Woda jest jednym z głównych związków chemicznych występujących na naszej planecie. Jedną z jego najciekawszych właściwości jest zdolność do tworzenia roztworów wodnych. W wielu obszarach nauki i technologii rozpuszczalność soli w wodzie odgrywa ważną rolę.
Rozpuszczalność rozumiana jest jako zdolność różnych substancji do tworzenia jednorodnych (jednorodnych) mieszanin z cieczami - rozpuszczalnikami. To objętość materiału, która służy do rozpuszczenia i utworzenia roztworu nasyconego, określa jego rozpuszczalność, porównywalną z udziałem masowym tej substancji lub jej ilością w stężonym roztworze.
Ze względu na zdolność rozpuszczania się sole dzieli się na:
- Do substancji rozpuszczalnych zalicza się substancje, które w 100 g wody można rozpuścić więcej niż 10 g;
- Słabo rozpuszczalne obejmują te, których ilość w rozpuszczalniku nie przekracza 1 g;
- stężenie substancji nierozpuszczalnych w 100 g wody jest mniejsze niż 0,01.
Gdy polarność substancji użytej do rozpuszczenia jest podobna do polarności rozpuszczalnika, jest ona rozpuszczalna. Przy różnych polarnościach najprawdopodobniej nie jest możliwe rozcieńczenie substancji.
Jak następuje rozpuszczenie?
Jeśli mówimy o tym, czy sól rozpuszcza się w wodzie, to w przypadku większości soli jest to uczciwe stwierdzenie. Istnieje specjalna tabela, według której można dokładnie określić wartość rozpuszczalności. Ponieważ woda jest rozpuszczalnikiem uniwersalnym, dobrze miesza się z innymi cieczami, gazami, kwasami i solami.
Jeden z najbardziej ilustrujące przykłady rozpuszczenie solidny w wodzie można zaobserwować niemal na co dzień w kuchni, podczas przygotowywania potraw sól kuchenna. Dlaczego więc sól rozpuszcza się w wodzie?
Z kurs szkolny W chemii wiele osób pamięta, że cząsteczki wody i soli są polarne. Oznacza to, że ich bieguny elektryczne są przeciwne, co skutkuje wysoką stałą dielektryczną. Cząsteczki wody otaczają jony innej substancji, np. w naszym przypadku NaCl. W ten sposób powstaje ciecz o jednorodnej konsystencji.
Wpływ temperatury
Istnieje kilka czynników wpływających na rozpuszczalność soli. Przede wszystkim jest to temperatura rozpuszczalnika. Im jest on wyższy, tym większy jest współczynnik dyfuzji cząstek w cieczy, a przenoszenie masy następuje szybciej.
Choć np. rozpuszczalność soli kuchennej (NaCl) w wodzie praktycznie nie zależy od temperatury, gdyż jej współczynnik rozpuszczalności wynosi 35,8 w 20°C i 38,0 w 78°C. Jednak siarczan miedzi (CaSO4) wraz ze wzrostem temperatury woda rozpuszcza się gorzej.
Inne czynniki wpływające na rozpuszczalność obejmują:
- Wielkość rozpuszczonych cząstek – przy większym obszarze separacji faz, rozpuszczanie następuje szybciej.
- Proces mieszania, który intensywnie przeprowadzany sprzyja bardziej efektywnemu przenoszeniu masy.
- Obecność zanieczyszczeń: niektóre przyspieszają proces rozpuszczania, inne, komplikując dyfuzję, zmniejszają szybkość procesu.
Film o mechanizmie rozpuszczania soli
Sól można zdefiniować jako związek powstający w wyniku reakcji kwasu z zasadą, ale nie będący wodą. W tej sekcji rozważymy te właściwości soli, które są związane z równowagą jonową.
reakcje soli w wodzie
Nieco później zostanie pokazane, że rozpuszczalność jest pojęciem względnym. Jednakże na potrzeby dalszej dyskusji możemy z grubsza podzielić wszystkie sole na rozpuszczalne i nierozpuszczalne w wodzie.
Niektóre sole po rozpuszczeniu w wodzie tworzą obojętne roztwory. Inne sole tworzą roztwory kwaśne lub zasadowe. Dzieje się tak na skutek wystąpienia odwracalnej reakcji pomiędzy jonami soli i wodą, w wyniku której powstają sprzężone kwasy lub zasady. To, czy roztwór soli okaże się obojętny, kwaśny czy zasadowy, zależy od rodzaju soli. W tym sensie istnieją cztery rodzaje soli.
Powstały sole mocne kwasy i słabe zasady. Sole tego typu po rozpuszczeniu w wodzie tworzą kwaśny roztwór. Weźmy jako przykład chlorek amonu NH4Cl. Kiedy sól ta zostanie rozpuszczona w wodzie, jon amonowy działa jak
Nadmiar powstałych w tym procesie jonów H3O+ powoduje, że roztwór ma właściwości kwasowe.
Sole utworzone przez słaby kwas i mocną zasadę. Sole tego typu po rozpuszczeniu w wodzie tworzą roztwór zasadowy. Jako przykład weźmy octan sodu CH3COONa1 Jon octanowy działa jak zasada, pobierając proton z wody, która w tym przypadku działa jak kwas:
Nadmiar powstałych w tym procesie jonów OH- decyduje o alkalicznych właściwościach roztworu.
Sole utworzone przez mocne kwasy i mocne zasady. Po rozpuszczeniu soli tego typu w wodzie powstaje obojętny roztwór. Weźmy jako przykład chlorek sodu NaCl. Po rozpuszczeniu w wodzie sól ta jest całkowicie zjonizowana, w związku z czym stężenie jonów Na+ okazuje się równe stężeniu jonów Cl-. Ponieważ ani jeden, ani drugi jon nie wchodzi w reakcje kwasowo-zasadowe z wodą, w roztworze nie tworzy się nadmiarowa ilość jonów H3O+ lub OH. Rozwiązanie okazuje się zatem neutralne.
Sole utworzone przez słabe kwasy i słabe zasady. Przykładem tego typu soli jest octan amonu. Po rozpuszczeniu w wodzie jon amonowy reaguje z wodą jako kwasem, a jon octanowy reaguje z wodą jako zasadą. Obie te reakcje opisano powyżej. Wodny roztwór soli utworzony przez słaby kwas i słabą zasadę może być słabo kwaśny, słabo zasadowy lub obojętny, w zależności od względnych stężeń jonów H3O+ i OH- powstałych w wyniku reakcji kationów soli i aniony z wodą. Zależy to od zależności między wartościami stałych dysocjacji kationu i anionu.
