С чем реагируют средние соли. Соли: классификация и химические свойства

Солями называются электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием обязательно катиона металла и аниона кислотного остатка
Классификация солей приведена в табл. 9.

При написании формул любых солей необходимо руководствоваться одним правилом: суммарные заряды катионов и анионов должны быть равны по абсолютной величине. Исходя из этого, должны расставляться индексы. На пример, при написании формулы нитрата алюминия мы учитываем,что заряд катиона алюминия +3, а питрат-иона - 1: AlNO 3 (+3), и с помощью индексов уравниваем заряды (наименьшее общее кратное для 3 и 1 равно 3. Делим 3 на абсолютную величину заряда катиона алюминия - получается индекс. Делим 3 на абсолютную величину заряда аниона NO 3 — получается индекс 3). Формула: Al(NO 3) 3

Средние, или нормальные, соли имеют в своем составе только катионы металла и анионы кислотного остатка. Их названия образованы от латинского названия элемента, образующего кислотный остаток, путем добавления соответствующего окончания в зависимости от степени окисления этого атома. Например, соль серной кислоты Na 2 SО 4 носит название (степень окисления серы +6), соль Na 2 S - (степень окисления серы -2) и т. п. В табл. 10 приведены названия солей, образованных наиболее широко применяемыми кислотами.

Названия средних солей лежат в основе всех других групп солей.

■ 106 Напишите формулы следующих средних солей: а) сульфат кальция; б) нитрат магния; в) хлорид алюминия; г) сульфид цинка; д) ; е) карбонат калия; ж) силикат кальция; з) фосфат железа (III).

Кислые соли отличаются от средних тем, что в их состав, помимо катиона металла, входит катион водорода, например NaHCO3 или Ca(H2PO4)2. Кислую соль можно представить как продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте металлом. Следовательно, кислые соли могут быть образованы только двух- и более основными кислотами.
В состав молекулы кислой соли обычно входит «кислый» ион, зарядность которого зависит от ступени диссоциации кислоты. Например, диссоциация фосфорной кис лоты идет по трем ступеням:

На первой ступени диссоциации образуется однозарядный анион Н 2 РО 4 . Следовательно, в зависимости от заряда катиона металла, формулы солей будут выглядеть как NaH 2 PО 4 , Са(Н 2 РО 4) 2 , Ва(Н 2 РО 4) 2 и т. д. На второй ступени диссоциации образуется уже двухзарядный анион HPO 2 4 — . Формулы солей будут иметь такой вид: Na 2 HPО 4 , СаНРО 4 и т. д. Третья ступень диссоциации кислых солей не дает.
Названия кислых солей образованы от названий средних с добавлением приставки гидро-(от слова «гидроге-ниум» - ):
NaHCО 3 - гидрокарбонат натрия KHSО 4 - гидросульфат калия СаНРО 4 - гидрофосфат кальция
Если в состав кислого иона входят два атома водорода, например Н 2 РО 4 — , к названию соли добавляется еще приставка ди- (два): NaH 2 PО 4 - дигидрофосфат натрия, Са(Н 2 РО 4) 2 - дигидрофосфат кальция и т. д.

■ 107. Напишите формулы следующих кислых солей: а) гидросульфат кальция; б) дигидрофосфат магния; в) гидрофосфат алюминия; г) гидрокарбонат бария; д) гидросульфит натрия; е) гидросульфит магния.
108. Можно ли получить кислые соли соляной и азотной кислоты. Обоснуйте свой ответ.

Основные соли отличаются от остальных тем, что, помимо катиона металла и аниона кислотного остатка, в их состав входят анионы гидроксила, например Al(OH)(NО3) 2 . Здесь заряд катиона алюминия +3, а заряды гидроксил-иона-1 и двух нитрат-ионов - 2, всего - 3.
Названия основных солей образованы от названий средних с добавлением слова основной, например: Сu 2 (ОН) 2 СO 3 - основной карбонат меди, Al(OH) 2 NO 3 - основной нитрат алюминия.

■ 109. Напишите формулы следующих основных солей: а) основной хлорид железа (II); б) основной сульфат железа (III); в) основной нитрат меди (II); г) основной хлорид кальция;д) основной хлорид магния; е) основной сульфат железа (III) ж) основной хлорид алюминия.

Формулы двойных солей, например KAl(SO4)3, строят, исходя из суммарных зарядов обоих катионов металлов и суммарного заряда анион

Суммарный заряд катионов + 4 , суммарный заряд анионов -4.
Названия двойных солей образуют так же, как и средних, только указывают названия обоих металлов: KAl(SO4)2 - сульфат калия-алюминия.

■ 110. Напишите формулы следующих солей:
а) фосфат магния; б) гидрофосфат магния; в) сульфат свинца; г) гидросульфат бария; д) гидросульфит бария; е) силикат калия; ж) нитрат алюминия; з) хлорид меди (II); и) карбонат железа (III); к) нитрат кальция; л) карбонат калия.

Химические свойства солей

1. Все средние соли являются сильными электролитами и легко диссоциируют:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Средние соли могут взаимодействовать с металлами, стоящими ряду напряжений левее металла, входящего в состав соли:
Fe + CuSO 4 = Сu + FeSO 4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Сu + Fe 2+
2. Соли реагируют со щелочами и кислотами по правилам, описанным в разделах «Основания» и «Кислоты»:
FeCl 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl — + 3Na + + 3ОН — = Fe(OH) 3 + 3Na + + 3Cl —
Fe 3+ + 3OH — =Fe(OH) 3
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3
2Na + + SO 2 3 — + 2H + + 2Cl — = 2Na + + 2Cl — + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 — = SO 2 + H 2 O
3. Соли могут взаимодействовать между собой, в результате чего образуются новые соли:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl
Ag + + NO 3 — + Na + + Cl — = Na + + NO 3 — + AgCl
Ag + + Cl — = AgCl
Поскольку эти обменные реакции осуществляются в основном в водных растворах, они протекают лишь тогда, когда одна из образующихся солей выпадает в осадок.
Все реакции обмена идут в соответствии с условиями протекания реакций до конца, перечисленными в § 23, стр. 89.

■ 111. Составьте уравнения следующих реакций и, пользуясь таблицей растворимости, определите, пройдут ли они до конца:
а) хлорид бария + ;
б) хлорид алюминия + ;
в) фосфат натрия + нитрат кальция;
г) хлорид магния + сульфат калия;
д) + нитрат свинца;
е) карбонат калия + сульфат марганца;
ж) + сульфат калия.
Уравнения записывайте в молекулярной и ионных формах.

■ 112. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать хлорид железа (II): а) ; б) карбонат -кальция; в) гидроокись натрия; г) кремниевый ангидрид; д) ; е) гидроокись меди (II); ж) ?

113. Опишите свойства карбоната кальция как средней соли. Все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах.
114. Как осуществить ряд превращений:

Все уравнения записывайте в молекулярной и ионной формах.
115. Какое количество соли получится при реакции 8 г серы и 18 г цинка?
116. Какой объем водорода выделится при взаимодействии 7 г железа с 20 г серной кислоты?
117. Сколько молей поваренной соли получится при реакции 120 г едкого натра и 120 г соляной кислоты?
118. Сколько нитрата калия получится при реакции 2 молей едкого кали и 130 г азотной кислоты?

Гидролиз солей

Специфическим свойством солей является их способность гидролизоваться - подвергаться гидролизу (от греч. «гидро»-вода, «лизис» - разложение), т. е. разложению под действием воды. Считать гидролиз разложением в том смысле, в каком мы обычно это понимаем, нельзя, но несомненно одно - в реакции гидролиза всегда участвует .
- очень слабый электролит, диссоциирует плохо
Н 2 О ⇄ Н + + ОН —
и не меняет окраску индикатора. Щелочи и кислоты меняют окраску индикаторов, так как при их диссоциации в растворе образуется избыток ионов ОН — (в случае щелочей) и ионов Н + в случае кислот. В таких солях, как NaCl, K 2 SО 4 , которые образованы сильной кислотой (НСl, H 2 SO 4) и сильным основанием (NaOH, КОН), индикаторы окраски не меняют, так как в растворе этих
солей гидролиз практически не идет.
При гидролизе солей возможны четыре случая в зависимости от того, сильными или слабыми кислотой и основанием образована соль.
1. Если мы возьмем соль сильного основания и слабой кислоты, например K 2 S, произойдет следующее. Сульфид калия диссоциирует на ионы как сильный электролит:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Наряду с этим слабо диссоциирует :
H 2 O ⇄ H + + OH —
Анион серы S 2- является анионом слабой сероводородной кислоты, которая диссоциирует плохо. Это приводит к тому, что анион S 2- начинает присоединять к себе из воды катионы водорода, постепенно образуя малодиссоциируюшие группировки:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS — + H + + OH — = H 2 S + OH —
Поскольку катионы Н + из воды связываются, а анионы ОН — остаются, реакция среды становится щелочной. Таким образом, при гидролизе солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, реакция среды всегда бывает щелочная.

