See on lahustumatu sool. Soolad keemias: tüübid ja omadused. Meetodid soolade saamiseks

Selleks, et vastata küsimusele, mis on sool, ei pea te tavaliselt pikka aega mõtlema. See keemiline ühend on igapäevaelus üsna tavaline. Tavalisest lauasoolast pole vaja rääkidagi. Soolade ja nende ühendite üksikasjalikku sisestruktuuri uurib anorgaaniline keemia.

Soola määratlus

M. V. Lomonosovi töödest leiab selge vastuse küsimusele, mis on sool. Selle nime andis ta hapratele kehadele, mis võivad vees lahustuda ega sütti kõrge temperatuuri ega lahtise leegi mõjul. Hiljem tuletati määratlus mitte nende füüsikaliste, vaid nende ainete keemiliste omaduste põhjal.

Segatud soola näide on vesinikkloriid- ja hüpokloorhappe kaltsiumsool: CaOCl 2.

Nomenklatuur

Muutuva valentsiga metallidest moodustunud sooladel on lisatähis: valemi järel kirjutatakse valents rooma numbritega sulgudes. Niisiis, seal on raudsulfaat FeSO 4 (II) ja Fe 2 (SO4) 3 (III). Soolade nimes on eesliide hüdro-, kui selle koostises on asendamata vesinikuaatomeid. Näiteks kaaliumvesinikfosfaadi valem on K2HPO4.

Elektrolüütide soolade omadused

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria annab keemilistele omadustele oma tõlgenduse. Selle teooria valguses võib soola määratleda kui nõrka elektrolüüti, mis lahustumisel vees dissotsieerub (laguneb). Seega võib soolalahust kujutada positiivsete negatiivsete ioonide kompleksina ja esimesed ei ole H + vesinikuaatomid ja teised ei ole OH - hüdroksorühma aatomid. Puuduvad ioonid, mis esineksid igat tüüpi soolalahustes, seega pole neil ühiseid omadusi. Mida väiksemad on soolalahust moodustavate ioonide laengud, seda paremini need dissotsieeruvad, seda parem on sellise vedela segu elektrijuhtivus.

Happe soola lahused

Happesoolad lahuses lagunevad keerulisteks negatiivseteks ioonideks, mis on happejäägid, ja lihtsateks anioonideks, mis on positiivselt laetud metalliosakesed.

Näiteks naatriumvesinikkarbonaadi lahustumisreaktsioon viib soola lagunemiseni naatriumioonideks ja ülejäänud HCO 3 -ni.

Täielik valem näeb välja selline: NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -, HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.

Aluseliste soolade lahused

Aluseliste soolade dissotsiatsioon põhjustab happeanioonide ja metallidest ja hüdroksorühmadest koosnevate komplekskatioonide moodustumist. Need keerulised katioonid on omakorda võimelised dissotsiatsiooniprotsessis lagunema. Seetõttu on põhirühma soola mis tahes lahuses OH-ioone. Näiteks hüdroksomagneesiumkloriidi dissotsiatsioon toimub järgmiselt:

Soolade jaotus

Mis on sool? See element on üks levinumaid keemilisi ühendeid. Kõik teavad lauasoola, kriiti (kaltsiumkarbonaati) ja nii edasi. Karbonaatsooladest on levinuim kaltsiumkarbonaat. See on marmori, lubjakivi, dolomiidi lahutamatu osa. Ja kaltsiumkarbonaat on pärlite ja korallide tekke aluseks. See keemiline ühend on oluline putukate kõvade kihtide ja akordaatides skelettide moodustamiseks.

Sool on meile tuttav lapsepõlvest saati. Arstid hoiatavad selle liigse kasutamise eest, kuid mõõdukas koguses on see hädavajalik elutähtsate protsesside läbiviimiseks organismis. Ja see on vajalik vere õige koostise ja maomahla tootmise säilitamiseks. Soolalahused, mis on süstide ja tilgutite lahutamatu osa, pole midagi muud kui lauasoola lahus.

Vesi on üks peamisi keemilisi ühendeid meie planeedil. Üks selle huvitavamaid omadusi on võime moodustada vesilahuseid. Ja paljudes teaduse ja tehnoloogia valdkondades mängib olulist rolli soola lahustuvus vees.

Lahustuvuse all mõistetakse erinevate ainete võimet moodustada homogeenseid (homogeenseid) segusid vedelike – lahustitega. Selle lahustuvuse määrab selle aine maht, mida kasutatakse lahustamiseks ja küllastunud lahuse moodustamiseks, mis on võrreldav selle aine massiosa või selle kogusega kontsentreeritud lahuses.

Lahustumisvõime järgi liigitatakse soolad järgmiselt:

lahustuvad ained hõlmavad aineid, mida saab 100 g vees lahustada rohkem kui 10 g;
halvasti lahustuvad on need, mille kogus lahustis ei ületa 1 g;
lahustumatute ainete kontsentratsioon 100 g vees on alla 0,01.

Kui lahustamiseks kasutatava aine polaarsus on sarnane lahusti polaarsusega, on see lahustuv. Erineva polaarsusega ei ole tõenäoliselt võimalik ainet lahjendada.

Kuidas lahustumine toimub

Kui me räägime sellest, kas sool lahustub vees, siis enamiku soolade puhul on see õiglane väide. Seal on spetsiaalne tabel, mille järgi saab täpselt määrata lahustuvuse koguse. Kuna vesi on universaalne lahusti, seguneb see hästi teiste vedelike, gaaside, hapete ja sooladega.

Üks selgemaid näiteid tahke aine lahustumisest vees võib peaaegu iga päev köögis jälgida lauasoola abil roogasid valmistades. Miks siis sool vees lahustub?

Kooli keemiakursusest on paljudel meeles, et vee ja soola molekulid on polaarsed. See tähendab, et nende elektripostid on vastassuunas, mille tulemuseks on kõrge dielektriline konstant. Veemolekulid ümbritsevad teise aine ioone, näiteks, nagu meie puhul, NaCl. Sel juhul moodustub vedelik, mis on oma konsistentsilt homogeenne.

Temperatuuri mõju

Soolade lahustuvust mõjutavad mitmed tegurid. Esiteks on see lahusti temperatuur. Mida suurem see on, seda suurem on vedelikus olevate osakeste difusioonikoefitsiendi väärtus ja massiülekanne toimub kiiremini.

Kuigi näiteks keedusoola (NaCl) lahustuvus vees praktiliselt ei sõltu temperatuurist, kuna selle lahustumiskoefitsient on t 20 ° C juures 35,8 ja 78 ° C juures 38,0. Kuid vasksulfaat (CaSO4) vee temperatuuri tõusuga lahustub halvemini.

Muud tegurid, mis mõjutavad lahustuvust, on järgmised:

Lahustunud osakeste suurus - suurema faasieraldusala korral toimub lahustumine kiiremini.
Segamisprotsess, mis intensiivsel läbiviimisel aitab kaasa tõhusamale massiülekandele.
Lisandite olemasolu: mõned kiirendavad lahustumisprotsessi, teised, takistades difusiooni, vähendavad protsessi kiirust.

