك HBO 2، أورثوبوريك H3 BO 3 وأحماض بولي بورونيك غير معزولة في الحالة الحرة. بناءً على عدد ذرات البورون الموجودة في الجزيء، يتم تقسيمها إلى أحادية، وثنائية، ورباعية، وسداسيات، وما إلى ذلك. وتسمى البورات أيضًا بالأحماض التي تتكون منها وعدد مولات B 2 O 3 لكل 1 مول من الأكسيد الرئيسي . وبالتالي، يمكن تسمية المستقلبات المختلفة بمركبات أحادية إذا كانت تحتوي على أنيون B(OH)4 أو أنيون سلسلة (BO2). ن ن -ثنائي البورات - إذا كانت تحتوي على أنيون مزدوج السلسلة (B 2 O 3 (OH) 2) ن 2ن-تريبورات - إذا كانت تحتوي على أنيون حلقي (ب3أو6) 3-.

تشمل هياكل البورات مجموعات البورون والأكسجين - "كتل" تحتوي على من 1 إلى 6، وأحيانا 9 ذرات بورون، على سبيل المثال:

عدد التنسيق لذرات البورون هو 3 (مجموعات مثلثية من البورون والأكسجين) أو 4 (مجموعات رباعية السطوح). مجموعات البورون والأكسجين هي الأساس ليس فقط للجزيرة، ولكن أيضًا للهياكل الأكثر تعقيدًا - تلك المتبلمرة المتسلسلة والطبقية والإطارية. وتتشكل الأخيرة نتيجة إزالة الماء من جزيئات البورات المائية وتكوين روابط جسرية من خلال ذرات الأكسجين؛ تكون هذه العملية أحيانًا مصحوبة بانقسام رابطة B-O داخل الأيونات المتعددة. يمكن للبوليانيونات ربط مجموعات جانبية - رباعي أو مثلثات البورون والأكسجين أو ثنائياتها أو الأنيونات الدخيلة.

الأمونيوم والقلويات وكذلك المعادن الأخرى في حالة الأكسدة +1 غالبًا ما تشكل مستقلبات رطبة ولا مائي مثل MBO 2، رباعيات M 2 B 4 O 7، pentaborates MB 5 O 8، وكذلك decaborates M 4 B 10 O 17 ن H 2 O. التربة القلوية والمعادن الأخرى في حالة الأكسدة + 2 عادة ما تعطي مستقلبات رطبة، ثلاثيات M 2 B 6 O 11 وسداسي MB 6 O 10. فضلا عن الفوقية اللامائية، ortho- وtetraborates. تتميز المعادن في حالة الأكسدة + 3 بمركبات MBO 3 الرطبة واللامائية.

البورات عبارة عن مواد أو بلورات عديمة اللون (بشكل رئيسي ذات بنية منخفضة التماثل - أحادية الميل أو تقويم العظام). بالنسبة للبورات اللامائية، تتراوح درجات حرارة الانصهار من 500 إلى 2000 درجة مئوية؛ أعلى نقاط الانصهار هي المستقلبات القلوية والأورثو ومستقلبات المعادن الأرضية القلوية. تشكل معظم البورات أكوابًا بسهولة عندما يتم تبريد ذوبانها. صلابة البورات المائية على مقياس موس هي 2-5، لا مائي - ما يصل إلى 9.

تفقد أحاديات البورات المائية ماء التبلور حتى 180 درجة مئوية تقريبًا، والبوليبورات - عند 300-500 درجة مئوية؛ القضاء على الماء بسبب مجموعات OH , يحدث التنسيق حول ذرات البورون حتى 750 درجة مئوية تقريبًا. مع الجفاف الكامل، تتشكل مواد غير متبلورة، والتي تخضع في معظم الحالات عند 500-800 درجة مئوية إلى "إعادة ترتيب البورات" - التبلور، المصحوب (بالنسبة للبوليبورات) بتحلل جزئي مع إطلاق B 2 O 3.

بورات الفلزات القلوية والأمونيوم وT1(I) قابلة للذوبان في الماء (خاصة ميتا وخماسي البورات)، وتتحلل في المحاليل المائية (المحاليل لها تفاعل قلوي). تتحلل معظم البورات بسهولة بواسطة الأحماض، وفي بعض الحالات بفعل ثاني أكسيد الكربون؛ و SO 2 ؛. تتفاعل بورات التربة القلوية والمعادن الثقيلة مع محاليل القلويات والكربونات وهيدروكربونات المعادن القلوية. البورات اللامائية أكثر استقرارًا كيميائيًا من البورات المائية. مع بعض الكحوليات، وخاصة الجلسرين، تشكل البورات مجمعات قابلة للذوبان في الماء. تحت تأثير عوامل مؤكسدة قوية، وخاصة H 2 O 2، أو أثناء الأكسدة الكهروكيميائية، يتم تحويل البورات إلى بيروكسوبورات .

هناك حوالي 100 بورات طبيعية معروفة، وهي أساسًا أملاح Na، Mg، Ca، Fe.

يتم الحصول على البورات المائية: عن طريق تحييد H 3 VO 3 مع أكاسيد المعادن أو الهيدروكسيدات أو الكربونات؛ تفاعلات تبادل بورات الفلز القلوي، غالبًا الصوديوم، مع أملاح معادن أخرى؛ تفاعل التحول المتبادل للبورات ضعيفة الذوبان مع المحاليل المائية لبورات الفلز القلوي؛ العمليات الحرارية المائية باستخدام هاليدات الفلزات القلوية كإضافات تمعدن. يتم الحصول على البورات اللامائية عن طريق دمج أو تلبيد B 2 O 3 مع أكاسيد المعادن أو الكربونات أو تجفيف الهيدرات؛ وتنمو البلورات المفردة في محاليل البورات في الأكاسيد المنصهرة، على سبيل المثال Bi 2 O 3.

تستخدم البورات: للحصول على مركبات البورون الأخرى؛ كمكونات شحن في إنتاج الزجاج والطلاء الزجاجي والمينا والسيراميك؛ للطلاءات المقاومة للحريق والتشريب. كمكونات للتدفقات المستخدمة في تكرير ولحام ولحام المعادن"؛ كأصباغ ومواد مالئة للدهانات والورنيشات؛ مثل مواد الصباغة، ومثبطات التآكل، ومكونات الشوارد، والفوسفور، وما إلى ذلك. يتم استخدام البوراكس وبورات الكالسيوم على نطاق واسع.