■ 119.Объясните при помощи ионных уравнений процесс гидролиза карбоната натрия.

2. Если берется соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, например Fe(NО 3) 3 , то при ее диссоциации образуются ионы:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NО 3 —
Катион Fe3+ является катионом слабого основания - железа, которая диссоциирует очень плохо. Это приводит к тому, что катион Fe 3+ начинает присоединять к себе из воды анионы ОН — , образуя при этом мало-диссоциирующие группировки:
Fe 3+ + Н + + ОН — = Fe(OH) 2+ + + Н +
и далее
Fe(ОH) 2+ + Н + + ОН — = Fe(OH) 2 + + Н +
Наконец, процесс может дойти и до последней своей ступени:
Fe(OH) 2 + + Н + + ОН — = Fe(OH) 3 + H +
Следовательно, в растворе окажется избыток катионов водорода.
Таким образом, при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, реакция среды всегда кислая.

■ 120. Объясните при помощи ионных уравнений ход гидролиза хлорида алюминия.

3. Если соль образована сильным ос-нованием и сильной кислотой, то тогда ни катион, ни анион не связывает ионов воды и реакция остается нейтральной. Гидролиз практически не происходит.
4. Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то реакция среды зависит от их степени диссоциации. Если основание и кислота имеют практически одинаковую , то реакция среды будет нейтральной.

■ 121. Нередко приходится видеть, как при реакции обмена вместо ожидаемого осадка соли выпадает осадок металла, например при реакции между хлоридом железа (III) FeCl 3 и карбонатом натрия Na 2 CО 3 образуется не Fe 2 (CО 3) 3 , a Fe(OH) 3 . Объясните это явление.
122. Среди перечисленных ниже солей укажите те, которые в растворе подвергаются гидролизу: KNO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , Аl 2 (СO 3) 3 , CaCl 2 , K 2 SiO 3 , Al 2 (SО 3) 3 .

Особенности свойств кислых солей

Несколько иные свойства у кислых солей. Они могут вступать в реакции с сохранением и с разрушением кислого иона. Например, реакция кислой соли с щелочью приводит к нейтрализации кислой соли и разрушению кислого иона, например:
NaHSO4 + КОН = KNaSO4 + Н2O
двойная соль
Na + + HSO 4 — + К + + ОН — = К + + Na + + SO 2 4 — + Н2O
HSO 4 — + OH — = SO 2 4 — + Н2О
Разрушение кислого иона можно представить следующим образом:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 — + OH — = SO 2 4 — + H2O
Разрушается кислый ион и при реакции с кислотами:
Mg(HCO3)2 + 2НСl = MgCl2 + 2Н2Сo3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2НСО 3 — + 2Н + = 2Н2O + 2СO2
HCO 3 — + Н + = Н2O + СО2
Нейтрализацию можно проводить той же щелочью, которой образована соль:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2O
Na + + HSO 4 — + Na + + ОН — = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 — + OH — = SO 4 2- + Н2O
Реакции с солями протекают без разрушения кислого иона:
Са(НСO3)2 + Na2CO3 = СаСО3 + 2NaHCO3
Са 2+ + 2НСO 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСO 3 —
Ca 2+ + CO 2 3 — = CaCO3
■ 123. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения следующих реакций:
а) гидросульфид калия + ;
б) гидрофосфат натрия + едкое кали;
в) дигидрофосфат кальция + карбонат натрия;
г) гидрокарбонат бария + сульфат калия;
д) гидросульфит кальция + .

Получение солей

На основании изученных свойств основных классов неорганических веществ можно вывести 10 способов получения солей.
1. Взаимодействием металла с неметаллом:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Таким способом могут быть получены только соли бескислородных кислот. Это не ионная реакция.
2. Взаимодействием металла с кислотой:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 — =Fe 2+ + SO 2 4 — + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Взаимодействием металла с солью:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 — = Cu 2+ 2NO 3 — + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Взаимодействием основного окисла с кислотой:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 — = Cu 2+ + SO 2 4 — + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Взаимодействием основного окисла с ангидридом кислоты:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Реакция не ионного характера.
6. Взаимодействием кислотного окисла с основанием:
СО2 + Сa(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH — = CaCO3 + H2O
7, Взаимодействие кислот с основанием (нейтрализация):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH — = H2O

Современная химическая наука представляет собой множество разнообразных отраслей, и каждая из них, помимо теоретической базы, имеет большое прикладное значение, практическое. Чего ни коснись, все кругом - продукты химического производства. Главные разделы - это неорганическая и органическая химия. Рассмотрим, какие основные классы веществ относят к неорганическим и какими свойствами они обладают.

Главные категории неорганических соединений

К таковым принято относить следующие:

1. Оксиды.
2. Соли.
3. Основания.
4. Кислоты.

Каждый из классов представлен большим разнообразием соединений неорганической природы и имеет значение практически в любой структуре хозяйственной и промышленной деятельности человека. Все главные свойства, характерные для этих соединений, нахождение в природе и получение изучаются в школьном курсе химии в обязательном порядке, в 8-11 классах.

Существует общая таблица оксидов, солей, оснований, кислот, в которой представлены примеры каждого из веществ и их агрегатное состояние, нахождение в природе. А также показаны взаимодействия, описывающие химические свойства. Однако мы рассмотрим каждый из классов отдельно и более подробно.

Группа соединений - оксиды

4. Реакции, в результате которых элементы меняют СО

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: образование кислот (SiO 2 исключение)

КО + вода = кислота

2. Реакции с основаниями:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакции с основными оксидами: образование соли

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Реакции ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Проявляют двойные свойства, взаимодействуют по принципу кислотно-основного метода (с кислотами, щелочами, основными оксидами, кислотными оксидами). С водой во взаимодействие не вступают.

1. С кислотами: образование солей и воды

АО + кислота = соль + Н 2 О

2. С основаниями (щелочами): образование гидроксокомплексов

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с кислотными оксидами: получение солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образование солей, сплавление

MnO + Rb 2 O = двойная соль Rb 2 MnO 2

5. Реакции сплавления с щелочами и карбонатами щелочных металлов: образование солей

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Каждый высший оксид, образованный как металлом, так и неметаллом, растворяясь в воде, дает сильную кислоту или щелочь.

Кислоты органические и неорганические

В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н + и анионы остатков кислоты An - . Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов.

Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H + кислотный остаток n- . Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН.

В неорганике все кислоты делятся на две группы:

• бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие;
• кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO 3 и все, где есть кислород.

Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.

Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН 3 СООН (уксусная), С 17 Н 35 СООН (стеариновая) и другие.

Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии.

1. Соляная.
2. Азотная.
3. Ортофосфорная.
4. Бромоводородная.
5. Угольная.
6. Иодоводородная.
7. Серная.
8. Уксусная, или этановая.
9. Бутановая, или масляная.
10. Бензойная.

Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах.

Свойства неорганических кислот

К основным физическим свойствам нужно отнести в первую очередь различное агрегатное состояние. Ведь существует ряд кислот, имеющих вид кристаллов или порошков (борная, ортофосфорная) при обычных условиях. Подавляющее большинство же известных неорганических кислот представляет собой разные жидкости. Температуры кипения и плавления также варьируются.

Кислоты способны вызывать тяжелые ожоги, так как обладают силой, разрушающей органические ткани и кожный покров. Для обнаружения кислот используют индикаторы:

• метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный),
• лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.

К важнейшим химическим свойствам можно отнести способность вступать во взаимодействие как с простыми, так и со сложными веществами.

При взаимодействии с металлами одинаково реагируют не все кислоты. Химия (9 класс) в школе предполагает весьма неглубокое изучение таких реакций, однако и на таком уровне рассматриваются специфические свойства концентрированной азотной и серной кислоты при взаимодействии с металлами.

Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания

Оксиды, соли, основания, кислоты - все эти классы веществ имеют общую химическую природу, объясняющуюся строением кристаллической решетки, а также взаимным влиянием атомов в составе молекул. Однако если для оксидов можно было дать вполне конкретное определение, то для кислот и оснований это сделать сложнее.

Так же, как и кислоты, основаниями по теории ЭД называются вещества, способные в водном растворе распадаться на катионы металлов Ме n+ и анионы гидроксогрупп ОН - .