Video soola lahustumise mehhanismi kohta

Soolade, hapete ja aluste lahustuvuse tabel on aluseks, ilma milleta on võimatu keemilisi teadmisi täielikult omandada. Aluste ja soolade lahustuvus aitab õpetada mitte ainult kooliõpilasi, vaid ka professionaalseid inimesi. Paljude elutoodete loomine ei saa ilma selle teadmiseta hakkama.

Hapete, soolade ja aluste vees lahustuvuse tabel

Soolade ja aluste vees lahustuvuse tabel on juhend, mis aitab omandada keemia põhitõdesid. Järgmised märkused aitavad teil mõista allolevat tabelit.

P - tähistab lahustuvat ainet;
H on lahustumatu aine;
M - aine lahustub veekeskkonnas vähe;
RK - aine lahustub ainult tugevate orgaaniliste hapetega kokkupuutel;
Kriips ütleb, et sellist olendit looduses ei eksisteeri;
NK - ei lahustu ei hapetes ega vees;
? - küsimärk näitab, et täna puudub täpne teave aine lahustumise kohta.

Sageli kasutavad tabelit keemikud ja kooliõpilased, üliõpilased laboriuuringuteks, mille käigus on vaja luua tingimused teatud reaktsioonide esinemiseks. Tabeli järgi selgub, kuidas aine käitub vesinikkloriid- või happelises keskkonnas, kas sade on võimalik. Uuringute ja katsete käigus tekkiv sade näitab reaktsiooni pöördumatust. See on oluline punkt, mis võib mõjutada kogu laboritöö kulgu.

Katioonid	Anioonid
F-	Cl-	br-	ma-	S2-	EI 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	H	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	H	RK	M	RK
Sr2+	NK	R	R	R	R	R	H	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	H	RK	NK	RK
sn 2+	R	R	R	M	RK	R	H	H	R	H
Pb 2+	H	M	M	M	RK	R	H	H	H	H
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	NK	R	RK
Cr3+	R	R	R	R	G	R	G	H	R	RK
Mn2+	R	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe3+	R	R	R	-	-	R	G	H	R	RK
Co2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Ni2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Cu2+	M	R	R	-	H	R	G	H	R	H
Zn2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
CD 2+	R	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Hg2+	R	R	M	NK	NK	R	H	H	R	H
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	H	H	M	H
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	H	H	M	H

Legend:

P - aine on vees hästi lahustuv; M - kergelt lahustuv; H - vees praktiliselt lahustumatu, kuid kergesti lahustuv nõrkades või lahjendatud hapetes; RK - vees lahustumatu ja ainult tugevates anorgaanilistes hapetes lahustuv; NK - ei lahustu ei vees ega hapetes; G - hüdrolüüsub täielikult lahustumisel ja ei eksisteeri kokkupuutel veega. Kriips tähendab, et sellist ainet pole üldse olemas.

Vesilahustes dissotsieeruvad soolad täielikult või osaliselt ioonideks. Nõrkade hapete ja/või nõrkade aluste soolad hüdrolüüsivad. Soola vesilahused sisaldavad hüdraatioone, ioonipaare ja keerukamaid keemilisi vorme, sealhulgas hüdrolüüsiprodukte jne. Paljud soolad lahustuvad ka alkoholides, atsetoonis, happeamiidides ja muudes orgaanilistes lahustites.

Vesilahustest võivad soolad kristalliseeruda kristalsete hüdraatide kujul, mittevesilahustest - kristalsete solvaatidena, näiteks CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Vee-soola süsteemides toimuvate erinevate protsesside, soolade lahustuvuse kohta nende ühisel esinemisel sõltuvalt temperatuurist, rõhust ja kontsentratsioonist, tahke ja vedela faasi koostise kohta saab andmeid vee-soola süsteemide lahustuvusdiagramme uurides.

Üldised soolade sünteesimeetodid.

1. Keskmiste soolade saamine:

1) metall mittemetalliga: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metall happega: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metall vähemaktiivse metalli soolalahusega Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) aluseline oksiid happeoksiidiga: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) aluseline oksiid happega CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O

6) alused happelise oksiidiga Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) alused happega: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

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

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

9) aluse lahus soolalahusega: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4

10) kahe soola lahused 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Happesoolade saamine:

1. Happe koostoime aluse puudumisega. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Aluse interaktsioon happeoksiidi liiaga

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

3. Keskmise soola interaktsioon happega Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Aluseliste soolade saamine:

1. Nõrga aluse ja tugeva happe poolt moodustunud soolade hüdrolüüs

ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl

2. Väikeste koguste leeliste lisamine (tilkhaaval) keskmiste metallisoolade lahustele AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Nõrkade hapete soolade vastastikmõju keskmiste sooladega

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Komplekssoolade saamine:

1. Soolade reaktsioonid ligandidega: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl

5. Topeltsoolade saamine:

1. Kahe soola ühine kristallisatsioon:

Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl

4. Katiooni või aniooni omadustest tingitud redoksreaktsioonid. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

2. Happesoolade keemilised omadused:

1. Termiline lagunemine keskmise soola moodustumisega

Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

2. Koostoime leelisega. Keskmise soola saamine.

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

3. Aluseliste soolade keemilised omadused:

1. Termiline lagunemine. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Koostoime happega: keskmise soola moodustumine.

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

4. Komplekssoolade keemilised omadused:

1. Komplekside hävitamine halvasti lahustuvate ühendite moodustumise tõttu:

2Cl + K 2S \u003d CuS + 2KCl + 4NH3

2. Ligandide vahetus välimise ja sisemise sfääri vahel.

K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl

5. Topeltsoolade keemilised omadused:

1. Koostoime leeliselahustega: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Taastamine: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, lahjendatud H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

Mitmete kloriidsoolade, sulfaatide, karbonaatide, Na, K, Ca, Mg boraatide tööstuslikuks tootmiseks on tooraineks mere- ja ookeanivesi, selle aurustumisel tekkivad looduslikud soolveed ja tahked soolade ladestused. Settesoolade ladestusi moodustavate mineraalide rühma (Na, K ja Mg sulfaadid ja kloriidid) puhul kasutatakse koodnimetust “looduslikud soolad”. Suurimad kaaliumisoolade maardlad asuvad Venemaal (Solikamskis), Kanadas ja Saksamaal, võimsad fosfaatmaakide maardlad - Põhja-Aafrikas, Venemaal ja Kasahstanis, NaNO3 - Tšiilis.

Sooli kasutatakse toidu-, keemia-, metallurgia-, klaasi-, naha-, tekstiilitööstuses, põllumajanduses, meditsiinis jne.