2. الهاليدات، وهي مركبات كيميائية من الهالوجينات مع عناصر أخرى. تشتمل الهاليدات عادة على مركبات تكون فيها ذرات الهالوجين ذات سالبية كهربية أكبر من العنصر الآخر. لا تتشكل الهاليدات بواسطة He و Ne و Ar. إلى هاليدات EC البسيطة أو الثنائية ن (ن- غالبًا ما يكون عددًا صحيحًا من 1 للأحاديات إلى 7 لـ IF 7 و ReF 7، ولكن يمكن أيضًا أن يكون كسريًا، على سبيل المثال 7/6 لـ Bi 6 Cl 7) يشمل، على وجه الخصوص، أملاح الأحماض الهيدروهاليكية ومركبات الهالوجين (على سبيل المثال) ، هالوفلوريد). هناك أيضًا هاليدات مختلطة، ومتعددات الهاليدات، والهيدروهاليدات، والأوكسوهاليدات، والأوكسوهاليدات، والهيدروكسيهاليدات، والثيوهاليدات، والهاليدات المعقدة. عادة ما يكون عدد أكسدة الهالوجينات في الهاليدات -1.

بناءً على طبيعة الرابطة بين عنصر الهالوجين، تنقسم الهاليدات البسيطة إلى أيونية وتساهمية. وفي الواقع، فإن الروابط ذات طبيعة مختلطة مع غلبة مساهمة هذا المكون أو ذاك. هاليدات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية، بالإضافة إلى العديد من أحاديات وثنائيات الهاليدات من معادن أخرى، هي أملاح نموذجية تسود فيها الطبيعة الأيونية للرابطة. معظمها مقاوم للحرارة نسبيًا، ومنخفض التطاير، وقابل للذوبان بدرجة عالية في الماء؛ في المحاليل المائية تنفصل بالكامل تقريبًا إلى أيونات. تمتلك ثلاثي هاليدات العناصر الأرضية النادرة أيضًا خصائص الأملاح. تقل قابلية ذوبان الهاليدات الأيونية في الماء بشكل عام من اليوديد إلى الفلوريد. الكلوريدات والبروميدات واليوديدات Ag + و Cu + و Hg + و Pb 2+ ضعيفة الذوبان في الماء.

تؤدي زيادة عدد ذرات الهالوجين في هاليدات المعدن أو نسبة شحنة المعدن إلى نصف قطر أيونه إلى زيادة المكون التساهمي للرابطة وانخفاض الذوبان في الماء والثبات الحراري للهاليدات ، زيادة في التقلبات، زيادة في الأكسدة والقدرة والميل إلى التحلل المائي. وقد لوحظت هذه التبعيات في هاليدات المعادن من نفس الفترة وفي سلسلة من الهاليدات من نفس المعدن. يمكن ملاحظتها بسهولة باستخدام مثال الخصائص الحرارية. على سبيل المثال، بالنسبة لهاليدات المعادن من الفترة الرابعة، تكون نقاط الانصهار والغليان على التوالي 771 و1430 درجة مئوية لـ KC1، و772 و1960 درجة مئوية لـ CaCl2، و967 و975 درجة مئوية لـ ScCl3، و-24.1 و136 درجة مئوية لـ TiCl4. . بالنسبة لـ UF 3، تكون نقطة الانصهار ~ 1500 درجة مئوية، UF 4 1036 درجة مئوية، UF 5 348 درجة مئوية، UF 6 64.0 درجة مئوية. في صفوف التوصيلات EH نمع ثابت نعادة ما تزداد تساهمية الرابطة عند الانتقال من الفلوريدات إلى الكلوريدات وتنخفض عند الانتقال من الأخيرة إلى البروميدات واليوديدات. لذلك، بالنسبة لـ AlF 3 تكون درجة حرارة التسامي 1280 درجة مئوية، AlC1 3 180 درجة مئوية، نقطة الغليان AlBr 3 254.8 درجة مئوية، AlI 3 407 درجة مئوية. في السلسلة ZrF 4، ZrCl 4 ZrBr 4، ZrI 4 تكون درجة حرارة التسامي 906، 334، 355 و418 درجة مئوية، على التوالي. في صفوف MF نوMC1 نحيث M هو معدن من مجموعة فرعية واحدة، فإن تساهمية الرابطة تتناقص مع زيادة الكتلة الذرية للمعدن. يوجد عدد قليل من الفلوريدات والكلوريدات المعدنية التي لها مساهمات متساوية تقريبًا من مكونات الرابطة الأيونية والتساهمية.

يتناقص متوسط ​​طاقة رابطة عنصر الهالوجين عند الانتقال من الفلوريدات إلى اليودات وبتزايد ن(انظر الجدول).

العديد من هاليدات المعادن التي تحتوي على ذرات O معزولة أو جسرية (أكسو وأوكسيهاليدات، على التوالي)، على سبيل المثال، أوكسوتري فلوريد الفاناديوم VOF 3، ديوكسي فلوريد النيوبيوم NbO 2 F، ثنائي أوكسو يوديد التنغستن WO 2 I 2.

تحتوي الهاليدات المعقدة (الهالوميتالات) على أنيونات معقدة تكون ذرات الهالوجين فيها عبارة عن بروابط، على سبيل المثال، سداسي كلوروبلاتينات البوتاسيوم (IV) K2، وسباعي فلوروتانتالات الصوديوم (V)، وNa، وسداسي فلورو زرنيخات الليثيوم (V). تتمتع مركبات الفلورو والأكسوفلورو والكلوروميتالات بأكبر قدر من الاستقرار الحراري. بحكم طبيعة الروابط، فإن المركبات الأيونية مع الكاتيونات NF 4 +، N 2 F 3 +، C1F 2 +، XeF +، وما إلى ذلك تشبه الهاليدات المعقدة.