• Растворимые или щелочи (сильные основания, изменяющие Образованы металлами I, II групп. Пример: КОН, NaOH, LiOH (то есть учитываются элементы только главных подгрупп);
• Малорастворимые или нерастворимые (средней силы, не изменяющие окраску индикаторов). Пример: гидроксид магния, железа (II), (III) и другие.
• Молекулярные (слабые основания, в водной среде обратимо диссоциируют на ионы-молекулы). Пример: N 2 H 4, амины, аммиак.
• Амфотерные гидроксиды (проявляют двойственные основно-кислотные свойства). Пример: берилия, цинка и так далее.

Каждая представленная группа изучается в школьном курсе химии в разделе "Основания". Химия 8-9 класса подразумевает подробное изучение щелочей и малорастворимых соединений.

Главные характерные свойства оснований

Все щелочи и малорастворимые соединения находятся в природе в твердом кристаллическом состоянии. При этом температуры плавления их, как правило, невысоки, и малорастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании. Цвет оснований разный. Если щелочи белого цвета, то кристаллы малорастворимых и молекулярных оснований могут быть самой различной окраски. Растворимость большинства соединений данного класса можно посмотреть в таблице, в которой представлены формулы оксидов, оснований, кислот, солей, показана их растворимость.

Щелочи способны изменять окраску индикаторов следующим образом: фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.

Химические свойства каждой группы оснований различны.

Это большинство химических свойств, которые проявляют основания. Химия оснований достаточно проста и подчиняется общим закономерностям всех неорганических соединений.

Класс неорганических солей. Классификация, физические свойства

Опираясь на положения ЭД, солями можно назвать неорганические соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металлов Ме +n и анионы кислотных остатков An n- . Так можно представить соли. Определение химия дает не одно, однако это наиболее точное.

При этом по своей химической природе все соли подразделяются на:

• Кислые (имеющие в составе катион водорода). Пример: NaHSO 4.
• Основные (имеющие в составе гидроксогруппу). Пример: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Средние (состоят только из катиона металла и кислотного остатка). Пример: NaCL, CaSO 4.
• Двойные (включают в себя два разных катиона металла). Пример: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексные (гидроксокомплексы, аквакомплексы и другие). Пример: К 2 .

Формулы солей отражают их химическую природу, а также говорят о качественном и количественном составе молекулы.

Оксиды, соли, основания, кислоты обладают различной способностью к растворимости, которую можно посмотреть в соответствующей таблице.

Если же говорить об агрегатном состоянии солей, то нужно заметить их однообразие. Они существуют только в твердом, кристаллическом или порошкообразном состоянии. Цветовая гамма достаточно разнообразна. Растворы комплексных солей, как правило, имеют яркие насыщенные краски.

Химические взаимодействия для класса средних солей

Имеют схожие химические свойства основания, кислоты, соли. Оксиды, как мы уже рассмотрели, несколько отличаются от них по этому фактору.

Всего можно выделить 4 основных типа взаимодействий для средних солей.

I. Взаимодействие с кислотами (только сильными с точки зрения ЭД) с образованием другой соли и слабой кислоты:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с растворимыми гидроксидами с появлением солей и нерастворимых оснований:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 соль растворимая + Cu(OH) 2 нерастворимое основание

III. Взаимодействие с другой растворимой солью с образованием нерастворимой соли и растворимой:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с металлами, стоящими в ЭХРНМ левее того, что образует соль. При этом вступающий в реакцию металл не должен при обычных условиях вступать во взаимодействие с водой:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Это главные типы взаимодействий, которые характерны для средних солей. Формулы солей комплексных, основных, двойных и кислых сами за себя говорят о специфичности проявляемых химических свойств.

Формулы оксидов, оснований, кислот, солей отражают химическую сущность всех представителей данных классов неорганических соединений, а кроме того, дают представление о названии вещества и его физических свойствах. Поэтому на их написание следует обращать особое внимание. Огромное разнообразие соединений предлагает нам в целом удивительная наука - химия. Оксиды, основания, кислоты, соли - это лишь часть необъятного многообразия.

Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO 4 – сульфат кальция и т. д.

Практически все соли являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла:

Na + Cl – – хлорид натрия

Ca 2+ SO 4 2– – сульфат кальция и т.д.

Соль является продуктом частичного или полного замещения металлом атомов водорода кислоты. Отсюда различают следующие виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na 2 CO 3 , KNO 3 и т.д.

2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO 3 , NaH 2 PO 4 ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO 3 , KAl(SO 4) 2 и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl и т.д.

По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента. Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO 4 – сульфат кальция, Mg SO 4 – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI 2 – хлорид цинка и т.д.

В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl 3) 2 – бикарбонат или гидрокарбонат магния.

При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH 2 PO 4 – дигидрофосфат натрия.

Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.

Химические свойства солей

Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.

1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:

CaCO 3 = CaO + CO 2

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Взаимодействуют с основаниями , образуя новую соль и новое основание:

Ba(OH) 2 + Mg SO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2 .

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Остались вопросы? Хотите знать больше о солях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

СОЛИ, класс химических соединений. Общепринятого определения понятия “Соли”, так же как и терминов “кислоты и основания”, продуктами взаимодействием которых соли являются, в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как продукты замещения протонов водорода кислоты на ионы металлов, NH 4 + , СН 3 NН 3 + и др. катионы или групп ОН основания на анионы кислот (напр., Cl - , SO 4 2-).

Классификация

Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na 2 SO 4 , MgCl 2 , неполного-кислые или основные соли, например KHSO 4 , СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO 4) 2 12H 2 O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K 4 .

Физические свойства

Типичные соли - кристаллические вещества с ионной структурой, например CsF Существуют также ковалентные соли, например АlСl 3 . В действительности характер химической связи,v многих солей смешанный.

По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К растворимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитраты, ацетаты и хлориды, за исключением солей поливалентных металлов, гидролизующихся в воде, многие кислые соли.

Растворимость солей в воде при комнатной температуре

Условные обозначения:

Р - вещество хорошо растворимо в воде; М - малорастворимо; Н - практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.

В водных растворах соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и(или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.

Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг 2 ЗС 2 Н 5 ОН.

Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.

Общие способы синтеза солей.

1. Получение средних солей:

1) металла с неметаллом: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) основного оксида с кислотой CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) основания с кислотным оксидом Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) основания с кислотой: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) соли с кислотой: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) растворов двух солей 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Получение кислых солей:

1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

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

3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Получение основных солей:

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

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

4. Получение комплексных солей:

1. Реакции солей с лигандами: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Получение двойных солей:

1. Совместная кристаллизация двух солей:

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

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Химические свойства кислых солей:

Термическое разложение с образованием средней соли

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

Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

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

3. Химические свойства основных солей:

Термическое разложение. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

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

4. Химические свойства комплексных солей:

1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:

2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.

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

5. Химические свойства двойных солей:

Взаимодействие с растворами щелочей: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Сырьем для промышленного получения ряда солей-хлоридов, сульфатов, карбонатов, боратов Na, К, Са, Mg служат морская и океаническая вода, природные рассолы, образующиеся при ее испарении, и твердые залежи солей. Для группы минералов, образующих осадочные солевые месторождения (сульфатов и хлоридов Na, К и Mg), применяют условное название “природные соли”. Наиболее крупные месторождения калиевых солей находятся в России (Соликамск), Канаде и Германии, мощные залежи фосфатных руд - в Северной Африке, России и Казахстане, NaNO3 - в Чили.

Соли используют в пищевой, химической, металлургической, стекольной, кожевенной, текстильной промышленности, в сельском хозяйстве, медицине и т. д.

Основные виды солей

1. Бораты (оксобораты), соли борных кислот: метаборной НВО 2 , ортоборной Н 3 ВО 3 и не выделенных в свободном состоянии полиборных. По числу атомов бора в молекуле делятся на моно-, ди, тетра-, гексабораты и т. д. Бораты называют также по образующим их кислотам и по числу молей В 2 О 3 , приходящемуся на 1 моль основного оксида. Так различные метабораты могут быть названы моноборатами, если содержат анион В(ОН) 4 или цепочечный анион {ВО 2 } n n- диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В 2 О 3 (OН) 2 } n 2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В 3 О 6) 3- .

Структуры боратов включают борокислородные группировки - “блоки”, содержащие от 1 до б, а иногда и 9 атомов бора например:

Координационное число атомов бора 3 (борокислородные треугольные группировки) или 4 (тетраэдричные группировки). Борокислородные группировки - основа не только островных, но и более сложных структур - цепочечных, слоистых и каркасных полимеризованных. Последние образуются в результате отщепления воды в молекулах гидратированных боратах и возникновения мостиковых связей через атомы кислорода; процесс иногда сопровождается разрывом связи В-О внутри полианионов. Полианионы могут присоединять боковые группы - борокислородные тетраэдры или треугольники, их димеры или посторонние анионы.

