Løselighet av salter i vann ved romtemperatur. Hvorfor løses salter i vann? Alle salter av salpetersyre - nitrater - er løselige

Løselighetstabellen for salter, syrer og baser er grunnlaget uten hvilket det er umulig å mestre kjemisk kunnskap fullt ut. Løseligheten av baser og salter hjelper med å lære ikke bare for skolebarn, men også for profesjonelle mennesker. Opprettelsen av mange livsprodukter kan ikke klare seg uten denne kunnskapen.

Tabell over løselighet av syrer, salter og baser i vann

Tabellen over løselighet av salter og baser i vann er en guide som hjelper deg med å mestre det grunnleggende om kjemi. Følgende merknader vil hjelpe deg å forstå tabellen nedenfor.

• P – indikerer et løselig stoff;
• H - uløselig stoff;
• M – stoffet er lett løselig i et vannholdig miljø;
• RK - et stoff som bare kan oppløses når det utsettes for sterke organiske syrer;
• En strek vil indikere at en slik skapning ikke eksisterer i naturen;
• NK – løses ikke opp i verken syrer eller vann;
• ? – et spørsmålstegn indikerer at det i dag ikke er nøyaktig informasjon om oppløsningen av stoffet.

Ofte brukes bordet av kjemikere og skolebarn, studenter til å utføre laboratorieundersøkelser, hvor det er nødvendig å etablere betingelsene for forekomsten av visse reaksjoner. Ved hjelp av tabellen er det mulig å bestemme hvordan et stoff vil oppføre seg i et salt eller surt miljø, og om det kan komme et bunnfall. Et bunnfall under forskning og eksperimenter indikerer irreversibiliteten til reaksjonen. Dette er et vesentlig punkt som kan påvirke forløpet av alt laboratoriearbeid.

Salter er produktet av å erstatte hydrogenatomer i en syre med et metall. Løselige salter i brus dissosieres til et metallkation og et anion av syrerester. Salter er delt inn i:

· Gjennomsnitt

· Grunnleggende

· Kompleks

· Dobbelt

· Blandet

Middels salter. Dette er produkter av fullstendig erstatning av hydrogenatomer i en syre med metallatomer, eller med en gruppe atomer (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.

Navnene på medium salter kommer fra navnene på metaller og syrer: CuSO 4 - kobbersulfat, Na 3 PO 4 - natriumfosfat, NaNO 2 - natriumnitritt, NaClO - natriumhypokloritt, NaClO 2 - natriumkloritt, NaClO 3 - natriumklorat , NaClO 4 - natriumperklorat, CuI - kobber(I)jodid, CaF 2 - kalsiumfluorid. Du må også huske noen trivielle navn: NaCl - bordsalt, KNO3 - kaliumnitrat, K2CO3 - potaske, Na2CO3 - soda, Na2CO3∙10H2O - krystallinsk soda, CuSO4 - kobbersulfat, Na 2 B 4 O 7 . 10H2O - boraks, Na2SO4 . 10H 2 O-Glaubers salt. Doble salter. Dette salt , som inneholder to typer kationer (hydrogenatomer polybasisk syrer erstattes av to forskjellige kationer): MgNH 4 PO 4, KAl (SO 4) 2, NaKSO 4 .Dobbeltsalter som individuelle forbindelser eksisterer bare i krystallinsk form. Når de er oppløst i vann er de heltdissosieres til metallioner og sure rester (hvis saltene er løselige), for eksempel:

NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

Det er bemerkelsesverdig at dissosiasjonen av dobbeltsalter i vandige løsninger skjer i 1 trinn. For å navngi salter av denne typen, må du kjenne navnene på anion og to kationer: MgNH4PO4 - magnesiumammoniumfosfat.

Komplekse salter.Dette er partikler (nøytrale molekyler ellerioner ), som dannes som et resultat av sammenføyning til en gitt ion (eller atom ), kalt kompleksdannende middel nøytrale molekyler eller andre ioner kalt ligander. Komplekse salter er delt inn i:

1) Kationiske komplekser

Cl 2 - tetraamin sink(II)diklorid
Cl2- di heksammin kobolt(II)klorid

2) Anioniske komplekser

K 2 - kaliumtetrafluorberyllat(II)
Li-litiumtetrahydridealuminat(III)
K 3 -kaliumheksacyanoferrat(III)

Teorien om strukturen til komplekse forbindelser ble utviklet av den sveitsiske kjemikeren A. Werner.

Syresalter– produkter av ufullstendig erstatning av hydrogenatomer i flerbasiske syrer med metallkationer.

For eksempel: NaHCO 3

Kjemiske egenskaper:
Reager med metaller som ligger i spenningsserien til venstre for hydrogen.
2KHSO4 +Mg→H2 +Mg(SO)4 +K2(SO)4

Legg merke til at for slike reaksjoner er det farlig å ta alkalimetaller, fordi de først vil reagere med vann med en stor frigjøring av energi, og en eksplosjon vil oppstå, siden alle reaksjoner skjer i løsninger.

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

Syresalter reagerer med alkaliske løsninger og danner middelsalt(er) og vann:

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O

2KHSO4 +2NaOH→2H2O+K2SO4 +Na2SO4

Sure salter reagerer med løsninger av middels salter hvis gass frigjøres, det dannes et bunnfall eller vann frigjøres:

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 + 2 HCl

Syresalter reagerer med syrer hvis syreproduktet av reaksjonen er svakere eller mer flyktig enn det tilsatte.

NaHC03 +HCl→NaCl+CO2 +H2O

Sure salter reagerer med basiske oksider for å frigjøre vann og middels salter:

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

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

Syresalter (spesielt bikarbonater) spaltes under påvirkning av temperatur:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Kvittering:

Syresalter dannes når en alkali utsettes for en overflødig løsning av en flerbasisk syre (nøytraliseringsreaksjon):

NaOH+H2SO4 →NaHSO4 +H2O

Mg(OH)2 +2H2SO4 →Mg(HSO4)2 +2H2O

Syresalter dannes ved å løse opp basiske oksider i flerbasiske syrer:
MgO+2H2SO4 →Mg(HSO4)2+H2O

Syresalter dannes når metaller løses i en overskuddsløsning av en flerbasisk syre:
Mg+2H2SO4 →Mg(HS04)2+H2

Sure salter dannes som et resultat av samspillet mellom det gjennomsnittlige saltet og syren som danner det gjennomsnittlige saltanion:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3 CaHPO 4

Grunnleggende salter:

Basiske salter er et produkt av ufullstendig erstatning av hydroxogruppen i molekylene til polysyrebaser med sure rester.

Eksempel: MgOHNO 3,FeOHCl.

Kjemiske egenskaper:
Basiske salter reagerer med overflødig syre for å danne et middels salt og vann.

MgOHNO3 +HNO3 →Mg(NO3)2+H2O

Basiske salter dekomponeres etter temperatur:

2 CO 3 → 2 CuO + CO 2 + H 2 O

Fremstilling av basiske salter:
Interaksjon av salter av svake syrer med middels salter:
2MgCl 2 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl
Hydrolyse av salter dannet av en svak base og en sterk syre:

ZnCl2+H20→Cl+HCl

De fleste basiske salter er lett løselige. Mange av dem er mineraler, f.eks. malakitt Cu 2 CO 3 (OH) 2 og hydroksyapatitt Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Egenskapene til blandede salter dekkes ikke i et skolekjemikurs, men definisjonen er viktig å kjenne til.
Blandede salter er salter der syrerestene til to forskjellige syrer er festet til ett metallkation.

Et godt eksempel er Ca(OCl)Cl blekekalk (blekemiddel).

Nomenklatur:

1. Salt inneholder en kompleks kation

Først blir kationen navngitt, deretter er ligandene inkludert i den indre sfæren anionene, som ender på "o" ( Cl - - klor, OH - -hydroksy), deretter ligander, som er nøytrale molekyler ( NH3-amin, H2O -aquo). Hvis det er mer enn 1 identiske ligander, er antallet angitt med greske tall: 1 - mono, 2 - di, 3 - tre, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deka. Sistnevnte kalles det kompleksdannende ion, og indikerer dets valens i parentes hvis det er variabelt.