Peamised soolade liigid

1. Boraadid (oksoboraadid), boorhapete soolad: metaboor-HBO 2, ortoboor-H 3 BO 3 ja polüboorhapped, mis ei ole isoleeritud vabas olekus. Boori aatomite arvu järgi molekulis jagunevad need mono-, di-, tetra-, heksaboraatideks jne. Boraate nimetatakse ka neid moodustavate hapete ja B 2 O 3 moolide arvu järgi. 1 mooli aluselise oksiidi kohta. Seega võib erinevaid metaboraate nimetada monoboraatideks, kui need sisaldavad aniooni B (OH) 4 või ahelaniooni (BO 2) n n - diboraadid - kui need sisaldavad ahelaga topeltaniooni (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboraadid - kui need sisaldavad tsüklianiooni (B 3 O 6) 3-.

Boraatide struktuurid hõlmavad boor-hapniku rühmi - "plokke", mis sisaldavad 1 kuni 6 ja mõnikord 9 boori aatomit, näiteks:

Boori aatomite koordinatsiooniarv on 3 (boor-hapniku kolmnurksed rühmad) või 4 (tetraeedrilised rühmad). Boor-hapniku rühmad ei ole mitte ainult saare, vaid ka keerukamate struktuuride – ahel-, kihiliste ja polümeriseeritud raamistike – aluseks. Viimased tekivad hüdraatunud boraatide molekulidest vee elimineerimisel ja hapnikuaatomite kaudu sildsidemete tekkimisel; protsessiga kaasneb mõnikord polüanioonide sees B-O sideme katkemine. Polüanioonid võivad kinnitada külgrühmi - boor-hapniku tetraeedreid või kolmnurki, nende dimeere või kõrvalisi anioone.

Ammoonium, leelised ja muud metallid oksüdatsiooniastmes +1 moodustavad kõige sagedamini MBO 2 tüüpi hüdraatunud ja veevaba metaboraate, M 2 B 4 O 7 tetraboraate, MB 5 O 8 pentaboraate ja ka M 4 B 10 O 17 laguneb n H 2 O. Leelismuld ja muud metallid oksüdatsiooniastmes + 2 annavad tavaliselt hüdraatunud metaboraate, M 2 B 6 O 11 triboraate ja MB 6 O 10 heksaboraate. samuti veevabad meta-, orto- ja tetraboraadid. Oksüdatsiooniastmes + 3 metalle iseloomustavad hüdraatunud ja veevabad MBO 3 ortoboraadid.

Boraadid on värvitud amorfsed ained või kristallid (peamiselt vähesümmeetrilise struktuuriga – monokliinilised või rombilised). Veevabade boraatide sulamistemperatuurid on vahemikus 500 kuni 2000 °C; kõige kõrgema sulamistemperatuuriga metaboraadid on leelis- ja leelismuldmetallide orto- ja metaboraadid. Enamik boraate moodustavad kergesti klaase, kui nende sulamid jahutatakse. Hüdreeritud boraatide kõvadus Mohsi skaalal on 2-5, veevabade - kuni 9.

Hüdreeritud monoboraadid kaotavad kristallisatsioonivett kuni ~180°C, polüboraadid - 300-500°C juures; vee eemaldamine OH-rühmade tõttu , koordineeritud ümber boori aatomite esineb kuni ~750°С. Täieliku dehüdratsiooniga moodustuvad amorfsed ained, mis 500–800 ° C juures läbivad enamikul juhtudel "boraadi ümberkorraldamise" - kristalliseerumise, millega kaasneb (polüboraatide puhul) osaline lagunemine koos B 2 O 3 vabanemisega.

Leelismetallide boraadid, ammoonium ja T1 (I) lahustuvad vees (eriti meta- ja pentaboraadid), hüdrolüüsivad vesilahustes (lahustes on leeliseline reaktsioon). Enamik boraate laguneb kergesti hapete toimel, mõnel juhul CO 2 toimel; ja SO2;. Leelismuldmetallide ja raskmetallide boraadid interakteeruvad leelismetallide, karbonaatide ja vesinikkarbonaatide lahustega. Veevabad boraadid on keemiliselt stabiilsemad kui hüdreeritud boraadid. Mõne alkoholiga, eriti glütserooliga, moodustavad boraadid vees lahustuvaid komplekse. Tugevate oksüdeerivate ainete, eriti H 2 O 2 toimel või elektrokeemilise oksüdatsiooni käigus muutuvad boraadid peroksoboraatideks .

Teada on umbes 100 looduslikku boraati, mis on peamiselt Na, Mg, Ca, Fe soolad.

Hüdreeritud boraadid saadakse: H 3 BO 3 neutraliseerimisel metallioksiidide, hüdroksiidide või karbonaatidega; leelismetalli boraatide, enamasti Na, vahetusreaktsioonid teiste metallide sooladega; vähelahustuvate boraatide vastastikuse muundamise reaktsioon leelismetalli boraatide vesilahustega; hüdrotermilised protsessid, kasutades mineraliseerivate lisanditena leelismetallide halogeniide. Veevabad boraadid saadakse B 2 O 3 sulatamisel või paagutamisel metallioksiidide või karbonaatidega või hüdraatide dehüdraatimisel; üksikuid kristalle kasvatatakse boraatide lahustes sulas oksiidides, näiteks Bi 2 O 3 .

Boraate kasutatakse: muude booriühendite saamiseks; laengu komponentidena klaaside, glasuuride, emailide, keraamika tootmisel; tulekindlate katete ja immutuste jaoks; räbustikomponentidena metalli rafineerimiseks, keevitamiseks ja jootmiseks”; värvide ja lakkide pigmentide ja täiteainetena; peitsainetena värvimisel, korrosiooniinhibiitorina, elektrolüütide komponentidena, fosforitena jne. Enim kasutatakse booraksit ja kaltsiumboraate.

2. Halogeniidid, halogeenide keemilised ühendid teiste elementidega. Halogeniidid hõlmavad tavaliselt ühendeid, milles halogeeniaatomitel on suurem elektronegatiivsus kui mõnel teisel elemendil. Haliidid ei moodusta He, Ne ja Ar. Lihtsad või kahendhalogeniidid EX n (n- enamasti täisarv 1-st 7-ni monohalogeniidide puhul IF 7 ja ReF 7 puhul, kuid võib olla ka murdosa, näiteks 7/6 Bi 6Cl 7 puhul), hõlmab eelkõige vesinikhalogeniidide sooli ja interhalogeenühendeid (eeskätt näiteks halofluoriidid). Samuti on segahalogeniidid, polühalogeniidid, hüdrohalogeniidid, oksohalogeniidid, oksühalogeniidid, hüdroksohalogeniidid, tiohalogeniidid ja komplekshalogeniidid. Halogeenide oksüdatsiooniaste halogeniidides on tavaliselt -1.