Аммоний, щелочные, а также и другие металлы в степени окисления +1 образуют чаще всего гидратированные и безводные метабораты типа МВО 2 , тетрабораты М 2 B 4 O 7 , пентабораты МB 5 O 8 , а также декабораты М 4 B 10 O 17 nH 2 O. Щелочноземельные и другие металлы в степени окисления + 2 дают обычно гидратированные метабораты, трибораты М 2 B 6 O 11 и гексабораты МB 6 O 10 . а также безводные мета-, орто- и тетрабораты. Для металлов в степени окисления + 3 характерны гидратированные и безводные ортобораты МВО 3 .

Бораты - бесцветные аморфные вещества или кристаллы (в основном с низко-симметричной структурой - моноклинной или ромбической). Для безводных боратов температуры плавления находятся в интервале от 500 до 2000 °С; наиболее высокоплавки метабораты щелочных и орто- и метабораты щелочноземельных металлов. Большинство боратов при охлаждении их расплавов легко образует стекла. Твердость гидратированных боратов по шкале Мооса 2-5, безводных-до 9.

Гидратированные монобораты теряют кристаллизационную воду до ~180°С, полибораты -при 300-500°С; отщепление воды за счет групп ОН, координированных вокруг атомов бора, происходит до ~750°С. При полном обезвоживании образуются аморфные веществава, которыерые при 500-800°C в большинстве случаев претерпевают “боратовую перегруппировку” -кристаллизацию, сопровождающуюся (для полиборатов) частичным разложением с выделением В 2 О 3 .

Бораты щелочных металлов, аммония и Т1(I) растворимы в воде (особенно мета- и пентабораты), в водных растворах гидролизуются (растворыры имеют щелочную реакцию). Большинство боратов легко разлагается кислотами, в некоторых случаях - при действии СО 2 ; и SO 2 ;. Бораты щелочно-земельных и тяжелых металлов взаимодействуют с растворами щелочей, карбонатов и гидрокарбонатов щелочных металлов. Безводные бораты химически более стойки, чем гидратированные. С некоторыми спиртами, в частности с глицерином, бораты образуют растворимые в воде комплексы. При действии сильных окислителей, в частности Н 2 О 2 , или при электрохимическом окислении бораты превращаются в пероксобораты.

Известно около 100 природных боратов, являющихся в основном солями Na, Mg, Ca, Fe.

Гидратированные бораты получают: нейтрализацией Н 3 ВО 3 оксидами, гидроксидами или карбонатами металлов; обменными реакциями боратов щелочных металлов, чаще всего Na, с солями других металлов; реакцией взаимного превращения малорастворимых боратов с водными растворами боратов щелочных металов; гидротермальными процессами с использованием галогенидов щелочных металлов в качестве минерализующих добавок. Безводные бораты получают сплавлением или спеканием В 2 О 3 с оксидами или карбонатами металлов или обезвоживанием гидратов; монокристаллы выращивают в растворах боратов в расплавленных оксидах, напр Вi 2 О 3 .

Бораты используют: для получения других соединений бора; как компоненты шихты при производстве стекол, глазурей, эмалей, керамики; для огнестойких покрытий и пропиток; как компоненты флюсов для рафинирования, сварки и пайки металле”; в качестве пигментов и наполнителей лакокрасочных материалов; как протравы при крашении, ингибиторы коррозии, компоненты электролитов, люминофоров и др. Наибольшее применение находят бура и кальция бораты.

2. Галогениды , химические соединения галогенов с др. элементами. К галогенидам обычно относят соединения, в которых атомы галогена имеют большую электроотрицательность, чем др. элемент. Галогенидов не образуют Не, Ne и Аг. К простым, или бинарным, галогенидам ЭХn (n - чаще всего целое число от 1 у моногалогенидов до 7 у IF 7 , и ReF 7 , но может 6ыть и дробным, например 7/6 у Bi 6 Cl 7) относят, в частности, соли галогеноводородных кислот и межгалогенные соединения (напр., галогенфториды). Существуют также смешанные галогениды, полигалогениды, гидрогалогениды, оксогалогениды, оксигалогениды, гидроксогалогениды, тиогалогениды и комплексные галогениды. Степень окисления галогенов в галогенидах обычно равна -1.

По характеру связи элемент-галоген простые галогениды подразделяют на ионные и ковалентные. В действительности связи имеют смешанный характер с преобладанием вклада той или иной составляющей. Галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие моно- и дигалогениды др. металов - типичные соли, в которых преобладает ионный характер связи. Большинство из них относительно тугоплавки малолетучи, хорошо растворимы а воде; в водных растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Свойствами солей обладают также тригалогениды редкоземельных элементов. Растворимость в воде ионных галогенидов, как правило, уменьшается от иодидов к фторидам. Хлориды, бромиды и иодиды Ag + , Сu + , Hg + и Pb 2+ плохо растворимы в воде.

Увеличение числа атомов галогенов в галогенидах металлов или отношения заряда металла к радиусу его иона приводит к повышению ковалентной составляющей связи, снижению растворимости в воде и термической устойчивости галогенидов, увеличению от летучести, повышению окислит, способности и склонности к гидролизу. Эти зависимости наблюдаются для галогенидов металлов одного и того же периода и в ряду галогенидов одного и того же металла. Их легко проследить на примере термических свойств. Например, для галогенидов металлов 4-го периода температуры плавления и кипения составляют соответственно 771 и 1430°С для КС1, 772 и 1960°C для СаС1 2 , 967 и 975°С для ScCl 3 , -24,1 и 136°С для TiCl 4 . Для UF 3 температура плавления ~ 1500°С, UF 4 1036°C, UF 5 348°С, UF 6 64,0 °С. В рядах соединений ЭХn при неизменном n ковлентность связи обычно увеличивается при переходе от фторидов к хлоридам и уменьшается при переходе от последних к бромидам и иодидам. Так, для АlF 3 температура возгонки 1280°C, А1С1 3 180°С, температура кипения А1Вr 3 254,8 °С, АlI 3 407°С. В ряду ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 температура возгонки равна соответственно 906, 334, 355 и 418°С. В рядах MFn и МС1n где М-металл одной подгруппы, ковалентность связи уменьшается с ростом атомной массы металла. Фторидов и хлоридов металлов с примерно одинаковым вкладом ионной и ковалентной составляющей связи немного.

Средняя энергия связи элемент-галоген уменьшается при переходе от фторидов к иодидам и с повышением n (см. табл.).

Многие металлы галогениды, содержащие изолированные или мостиковые атомы О (соответственно оксо-и оксигалогениды), например оксотрифторид ванадия VOF 3 , диоксифторид ниобия NbO 2 F, диоксодииодид вольфрама WO 2 I 2 .

Комплексные галогениды (галогенометаллаты) содержат комплексные анионы, в которых атомы галогенов являются лигандами, например гексахлороплатинат(IV) калия K 2 , гептафторотанталат(V) натрия Na, гексафтороарсенат(V) лития Li. Наибольшей термической устойчивостью обладают фторо-, оксофторо- и хлорометаллаты. По характеру связей к комплексным галогенидам близки ионные соединения с катионами NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + и др.

Для многих галогенидов характерны ассоциация и полимеризация в жидкой и газовой фазах с образованием мостиковых связей. Наиболее склонны к этому галогениды металлов I и II групп, AlCl 3 , пентафториды Sb и переходных металлов, оксофториды состава MOF 4 . Известны галогениды со связью металл-металл, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.

Фториды значительно отличаются по свойствам от др. галогенидов. Однако в простых галогенидах эти отличия выражены менее резко, чем в самих галогенах, а в комплексных галогенидах - слабее, чем в простых.

Многие ковалентные галогениды (особенно фториды)- сильные кислоты Льюиса, напр. AsF 5 , SbF 5 , ВF 3 , А1С1 3 . Фториды входят в состав сверхкислот. Высшие галогениды восстанавливаются металлами и водородом, например:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Галогенидs металлов V-VIII групп, кроме Сг и Мn, восстанавливаются Н 2 до металлов, например:

WF 6 + ЗН 2 = W + 6HF

Многие ковалентные и ионные галогениды металлов взаимодействуют между собой с образованием комплексных галогенидов, например:

КС1 + TaCl 5 = K

Более легкие галогены могут вытеснять более тяжелые из галогенидов. Кислород может окислять галогениды с выделением С1 2 , Вг 2 , и I 2 . Одна из характерных реакций ковалентных галогенидов взаимодействие с водой (гидролиз) или ее парами при нагревании (пирогидролиз), приводящее к образованию оксидов, окси- или оксогалогенидов, гидроксидов и галогеноводородов.