Tabela rozpuszczalności pierwiastków chemicznych to tabela rozpuszczalności w wodzie najsłynniejszych kwasów nieorganicznych, zasad i soli.
Definicja 1
Tabela rozpuszczalności w chemii pokazuje rozpuszczalność w 20 ° C, rozpuszczalność wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.
Substancja jest rozpuszczalna w wodzie, jeśli jej rozpuszczalność jest większa niż 1 g na 100 g wody i nierozpuszczalna, jeśli jest mniejsza niż 0,1 g/100 g. Na przykład, znajdując lit w tabeli rozpuszczalności w chemii, możesz być pewien, że prawie wszystkie jego sole tworzą roztwory.
Na ryc. 1 i rys. 2 pokazuje zdjęcie pełnej tabeli rozpuszczalności w chemii z nazwami reszt kwasowych.
Rysunek 1. Tabela rozpuszczalności zdjęć w chemii 2018-2019
Rysunek 2. Tabela chemii z kwasami i resztami kwasów
Aby wymyślić nazwę soli, musisz skorzystać z układu okresowego i rozpuszczalności. Nazwę reszty kwasowej dodaje się do nazwy metalu z układu okresowego, na przykład:
$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - fosforan cynku; $\mathrm(FeSO_4)$ - siarczan żelaza (II).
W nawiasie przy nazwie tekstu należy podać wartościowość metalu, jeśli jest ich kilka. W przypadku żelaza występuje również sól $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - siarczan żelaza (III).
Czego można się dowiedzieć, korzystając z tabeli rozpuszczalności w chemii?
Tabela rozpuszczalności substancji w chemii z wytrącaniem służy do określenia możliwości wystąpienia jakiejkolwiek reakcji, ponieważ dla nieodwracalny przebieg reakcja wymaga wytrącenia osadu lub gazu.
| Kationy | Aniony | |||||||||
| F- | Cl- | Br- | I - | S 2- | NIE 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| K+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| NH4+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg2+ | RK | R | R | R | M | R | 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 |
| Sn2+ | R | R | R | M | RK | R | N | N | R | N |
| Pb2+ | 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 |
| Fe2+ | M | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Fe3+ | R | R | R | - | - | R | G | N | R | RK |
| Co2+ | M | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Ni2+ | M | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Cu2+ | M | R | R | - | N | R | G | N | R | N |
| Zn2+ | M | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Płyta 2+ | R | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Hg2+ | 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 |
Legenda:
P – substancja dobrze rozpuszczalna w wodzie; M - słabo rozpuszczalny; H - praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale łatwo rozpuszczalny w słabych lub rozcieńczonych kwasach; RK - nierozpuszczalny w wodzie i rozpuszczalny tylko w mocnych kwasach nieorganicznych; NK - nierozpuszczalny ani w wodzie, ani w kwasach; G - po rozpuszczeniu ulega całkowitej hydrolizie i nie występuje w kontakcie z wodą. Myślnik oznacza, że taka substancja w ogóle nie istnieje.
W roztworach wodnych sole całkowicie lub częściowo dysocjują na jony. Sole słabych kwasów i/lub słabych zasad ulegają hydrolizie. Wodne roztwory soli zawierają uwodnione jony, pary jonowe i bardziej złożone formy chemiczne, w tym produkty hydrolizy itp. Wiele soli jest również rozpuszczalnych w alkoholach, acetonie, amidach kwasowych i innych rozpuszczalnikach organicznych.
Z roztworów wodnych sole mogą krystalizować w postaci krystalicznych hydratów, z roztworów niewodnych - w postaci krystalicznych solwatów, np. CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Dane o różnych procesach zachodzących w układach woda-sól, o rozpuszczalności soli w ich wspólnej obecności w zależności od temperatury, ciśnienia i stężenia, o składzie fazy stałej i ciekłej można uzyskać badając wykresy rozpuszczalności układów woda-sól.
Ogólne metody syntezy soli.
1. Otrzymywanie soli średnich:
1) metal z niemetalem: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal z kwasem: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metal z roztworem soli mniej aktywnego metalu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) tlenek zasadowy z tlenkiem kwasowym: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) zasadowy tlenek z kwasem CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) zasady z tlenkiem kwasowym Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) zasady z kwasem: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) sole z kwasem: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
9) roztwór zasadowy z roztworem soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) roztwory dwóch soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2.Otrzymywanie soli kwasowych:
1. Oddziaływanie kwasu z brakiem zasady. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Oddziaływanie zasady z nadmiarem tlenku kwasowego
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Oddziaływanie soli średniej z kwasem Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3.Otrzymywanie soli zasadowych:
1. Hydroliza soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas
ZnCl2 + H2O = Cl + HCl
2. Dodawanie (kropla po kropli) małych ilości zasad do roztworów soli metali średnich AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Oddziaływanie soli słabych kwasów z solami średnimi
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Otrzymywanie soli złożonych:
1. Reakcje soli z ligandami: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Otrzymywanie soli podwójnych:
1. Wspólna krystalizacja dwóch soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Reakcje redoks spowodowane właściwościami kationu lub anionu. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Właściwości chemiczne soli kwasowych:
1. Rozkład termiczny z utworzeniem średniej soli
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Interakcja z alkaliami. Uzyskanie średniej soli.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Właściwości chemiczne soli zasadowych:
1. Rozkład termiczny.
2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Oddziaływanie z kwasem: tworzenie się średniej soli.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O
4. Właściwości chemiczne soli złożonych:
1. Zniszczenie kompleksów na skutek tworzenia się słabo rozpuszczalnych związków:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Wymiana ligandów pomiędzy sferą zewnętrzną i wewnętrzną.
K2 + 6H2O = Cl2 + 2KCl
5.Właściwości chemiczne soli podwójnych:
1. Oddziaływanie z roztworami alkalicznymi: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Redukcja: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, rozcieńcz. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4 Surowce do produkcja przemysłowa
Szereg soli - chlorki, siarczany, węglany, borany Na, K, Ca, Mg to woda morska i oceaniczna, naturalne solanki powstałe podczas jej parowania oraz stałe osady soli. Dla grupy minerałów tworzących osadowe złoża soli (siarczany i chlorki Na, K i Mg) używa się umownej nazwy „sole naturalne”. Największe złoża soli potasowych znajdują się w Rosji (Solikamsk), Kanadzie i Niemczech, potężne złoża rud fosforanowych znajdują się w Afryce Północnej, Rosji i Kazachstanie, NaNO3 w Chile. Sole znajdują zastosowanie w przemyśle spożywczym, chemicznym, hutniczym, szklarskim, skórzanym, tekstylnym, rolnictwo
, medycyna itp.