[Ag (NH3)2](OH )-sølvdiaminhydroksid ( JEG)

[Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -klorid diklor o kobolt tetraamin ( III)

2. Saltet inneholder et komplekst anion.

Først navngis ligandene - anionene -, deretter navngis de nøytrale molekylene som kommer inn i den indre sfæren som slutter på "o", og angir deres nummer med greske tall. Sistnevnte kalles et kompleksdannende ion på latin, med suffikset "at", som indikerer valensen i parentes. Deretter skrives navnet på kationen som ligger i den ytre sfæren; antall kationer er ikke angitt.

Kalium K 4 -heksacyanoferrat (II) (reagens for Fe 3+ ioner)

K 3 - kaliumheksacyanoferrat (III) (reagens for Fe 2+ ioner)

Na2-natriumtetrahydroksozinkat

De fleste kompleksdannende ioner er metaller. D-elementene viser størst tendens til kompleks dannelse. Rundt det sentrale kompleksdannende ionet er motsatt ladede ioner eller nøytrale molekyler - ligander eller addender.

Det kompleksdannende ionet og ligandene utgjør den indre sfæren av komplekset (i firkantede parenteser); antallet ligander koordinert rundt det sentrale ionet kalles koordinasjonsnummeret.

Ionene som ikke kommer inn i den indre sfæren danner den ytre sfæren. Hvis det komplekse ionet er et kation, så er det anioner i den ytre sfæren og omvendt, hvis det komplekse ionet er et anion, så er det kationer i den ytre sfæren. Kationene er vanligvis ioner av alkali- og jordalkalimetaller, ammoniumkation. Når de dissosieres, gir komplekse forbindelser komplekse komplekse ioner som er ganske stabile i løsninger:

K 3 ↔3K + + 3-

Hvis vi snakker om sure salter, uttales prefikset hydro- når du leser formelen, for eksempel:
Natriumhydrosulfid NaHS

Natriumbikarbonat NaHCO 3

Med basiske salter brukes prefikset hydroxo- eller dihydrokso-

(avhenger av oksidasjonstilstanden til metallet i saltet), for eksempel:
magnesiumhydroksykloridMg(OH)Cl, aluminiumdihydroksyklorid Al(OH) 2 Cl

Metoder for å oppnå salter:

1. Direkte interaksjon av metall med ikke-metall . Denne metoden kan brukes til å oppnå salter av oksygenfrie syrer.

Zn+Cl2 →ZnCl2

2. Reaksjon mellom syre og base (nøytraliseringsreaksjon). Reaksjoner av denne typen er av stor praktisk betydning (kvalitative reaksjoner på de fleste kationer); de er alltid ledsaget av frigjøring av vann:

NaOH+HCl→NaCl+H2O

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

3. Interaksjon av et basisk oksid med et surt :

SO 3 + BaO → BaSO 4 ↓

4. Reaksjon mellom syreoksid og base :

2NaOH+2NO2 →NaNO3 +NaNO2 +H2O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 + H 2 O

5. Reaksjon mellom basisk oksid og syre :

Na2O+2HCl→2NaCl+H2O

CuO+2HNO3 =Cu(NO3)2+H2O

6. Direkte interaksjon av metall med syre. Denne reaksjonen kan være ledsaget av utviklingen av hydrogen. Hvorvidt hydrogen vil frigjøres eller ikke avhenger av aktiviteten til metallet, de kjemiske egenskapene til syren og dens konsentrasjon (se Egenskaper til konsentrerte svovelsyrer og salpetersyrer).

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

H2S04+Zn=ZnSO4+H2

7. Interaksjon av salt med syre . Denne reaksjonen vil skje forutsatt at syren som danner saltet er svakere eller mer flyktig enn syren som reagerte:

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

8. Interaksjon av salt med surt oksid. Reaksjoner skjer bare ved oppvarming, derfor må det reagerende oksidet være mindre flyktig enn det som dannes etter reaksjonen:

CaCO 3 + SiO 2 =CaSiO 3 + CO 2

9. Interaksjon av ikke-metall med alkali . Halogener, svovel og noen andre grunnstoffer, som interagerer med alkalier, gir oksygenfrie og oksygenholdige salter:

Cl2 +2KOH=KCl+KClO+H2O (reaksjon skjer uten oppvarming)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO3 +3H 2O (reaksjonen skjer med oppvarming)

3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O

10. Interaksjon mellom to salter. Dette er den vanligste metoden for å oppnå salter. For å gjøre dette må begge saltene som kom inn i reaksjonen være svært løselige, og siden dette er en ionebytterreaksjon, for at den skal kunne fullføres, må ett av reaksjonsproduktene være uløselig:

Na 2 CO 3 + CaCl 2 = 2 NaCl + CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = 2 NaCl + BaSO 4 ↓

11. Samspill mellom salt og metall . Reaksjonen skjer hvis metallet er i metallspenningsserien til venstre for den som finnes i saltet:

Zn+CuSO4 =ZnSO4 +Cu↓

12. Termisk dekomponering av salter . Når noen oksygenholdige salter varmes opp, dannes det nye, med mindre oksygeninnhold, eller som ikke inneholder oksygen i det hele tatt:

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

4KC103 → 3KC104 + KCl

2KC103 → 302 +2KCl

13. Interaksjon av et ikke-metall med salt. Noen ikke-metaller er i stand til å kombinere med salter for å danne nye salter:

Cl2+2KI=2KCl+I2↓

14. Reaksjon av base med salt . Siden dette er en ionebytterreaksjon, for at den skal fullføres, er det nødvendig at 1 av reaksjonsproduktene er uoppløselige (denne reaksjonen brukes også til å omdanne sure salter til mellomprodukter):

FeCl3 +3NaOH=Fe(OH)3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl

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

Dobbeltsalter kan også oppnås på denne måten:

NaOH+ KHSO 4 = KNaSO 4 + H 2 O

15. Interaksjon av metall med alkali. Metaller som er amfotere reagerer med alkalier og danner komplekser:

2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2

16. Interaksjon salter (oksider, hydroksider, metaller) med ligander:

2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2

AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O

3K4+4FeCl3=Fe33+12KCl

AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O

Redaktør: Galina Nikolaevna Kharlamova

Bordsalt er natriumklorid som brukes som mattilsetning og konserveringsmiddel. Det brukes også i kjemisk industri og medisin. Det fungerer som det viktigste råstoffet for produksjon av kaustisk soda, brus og andre stoffer. Formelen for bordsalt er NaCl.

Dannelse av en ionisk binding mellom natrium og klor

Den kjemiske sammensetningen av natriumklorid reflekteres av den konvensjonelle formelen NaCl, som gir en ide om like mange natrium- og kloratomer. Men stoffet er ikke dannet av diatomiske molekyler, men består av krystaller. Når et alkalimetall reagerer med et sterkt ikke-metall, gir hvert natriumatom opp det mer elektronegative klor. Natriumkationer Na + og anioner av den sure resten av saltsyre Cl - vises. Motsatt ladede partikler tiltrekker hverandre, og danner et stoff med et ionisk krystallgitter. Små natriumkationer er plassert mellom store kloranioner. Antall positive partikler i sammensetningen av natriumklorid er lik antallet negative partikler; stoffet som helhet er nøytralt.

Kjemisk formel. Bordsalt og halitt

Salter er komplekse stoffer med ionisk struktur, hvis navn begynner med navnet på den sure resten. Formelen for bordsalt er NaCl. Geologer kaller et mineral med denne sammensetningen "halitt" og en sedimentær bergart "steinsalt". Et utdatert kjemisk begrep som ofte brukes i produksjon er "natriumklorid." Dette stoffet har vært kjent for folk siden antikken; det ble en gang ansett som "hvitt gull". Moderne skolebarn og studenter bruker kjemiske symboler ("natriumklor") når de leser reaksjonsligninger som involverer natriumklorid.

La oss utføre enkle beregninger ved å bruke formelen til stoffet:

1) Mr (NaCl) = Ar (Na) + Ar (Cl) = 22,99 + 35,45 = 58,44.

Den relative verdien er 58,44 (i amu).