Vastavalt elemendi-halogeensideme olemusele jagatakse lihthalogeniidid ioonseteks ja kovalentseteks. Tegelikkuses on suhted segase iseloomuga ühe või teise komponendi panuse ülekaaluga. Leelis- ja leelismuldmetallide halogeniidid, samuti paljud teiste metallide mono- ja dihalogeniidid on tüüpilised soolad, milles sideme ioonne olemus domineerib. Enamik neist on suhteliselt tulekindlad, vähelenduvad, vees hästi lahustuvad; vesilahustes dissotsieeruvad nad peaaegu täielikult ioonideks. Soolade omadused on ka haruldaste muldmetallide trihalogeniididel. Ioonsete halogeniidide lahustuvus vees väheneb üldiselt jodiididelt fluoriidideks. Kloriidid, bromiidid ja jodiidid Ag +, Сu +, Hg + ja Pb 2+ lahustuvad vees halvasti.

Halogeeni aatomite arvu suurenemine metallhalogeniidides või metalli laengu suhe selle iooni raadiusesse põhjustab sideme kovalentse komponendi suurenemist, halogeniidide vees lahustuvuse ja termilise stabiilsuse vähenemist, lenduvus, oksüdatsiooni suurenemine, võime ja kalduvus hüdrolüüsida. Neid sõltuvusi täheldatakse sama perioodi metallhalogeniidide ja sama metalli halogeniidide seerias. Neid on soojusomaduste näitel lihtne jälgida. Näiteks 4. perioodi metallhalogeniidide puhul on sulamis- ja keemistemperatuurid vastavalt 771 ja 1430 °C KC1, 772 ja 1960 °C CaCl 2, 967 ja 975 °C ScCl 3 puhul, -24,1 ja 136 °C. TiCl 4 jaoks. UF 3 puhul on sulamistemperatuur ~ 1500 °C, UF 4 1036 °C, UF 5 348 °C, UF 6 64,0 °C. EÜ ühendite sarjas n samaga n sideme kovalentsus tavaliselt suureneb fluoriididelt kloriidideks ja väheneb viimastelt bromiidide ja jodiidide suunas. Niisiis on AlF 3 sublimatsioonitemperatuur 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, A1Br 3 keemistemperatuur on 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. Sarjades ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 on sublimatsioonitemperatuur vastavalt 906, 334, 355 ja 418°C. MF ridades n ja MS1 n kus M on ühe alarühma metall, siis sideme kovalentsus väheneb metalli aatommassi suurenemisega. On vähe metallide fluoriide ja kloriide, mille ioonse ja kovalentse sideme komponentide osakaal on ligikaudu sama.

Element-halogeensideme keskmine energia väheneb fluoriididelt jodiididele üleminekul ja suurenedes n(vt tabelit).

Paljud metallhalogeniidid, mis sisaldavad isoleeritud või sildavaid O-aatomeid (vastavalt okso- ja oksühalogeniidid), näiteks vanaadiumoksotrifluoriid VOF 3, nioobiumdioksifluoriid NbO 2 F, volframdioksodijodiid WO 2 I 2.

Komplekssed halogeniidid (halogenometallaadid) sisaldavad keerulisi anioone, milles halogeeniaatomid on ligandid, näiteks kaaliumheksakloroplatinaat (IV) K 2, naatriumheptafluorotantalaat (V) Na, liitiumheksafluoroarsenaat (V) Li. Fluoro-, oksofluoro- ja klorometallaadid on kõrgeima termilise stabiilsusega. Sidemete olemuse järgi on ioonsed ühendid katioonidega NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + jt lähedased komplekshalogeniididele.

Paljudele halogeniididele on iseloomulik seos ja polümerisatsioon vedelas ja gaasifaasis koos sildsidemete moodustumisega. Sellele on kõige vastuvõtlikumad I ja II rühma metallide halogeniidid, AlCl 3, Sb pentafluoriidid ja siirdemetallid, oksofluoriidid koostisega MOF 4. Tuntud halogeniidid, millel on näiteks metall-metall side. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoriidid erinevad omaduste poolest oluliselt teistest halogeniididest. Kuid lihtsate halogeniidide puhul on need erinevused vähem väljendunud kui halogeenides endis ja keerukates halogeniidides on need vähem väljendunud kui lihtsates.

Paljud kovalentsed halogeniidid (eriti fluoriidid) on tugevad Lewise happed, nt. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluoriidid on osa superhapetest. Kõrgemad halogeniidid redutseeritakse metallide ja vesinikuga, näiteks:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF

Rühmade V-VIII metallhalogeniidid, välja arvatud Cr ja Mn, redutseeritakse H2 toimel metallideks, näiteks:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Paljud kovalentsed ja ioonsed metallhalogeniidid interakteeruvad üksteisega, moodustades näiteks keerukaid halogeniide:

KC1 + TaCl 5 = K

Kergemad halogeenid võivad raskemad halogeniididest välja tõrjuda. Hapnik võib oksüdeerida halogeniide C1 2, Br 2 ja I 2 vabanemisega. Üks kovalentsete halogeniidide iseloomulikke reaktsioone on koostoime veega (hüdrolüüs) või selle aurudega kuumutamisel (pürohüdrolüüs), mille tulemuseks on oksiidide, oksü- või oksohalogeniidide, hüdroksiidide ja vesinikhalogeniidide moodustumine.

Halogeniidid saadakse otse elementidest, vesinikhalogeniidide või vesinikhalogeniidhapete koosmõjul elementide, oksiidide, hüdroksiidide või sooladega, samuti vahetusreaktsioonide kaudu.

Halogeniide kasutatakse laialdaselt inseneritöös halogeenide, leelis- ja leelismuldmetallide tootmise lähteainetena ning klaaside ja muude anorgaaniliste materjalide komponentidena; need on vahesaadused haruldaste ja mõnede värviliste metallide, U, Si, Ge jne tootmisel.

Looduses moodustavad halogeniidid eraldi mineraalide klassid, mille hulka kuuluvad fluoriidid (nt mineraalid fluoriit, krüoliit) ja kloriidid (sylviit, karnalliit). Broom ja jood esinevad mõnedes mineraalides isomorfsete lisanditena. Märkimisväärses koguses halogeniide leidub merede ja ookeanide vees, soolades ja maa-alustes soolvees. Mõned halogeniidid, nagu NaCl, KC1, CaCl 2, on elusorganismide osad.

3. Karbonaadid (lat. carbo, sugukond case carbonis kivisüsi), süsihappe soolad. Seal on keskmised karbonaadid CO 3 -aniooniga ja happelised või vesinikkarbonaadid (vananenud vesinikkarbonaadid) HCO 3 -aniooniga. Karbonaadid on kristalsed ained. Enamik oksüdatsiooniastmes + 2 keskmistest metallisooladest kristalliseerub kuusnurgaks. kaltsiidi võretüüpi või aragoniidi rombi tüüpi.