1. Borany (oksoborany), sole kwasów borowych: metaborowy HBO 2, ortoborowy H3 BO 3 i kwasy poliboronowe nieizolowane w stanie wolnym. Na podstawie liczby atomów boru w cząsteczce dzieli się je na mono-, di, tetra-, heksaborany itp. Borany nazywane są również kwasami, które je tworzą oraz liczbą moli B 2 O 3 na 1 mol głównego tlenku. Zatem różne metaborany można nazwać monoboranami, jeśli zawierają anion B(OH)4 lub anion łańcuchowy (BO2) n n - diborany - jeśli zawierają podwójny anion w łańcuchu (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborany - jeśli zawierają anion pierścieniowy (B 3 O 6) 3-.
Struktury boranów obejmują grupy borowo-tlenowe - „bloki” zawierające od 1 do 6, a czasem 9 atomów boru, na przykład:
Liczba koordynacyjna atomów boru wynosi 3 (grupy trójkątne bor-tlen) lub 4 (grupy czworościenne). Grupy borowo-tlenowe są podstawą nie tylko struktur wyspowych, ale także bardziej złożonych - łańcuchowych, warstwowych i polimeryzowanych ramowo. Te ostatnie powstają w wyniku eliminacji wody z cząsteczek uwodnionego boranu i utworzenia wiązań mostkowych poprzez atomy tlenu; procesowi czasami towarzyszy pęknięcie Komunikacja V-O wewnątrz polianionów. Polianiony mogą przyłączać grupy boczne - czworościany lub trójkąty boru i tlenu, ich dimery lub obce aniony.
Amon, zasady i inne metale na stopniu utlenienia +1 tworzą najczęściej uwodnione i bezwodne metaborany, takie jak MBO 2, tetraborany M 2 B 4 O 7, pentaborany MB 5 O 8, a także dekaborany M 4 B 10 O 17 N H 2 O. Ziemia alkaliczna i inne metale na stopniu utlenienia + 2 zwykle dają uwodnione metaborany, triborany M 2 B 6 O 11 i heksaborany MB 6 O 10. jak również bezwodne meta-, orto- i tetraborany. Metale na stopniu utlenienia +3 charakteryzują się uwodnionymi i bezwodnymi ortoboranami MBO 3.
Borany to bezbarwne, amorficzne substancje lub kryształy (głównie o strukturze niskosymetrycznej - jednoskośnej lub ortorombowej). W przypadku bezwodnych boranów temperatury topnienia wahają się od 500 do 2000 ° C; Najwyższe temperatury topnienia mają metaborany metali alkalicznych oraz orto- i metaborany metali ziem alkalicznych. Większość boranów łatwo tworzy szkła po ochłodzeniu ich stopu. Twardość uwodnionych boranów w skali Mohsa wynosi 2-5, bezwodnych - do 9.
Uwodnione monoborany tracą wodę krystalizacyjną do ~180°C, poliborany - w temperaturze 300-500°C; eliminacja wody dzięki grupom OH , skoordynowane wokół atomów boru występuje do ~750°C. Przy całkowitym odwodnieniu tworzą się substancje amorficzne, które w temperaturze 500-800°C w większości przypadków ulegają „przegrupowaniu boranowemu” – krystalizacji, której towarzyszy (w przypadku poliboranów) częściowy rozkład z uwolnieniem B 2 O 3.
Borany metali alkalicznych, amonu i T1(I) są rozpuszczalne w wodzie (zwłaszcza meta- i pentaborany) i hydrolizują w roztworach wodnych (roztwory mają odczyn zasadowy). Większość boranów łatwo ulega rozkładowi pod wpływem kwasów, w niektórych przypadkach pod wpływem CO2; i SO2;. Borany ziem alkalicznych i metale ciężkie oddziałują z roztworami zasad, węglanów i wodorowęglanów metali alkalicznych. Bezwodne borany są chemicznie trwalsze niż uwodnione borany. Z niektórymi alkoholami, w szczególności z gliceryną, borany tworzą rozpuszczalne w wodzie kompleksy. Pod wpływem silnych utleniaczy, w szczególności H 2 O 2 lub podczas utleniania elektrochemicznego, borany przekształcają się w nadtlenoborany .
Znanych jest około 100 naturalnych boranów, które są głównie solami Na, Mg, Ca, Fe.
Uwodnione borany otrzymuje się: przez zobojętnienie H 3 VO 3 tlenkami, wodorotlenkami lub węglanami metali; reakcje wymiany boranów metali alkalicznych, najczęściej Na, z solami innych metali; reakcja wzajemnego przekształcenia słabo rozpuszczalnych boranów z wodnymi roztworami boranów metali alkalicznych; procesy hydrotermalne z wykorzystaniem halogenków metali alkalicznych jako dodatków mineralizujących. Bezwodne borany otrzymuje się przez stopienie lub spiekanie B 2 O 3 z tlenkami lub węglanami metali lub przez odwodnienie hydratów; monokryształy hoduje się w roztworach boranów w stopionych tlenkach, na przykład Bi 2 O 3.
Borany stosuje się: do otrzymywania innych związków boru; jako składniki wsadu w produkcji szkła, szkliw, emalii, ceramiki; do powłok i impregnatów ognioodpornych; jako składniki topników do uszlachetniania, spawania i lutowania metali”; jako pigmenty i wypełniacze do farb i lakierów; jako zaprawy barwiące, inhibitory korozji, składniki elektrolitów, luminoforów itp. Najpowszechniej stosowane są boraks i borany wapnia.
2. Halogenki, związki chemiczne halogeny z innymi pierwiastkami. Halogenki zwykle obejmują związki, w których atomy halogenu mają większą elektroujemność niż drugi pierwiastek. Halogenki nie są tworzone przez He, Ne i Ar. Do prostych lub binarnych halogenków EC N (N- najczęściej liczba całkowita od 1 dla monohalogenków do 7 dla IF 7 i ReF 7, ale może być również ułamkowa, np. 7/6 dla Bi 6 Cl 7) obejmują w szczególności sole kwasów halogenowodorowych i związki międzyhalogenowe (np. , halofluorki). Istnieją również halogenki mieszane, polihalogenki, wodorohalogenki, oksohalogenki, tlenohalogenki, hydroksyhalogenki, tiohalogenki i halogenki złożone. Stopień utlenienia halogenów w halogenkach wynosi zwykle -1.