2) Molar masse er numerisk lik molekylvekt, men denne mengden har måleenheter g/mol: M (NaCl) = 58,44 g/mol.

3) En prøve på 100 g salt inneholder 60,663 g kloratomer og 39,337 g natrium.

Fysiske egenskaper til bordsalt

Skjøre halittkrystaller er fargeløse eller hvite. I naturen er det også forekomster av steinsalt, farget grått, gult eller blått. Noen ganger har mineralstoffet en rød fargetone, som skyldes typen og mengden av urenheter. Hardheten til halitt er bare 2-2,5, glass etterlater en linje på overflaten.

Andre fysiske parametere for natriumklorid:

• lukt - fraværende;
• smak - salt;
• tetthet - 2,165 g/cm3 (20 °C);
• smeltepunkt - 801 °C;
• kokepunkt - 1413 °C;
• løselighet i vann - 359 g/l (25 °C);

Tilberedning av natriumklorid i laboratoriet

Når metallisk natrium reagerer med klorgass i et reagensrør, dannes det et hvitt stoff - natriumklorid NaCl (formel av bordsalt).

Kjemi gir innsikt i ulike måter å produsere samme forbindelse på. Her er noen eksempler:

NaOH (aq) + HCl = NaCl + H 2 O.

Redoksreaksjon mellom et metall og en syre:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

Effekt av syre på metalloksid: Na 2 O + 2HCl (aq) = 2NaCl + H 2 O

Forskyvning av en svak syre fra en løsning av saltet med en sterkere:

Na 2 CO 3 + 2 HCl (aq) = 2 NaCl + H 2 O + CO 2 (gass).

Alle disse metodene er for dyre og komplekse for bruk i industriell skala.

Produksjon av bordsalt

Selv i sivilisasjonens begynnelse visste folk at salting av kjøtt og fisk varer lenger. Gjennomsiktige, regelmessig formede halittkrystaller ble brukt i noen eldgamle land i stedet for penger og var gull verdt. Søket og utviklingen av halittforekomster gjorde det mulig å tilfredsstille befolkningens og industriens økende behov. De viktigste naturlige kildene til bordsalt:

• forekomster av mineralet halitt i forskjellige land;
• vann fra hav, hav og saltsjøer;
• lag og skorper av steinsalt på bredden av salte reservoarer;
• halittkrystaller på veggene til vulkanske kratere;
• saltmyrer.

Industrien bruker fire hovedmetoder for å produsere bordsalt:

• utvasking av halitt fra det underjordiske laget, fordampning av den resulterende saltlaken;
• gruvedrift i ;
• fordampning eller saltlake av saltsjøer (77% av massen av den tørre resten er natriumklorid);
• ved bruk av et biprodukt av saltvannsavsalting.

Kjemiske egenskaper til natriumklorid

Når det gjelder sammensetningen, er NaCl et gjennomsnittlig salt dannet av en alkali og en løselig syre. Natriumklorid er en sterk elektrolytt. Tiltrekningen mellom ioner er så sterk at bare svært polare løsningsmidler kan bryte den. I vann går stoffet i oppløsning, kationer og anioner (Na +, Cl -) frigjøres. Deres tilstedeværelse skyldes den elektriske ledningsevnen som en løsning av bordsalt besitter. Formelen i dette tilfellet er skrevet på samme måte som for tørrstoff - NaCl. En av de kvalitative reaksjonene på natriumkationet er den gule fargen på brennerflammen. For å oppnå resultatet av eksperimentet må du samle litt fast salt på en ren ledningsløkke og legge den til den midtre delen av flammen. Egenskapene til bordsalt er også forbundet med anionens særegenhet, som består i en kvalitativ reaksjon på kloridionet. Ved interaksjon med sølvnitrat utfelles et hvitt bunnfall av sølvklorid i løsningen (bilde). Hydrogenklorid fortrenges fra saltet av sterkere syrer enn saltsyre: 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl. Under normale forhold gjennomgår ikke natriumklorid hydrolyse.

Bruksområder for steinsalt

Natriumklorid senker isens smeltepunkt, så om vinteren brukes en blanding av salt og sand på veier og fortau. Den absorberer en stor mengde urenheter og forurenser elver og bekker ved smelting. Veisalt akselererer også korrosjonsprosessen til bilkarosserier og skader trær plantet ved siden av veiene. I den kjemiske industrien brukes natriumklorid som råstoff for produksjon av en stor gruppe kjemikalier:

• av saltsyre;
• natrium metall;
• klorgass;
• kaustisk soda og andre forbindelser.

I tillegg brukes bordsalt i produksjon av såpe og fargestoffer. Den brukes som et matantiseptisk middel for hermetisering og sylting av sopp, fisk og grønnsaker. For å bekjempe skjoldbruskkjerteldysfunksjon i befolkningen, berikes bordsaltformelen ved å tilsette sikre jodforbindelser, for eksempel KIO 3, KI, NaI. Slike kosttilskudd støtter produksjonen av skjoldbruskkjertelhormon og forhindrer endemisk struma.

Betydningen av natriumklorid for menneskekroppen

Formelen for bordsalt, dens sammensetning har fått avgjørende betydning for menneskers helse. Natriumioner er involvert i overføringen av nerveimpulser. Kloranioner er nødvendige for produksjon av saltsyre i magen. Men for mye salt i maten kan føre til høyt blodtrykk og økt risiko for å utvikle hjerte- og karsykdommer. I medisin, når det er et stort blodtap, gis pasientene fysiologisk saltoppløsning. For å oppnå det, løses 9 g natriumklorid i en liter destillert vann. Menneskekroppen trenger en kontinuerlig tilførsel av dette stoffet fra mat. Salt skilles ut gjennom utskillelsesorganene og huden. Gjennomsnittlig natriumkloridinnhold i menneskekroppen er omtrent 200 g. Europeere bruker omtrent 2-6 g bordsalt per dag, i varme land er dette tallet høyere på grunn av høyere svette.

Kationer	Anioner
F-	Cl-	Br-	JEG -	S 2-	NR 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH4+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg 2+	RK	R	R	R	M	R	N	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	N	RK	M	RK
Sr 2+	NK	R	R	R	R	R	N	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	N	RK	NK	RK
Sn 2+	R	R	R	M	RK	R	N	N	R	N
Pb 2+	N	M	M	M	RK	R	N	N	N	N
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	NK	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	G	R	G	N	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	G	N	R	RK
Co2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Ni 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cu 2+	M	R	R	-	N	R	G	N	R	N
Zn 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cd 2+	R	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Hg 2+	R	R	M	NK	NK	R	N	N	R	N
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	N	N	M	N
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	N	N	M	N

Legende:

P - stoffet er svært løselig i vann; M - litt løselig; H - praktisk talt uløselig i vann, men lett løselig i svake eller fortynnede syrer; RK - uløselig i vann og løselig bare i sterke uorganiske syrer; NK - uløselig i enten vann eller syrer; G - hydrolyserer fullstendig når den er oppløst og eksisterer ikke i kontakt med vann. En strek betyr at et slikt stoff ikke eksisterer i det hele tatt.

I vandige løsninger dissosieres salter helt eller delvis til ioner. Salter av svake syrer og/eller svake baser gjennomgår hydrolyse. Vandige løsninger av salter inneholder hydratiserte ioner, ionepar og mer komplekse kjemiske former, inkludert hydrolyseprodukter osv. En rekke salter er også løselige i alkoholer, aceton, syreamider og andre organiske løsemidler.

Fra vandige løsninger kan salter krystallisere i form av krystallhydrater, fra ikke-vandige løsninger - i form av krystallsolvater, for eksempel CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Data om ulike prosesser som forekommer i vann-saltsystemer, om løseligheten av salter i deres felles tilstedeværelse avhengig av temperatur, trykk og konsentrasjon, om sammensetningen av faste og flytende faser kan oppnås ved å studere løselighetsdiagrammene til vann-saltsystemer.

Generelle metoder for syntese av salter.