تتميز العديد من الهاليدات بالارتباط والبلمرة في الطور السائل والغازي مع تكوين روابط جسرية. الأكثر عرضة لذلك هي هاليدات المعادن من المجموعتين الأولى والثانية، AlCl 3، خماسي فلوريد Sb والمعادن الانتقالية، أوكسوفلوريدات التركيبة MOF 4. الهاليدات التي لها رابطة من معدن إلى معدن معروفة، على سبيل المثال. الكلورين-زئبق-زئبق-Cl.

تختلف خصائص الفلوريدات بشكل كبير عن الهاليدات الأخرى. ومع ذلك، في الهاليدات البسيطة، تكون هذه الاختلافات أقل وضوحًا منها في الهالوجينات نفسها، وفي الهاليدات المعقدة تكون أقل وضوحًا منها في الهاليدات البسيطة.

العديد من الهاليدات التساهمية (خاصة الفلوريدات) هي أحماض لويس القوية، على سبيل المثال. AsF 5، سبف 5، فرنك بلجيكي 3، A1C1 3. الفلوريدات جزء من الأحماض الفائقة. يتم تقليل الهاليدات الأعلى بواسطة المعادن والهيدروجين، على سبيل المثال:

5WF 6 + واط = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

يتم اختزال هاليدات المعادن من المجموعات V-VIII، باستثناء الكروم والمنغنيز، بمقدار H 2 إلى المعادن، على سبيل المثال:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

تتفاعل العديد من هاليدات الفلزات التساهمية والأيونية مع بعضها البعض لتكوين هاليدات معقدة، على سبيل المثال:

KS1 + TaCl 5 = K

يمكن للهالوجينات الأخف أن تحل محل الهاليدات الأثقل. يمكن للأكسجين أكسدة الهاليدات، وتحرير C1 2، Br 2، وI 2. أحد التفاعلات المميزة للهاليدات التساهمية هو التفاعل مع الماء (التحلل المائي) أو بخاره عند تسخينه (التحلل المائي الحراري)، مما يؤدي إلى تكوين أكاسيد أو أوكسي أو أوكسوهاليدات وهيدروكسيدات وهاليدات الهيدروجين.

يتم الحصول على الهاليدات مباشرة من العناصر، عن طريق تفاعل هاليدات الهيدروجين أو أحماض الهيدروهاليك مع العناصر أو الأكاسيد أو الهيدروكسيدات أو الأملاح، وكذلك عن طريق التفاعلات التبادلية.

تستخدم الهاليدات على نطاق واسع في التكنولوجيا كمواد أولية لإنتاج الهالوجينات والفلزات القلوية والقلوية الأرضية، وكمكونات للزجاج والمواد غير العضوية الأخرى؛ وهي منتجات وسيطة في إنتاج المعادن النادرة وبعض المعادن غير الحديدية، U، Si، Ge، إلخ.

في الطبيعة، تشكل الهاليدات فئات منفصلة من المعادن، والتي تشمل الفلوريدات (على سبيل المثال، معادن الفلوريت، الكرايوليت) والكلوريدات (السيلفيت، الكارناليت). يوجد البروم واليود في بعض المعادن كشوائب متماثلة. توجد كميات كبيرة من الهاليدات في مياه البحر والمحيطات والملح والمحلول الملحي تحت الأرض. بعض الهاليدات، مثل NaCl، KC1، CaCl 2، هي جزء من الكائنات الحية.

3. الكربونات (من اللاتينية كاربو، جنس الفحم الكربوني)، أملاح حمض الكربونيك. هناك كربونات متوسطة مع أنيون CO 3 2 وحمضية، أو هيدروكربونات (بيكربونات قديمة) مع HCO 3 - أنيون. الكربونات هي مواد بلورية. تتبلور معظم الأملاح المعدنية المتوسطة في حالة الأكسدة +2 إلى أشكال سداسية. شعرية نوع الكالسيت أو نوع معيني أراغونيت.

من الكربونات المتوسطة، فقط أملاح الفلزات القلوية والأمونيوم وTl(I) قابلة للذوبان في الماء. نتيجة للتحلل المائي الكبير، فإن محاليلها لها تفاعل قلوي. من الصعب أن تذوب كربونات المعادن في حالة الأكسدة + 2. وعلى العكس من ذلك، فإن جميع البيكربونات شديدة الذوبان في الماء. أثناء تفاعلات التبادل في المحاليل المائية بين الأملاح المعدنية و Na 2 CO 3، تتشكل رواسب الكربونات المتوسطة في الحالات التي تكون فيها ذوبانها أقل بكثير من ذوبان الهيدروكسيدات المقابلة. هذا هو الحال بالنسبة لـ Ca, Sr ونظائرها، اللانثانيدات Ag(I)، Mn(II)، Pb(II)، وCd(II). الكاتيونات المتبقية، عند التفاعل مع الكربونات المذابة نتيجة للتحلل المائي، لا يمكن أن تعطي كرابونات وسيطة، ولكن أساسية أو حتى هيدروكسيدات. يمكن في بعض الأحيان ترسيب الكاربونات المتوسطة التي تحتوي على كاتيونات مشحونة بشكل متكرر من المحاليل المائية في وجود فائض كبير من ثاني أكسيد الكربون.

تعود الخواص الكيميائية للكربونات إلى انتمائها إلى فئة الأملاح غير العضوية ذات الأحماض الضعيفة. ترتبط السمات المميزة للكربونات بضعف قابليتها للذوبان، فضلاً عن عدم الاستقرار الحراري لكل من الكربونات نفسها وH 2 CO 3. تستخدم هذه الخصائص في تحليل الكاربونات، إما على أساس تحللها مع الأحماض القوية والامتصاص الكمي لثاني أكسيد الكربون الناتج بواسطة محلول قلوي، أو على ترسيب أيون ثاني أكسيد الكربون من المحلول على شكل BaCO 3. عندما يؤثر فائض ثاني أكسيد الكربون على راسب كربونات متوسطة، تتشكل كربونات الهيدروجين في محلول، على سبيل المثال: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. وجود الهيدروكربونات في المياه الطبيعية يسبب صلابتها المؤقتة. عند تسخينها قليلاً، حتى في درجات الحرارة المنخفضة، تتحول مرة أخرى إلى كربونات متوسطة، والتي تتحلل عند تسخينها إلى أكسيد وثاني أكسيد الكربون. كلما كان المعدن أكثر نشاطا، كلما ارتفعت درجة حرارة تحلل كربوناته. وبالتالي، فإن Na 2 CO 3 يذوب دون تحلل عند 857 درجة مئوية، وبالنسبة للكربونات Ca وMg وA1، تصل ضغوط التحلل المتوازنة إلى 0.1 ميجا باسكال عند درجات حرارة 820 و350 و100 درجة مئوية على التوالي.