Ze względu na charakter wiązania pierwiastek-halogen proste halogenki dzielą się na jonowe i kowalencyjne. W rzeczywistości połączenia mają charakter mieszany z przewagą wkładu tego lub innego składnika. Halogenki metali alkalicznych i ziem alkalicznych, a także wiele mono- i dihalogenków innych metali to typowe sole, w których dominuje jonowy charakter wiązania. Większość z nich jest stosunkowo ogniotrwała, mało lotna i dobrze rozpuszczalna w wodzie; w roztworach wodnych prawie całkowicie dysocjują na jony. Trójhalogenki mają również właściwości soli. pierwiastki ziem rzadkich. Rozpuszczalność halogenków jonowych w wodzie na ogół zmniejsza się od jodków do fluorków. Chlorki, bromki i jodki Ag + , Cu + , Hg + i Pb 2+ są słabo rozpuszczalne w wodzie.
Wzrost liczby atomów halogenu w halogenkach metali lub stosunek ładunku metalu do promienia jego jonu prowadzi do wzrostu składnika kowalencyjnego wiązania, zmniejszenia rozpuszczalności w wodzie i stabilności termicznej halogenków , wzrost lotności, wzrost utleniania, zdolność i skłonność do hydrolizy. Zależności te obserwuje się dla halogenków metali tego samego okresu i szeregu halogenków tego samego metalu. Można je łatwo zaobserwować na przykładzie właściwości termicznych. Przykładowo dla halogenków metali IV okresu temperatury topnienia i wrzenia wynoszą odpowiednio 771 i 1430°C dla KCl, 772 i 1960°C dla CaCl2, 967 i 975°C dla ScCl3, -24,1 i 136°C dla TiCl4 . Dla UF 3 temperatura topnienia wynosi ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. W rzędach połączeń EH N ze stałą N Kowalencyjność wiązania zwykle wzrasta przy przejściu od fluorków do chlorków i maleje przy przejściu od tych ostatnich do bromków i jodków. Zatem dla AlF 3 temperatura sublimacji wynosi 1280°C, AlC1 3 180°C, temperatura wrzenia AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. W seriach ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura sublimacji wynosi odpowiednio 906, 334, 355 i 418°C. W szeregach MF N i MC1 N gdzie M jest metalem jednej podgrupy, kowalencyjność wiązania maleje wraz ze wzrostem masy atomowej metalu. Istnieje kilka fluorków i chlorków metali z w przybliżeniu równym udziałem składników wiązań jonowych i kowalencyjnych.
Średnia energia wiązania pierwiastek-halogen maleje przy przejściu od fluorków do jodków i wraz ze wzrostem N(patrz tabela).
Wiele halogenków metali zawierających izolowane lub mostkujące atomy O (odpowiednio okso- i oksyhalogenki), na przykład oksotrifluorek wanadu VOF 3, dioksyfluorek niobu NbO 2 F, dioksojodek wolframu WO 2 I 2.
Halogenki złożone (halometalany) zawierają złożone aniony, w których atomy halogenu są ligandami, np. heksachloroplatynian(IV) potasu K2, heptafluorotantalan(V) sodu, Na, heksafluoroarsenian(V) litu. Największą stabilność termiczną mają fluoro-, oksofluoro- i chlormetalany. Ze względu na charakter wiązań związki jonowe z kationami NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + itp. są podobne do halogenków złożonych.
Wiele halogenków charakteryzuje się asocjacją i polimeryzacją w fazie ciekłej i gazowej z utworzeniem wiązań mostkowych. Najbardziej podatne na to są halogenki metali z grup I i II, AlCl 3, pentafluorki Sb i metale przejściowe, oksofluorki o składzie MOF 4. Halogenki posiadające wiązanie metal-metal znane są m.in. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorki znacznie różnią się właściwościami od innych halogenków. Jednakże w prostych halogenkach różnice te są mniej wyraźne niż w samych halogenkach, a w halogenkach złożonych są mniej wyraźne niż w prostych halogenkach.
Wiele halogenków kowalencyjnych (zwłaszcza fluorków) to mocne kwasy Lewisa, np. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorki wchodzą w skład superkwasów. Wyższe halogenki są redukowane przez metale i wodór, na przykład:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
UF6 + H2 = UF4 + 2HF
Halogenki metali z grup V-VIII, z wyjątkiem Cr i Mn, są redukowane przez H2 do metali, na przykład:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Wiele kowalencyjnych i jonowych halogenków metali reaguje ze sobą, tworząc złożone halogenki, na przykład:
KS1 + TaCl5 = K
Lżejsze halogeny mogą wypierać cięższe halogenki. Tlen może utleniać halogenki, uwalniając C12, Br2 i I2. Jedną z charakterystycznych reakcji halogenków kowalencyjnych jest oddziaływanie z wodą (hydroliza) lub jej parą po podgrzaniu (pirohydroliza), prowadzące do powstania tlenków, oksy- lub oksohalogenków, wodorotlenków i halogenowodorów.
Halogenki otrzymuje się bezpośrednio z pierwiastków, w reakcji halogenowodorów lub kwasów halogenowodorowych z pierwiastkami, tlenkami, wodorotlenkami lub solami oraz w reakcjach wymiany.
Halogenki są szeroko stosowane w technologii jako surowce do produkcji halogenów, metali alkalicznych i ziem alkalicznych, jako składniki szkieł i innych materiałów nieorganicznych; są półproduktami w produkcji metali rzadkich i niektórych metali nieżelaznych, U, Si, Ge itp.
W naturze halogenki tworzą oddzielne klasy minerałów, do których zaliczają się fluorki (na przykład minerały fluoryt, kriolit) i chlorki (sylwin, karnalit). Brom i jod występują w niektórych minerałach jako zanieczyszczenia izomorficzne. Znaczne ilości halogenków zawarte są w wodach mórz i oceanów, w soli i solankach podziemnych. Niektóre halogenki, na przykład NaCl, KC1, CaCl2, są częścią organizmów żywych.