Галогениды получают непосредственно из элементов, взаимодействием галогеноводородов или галогеноводородных кислот с элементами, оксидами, гидроксидами или солями, а также обменными реакциями.

Галогениды широко используют в технике как исходные вещества для получения галогенов, щелочных и щелочно-земельных металлов, как компоненты стекол и др. неорганических материалов; они являются промежуточными продуктами в производстве редких и некоторых цветных металлов, U, Si, Ge и др.

В природе галогениды образуют отдельные классы минералов, в которых представлены фториды (напр., минералы флюорит, криолит) и хлориды (сильвин, карналлит). Бром и иод входят в состав некоторых минералов в виде изоморфных примесей. Значительные количества галогенидов содержатся в воде морей и океанов, в соляных и подземных рассолах. Некоторые галогениды, например NaCl, KC1, СаCl 2 , входят в состав живых организмов.

3. Карбонаты (от лат. carbo, род. падеж carbonis уголь), соли угольной кислоты. Существуют средние карбонаты с анионом СО 3 2- и кислые, или гидрокарбонаты (устар. бикарбонаты), с анионом НСО 3 - . Карбонаты - кристаллические вещества. Большинство средних солей металлов в степени окисления + 2 кристаллизуется в гексагон. решетке типа кальцита или ромбическог типа арагонита.

Из средних карбонатов в воде растворяются только соли щелочных металлов, аммония и Тl(I). В результате значитильного гидролиза их растворыры имеют щелочную реакцию. Наиболее трудно растворимы карбонаты металлов в степени окисления + 2. Напротив, все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде. При обменных реакциях в водных растворах между солями металлов и Na 2 CO 3 осадки средних карбонатов образуются в тех случаях, когда их растворимость значительно меньше, чем соответствующих гидроксидов. Это имеет место для Са, Sr и их аналогов, лантаноидов, Ag(I), Mn(II), Pb(II) и Cd(II). Остальные катионы при взаимодействии с растворенными карбонатами в результате гидролиза могут давать не средние, а основные крабонаты или даже гидроксиды. Средние крабонаты, содержащие многозарядные катионы, иногда удается осадить из водных растворов в присутствии большого избытка СО 2 .

Химические свойства карбонатов обусловлены их принадлежностью к классу неорганических солей слабых кислот. Характерные особенности карбонатов связаны с их плохой растворимостью, а также термической нестойкостью как самих крабонатов, так и Н 2 СО 3 . Эти свойства используются при анализе крабонатов, основанном либо на их разложении сильными кислотами и количественном поглощении выделяющегося при этом СО 2 раствором щелочи, либо на осаждении иона СO 3 2- из раствора в виде ВаСО 3 . При действии избытка СО 2 на осадок среднего карбоната в растворе образуется гидрокарбонат, например: СаСО 3 + Н 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 . Присутствие гидрокарбонатов в природной воде обусловливает ее временную жесткость. Гидрокарбонаты при легком нагревании уже при низких температурах вновь превращаются в средние карбонаты, которые при нагревании разлагаются до оксида и СО 2 . Чем активнее металл, тем выше температура разложения его карбоната. Так, Na 2 CO 3 плавится без разложения при 857 °С, а для карбонатов Са, Mg и А1 равновесные давления разложения достигают 0,1 МПа при температурах соответственно 820, 350 и 100 °С.

Карбонаты весьма широко распространены в природе, что обусловлено участием СО 2 и Н 2 O в процессах минералообразования. карбонаты играют большую роль в глобальных равновесиях между газообразным СО 2 в атмосфере, растворенным СО 2 ; и ионами НСО 3 - и СО 3 2- в гидросфере и твердыми солями в литосфере. Важнейшие минералы - кальцит СаСО 3 , магнезит MgCO 3 , сидерит FeСО 3 , смитсонит ZnСО 3 и нек-рые др. Известняк состоит в основном из кальцита или кальцитовых скелетных остатков организмов, редко из арагонита. Известны также природные гидратированные карбонаты щелочных металлов и Mg (напр., МgСО 3 ЗН 2 О, Nа 2 СО 3 10Н 2 О), двойные карбонаты [например, доломит CaMg(CO 3) 2 , трона Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] и основные [малахит CuCO 3 Cu(OH) 2 , гидроцеруссит 2РbСО 3 Pb(ОН) 2 ].

Наиболее важны калия карбонат, кальция карбонат и натрия карбонат. Многие природные карбонаты весьма ценные металлические руды (напр., карбонаты Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Гидрокарбонаты выполняют важную физиологическую роль, являясь буферными веществами, регулирующими постоянство рН крови.

4. Нитраты , соли азотной ккислотыты HNO 3 . Известны почти для всех металлов; существуют как в виде безводных солей М(NO 3)n (n - степень окисления металла М), так и в виде кристаллогидратов М(NO 3)n xН 2 O (х = 1-9). Из водных растворов при температуре, близкой к комнатной, только нитраты щелочных металлов кристаллизуются безводными, остальные - в виде кристаллогидратов. Физико-химические свойства безводного и гидратированного нитрата одного и того же металла могут сильно отличаться.

Безводные кристаллические соединения нитратов d-элементов окрашены. Условно нитраты могут быть разделены на соединения с преимущественно ковалентным типом связи (соли Be, Cr, Zn, Fe и др. переходных металлов) и с преимущественно ионным типом связи (соли щелочных и щелочно-земельных металлов). Для ионных нитратов характерны более высокая термическая устойчивость, преобладание кристаллических структур более высокой симметрии (кубической) и отсутствие расщепления полос нитрат-иона в ИК спектрах. Ковалентные нитраты имеют более высокую растворимость в органических растворителях, более низкую термическую устойчивость, их ИК спектры носят более сложный характер; некоторые ковалентные нитраты летучи при комнатной температуре, а при растворении в воде частично разлагаются с выделением оксидов азота.

Все безводные нитраты проявляют сильные окислительные свойства, обусловленные присутствием иона NO 3 - , при этом их окислительная способность возрастает при переходе от ионных к ковалентным нитратам. Последние разлагаются в интервале 100-300°С, ионные - при 400-600°С (NaNO 3 , КNO 3 и некоторые др. при нагревании плавятся). Продуктами разложения в твердой и жидкой фазах. являются последовательно нитриты, оксонитраты и оксиды, иногда - свободные металлы (когда оксид неустойчив, напр. Ag 2 O), а в газовой фазе - NO, NO 2 , О 2 и N 2 . Состав продуктов разложения зависит от природы металла и его степени окисления, скорости нагревания, температуры, состава газовой среды и др. условий. NH 4 NO 3 детонирует, а при быстром нагревании может разлагаться со взрывом, в этом случае образуются N 2 , О 2 и Н 2 О; при медленном нагревании разлагается на N 2 Ои Н 2 О.

Свободный ион NO 3 - в газовой фазе имеет геометрическое строение равностороннего треугольника с атомом N в центре, углы ONO ~ 120° и длины связей N-О 0,121 нм. В кристаллических и газообразных нитратах ион NO 3 - в основном сохраняет свою форму и размеры, что определяет пространств, строение нитратов. Ион NO 3 - может выступать как моно-, би-, тридентатный или мостиковый лиганд, поэтому нитраты характеризуется большим разнообразием типов кристаллических структур.

Переходные металлы в высоких степенях окисления из-за стерич. затруднений не могут образовывать безводные нитраты, и для них характерны оксонитраты, например UO 2 (NO 3) 2 , NbO(NO 3) 3 . Нитраты образуют большое количество двойных и комплексных солей с ионом NО 3 - во внутренней сфере. В водных средах в результате гидролиза катионы переходных металлов образуют гидроксонитраты (основные нитраты) переменного состава, которые могут быть выделены и в твердом состоянии.

Гидратированные нитраты отличаются от безводных тем, что в их кристаллических структурах ион металла в большинстве случаев связан с молекулами воды, а не с ионом NO 3 . Поэтому они лучше, чем безводные нитраты, растворяются в воде, но хуже - в органических растворителях, более слабые окислители, инконгруэнтно плавятся в кристаллизационной воде в интервале 25-100°С. При нагревании гидратированных нитратов безводные нитраты, как правило, не образуются, а происходит термолиз с образованием гидроксонитратов и затем оксонитратов и оксидов металлов.