Keskmistest karbonaatidest lahustuvad vees ainult leelismetallide, ammooniumi ja Tl (I) soolad. Olulise hüdrolüüsi tulemusena on nende lahustes leeliseline reaktsioon. Kõige raskemini lahustuvad metallikarbonaadid oksüdatsiooniastmes + 2. Vastupidi, kõik vesinikkarbonaadid on vees hästi lahustuvad. Vesilahustes metallisoolade ja Na 2 CO 3 vaheliste vahetusreaktsioonide käigus tekivad keskmiste karbonaatide sademed, kui nende lahustuvus on palju madalam kui vastavatel hüdroksiididel. See kehtib Ca, Sr ja nende analoogide, lantaniidide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) ja Cd(II) puhul. Ülejäänud katioonid võivad hüdrolüüsi tulemusena lahustunud karbonaatidega interakteerudes anda mitte keskmisi, vaid aluselisi karbonaate või isegi hüdroksiide. Keskmisi karbonaate, mis sisaldavad mitut laengut katioone, võib mõnikord sadestada vesilahustest suure CO 2 liia juuresolekul.

Karbonaatide keemilised omadused tulenevad nende kuulumisest nõrkade hapete anorgaaniliste soolade klassi. Karbonaatidele iseloomulikud tunnused on seotud nende halva lahustuvusega, aga ka nii krabonaatide endi kui ka H 2 CO 3 termilise ebastabiilsusega. Neid omadusi kasutatakse krabonaatide analüüsimisel, tuginedes kas nende lagunemisele tugevate hapete toimel ja antud juhul leeliselahusega eralduva CO 2 kvantitatiivsel neeldumisel või CO 3 2- iooni sadestamisel lahusest. vorm ВаСО 3 . Lahuses oleva keskmise karbonaadi sademele liigse CO 2 toimel moodustub vesinikkarbonaat, näiteks: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Bikarbonaatide olemasolu looduslikus vees määrab selle ajutise kareduse. Süsivesinikud muutuvad kergel kuumutamisel juba madalatel temperatuuridel taas keskmisteks karbonaatideks, mis kuumutamisel lagunevad oksiidiks ja CO 2 -ks. Mida aktiivsem on metall, seda kõrgem on selle karbonaadi lagunemistemperatuur. Niisiis sulab Na 2 CO 3 857 °C juures lagunemata ning Ca-, Mg- ja Al-karbonaatide puhul ulatuvad tasakaalulised lagunemisrõhud temperatuuridel 820, 350 ja 100 °C vastavalt 0,1 MPa-ni.

Karbonaadid on looduses väga levinud, mis on tingitud CO 2 ja H 2 O osalemisest mineraalide moodustumise protsessides. karbonaadid mängivad suurt rolli globaalses tasakaalus atmosfääris leiduva gaasilise CO 2 ja lahustunud CO 2 vahel;

ja HCO 3 - ja CO 3 2- ioonid hüdrosfääris ja tahked soolad litosfääris. Olulisemad mineraalid on CaCO 3 kaltsiit, MgCO 3 magnesiit, FeCO 3 sideriit, ZnCO 3 smitsoniit jt. Lubjakivi koosneb peamiselt kaltsiidist või organismide kaltsiidist skeletijäänustest, harva aragoniidist. Tuntud on ka leelismetallide ja Mg looduslikud hüdraatkarbonaadid (näiteks MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), kaksikkarbonaadid [näiteks dolomiit CaMg (CO 3) 2, troon Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] ja aluseline [malahhiit CuCO 3 Cu(OH) 2, hüdrotserussiit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].

Olulisemad on kaaliumkarbonaat, kaltsiumkarbonaat ja naatriumkarbonaat. Paljud looduslikud karbonaadid on väga väärtuslikud metallimaagid (näiteks Zn, Fe, Mn, Pb, Cu karbonaadid). Bikarbonaadid mängivad olulist füsioloogilist rolli, olles puhverained, mis reguleerivad vere pH püsivust.

4. Nitraadid, lämmastikhappe soolad HNO 3. Tuntud peaaegu kõigi metallide jaoks; esinevad mõlemad veevabade soolade M (NO 3) kujul n (n- metalli oksüdatsiooniaste M) ja kristalsete hüdraatide kujul M (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Vesilahustest toatemperatuurile lähedasel temperatuuril kristalliseeruvad veevabad ainult leelismetallide nitraadid, ülejäänud - kristalsete hüdraatide kujul. Sama metalli veevaba ja hüdraatunud nitraadi füüsikalis-keemilised omadused võivad olla väga erinevad.

D-elemendi nitraatide veevabad kristalsed ühendid on värvilised. Tavaliselt võib nitraadid jagada ühenditeks, millel on valdavalt kovalentne side (Be, Cr, Zn, Fe ja teiste siirdemetallide soolad) ja valdavalt ioonse sidemega (leelis- ja leelismuldmetallide soolad). Ioonseid nitraate iseloomustab kõrgem termiline stabiilsus, suurema sümmeetriaga (kuupmeetriliste) kristallstruktuuride ülekaal ja nitraadiioonide ribade lõhenemise puudumine IR-spektris. Kovalentsetel nitraatidel on suurem lahustuvus orgaanilistes lahustites, madalam termiline stabiilsus, nende IR spektrid on keerulisemad; mõned kovalentsed nitraadid on toatemperatuuril lenduvad ja vees lahustumisel lagunevad nad osaliselt lämmastikoksiidide eraldumisega.

Kõigil veevabadel nitraatidel on NO 3 -iooni olemasolu tõttu tugevad oksüdeerivad omadused, samas kui nende oksüdeerimisvõime suureneb ioonsetelt nitraatidelt kovalentsetele üleminekul. Viimased lagunevad vahemikus 100-300°C, ioonsed - 400-600°C juures (NaNO 3, KNO 3 ja mõned teised sulavad kuumutamisel). Laguproduktid tahkes ja vedelas faasis. on järjestikku nitritid, oksonitraadid ja oksiidid, mõnikord - vabad metallid (kui oksiid on ebastabiilne, näiteks Ag 2 O), ja gaasifaasis - NO, NO 2, O 2 ja N 2. Laguproduktide koostis sõltub metalli olemusest ja selle oksüdatsiooniastmest, kuumutamiskiirusest, temperatuurist, gaasilise keskkonna koostisest ja muudest tingimustest. NH 4 NO 3 plahvatab ja võib kiirel kuumutamisel plahvatusega laguneda, sel juhul tekivad N 2 , O 2 ja H 2 O; aeglasel kuumutamisel laguneb see N 2 O ja H 2 O.

Gaasifaasis oleval vabal NO 3 - ioonil on võrdkülgse kolmnurga geomeetriline struktuur, mille keskel on N aatom, ONO nurgad ~ 120° ja N-O sideme pikkus on 0,121 nm. Kristallilistes ja gaasilistes nitraatides NO 3 ioon - säilitab põhimõtteliselt oma kuju ja suuruse, mis määrab nitraatide ruumi ja struktuuri. Ioon NO 3 - võib toimida mono-, kahe-, kolmehambalise või sildligandina, seega iseloomustavad nitraate väga erinevad kristallstruktuuride tüübid.

