Өрөөний температурт давсны усанд уусах чадвар. Яагаад давс усанд уусдаг вэ? Азотын хүчлийн бүх давс - нитратууд уусдаг

Давс, хүчил, суурийн уусах хүснэгт нь химийн мэдлэгийг бүрэн эзэмших боломжгүй үндэс суурь юм. Суурь ба давсны уусах чадвар нь зөвхөн сургуулийн сурагчдад төдийгүй мэргэжлийн хүмүүст суралцахад тусалдаг. Энэхүү мэдлэггүйгээр амьдралын олон бүтээгдэхүүнийг бүтээх боломжгүй юм.

Усанд хүчил, давс, суурийн уусах чадварын хүснэгт

Усанд давс, суурийн уусах чадварын хүснэгт нь химийн үндсийг эзэмшихэд тусалдаг гарын авлага юм. Дараах тэмдэглэлүүд нь доорх хүснэгтийг ойлгоход тусална.

P - уусдаг бодисыг заана;
H - уусдаггүй бодис;
M - бодис нь усан орчинд бага зэрэг уусдаг;
RK - хүчтэй органик хүчилд өртөх үед л уусдаг бодис;
Зураас нь ийм амьтан байгальд байдаггүйг илтгэнэ;
NK - хүчил, усанд уусдаггүй;
? – асуултын тэмдэг нь өнөө үед бодис ууссан талаар үнэн зөв мэдээлэл байхгүй байгааг харуулж байна.

Ихэнхдээ хүснэгтийг химич, сургуулийн сурагчид, оюутнууд лабораторийн судалгаа хийхэд ашигладаг бөгөөд энэ явцад тодорхой урвал үүсэх нөхцлийг бүрдүүлэх шаардлагатай байдаг. Хүснэгтийг ашиглан давс, хүчиллэг орчинд бодис хэрхэн ажиллах, тунадас үүсэх эсэхийг тодорхойлох боломжтой. Судалгаа, туршилтын явцад үүссэн тунадас нь урвалын эргэлт буцалтгүй байдлыг илтгэнэ. Энэ бол бүх лабораторийн ажлын явцад нөлөөлж болох чухал цэг юм.

Давс нь хүчил дэх устөрөгчийн атомыг металлаар солих бүтээгдэхүүн юм. Сод дахь уусдаг давс нь металлын катион болон хүчлийн үлдэгдэл анион болж задардаг. Давсыг дараахь байдлаар хуваана.

· Дундаж

· Үндсэн

· Цогцолбор

· Давхар

· Холимог

Дунд зэргийн давс.Эдгээр нь хүчил дэх устөрөгчийн атомыг металлын атомууд эсвэл бүлэг атомуудтай (NH 4 +) бүрэн орлуулах бүтээгдэхүүн юм: MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Дунд зэргийн давсны нэрс нь метал ба хүчлүүдийн нэрсээс гаралтай: CuSO 4 - зэсийн сульфат, Na 3 PO 4 - натрийн фосфат, NaNO 2 - натрийн нитрит, NaClO - натрийн гипохлорит, NaClO 2 - натрийн хлорит, NaClO 3 - натри. , NaClO 4 - натрийн перхлорат, CuI - зэс (I) иодид, CaF 2 - кальцийн фтор. Та мөн хэд хэдэн өчүүхэн нэрийг санах хэрэгтэй: NaCl - хоолны давс, KNO3 - калийн нитрат, K2CO3 - калийн, Na2CO3 - содын үнс, Na2CO3∙10H2O - талст сод, CuSO4 - зэсийн сульфат, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O - borax, Na 2 SO 4 . 10H 2 О-Глауберийн давс. Давхар давс.Энэ давс , хоёр төрлийн катион агуулсан (устөрөгчийн атом олон суурьхүчил нь хоёр өөр катионоор солигддог): MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 .Давхар давс нь бие даасан нэгдлүүдийн хувьд зөвхөн талст хэлбэрээр байдаг. Усанд ууссан үед тэдгээр нь бүрэн байнаметаллын ион ба хүчиллэг үлдэгдэлд задрах (хэрэв давс нь уусдаг бол), жишээ нь:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Усан уусмал дахь давхар давсны диссоциаци нь 1 үе шатанд явагддаг нь анхаарал татаж байна. Энэ төрлийн давсыг нэрлэхийн тулд та анион ба хоёр катионуудын нэрийг мэдэх хэрэгтэй. MgNH4PO4 - магнийн аммонийн фосфат.

Нарийн төвөгтэй давс.Эдгээр нь бөөмс (төвийг сахисан молекулууд эсвэлионууд ), өгөгдсөн зүйлд нэгдэхийн үр дүнд үүсдэгион (эсвэл атом ), дуудсан нарийн төвөгтэй бодис, төвийг сахисан молекулууд эсвэл бусад ионууд гэж нэрлэдэг лигандууд. Нарийн төвөгтэй давсыг дараахь байдлаар хуваана.

1) Катион цогцолборууд

Cl 2 - тетрааммин цайрын (II) дихлорид
Cl2-ди гексааммин кобальт (II) хлорид

2) Анион цогцолборууд

K 2 - калийн тетрафторбериллат (II)
Ли-лити тетрагидридалюминат (III)
K 3 -калийн гексацианоферрат (III)

Нарийн төвөгтэй нэгдлүүдийн бүтцийн онолыг Швейцарийн химич А.Вернер боловсруулсан.

Хүчиллэг давс– олон суурьт хүчлийн устөрөгчийн атомыг металл катионоор бүрэн орлуулах бүтээгдэхүүн.

Жишээ нь: NaHCO 3

Химийн шинж чанар:
Устөрөгчийн зүүн талд хүчдэлийн цувралд байрлах металлуудтай урвалд орно.
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Ийм урвалын хувьд шүлтлэг метал авах нь аюултай гэдгийг анхаарна уу, учир нь тэд эхлээд их хэмжээний энерги ялгаруулдаг устай урвалд орж, бүх урвал нь уусмалд явагддаг тул дэлбэрэлт болно.

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

Хүчиллэг давс нь шүлтийн уусмалтай урвалд орж дунд зэргийн давс(ууд) ба ус үүсгэдэг.

NaHCO 3 +NaOH→Na 2 CO 3 +H 2 O

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

Хүчиллэг давс нь хий ялгарах, тунадас үүсэх, ус ялгарах тохиолдолд дунд зэргийн давсны уусмалуудтай урвалд ордог.

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

Хүчлийн давс нь урвалын хүчиллэг бүтээгдэхүүн нь нэмсэнээс сул эсвэл илүү дэгдэмхий бол хүчилтэй урвалд ордог.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Хүчиллэг давс нь үндсэн ислүүдтэй урвалд орж ус болон дунд зэргийн давс ялгаруулдаг.

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

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Хүчиллэг давс (ялангуяа бикарбонатууд) температурын нөлөөн дор задардаг.
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Баримт бичиг:

Шүлтийг олон суурьт хүчлийн илүүдэл уусмалд (саармагжуулах урвал) үзүүлэх үед хүчиллэг давс үүсдэг.

NaOH+H 2 SO 4 →NaHSO 4 +H 2 O

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

Хүчиллэг давс нь үндсэн ислийг олон суурьт хүчилд уусгаснаар үүсдэг.
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Хүчиллэг давс нь металыг олон суурьт хүчлийн илүүдэл уусмалд уусгахад үүсдэг.
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Дундаж давс ба дундаж давсны анион үүсгэдэг хүчлийн харилцан үйлчлэлийн үр дүнд хүчиллэг давс үүсдэг.
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Үндсэн давс:

Үндсэн давс нь хүчиллэг үлдэгдэлтэй полихүчлийн суурийн молекул дахь гидроксо бүлгийн бүрэн бус солигдсон бүтээгдэхүүн юм.

Жишээ нь: MgOHNO 3, FeOHCl.

Химийн шинж чанар:
Үндсэн давс нь илүүдэл хүчилтэй урвалд орж дунд зэргийн давс, ус үүсгэдэг.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Үндсэн давс нь температурын дагуу задардаг.

2 CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

Үндсэн давс бэлтгэх:
Дунд зэргийн давстай сул хүчлийн давсны харилцан үйлчлэл:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давсны гидролиз:

ZnCl 2 +H 2 O→Cl+HCl

Ихэнх үндсэн давс нь бага зэрэг уусдаг. Тэдгээрийн ихэнх нь ашигт малтмал, жишээлбэл. малахит Cu 2 CO 3 (OH) 2 ба гидроксиапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Холимог давсны шинж чанарыг сургуулийн химийн хичээлд оруулаагүй боловч тодорхойлолтыг мэдэх нь чухал юм.
Холимог давс гэдэг нь хоёр өөр хүчлийн хүчлийн үлдэгдэл нэг металлын катионтой холбогдсон давс юм.

Сайн жишээ бол Ca(OCl)Cl цайруулах шохой (цайруулагч) юм.

Нэршил:

1. Давс нь нарийн төвөгтэй катион агуулдаг

Эхлээд катионыг нэрлэж, дараа нь дотоод бөмбөрцөгт багтсан лигандууд нь "o" -ээр төгссөн анионууд болно ( Cl - - хлор, OH - -гидрокси), дараа нь төвийг сахисан молекулууд болох лигандууд ( NH 3 -амин, H 2 O -aquo).Хэрэв 1-ээс олон ижил лиганд байгаа бол тэдгээрийн тоог Грек тоогоор тэмдэглэнэ. 1 - моно, 2 - ди, 3 - гурав, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса, 7 - гепта, 8 - найм, 9 - нона, 10 - дека. Сүүлийнхийг комплекс үүсгэгч ион гэж нэрлэдэг бөгөөд хэрэв хувьсагч бол валентыг нь хаалтанд бичнэ.

[Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-мөнгө диамин гидроксид (би)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 - хлорид дихлор о кобальт тетраамин ( III)

2. Давс нь нарийн төвөгтэй анион агуулдаг.

Нэгдүгээрт, лигандууд - анионуудыг нэрлэж, дараа нь "o" -ээр төгссөн дотоод бөмбөрцөгт ордог төвийг сахисан молекулуудыг нэрлэж, тэдгээрийн тоог Грек тоогоор илэрхийлнэ.Сүүлийнх нь латинаар комплекс үүсгэгч ион гэж нэрлэгддэг ба "at" дагавар нь хаалтанд валентыг илэрхийлдэг. Дараа нь гаднах бөмбөрцөгт байрлах катионы нэрийг бичсэн бөгөөд катионуудын тоог заагаагүй болно.