По многим своим химическим свойствам нитраты аналогичны др. неорганическим солям. Характерные особенности нитратов обусловленны их очень высокой растворимостью в воде, низкой термической устойчивостью и способностью окислять органические и неорганические соединения. При восстановлении нитратов образуется смесь азотсодержащих продуктов NO 2 , NO, N 2 O, N 2 или NH 3 с преобладанием одного из них в зависимости от вида восстановителя, температуры, реакции среды и др. факторов.

Промышленные методы получения нитратов основаны на поглощении NH 3 растворами HNO 3 (для NH 4 NO 3) или на поглощении нитрозных газов (NO + NO 2) растворами щелочей или карбонатов (для нитратов щелочных металлов, Са, Mg, Ba), а также на разнообразных обменных реакциях солей металлов с HNO 3 или нитратами щелочных металлов. В лаборатории для получения безводных нитратов используют реакции переходных металлов или их соединений с жидким N 2 O 4 и его смесями с органическими растворителями либо реакции с N 2 O 5 .

Нитраты Na, К (натриевая и калиевая селитры) встречаются в виде природных залежей.

Нитраты применяют во многих отраслях промышленности. Аммония нитрит (аммиачная селитра) - основное азотсодержащее удобрение; в качестве удобрений используют также нитраты щелочных металлов и Са. Нитраты - компоненты ракетных топлив, пиротехнических составов, травильных растворов при крашении тканей; их используют для закалки металлов, консервации пищевых продуктов, как лекарственные средства и для получения оксидов металлов.

Нитраты токсичны. Вызывают отек легких, кашель, рвоту, острую сердечно-сосудистую недостаточность и др. Смертельная доза нитратов для человека 8-15 г, допустимое суточное потребление 5 мг/кг. Для суммы нитратов Na, К, Са, NH3 ПДК: в воде 45 мг/л", в почве 130 мг/кг (класс опасности 3); в овощах и фруктах (мг/кг)-картофель 250, капуста белокочанная поздняя 500, морковь поздняя 250, свекла 1400, лук репчатый 80, кабачки 400, дыни 90, арбузы, виноград, яблоки, груши 60. Несоблюдение агротехнических рекомендаций, избыточное внесение удобрений резко увеличивает содержание нитратов в с.-х. продуктах, поверхностном стоке с полей (40-5500 мг/л), грунтовых водах.

5. Нитриты , соли азотистой кислоты НNО 2 . Используют прежде всего нитриты щелочных металлов и аммония, меньше - щелочно-земельных и Зd-металлов, Рb и Ag. О ннитритах остальных металлов имеются только отрывочные сведения.

Нитриты металлов в степени окисления +2 образуют кристалогидраты с одной, двумя или четырьмя молекулами воды. Нитриты образуют двойные и тройные соли, напр. CsNO 2 AgNO 2 или Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2 , а также комплексные соединения, например Na 3 .

Кристаллические структуры известны лишь для нескольких безводных нитритов. Анион NO 2 имеет нелинейную конфигурацию; угол ONO 115°, длина связи Н-О 0,115 нм; тип связи М-NO 2 ионно-ковалентный.

Хорошо растворимы в воде нитриты К, Na, Ba, плохо - нитриты Ag, Hg, Сu. С повышением температуры растворимость нитритов увеличивается. Почти все нитриты плохо растворимы в спиртах, эфирах и малополярных растворителях.

Нитриты термически малоустойчивы; плавятся без разложения только нитриты щелочных металлов, нитриты остальных металлов разлагаются при 25-300 °С. Механизм разложение нитритов сложен и включает ряд параллельно-последовательных реакций. Основные газообразные продукты разложения - NO, NO 2 , N 2 и О 2 , твёрдые - оксид металла или элементный металл. Выделение большого количества газов обусловливает взрывное разложение некоторых нитритов, например NH 4 NO 2 , который разлагается на N 2 и Н 2 О.

Характерные особенности нитритов связаны с их термической нестойкостью и способностью нитрит-иона быть как окислителем, так и восстановителем, в зависимости от среды и природы реагентов. В нейтральной среде нитриты обычно восстанавливаются до NO, в кислой окисляются до нитратов. Кислород и СО 2 не взаимодействуют с твердыми нитритами и их водными растворами. Нитриты способствуют разложению азотсодержащих органических веществ, в частности аминов, амидов и др. С органическими галогенидами RXН. реагируют с образованием как нитритов RONO, так и нитросоединений RNO 2 .

Промышленное получение нитритов основано на абсорбции нитрозного газа (смеси NO + NO 2) растворами Na 2 CO 3 или NaOH с последовательной кристализацией NaNO 2 ; нитриты остальных металлоов в промышленности и лабораториях получают обменной реакцией солей металлов с NaNO 2 или восстановлением нитратов этих металлов.

Нитриты применяют для синтеза азокрасителей, в производстве капролактама, в качестве окислителей и восстановителей в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности, как консерванты пищевых продуктов. Нитриты например NaNО 2 и KNO 2 , токсичны, вызывают головную боль, рвоту, угнетают дыхание и т.д. При отравлении NaNO 2 в крови образуется метгемоглобин, повреждаются мембраны эритроцитов. Возможно образование нитрозаминов из NaNO 2 и аминов непосредственно в желудочно-кишечном тракте.

6. Сульфаты , соли серной кислоты. Известны средние сульфаты с анионом SO 4 2- кислые, или гидросульфаты, с анионом HSO 4 - , основные, содержащие наряду с анионом SO 4 2- - группы ОН, например Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Существуют также двойные сульфаты, включающие два различных катиона. К ним относят две большие группы сульфатов - квасцы, а также шениты M 2 Э(SO 4) 2 6H 2 O, где М-однозарядный катион, Э - Mg, Zn и другие двухзарядные катионы. Известен тройной сульфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (минерал полигалит), двойные основные сульфаты, например минералы групп алунита и ярозита M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al(OH 3 и M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3 , где М - однозарядный катион. Сульфаты могут входить в состав смешанных солей, напр. 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (минерал беркеит), MgSO 4 KCl 3H 2 O (каинит).

Сульфаты - кристаллические вещества, средние и кислые в большенстве случаев хорошо растворимы в воде. Малорастворимы сульфаты кальции, стронция, свинца и некоторые др., практически нерастворимы BaSO 4 , RaSO 4 . Основные сульфаты, как правило, малорастворимы или практически нерастворимы, или гидролизуются водой. Из водных растворов сульфаты могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов. Кристаллогидраты некоторых тяжелых металлов называются купоросами; медный купорос СuSO 4 5H 2 O, железный купорос FeSO 4 7Н 2 О.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы, в то время как кислые сульфаты при нагревании разлагаются, превращаясь в пиросульфаты: 2KHSO 4 = Н 2 О + K 2 S 2 O 7 . Средние сульфаты др. металлов, а также основные сульфаты при нагревании до достаточно высоких температур, как правило, разлагаются с образованием оксидов металлов и выделением SO 3 .

Сульфаты широко распространены в природе. Они встречаются в виде минералов, например гипс CaSO 4 H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 О, а также входят в состав морской и речной воды.

Многие сульфаты могут быть получены при взаимодействии H 2 SO 4 с металлами, их оксидами и гидроксидами, а также разложением солей летучих кислот серной кислотой.

Неорганические сульфаты находят широкое применение. Например, аммония сульфат -азотное удобрение, натрия сульфат используют в стекольной, бумажной промышленности, производстве вискозы и др. Природные сульфатные минералы - сырье дм промышленного получения соединений различных металлов, строит, материалов и др.

7. Сульфиты , соли сернистой кислоты H 2 SO 3 . Различают средние сульфиты с анионом SO 3 2- и кислые (гидросульфиты) с анионом HSO 3 - . Средние сульфиты - кристаллические вещества. Сульфиты аммония и щелочных металлов хорошо растворимы в воде; растворимость (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °С), К 2 SО 3 106,7 (20 °С). В водных растворах образуют гидросульфиты. Сульфиты щелочно-земельных и некоторых др. металлов практически не растворимы в воде; растворимость MgSO 3 1 г в 100 г (40°С). Известны кристаллогидраты (NH 4) 2 SO 3 Н 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, К 2 SO 3 2Н 2 O, MgSO 3 6H 2 O и др.

Безводные сульфиты при нагревании без доступа воздуха в запаянных сосудах диспропорционируют на сульфиды и сульфаты, при нагревании в токе N 2 теряют SO 2 , а при нагревании на воздухе легко окисляются до сульфатов. С SO 2 в водной среде средние сульфиты образуют гидросульфиты. Сульфиты - относительно сильные восстановители, окисляются в растворах хлором, бромом, Н 2 О 2 и др. до сульфатов. Разлагаются сильными кислотами (например, НС1) с выделением SO 2 .