Siirdemetallid kõrges oksüdatsiooniastmes steerilisuse tõttu. raskustes ei saa moodustada veevabasid nitraate ja neid iseloomustavad oksonitraadid, näiteks UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitraadid moodustavad NO 3 iooniga suure hulga kaksik- ja komplekssooli – sisesfääris. Vesikeskkonnas moodustavad siirdemetalli katioonid hüdrolüüsi tulemusena muutuva koostisega hüdroksonitraate (aluselisi nitraate), mida saab eraldada ka tahkes olekus.

Hüdreeritud nitraadid erinevad veevabadest selle poolest, et nende kristallstruktuurides on metalliioon enamasti seotud veemolekulidega, mitte NO 3 iooniga. Seetõttu lahustuvad need vees paremini kui veevabad nitraadid, kuid halvemini - orgaanilistes lahustites sulavad nõrgemad oksüdeerivad ained kristallisatsioonivees ebaühtlaselt vahemikus 25-100°C. Hüdreeritud nitraatide kuumutamisel veevabasid nitraate reeglina ei teki, vaid toimub termolüüs hüdroksonitraatide ja seejärel oksonitraatide ja metallioksiidide moodustumisega.

Paljude oma keemiliste omaduste poolest on nitraadid sarnased teiste anorgaaniliste sooladega. Nitraatide iseloomulikud omadused tulenevad nende väga heast lahustuvusest vees, madalast termilisest stabiilsusest ning võimest oksüdeerida orgaanilisi ja anorgaanilisi ühendeid. Nitraatide redutseerimisel moodustub segu lämmastikku sisaldavatest saadustest NO 2, NO, N 2 O, N 2 või NH 3, millest üks on ülekaalus sõltuvalt redutseerija tüübist, temperatuurist, keskkonna reaktsioonist. ja muud tegurid.

Tööstuslikud nitraatide tootmise meetodid põhinevad NH 3 absorptsioonil HNO 3 lahustega (NH 4 NO 3 puhul) või lämmastikgaaside (NO + NO 2) absorptsioonil leelise või karbonaadi lahustega (leelismetallide nitraatide puhul Ca, Mg , Ba), samuti erinevatel metallisoolade vahetusreaktsioonidel HNO 3 või leelismetallide nitraatidega. Laboris kasutatakse veevabade nitraatide saamiseks siirdemetallide või nende ühendite reaktsioone vedela N 2 O 4 ja selle segudega orgaaniliste lahustitega või reaktsioone N 2 O 5-ga.

Nitraate Na, K (naatrium- ja kaaliumnitraat) leidub looduslike ladestustena.

Nitraate kasutatakse paljudes tööstusharudes. Ammooniumnitrit (ammooniumnitraat) - peamine lämmastikku sisaldav väetis; väetisena kasutatakse ka leelismetallide nitraate ja Ca. Nitraadid - raketikütuste komponendid, pürotehnilised kompositsioonid, peitsimislahused kangaste värvimiseks; neid kasutatakse metallide kõvendamiseks, toiduainete konserveerimiseks, ravimitena ja metallioksiidide tootmiseks.

Nitraadid on mürgised. Need põhjustavad kopsuturset, köha, oksendamist, ägedat kardiovaskulaarset puudulikkust jne. Inimese surmav nitraatide annus on 8-15 g, lubatud päevane kogus on 5 mg/kg. Na, K, Ca, NH3 nitraatide summa MPC: vees 45 mg/l", mullas 130 mg/kg (ohuklass 3); juur- ja puuviljades (mg/kg) - kartul 250, hiline valgekapsas 500, hiline porgand 250, peet 1400, sibul 80, suvikõrvits 400, melonid 90, arbuusid, viinamarjad, õunad, pirnid 60. Agrotehniliste soovituste eiramine, liigne väetamine suurendab järsult põllusaaduste nitraatide sisaldust, nitraatide pindmist äravoolu ( 40-5500 mg/l), põhjavesi.

5. Nitritid, lämmastikhappe HNO 2 soolad. Esiteks kasutatakse leelismetallide ja ammooniumi nitriteid, vähem leelismuldmetalli ja Z. d-metallid, Pb ja Ag. Teiste metallide nitritite kohta on vaid katkendlik teave.

Oksüdatsiooniastmes +2 metallinitritid moodustavad ühe, kahe või nelja veemolekuliga kristallhüdraate. Nitritid moodustavad näiteks topelt- ja kolmiksoolasid. CsNO 2 AgNO 2 või Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, samuti kompleksühendid, nagu Na 3.

Kristallstruktuurid on teada vaid mõne veevaba nitriti kohta. NO 2 anioonil on mittelineaarne konfiguratsioon; ONO nurk 115°, H-O sideme pikkus 0,115 nm; ühenduse tüüp M-NO 2 on ioon-kovalentne.

K, Na, Ba nitritid lahustuvad vees hästi, Ag, Hg, Cu nitritid lahustuvad halvasti. Temperatuuri tõustes suureneb nitritite lahustuvus. Peaaegu kõik nitritid lahustuvad halvasti alkoholides, eetrites ja madala polaarsusega lahustites.

Nitritid on termiliselt ebastabiilsed; sulavad lagunemata ainult leelismetallide nitritid, muude metallide nitritid lagunevad 25-300 °C juures. Nitritite lagunemise mehhanism on keeruline ja sisaldab mitmeid paralleelselt järjestikuseid reaktsioone. Peamised gaasilised lagunemissaadused on NO, NO 2, N 2 ja O 2, tahked on metallioksiid või elementaarne metall. Suure hulga gaaside eraldumine põhjustab mõnede nitritite, näiteks NH 4 NO 2 plahvatusliku lagunemise, mis laguneb N 2 ja H 2 O-ks.

Nitritite iseloomulikud tunnused on seotud nende termilise ebastabiilsusega ja nitritiooni võimega olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija, olenevalt keskkonnast ja reaktiivide olemusest. Neutraalses keskkonnas redutseeritakse nitritid tavaliselt NO-ks, happelises keskkonnas oksüdeeritakse nitraatideks. Hapnik ja CO 2 ei interakteeru tahkete nitritite ja nende vesilahustega. Nitritid aitavad kaasa lämmastikku sisaldavate orgaaniliste ainete, eelkõige amiinide, amiidide jne lagunemisele. Orgaanilised halogeniidid RXH. reageerivad, moodustades nii RONO nitritid kui ka RNO 2 nitroühendid.

Nitritite tööstuslik tootmine põhineb lämmastikgaasi (NO + NO 2 segu) absorptsioonil Na 2 CO 3 või NaOH lahustega koos NaNO 2 järjestikuse kristallimisega; tööstuses ja laborites kasutatavad muude metallide nitritid saadakse metallisoolade vahetusreaktsioonil NaNO 2 -ga või nende metallide nitraatide redutseerimisel.

Nitriteid kasutatakse asovärvide sünteesiks, kaprolaktaami tootmisel, oksüdeerivate ja redutseerivate ainetena kummi-, tekstiili- ja metallitööstuses, toiduainete säilitusainetena. Nitritid nagu NaNO 2 ja KNO 2 on mürgised, põhjustades peavalu, oksendamist, hingamisdepressiooni jne. NaNO 2 mürgitamisel tekib veres methemoglobiin, kahjustuvad erütrotsüütide membraanid. Võib-olla nitrosoamiinide moodustumine NaNO 2-st ja amiinidest otse seedetraktis.