Калийн K 4 - гексацианоферрат (II) (Fe 3+ ионуудын урвалж)

K 3 - калийн гексацианоферрат (III) (Fe 2+ ионуудын урвалж)

Na 2 - натрийн тетрагидроксозинкат

Ихэнх комплекс үүсгэгч ионууд нь металл юм. d элементүүд нь нарийн төвөгтэй үүсэх хамгийн их хандлагыг харуулдаг. Төвийн цогцолбор үүсгэгч ионы эргэн тойронд эсрэг цэнэгтэй ионууд эсвэл төвийг сахисан молекулууд байдаг - лигандууд эсвэл нэмэлтүүд.

Комплекс үүсгэгч ион ба лигандууд нь цогцолборын дотоод бөмбөрцгийг бүрдүүлдэг (дөрвөлжин хаалтанд); төвийн ионы эргэн тойронд координатлагдсан лигандын тоог координатын тоо гэнэ.

Дотор бөмбөрцөгт ордоггүй ионууд нь гаднах бөмбөрцгийг үүсгэдэг. Хэрэв цогцолбор ион нь катион бол гадаад бөмбөрцөгт анионууд байдаг ба эсрэгээр, хэрэв цогцолбор ион нь анион бол гаднах бөмбөрцөгт катионууд байдаг. Катионууд нь ихэвчлэн шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын ионууд, аммонийн катионууд юм. Диссоциацийн үед нарийн төвөгтэй нэгдлүүд нь уусмалд нэлээд тогтвортой байдаг нарийн төвөгтэй ионуудыг өгдөг.

K 3 ↔3K + + 3-

Хэрэв бид хүчиллэг давсны тухай ярьж байгаа бол томъёог уншихдаа гидро- угтварыг дуудна, жишээлбэл:
Натрийн гидросульфид NaHS

Натрийн бикарбонат NaHCO 3

Үндсэн давстай бол угтварыг ашигладаг гидроксо-эсвэл дихидроксо-

(давс дахь металлын исэлдэлтийн төлөвөөс хамаарна), жишээлбэл:
магнийн гидроксихлоридMg(OH)Cl, хөнгөн цагаан дигидроксихлорид Al(OH) 2 Cl

Давс авах арга:

1. Металлын металл бустай шууд харилцан үйлчлэл . Энэ аргыг хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн давс авах боломжтой.

Zn+Cl 2 → ZnCl 2

2. Хүчил ба суурийн хоорондох урвал (саармагжуулах урвал). Энэ төрлийн урвалууд нь маш их практик ач холбогдолтой (ихэнх катионуудын чанарын урвал) бөгөөд тэдгээр нь үргэлж ус ялгаруулдаг:

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Суурь оксидын хүчиллэгтэй харилцан үйлчлэл :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Хүчиллэг исэл ба суурийн хоорондох урвал :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Үндсэн исэл ба хүчил хоорондын урвал :

Na 2 O+2HCl→2NaCl+H 2 O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H 2 O

6. Металлын хүчилтэй шууд харилцан үйлчлэл. Энэ урвал нь устөрөгчийн хувьсал дагалдаж болно. Устөрөгч ялгарах эсэх нь металын идэвхжил, хүчлийн химийн шинж чанар, түүний концентрацаас хамаарна (Баяжуулсан хүхрийн болон азотын хүчлийн шинж чанарыг үзнэ үү).

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2

7. Давсны хүчилтэй харилцан үйлчлэл . Давс үүсгэдэг хүчил нь урвалд орсон хүчлээс сул буюу илүү дэгдэмхий байх тохиолдолд энэ урвал явагдана.

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

8. Давсны хүчиллэг исэлтэй харилцан үйлчлэл. Урвал нь зөвхөн халах үед үүсдэг тул урвалд орж буй исэл нь урвалын дараа үүссэнээс бага дэгдэмхий байх ёстой.

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Металл бус шүлттэй харилцан үйлчлэл . Галоген, хүхэр болон бусад зарим элементүүд нь шүлтүүдтэй харилцан үйлчилж, хүчилтөрөгчгүй, хүчилтөрөгч агуулсан давс үүсгэдэг.

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (халаалтгүйгээр урвал явагдана)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (халах үед урвал явагдана)

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

10. Хоёр давсны харилцан үйлчлэл. Энэ бол давс олж авах хамгийн түгээмэл арга юм. Үүнийг хийхийн тулд урвалд орсон давс хоёулаа маш сайн уусдаг байх ёстой бөгөөд энэ нь ион солилцооны урвал тул түүнийг дуусгахын тулд урвалын бүтээгдэхүүний аль нэг нь уусдаггүй байх ёстой.

Na 2 CO 3 + CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. Давс ба металлын харилцан үйлчлэл . Хэрэв метал нь давсанд агуулагдах хүчдэлийн зүүн талд байгаа металл хүчдэлийн цувралд байвал урвал явагдана.

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Давсны дулааны задрал . Хүчилтөрөгч агуулсан зарим давсыг халаахад хүчилтөрөгчийн агууламж багатай, эсвэл огт хүчилтөрөгчгүй шинэ давс үүсдэг.

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Төмөр бус ба давсны харилцан үйлчлэл. Зарим металл бус бодисууд давстай нийлж шинэ давс үүсгэдэг.

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Суурийн давстай урвал . Энэ нь ионы солилцооны урвал тул түүнийг дуусгахын тулд урвалын бүтээгдэхүүнүүдийн 1 нь уусдаггүй байх шаардлагатай (энэ урвалыг мөн хүчиллэг давсыг завсрын бодис болгон хувиргахад ашигладаг):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K 2 SO 4 +H 2 O

Давхар давсыг дараахь байдлаар авч болно.

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Металлын шүлттэй харилцан үйлчлэл. Амфотер металлууд нь шүлтүүдтэй урвалд орж, цогцолбор үүсгэдэг.

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

16. Харилцаа холбоо Лигандтай давс (оксид, гидроксид, металл):

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

AgCl+3NH 4 OH=OH+NH 4 Cl+2H 2 O

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

AgCl+2NH 4 OH=Cl+2H 2 O

Редактор: Галина Николаевна Харламова

Хоолны давс нь натрийн хлорид бөгөөд хүнсний нэмэлт, хүнсний хадгалалтын бодис болгон ашигладаг. Үүнийг химийн үйлдвэр, анагаах ухаанд ч ашигладаг. Энэ нь идэмхий натри, сод болон бусад бодисыг үйлдвэрлэхэд хамгийн чухал түүхий эд болдог. Хоолны давсны томъёо нь NaCl юм.

Натри ба хлорын хооронд ионы холбоо үүсэх

Натрийн хлоридын химийн найрлагыг ердийн NaCl томъёогоор илэрхийлдэг бөгөөд энэ нь натри, хлорын атомуудын тэнцүү тооны тухай ойлголтыг өгдөг. Гэхдээ бодис нь хоёр атомт молекулуудаас үүсдэггүй, харин талстуудаас бүрддэг. Шүлтлэг металл хүчтэй металл бустай урвалд ороход натрийн атом бүр илүү цахилгаан сөрөг хлорыг өгдөг. Натрийн катионууд Na + ба давсны хүчлийн хүчиллэг үлдэгдлийн анионууд Cl - гарч ирдэг. Эсрэг цэнэгтэй тоосонцор бие биенээ татаж, ионы болор тортой бодис үүсгэдэг. Жижиг натрийн катионууд нь том хлорын анионуудын хооронд байрладаг. Натрийн хлоридын найрлага дахь эерэг хэсгүүдийн тоо нь сөрөг хэсгүүдийн тоотой тэнцүү бөгөөд бодис нь бүхэлдээ төвийг сахисан байдаг.

Химийн томъёо. Хоолны давс ба галит

Давс нь ионы бүтэцтэй нарийн төвөгтэй бодис бөгөөд тэдгээрийн нэр нь хүчиллэг үлдэгдлийн нэрээр эхэлдэг. Хоолны давсны томъёо нь NaCl юм. Геологичид ийм найрлагатай эрдсийг "галит", харин тунамал чулуулгийг "чулууны давс" гэж нэрлэдэг. Үйлдвэрлэлд ихэвчлэн хэрэглэгддэг хуучирсан химийн нэр томъёо бол "натрийн хлорид" юм. Энэ бодисыг эрт дээр үеэс хүмүүс мэддэг байсан бөгөөд үүнийг нэгэн цагт "цагаан алт" гэж үздэг байв. Орчин үеийн сургуулийн сурагчид, оюутнууд натрийн хлорид агуулсан урвалын тэгшитгэлийг уншихдаа химийн тэмдэглэгээг ("натрийн хлор") ашигладаг.

Бодисын томъёог ашиглан энгийн тооцооллыг хийцгээе.

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

Харьцангуй утга нь 58.44 (аму) байна.

2) Молийн масс нь молекулын жинтэй тоогоор тэнцүү боловч энэ хэмжигдэхүүн нь г/моль хэмжигдэхүүнтэй: M (NaCl) = 58.44 г/моль.

3) 100 г давсны дээж нь 60.663 г хлорын атом, 39.337 г натри агуулдаг.

Хүснэгтийн давсны физик шинж чанар

Эмзэг галитын талстууд нь өнгөгүй эсвэл цагаан өнгөтэй байдаг. Байгальд мөн чулуун давс, саарал, шар эсвэл цэнхэр өнгийн ордууд байдаг. Заримдаа эрдэс бодис нь улаан өнгөтэй байдаг бөгөөд энэ нь хольцын төрөл, хэмжээ зэргээс шалтгаална. Галитын хатуулаг нь ердөө 2-2.5, шил нь гадаргуу дээр зураас үлдээдэг.

Натрийн хлоридын бусад физик үзүүлэлтүүд:

үнэр - байхгүй;
амт - давслаг;
нягт - 2.165 г / см3 (20 ° C);
хайлах цэг - 801 ° C;
буцлах цэг - 1413 ° C;
усанд уусах чадвар - 359 г/л (25 ° C);

Лабораторид натрийн хлоридыг бэлтгэх

Туршилтын хоолойд металл натри хлорын хийтэй урвалд ороход цагаан бодис үүсдэг - натрийн хлорид NaCl (хүснэгт давсны томъёо).

Хими нь нэг нэгдлийг үйлдвэрлэх янз бүрийн аргуудын талаархи ойлголтыг өгдөг. Энд зарим жишээ байна:

NaOH (ус) + HCl = NaCl + H 2 O.