3. Węglany (od łac. carbo, rodzaj carbonis węgiel), sole kwasu węglowego. Wyróżnia się średnie węglany z anionem CO 3 2- i kwasowe lub węglowodory (stare wodorowęglany) z anionem HCO 3 -. Węglany - substancje krystaliczne. Większość soli metali średnich na stopniu utlenienia +2 krystalizuje w sześciokąty. kalcyt typu kratowego lub aragonit typu rombowego.
Spośród średnich węglanów rozpuszczalne w wodzie są jedynie sole metali alkalicznych, amonowe i Tl(I). W wyniku znacznej hydrolizy ich roztwory mają odczyn zasadowy. Węglany metali najtrudniej rozpuszczają się na stopniu utlenienia + 2. Wręcz przeciwnie, wszystkie wodorowęglany są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Podczas reakcji wymiany w roztworach wodnych pomiędzy solami metali i Na2CO3 powstają osady średnich węglanów w przypadkach, gdy ich rozpuszczalność jest znacznie mniejsza niż odpowiednich wodorotlenków. Dzieje się tak w przypadku Ca, Sr i ich analogów, lantanowców, Ag(I), Mn(II), Pb(II) i Cd(II). Pozostałe kationy, oddziałując z rozpuszczonymi węglanami w wyniku hydrolizy, mogą dać nie pośrednie, ale zasadowe kraboniany, a nawet wodorotlenki. Średnie kraboniany zawierające wielokrotnie naładowane kationy mogą czasami wytrącić się z roztworów wodnych w obecności dużego nadmiaru CO2.
Właściwości chemiczne węglanów wynikają z ich przynależności do klasy nieorganicznych soli słabych kwasów. Cechy węglany są związane z ich słabą rozpuszczalnością, a także niestabilnością termiczną zarówno samych krabonianów, jak i H 2 CO 3. Właściwości te wykorzystuje się w analizie krabonianów, opierając się albo na ich rozkładzie mocnymi kwasami i ilościowej absorpcji powstałego CO 2 przez roztwór alkaliczny, albo na wytrąceniu jonu CO 3 2- z roztworu w postaci BaCO 3. Gdy nadmiar CO 2 działa na średni osad węglanu, w roztworze tworzy się wodorowęglan, na przykład: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Obecność węglowodorów w wodzie naturalnej powoduje jej przejściową twardość. Węglowodany po lekkim podgrzaniu, nawet w niskich temperaturach, ponownie przekształcają się w średnie węglany, które po podgrzaniu rozkładają się na tlenek i CO2. Jak metal jest bardziej aktywny, tym wyższa jest temperatura rozkładu jego węglanu. Zatem Na2CO3 topi się bez rozkładu w temperaturze 857°C, a dla węglanów Ca, Mg i A1 równowagowe ciśnienia rozkładu osiągają 0,1 MPa w temperaturach odpowiednio 820, 350 i 100°C.
Węglany są bardzo rozpowszechnione w przyrodzie, co wynika z udziału CO 2 i H 2 O w procesach tworzenia minerałów. węglany odgrywają dużą rolę w globalnej równowadze pomiędzy gazowym CO 2 w atmosferze a rozpuszczonym CO 2 ;
oraz jony HCO 3 - i CO 3 2- w hydrosferze oraz sole stałe w litosferze. Najważniejszymi minerałami są kalcyt CaCO 3, magnezyt MgCO 3, syderyt FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 i kilka innych. Wapień składa się głównie z kalcytu lub kalcytu, pozostałości szkieletowych organizmów, rzadko aragonitu. Naturalne uwodnione węglany metali alkalicznych i Mg (na przykład MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), podwójne węglany [na przykład dolomit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 znane są również O] i zasadowe [malachit CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerusyt 2PbCO 3 Pb(OH) 2].
Najważniejsze z nich to węglan potasu, węglan wapnia i węglan sodu. Wiele naturalnych węglanów to bardzo cenne rudy metali (np. węglany Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Wodorowęglany pełnią ważną rolę fizjologiczną, będąc substancjami buforowymi regulującymi stałość pH krwi.
4. Azotany, sole kwasu azotowego HNO 3. Znany z prawie wszystkich metali; występują zarówno w postaci bezwodnych soli M(NO 3) N (N- stopień utlenienia metalu M), oraz w postaci krystalicznych hydratów M(NO 3) N X H2O ( X= 1-9). Z roztworów wodnych o temperaturze zbliżonej do temperatury pokojowej tylko azotany metali alkalicznych krystalizują w postaci bezwodnej, reszta w postaci krystalicznych hydratów. Właściwości fizykochemiczne bezwodny i uwodniony azotan tego samego metalu mogą być bardzo różne.
Bezwodne krystaliczne związki azotanów pierwiastka d są zabarwione. Konwencjonalnie azotany można podzielić na związki z przewagą typ kowalencyjny wiązaniami (sole Be, Cr, Zn, Fe i innych metali przejściowych) oraz z przeważnie jonowym typem wiązania (sole metali alkalicznych i ziem alkalicznych). Azotany jonowe charakteryzują się wyższą stabilnością termiczną, przewagą struktur krystalicznych o większej symetrii (sześciennej) oraz brakiem rozszczepienia pasm jonów azotanowych w widmach IR. Azotany kowalencyjne mają wyższą rozpuszczalność w rozpuszczalnikach organicznych, niższą stabilność termiczną, a ich widma IR są bardziej złożone; Niektóre azotany kowalencyjne są lotne w temperaturze pokojowej i po rozpuszczeniu w wodzie ulegają częściowemu rozkładowi, uwalniając tlenki azotu.
Wszystkie bezwodne azotany wykazują silne działanie właściwości utleniające, spowodowane obecnością jonu NO 3 -, natomiast ich zdolność utleniająca wzrasta przy przejściu z azotanów jonowych do kowalencyjnych. Te ostatnie rozkładają się w temperaturze 100-300°C, jonowe - w temperaturze 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 i inne topią się po podgrzaniu). Produkty rozkładu w fazie stałej i ciekłej. są to kolejno azotyny, tlenoazotany i tlenki, czasem - wolne metale (gdy tlenek jest niestabilny, np. Ag 2 O), a w fazie gazowej - NO, NO 2, O 2 i N 2. Skład produktów rozkładu zależy od rodzaju metalu i jego stopnia utlenienia, szybkości ogrzewania, temperatury, składu ośrodka gazowego i innych warunków. NH 4 NO 3 ulega detonacji, a po szybkim podgrzaniu może rozłożyć się w wyniku eksplozji, w wyniku czego powstają N 2, O 2 i H 2 O; przy powolnym ogrzewaniu rozkłada się na N 2 O i H 2 O.