تنتشر الكربونات على نطاق واسع في الطبيعة، وذلك بسبب مشاركة ثاني أكسيد الكربون وH2O في عمليات تكوين المعادن. وتلعب الكربونات دوراً كبيراً في التوازن العالمي بين ثاني أكسيد الكربون الغازي في الغلاف الجوي وثاني أكسيد الكربون المذاب.

وHCO 3 - وأيونات CO 3 2- في الغلاف المائي والأملاح الصلبة في الغلاف الصخري. وأهم المعادن هي الكالسيت CaCO 3، والمغنسيت MgCO 3، والسدريت FeCO 3، والسميثسونايت ZnCO 3 وبعض المعادن الأخرى، ويتكون الحجر الجيري بشكل رئيسي من الكالسيت أو الكالسيت بقايا الهيكل العظمي للكائنات الحية، ونادرا من الأراغونيت. الكربونات المائية الطبيعية للمعادن القلوية والمغنيسيوم (على سبيل المثال، MgCO 3 ZH 2 O، Na 2 CO 3 10H 2 O)، كربونات مزدوجة [على سبيل المثال، الدولوميت CaMg (CO 3) 2، ترون Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2) ومن المعروف أيضًا O] والأساسي [الملكيت CuCO 3 Cu(OH) 2، الهيدروسيروسيت 2PbCO 3 Pb(OH) 2).

وأهمها كربونات البوتاسيوم وكربونات الكالسيوم وكربونات الصوديوم. العديد من الكربونات الطبيعية هي خامات معدنية قيمة للغاية (مثل كربونات الزنك، الحديد، المنغنيز، الرصاص، النحاس). تلعب البيكربونات دورًا فسيولوجيًا مهمًا، فهي مواد عازلة تنظم ثبات درجة الحموضة في الدم.

4. النترات وأملاح حامض النيتريك HNO3. معروف بجميع المعادن تقريباً؛ يتواجد كلاهما على شكل أملاح لا مائية M(NO3) ن (ن- حالة أكسدة المعدن M)، وعلى شكل هيدرات بلورية M(NO3) ن سح 2 يا ( X= 1-9). من المحاليل المائية عند درجات حرارة قريبة من درجة حرارة الغرفة، فقط نترات الفلزات القلوية تتبلور على شكل لا مائي، والباقي - في شكل هيدرات بلورية. يمكن أن تختلف الخصائص الفيزيائية والكيميائية للنترات اللامائية والمائية من نفس المعدن بشكل كبير.

تكون المركبات البلورية اللامائية لنترات العنصر d ملونة. تقليديًا، يمكن تقسيم النترات إلى مركبات ذات نوع رابطة تساهمي في الغالب (أملاح Be، Cr، Zn، Fe وغيرها من المعادن الانتقالية) ومع نوع رابطة أيوني في الغالب (أملاح الفلزات القلوية والفلزات القلوية الأرضية). تتميز النترات الأيونية بثبات حراري أعلى، وغلبة الهياكل البلورية ذات التناظر العالي (المكعب) وغياب انقسام نطاقات أيونات النترات في أطياف الأشعة تحت الحمراء. تتميز النترات التساهمية بقابلية ذوبان أعلى في المذيبات العضوية، وثبات حراري أقل، وأطياف الأشعة تحت الحمراء الخاصة بها أكثر تعقيدًا؛ تكون بعض النترات التساهمية متطايرة في درجة حرارة الغرفة، وعندما تذوب في الماء، فإنها تتحلل جزئيًا، وتطلق أكاسيد النيتروجين.

تتميز جميع النترات اللامائية بخصائص مؤكسدة قوية بسبب وجود أيون NO3، بينما تزداد قدرتها على الأكسدة عند انتقالها من النترات الأيونية إلى النترات التساهمية. تتحلل الأخيرة في حدود 100-300 درجة مئوية، والأيونية - عند 400-600 درجة مئوية (NaNO 3، KNO 3 وبعضها الآخر يذوب عند تسخينه). منتجات التحلل في المراحل الصلبة والسائلة. هي النتريت والأوكسينيترات والأكاسيد على التوالي، وأحيانا معادن حرة (عندما يكون الأكسيد غير مستقر، على سبيل المثال Ag 2 O)، وفي الطور الغازي - NO، NO 2، O 2 و N 2. ويعتمد تركيب نواتج التحلل على طبيعة المعدن ودرجة أكسدته ومعدل تسخينه ودرجة حرارته وتركيب الوسط الغازي وغيرها من الشروط. ينفجر NH 4 NO 3، وعندما يسخن بسرعة يمكن أن يتحلل بانفجار، وفي هذه الحالة تتشكل N 2 وO 2 وH 2 O؛ عند تسخينه ببطء، فإنه يتحلل إلى N 2 O و H 2 O.

يحتوي أيون NO 3 الحر في الطور الغازي على البنية الهندسية لمثلث متساوي الأضلاع مع ذرة N في المركز، وزوايا ONO ~ 120 درجة وأطوال رابطة N-O تبلغ 0.121 نانومتر. في النترات البلورية والغازية، يحتفظ أيون NO 3 بشكله وحجمه، وهو ما يحدد مساحة وبنية النترات. يمكن أن يعمل أيون NO 3 كمركب أحادي أو ثنائي أو ثلاثي الشعب أو جسر، لذلك تتميز النترات بمجموعة واسعة من أنواع الهياكل البلورية.

المعادن الانتقالية في حالات الأكسدة العالية بسبب الاستاتيك. النترات اللامائية لا يمكن أن تشكل أي صعوبات، وتتميز بوجود الأكسونات، على سبيل المثال UO 2 (NO 3) 2، NbO (NO 3) 3. تشكل النترات عددًا كبيرًا من الأملاح المزدوجة والمعقدة مع أيون NO3 في المجال الداخلي. في الوسائط المائية، نتيجة للتحلل المائي، تشكل الكاتيونات المعدنية الانتقالية هيدروكسيونات (النترات الأساسية) ذات التركيب المتغير، والتي يمكن أيضًا عزلها في الحالة الصلبة.