Кристаллические гидросульфиты известны для К, Rb, Cs, NH 4 + , они малоустойчивы. Остальные гидросульфиты существуют только в водных растворах. Плотность NH 4 HSO 3 2,03 г/см 3 ; растворимость в воде (г в 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0°С), КНSO 3 49 (20 °С).

При нагревании кристаллических гидросульфитов Na или К либо при насыщении SO 2 кишящего раствора пульпы M 2 SO 3 , образуются пиросульфиты (устаревшее -метабисульфиты) М 2 S 2 O 5 - соли неизвестной в свободном состоянии пиросернистой кислоты H 2 S 2 O 5 ; кристаллы, малоустойчивы; плотность (г/см 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, К 2 S 2 O 5 2,34; выше ~ 160 °С разлагаются с выделением SO 2 ; растворяются в воде (с разложением до HSO 3 -), растворимость (г в 100 г): Na 2 S 2 O 5 64,4, К 2 S 2 O 5 44,7; образуют гидраты Na 2 S 2 O 5 7H 2 O и ЗК 2 S 2 O 5 2Н 2 О; восстановители.

Средние сульфиты щелочных металлов получают взаимодействием водного раствора М 2 СО 3 (или МОН) с SO 2 , a MSO 3 - пропусканием SO 2 через водную суспензию MCO 3 ; используют в основном SO 2 из отходящих газов контактных сернокислотных производств. Сульфиты применяют при отбеливании, крашении и печатании тканей, волокон, кож для консервирования зерна, зеленых кормов, кормовых промышленных отходов (NaHSO 3 ,

Na 2 S 2 О 5). CaSO 3 и Са(НSO 3) 2 - дезинфицирующие средства в виноделии и сахарной промышленности. NaНSO 3 , MgSO 3 , NН 4 НSO 3 - компоненты сульфитного щелока при варке целлюлозы; (NH 4) 2 SO 3 - поглотитель SO 2 ; NaHSO 3 - поглотитель H 2 S из отходящих газов производств, восстановитель в производстве сернистых красителей. K 2 S 2 O 5 - компонент кислых фиксажей в фотографии, антиоксидант, антисептик.

Методы разделения смесей

1. Фильтрование, разделение неоднородных систем жидкость - твердые частицы (суспензии) и газ - твердые частицы при помощи пористых фильтровальных перегородок (ФП), пропускающих жидкость или газ, но задерживающих твердые частицы. Движущая сила процесса - разность давлений по обе стороны ФП.

При разделении суспензий твердые частицы обычно образуют на ФП слой влажного осадка, который при необходимости промывают водой или др. жидкостью, а также обезвоживают, продувая через него воздух или другой газ. Фильтрование производят при постоянной разности давлений или при постоянной скорости процесса w (кол-во фильтрата в м 3 , проходящее через 1 м 2 поверхности ФП в единицу времени). При постоянной разности давлений суспензию подают на фильтр под действием вакуума или избыточного давления, а также поршневым насосом; при использованние центробежного насоса разность давлений повышается, а скорость процесса понижается.

В зависимости от концентрации суспензий различают несколько видов фильтрования. При концентрации более 1% фильтрование происходит с образованием осадка, а при концентрации менее 0,1% - с закупориванием пор ФП (осветление жидкостей). Если на ФП не образуется достаточно плотный слой осадка и в фильтрат попадают твердые частицы, фильтруют с использованием тонкодисперсных вспомогательных материалов (диатомит, перлит), которые предварительно наносят на ФП или добавляют к суспензии. При начальной концентрации менее 10% возможно частичное разделение и сгущение суспензий.

Различают фильтры непрерывного и периодического действия. Для последних основные стадии работы - фильтрование, промывка осадка, его обезвоживание и разгрузка. При этом применима оптимизация по критериям наибольшей производительности и наименьших затрат. Если промывку и обезвоживание не производят, a гидравлическим сопротивлением перегородки можно пренебречь, то наибольшая производительность достигается, когда время фильтрования равно продолжительности вспомогательных операций.

Применимы гибкие ФП из хлопчато-бумажных, шерстяных, синтетических и стеклянных тканей, а также нетканые ФП из природных и синтетических волокон и негибкие - керамические, металлокерамические и пенопластовые. Направления движения фильтрата и действия силы тяжести могут быть противоположными, совпадать или быть взаимно перпендикулярными.

Конструкции фильтров разнообразны. Одна из наиболее распространенных - вращающийся барабанный вакуум-фильтр (см. рис.) непрерывного действия, в котором направления движения фильтрата и действия силы тяжести противоположны. Секция распределительного устройства соединяет зоны I и II с источником вакуума и зоны III и IV - с источником сжатого воздуха. Фильтрат и промывная жидкость из зон I и II поступают в отдельные приемники. Получил распространение также автоматизированный фильтрпресс периодического действия с горизонтальными камерами, фильтровальной тканью в виде бесконечной ленты и эластичными мембранами для обезвоживания осадка прессованием. На нем выполняются чередующиеся операции заполнения камер суспензией, фильтрования, промывки и обезвоживания осадка, разъединения соседних камер и удаление осадка.

2.Фракционная кристаллизация

Различают следующие виды фракционной кристаллизации: массовую, на охлаждаемых поверхностях, направленную, зонную плавку.

Массовая кристаллизация. Метод состоит в одновременном получении большого кол-ва кристаллов во всем объеме аппарата. В промышленности реализовано нсколько вариантов массовой кристаллизации, которую осуществляют в периодически или непрерывно действующих аппаратах: емкостных, снабженных наружными охлаждающими рубашками либо внутренними змеевиками и часто перемешивающими устройствами; трубчатых, скребковых, дисковых, шнековых и др. Из-за отсутствия методики расчета параметр a э, при массовой кристаллизации находят экспериментально.

Кристаллизация с теплопередачей через стенку. В случае расплавов процесс проводят их охлаждением. При кристаллизации растворов выбор режима процесса определяется главным образом характером зависимости растворимости веществ от температуры. Если растворимость вещества мало изменяется с изменением температуры (напр., NaCI в воде), кристаллизацию осуществляют частичным или практически полным выпариванием насыщенного раствора при постоянной температуре (изотермическая кристаллизация). Вещества, растворимость которых сильно зависит от температуры (напр., КNО 3 в воде), кристаллизуют охлаждением горячих растворов, при этом исходное кол-во растворителя, который содержится в маточной жидкости, в системе не изменяется (изогидрическая кристаллизация). Образовавшиеся кристаллы в зависимости от их свойств, формы и условий проведения процесса захватывают различное количество маточного раствора. Содержание его в твердой фазе в виде включений в порах, трещинах и полостях существенно зависит от способа разделения кристаллов и маточной жидкости. Так, при отделении кристаллов на барабанном вакуум-фильтре концентрация в них маточного раствора составляет 10-30%, на фильтрующей центрифуге-3-10%.

Основное достоинства процесса: высокая производительность, отсутствие контакта разделяемой смеси и хладагента, простота аппаратурного оформления; недостатки: сравнительно невысокие коэффициент теплопередачи, инкрустация поверхностей охлаждения, большой захват маточной жидкости кристаллами, необходимость установки дополнит, оборудования для разделения твердой и жидкой фаз, недостаточно высокий выход кристаллического продукта. Примеры применения: получение хлоридов К и Na из сильвинита, разделение изомеров ксилола.

3. Выпаривание, осуществляют для концентрирования раствора, выделения растворенного вещества или получения чистого растворителя. Выпариванию подвергают главным образом водные растворы. Теплоносителем чаще всего служит водяной пар (давл. 1,0-1,2 МПа), который называют греющим, или первичным; пар, образующийся при кипении раствора, называют вторичным. Движущая сила выпаривания- разность температур греющего пара и кипящего раствора, называется полезной. Она всегда меньше, чем разность температур первичного и вторичного пара. Это обусловлено тем, что раствор кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель (физико-химическая, или концентрационная, депрессия). Кроме того, температура кипения раствора повышается из-за более высокого давления в растворе, чем в паровом пространстве. Причины повышения давления: гидростатическое давление раствора; гидравлическое сопротивление при движении кипящей (парожидкостной) смеси; увеличение скорости движения этой смеси вследствие того, что она занимает значительно больший объем, чем исходный раствор (соответственно гидростатическая, гидравлическая и инерционная депрессия).

Для выпаривания применяют аппараты, работающие под давлением или разрежением. Их основные элементы: греющая камера; сепаратор для разделения парожидкостной смеси в отбора сконцентрированного раствора; циркуляционная труба, по которой раствор возвращается из сепаратора в камеру (при многократном выпаривании). Конструкция аппарата определяется главным образом составом, физико-химическими свойствами, необходимой степенью концентрирования растворов, их склонностью к образованию накипи и пены (накипь резко уменьшает коэффициент теплопередачи, нарушает циркуляцию раствора и может быть причиной коррозии в сварных стыках, а обильное ценообразование повышает унос раствора вторичным паром).