1. Skaffe mellomstore salter:

1) metall med ikke-metall: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metall med syre: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metall med en saltløsning av et mindre aktivt metall Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) basisk oksid med surt oksid: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) basisk oksid med syre CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) baser med syreoksid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baser med syre: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) salter med syre: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2SO4 = BaS04 + 2HCl

9) baseløsning med saltløsning: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2 NaOH + BaSO 4

10) løsninger av to salter 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6 NaCl

2.Få syresalter:

1. Interaksjon av en syre med mangel på base. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Interaksjon av basen med overflødig syreoksid

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

3. Interaksjon av gjennomsnittssaltet med syren Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3.Få grunnleggende salter:

1. Hydrolyse av salter dannet av en svak base og en sterk syre

ZnCl2 + H2O = Cl + HCl

2. Tilsetning (dråpe for dråpe) små mengder alkalier til løsninger av middels metallsalter AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interaksjon av salter av svake syrer med middels salter

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

4. Oppnå komplekse salter:

1. Reaksjoner av salter med ligander: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Skaffe doble salter:

1. Felles krystallisering av to salter:

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

4. Redoksreaksjoner forårsaket av egenskapene til kation eller anion. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. Kjemiske egenskaper til sure salter:

1. Termisk dekomponering med dannelse av middels salt

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

2. Interaksjon med alkali. Innhenting av middels salt.

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

3. Kjemiske egenskaper til basiske salter:

1. Termisk dekomponering. 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 + H 2 O

2. Interaksjon med syre: dannelse av middels salt.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O

4. Kjemiske egenskaper til komplekse salter:

1. Ødeleggelse av komplekser på grunn av dannelsen av dårlig løselige forbindelser:

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

2. Utveksling av ligander mellom ytre og indre sfærer.

K2 + 6H20 = Cl2 + 2KCl

5. Kjemiske egenskaper til dobbeltsalter:

1. Interaksjon med alkaliløsninger: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Råvarene for industriell produksjon av en rekke salter - klorider, sulfater, karbonater, borater Na, K, Ca, Mg er sjø- og havvann, naturlig saltlake dannet under fordampningen og faste saltavsetninger. For gruppen av mineraler som danner sedimentære saltavsetninger (sulfater og klorider av Na, K og Mg), brukes det konvensjonelle navnet "naturlige salter". De største forekomstene av kaliumsalter er lokalisert i Russland (Solikamsk), Canada og Tyskland, kraftige forekomster av fosfatmalm er i Nord-Afrika, Russland og Kasakhstan, NaNO3 er i Chile.

Salter brukes i mat, kjemisk industri, metallurgisk industri, glass, lær, tekstilindustri, landbruk, medisin, etc.

Hovedtyper av salter

1. Borater (oksoborater), salter av borsyrer: metaborsyre HBO 2, ortoborsyre H3 BO 3 og polyborsyrer som ikke er isolert i fri tilstand. Basert på antall boratomer i molekylet deles de inn i mono-, di-, tetra-, heksaborater osv. Borater kalles også av syrene som danner dem og av antall mol B 2 O 3 per 1 mol av hovedoksidet. Dermed kan ulike metaborater kalles monoborater hvis de inneholder B(OH)4-anion eller et kjedeanion (BO2) n n - diborater - hvis de inneholder et kjedet dobbelt anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborater - hvis de inneholder et ringanion (B 3 O 6) 3-.

Strukturene til borater inkluderer bor-oksygengrupper - "blokker" som inneholder fra 1 til 6, og noen ganger 9 boratomer, for eksempel:

Koordinasjonstallet for boratomer er 3 (bor-oksygen trekantede grupper) eller 4 (tetraedriske grupper). Bor-oksygengrupper er grunnlaget for ikke bare øy, men også mer komplekse strukturer - kjede-, lagdelte og rammepolymeriserte. Sistnevnte dannes som et resultat av eliminering av vann i hydratiserte boratmolekyler og dannelse av brodannende bindinger gjennom oksygenatomer; prosessen er noen ganger ledsaget av spaltning av B-O-bindingen inne i polyanionene. Polyanioner kan feste sidegrupper - bor-oksygen tetraedre eller trekanter, deres dimerer eller fremmede anioner.

Ammonium, alkali, samt andre metaller i oksidasjonstilstanden +1 danner oftest hydratiserte og vannfrie metaborater som MBO 2, tetraborater M 2 B 4 O 7, pentaborater MB 5 O 8, samt dekaborater M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Jordalkali og andre metaller i oksidasjonstilstand + 2 gir vanligvis hydratiserte metaborater, triborater M 2 B 6 O 11 og heksaborater MB 6 O 10. samt vannfrie meta-, orto- og tetraborater. Metaller i oksidasjonstilstand + 3 karakteriseres av hydratiserte og vannfrie MBO 3-ortoborater.

Borater er fargeløse amorfe stoffer eller krystaller (hovedsakelig med en lavsymmetrisk struktur - monoklinisk eller ortorhombisk). For vannfrie borater varierer smeltetemperaturene fra 500 til 2000 °C; De høyeste smeltepunktene er alkalimetaborater og orto- og metaborater av jordalkalimetaller. De fleste borater danner lett glass når smeltene deres er avkjølt. Hardheten til hydratiserte borater på Mohs-skalaen er 2-5, vannfri - opptil 9.

Hydraterte monoborater mister krystallvann opp til ~180°C, polyborater - ved 300-500°C; eliminering av vann på grunn av OH-grupper , koordinert rundt boratomer forekommer opp til ~750°C. Ved fullstendig dehydrering dannes amorfe stoffer, som ved 500-800 °C i de fleste tilfeller gjennomgår "boratomorganisering" - krystallisering, ledsaget (for polyborater) av delvis nedbrytning med frigjøring av B 2 O 3.

Borater av alkalimetaller, ammonium og T1(I) er løselige i vann (spesielt meta- og pentaborater), og hydrolyserer i vandige løsninger (løsninger har en alkalisk reaksjon). De fleste borater spaltes lett av syrer, i noen tilfeller ved påvirkning av CO 2 ; og SO2;. Borater av jordalkalimetaller og tungmetaller interagerer med løsninger av alkalier, karbonater og hydrokarbonater av alkalimetaller. Vannfrie borater er kjemisk mer stabile enn hydratiserte borater. Med noen alkoholer, spesielt glyserol, danner borater vannløselige komplekser. Under påvirkning av sterke oksidasjonsmidler, spesielt H 2 O 2, eller under elektrokjemisk oksidasjon, omdannes borater til peroksoborater .

Omtrent 100 naturlige borater er kjent, som hovedsakelig er salter av Na, Mg, Ca, Fe.

Hydrerte borater oppnås: ved nøytralisering av H 3 VO 3 med metalloksider, hydroksyder eller karbonater; utvekslingsreaksjoner av alkalimetallborater, oftest Na, med salter av andre metaller; reaksjon av gjensidig transformasjon av dårlig løselige borater med vandige løsninger av alkalimetallborater; hydrotermiske prosesser som bruker alkalimetallhalogenider som mineraliserende tilsetningsstoffer. Vannfrie borater oppnås ved fusjon eller sintring av B 2 O 3 med metalloksider eller karbonater eller dehydrering av hydrater; Enkeltkrystaller dyrkes i løsninger av borater i smeltede oksider, for eksempel Bi 2 O 3.

Borater brukes: for å oppnå andre borforbindelser; som ladningskomponenter i produksjon av glass, glasurer, emaljer, keramikk; for brannbestandige belegg og impregneringer; som komponenter av flussmidler for raffinering, sveising og lodding av metall"; som pigmenter og fyllstoffer for maling og lakk; som fargebeisemidler, korrosjonshemmere, komponenter av elektrolytter, fosfor osv. Boraks og kalsiumborater er mest brukt.

2.Halider, kjemiske forbindelser av halogener med andre grunnstoffer. Halogenider inkluderer vanligvis forbindelser der halogenatomene har en større elektronegativitet enn det andre grunnstoffet. Halogenider dannes ikke av He, Ne og Ar. Til enkle eller binære EC-halogenider n (n- oftest et heltall fra 1 for monohalogenider til 7 for IF 7 og ReF 7, men kan også være fraksjonert, for eksempel 7/6 for Bi 6 Cl 7) inkluderer spesielt salter av hydrohalogensyrer og interhalogenforbindelser (for eksempel halogenfluorider). Det finnes også blandede halogenider, polyhalider, hydrohalider, oksohalider, oksyhalogenider, hydroksohalider, tiohalider og komplekse halogenider. Oksydasjonstallet for halogener i halogenider er vanligvis -1.

Basert på arten av element-halogenbindingen, er enkle halogenider delt inn i ioniske og kovalente. I realiteten er sammenhengene av blandet karakter med en overvekt av bidraget fra en eller annen komponent. Halogenider av alkali- og jordalkalimetaller, samt mange mono- og dihalogenider av andre metaller, er typiske salter der bindingens ioniske natur dominerer. De fleste av dem er relativt ildfaste, lite flyktige og svært løselige i vann; i vandige løsninger dissosieres nesten fullstendig til ioner. Trihalogenider av sjeldne jordartselementer har også egenskapene til salter. Løseligheten til ioniske halogenider i vann avtar generelt fra jodider til fluorider. Klorider, bromider og jodider Ag + , Cu + , Hg + og Pb 2+ er lite løselige i vann.

En økning i antall halogenatomer i metallhalogenider eller forholdet mellom ladningen av et metall og radiusen til dets ion fører til en økning i den kovalente komponenten av bindingen, en reduksjon i løselighet i vann og den termiske stabiliteten til halogenider. , en økning i flyktighet, en økning i oksidasjon, evne og tendens til hydrolyse. Disse avhengighetene er observert for metallhalogenider fra samme periode og i en serie med halogenider av samme metall. De kan lett observeres ved å bruke eksemplet på termiske egenskaper. For eksempel, for metallhalogenider fra den fjerde perioden, er smelte- og kokepunktene henholdsvis 771 og 1430 °C for KC1, 772 og 1960 °C for CaCl2, 967 og 975 °C for ScCl3, -24,1 og 136 °C for TiCl4 . For UF 3 er smeltepunktet ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. I koblingsrekkene EH n med konstant n Bindingskovalensen øker vanligvis når man går fra fluorider til klorider og avtar når man går fra sistnevnte til bromider og jodider. Så for AlF3 er sublimeringstemperaturen 1280°C, AlC13 180°C, kokepunkt AlBr3 254,8°C, AlI3 407°C. I seriene ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 er sublimeringstemperaturen henholdsvis 906, 334, 355 og 418°C. I rekkene til MF n og MC1 n der M er et metall i en undergruppe, avtar kovalensen til bindingen med økende atommasse til metallet. Det er få metallfluorider og -klorider med tilnærmet like bidrag fra de ioniske og kovalente bindingskomponentene.

Den gjennomsnittlige element-halogenbindingsenergien avtar når man går fra fluorider til jodider og med økende n(se tabell).

Mange metallhalogenider som inneholder isolerte eller brodannende O-atomer (henholdsvis okso- og oksyhalogenider), for eksempel vanadiumoksotrifluorid VOF 3, niobiumdioksyfluorid NbO 2 F, wolfram dioxo-jodid WO 2 I 2.

Komplekse halogenider (halometallater) inneholder komplekse anioner der halogenatomene er ligander, for eksempel kaliumheksaklorplatinat(IV) K2, natriumheptafluortantalat(V), Na, litiumheksafluorarsenat(V). Fluor-, oksofluor- og klormetallater har størst termisk stabilitet. Av bindingenes natur ligner ioniske forbindelser med kationer NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + osv. komplekse halogenider.

Mange halogenider er preget av assosiasjon og polymerisering i væske- og gassfasene med dannelse av brobindinger. De mest utsatt for dette er metallhalogenider av gruppe I og II, AlCl 3, pentafluorider av Sb og overgangsmetaller, oksofluorider med sammensetningen MOF 4. Halogenider med en metall-til-metall-binding er kjent, f.eks. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluorider skiller seg betydelig i egenskaper fra andre halogenider. Men i enkle halogenider er disse forskjellene mindre uttalte enn i selve halogenene, og i komplekse halogenider er de mindre uttalte enn i enkle halogenider.

Mange kovalente halogenider (spesielt fluorider) er sterke Lewis-syrer, f.eks. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorer er en del av supersyrer. Høyere halogenider reduseres av metaller og hydrogen, for eksempel:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Metallhalogenider av gruppene V-VIII, unntatt Cr og Mn, reduseres med H 2 til metaller, for eksempel:

WF6 + ZN2 = W + 6HF

Mange kovalente og ioniske metallhalogenider reagerer med hverandre for å danne komplekse halogenider, for eksempel:

KS1 + TaCl 5 = K

Lettere halogener kan fortrenge tyngre halogenider. Oksygen kan oksidere halogenider og frigjøre C1 2, Br 2 og I 2. En av de karakteristiske reaksjonene til kovalente halogenider er interaksjon med vann (hydrolyse) eller dets damp ved oppvarming (pyrohydrolyse), noe som fører til dannelse av oksider, oksy- eller oksohalider, hydroksider og hydrogenhalogenider.

Halogenider oppnås direkte fra grunnstoffer, ved omsetning av hydrogenhalogenider eller hydrohalogensyrer med grunnstoffer, oksider, hydroksyder eller salter, samt ved utvekslingsreaksjoner.

Halogenider er mye brukt i teknologi som utgangsmaterialer for produksjon av halogener, alkali- og jordalkalimetaller, som komponenter i glass og andre uorganiske materialer; de er mellomprodukter i produksjon av sjeldne og noen ikke-jernholdige metaller, U, Si, Ge, etc.

I naturen danner halogenider separate klasser av mineraler, som inkluderer fluorider (for eksempel mineralene fluoritt, kryolitt) og klorider (sylvitt, karnallitt). Brom og jod er tilstede i noen mineraler som isomorfe urenheter. Betydelige mengder halogenider finnes i sjø- og havvann, salt og underjordisk saltlake. Noen halogenider, for eksempel NaCl, KC1, CaCl 2, er en del av levende organismer.

3. Karbonater (fra latin carbo, kjønn carbonis kull), salter av karbonsyre. Det er medium karbonater med CO 3 2- anion og sure, eller hydrokarbonater (gamle bikarbonater), med HCO 3 - anion. Karbonater er krystallinske stoffer. De fleste mellomstore metallsalter i +2-oksidasjonstilstanden krystalliserer til sekskanter. gittertype kalsitt eller rombisk type aragonitt.

Av mediumkarbonatene er det kun salter av alkalimetaller, ammonium og Tl(I) som er løselige i vann. Som et resultat av betydelig hydrolyse har løsningene deres en alkalisk reaksjon. Metallkarbonater er vanskeligst å løse i oksidasjonstilstanden + 2. Tvert imot er alle bikarbonater svært løselige i vann. Under utvekslingsreaksjoner i vandige løsninger mellom metallsalter og Na 2 CO 3 dannes det utfellinger av middels karbonater i tilfeller hvor deres løselighet er betydelig mindre enn de tilsvarende hydroksydene. Dette er tilfellet for Ca, Sr og deres analoger, lantanidene, Ag(I), Mn(II), Pb(II) og Cd(II). De resterende kationene, når de interagerer med oppløste karbonater som et resultat av hydrolyse, kan ikke gi mellomprodukter, men basiske krabonater eller til og med hydroksyder. Mediumkrabonater som inneholder flerladede kationer kan noen ganger utfelles fra vandige løsninger i nærvær av et stort overskudd av CO 2 .

De kjemiske egenskapene til karbonater skyldes at de tilhører klassen av uorganiske salter av svake syrer. Karakteristiske trekk ved karbonater er assosiert med deres dårlige løselighet, så vel som den termiske ustabiliteten til både krabonatene selv og H 2 CO 3. Disse egenskapene brukes i analysen av krabonater, enten basert på deres nedbrytning med sterke syrer og kvantitativ absorpsjon av den resulterende CO 2 av en alkaliløsning, eller på utfelling av CO 3 2-ion fra løsning i form av BaCO 3. Når overskudd av CO 2 virker på et middels karbonatutfelling, dannes hydrogenkarbonat i løsning, for eksempel: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Tilstedeværelsen av hydrokarbonater i naturlig vann forårsaker dens midlertidige hardhet. Hydrokarbonater, når de oppvarmes litt, selv ved lave temperaturer, omdannes igjen til middels karbonater, som ved oppvarming spaltes til oksid og CO 2. Jo mer aktivt metallet er, desto høyere er nedbrytningstemperaturen til karbonatet. Dermed smelter Na 2 CO 3 uten dekomponering ved 857 °C, og for karbonater Ca, Mg og A1 når likevektsnedbrytningstrykket 0,1 MPa ved temperaturer på henholdsvis 820, 350 og 100 °C.

Karbonater er svært utbredt i naturen, noe som skyldes deltakelsen av CO 2 og H 2 O i prosessene for mineraldannelse. karbonater spiller en stor rolle i globale likevekter mellom gassformig CO 2 i atmosfæren og oppløst CO 2;

og HCO 3 - og CO 3 2- ioner i hydrosfæren og faste salter i litosfæren. De viktigste mineralene er kalsitt CaCO 3, magnesitt MgCO 3, sideritt FeCO 3, smithsonite ZnCO 3 mfl. Kalkstein består hovedsakelig av kalsitt eller kalsitt skjelettrester av organismer, sjelden av aragonitt. Naturlige hydratiserte karbonater av alkalimetaller og Mg (for eksempel MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dobbeltkarbonater [for eksempel dolomitt CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 er også kjent O] og basisk [malakitt CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerussite 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

De viktigste er kaliumkarbonat, kalsiumkarbonat og natriumkarbonat. Mange naturlige karbonater er svært verdifulle metallmalmer (f.eks. karbonater Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonater spiller en viktig fysiologisk rolle, og er bufferstoffer som regulerer konstanten av blodets pH.

4. Nitrater, salter av salpetersyre HNO 3. Kjent for nesten alle metaller; finnes både i form av vannfrie salter M(NO 3) n (n- oksidasjonstilstand for metallet M), og i form av krystallinske hydrater M(NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Av vandige løsninger ved temperaturer nær romtemperatur krystalliserer bare alkalimetallnitrater som vannfrie, resten - i form av krystallinske hydrater. De fysisk-kjemiske egenskapene til vannfritt og hydratisert nitrat av samme metall kan variere sterkt.

Vannfrie krystallinske forbindelser av d-elementnitrater er farget. Konvensjonelt kan nitrater deles inn i forbindelser med en overveiende kovalent type binding (salter av Be, Cr, Zn, Fe og andre overgangsmetaller) og med en overveiende ionisk type binding (salter av alkali- og jordalkalimetaller). Ioniske nitrater er preget av høyere termisk stabilitet, overvekt av krystallstrukturer med høyere symmetri (kubikk) og fravær av spaltning av nitrationebåndene i IR-spektrene. Kovalente nitrater har høyere løselighet i organiske løsningsmidler, lavere termisk stabilitet, og deres IR-spektre er mer komplekse; Noen kovalente nitrater er flyktige ved romtemperatur, og når de er oppløst i vann, brytes de delvis ned og frigjør nitrogenoksider.

Alle vannfrie nitrater viser sterke oksiderende egenskaper på grunn av tilstedeværelsen av NO 3 - ion, mens deres oksidasjonsevne øker når de går fra ioniske til kovalente nitrater. Sistnevnte dekomponerer i området 100-300°C, ioniske - ved 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 og noen andre smelter ved oppvarming). Nedbrytingsprodukter i faste og flytende faser. er suksessivt nitritter, oksynitrater og oksider, noen ganger frie metaller (når oksidet er ustabilt, for eksempel Ag 2 O), og i gassfasen - NO, NO 2, O 2 og N 2. Sammensetningen av nedbrytningsprodukter avhenger av metallets natur og oksidasjonsgrad, oppvarmingshastighet, temperatur, sammensetning av det gassformige mediet og andre forhold. NH 4 NO 3 detonerer, og ved hurtig oppvarming kan den dekomponere med en eksplosjon, i så fall dannes N 2, O 2 og H 2 O; ved sakte oppvarming spaltes den til N 2 O og H 2 O.

Det frie NO 3 - ion i gassfasen har den geometriske strukturen til en likesidet trekant med N-atomet i sentrum, ONO-vinkler ~ 120° og N-O-bindingslengder på 0,121 nm. I krystallinske og gassformige nitrater beholder NO 3 - ionen hovedsakelig sin form og størrelse, noe som bestemmer rommet og strukturen til nitrater. NO 3 -ionet kan fungere som en mono-, bi-, tridentat eller brodannende ligand, derfor er nitrater karakterisert ved en lang rekke typer krystallstrukturer.

Overgangsmetaller i høye oksidasjonstilstander på grunn av sterisk. Vannfrie nitrater kan ikke utgjøre noen vanskeligheter, og de karakteriseres av oksonitrater, for eksempel UO 2 (NO 3) 2, NbO(NO 3) 3. Nitrater danner et stort antall doble og komplekse salter med NO 3 - ion i den indre sfæren. I vandige medier, som et resultat av hydrolyse, danner overgangsmetallkationer hydroksonitrater (basiske nitrater) med variabel sammensetning, som også kan isoleres i fast tilstand.

Hydraterte nitrater skiller seg fra vannfrie nitrater ved at metallionet i deres krystallstruktur i de fleste tilfeller er assosiert med vannmolekyler i stedet for med NO 3 -ionet. Derfor er de bedre løselige i vann enn vannfrie nitrater, men mindre løselige i organiske løsningsmidler; de er svakere oksidasjonsmidler og smelter inkongruent i krystallisasjonsvann i området 25-100°C. Når hydratiserte nitrater varmes opp, dannes det som regel ikke vannfrie nitrater, men termolyse skjer med dannelse av hydroksonitrater og deretter oksonitrat og metalloksider.

I mange av sine kjemiske egenskaper ligner nitrater på andre uorganiske salter. De karakteristiske egenskapene til nitrater skyldes deres svært høye løselighet i vann, lav termisk stabilitet og evnen til å oksidere organiske og uorganiske forbindelser. Når nitrater reduseres, dannes det en blanding av nitrogenholdige produkter NO 2, NO, N 2 O, N 2 eller NH 3 med overvekt av en av dem, avhengig av type reduksjonsmiddel, temperatur, reaksjon i miljøet og andre faktorer.

Industrielle metoder for fremstilling av nitrater er basert på absorpsjon av NH 3 av løsninger av HNO 3 (for NH 4 NO 3) eller på absorpsjon av nitrøse gasser (NO + NO 2) av løsninger av alkalier eller karbonater (for alkalimetallnitrater, Ca, Mg, Ba), samt ulike utvekslingsreaksjoner av metallsalter med HNO 3 eller alkalimetallnitrater. I laboratoriet, for å oppnå vannfrie nitrater, brukes reaksjoner av overgangsmetaller eller deres forbindelser med flytende N 2 O 4 og dets blandinger med organiske løsningsmidler eller reaksjoner med N 2 O 5.

Nitrater Na, K (natrium- og kaliumnitrat) finnes i form av naturlige forekomster.

Nitrater brukes i mange bransjer. Ammoniumnitritt (ammoniumnitrat) er den viktigste nitrogenholdige gjødselen; Alkalimetallnitrater og Ca brukes også som gjødsel. Nitrater er komponenter i rakettdrivstoff, pyrotekniske sammensetninger, etseløsninger for farging av stoffer; De brukes til herding av metaller, matkonservering, som medisiner og til produksjon av metalloksider.

Nitrater er giftige. De forårsaker lungeødem, hoste, oppkast, akutt kardiovaskulær svikt osv. Den dødelige dosen av nitrater for mennesker er 8-15 g, tillatt daglig inntak er 5 mg/kg. For summen av nitrater Na, K, Ca, NH3 MPC: i vann 45 mg/l", i jord 130 mg/kg (fareklasse 3); i grønnsaker og frukt (mg/kg) - poteter 250, sen hvitkål 500, sene gulrøtter 250, rødbeter 1400, løk 80, courgette 400, meloner 90, vannmeloner, druer, epler, pærer 60. Manglende overholdelse av agrotekniske anbefalinger, overdreven bruk av gjødsel øker nitratinnholdet, overflaten i landbruksprodukter kraftig. felt (40-5500 mg/l), grunnvann.

5. Nitritter, salter av salpetersyre HNO 2. Nitritt av alkalimetaller og ammonium brukes primært, mindre - jordalkali og nitritt. d-metaller, Pb og Ag. Det er bare fragmentarisk informasjon om nitritter av andre metaller.

Metallnitritt i +2 oksidasjonstilstand danner krystallhydrater med ett, to eller fire vannmolekyler. Nitritt danner dobbelt- og trippelsalter, f.eks. CsNO 2 AgNO 2 eller Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, samt komplekse forbindelser, for eksempel Na 3.

Krystallstrukturer er kjent for bare noen få vannfrie nitritter. N02-anionet har en ikke-lineær konfigurasjon; ONO-vinkel 115°, H-O-bindingslengde 0,115 nm; typen M-NO 2-binding er ionisk-kovalent.

Nitritt K, Na, Ba er godt løselig i vann, nitritt Ag, Hg, Cu er dårlig løselig. Med økende temperatur øker løseligheten av nitritt. Nesten alle nitritter er dårlig løselige i alkoholer, etere og lavpolare løsningsmidler.

Nitritter er termisk ustabile; Bare nitritt av alkalimetaller smelter uten nedbrytning, nitritt av andre metaller brytes ned ved 25-300 °C. Mekanismen for nitrittdekomponering er kompleks og inkluderer en rekke parallell-sekvensielle reaksjoner. De viktigste gassformige nedbrytningsproduktene er NO, NO 2, N 2 og O 2, fast metalloksid eller elementært metall. Frigjøring av store mengder gasser forårsaker eksplosiv dekomponering av enkelte nitritt, for eksempel NH 4 NO 2, som spaltes til N 2 og H 2 O.

De karakteristiske egenskapene til nitritt er assosiert med deres termiske ustabilitet og evnen til nitrittionet til å være både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, avhengig av miljøet og reagensenes natur. I et nøytralt miljø reduseres nitritter vanligvis til NO; i et surt miljø oksideres de til nitrater. Oksygen og CO 2 interagerer ikke med faste nitritter og deres vandige løsninger. Nitritt fremmer nedbrytningen av nitrogenholdige organiske stoffer, spesielt aminer, amider osv. Med organiske halogenider RXH. reagerer for å danne både nitritter RONO og nitroforbindelser RNO 2 .

Industriell produksjon av nitritter er basert på absorpsjon av nitrøs gass (en blanding av NO + NO 2) med løsninger av Na 2 CO 3 eller NaOH med sekvensiell krystallisering av NaNO 2; Nitritt av andre metaller oppnås i industri og laboratorier ved utveksling av metallsalter med NaNO 2 eller ved reduksjon av nitrater av disse metallene.

Nitritt brukes til syntese av azofargestoffer, i produksjon av kaprolaktam, som oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler i gummi-, tekstil- og metallindustrien, som konserveringsmidler for mat. Nitritt, som NaNO 2 og KNO 2, er giftige, forårsaker hodepine, oppkast, deprimerende pust osv. Når NaNO 2 forgiftes, dannes methemoglobin i blodet og røde blodcellemembraner skades. Det er mulig å danne nitrosaminer fra NaNO 2 og aminer direkte i mage-tarmkanalen.

6. Sulfater, salter av svovelsyre. Mediumsulfater med SO 4 2- anion er kjent, eller hydrosulfater, hvor HSO 4 - anion, basisk, inneholder, sammen med SO 4 2- anion, OH-grupper, for eksempel Zn 2 (OH) 2 SO 4. Det finnes også doble sulfater som inneholder to forskjellige kationer. Disse inkluderer to store grupper av sulfater - alun , samt shenitter M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , hvor M er et enkeltladet kation, E er Mg, Zn og andre dobbeltladede kationer. Kjent trippelsulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polyhalittmineral), dobbeltbasiske sulfater, for eksempel mineraler fra alunitt- og jarosittgruppene M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 og M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, hvor M er et enkeltladet kation Sulfater kan være en del av blandede salter, for eksempel 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineral berkeitt), MgSO 4 KCl 3H20 (kainitt).

Sulfater er krystallinske stoffer, middels og sure i de fleste tilfeller, svært løselige i vann. Sulfater av kalsium, strontium, bly og noen andre er lett løselige; BaSO 4 og RaSO 4 er praktisk talt uløselige. Basiske sulfater er vanligvis dårlig løselige eller praktisk talt uløselige, eller blir hydrolysert av vann. Fra vandige løsninger kan sulfater krystallisere i form av krystallinske hydrater. Krystallhydrater av noen tungmetaller kalles vitrioler; kobbersulfat CuSO 4 5H 2 O, jernsulfat FeSO 4 7H 2 O.

Medium alkalimetallsulfater er termisk stabile, mens sure sulfater brytes ned ved oppvarming og blir til pyrosulfater: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Mediumsulfater av andre metaller, så vel som basiske sulfater, når de oppvarmes til tilstrekkelig høye temperaturer, brytes som regel ned med dannelse av metalloksider og frigjøring av SO 3.

Sulfater er vidt distribuert i naturen. De finnes i form av mineraler, for eksempel gips CaSO 4 H 2 O, mirabilitet Na 2 SO 4 10H 2 O, og er også en del av sjø- og elvevann.

Mange sulfater kan oppnås ved interaksjon av H 2 SO 4 med metaller, deres oksider og hydroksyder, samt dekomponering av flyktige syresalter med svovelsyre.

Uorganiske sulfater er mye brukt. For eksempel er ammoniumsulfat en nitrogengjødsel, natriumsulfat brukes i glass-, papirindustrien, viskoseproduksjon etc. Naturlige sulfatmineraler er råvarer for industriell produksjon av forbindelser av ulike metaller, byggematerialer mv.

7.Sulfitter, salter av svovelsyrling H 2 SO 3 . Det er medium sulfitter med anion SO 3 2- og sure (hydrosulfitter) med anion HSO 3 - . Mediumsulfitter er krystallinske stoffer. Ammonium- og alkalimetallsulfitter er svært løselige i vann; løselighet (g i 100 g): (NH4)2SO3 40,0 (13°C), K2SO3 106,7 (20°C). Hydrosulfitter dannes i vandige løsninger. Sulfitter av jordalkali og noen andre metaller er praktisk talt uløselige i vann; løselighet av MgS03 1 g i 100 g (40°C). Kjente krystallhydrater (NH 4) 2 SO 3 H 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, K 2 SO 3 2H 2 O, MgSO 3 6H 2 O, etc.

Vannfrie sulfitter, når de varmes opp uten tilgang til luft i forseglede kar, deles uforholdsmessig inn i sulfider og sulfater; når de varmes opp i en strøm av N 2, mister de SO 2, og når de varmes opp i luft, oksideres de lett til sulfater. Med SO 2 i et vandig miljø danner medium sulfitter hydrosulfitter. Sulfitter er relativt sterke reduksjonsmidler, de oksideres i løsninger med klor, brom, H 2 O 2 osv. til sulfater. De brytes ned med sterke syrer (for eksempel HC1) med frigjøring av SO 2.

Krystallinske hydrosulfitter er kjent for K, Rb, Cs, NH 4+, de er ustabile. De gjenværende hydrosulfittene eksisterer bare i vandige løsninger. Densitet av NH4HS03 2,03 g/cm3; løselighet i vann (g i 100 g): NH4HS03 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).

Når krystallinske hydrosulfitter Na eller K varmes opp eller når den myldrende masseløsningen er mettet med SO 2 M 2 SO 3, dannes pyrosulfitter (foreldet - metabisulfitter) M 2 S 2 O 5 - salter av den ukjente frie pyrosvovelsyren H 2 S 2 O 5; krystaller, ustabile; tetthet (g/cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; over ~ 160 °C dekomponerer de med frigjøring av SO 2; oppløses i vann (med dekomponering til HSO 3 -), løselighet (g i 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; danner hydrater Na2S2057H2O og ZK2S2052H20; reduksjonsmidler.

Medium alkalimetallsulfitter fremstilles ved å reagere en vandig løsning av M 2 CO 3 (eller MOH) med SO 2, og MSO 3 ved å føre SO 2 gjennom en vandig suspensjon av MCO 3; De bruker hovedsakelig SO 2 fra avgassene fra kontakt svovelsyreproduksjon. Sulfitter brukes i bleking, farging og trykking av tekstiler, fibre, lær for kornbevaring, grønnfôr, fôr industriavfall (NaHSO 3,

Na2S205). CaSO 3 og Ca(HSO 3) 2 er desinfeksjonsmidler i vinproduksjon og sukkerindustrien. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - komponenter av sulfittvæske under masseproduksjon; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorber; NaHSO 3 er en absorber av H 2 S fra industrielle avgasser, et reduksjonsmiddel ved produksjon av svovelfargestoffer. K 2 S 2 O 5 - en komponent av sure fikseringsmidler i fotografering, en antioksidant, et antiseptisk middel.

Metoder for separering av blandinger

Filtrering, separasjon av heterogene systemer væske - faste partikler (suspensjoner) og gass - faste partikler ved hjelp av porøse filterpartisjoner (FP), som lar væske eller gass passere gjennom, men holder faste partikler. Drivkraften i prosessen er trykkforskjellen på begge sider av faseovergangen.

Ved separering av suspensjoner danner faste partikler vanligvis et lag med vått sediment på FP, som om nødvendig vaskes med vann eller annen væske, og også dehydreres ved å blåse luft eller annen gass gjennom den. Filtrering utføres ved konstant trykkforskjell eller med konstant prosesshastighet w(mengden filtrat i m 3 som passerer gjennom 1 m 2 av FP-overflaten per tidsenhet). Ved konstant trykkforskjell tilføres suspensjonen til filteret under vakuum eller overtrykk, samt av en stempelpumpe; Ved bruk av sentrifugalpumpe øker trykkforskjellen og prosesshastigheten synker.

Avhengig av konsentrasjonen av suspensjoner skilles flere typer filtrering ut. Ved en konsentrasjon på mer enn 1% skjer filtrering med dannelse av et bunnfall, og ved en konsentrasjon på mindre enn 0,1%, med tilstopping av porene i FP (klaring av væsker). Hvis det ikke dannes et tilstrekkelig tett lag av sediment på FP og faste partikler kommer inn i filtratet, filtreres ved å bruke fint dispergerte hjelpematerialer (kiselgur, perlitt), som tidligere er påført FP eller tilsatt suspensjonen. Ved en startkonsentrasjon på mindre enn 10 % er delvis separasjon og fortykning av suspensjoner mulig.

Det er kontinuerlige og periodiske filtre. For sistnevnte er hovedfasene i arbeidet filtrering, vask av sedimentet, avvanning og lossing. I dette tilfellet gjelder optimalisering i henhold til kriteriene størst produktivitet og laveste kostnader. Hvis vask og avvanning ikke utføres, og den hydrauliske motstanden til skilleveggen kan neglisjeres, oppnås den største produktiviteten når filtreringstiden er lik varigheten av hjelpeoperasjonene.

Fleksible FP-er laget av bomull, ull, syntetiske og glassstoffer er anvendelige, så vel som ikke-vevde FP-er laget av naturlige og syntetiske fibre og ufleksible - keramikk, cermet og skum. Bevegelsesretningene til filtratet og tyngdekraftens virkning kan være motsatte, sammenfallende eller være gjensidig vinkelrett.

Filterdesign er variert. En av de vanligste er et roterende trommelvakuumfilter (cm. Fig.) av kontinuerlig virkning, der bevegelsesretningene til filtratet og tyngdekraftens virkning er motsatte. Fordelingsanordningsseksjonen forbinder sone I og II med en vakuumkilde og sone III og IV med en trykkluftkilde. Filtratet og vaskevæsken fra sone I og II går inn i separate mottakere. En automatisert periodisk filterpresse med horisontale kamre, filterduk i form av et endeløst belte og elastiske membraner for avvanning av slam ved pressing har også blitt utbredt. Den utfører alternerende operasjoner med å fylle kamre med suspensjon, filtrering, vasking og avvanning av sediment, frakobling av tilstøtende kamre og fjerning av sediment.

Bestemmelse av dynamisk skjærspenning, effektiv og plastisk viskositet ved normal temperatur

Bestemmelse av dynamisk skjærspenning, effektiv og plastisk viskositet ved forhøyet temperatur

Forsøk 2. Fremstilling og studie av egenskapene til fosforsyresalter.

For å svare på spørsmålet om hva salt er, trenger du vanligvis ikke tenke lenge. Denne kjemiske forbindelsen finnes ganske ofte i hverdagen. Det er ingen grunn til å snakke om vanlig bordsalt. Uorganisk kjemi studerer den detaljerte indre strukturen til salter og deres forbindelser.

Definisjon av salt

Et klart svar på spørsmålet om hva salt er, finner du i verkene til M.V. Lomonosov. Han tildelte dette navnet til skjøre kropper som kan løses opp i vann og ikke antennes når de utsettes for høye temperaturer eller åpen ild. Senere ble definisjonen ikke avledet fra deres fysiske, men fra de kjemiske egenskapene til disse stoffene.

Et eksempel på en blandet syre er kalsiumsaltet av saltsyre og hypoklorsyre: CaOCl 2.

Nomenklatur

Salter dannet av metaller med variabel valens har en tilleggsbetegnelse: etter formelen er valensen skrevet i romertall i parentes. Dermed er det jernsulfat FeSO 4 (II) og Fe 2 (SO4) 3 (III). Navnet på et salt inneholder prefikset hydro- hvis det inneholder usubstituerte hydrogenatomer. For eksempel har kaliumhydrogenfosfat formelen K 2 HPO 4 .

Egenskaper til salter i elektrolytter

Teorien om elektrolytisk dissosiasjon gir sin egen tolkning av kjemiske egenskaper. I lys av denne teorien kan salt defineres som en svak elektrolytt som, når den er oppløst, dissosieres (brytes fra hverandre) i vann. Således kan en saltløsning representeres som et kompleks av positive negative ioner, og den første er ikke hydrogenatomer H +, og den andre er ikke atomer av hydroksylgruppen OH -. Det er ingen ioner som finnes i alle typer saltløsninger, så de har ingen felles egenskaper. Jo lavere ladningene til ionene som danner saltløsningen er, jo bedre dissosierer de, jo bedre er den elektriske ledningsevnen til en slik flytende blanding.

Løsninger av sure salter

Sure salter i løsning brytes ned til komplekse negative ioner, som er syreresten, og enkle anioner, som er positivt ladede metallpartikler.

For eksempel fører oppløsningsreaksjonen av natriumbikarbonat til dekomponering av saltet til natriumioner og resten HCO 3 -.

Hele formelen ser slik ut: NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -, HCO 3 - = H + + CO 3 2-.

Løsninger av basiske salter

Dissosiasjon av basiske salter fører til dannelse av sure anioner og komplekse kationer bestående av metaller og hydroksylgrupper. Disse komplekse kationene er på sin side også i stand til å brytes ned under dissosiasjon. Derfor, i enhver løsning av et salt av hovedgruppen, er OH - ioner tilstede. For eksempel fortsetter dissosiasjonen av hydroksomagnesiumklorid som følger:

Spredning av salter

Hva er salt? Dette elementet er en av de vanligste kjemiske forbindelsene. Alle kjenner til bordsalt, kritt (kalsiumkarbonat) og så videre. Blant karbonatsyresalter er det vanligste kalsiumkarbonat. Det er en komponent av marmor, kalkstein og dolomitt. Kalsiumkarbonat er også grunnlaget for dannelsen av perler og koraller. Denne kjemiske forbindelsen er en integrert komponent for dannelse av hardt integument i insekter og skjeletter i chordater.

Bordsalt har vært kjent for oss siden barndommen. Leger advarer mot overdreven bruk, men i moderate mengder er det avgjørende for vitale prosesser i kroppen. Og det er nødvendig for å opprettholde riktig blodsammensetning og produksjon av magesaft. Saltløsninger, en integrert del av injeksjoner og dråpere, er ikke annet enn en løsning av bordsalt.