تختلف النترات المائية عن النترات اللامائية في أن أيون المعدن في بنيتها البلورية يرتبط في معظم الحالات بجزيئات الماء وليس مع أيون NO 3. ولذلك، فهي أفضل قابلية للذوبان في الماء من النترات اللامائية، ولكنها أقل قابلية للذوبان في المذيبات العضوية؛ وهي عوامل مؤكسدة أضعف وتذوب بشكل غير متجانس في ماء التبلور في نطاق 25-100 درجة مئوية. عندما يتم تسخين النترات المائية، لا تتشكل النترات اللامائية، كقاعدة عامة، ولكن يحدث التحلل الحراري مع تكوين هيدروكسينيترات ثم أوكسونيترات وأكاسيد المعادن.

وتشبه النترات في العديد من خواصها الكيميائية الأملاح غير العضوية الأخرى. ترجع السمات المميزة للنترات إلى قابليتها العالية للذوبان في الماء وانخفاض ثباتها الحراري والقدرة على أكسدة المركبات العضوية وغير العضوية. عند اختزال النترات، يتكون خليط من المنتجات المحتوية على النيتروجين NO 2، NO، N 2 O، N 2 أو NH 3 مع غلبة أحدهما، اعتمادًا على نوع عامل الاختزال ودرجة الحرارة وتفاعل البيئة وعوامل أخرى.

تعتمد الطرق الصناعية لإنتاج النترات على امتصاص NH 3 بواسطة محاليل HNO 3 (لـ NH 4 NO 3) أو على امتصاص غازات النيتروز (NO + NO 2) بواسطة محاليل القلويات أو الكربونات (لنترات الفلزات القلوية، Ca، Mg، Ba)، بالإضافة إلى تفاعلات تبادلية مختلفة للأملاح المعدنية مع HNO 3 أو نترات الفلزات القلوية. في المختبر، للحصول على النترات اللامائية، يتم استخدام تفاعلات المعادن الانتقالية أو مركباتها مع السائل N 2 O 4 ومخاليطه مع المذيبات العضوية أو التفاعلات مع N 2 O 5.

توجد النترات Na، K (نترات الصوديوم والبوتاسيوم) على شكل رواسب طبيعية.

تستخدم النترات في العديد من الصناعات. نتريت الأمونيوم (نترات الأمونيوم) هو الأسمدة الرئيسية التي تحتوي على النيتروجين. كما تستخدم نترات الفلزات القلوية والكالسيوم كأسمدة. النترات هي مكونات وقود الصواريخ، وتركيبات الألعاب النارية، ومحاليل الحفر لصبغ الأقمشة؛ يتم استخدامها لتصليب المعادن، وحفظ الأغذية، والأدوية، وإنتاج أكاسيد المعادن.

النترات سامة. أنها تسبب وذمة رئوية، والسعال، والقيء، وفشل القلب والأوعية الدموية الحاد، وما إلى ذلك. الجرعة المميتة من النترات للإنسان هي 8-15 غرام، والاستهلاك اليومي المسموح به هو 5 ملغم / كغم. بالنسبة لمجموع النترات Na، K، Ca، NH3 MPC: في الماء 45 مجم / لتر، في التربة 130 مجم / كجم (فئة الخطر 3)؛ في الخضروات والفواكه (مجم / كجم) - البطاطس 250، الملفوف الأبيض المتأخر 500، جزر متأخر 250، بنجر 1400، بصل 80، كوسة 400، بطيخ 90، بطيخ، عنب، تفاح، كمثرى 60. عدم الامتثال للتوصيات الزراعية التقنية، الإفراط في استخدام الأسمدة يزيد بشكل حاد من محتوى النترات في المنتجات الزراعية، الجريان السطحي من الحقول (40-5500 ملغم/لتر)، المياه الجوفية.

5. النتريت، أملاح حمض النيتروز HNO 2. يتم استخدام نتريت المعادن القلوية والأمونيوم في المقام الأول، وأقل - التربة القلوية والنتريت. د-المعادن والرصاص وAg. لا يوجد سوى معلومات مجزأة عن النتريت من المعادن الأخرى.

تشكل النتريتات المعدنية في حالة الأكسدة +2 هيدرات بلورية تحتوي على جزيء أو جزيئين أو أربعة جزيئات ماء. النتريت تشكل أملاح مزدوجة وثلاثية، على سبيل المثال. CsNO 2 AgNO 2 أو Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2، وكذلك المركبات المعقدة مثل Na 3.

الهياكل البلورية معروفة بوجود عدد قليل فقط من النتريت اللامائي. أنيون NO 2 لديه تكوين غير خطي؛ زاوية ONO 115 درجة، طول الرابطة H-O 0.115 نانومتر؛ نوع الرابطة M-NO 2 هو تساهمي أيوني.

النتريت K، Na، Ba قابلة للذوبان بشكل جيد في الماء، النتريت Ag، Hg، Cu قابلة للذوبان بشكل سيئ. مع زيادة درجة الحرارة، تزداد ذوبان النتريت. جميع النتريتات تقريبًا قابلة للذوبان بشكل سيئ في الكحوليات والإيثرات والمذيبات منخفضة القطبية.

النتريت غير مستقر حرارياً. فقط نتريت الفلزات القلوية تذوب بدون تحلل، بينما تتحلل نتريت الفلزات الأخرى عند درجة حرارة 25-300 درجة مئوية. آلية تحلل النتريت معقدة وتتضمن عددًا من التفاعلات المتوازية والمتسلسلة. منتجات التحلل الغازية الرئيسية هي NO، NO 2، N 2 و O 2، أكسيد المعدن الصلب أو المعدن العنصري. يؤدي إطلاق كميات كبيرة من الغازات إلى التحلل الانفجاري لبعض النتريت، على سبيل المثال NH 4 NO 2، الذي يتحلل إلى N 2 وH 2 O.