Wolny jon NO 3 w fazie gazowej ma budowę geometryczną trójkąt równoboczny z atomem N w środku, kątami ONO ~ 120° i długościami Wiązania NO 0,121 nm. W azotanach krystalicznych i gazowych jon NO 3 - głównie zachowuje swój kształt i rozmiar, co determinuje przestrzeń i strukturę azotanów. Jon NO 3 - może działać jako ligand mono-, bi-, trójkleszczowy lub mostkujący, dlatego azotany charakteryzują się dużą różnorodnością typów struktur krystalicznych.
Metale przejściowe w wysokie stopnie utlenianie na skutek steryzmu Bezwodne azotany nie tworzą się trudno i charakteryzują się oksoazotanami, np. UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Azotany tworzą dużą liczbę soli podwójnych i złożonych z jonem NO 3 w sferze wewnętrznej. W ośrodkach wodnych w wyniku hydrolizy kationy metali przejściowych tworzą hydroksyazotany (zasadowe azotany) o zmiennym składzie, które można wyodrębnić także w stanie stałym.
Uwodnione azotany różnią się od bezwodnych azotanów tym, że w ich strukturze krystalicznej jon metalu jest w większości przypadków związany z cząsteczkami wody, a nie z jonem NO 3. Dlatego są lepiej rozpuszczalne w wodzie niż bezwodne azotany, ale słabiej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych, są słabszymi utleniaczami i topią się niekongruentnie w wodzie krystalicznej w zakresie 25-100°C. Podczas ogrzewania uwodnionych azotanów z reguły nie tworzą się bezwodne azotany, ale następuje termoliza z utworzeniem hydroksyazotanów, a następnie oksoazotanów i tlenków metali.
Na wiele sposobów właściwości chemiczne azotany są podobne do innych soli nieorganicznych. Charakterystyczne cechy azotanów wynikają z ich bardzo dużej rozpuszczalności w wodzie, małej stabilności termicznej oraz zdolności do utleniania związków organicznych i nieorganicznych. Podczas redukcji azotanów powstaje mieszanina produktów zawierających azot NO 2, NO, N 2 O, N 2 lub NH 3 z przewagą jednego z nich, w zależności od rodzaju reduktora, temperatury, reakcji otoczenia i inne czynniki.
Przemysłowe metody wytwarzania azotanów opierają się na absorpcji NH 3 przez roztwory HNO 3 (dla NH 4 NO 3) lub na absorpcji gazów azotowych (NO + NO 2) przez roztwory zasad lub węglanów (dla azotanów metali alkalicznych, Ca, Mg, Ba), a także różne reakcje wymiany soli metali na HNO 3 lub azotany metali alkalicznych. W laboratorium do otrzymania bezwodnych azotanów wykorzystuje się reakcje metali przejściowych lub ich związków z ciekłym N 2 O 4 i jego mieszaninami z rozpuszczalnikami organicznymi lub reakcje z N 2 O 5.
Azotany Na, K (azotan sodu i potasu) występują w postaci naturalnych złóż.
Azotany znajdują zastosowanie w wielu gałęziach przemysłu. Azotyn amonu (azotan amonu) jest głównym nawozem zawierającym azot; Jako nawozy stosuje się także azotany metali alkalicznych i Ca. Azotany są składnikami paliw rakietowych, mieszanek pirotechnicznych, roztworów trawiących do barwienia tkanin; Służą do hartowania metali, konserwacji produkty spożywcze, jako leki i do produkcji tlenków metali.
Azotany są toksyczne. Powodują obrzęk płuc, kaszel, wymioty, ostrą niewydolność krążenia itp. Dawka śmiertelna azotanów dla człowieka wynosi 8-15 g, dopuszczalne dzienne spożycie wynosi 5 mg/kg. Dla sumy azotanów Na, K, Ca, NH3 MPC: w wodzie 45 mg/l”, w glebie 130 mg/kg (3 klasa zagrożenia); w warzywach i owocach (mg/kg) – ziemniaki 250, późna kapusta biała 500, późna marchew 250, buraki 1400, cebula 80, cukinia 400, melony 90, arbuzy, winogrona, jabłka, gruszki 60. Niestosowanie się do zaleceń agrotechnicznych, nadmierne stosowanie nawozów gwałtownie zwiększa zawartość azotanów w produktach rolnych, spływ powierzchniowy z pola (40-5500 mg/l), wody gruntowe.
5.Azotyny, sole kwas azotawy HNO 2. Stosuje się przede wszystkim azotyny metali alkalicznych i amon, rzadziej ziemię alkaliczną i azotyny. D-metale, Pb i Ag. Istnieją jedynie fragmentaryczne informacje na temat azotynów innych metali.
Azotyny metali na stopniu utlenienia +2 tworzą krystaliczne hydraty z jedną, dwiema lub czterema cząsteczkami wody. Azotyny tworzą sole podwójne i potrójne, m.in. CsNO 2 AgNO 2 lub Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, a także złożone związki, na przykład Na3.
Struktury krystaliczne są znane tylko z kilku bezwodnych azotynów. Anion NO2 ma konfigurację nieliniową; kąt ONO 115°, długość Połączenia typu NO 0,115 nm; rodzaj wiązania M-NO2 jest jonowo-kowalencyjny.
Azotyny K, Na, Ba są dobrze rozpuszczalne w wodzie, azotyny Ag, Hg, Cu są słabo rozpuszczalne. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta rozpuszczalność azotynów. Prawie wszystkie azotyny są słabo rozpuszczalne w alkoholach, eterach i rozpuszczalnikach niskopolarnych.
Azotyny są niestabilne termicznie; Tylko azotyny metali alkalicznych topią się bez rozkładu; azotyny innych metali rozkładają się w temperaturze 25–300 °C. Mechanizm rozkładu azotynów jest złożony i obejmuje szereg równoległych reakcji. Głównymi gazowymi produktami rozkładu są NO, NO 2, N 2 i O 2, ciała stałe - tlenek metalu lub metal pierwiastkowy. Uwolnienie się dużych ilości gazów powoduje wybuchowy rozkład niektórych azotynów, np. NH 4 NO 2, który rozkłada się na N 2 i H 2 O.