Металл ба хүчил хоорондын исэлдэлтийн урвал:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

Металлын исэлд үзүүлэх хүчлийн нөлөө: Na 2 O + 2HCl (усан) = 2NaCl + H 2 O

Давсны уусмалаас сул хүчлийг илүү хүчтэйгээр нүүлгэх:

Na 2 CO 3 + 2HCl (усан) = 2NaCl + H 2 O + CO 2 (хий).

Эдгээр бүх аргууд нь хэтэрхий үнэтэй бөгөөд үйлдвэрлэлийн хэмжээнд ашиглахад төвөгтэй байдаг.

Хоолны давс үйлдвэрлэх

Соёл иргэншлийн эхэн үед хүмүүс мах, загасыг давслах нь удаан үргэлжилдэг гэдгийг мэддэг байсан. Ил тод, тогтмол хэлбэртэй галит талстыг эртний зарим оронд мөнгөний оронд ашигладаг байсан бөгөөд алтаар үнэлэгддэг байв. Галитын ордуудыг хайх, ашиглах нь хүн ам, үйлдвэрлэлийн өсөн нэмэгдэж буй хэрэгцээг хангах боломжийг олгосон. Хүснэгтийн давсны байгалийн хамгийн чухал эх үүсвэрүүд:

янз бүрийн улс орнуудад галитын ашигт малтмалын ордууд;
далай, далай, давстай нуурын ус;
давстай усан сангийн эрэг дээрх чулуулгийн давсны давхарга, царцдас;
галт уулын тогоонуудын ханан дээрх галитын талстууд;
давстай намаг.

Тус үйлдвэр нь хоолны давс үйлдвэрлэх дөрвөн үндсэн аргыг ашигладаг.

газар доорх давхаргаас галитыг уусгах, үүссэн давсны уусмалыг ууршуулах;
олборлолт ;
давстай нуурын ууршилт буюу давсны уусмал (хуурай үлдэгдлийн массын 77% нь натрийн хлорид);
давстай усыг давсгүйжүүлэх дайвар бүтээгдэхүүнийг ашиглан .

Натрийн хлоридын химийн шинж чанар

Найрлагын хувьд NaCl нь шүлт ба уусдаг хүчлээс үүссэн дундаж давс юм. Натрийн хлорид нь хүчтэй электролит юм. Ионуудын хоорондох таталцал маш хүчтэй тул зөвхөн туйлын туйлшралтай уусгагч л үүнийг эвдэж чадна. Усанд бодис задарч, катион ба анионууд (Na +, Cl -) ялгардаг. Тэдний оршихуй нь ширээний давсны уусмалд агуулагдах цахилгаан дамжуулах чадвартай холбоотой юм. Энэ тохиолдолд томъёог хуурай бодистой ижил аргаар бичсэн болно - NaCl. Натрийн катионт үзүүлэх чанарын урвалын нэг нь шатаагч дөлний шар өнгө юм. Туршилтын үр дүнд хүрэхийн тулд та цэвэр утсан гогцоонд бага зэрэг хатуу давс цуглуулж, дөлний дунд хэсэгт нэмэх хэрэгтэй. Хүснэгтийн давсны шинж чанар нь хлоридын ионтой чанарын урвалаас бүрддэг анионы онцлогтой холбоотой байдаг. Мөнгөний нитраттай харилцан үйлчлэх үед уусмал дахь мөнгөн хлоридын цагаан тунадас үүснэ (фото). Устөрөгчийн хлоридыг давсны хүчлээс илүү хүчтэй хүчлүүдээр нүүлгэн шилжүүлдэг: 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 HCl. Хэвийн нөхцөлд натрийн хлорид нь гидролизд ордоггүй.

Чулуун давсны хэрэглээний бүсүүд

Натри хлорид нь мөсний хайлах цэгийг бууруулдаг тул өвлийн улиралд давс, элсний холимогийг зам, явган хүний замд ашигладаг. Энэ нь их хэмжээний хольцыг шингээж, хайлах үед гол, мөрний урсацыг бохирдуулдаг. Мөн замын давс нь машины их биений зэврэлтийг түргэсгэж, замын хажууд тарьсан модыг гэмтээдэг. Химийн үйлдвэрт натрийн хлоридыг олон тооны химийн бодис үйлдвэрлэх түүхий эд болгон ашигладаг.

давсны хүчил;
натрийн металл;
хлорын хий;
идэмхий натри болон бусад нэгдлүүд.

Үүнээс гадна хоолны давсыг саван, будагч бодис үйлдвэрлэхэд ашигладаг. Мөөг, загас, хүнсний ногоог лаазлах, даршилж бэлтгэхэд хүнсний антисептик болгон ашигладаг. Хүн амын дунд бамбай булчирхайн үйл ажиллагааны алдагдалтай тэмцэхийн тулд хоолны давсны томъёог аюулгүй иодын нэгдлүүдийг, жишээлбэл, KIO 3, KI, NaI нэмснээр баяжуулдаг. Ийм нэмэлтүүд нь бамбай булчирхайн дааврын үйлдвэрлэлийг дэмжиж, эндемик бахлуураас сэргийлдэг.

Хүний биед натрийн хлоридын ач холбогдол

Хоолны давсны томъёо, түүний найрлага нь хүний эрүүл мэндэд амин чухал ач холбогдолтой болсон. Натрийн ионууд нь мэдрэлийн импульс дамжуулахад оролцдог. Хлорын анионууд нь ходоодонд давсны хүчлийг үйлдвэрлэхэд шаардлагатай байдаг. Гэвч хоол хүнсэнд хэт их давс хэрэглэх нь цусны даралт ихсэх, зүрх судасны өвчин тусах эрсдэлийг нэмэгдүүлдэг. Анагаах ухаанд их хэмжээний цус алдах үед өвчтөнд физиологийн давсны уусмал өгдөг. Үүнийг авахын тулд 9 г натрийн хлоридыг нэг литр нэрмэл усанд уусгана. Хүний бие энэ бодисыг хоол хүнсээр тасралтгүй хангах шаардлагатай байдаг. Давс нь гадагшлуулах эрхтэн, арьсаар дамжин гадагшилдаг. Хүний биед натрийн хлоридын дундаж агууламж ойролцоогоор 200 гр байдаг.Европчууд өдөрт 2-6 гр хоолны давс хэрэглэдэг бол халуун орнуудад энэ үзүүлэлт өндөр байдаг тул хөлрөх нь их байдаг.

Катионууд	Анионууд
F-	Cl-	Б-	би -	S 2-	ҮГҮЙ 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
K+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
NH4+	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р	Р
Mg 2+	РК	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	Р	РК
Ca2+	Н.К	Р	Р	Р	М	Р	Н	РК	М	РК
Sr 2+	Н.К	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	РК	РК
Ба 2+	РК	Р	Р	Р	Р	Р	Н	РК	Н.К	РК
Sn 2+	Р	Р	Р	М	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Pb 2+	Н	М	М	М	РК	Р	Н	Н	Н	Н
Аль 3+	М	Р	Р	Р	Г	Р	Г	Н.К	Р	РК
Cr 3+	Р	Р	Р	Р	Г	Р	Г	Н	Р	РК
Mn 2+	Р	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe 2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Fe 3+	Р	Р	Р	-	-	Р	Г	Н	Р	РК
Co2+	М	Р	Р	Р	Н	Р	Н	Н	Р	Н
Ni 2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Cu 2+	М	Р	Р	-	Н	Р	Г	Н	Р	Н
Zn 2+	М	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
CD 2+	Р	Р	Р	Р	РК	Р	Н	Н	Р	Н
Hg 2+	Р	Р	М	Н.К	Н.К	Р	Н	Н	Р	Н
Hg 2 2+	Р	Н.К	Н.К	Н.К	РК	Р	Н	Н	М	Н
Ag+	Р	Н.К	Н.К	Н.К	Н.К	Р	Н	Н	М	Н

Домог:

P - бодис нь усанд маш их уусдаг; M - бага зэрэг уусдаг; H - усанд бараг уусдаггүй, гэхдээ сул эсвэл шингэрүүлсэн хүчилд амархан уусдаг; RK - усанд уусдаггүй, зөвхөн хүчтэй органик бус хүчилд уусдаг; NK - ус эсвэл хүчилд уусдаггүй; G - ууссан үед бүрэн гидролиз болж, устай харьцах үед байхгүй. Зураас нь ийм бодис огт байхгүй гэсэн үг юм.

Усан уусмалд давс нь бүрэн эсвэл хэсэгчлэн ион болгон задалдаг. Сул хүчил ба/эсвэл сул суурийн давс нь гидролизд ордог. Давсны усан уусмал нь гидратжуулсан ион, хос ион, илүү нарийн төвөгтэй химийн хэлбэрүүд, түүний дотор гидролизийн бүтээгдэхүүн гэх мэт олон тооны давсууд нь спирт, ацетон, хүчил амид болон бусад органик уусгагчид уусдаг.

Усан уусмалаас давс нь талст гидрат хэлбэрээр, усан бус уусмалаас болор уусгагч хэлбэрээр, жишээлбэл CaBr 2 3C 2 H 5 OH хэлбэрээр талсжиж болно.

Ус-давсны системд тохиолддог янз бүрийн үйл явц, температур, даралт, концентрацаас хамааран давсны уусах чадвар, хатуу ба шингэн фазын найрлага зэрэг мэдээллийг ус-давсны системийн уусах чадварын диаграммыг судлах замаар олж авах боломжтой.

Давсны нийлэгжилтийн ерөнхий аргууд.

1. Дунд зэргийн давс авах:

1) металл бус металл: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) хүчилтэй металл: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) идэвхгүй металл Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu -ийн давсны уусмал бүхий металл

4) хүчиллэг исэл бүхий үндсэн исэл: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O хүчилтэй үндсэн исэл

6) Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O хүчиллэг исэл бүхий суурь

7) хүчилтэй суурь: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) хүчилтэй давс: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) давсны уусмалтай суурь уусмал: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl хоёр давсны уусмал

2. Хүчиллэг давс авах:

1. Суурь дутагдалтай хүчлийн харилцан үйлчлэл. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Илүүдэл хүчиллэг исэлтэй суурийн харилцан үйлчлэл

Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2

3. Дундаж давс нь Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2 хүчилтэй харилцан үйлчлэх

3. Үндсэн давс авах:

1. Сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давсны гидролиз

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Дунд зэргийн металлын давсны AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl уусмалд бага хэмжээний шүлт нэмэх (дусал дуслаар)

3. Дунд зэргийн давстай сул хүчлийн давсны харилцан үйлчлэл

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

4. Нийлмэл давс авах:

1. Давсны лигандтай урвал: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Давхар давс авах:

1. Хоёр давсны хамтарсан талсжилт:

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

4. Катион эсвэл анионы шинж чанараас үүдэлтэй исэлдэлтийн урвал. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Хүчиллэг давсны химийн шинж чанар:

1. Дунд зэргийн давс үүсэх дулааны задрал

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

2. Шүлттэй харилцан үйлчлэл. Дунд зэргийн давс авах.

Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O

3. Үндсэн давсны химийн шинж чанар:

1. Дулааны задрал. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Хүчилтэй харилцан үйлчлэх: дунд зэргийн давс үүсэх.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O

4. Нийлмэл давсны химийн шинж чанар:

1. Муу уусдаг нэгдлүүд үүссэний улмаас цогцолборыг устгах:

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

2. Гадна болон дотоод бөмбөрцөг хоорондын лигандын солилцоо.

K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl

5.Давхар давсны химийн шинж чанар:

1. Шүлтлэг уусмалуудтай харилцан үйлчлэл: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Олон тооны давсны үйлдвэрлэлийн түүхий эд - хлорид, сульфат, карбонат, борат Na, K, Ca, Mg нь далайн болон далайн ус, түүний ууршилтын явцад үүссэн байгалийн давсны уусмал, хатуу давсны ордууд юм. Тунамал давсны орд (Na, K, Mg-ийн сульфат ба хлорид) үүсгэдэг ашигт малтмалын бүлэгт "байгалийн давс" гэсэн уламжлалт нэрийг ашигладаг. Калийн давсны хамгийн том ордууд нь Орос (Соликамск), Канад, Германд, фосфатын хүдрийн хүчирхэг ордууд Хойд Африк, Орос, Казахстанд, NaNO3 нь Чилид байдаг.

Давсыг хүнс, хими, металлурги, шил, арьс шир, нэхмэлийн үйлдвэр, хөдөө аж ахуй, анагаах ухаан гэх мэт салбарт ашигладаг.

Давсны үндсэн төрлүүд

1. Боратууд (оксоборатууд), борын хүчлүүдийн давс: бодисын солилцооны HBO 2, ортобор H3 BO 3 ба чөлөөт төлөвт тусгаарлагдаагүй полибороны хүчил. Молекул дахь борын атомын тоогоор тэдгээрийг моно-, ди, тетра-, гексаборат гэх мэтээр хуваадаг.Боратыг мөн тэдгээрийг үүсгэгч хүчлүүд болон 1-д B 2 O 3-ийн моль тоогоор нь нэрлэдэг. үндсэн оксидын моль. Тиймээс янз бүрийн метаборатууд нь B(OH)4 анион эсвэл гинжин анион (BO2) агуулсан бол моноборат гэж нэрлэгдэх боломжтой. n n -диборатууд - хэрэв тэдгээр нь гинжин давхар анион агуулсан бол (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborates - хэрэв тэдгээр нь цагираг анион (B 3 O 6) агуулсан бол 3-.

Боратын бүтцэд 1-6, заримдаа 9 борын атом агуулсан бор-хүчилтөрөгчийн бүлгүүд - "блокууд" орно, жишээлбэл:

Борын атомуудын зохицуулалтын тоо нь 3 (бор-хүчилтөрөгчийн гурвалжин бүлэг) эсвэл 4 (тетраэдр бүлэг) юм. Бор-хүчилтөрөгчийн бүлгүүд нь зөвхөн арлын төдийгүй илүү төвөгтэй бүтцийн үндэс суурь болдог - гинж, давхарга, хүрээний полимержуулсан бүтэц. Сүүлийнх нь усжуулсан боратын молекул дахь усыг зайлуулж, хүчилтөрөгчийн атомуудаар дамжин гүүрний холбоо үүссэний үр дүнд үүсдэг; Энэ процесс нь заримдаа полианионуудын доторх B-O бондын задрал дагалддаг. Полианионууд нь хажуугийн бүлгүүдийг хавсаргаж болно - бор-хүчилтөрөгчийн тетраэдр эсвэл гурвалжин, тэдгээрийн димер эсвэл гадны анионууд.

Аммони, шүлт, түүнчлэн исэлдэлтийн төлөвт +1 бусад металлууд нь ихэвчлэн MBO 2, тетраборатууд M 2 B 4 O 7, пентаборатууд MB 5 O 8, түүнчлэн M 4 B 10 O декаборат зэрэг гидрат ба усгүй метаборат үүсгэдэг. 17 n H 2 O. Шүлтлэг шороо болон бусад металлын исэлдэлтийн төлөвт + 2 нь ихэвчлэн гидратжуулсан метаборат, триборатууд M 2 B 6 O 11, гексаборатууд MB 6 O 10 үүсгэдэг. түүнчлэн усгүй мета-, орто- ба тетраборатууд. Исэлдэлтийн + 3 төлөвт байгаа металууд нь усжуулсан ба усгүй MBO 3 ортоборатаар тодорхойлогддог.

Боратууд нь өнгөгүй аморф бодис эсвэл талстууд (ихэвчлэн бага тэгш хэмтэй бүтэцтэй - моноклиник эсвэл орторомб). Усгүй боратын хувьд хайлах температур нь 500-аас 2000 ° C хооронд хэлбэлздэг; Хамгийн өндөр хайлах цэг нь шүлтлэг метаборат ба шүлтлэг шороон металлын орто- ба метаборат юм. Ихэнх боратууд хайлмаг нь хөргөхөд амархан шил үүсгэдэг. Мохсын масштабаар усжуулсан боратын хатуулаг нь 2-5, усгүй - 9 хүртэл байна.

Гидратжуулсан моноборатууд талстжих усыг ~180°С, полиборатууд - 300-500°С хүртэл алддаг; OH бүлгийн улмаас усыг зайлуулах , борын атомуудын эргэн тойронд зохицуулагддаг ~750 ° C хүртэл байдаг. Бүрэн шингэн алдалтын үед аморф бодисууд үүсдэг бөгөөд тэдгээр нь 500-800 ° C-д ихэнх тохиолдолд "боратын дахин зохион байгуулалт" - талсжилт, хэсэгчилсэн задралын хамт (полиборатын хувьд) B 2 O 3 ялгардаг.

Шүлтлэг металлын боратууд, аммони ба T1(I) нь усанд уусдаг (ялангуяа мета- ба пентаборатууд), усан уусмалд гидролиз болдог (уусмал нь шүлтлэг урвалтай байдаг). Ихэнх боратууд нь хүчилд амархан задардаг, зарим тохиолдолд CO 2-ийн үйлчлэлээр; ба SO 2 ;. Шүлтлэг шороо ба хүнд металлын боратууд нь шүлтлэг металлын шүлт, карбонат, гидрокарбонатын уусмалуудтай харилцан үйлчилдэг. Усгүй боратууд нь химийн хувьд усжуулсан боратаас илүү тогтвортой байдаг. Зарим спирт, ялангуяа глицеринтэй хамт боратууд нь усанд уусдаг цогцолбор үүсгэдэг. Хүчтэй исэлдүүлэгч бодис, ялангуяа H 2 O 2, эсвэл цахилгаан химийн исэлдэлтийн үед боратууд пероксоборат болж хувирдаг. .

100 орчим байгалийн боратууд мэдэгдэж байгаа бөгөөд эдгээр нь ихэвчлэн Na, Mg, Ca, Fe-ийн давс юм.

Гидрат боратыг олж авдаг: H 3 VO 3-ийг металлын исэл, гидроксид эсвэл карбонатаар саармагжуулах замаар; шүлтлэг металлын борат, ихэвчлэн Na, бусад металлын давстай солилцох урвал; муу уусдаг боратын шүлтлэг металлын боратуудын усан уусмалаар харилцан хувирах урвал; эрдэсжүүлэгч нэмэлт болгон шүлтлэг металлын галидыг ашиглан гидротермаль процесс. Усгүй боратыг B 2 O 3-ийг металлын исэл эсвэл карбонаттай холих, шингэлэх эсвэл гидратыг усгүйжүүлэх замаар олж авдаг; Ганц талстыг хайлсан исэл дэх боратын уусмалд, жишээлбэл Bi 2 O 3-т ургуулдаг.

Боратыг ашигладаг: бусад борын нэгдлүүдийг олж авах; шил, паалан, паалан, керамик үйлдвэрлэлд цэнэгийн бүрэлдэхүүн хэсэг болгон; галд тэсвэртэй бүрээс ба нэвчилтэнд; металлыг цэвэршүүлэх, гагнах, гагнах зориулалттай урсгалын бүрэлдэхүүн хэсэг болгон"; будаг, лакны пигмент, дүүргэгч болгон; будагч бодис, зэврэлтийг дарангуйлагч, электролитийн бүрэлдэхүүн хэсэг, фосфор гэх мэт. Боракс, кальцийн боратыг хамгийн өргөн хэрэглэдэг.

2.Галид, галогенийн бусад элементүүдтэй химийн нэгдлүүд. Галидын найрлагад ихэвчлэн галоген атомууд нь бусад элементээс илүү цахилгаан сөрөг шинж чанартай байдаг нэгдлүүдийг агуулдаг. Галидыг Хэ, Не, Ар хоёр үүсгэдэггүй. Энгийн буюу хоёртын EC галидын n (n- ихэвчлэн моногалидын хувьд 1-ээс IF 7 ба ReF 7-ийн хувьд бүхэл тоо, гэхдээ бас бутархай байж болно, жишээлбэл, Bi 6 Cl 7-ийн хувьд 7/6) үүнд, ялангуяа гидрохалидын хүчлүүд ба интергалоген нэгдлүүдийн давс орно (жишээлбэл. , галофторидууд). Мөн холимог галогенид, полигалид, гидрогалид, оксогалид, оксигалид, гидроксогалид, тиогалид, нийлмэл галогенидүүд байдаг. Галидын галогенийн исэлдэлтийн тоо ихэвчлэн -1 байдаг.