6. Sulfaadid, väävelhappe soolad. Tuntud on keskmised sulfaadid aniooniga SO 4 2-, happelised või hüdrosulfaadid, aniooniga HSO 4 - aluselised, mis sisaldavad koos aniooniga SO 4 2- - OH rühmi, näiteks Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Samuti on topeltsulfaate, mis sisaldavad kahte erinevat katiooni. Nende hulka kuuluvad kaks suurt sulfaatide rühma - maarjas , samuti cheniidid M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , kus M on ühe laenguga katioon, E on Mg, Zn ja teised topeltlaenguga katioonid. Tuntud kolmiksulfaat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineraalne polügaliit), topeltaluselised sulfaadid, näiteks aluniidi ja jarosiidi rühma mineraalid M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 ja M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, kus M on üksiku laenguga katioon. Sulfaadid võivad olla segasoolade osad, näiteks 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineraalberkiit), MgSO 4 KCl 3H2O (kainiit) .

Sulfaadid on kristalsed ained, keskmised ja happelised, enamikul juhtudel on nad vees hästi lahustuvad. Kaltsiumi, strontsiumi, plii ja mõnede teiste vähelahustuvad sulfaadid, praktiliselt lahustumatud BaSO 4, RaSO 4. Aluselised sulfaadid on tavaliselt halvasti lahustuvad või praktiliselt lahustumatud või vees hüdrolüüsitud. Sulfaadid võivad vesilahustest kristalliseeruda kristalsete hüdraatidena. Mõnede raskmetallide kristalseid hüdraate nimetatakse vitriooliks; vasksulfaat СuSO 4 5H 2 O, raudsulfaat FeSO 4 7H 2 O.

Keskmised leelismetallide sulfaadid on termiliselt stabiilsed, happelised sulfaadid aga lagunevad kuumutamisel, muutudes pürosulfaatideks: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Teiste metallide keskmised sulfaadid, aga ka aluselised sulfaadid lagunevad reeglina piisavalt kõrge temperatuurini kuumutamisel metallioksiidide moodustumisega ja SO 3 vabanemisega.

Sulfaadid on looduses laialt levinud. Neid leidub mineraalide kujul, nagu kips CaSO 4 H 2 O, mirabiliit Na 2 SO 4 10H 2 O, ning on ka osa mere- ja jõeveest.

Paljusid sulfaate saab saada H 2 SO 4 interaktsioonil metallidega, nende oksiidide ja hüdroksiididega, samuti lenduvate hapete soolade lagundamisel väävelhappega.

Anorgaanilisi sulfaate kasutatakse laialdaselt. Näiteks ammooniumsulfaat on lämmastikväetis, naatriumsulfaati kasutatakse klaasi-, paberitööstuses, viskoosi tootmisel jne Looduslikud sulfaatmineraalid on tooraine erinevate metallide ühendite, ehitusmaterjalide jms tööstuslikuks tootmiseks.

7.sulfitid, väävelhappe H2SO3 soolad . Seal on keskmised sulfitid aniooniga SO 3 2- ja happelised (hüdrosulfitid) aniooniga HSO 3 - . Keskmised sulfitid on kristalsed ained. Ammoonium- ja leelismetallisulfitid lahustuvad vees hästi; lahustuvus (g 100 g-s): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Vesilahustes moodustavad nad hüdrosulfiteid. Leelismuldmetallide ja mõnede teiste metallide sulfitid on vees praktiliselt lahustumatud; MgSO 3 lahustuvus 1 g 100 g-s (40 °C). Tuntud kristalsed hüdraadid (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 jne.

Veevabad sulfitid, mida kuumutatakse suletud anumates ilma õhu juurdepääsuta, jagunevad ebaproportsionaalselt sulfiidideks ja sulfaatideks, lämmastiku voolus kuumutamisel kaotavad nad SO 2 ja õhu käes kuumutamisel oksüdeeruvad kergesti sulfaatideks. SO 2-ga veekeskkonnas moodustavad keskmised sulfitid hüdrosulfite. Sulfitid on suhteliselt tugevad redutseerijad, need oksüdeeritakse kloori, broomi, H 2 O 2 jne lahustes sulfaatideks. Need lagunevad tugevate hapete (näiteks HC1) toimel SO 2 vabanemisega.

Kristallilised hüdrosulfiidid on tuntud K, Rb, Cs, NH 4 + poolest, need on ebastabiilsed. Teised hüdrosulfiidid esinevad ainult vesilahustes. Tihedus NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3; lahustuvus vees (g 100 g kohta): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Kristalliliste vesiniksulfiitide Na või K kuumutamisel või paberimassi M 2 SO 3 lobrilahuse küllastumisel SO 2 -ga tekivad pürosulfitid (vananenud - metabisulfitid) M 2 S 2 O 5 - püroväävelhappe soolad, mida vabas faasis ei tunta. olek H2S2O5; kristallid, ebastabiilsed; tihedus (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; üle ~ 160 °С lagunevad SO 2 eraldumisega; lahustuvad vees (lagunedes HSO 3 --ks), lahustuvus (g 100 g kohta): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; moodustavad hüdraate Na2S2O57H2O ja ZK2S2O52H2O; redutseerivad ained.

Na2S2O5). CaSO 3 ja Ca(HSO 3) 2 - desinfektsioonivahendid veinivalmistamisel ja suhkrutööstuses. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - sulfitvedeliku komponendid tselluloosi valmistamisel; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorbeerija; NaHSO 3 on tootmisjääkgaaside H 2 S absorbeerija, redutseerija väävlivärvide tootmisel. K 2 S 2 O 5 - happefiksaatorite komponent fotograafias, antioksüdant, antiseptik.

Segu eraldamise meetodid

Filtreerimine, ebahomogeensete süsteemide eraldamine vedel - tahked osakesed (suspensioonid) ja gaas - tahked osakesed, kasutades poorseid filtrivaheseinu (FP), mis lasevad läbi vedeliku või gaasi, kuid säilitavad tahked osakesed. Protsessi liikumapanev jõud on rõhkude erinevus FP mõlemal küljel.

Suspensioonide eraldamisel moodustavad tahked osakesed FP-le tavaliselt märja settekihi, mida vajadusel pestakse vee või muu vedelikuga ning ka dehüdreeritakse, puhudes sellest läbi õhku või muud gaasi. Filtreerimine toimub konstantse rõhuerinevuse või konstantse protsessikiirusega w(filtraadi kogus m 3 , mis läbib 1 m 2 FP pinda ajaühikus). Pideva rõhuvahe korral juhitakse suspensioon filtrisse vaakumi või ülerõhu all, samuti kolbpumba abil; tsentrifugaalpumba kasutamisel suureneb rõhuerinevus ja protsessi kiirus väheneb.