ترتبط السمات المميزة للنيتريت بعدم استقرارها الحراري وقدرة أيون النتريت على أن يكون عاملًا مؤكسدًا وعامل اختزال، اعتمادًا على البيئة وطبيعة الكواشف. في البيئة المحايدة، يتم اختزال النتريت عادة إلى NO، وفي البيئة الحمضية، يتم أكسدتها إلى النترات. لا يتفاعل الأكسجين وثاني أكسيد الكربون مع النتريت الصلب ومحاليله المائية. تعمل النتريت على تعزيز تحلل المواد العضوية المحتوية على النيتروجين، وخاصة الأمينات والأميدات وما إلى ذلك. مع الهاليدات العضوية RXH. تتفاعل لتكوين كل من النتريت RONO ومركبات النيترو RNO 2 .

يعتمد الإنتاج الصناعي للنيتريت على امتصاص غاز النيتروز (خليط من NO + NO 2) مع محاليل Na 2 CO 3 أو NaOH مع التبلور المتسلسل لـ NaNO 2؛ يتم الحصول على نتريت المعادن الأخرى في الصناعة والمختبرات عن طريق تفاعل أملاح المعادن مع NaNO 2 أو عن طريق اختزال نترات هذه المعادن.

تستخدم النتريت في تصنيع أصباغ الآزو، وفي إنتاج الكابرولاكتام، كعوامل مؤكسدة وعوامل اختزال في صناعات المطاط والنسيج وتشغيل المعادن، وكمواد حافظة للأغذية. النتريت، مثل NaNO 2 وKNO 2، سام، ويسبب الصداع والقيء وتثبيط التنفس وما إلى ذلك. عند التسمم بـ NaNO 2، يتكون الميثيموجلوبين في الدم وتتضرر أغشية خلايا الدم الحمراء. من الممكن تكوين النتروزامينات من NaNO 2 والأمينات مباشرة في الجهاز الهضمي.

6. الكبريتات وأملاح حامض الكبريتيك. الكبريتات المتوسطة مع SO 4 2- أنيون معروفة، أو هيدروكبريتات، مع H SO 4 - أنيون، أساسي، يحتوي، إلى جانب SO 4 2- أنيون، على مجموعات OH، على سبيل المثال Zn 2 (OH) 2 SO 4. هناك أيضًا كبريتات مزدوجة تحتوي على كاتيونين مختلفين. وتشمل هذه مجموعتين كبيرتين من الكبريتات - الشب , وكذلك الشينايت M2E (SO4)26H2O , حيث M عبارة عن كاتيون مشحون بشكل فردي، وE هو Mg وZn وكاتيونات أخرى مشحونة بشكل مضاعف. كبريتات ثلاثية معروفة K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 · 2H 2 O (معدن متعدد الهاليت) ، كبريتات أساسية مزدوجة ، على سبيل المثال معادن مجموعات الألونيت والجاروسيت M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 و M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3، حيث M عبارة عن كاتيون مشحون بشكل فردي. يمكن أن تكون الكبريتات جزءًا من الأملاح المختلطة، على سبيل المثال 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (معدن البيركيت)، MgSO 4 KCl 3H2O (كينيت) .

الكبريتات هي مواد بلورية، متوسطة وحمضية في معظم الحالات، شديدة الذوبان في الماء. كبريتات الكالسيوم والسترونتيوم والرصاص وبعضها الآخر قابلة للذوبان بشكل طفيف؛ BaSO 4 وRaSO 4 غير قابلة للذوبان عمليا. الكبريتات الأساسية عادة ما تكون ضعيفة الذوبان أو غير قابلة للذوبان عمليا، أو تتحلل بالماء. من المحاليل المائية، يمكن أن تتبلور الكبريتات في شكل هيدرات بلورية. تسمى الهيدرات البلورية لبعض المعادن الثقيلة باللاج. كبريتات النحاس CuSO4·5H2O، كبريتات الحديد FeSO4·7H2O.

تتميز كبريتات الفلزات القلوية المتوسطة بأنها مستقرة حرارياً، بينما تتحلل الكبريتات الحمضية عند تسخينها وتتحول إلى بيروكبريتات: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. الكبريتات المتوسطة للمعادن الأخرى، وكذلك الكبريتات الأساسية، عند تسخينها إلى درجات حرارة عالية بما فيه الكفاية، كقاعدة عامة، تتحلل مع تكوين أكاسيد المعادن وإطلاق ثاني أكسيد الكبريت.

يتم توزيع الكبريتات على نطاق واسع في الطبيعة. توجد على شكل معادن، على سبيل المثال، الجبس CaSO 4 H 2 O، ميرابيليت Na 2 SO 4 10 H 2 O، وهي أيضًا جزء من مياه البحر والأنهار.

يمكن الحصول على العديد من الكبريتات عن طريق تفاعل H2SO4 مع المعادن وأكاسيدها وهيدروكسيداتها، وكذلك تحلل أملاح الأحماض المتطايرة مع حامض الكبريتيك.

تستخدم الكبريتات غير العضوية على نطاق واسع. على سبيل المثال، كبريتات الأمونيوم هي سماد نيتروجيني، وتستخدم كبريتات الصوديوم في صناعة الزجاج والورق وإنتاج الفسكوز وغيرها. وتعد معادن الكبريتات الطبيعية مواد خام للإنتاج الصناعي لمركبات المعادن المختلفة ومواد البناء وغيرها.

7.الكبريتيت،أملاح حامض الكبريتيك H2SO3 . هناك كبريتات متوسطة مع الأنيون SO 3 2- وحمضية (هيدروسلفات) مع الأنيون HSO 3 - . الكبريتات المتوسطة هي مواد بلورية. كبريتيت الأمونيوم والمعادن القلوية قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء؛ الذوبان (جم في 100 جم): (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 درجة مئوية)، K 2 SO 3 106.7 (20 درجة مئوية). تتشكل الهيدروسلفيتات في المحاليل المائية. كبريتات الأرض القلوية وبعض المعادن الأخرى غير قابلة للذوبان عمليا في الماء. قابلية ذوبان MgSO 3 1 جم في 100 جم (40 درجة مئوية). هيدرات الكريستال المعروفة (NH 4) 2 SO 3 H 2 O، Na 2 SO 3 · 7 H 2 O، K 2 SO 3 · 2 H 2 O، MgSO 3 · 6 H 2 O، إلخ.