Charakterystyczne cechy azotynów są związane z ich niestabilnością termiczną i zdolnością jonu azotynowego do bycia zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem, w zależności od środowiska i charakteru odczynników. W środowisku obojętnym azotyny są zwykle redukowane do NO, w środowisku kwaśnym ulegają utlenieniu do azotanów. Tlen i CO 2 nie oddziałują ze stałymi azotynami i ich roztworami wodnymi. Azotyny przyczyniają się do rozkładu związków zawierających azot materia organiczna, w szczególności aminy, amidy itp. Z halogenkami organicznymi RXH. reagują tworząc zarówno azotyny RONO, jak i związki nitrowe RNO 2 .
Przemysłowa produkcja azotynów opiera się na absorpcji azotu (mieszaniny NO + NO 2) roztworami Na 2 CO 3 lub NaOH z sekwencyjną krystalizacją NaNO 2; Azotyny innych metali otrzymuje się w przemyśle i laboratoriach w wyniku reakcji wymiany soli metali z NaNO 2 lub w drodze redukcji azotanów tych metali.
Azotyny stosowane są do syntezy barwników azowych, przy produkcji kaprolaktamu, jako utleniacze i reduktory w przemyśle gumowym, tekstylnym i metalowym, jako środki konserwujące żywność. Azotyny, takie jak NaNO 2 i KNO 2, są toksyczne, powodują bóle głowy, wymioty, przygnębienie w oddychaniu itp. W przypadku zatrucia NaNO 2 we krwi tworzy się methemoglobina, a błony krwinek czerwonych ulegają uszkodzeniu. Z NaNO 2 i amin można tworzyć nitrozoaminy bezpośrednio w przewodzie pokarmowym.
6. Siarczany, sole kwasu siarkowego. Znane są średnie siarczany z anionem SO 4 2- lub wodorosiarczany z anionem HSO 4 - zasadowe, zawierające wraz z anionem SO 4 2- grupy OH, np. Zn 2 (OH) 2 SO 4. Istnieją również podwójne siarczany zawierające dwa różne kationy. Należą do nich dwie duże grupy siarczanów - ałun , a także szenity M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , gdzie M jest kationem o pojedynczym ładunku, E to Mg, Zn i inne kationy o podwójnym ładunku. Znane potrójne siarczany K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (minerał polihalitowy), dwuzasadowe siarczany, na przykład minerały z grup alunitowych i jarozytowych M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 i M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, gdzie M oznacza pojedynczo naładowany kation, w skład kompozycji mogą wchodzić siarczany. sole mieszane, np. 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (minerał burkeit), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit).
Siarczany są substancjami krystalicznymi, w większości przypadków średnio-kwaśnymi, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie. Siarczany wapnia, strontu, ołowiu i niektórych innych są słabo rozpuszczalne; BaSO 4 i RaSO 4 są praktycznie nierozpuszczalne. Zasadowe siarczany są zwykle słabo rozpuszczalne lub praktycznie nierozpuszczalne lub ulegają hydrolizie w wodzie. Z roztworów wodnych siarczany mogą krystalizować w postaci krystalicznych hydratów. Kryształowe hydraty niektórych metali ciężkich nazywane są witriolami; siarczan miedzi CuSO 4 5H 2 O, siarczan żelaza FeSO 4 7H 2 O.
Średnie siarczany metali alkalicznych są stabilne termicznie, podczas gdy siarczany kwasowe rozkładają się po podgrzaniu, zamieniając się w pirosiarczany: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Średnie siarczany innych metali, a także zasadowe siarczany, po podgrzaniu do wystarczająco wysokich temperatur, z reguły rozkładają się, tworząc tlenki metali i uwalniając SO3.
Siarczany są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie. Występują w postaci minerałów, na przykład gipsu CaSO 4 H 2 O, mirabilitu Na 2 SO 4 10H 2 O, a także są częścią wody morskiej i rzecznej.
Wiele siarczanów można otrzymać w wyniku oddziaływania H 2 SO 4 z metalami, ich tlenkami i wodorotlenkami, a także rozkładu lotnych soli kwasów z kwasem siarkowym.
Nieorganiczne siarczany są szeroko stosowane. Na przykład siarczan amonu jest nawozem azotowym, siarczan sodu stosowany jest w przemyśle szklarskim, papierniczym, przy produkcji wiskozy itp. Naturalne minerały siarczanowe są surowcami do przemysłowej produkcji związków różnych metali, materiałów budowlanych itp.
7.siarczyny, sole kwasu siarkawego H 2 SO 3 . Występują średnie siarczyny z anionem SO 3 2- i kwaśne (wodorosiarczyny) z anionem HSO 3 - . Średnie siarczyny są substancjami krystalicznymi. Siarczyny amonu i metali alkalicznych są dobrze rozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność (g w 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Wodorosiarczyny powstają w roztworach wodnych. Siarczyny ziem alkalicznych i niektórych innych metali są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność MgSO3 1 g w 100 g (40°C). Znane hydraty kryształów (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 itp.
Bezwodne siarczyny po podgrzaniu bez dostępu powietrza w zamkniętych naczyniach są nieproporcjonalnie podzielone na siarczki i siarczany; po podgrzaniu w strumieniu N2 tracą SO2, a po podgrzaniu na powietrzu łatwo utleniają się do siarczanów. W przypadku SO2 w środowisku wodnym średnie siarczyny tworzą wodorosiarczyny. Siarczyny są stosunkowo silnymi środkami redukującymi; w roztworach z chlorem, bromem, H2O2 itp. utleniają się do siarczanów. Rozkładają się pod wpływem mocnych kwasów (na przykład HCl) z uwolnieniem SO2.
Krystaliczne wodorosiarczyny są znane z K, Rb, Cs, NH 4 +, są niestabilne. Pozostałe wodorosiarczyny występują tylko w roztworach wodnych. Gęstość NH4HSO3 2,03 g/cm3; rozpuszczalność w wodzie (g w 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Po podgrzaniu krystalicznych wodorosiarczynów Na lub K lub gdy obfity roztwór miazgi zostanie nasycony SO 2 M 2 SO 3, powstają pirosiarczyny (przestarzałe - pirosiarczyny) M 2 S 2 O 5 - sole nieznanego wolnego kwasu pirosiarczynowego H 2 S 2 O5; kryształy, nietrwałe; gęstość (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; powyżej ~ 160°C rozkładają się z wydzieleniem SO2; rozpuścić w wodzie (z rozkładem do HSO 3 -), rozpuszczalność (g w 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tworzą hydraty Na 2 S 2 O 5 7H 2 O i ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; środki redukujące.
Średnie siarczyny metali alkalicznych wytwarza się w drodze reakcji roztwór wodny M2CO3 (lub MOH) z SO2 i MSO3 - przez przepuszczenie SO2 przez wodną zawiesinę MCO3; Wykorzystują głównie SO 2 ze gazów spalinowych z kontaktowej produkcji kwasu siarkowego. Siarczyny stosuje się do wybielania, barwienia i drukowania tkanin, włókien, skór w celu konserwacji ziarna, zielonej paszy, paszowych odpadów przemysłowych (NaHSO 3,
Na2S2O5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 to środki dezynfekcyjne stosowane w przemyśle winiarskim i cukrowniczym. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - składniki ługu siarczynowego podczas roztwarzania; (NH 4) 2 SO 3 - absorber SO 2; NaHSO 3 jest absorbentem H 2 S z przemysłowych gazów odlotowych, czynnikiem redukującym w produkcji barwników siarkowych. K 2 S 2 O 5 - składnik utrwalaczy kwasowych w fotografii, przeciwutleniacz, środek antyseptyczny.
Metody rozdzielania mieszanin
Filtracja, separacja układów heterogenicznych ciecz - cząstki stałe (zawiesiny) i gaz - cząstki stałe za pomocą porowatych przegród filtracyjnych (FP), które umożliwiają przepływ cieczy lub gazu, ale zatrzymują cząstki stałe. Siłą napędową procesu jest różnica ciśnień po obu stronach przejścia fazowego.
Podczas rozdzielania zawiesin cząstki stałe tworzą zwykle na FP warstwę mokrego osadu, który w razie potrzeby przemywa się wodą lub inną cieczą, a także odwadnia poprzez przedmuchanie powietrza lub innego gazu. Filtracja odbywa się przy stałej różnicy ciśnień lub przy stałej prędkości procesu w(ilość filtratu w m 3 przechodząca przez 1 m 2 powierzchni FP w jednostce czasu). Przy stałej różnicy ciśnień zawiesina jest dostarczana do filtra pod próżnią lub nadciśnieniem, a także za pomocą pompy tłokowej; W przypadku stosowania pompy odśrodkowej różnica ciśnień wzrasta, a prędkość procesu maleje.
W zależności od stężenia zawiesin wyróżnia się kilka rodzajów filtracji. Przy stężeniu większym niż 1% następuje filtracja z utworzeniem osadu, a przy stężeniu mniejszym niż 0,1% z zatykaniem porów FP (klarowanie cieczy). Jeżeli na FP nie wytworzy się wystarczająco gęsta warstwa osadu, a do filtratu dostaną się cząstki stałe, należy przefiltrować przy użyciu drobno zdyspergowanych materiałów pomocniczych (ziemia okrzemkowa, perlit), które wcześniej naniesiono na FP lub dodano do zawiesiny. Przy stężeniu początkowym mniejszym niż 10% możliwe jest częściowe rozdzielenie i zagęszczenie zawiesin.
Istnieją filtry ciągłe i okresowe. W przypadku tych ostatnich głównymi etapami pracy są filtracja, przemywanie osadu, jego odwadnianie i rozładunek. W tym przypadku zastosowanie ma optymalizacja według kryteriów największej produktywności i najniższych kosztów. Jeżeli nie przeprowadza się mycia i odwadniania, a można pominąć opór hydrauliczny przegrody, wówczas największą wydajność osiąga się, gdy czas filtrowania jest równy czasowi trwania operacji pomocniczych.
Stosuje się FP elastyczne z tkanin bawełnianych, wełnianych, syntetycznych i szklanych, a także FP włókninowe z włókien naturalnych i syntetycznych oraz nieelastyczne – ceramiczne, cermetalowe i piankowe. Kierunki ruchu filtratu i działanie grawitacji mogą być przeciwne, pokrywać się lub być wzajemnie prostopadłe.
Konstrukcje filtrów są różne. Jednym z najbardziej powszechnych jest filtr próżniowy z obrotowym bębnem (cm. Ryc.) działania ciągłego, w którym kierunki ruchu filtratu i działanie grawitacji są przeciwne. Sekcja urządzeń dystrybucyjnych łączy strefy I i II ze źródłem podciśnienia oraz strefy III i IV ze źródłem sprężonego powietrza. Filtrat i ciecz płucząca ze stref I i II trafiają do oddzielnych odbiorników. Upowszechniła się także zautomatyzowana okresowa prasa filtracyjna z poziomymi komorami, tkaniną filtracyjną w postaci pasa bez końca i elastycznymi membranami do odwadniania osadów poprzez prasowanie. Wykonuje naprzemienne operacje napełniania komór zawiesiną, filtrowania, przemywania i odwadniania osadów, odłączania sąsiadujących komór i usuwania osadów.
Tabela rozpuszczalności soli, kwasów i zasad to podstawa, bez której nie da się w pełni opanować wiedzy chemicznej. Rozpuszczalność zasad i soli pomaga w nauce nie tylko uczniom, ale także profesjonalistom. Tworzenie wielu produktów życiowych nie może obejść się bez tej wiedzy.
Tabela rozpuszczalności kwasów, soli i zasad w wodzie
Tabela rozpuszczalności soli i zasad w wodzie jest przewodnikiem pomagającym w opanowaniu zasady chemiczne. Poniższe uwagi pomogą Ci zrozumieć poniższą tabelę.
- P – oznacza substancję rozpuszczalną;
- H – substancja nierozpuszczalna;
- M – substancja słabo rozpuszczalna w środowisku wodnym;
- RK - substancja, która może się rozpuścić tylko pod wpływem silnych kwasów organicznych;
- Myślnik wskaże, że takie stworzenie nie istnieje w naturze;
- NK – nie rozpuszcza się ani w kwasach, ani w wodzie;
- ? – znak zapytania wskazuje, że obecnie nie ma dokładnych informacji na temat rozpuszczania substancji.
Często stół jest używany przez chemików i uczniów, studentów do prowadzenia badań laboratoryjnych, podczas których konieczne jest ustalenie warunków wystąpienia określonych reakcji. Korzystając z tabeli, można określić, jak substancja będzie się zachowywać w środowisku solnym lub kwaśnym i czy może pojawić się osad. Osad podczas badań i eksperymentów wskazuje na nieodwracalność reakcji. Jest to istotny punkt, który może mieć wpływ na przebieg wszystkich prac laboratoryjnych.