Элемент-галоген бондын шинж чанарт үндэслэн энгийн галогенийг ион ба ковалент гэж хуваадаг. Бодит байдал дээр холболтууд нь нэг буюу өөр бүрэлдэхүүн хэсгийн хувь нэмэр давамгайлсан холимог шинж чанартай байдаг. Шүлт ба шүлтлэг шороон металлын галогенид, түүнчлэн бусад металлын олон моно- ба дигалидууд нь бондын ионы шинж чанар давамгайлдаг ердийн давс юм. Тэдгээрийн ихэнх нь харьцангуй галд тэсвэртэй, бага дэгдэмхий, усанд уусдаг; усан уусмалд бараг бүрэн ион руу задардаг. Газрын ховор элементийн тригалидууд нь мөн давсны шинж чанартай байдаг. Усанд ионы галидын уусах чадвар ерөнхийдөө иодидоос фторид хүртэл буурдаг. Хлорид, бромид ба иодидууд Ag +, Cu +, Hg +, Pb 2+ нь усанд муу уусдаг.

Металл галидын галоген атомын тоо нэмэгдэх эсвэл металлын цэнэгийн ионы радиустай харьцаа нэмэгдэх нь бондын ковалент бүрэлдэхүүн хэсэг нэмэгдэх, усанд уусах чадвар, галогенийн дулааны тогтвортой байдал буурахад хүргэдэг. , тогтворгүй байдлын өсөлт, исэлдэлтийн өсөлт, чадвар, гидролизийн хандлага. Эдгээр хамаарал нь ижил үеийн металлын галидын хувьд болон ижил металлын галидын цувралд ажиглагддаг. Тэдгээрийг дулааны шинж чанарын жишээн дээр хялбархан ажиглаж болно. Жишээлбэл, 4-р үеийн металл галидын хувьд хайлах болон буцалгах температур KC1-ийн хувьд 771 ба 1430°С, CaCl2-ийн хувьд 772 ба 1960°C, ScCl3-ийн хувьд 967 ба 975°С, TiCl4-ийн хувьд -24.1 ба 136°C байна. . UF 3-ын хувьд хайлах цэг нь ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64.0°C байна. EH холболтын эгнээнд nтогтмолтой nБондын ковалент байдал нь ихэвчлэн фторидуудаас хлорид руу шилжих үед нэмэгдэж, сүүлчийнхээс бромид ба иодид руу шилжих үед буурдаг. Тиймээс, AlF 3-ийн хувьд сублимацийн температур 1280 ° C, AlC1 3 180 ° C, буцлах цэг AlBr 3 254.8 ° C, AlI 3 407 ° C байна. ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 цувралд сублимацийн температур 906, 334, 355 ба 418 ° C байна. MF-ийн эгнээнд nболон MC1 nЭнд M нь нэг дэд бүлгийн металл бөгөөд металлын атомын масс нэмэгдэх тусам холболтын ковалент байдал буурдаг. Ионы болон ковалент холболтын бүрэлдэхүүн хэсгүүдээс ойролцоогоор тэнцүү хувь нэмэр оруулдаг металлын фтор ба хлорид цөөхөн байдаг.

Элемент-галоген бондын дундаж энерги нь фторидоос иод руу шилжих болон нэмэгдэх тусам буурдаг n(хүснэгтийг үзнэ үү).

Тусгаарлагдсан эсвэл холбогч O атом агуулсан олон металл галогенид (оксо- ба оксигалидууд тус тус), жишээлбэл, ванадийн оксотрифторид VOF 3, ниобий диоксифторид NbO 2 F, вольфрамын диоксо-иодид WO 2 I 2.

Нийлмэл галогенид (галометаллаттар) нь галоген атомууд нь лигандууд болох нийлмэл анионуудыг агуулдаг, жишээлбэл, калийн гексахлорплатинат (IV) K2, натрийн гептафтортанталат (V), Na, литийн гексафтороарсенат (V). Фтор-, оксофлуоро-, хлорметалаттар нь хамгийн их дулааны тогтвортой байдалтай байдаг. Бондын шинж чанараараа NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + гэх мэт катионуудтай ионы нэгдлүүд нь нийлмэл галогенидтэй төстэй байдаг.

Олон галогенууд нь шингэн ба хийн үе шатанд гүүрний холбоо үүсэх замаар нэгдэх, полимержих шинж чанартай байдаг. Үүнд хамгийн өртөмтгий нь I ба II бүлгийн металл галидууд, AlCl 3, Sb-ийн пентафторидууд ба шилжилтийн металлууд, MOF 4 найрлагатай оксофлуоридууд юм. Металл металлын холбоо бүхий галогенууд нь мэдэгдэж байна, жишээ нь. Cl-Hg-Hg-Cl.

Фторидууд нь бусад галидуудаас шинж чанараараа эрс ялгаатай. Гэсэн хэдий ч энгийн галидын хувьд эдгээр ялгаа нь галогенээс бага, харин нийлмэл галидын хувьд энгийн галидынхаас бага байдаг.

Олон ковалент галогенид (ялангуяа фторидууд) нь хүчтэй Льюисийн хүчил, жишээлбэл. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Фторидууд нь хэт хүчлийн нэг хэсэг юм. Өндөр галогенийг металл ба устөрөгчөөр багасгадаг, жишээлбэл:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Cr ба Mn-ээс бусад V-VIII бүлгийн металлын галидыг металл болгон H 2-оор багасгадаг, жишээлбэл:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Олон тооны ковалент ба ион металл галидууд хоорондоо урвалд орж нийлмэл галидыг үүсгэдэг, жишээлбэл:

KS1 + TaCl 5 = K

Хөнгөн галогенууд нь хүнд галогенийг нүүлгэж чаддаг. Хүчилтөрөгч нь галогенийг исэлдүүлж, C1 2, Br 2, I 2-ыг ялгаруулж чаддаг. Ковалентын галогенидын нэг онцлог урвал бол ус (гидролиз) эсвэл халаах үед түүний ууртай харилцан үйлчлэлцэх (пирогидролиз) бөгөөд исэл, окси- эсвэл оксогалид, гидроксид, галоген устөрөгч үүсэхэд хүргэдэг.

Галидыг элементүүдээс шууд устөрөгчийн галид эсвэл гидрохлийн хүчлийг элемент, исэл, гидроксид эсвэл давстай урвалд оруулах, түүнчлэн солилцооны урвалаар олж авдаг.

Галидыг технологид галоген, шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлыг үйлдвэрлэх эхлэл, шил болон бусад органик бус материалын бүрэлдэхүүн хэсэг болгон өргөн ашигладаг; тэдгээр нь ховор болон зарим өнгөт металл, U, Si, Ge гэх мэт үйлдвэрлэлийн завсрын бүтээгдэхүүн юм.

Байгальд галогенууд нь фтор (жишээлбэл, флюорит, криолит) ба хлорид (сильвит, карналлит) зэрэг ашигт малтмалын тусдаа ангиллыг бүрдүүлдэг. Бром, иод нь зарим эрдсүүдэд изоморф хольц хэлбэрээр байдаг. Далайн болон далайн ус, давс, газар доорх давсны уусмалд их хэмжээний галогенид агуулагддаг. Зарим галогенид, жишээ нь NaCl, KC1, CaCl 2 нь амьд организмын нэг хэсэг юм.

3. Карбонатууд (Латин карбо, хүйсийн карбонис нүүрс), нүүрстөрөгчийн хүчлийн давс. CO 3 2-анион ба хүчиллэг дунд зэргийн карбонатууд, эсвэл гидрокарбонатууд (хуучин бикарбонатууд), HCO 3 - анионтой байдаг. Карбонатууд бол талст бодис юм. +2 исэлдэлтийн төлөвт байгаа ихэнх дундаж металлын давс нь зургаан өнцөгт болж талсждаг. тор хэлбэрийн кальцит буюу ромб хэлбэрийн арагонит.

Дунд зэргийн карбонатуудаас зөвхөн шүлтлэг металлын давс, аммони ба Tl(I) нь усанд уусдаг. Их хэмжээний гидролизийн үр дүнд тэдгээрийн уусмал нь шүлтлэг урвалтай байдаг. Металл карбонатууд нь исэлдэлтийн төлөвт уусахад хамгийн хэцүү байдаг + 2. Харин эсрэгээр бүх бикарбонатууд усанд маш сайн уусдаг. Металл давс ба Na 2 CO 3 хоорондын усан уусмал дахь солилцооны урвалын явцад тэдгээрийн уусах чадвар нь харгалзах гидроксидынхоос хамаагүй бага тохиолдолд дунд зэргийн карбонатын тунадас үүсдэг. Энэ нь Ca, Sr ба тэдгээрийн аналогууд болох лантанидууд, Ag(I), Mn(II), Pb(II) ба Cd(II)-ийн хувьд тохиолддог. Үлдсэн катионууд нь гидролизийн үр дүнд ууссан карбонатуудтай харьцахдаа завсрын биш, харин үндсэн крабонат эсвэл бүр гидроксидыг өгч чаддаг. Үржүүлж цэнэглэгдсэн катион агуулсан дунд зэргийн крабонатууд нь CO 2 их хэмжээгээр агуулагдах үед усан уусмалаас тунадасж болно.

Карбонатын химийн шинж чанар нь сул хүчлүүдийн органик бус давсны ангилалд багтдагтай холбоотой юм. Карбонатуудын онцлог шинж чанар нь тэдний уусах чадвар муутай, түүнчлэн крабонатууд болон H 2 CO 3-ийн дулааны тогтворгүй байдалтай холбоотой байдаг. Эдгээр шинж чанаруудыг хүчтэй хүчлээр задрах, үүссэн CO 2-ыг шүлтийн уусмалаар шингээх, эсвэл уусмалаас CO 3 2- ионыг BaCO хэлбэрээр тунадасжуулах зэрэгт үндэслэн крабонатын шинжилгээнд ашигладаг. 3. Илүүдэл CO 2 нь дунд зэргийн карбонатын тунадас дээр үйлчлэхэд уусмалд устөрөгчийн карбонат үүсдэг, жишээлбэл: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Байгалийн усанд гидрокарбонатууд байгаа нь түүний түр зуурын хатуулаг үүсгэдэг. Гидрокарбонатууд бага зэрэг халах үед бага температурт ч гэсэн дахин дунд зэргийн карбонат болж хувирдаг бөгөөд тэдгээр нь халах үед исэл ба CO 2 болж задардаг. Метал илүү идэвхтэй байх тусам түүний карбонатын задралын температур өндөр байна. Тиймээс Na 2 CO 3 нь 857 ° C-т задралгүйгээр хайлж, Ca, Mg, A1 карбонатын хувьд 820, 350, 100 ° C-ийн температурт тэнцвэрт задралын даралт 0.1 МПа хүрдэг.