Наиболее распространены вертикальные аппараты с трубчатыми греющими камерами, поверхность нагрева которых достигает 1250 м 2 . В таких аппаратах раствор находится в трубном, а греющий пар - в межтрубном пространстве камеры. Циркуляция раствора в них может быть естественной или принудительной, создаваемой специальным насосом.

Выпаривание маловязких (л до 6-8 мПа -с) ненасыщенных растворов хорошо растворимых солей, не выпадающих при концентрировании в осадок (например, NaNO 2 , NaNO 3 , NH 4 NO 3 , KC1) и не образующих накипи, осуществляют обычно в выпариваемых аппаратах с естественной циркуляцией, в греющих трубках которых раствор не только нагревается, но и кипит. Для выпаривания растворов плохо растворимых веществ, которые при концентрировании выпадают в осадок [например, СаСО 3 , CaSО 4 , Mg(OH) 2 , алюмосиликат Na], а также при опреснении морской воды применяют аппараты, над греющей камерой которых установлена дополнит, подъемная циркуляционная труба, обеспечивающая высокую скорость естественной циркуляции. Для выпаривания сильно пенящихся и термочувствительных продуктов, например в производстве дрожжей, ферментов, антибиотиков, фруктовых соков, растворимого кофе, используют вертикальные пленочные выпаривательные аппараты, в которых концентрирование происходит в результате однократного движения тонкого слоя (пленки) раствора вместе с вторичным паром вдоль трубок длиной 6-8 м (поверхность нагрева до 2200 м 2). Достоинства этих аппаратов: отсутствие гидростатического эффекта, небольшое гидравлическое сопротивление, высокий коэффициент теплопередачи, большая производительность при относительно небольших объемах

4. Центрифугирование, разделение суспензий, эмульсий и трехкомпонентных систем (эмульсий, содержащих твердую фазу) под действием центробежных сил. Применяется для выделения фракций из суспензий и эмульсий, а также для определения молекулярных масс полимеров, дисперсионного анализа.

Центрифугирование осуществляется с помощью специальных машин - центрифуг, основной частью которых является ротор (барабан), вращающийся с большой скоростью вокруг своей оси, благодаря чему создается поле центробежных сил до 20 000 g в промышленных центрифугах и до 350 000 g в лабораторных (g - ускорение свободного падения). Центрифугирование может производиться по принципам отстаивания или фильтрования соответственно в центрифугах со сплошным или перфорированным ротором, покрытым фильтрующим материалом. Различают два типа осадит, центрифуг: 1) периодического действия, в которых суспензия вводится в центр, часть полого ротора во время его вращения; твердые частицы оседают на внутренней поверхности ротора и выгружаются из него через спец. сопла или через периодически открывающиеся щели, осветленная жидкость (фугат) отводится из верх его части; 2) непрерывного действия, в которых суспензия подается вдоль оси полого ротора, а образовавшийся осадок выгружается с помощью шнека, вращающегося внутри ротора с несколько иной скоростью, чем ротор (рис. 1).

Центрифугование по принципу фильтрования чаще всего используют для разделения суспензий и шламов с относительно малым содержанием жидкой фазы и осуществляют в циклически работающих машинах. Суспензия подается в непрерывно вращающийся ротор порциями; после заполнения осадком части ротора подача суспензии прекращается, жидкая фаза отжимается, а осадок срезается ножом и удаляется. Применяются также центрифуги с пульсирующей выгрузкой осадка с помощью толкателя (вибрационно-поршневые, с пульсирующим поршнем), а также с гидравлической выгрузкой, когда сгущенная твердая фаза выводится из ротора, снабженного пакетом конических тарелок, через сопла.

Список литературы

Гл. редактор И.Л. Кнунянц. Большой энциклопедический словарь Химия. Москва 1998

Гл. редактор И.Л. Кнунянц. Химическая энциклопедия. Москва1998

Н. Я. Логинов, А. Г. Воскресенский, И. С. Солодин. Аналитическая химия. Москва 1979

Р. А. Лидин. Справочник по общей и неорганической химии. Москва 1997

Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева. Химические свойства неорганических веществ. Москва 1997

А. В. Суворов, А. А. Карцафа и др. Увлекательный мир химических превращений. Санкт-Петербург 1998

Е. В. Барковский. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ. Минск 1997

1. Соли являются электролитами.

В водных растворах соли диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) металлов и отрицательно заряженные ионы (анионы) кислотных остатков.

Например , при растворении кристаллов хлорида натрия в воде положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные ионы хлора, из которых образована кристаллическая решётка этого вещества, переходят в раствор:

NaCl → Na + + Cl − .

При электролитической диссоциации сульфата алюминия образуются положительно заряженные ионы алюминия и отрицательно заряженные сульфат-ионы:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 + + 3 SO 4 2 − .

2. Соли могут взаимодействовать с металлами.

В ходе реакции замещения, протекающей в водном растворе, химически более активный металл вытесняет менее активный.

Например , если кусочек железа поместить в раствор сульфата меди, он покрывается красно-бурым осадком меди. Раствор постепенно меняет цвет с синего на бледно-зелёный, поскольку образуется соль железа(\(II\)):

Fe + Cu SO 4 → Fe SO 4 + Cu ↓ .

Видеофрагмент:

При взаимодействии хлорида меди(\(II\)) с алюминием образуются хлорид алюминия и медь:
2 Al + 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 + 3 Cu ↓ .

3. Соли могут взаимодействовать с кислотами.

Протекает реакция обмена, в ходе которой химически более активная кислота вытесняет менее активную.

Например , при взаимодействии раствора хлорида бария с серной кислотой образуется осадок сульфата бария, а в растворе остаётся соляная кислота:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ + 2 HCl .

При взаимодействии карбоната кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция и угольная кислота, которая тут же разлагается на углекислый газ и воду:

Ca CO 3 + 2 HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ⏟ H 2 CO 3 .

Видеофрагмент:

4. Растворимые в воде соли могут взаимодействовать со щелочами.

Реакция обмена возможна в том случае, если в результате хотя бы один из продуктов является практически нерастворимым (выпадает в осадок).

Например , при взаимодействии нитрата никеля(\(II\)) с гидроксидом натрия образуются нитрат натрия и практически нерастворимый гидроксид никеля(\(II\)):
Ni NO 3 2 + 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ + 2Na NO 3 .

Видеофрагмент:

При взаимодействии карбоната натрия (соды) с гидроксидом кальция (гашёной известью) образуются гидроксид натрия и практически нерастворимый карбонат кальция:
Na 2 CO 3 + Ca OH 2 → 2NaOH + Ca CO 3 ↓ .

5. Растворимые в воде соли могут вступать в реакцию обмена с другими растворимыми в воде солями, если в результате образуется хотя бы одно практически нерастворимое вещество.

Например , при взаимодействии сульфида натрия с нитратом серебра образуются нитрат натрия и практически нерастворимый сульфид серебра:
Na 2 S + 2Ag NO 3 → Na NO 3 + Ag 2 S ↓ .

Видеофрагмент:

При взаимодействии нитрата бария с сульфатом калия образуются нитрат калия и практически нерастворимый сульфат бария:
Ba NO 3 2 + K 2 SO 4 → 2 KNO 3 + BaSO 4 ↓ .

6. Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Причём химические реакции, которые протекают при этом, можно условно разделить на две группы:

• реакции, в ходе которых элементы не изменяют степень окисления,
• окислительно-восстановительные реакции.

A. Реакции разложения солей, протекающие без изменения степени окисления элементов.

В качестве примеров таких химических реакций рассмотрим, как протекает разложение карбонатов.

При сильном нагревании карбонат кальция (мел, известняк, мрамор) разлагается, образуя оксид кальция (жжёную известь) и углекислый газ:
CaCO 3 ⇄ t ° CaO + CO 2 .

Видеофрагмент:

Гидрокарбонат натрия (пищевая сода) при небольшом нагревании разлагается на карбонат натрия (соду), воду и углекислый газ:
2 NaHCO 3 ⇄ t ° Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 .

Видеофрагмент:

Кристаллогидраты солей при нагревании теряют воду. Например, пентагидрат сульфата меди(\(II\)) (медный купорос), постепенно теряя воду, превращается в безводный сульфат меди(\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 + 5 H 2 O .

При обычных условиях образовавшийся безводный сульфат меди можно превратить в кристаллогидрат:
CuSO 4 + 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O

Видеофрагмент: