Vann er en av de viktigste kjemiske forbindelsene på planeten vår. En av dens mest interessante egenskaper er evnen til å danne vandige løsninger. Og på mange områder innen vitenskap og teknologi spiller løseligheten av salt i vann en viktig rolle.
Løselighet forstås som evnen til ulike stoffer til å danne homogene (homogene) blandinger med væsker - løsemidler. Det er volumet av materiale som brukes til å oppløse og danne en mettet løsning som bestemmer dens løselighet, sammenlignbar med massefraksjonen av dette stoffet eller mengden i en konsentrert løsning.
I henhold til deres evne til å oppløse, er salter klassifisert som følger:
- Løselige stoffer inkluderer stoffer som kan løses i 100 g vann mer enn 10 g;
- Lite løselige inkluderer de hvis mengde i løsningsmidlet ikke overstiger 1 g;
- konsentrasjonen av uløselige stoffer i 100 g vann er mindre enn 0,01.
Når polariteten til stoffet som brukes til oppløsning er lik polariteten til løsningsmidlet, er det løselig. Med ulike polariteter er det mest sannsynlig ikke mulig å fortynne stoffet.
Hvordan skjer oppløsning?
Hvis vi snakker om hvorvidt salt løses opp i vann, så er dette en rettferdig påstand for de fleste salter. Det er en spesiell tabell, i henhold til hvilken du nøyaktig kan bestemme løselighetsverdien. Siden vann er et universelt løsningsmiddel, blander det seg godt med andre væsker, gasser, syrer og salter.
En av de mest illustrerende eksempler oppløsning fast i vann kan observeres nesten hver dag på kjøkkenet, mens du tilbereder retter ved hjelp av bordsalt. Så hvorfor oppløses salt i vann?
Fra skolekurs I kjemi husker mange at molekylene vann og salt er polare. Dette betyr at deres elektriske poler er motsatte, noe som resulterer i en høy dielektrisk konstant. Vannmolekyler omgir ioner av et annet stoff, for eksempel i tilfellet vi vurderer, NaCl. Dette gir en væske som er homogen i konsistensen.
Effekt av temperatur
Det er noen faktorer som påvirker løseligheten til salter. Først av alt er dette temperaturen på løsningsmidlet. Jo høyere den er, desto større er diffusjonskoeffisienten til partikler i væsken, og masseoverføring skjer raskere.
Selv om for eksempel løseligheten av bordsalt (NaCl) i vann praktisk talt ikke avhenger av temperaturen, siden løselighetskoeffisienten er 35,8 ved 20 °C og 38,0 ved 78 °C. Men kobbersulfat (CaSO4) løses opp med økende temperatur. mindre bra.
Andre faktorer som påvirker løseligheten inkluderer:
- Størrelsen på oppløste partikler - med et større område med faseseparasjon skjer oppløsningen raskere.
- En blandeprosess som, når den utføres intensivt, fremmer mer effektiv masseoverføring.
- Tilstedeværelsen av urenheter: noen akselererer oppløsningsprosessen, mens andre, ved å komplisere diffusjon, reduserer prosessens hastighet.
Video om mekanismen for saltoppløsning
Et salt kan defineres som en forbindelse som dannes ved en reaksjon mellom en syre og en base, men som ikke er vann. Denne delen vil vurdere egenskapene til salter som er assosiert med ioniske likevekter.
reaksjoner av salter i vann
Det skal vises litt senere at løselighet er et relativt begrep. Men for diskusjonen fremover kan vi grovt sett dele alle salter inn i de som er løselige og de som er uløselige i vann.
Noen salter danner nøytrale løsninger når de oppløses i vann. Andre salter danner sure eller alkaliske løsninger. Dette skyldes forekomsten av en reversibel reaksjon mellom saltioner og vann, som et resultat av at det dannes konjugerte syrer eller baser. Hvorvidt saltløsningen viser seg å være nøytral, sur eller alkalisk avhenger av salttypen. I denne forstand er det fire typer salter.
Det ble dannet salter sterke syrer og svake baser. Salter av denne typen, når de er oppløst i vann, danner en sur løsning. La oss ta ammoniumklorid NH4Cl som et eksempel. Når dette saltet er oppløst i vann, fungerer ammoniumionet som
Den overskytende mengden H3O+ ioner som dannes i denne prosessen gjør at løsningen blir sur.
Salter dannet av en svak syre og en sterk base. Salter av denne typen, når de er oppløst i vann, danner en alkalisk løsning. Som et eksempel, la oss ta natriumacetat CH3COONa1. Acetationet fungerer som en base, og aksepterer et proton fra vann, som i dette tilfellet fungerer som en syre.
Den overskytende mengden OH-ioner som dannes i denne prosessen bestemmer de alkaliske egenskapene til løsningen.
Salter dannet av sterke syrer og sterke baser. Når salter av denne typen løses i vann, dannes en nøytral løsning. La oss ta natriumklorid NaCl som et eksempel. Når det er oppløst i vann, er dette saltet fullstendig ionisert, og derfor er konsentrasjonen av Na+ ioner lik konsentrasjonen av Cl-ioner. Siden verken det ene eller det andre ionet går inn i syre-base-reaksjoner med vann, dannes det ikke en overflødig mengde H3O+ eller OH-ioner i løsningen. Derfor viser løsningen seg å være nøytral.