تنقسم الكبريتات اللامائية، عند تسخينها دون الوصول إلى الهواء في أوعية محكمة الغلق، بشكل غير متناسب إلى كبريتيدات وكبريتات، عند تسخينها في تيار N 2، فإنها تفقد ثاني أكسيد الكبريت، وعند تسخينها في الهواء، تتأكسد بسهولة إلى كبريتات. ومع وجود ثاني أكسيد الكبريت في بيئة مائية، تشكل الكبريتات المتوسطة هيدروكبريتيت. الكبريتات هي عوامل اختزال قوية نسبيًا، حيث تتم أكسدتها في المحاليل التي تحتوي على الكلور والبروم وH 2 O 2 وما إلى ذلك إلى كبريتات. تتحلل مع الأحماض القوية (على سبيل المثال، HC1) مع إطلاق ثاني أكسيد الكبريت.

الهيدروكبريتات البلورية معروفة بـ K، Rb، Cs، NH 4 +، وهي غير مستقرة. أما الهيدروكبريتات المتبقية فهي موجودة فقط في المحاليل المائية. كثافة NH4HSO3 2.03 جم/سم3؛ الذوبان في الماء (جم في 100 جم): NH 4 H SO 3 71.8 (0 درجة مئوية)، KH SO 3 49 (20 درجة مئوية).

عندما يتم تسخين هيدروكبريتيت بلوري Na أو K أو عندما يتم تشبع محلول اللب الممتلئ بـ SO 2 M 2 SO 3، تتشكل البيروسولفيتات (عفا عليها الزمن - ميتابيسلفيت) M 2 S 2 O 5 - أملاح حمض البيروكبريت الحر غير المعروف H 2 S 2 يا 5؛ بلورات غير مستقرة. الكثافة (جم/سم3): Na 2 S 2 O 5 1.48، K 2 S 2 O 5 2.34؛ أعلى من 160 درجة مئوية تقريبًا تتحلل مع إطلاق ثاني أكسيد الكبريت؛ تذوب في الماء (مع التحلل إلى HSO 3 -)، الذوبان (جم في 100 جم): Na 2 S 2 O 5 64.4، K 2 S 2 O 5 44.7؛ تشكل هيدرات Na 2 S 2 O 5 7 H 2 O و ZK 2 S 2 O 5 2 H 2 O ؛ تقليل الوكلاء.

يتم تحضير كبريتيت الفلز القلوي المتوسط ​​عن طريق تفاعل محلول مائي من M 2 CO 3 (أو MOH) مع SO 2، و MSO 3 عن طريق تمرير SO 2 خلال معلق مائي من MCO 3؛ وهي تستخدم بشكل رئيسي ثاني أكسيد الكبريت من غازات العادم الناتجة عن إنتاج حمض الكبريتيك. يستخدم الكبريتيت في تبييض وصباغة وطباعة الأقمشة والألياف والجلود لحفظ الحبوب والأعلاف الخضراء وأعلاف النفايات الصناعية (NaHSO 3،

نا 2 س 2 أو 5). CaSO 3 وCa(HSO 3) 2 من المطهرات المستخدمة في صناعة النبيذ وصناعات السكر. NaHSO 3، MgSO 3، NH 4 HSO 3 - مكونات سائل الكبريتيت أثناء عملية اللب؛ (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 ممتص؛ NaHSO 3 هو ماص لـ H 2 S من غازات النفايات الصناعية، وهو عامل اختزال في إنتاج أصباغ الكبريت. K 2 S 2 O 5 - أحد مكونات المثبتات الحمضية في التصوير الفوتوغرافي ومضاد للأكسدة ومطهر.

طرق فصل المخاليط

الترشيح وفصل الأنظمة غير المتجانسة السائلة - الجزيئات الصلبة (المعلقات) والغاز - الجزيئات الصلبة باستخدام أقسام المرشح المسامية (FP)، والتي تسمح بمرور السائل أو الغاز، ولكنها تحتفظ بالجزيئات الصلبة. القوة الدافعة للعملية هي فرق الضغط على جانبي المرحلة الانتقالية.

عند فصل المعلقات، تشكل الجزيئات الصلبة عادة طبقة من الرواسب الرطبة على FP، والتي، إذا لزم الأمر، يتم غسلها بالماء أو سائل آخر، ويتم تجفيفها أيضًا عن طريق نفخ الهواء أو الغاز الآخر من خلالها. يتم إجراء الترشيح بفارق ضغط ثابت أو بسرعة معالجة ثابتة ث(كمية الترشيح في م 3 التي تمر عبر 1 م 2 من سطح FP لكل وحدة زمنية). عند فرق ضغط ثابت، يتم تزويد التعليق إلى المرشح تحت فراغ أو ضغط زائد، وكذلك عن طريق مضخة مكبس؛ عند استخدام مضخة الطرد المركزي، يزيد فرق الضغط وتقل سرعة العملية.

اعتمادا على تركيز المعلقات، هناك عدة أنواع من الترشيح. عند تركيز أكثر من 1%، يحدث الترشيح مع تكوين راسب، وبتركيز أقل من 0.1%، مع انسداد مسام FP (تصفية السوائل). إذا لم تتشكل طبقة كثيفة بما فيه الكفاية من الرواسب على FP وتدخل الجزيئات الصلبة إلى المرشح، قم بالتصفية باستخدام مواد مساعدة مشتتة بدقة (الأرض الدياتومي، البيرلايت)، والتي تم تطبيقها مسبقًا على FP أو إضافتها إلى التعليق. عند تركيز أولي أقل من 10%، من الممكن فصل جزئي وتكثيف المعلقات.

هناك مرشحات مستمرة ودورية. بالنسبة لهذا الأخير، فإن المراحل الرئيسية للعمل هي تصفية وغسل الرواسب ونزح المياه والتفريغ. في هذه الحالة، يتم تطبيق التحسين وفقًا لمعايير الإنتاجية القصوى وأقل التكاليف. إذا لم يتم إجراء الغسيل ونزح المياه، ويمكن إهمال المقاومة الهيدروليكية للقسم، يتم تحقيق أكبر إنتاجية عندما يكون وقت الترشيح مساوياً لمدة العمليات المساعدة.