Карбонатууд нь байгальд маш өргөн тархсан бөгөөд энэ нь эрдэс үүсэх процесст CO 2 ба H 2 O оролцдогтой холбоотой юм. карбонатууд нь агаар мандал дахь хийн CO 2 ба ууссан CO 2-ын хоорондох дэлхийн тэнцвэрт байдалд ихээхэн үүрэг гүйцэтгэдэг;

ба гидросфер дэх HCO 3 - ба CO 3 2- ионууд, литосфер дахь хатуу давсууд. Хамгийн чухал ашигт малтмал бол кальцит CaCO 3, магнезит MgCO 3, сидерит FeCO 3, смитсонит ZnCO 3 болон бусад.Шохойн чулуу нь гол төлөв организмын кальцит эсвэл кальцит араг ясны үлдэгдэл, ховор арагонитаас бүрддэг. Шүлт металлын байгалийн гидратжуулсан карбонат ба Mg (жишээлбэл, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10 H 2 O), давхар карбонат [жишээлбэл, доломит CaMg (CO 3) 2, трона Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 Мөн O] ба үндсэн [малахит CuCO 3 Cu(OH) 2, гидроцеруссит 2PbCO 3 Pb(OH) 2] гэдгийг бас мэддэг.

Хамгийн чухал нь калийн карбонат, кальцийн карбонат, натрийн карбонат юм. Байгалийн олон карбонатууд нь маш үнэ цэнэтэй металлын хүдэр (жишээ нь карбонат Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Бикарбонатууд нь цусны рН-ийн тогтмол байдлыг зохицуулдаг буфер бодис болох физиологийн чухал үүрэг гүйцэтгэдэг.

4. Нитрат, азотын хүчлийн давс HNO 3. Бараг бүх металлаар алдартай; M(NO 3) усгүй давс хэлбэрээр хоёуланд нь байдаг. n (n- металлын исэлдэлтийн төлөв M) ба талст гидрат хэлбэрээр M(NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Өрөөний температуртай ойролцоо температурт усан уусмалаас зөвхөн шүлтлэг металлын нитратууд усгүй талстждаг, үлдсэн хэсэг нь талст гидрат хэлбэрээр үүсдэг. Нэг металлын усгүй ба гидратлаг нитратын физик-химийн шинж чанар нь маш өөр байж болно.

d-элементийн нитратуудын усгүй талст нэгдлүүд нь өнгөтэй байдаг. Уламжлал ёсоор нитратуудыг ихэвчлэн ковалент төрлийн холбоо (Be, Cr, Zn, Fe болон бусад шилжилтийн металлын давс) болон голчлон ионы төрлийн холбоо (шүлт ба шүлтлэг шороон металлын давс) бүхий нэгдлүүдэд хувааж болно. Ионы нитратууд нь өндөр дулааны тогтвортой байдал, өндөр тэгш хэмтэй (куб) талст бүтэц давамгайлж, IR спектр дэх нитратын ионы зурвасын хуваагдалгүй байдаг. Ковалент нитратууд нь органик уусгагчид уусах чадвар өндөр, дулааны тогтвортой байдал бага, IR спектр нь илүү төвөгтэй байдаг; Зарим ковалент нитратууд тасалгааны температурт дэгдэмхий байдаг ба усанд уусвал хэсэгчлэн задарч, азотын ислийг ялгаруулдаг.

Бүх усгүй нитратууд нь NO 3 - ион агуулдаг тул хүчтэй исэлдүүлэх шинж чанартай байдаг бол ионоос ковалент нитрат руу шилжих үед исэлдүүлэх чадвар нэмэгддэг. Сүүлийнх нь 100-300 ° C, ионы хувьд - 400-600 ° C-д задардаг (NaNO 3, KNO 3 болон бусад зарим нь халах үед хайлдаг). Хатуу болон шингэн фаз дахь задралын бүтээгдэхүүн. дараалсан нитритүүд, оксинитратууд ба исэлүүд, заримдаа чөлөөт металлууд (оксид тогтворгүй үед, жишээ нь Ag 2 O), хийн үе шатанд - NO, NO 2, O 2 ба N 2. Задрах бүтээгдэхүүний найрлага нь металлын шинж чанар, исэлдэлтийн зэрэг, халаалтын хурд, температур, хийн орчны найрлага болон бусад нөхцлөөс хамаарна. NH 4 NO 3 дэлбэрч, хурдан халах үед тэсрэлтээр задарч болох ба энэ тохиолдолд N 2, O 2 ба H 2 O үүсдэг; удаан халаахад N 2 O ба H 2 O болж задардаг.

Хийн фаз дахь чөлөөт NO 3 - ион нь төвд N атомтай, ONO өнцөг ~ 120 °, N-O холболтын урт нь 0.121 нм бүхий ижил талт гурвалжин хэлбэртэй геометрийн бүтэцтэй. Талст болон хийн нитратуудад NO 3 - ион нь голчлон хэлбэр, хэмжээгээ хадгалдаг бөгөөд энэ нь нитратуудын орон зай, бүтцийг тодорхойлдог. NO 3 - ион нь моно-, би-, тридентат эсвэл гүүрний лиганд болж чаддаг тул нитратууд нь олон төрлийн талст бүтэцээр тодорхойлогддог.

Стерикийн улмаас өндөр исэлдэлтийн төлөвт шилжилтийн металлууд. Усгүй нитратууд нь ямар ч хүндрэл үүсгэдэггүй бөгөөд тэдгээр нь оксонитратуудаар тодорхойлогддог, жишээлбэл UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Нитратууд нь дотоод бөмбөрцөгт NO 3 - ионтой олон тооны давхар ба нийлмэл давс үүсгэдэг. Усан орчинд гидролизийн үр дүнд шилжилтийн металлын катионууд нь хувьсах найрлагатай гидроксонитрат (үндсэн нитрат) үүсгэдэг бөгөөд тэдгээрийг хатуу төлөвт тусгаарлаж болно.

Усгүй нитратууд нь усгүй нитратуудаас ялгаатай нь металлын ион нь ихэнх тохиолдолд NO 3 ионтой биш харин усны молекулуудтай холбоотой байдаг. Иймээс тэдгээр нь усгүй нитратаас илүү усанд уусдаг боловч органик уусгагчид бага уусдаг, сул исэлдүүлэгч бодис бөгөөд 25-100 ° C-ийн температурт талстжсан усанд тохирохгүй хайлдаг. Гидратжуулсан нитратыг халаах үед усгүй нитратууд нь дүрмээр үүсдэггүй, харин термолиз нь гидроксонитратууд, дараа нь оксонитрат ба металлын исэл үүсэх замаар явагддаг.

Химийн олон шинж чанараараа нитратууд нь бусад органик бус давстай төстэй байдаг. Нитратуудын онцлог шинж чанар нь усанд маш өндөр уусдаг, дулааны тогтвортой байдал багатай, органик болон органик бус нэгдлүүдийг исэлдүүлэх чадвартай байдаг. Нитратыг багасгах үед азот агуулсан NO 2, NO, N 2 O, N 2 эсвэл NH 3 агуулсан бүтээгдэхүүний холимог нь бууруулагчийн төрөл, температур, хүрээлэн буй орчны урвалаас хамааран тэдгээрийн аль нэг нь давамгайлдаг. болон бусад хүчин зүйлүүд.

Нитрат үйлдвэрлэх үйлдвэрлэлийн аргууд нь NH3-ийг HNO3-ийн уусмалаар шингээх (NH 4 NO 3-ийн хувьд) эсвэл азотын хийг (NO + NO 2) шүлт эсвэл карбонатын уусмалаар шингээх (шүлтлэг металлын нитрат, Ca, Mg, Ba), түүнчлэн HNO 3 эсвэл шүлтлэг металлын нитрат бүхий металлын давсны янз бүрийн солилцооны урвалууд. Лабораторид усгүй нитратыг олж авахын тулд шилжилтийн металлууд эсвэл тэдгээрийн нэгдлүүдийн шингэн N 2 O 4, түүний органик уусгагчтай холилдох урвал эсвэл N 2 O 5-тай урвалыг ашигладаг.

Na, K нитратууд (натри, калийн нитрат) нь байгалийн орд хэлбэрээр олддог.

Нитратыг олон салбарт ашигладаг. Аммонийн нитрит (аммонийн нитрат) нь азот агуулсан гол бордоо юм; Шүлтлэг металлын нитрат ба Ca нь бордоо болгон ашигладаг. Нитратууд нь пуужингийн түлш, пиротехникийн найрлага, даавууг будах зориулалттай сийлбэрийн уусмалын бүрэлдэхүүн хэсэг юм; Эдгээрийг металлыг хатууруулах, хоол хүнс хадгалах, эм болгон, металлын исэл үйлдвэрлэхэд ашигладаг.

Нитратууд нь хортой байдаг. Эдгээр нь уушигны хаван, ханиалгах, бөөлжих, зүрх судасны цочмог дутагдал гэх мэт шалтгаан болдог. Хүний хувьд нитратын үхлийн тун нь 8-15 г, өдөрт хэрэглэх зөвшөөрөгдөх хэмжээ нь 5 мг / кг байна. Na, K, Ca, NH3 MPC нитратуудын нийлбэрийн хувьд: усанд 45 мг/л, хөрсөнд 130 мг/кг (аюулын ангилал 3), хүнсний ногоо, жимс жимсгэнэ (мг/кг) - төмс 250, хожуу цагаан байцаа. 500, хожуу лууван 250, манжин 1400, сонгино 80, цуккини 400, амтат гуа 90, тарвас, усан үзэм, алим, лийр 60. Агротехникийн зөвлөмжийг дагаж мөрдөхгүй байх, бордоог хэтрүүлэн хэрэглэх нь газар тариалангийн бүтээгдэхүүн, урсац дахь нитратын агууламжийг эрс нэмэгдүүлдэг. талбайнууд (40-5500 мг/л), гүний ус.

5. Нитрит, азотын хүчлийн давс HNO 2. Шүлтлэг металлын нитрит ба аммонийн нитритүүдийг голчлон ашигладаг, бага байдаг - шүлтлэг газар ба нитритүүд. г-метал, Pb ба Ag. Бусад металлын нитритүүдийн талаар зөвхөн хэсэгчилсэн мэдээлэл байдаг.

+2 исэлдэлтийн төлөвт байгаа металлын нитритүүд нь нэг, хоёр, дөрвөн усны молекул бүхий талст гидрат үүсгэдэг. Нитритүүд нь давхар ба гурвалсан давс үүсгэдэг, жишээлбэл. CsNO 2 AgNO 2 эсвэл Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, түүнчлэн нарийн төвөгтэй нэгдлүүд, жишээ нь Na 3.

Кристал бүтцийг хэдхэн усгүй нитритээр мэддэг. NO 2 анион нь шугаман бус тохиргоотой; ONO өнцөг 115 °, H-O холболтын урт 0.115 нм; M-NO 2 холбоо нь ион-ковалентын төрөл юм.

Нитритүүд K, Na, Ba усанд сайн уусдаг, нитритүүд Ag, Hg, Cu нь муу уусдаг. Температур нэмэгдэхийн хэрээр нитритүүдийн уусах чадвар нэмэгддэг. Бараг бүх нитрит нь спирт, эфир, бага туйлт уусгагчдад муу уусдаг.

Нитритүүд нь дулааны хувьд тогтворгүй байдаг; Зөвхөн шүлтлэг металлын нитритүүд задрахгүйгээр хайлдаг, бусад металлын нитритүүд 25-300 ° C-д задардаг. Нитритийн задралын механизм нь нарийн төвөгтэй бөгөөд хэд хэдэн зэрэгцээ дараалсан урвалуудыг агуулдаг. Хийн задралын гол бүтээгдэхүүн нь NO, NO 2, N 2 ба O 2, хатуу - металлын исэл эсвэл элементийн металл юм. Их хэмжээний хий ялгарах нь зарим нитритүүдийн тэсрэх задралыг үүсгэдэг, жишээ нь NH 4 NO 2 нь N 2 ба H 2 O болж задардаг.

Нитритүүдийн онцлог шинж чанарууд нь тэдгээрийн дулааны тогтворгүй байдал, нитритийн ион нь хүрээлэн буй орчин, урвалжийн шинж чанараас хамааран исэлдүүлэгч ба бууруулагч бодис байх чадвартай холбоотой байдаг. Төвийг сахисан орчинд нитритүүд ихэвчлэн NO, хүчиллэг орчинд нитрат болж исэлддэг. Хүчилтөрөгч ба CO 2 нь хатуу нитритүүд болон тэдгээрийн усан уусмалуудтай харилцан үйлчлэлцдэггүй. Нитритүүд нь азот агуулсан органик бодис, ялангуяа амин, амид гэх мэт задралыг дэмждэг. Органик галоген RXH-тэй. урвалд орж нитрит RONO болон нитро нэгдлүүд RNO 2 хоёуланг нь үүсгэнэ.

Нитритүүдийн үйлдвэрлэлийн үйлдвэрлэл нь азотын хий (NO + NO 2-ийн холимог) Na 2 CO 3 эсвэл NaOH -ийн уусмалаар NaNO 2-ийн дараалсан талсжилттай шингээлт дээр суурилдаг; Бусад металлын нитритүүдийг үйлдвэр, лабораторид металлын давсыг NaNO 2-тэй солилцох урвал эсвэл эдгээр металлын нитратыг багасгах замаар олж авдаг.

Нитритүүдийг азо будагч бодисыг нийлэгжүүлэх, капролактам үйлдвэрлэх, резин, нэхмэл эдлэл, металл боловсруулах үйлдвэрт исэлдүүлэгч бодис, бууруулагч бодис болгон, хүнсний хадгалалтын бодис болгон ашигладаг. NaNO 2, KNO 2 зэрэг нитритүүд нь хортой бөгөөд толгой өвдөх, бөөлжих, амьсгал дарангуйлах гэх мэт. NaNO 2 хордох үед цусанд метгемоглобин үүсч, цусны улаан эсийн мембран гэмтдэг. Ходоод гэдэсний замд шууд NaNO 2, аминаас нитрозамин үүсгэх боломжтой.

6. Сульфат, хүхрийн хүчлийн давс. SO 4 2- анионтой дунд зэргийн сульфатууд буюу гидросульфатууд, HSO 4 - анион, үндсэн, SO 4 2- анионтой хамт OH бүлэг, жишээлбэл Zn 2 (OH) 2 SO 4 агуулсан байдаг. Хоёр өөр катион агуулсан давхар сульфатууд бас байдаг. Эдгээрт сульфатуудын хоёр том бүлэг орно - alum , түүнчлэн шенитүүд M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , Энд M нь дан цэнэгтэй катион, E нь Mg, Zn болон бусад давхар цэнэгтэй катионууд юм. Мэдэгдэж байгаа гурвалсан сульфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (полигалитийн эрдэс), давхар үндсэн сульфатууд, жишээлбэл, алунит ба ярозитын бүлгийн эрдэсүүд M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 ба M). 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, энд M нь дан цэнэгтэй катион Сульфатууд нь холимог давсны нэг хэсэг байж болно, жишээ нь 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (эрдэс беркейт), MgSO 4 KCl. 3H 2 O (кайнит) .

Сульфатууд нь талст бодис бөгөөд ихэнх тохиолдолд дунд ба хүчиллэг, усанд маш сайн уусдаг. Кальци, стронций, хар тугалга болон бусад зарим сульфатууд бага зэрэг уусдаг; BaSO 4 ба RaSO 4 нь бараг уусдаггүй. Үндсэн сульфатууд нь ихэвчлэн муу уусдаг эсвэл бараг уусдаггүй, эсвэл усаар гидролиз болдог. Усан уусмалаас сульфатууд нь талст гидрат хэлбэрээр талсжиж болно. Зарим хүнд металлын талст гидратыг vitriols гэж нэрлэдэг; зэсийн сульфат CuSO 4 5H 2 O, төмрийн сульфат FeSO 4 7H 2 O.

Дунд зэргийн шүлтлэг металлын сульфатууд нь дулааны хувьд тогтвортой байдаг бол хүчиллэг сульфатууд халах үед задарч, пиросульфатууд болж хувирдаг: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Бусад металлын дунд зэргийн сульфатууд, түүнчлэн үндсэн сульфатууд нь хангалттай өндөр температурт халаахад металлын исэл үүсч, SO 3 ялгарснаар задардаг.

Сульфатууд байгальд өргөн тархсан байдаг. Эдгээр нь ашигт малтмалын хэлбэрээр байдаг, жишээлбэл, гипс CaSO 4 H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 10 H 2 O, мөн далайн болон голын усны нэг хэсэг юм.

H 2 SO 4-ийн метал, тэдгээрийн исэл ба гидроксидтэй харилцан үйлчлэлцэх, түүнчлэн дэгдэмхий хүчлийн давсыг хүхрийн хүчилтэй задлах замаар олон сульфатыг олж авч болно.

Органик бус сульфатыг өргөн хэрэглэдэг. Жишээлбэл, аммонийн сульфат нь азотын бордоо, натрийн сульфатыг шил, цаасны үйлдвэр, наалдамхай үйлдвэрлэл гэх мэт ... Байгалийн сульфатын эрдэс нь төрөл бүрийн металлын нэгдлүүд, барилгын материал гэх мэт үйлдвэрлэлийн үйлдвэрлэлийн түүхий эд юм.

7.сульфитууд,хүхрийн хүчлийн давс H 2 SO 3 . Анион SO 3 2-тай дунд зэргийн сульфитууд, HSO 3 анионтой хүчиллэг (гидросульфитүүд) байдаг. . Дунд зэргийн сульфитууд нь талст бодис юм. Аммони ба шүлтийн металлын сульфитууд нь усанд маш сайн уусдаг; уусах чадвар (100 г-д г): (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 ° C), K 2 SO 3 106.7 (20 ° C). Гидросульфитууд нь усан уусмалд үүсдэг. Шүлтлэг шороо болон бусад зарим металлын сульфитууд нь усанд бараг уусдаггүй; уусах чадвар MgSO 3 1 г 100 г (40°С). Мэдэгдэж байгаа болор гидратууд (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 гэх мэт.

Усгүй сульфитууд нь битүүмжилсэн саванд агаар нэвтрэхгүйгээр халаахад сульфид ба сульфатуудад хуваагддаг; N 2 гүйдэлд халаахад SO 2 алддаг ба агаарт халаахад амархан сульфат болж исэлддэг. Усан орчинд SO 2-тэй дунд зэргийн сульфитууд нь гидросульфит үүсгэдэг. Сульфитууд нь харьцангуй хүчтэй бууруулагч бодис бөгөөд хлор, бром, H 2 O 2 гэх мэт уусмалд исэлдэж, сульфат болгон хувиргадаг. Тэд хүчтэй хүчил (жишээлбэл, HC1) SO 2 ялгаруулж задардаг.

Кристал гидросульфитууд нь K, Rb, Cs, NH 4+-д мэдэгддэг бөгөөд тэдгээр нь тогтворгүй байдаг. Үлдсэн гидросульфитууд нь зөвхөн усан уусмалд байдаг. NH 4 HSO 3-ийн нягт 2.03 г/см 3; усанд уусах чадвар (100 г-д г): NH 4 HSO 3 71.8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Талстлаг гидросульфит Na эсвэл K-ийг халаах эсвэл бүрхсэн целлюлозын уусмалыг SO 2 M 2 SO 3-аар ханасан үед пиросульфитууд (хуучирсан - метабисульфитууд) M 2 S 2 O 5 - үл мэдэгдэх чөлөөт пиросульфийн хүчлийн давс H 2 S 2 үүсдэг. O 5; талст, тогтворгүй; нягт (г/см3): Na 2 S 2 O 5 1.48, K 2 S 2 O 5 2.34; ~ 160 ° C-аас дээш температурт тэдгээр нь SO 2 ялгарснаар задардаг; усанд уусдаг (HSO 3 - хүртэл задралтай), уусах чадвар (100 г-д г): Na 2 S 2 O 5 64.4, K 2 S 2 O 5 44.7; гидратууд Na 2 S 2 O 5 7H 2 O ба ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O үүсгэх; бууруулах бодисууд.

Дунд зэргийн шүлтлэг металлын сульфитуудыг M 2 CO 3 (эсвэл MOH) -ийн усан уусмалыг SO 2, MSO 3 -ийг MCO 3 -ийн усан суспензээр SO 2 -аар дамжуулан урвалд оруулах замаар бэлтгэдэг; Тэд голчлон контакт хүхрийн хүчлийн үйлдвэрлэлийн яндангийн хийнээс SO 2-ийг ашигладаг. Сульфитуудыг цайруулах, будах, даавуу, утас, арьс ширийг үр тариа хадгалах, ногоон тэжээл, тэжээлийн үйлдвэрийн хаягдал (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 ба Ca(HSO 3) 2 нь дарс үйлдвэрлэх, чихрийн үйлдвэрт ариутгагч бодис юм. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - целлюлозын үед сульфитын уусмалын бүрэлдэхүүн хэсгүүд; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 шингээгч; NaHSO 3 нь үйлдвэрийн хаягдал хийнээс H 2 S шингээгч, хүхрийн будагч бодис үйлдвэрлэхэд бууруулагч бодис юм. K 2 S 2 O 5 - гэрэл зургийн хүчиллэг бэхэлгээний бүрэлдэхүүн хэсэг, антиоксидант, антисептик.

Хольцыг ялгах арга

Шүүлтүүр, гетероген системийг ялгах шингэн - хатуу тоосонцор (суспенз) ба хий - сүвэрхэг шүүлтүүр хуваалт (FP) ашиглан хатуу хэсгүүд нь шингэн эсвэл хий дамжин өнгөрөх боломжийг олгодог боловч хатуу хэсгүүдийг хадгалдаг. Үйл явцын хөдөлгөгч хүч нь фазын шилжилтийн хоёр талын даралтын зөрүү юм.

Суспензийг салгахдаа хатуу хэсгүүд нь ихэвчлэн нойтон тунадасны давхарга үүсгэдэг бөгөөд хэрэв шаардлагатай бол ус эсвэл бусад шингэнээр угааж, агаар эсвэл бусад хий үлээх замаар усгүйжүүлдэг. Шүүлтүүрийг тогтмол даралтын зөрүү эсвэл процессын тогтмол хурдаар гүйцэтгэдэг w(нэгж хугацаанд FP гадаргуугийн 1 м 2-ыг дамжин өнгөрөх м 3 дахь шүүсэн шингэний хэмжээ). Тогтмол даралтын зөрүүтэй үед суспензийг вакуум эсвэл илүүдэл даралтын дор шүүлтүүрт, түүнчлэн поршений насосоор нийлүүлдэг; Төвөөс зугтах насосыг ашиглах үед даралтын зөрүү нэмэгдэж, процессын хурд буурдаг.

Суспензийн агууламжаас хамааран хэд хэдэн төрлийн шүүлтүүрийг ялгадаг. 1% -иас дээш концентрацитай үед шүүрэл нь тунадас үүсэх, 0.1% -иас бага концентрацитай үед FP-ийн нүх сүв бөглөрөх (шингэнийг тодруулах) үүсдэг. Хэрэв ФП дээр хангалттай нягт тунадас үүсэхгүй, хатуу тоосонцор шүүгдэхэд орвол өмнө нь ФП-д түрхсэн эсвэл суспензэнд нэмсэн нарийн тархсан туслах материал (диатомт шороо, перлит) ашиглан шүүнэ. Анхны концентраци 10% -иас бага байвал суспензийг хэсэгчлэн салгах, өтгөрүүлэх боломжтой.

Тасралтгүй болон үечилсэн шүүлтүүрүүд байдаг. Сүүлчийн хувьд ажлын үндсэн үе шатууд нь тунадасыг шүүж, угаах, усгүйжүүлэх, буулгах явдал юм. Энэ тохиолдолд хамгийн их бүтээмж, хамгийн бага зардлын шалгуурын дагуу оновчлол хийх боломжтой. Хэрэв угаах, усгүйжүүлэх ажлыг хийгээгүй бөгөөд хуваалтын гидравлик эсэргүүцлийг үл тоомсорлож болох юм бол шүүлтүүрийн хугацаа нь туслах үйл ажиллагааны үргэлжлэх хугацаатай тэнцүү байх үед хамгийн их бүтээмжид хүрнэ.

Хөвөн, ноос, синтетик болон шилэн даавуугаар хийсэн уян хатан FP, мөн байгалийн болон синтетик утаснаас хийсэн нэхмэл бус даавуу, уян хатан бус - керамик, керамик, хөөс зэргийг ашиглах боломжтой. Шүүлтүүрийн хөдөлгөөний чиглэл ба таталцлын үйл ажиллагаа нь эсрэг, давхцах эсвэл харилцан перпендикуляр байж болно.

Шүүлтүүрийн загвар нь олон янз байдаг. Хамгийн түгээмэл нэг нь эргэдэг бөмбөрийн вакуум шүүлтүүр юм (см.Зураг) шүүгдлийн хөдөлгөөний чиглэл ба таталцлын үйлчлэл нь эсрэг байдаг тасралтгүй үйл ажиллагаа. Түгээх төхөөрөмжийн хэсэг нь I ба II бүсийг вакуум эх үүсвэртэй, III ба IV бүсийг шахсан агаарын эх үүсвэртэй холбодог. I ба II бүсийн шүүсэн болон угаалгын шингэн нь тусдаа хүлээн авагчид ордог. Лагийг шахаж усгүйжүүлэх зориулалттай хэвтээ камер, төгсгөлгүй туузан хэлбэртэй шүүлтүүр даавуу, уян хатан мембран бүхий автомат үечилсэн шүүлтүүр шахагч өргөн тархсан. Энэ нь тунадасыг түдгэлзүүлэх, шүүх, угаах, усгүйжүүлэх, зэргэлдээх камеруудыг салгах, тунадасыг зайлуулах зэрэг дүүргэгчийг ээлжлэн гүйцэтгэдэг.

Хэвийн температурт динамик зүсэлтийн ачаалал, үр дүнтэй, хуванцар зуурамтгай чанарыг тодорхойлох

Өндөр температурт динамик зүсэлтийн хүчдэл, үр дүнтэй, хуванцар зуурамтгай чанарыг тодорхойлох

Туршилт 2. Фосфорын хүчлийн давсны шинж чанарыг бэлтгэх, судлах.

Давс гэж юу вэ гэсэн асуултад хариулахын тулд удаан бодох шаардлагагүй. Энэхүү химийн нэгдэл нь өдөр тутмын амьдралд нэлээд олон удаа олддог. Энгийн хоолны давсны тухай ярих шаардлагагүй. Органик бус хими нь давс, тэдгээрийн нэгдлүүдийн дотоод бүтцийг нарийвчлан судалдаг.

Давсны тодорхойлолт

Давс гэж юу вэ гэсэн асуултын тодорхой хариултыг М.В.Ломоносовын бүтээлээс олж болно. Тэрээр энэ нэрийг усанд уусдаг, өндөр температур эсвэл ил галд өртөх үед гал авалцдаггүй эмзэг биетүүдэд өгсөн. Хожим нь тодорхойлолтыг тэдгээрийн физикээс бус харин эдгээр бодисын химийн шинж чанараас авсан.

Холимог хүчлийн жишээ бол давсны болон гипохлорт хүчлийн кальцийн давс юм: CaOCl 2.

Нэршил

Хувьсах валенттай металлаар үүсгэгдсэн давс нь нэмэлт тэмдэглэгээтэй байдаг: томъёоны дараа валентыг Ромын тоогоор хаалтанд бичнэ. Тиймээс төмрийн сульфат FeSO 4 (II) ба Fe 2 (SO4) 3 (III) байдаг. Давсны нэрэнд орлуулахгүй устөрөгчийн атомууд байвал hydro- угтвар агуулагдана. Жишээлбэл, калийн устөрөгчийн фосфат нь K 2 HPO 4 томьёотой.

Электролит дэх давсны шинж чанар

Электролитийн диссоциацийн онол нь химийн шинж чанарын талаархи өөрийн тайлбарыг өгдөг. Энэ онолын үүднээс давсыг ууссан үед усанд задардаг (хугардаг) сул электролит гэж тодорхойлж болно. Тиймээс давсны уусмалыг эерэг сөрөг ионуудын цогцолбор хэлбэрээр илэрхийлж болох бөгөөд эхнийх нь устөрөгчийн атомууд H + биш, хоёр дахь нь OH - гидроксил бүлгийн атомууд биш юм. Бүх төрлийн давсны уусмалд агуулагдах ион байхгүй тул тэдгээр нь нийтлэг шинж чанартай байдаггүй. Давсны уусмалыг үүсгэдэг ионуудын цэнэг бага байх тусам тэдгээр нь илүү сайн диссоциацилах тусам ийм шингэний хольцын цахилгаан дамжуулах чанар сайн байдаг.

Хүчиллэг давсны уусмал

Уусмал дахь хүчиллэг давс нь хүчиллэг үлдэгдэл болох нарийн төвөгтэй сөрөг ионууд болон эерэг цэнэгтэй металл хэсгүүд болох энгийн анионууд болж задардаг.

Жишээ нь, натрийн бикарбонат татан буулгах урвал натрийн ион болон үлдсэн HCO 3 руу давс задрах хүргэдэг -.

Бүрэн томъёо нь дараах байдалтай байна: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Үндсэн давсны уусмал

Үндсэн давсны диссоциаци нь метал ба гидроксил бүлгүүдээс бүрдсэн хүчиллэг анионууд ба комплекс катионууд үүсэхэд хүргэдэг. Эдгээр нарийн төвөгтэй катионууд нь эргээд диссоциацийн үед задрах чадвартай байдаг. Тиймээс үндсэн бүлгийн давсны аливаа уусмалд OH - ионууд байдаг. Жишээлбэл, гидроксомагнийн хлоридын диссоциаци дараах байдлаар явагдана.

Давсны тархалт

Давс гэж юу вэ? Энэ элемент нь хамгийн түгээмэл химийн нэгдлүүдийн нэг юм. Хүн бүр ширээний давс, шохой (кальцийн карбонат) гэх мэтийг мэддэг. Карбонатын хүчлийн давсны дотроос хамгийн түгээмэл нь кальцийн карбонат юм. Энэ нь гантиг, шохойн чулуу, доломитийн бүрэлдэхүүн хэсэг юм. Мөн кальцийн карбонат нь сувд, шүр үүсэх үндэс болдог. Энэхүү химийн нэгдэл нь шавьжны хатуу арьс, хөвч араг ясыг бүрдүүлдэг салшгүй бүрэлдэхүүн хэсэг юм.

Хүснэгтийн давс нь бага наснаасаа бидэнд мэдэгдэж байсан. Эмч нар үүнийг хэт их хэрэглэхээс сэрэмжлүүлдэг боловч дунд зэрэг нь бие махбод дахь амин чухал үйл явцад зайлшгүй шаардлагатай байдаг. Мөн энэ нь цусны зөв бүтэц, ходоодны шүүс үйлдвэрлэхэд шаардлагатай байдаг. Тарилга, дусаагуурын салшгүй хэсэг болох давсны уусмал нь хоолны давсны уусмалаас өөр зүйл биш юм.