Salter dannet av svake syrer og svake baser. Et eksempel på denne typen salt er ammoniumacetat. Når det er oppløst i vann, reagerer ammoniumion med vann som en syre, og acetation reagerer med vann som base. Begge disse reaksjonene er beskrevet ovenfor. En vandig løsning av et salt dannet av en svak syre og en svak base kan være svakt sur, svakt alkalisk eller nøytral, avhengig av de relative konsentrasjonene av H3O+ og OH-ionene som dannes som et resultat av reaksjonene til saltets kationer og anioner med vann. Dette avhenger av forholdet mellom verdiene til dissosiasjonskonstantene til kation og anion.
Løselighetstabellen for kjemiske elementer er en tabell med vannløselighetene til de mest kjente uorganiske syrer, baser og salter.
Definisjon 1
Løselighetstabellen i kjemi viser løselighet ved 20 °C, løselighet øker med økende temperatur.
Et stoff er løselig i vann hvis løseligheten er mer enn 1 g per 100 g vann og uløselig hvis det er mindre enn 0,1 g/100 g. For eksempel å finne litium i løselighetstabellen i kjemi, kan du være sikker på at nesten alle. dets salter danner løsninger.
I fig. 1 og fig. 2 viser et bilde av den fullstendige løselighetstabellen i kjemi med navn på syrerester.
Figur 1. Fotoløselighetstabell i kjemi 2018-2019
Figur 2. Kjemitabell med syrer og syrerester
For å lage navnet på et salt, må du bruke det periodiske systemet og løselighet. Navnet på syreresten legges til navnet på metallet fra det periodiske systemet, for eksempel:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - sinkfosfat; $\mathrm(FeSO_4)$ - jern(II)sulfat.
I parentes med tekstnavnet må du angi metallets valens, hvis det er flere av dem. Når det gjelder jern, er det også et salt $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - jern(III)sulfat.
Hva kan du lære ved å bruke løselighetstabellen i kjemi?
Tabellen over løselighet av stoffer i kjemi med utfelling brukes til å bestemme muligheten for at enhver reaksjon skal skje, siden for irreversibelt forløp reaksjonen krever dannelse av et bunnfall eller gass.
| 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 løsningsmidler.
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 surt oksid 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 kationet eller anionen. 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 Råvarer til industriell produksjon
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-, metallurgisk-, glass-, lær-, tekstilindustrien, jordbruk
, medisin osv.
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 et brudd kommunikasjon V-O inne i polyanioner. Polyanioner kan feste sidegrupper - bor-oksygen tetraedre eller trekanter, deres dimerer eller fremmede anioner.
Ammonium, alkali og andre metaller i +1 oksidasjonstilstand 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;. Alkaliske jordborater og tungmetaller interagerer med løsninger av alkalier, karbonater og bikarbonater 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 halogener med andre elementer. 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 har også egenskapene til salter. sjeldne jordartselementer. 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 koketemperaturene 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, Sb pentafluorider og overgangsmetaller, oksofluorider med sammensetning 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, og 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 vannet i hav og hav, i 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 - 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. Funksjoner 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. Hvordan metall er mer aktivt, jo høyere dekomponeringstemperaturen til dets karbonat. 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, magnesit MgCO 3, sideritt FeCO 3, smithsonite ZnCO 3 og noen andre 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). Fra vandige løsninger ved temperaturer nær romtemperatur krystalliserer bare alkalimetallnitrater som vannfrie, resten - i form av krystallinske hydrater. Fysisk-kjemiske egenskaper vannfri og hydratisert nitrat av samme metall kan være svært forskjellige.
Vannfrie krystallinske forbindelser av d-elementnitrater er farget. Konvensjonelt kan nitrater deles inn i forbindelser med overveiende kovalent type bindinger (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, forårsaket av tilstedeværelsen av NO 3-ionet, 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 en geometrisk struktur likesidet trekant med N-atom i sentrum, ONO-vinkler ~ 120° og lengder N-O obligasjoner 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 inn høye grader oksidasjon på grunn av sterisk Vannfrie nitrater kan ikke dannes med vanskeligheter, og de kjennetegnes 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.
På mange måter kjemiske egenskaper nitrater ligner 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, konservering matvarer, som medisiner og for 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 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; vinkel ONO 115°, lengde N-O tilkoblinger 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 nitritter av alkalimetaller smelter uten nedbrytning; 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, de oksideres til nitrater. Oksygen og CO 2 interagerer ikke med faste nitritter og deres vandige løsninger. Nitritt bidrar til nedbrytning av nitrogenholdig organisk materiale, spesielt aminer, amider, etc. 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 inkluderes i sammensetningen. blandede salter, f.eks. 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (burkeittmineral), MgSO 4 KCl 3H 2 O (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 pyrosulfuric acid 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 vandig løsning 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 med 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 å separere 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 er optimalisering i henhold til kriteriene størst produktivitet og laveste kostnader aktuelt. 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.
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 veiledning som hjelper med å mestre kjemiske baser. 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.