يمكن تطبيق FPs المرنة المصنوعة من القطن والصوف والأقمشة الاصطناعية والزجاجية، بالإضافة إلى FPs غير المنسوجة المصنوعة من الألياف الطبيعية والاصطناعية والألياف غير المرنة - السيراميك والسيرميت والرغوة. يمكن أن يكون اتجاها حركة المرشح وعمل الجاذبية متعاكسين أو متطابقين أو متعامدين بشكل متبادل.

تصاميم المرشحات متنوعة. أحد أكثرها شيوعًا هو مرشح فراغ الأسطوانة الدوارة (سم.الشكل) للعمل المستمر، حيث يكون اتجاه حركة المرشح وعمل الجاذبية معاكسين. يربط قسم جهاز التوزيع المناطق I و II بمصدر فراغ والمناطق III و IV بمصدر هواء مضغوط. يدخل سائل الترشيح والغسيل من المنطقتين الأولى والثانية إلى أجهزة استقبال منفصلة. أصبحت أيضًا آلة الترشيح الدورية الآلية ذات الغرف الأفقية ونسيج الترشيح على شكل حزام لا نهاية له وأغشية مرنة لنزح المياه من الحمأة عن طريق الضغط منتشرة أيضًا على نطاق واسع. تقوم بعمليات متناوبة لغرف التعبئة مع التعليق والتصفية والغسيل ونزح المياه من الرواسب وفصل الغرف المجاورة وإزالة الرواسب.

تحديد إجهاد القص الديناميكي واللزوجة الفعالة واللدنة عند درجة الحرارة العادية

تحديد إجهاد القص الديناميكي واللزوجة الفعالة والبلاستيكية عند درجة حرارة مرتفعة

التجربة الثانية: تحضير ودراسة خواص أملاح حامض الفوسفوريك.

من أجل الإجابة على سؤال ما هو الملح، عادة لا يتعين عليك التفكير طويلا. يوجد هذا المركب الكيميائي في كثير من الأحيان في الحياة اليومية. ليست هناك حاجة للحديث عن ملح الطعام العادي. تدرس الكيمياء غير العضوية البنية الداخلية التفصيلية للأملاح ومركباتها.

تعريف الملح

يمكن العثور على إجابة واضحة لسؤال ما هو الملح في أعمال M. V. Lomonosov. وأطلق هذا الاسم على الأجسام الهشة التي يمكن أن تذوب في الماء ولا تشتعل عند تعرضها لدرجات حرارة عالية أو نار مفتوحة. في وقت لاحق، تم اشتقاق التعريف ليس من الفيزيائية، ولكن من الخصائص الكيميائية لهذه المواد.

مثال على حمض مختلط هو ملح الكالسيوم من حمض الهيدروكلوريك وحمض الهيبوكلوروس: CaOCl 2.

التسميات

الأملاح التي تتكون من معادن ذات تكافؤ متغير لها تسمية إضافية: بعد الصيغة، يتم كتابة التكافؤ بالأرقام الرومانية بين قوسين. وبالتالي، هناك كبريتات الحديد FeSO 4 (II) والحديد 2 (SO4) 3 (III). يحتوي اسم الملح على البادئة هيدرو إذا كان يحتوي على ذرات الهيدروجين غير المستبدلة. على سبيل المثال، فوسفات هيدروجين البوتاسيوم له الصيغة K 2 HPO 4 .

خصائص الأملاح في الشوارد

تعطي نظرية التفكك الإلكتروليتي تفسيرها الخاص للخواص الكيميائية. في ضوء هذه النظرية يمكن تعريف الملح على أنه إلكتروليت ضعيف يتفكك (يتفكك) في الماء عند ذوبانه. وبالتالي، يمكن تمثيل المحلول الملحي كمركب من الأيونات السالبة الموجبة، والأولى ليست ذرات هيدروجين H +، والثانية ليست ذرات مجموعة الهيدروكسيل OH -. لا توجد أيونات موجودة في جميع أنواع المحاليل الملحية، لذلك ليس لها أي خصائص مشتركة. كلما انخفضت شحنات الأيونات التي تشكل المحلول الملحي، كلما كانت تفككها أفضل، وكانت التوصيل الكهربائي أفضل لمثل هذا الخليط السائل.

محاليل الأملاح الحمضية

تتحلل الأملاح الحمضية في المحلول إلى أيونات سالبة معقدة، وهي بقايا الحمض، وأنيونات بسيطة، وهي جزيئات معدنية موجبة الشحنة.

على سبيل المثال، يؤدي تفاعل ذوبان بيكربونات الصوديوم إلى تحلل الملح إلى أيونات الصوديوم والباقي HCO3-.

تبدو الصيغة الكاملة كما يلي: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -، HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

محاليل الأملاح الأساسية

يؤدي تفكك الأملاح الأساسية إلى تكوين أنيونات حمضية وكاتيونات معقدة تتكون من معادن ومجموعات هيدروكسيل. هذه الكاتيونات المعقدة بدورها قادرة أيضًا على الانهيار أثناء التفكك. لذلك، في أي محلول لملح المجموعة الرئيسية، توجد أيونات OH. على سبيل المثال، يتم تفكك كلوريد الهيدروكسوماغنيسيوم على النحو التالي:

انتشار الأملاح

ما هو الملح؟ هذا العنصر هو أحد المركبات الكيميائية الأكثر شيوعًا. الجميع يعرف ملح الطعام والطباشير (كربونات الكالسيوم) وما إلى ذلك. ومن بين أملاح حمض الكربونات، الأكثر شيوعا هو كربونات الكالسيوم. وهو أحد مكونات الرخام والحجر الجيري والدولوميت. كربونات الكالسيوم هي أيضًا الأساس لتكوين اللؤلؤ والمرجان. يعد هذا المركب الكيميائي مكونًا أساسيًا لتكوين الغلاف الصلب في الحشرات والهياكل العظمية للحبليات.

ملح الطعام معروف لنا منذ الطفولة. ويحذر الأطباء من الإفراط في استخدامه، ولكن باعتدال فهو ضروري للعمليات الحيوية في الجسم. وهو ضروري للحفاظ على تكوين الدم الصحيح وإنتاج عصير المعدة. المحاليل الملحية، وهي جزء لا يتجزأ من الحقن والقطارات، ليست أكثر من محلول ملح الطعام.