Sõltuvalt suspensioonide kontsentratsioonist eristatakse mitut tüüpi filtreerimist. Kontsentratsioonil üle 1% toimub filtreerimine koos sademe moodustumisega ja alla 0,1% kontsentratsioonil FP pooride ummistumisega (vedelike selginemine). Kui FP-le ei moodustu piisavalt tihedat settekihti ja tahked osakesed satuvad filtraati, filtreeritakse see peeneks hajutatud abimaterjalidega (diatomiit, perliit), mis kantakse eelnevalt FP-le või lisatakse suspensioonile. Algkontsentratsioonil alla 10% on võimalik suspensioonide osaline eraldumine ja paksenemine.

Eristatakse pidevaid ja katkendlikke filtreid. Viimaste puhul on peamised tööetapid filtreerimine, setete pesemine, dehüdratsioon ja mahalaadimine. Samal ajal on optimeerimine rakendatav kõrgeima tootlikkuse ja madalaimate kulude kriteeriumide järgi. Kui pesemist ja dehüdratsiooni ei teostata ning vaheseina hüdraulilist takistust võib tähelepanuta jätta, saavutatakse kõrgeim tootlikkus, kui filtreerimisaeg on võrdne abitoimingute kestusega.

Kohaldatav elastne FP, mis on valmistatud puuvillast, villast, sünteetilisest ja klaaskangast, samuti mittekootud FP, mis on valmistatud looduslikest ja sünteetilistest kiududest ning paindumatu - keraamikast, metallkeraamikast ja vahtplastist. Filtraadi liikumissuunad ja raskusjõu toime võivad olla vastassuunalised, kokku langevad või olla üksteisega risti.

Filtrite kujundused on mitmekesised. Üks levinumaid on pöörlev trummelvaakumfilter. (cm. Joon.) pideva toimega, mille puhul filtraadi liikumissuunad ja raskusjõu toime on vastupidised. Jaotusseadme osa ühendab tsooni I ja II vaakumallikaga ning tsoonid III ja IV suruõhuallikaga. Filtraat ja pesuvedelik tsoonist I ja II sisenevad eraldi vastuvõtjatesse. Levinud on ka horisontaalsete kambritega automaatne katkendlik filterpress, lõputu lindi kujul olev filterkangas ja elastsed membraanid muda pressimise teel veetustamiseks. See teostab vaheldumisi toiminguid kambrite täitmiseks suspensiooniga, setete filtreerimiseks, pesemiseks ja veetustamiseks, külgnevate kambrite eraldamiseks ja setete eemaldamiseks.

Dünaamilise nihkepinge, efektiivse ja plastilise viskoossuse määramine normaaltemperatuuril

Dünaamilise nihkepinge, efektiivse ja plastilise viskoossuse määramine kõrgendatud temperatuuril

Kogemused 2. Fosforhappe soolade omaduste saamine ja uurimine.

5. Nitritid, lämmastikhappe soolad HNO 2 . Esiteks kasutatakse leelismetallide ja ammooniumi nitriteid, vähem - leelismuld- ja Zd-metalle, Pb ja Ag. Teiste metallide nitritite kohta on vaid katkendlik teave.

Oksüdatsiooniastmes +2 metallinitritid moodustavad ühe, kahe või nelja veemolekuliga kristallhüdraate. Nitritid moodustavad näiteks topelt- ja kolmiksoolasid. CsNO2. AgNO 2 või Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO2, aga ka kompleksühendid, nagu Na3.

Kristallstruktuurid on teada vaid mõne veevaba nitriti kohta. NO2 anioonil on mittelineaarne konfiguratsioon; ONO nurk 115°, H-O sideme pikkus 0,115 nm; sideme tüüp M—NO 2 on ioon-kovalentne.

Nitriteid kasutatakse asovärvide sünteesil, kaprolaktaami tootmisel, oksüdeerivate ja redutseerivate ainetena kummi-, tekstiili- ja metallitööstuses, toiduainete säilitusainetena. Nitritid nagu NaNO 2 ja KNO 2 on mürgised, põhjustades peavalu, oksendamist, hingamisdepressiooni jne. NaNO 2 mürgitamisel tekib veres methemoglobiin, kahjustuvad erütrotsüütide membraanid. Võib-olla nitrosoamiinide moodustumine NaNO 2-st ja amiinidest otse seedetraktis.

6. Sulfaadid, väävelhappe soolad. Tuntud on keskmised sulfaadid aniooniga SO 4 2-, happelised või hüdrosulfaadid, aniooniga HSO 4 - aluselised, mis sisaldavad koos aniooniga SO 4 2- - OH rühmi, näiteks Zn 2 (OH) 2 SO 4. Samuti on topeltsulfaate, mis sisaldavad kahte erinevat katiooni. Nende hulka kuuluvad kaks suurt sulfaatide rühma - maarjast, aga ka šeniite M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, kus M on ühe laenguga katioon, E on Mg, Zn ja teised topeltlaenguga katioonid. Tuntud kolmiksulfaat K 2 SO 4 . MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (mineraalne polühaliit), topeltaluselised sulfaadid, nagu aluniidi ja jarosiidi rühma mineraalid M 2 SO 4. Al2(SO4)3. 4Al (OH 3 ja M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, kus M on ühe laenguga katioon. Sulfaadid võivad olla osaks näiteks segasooladest. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineraal berkeiit), MgSO 4. KCl. 3H 2 O (kainiit).

Sulfaadid on looduses laialt levinud. Need esinevad mineraalidena, nagu kipsi CaSO 4 . H2O, mirabiliit Na2SO4. 10H 2 O ning on ka osa mere- ja jõeveest.

Paljusid sulfaate saab saada H 2 SO 4 interaktsioonil metallidega, nende oksiidide ja hüdroksiididega, samuti lenduvate hapete soolade lagundamisel väävelhappega.

7. Sulfitid, väävelhappe H2SO3 soolad. Seal on keskmised sulfitid aniooniga SO 3 2- ja happelised (hüdrosulfitid) aniooniga HSO 3 -. Keskmised sulfitid on kristalsed ained. Ammoonium- ja leelismetallisulfitid lahustuvad vees hästi; lahustuvus (g 100 g-s): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Vesilahustes moodustavad nad hüdrosulfiteid. Leelismuldmetallide ja mõnede teiste metallide sulfitid on vees praktiliselt lahustumatud; MgSO 3 lahustuvus 1 g 100 g-s (40 °C). Kristallhüdraadid (NH 4) 2 SO 3 on tuntud. H2O, Na2SO3. 7H2O, K2SO3. 2H20, MgS03. 6H 2 O jne.

Kristallilised hüdrosulfiidid on tuntud K, Rb, Cs, NH 4 + poolest, need on ebastabiilsed. Teised hüdrosulfiidid esinevad ainult vesilahustes. Tihedus NH 4 HSO 3 2,03 g/cm3; lahustuvus vees (g 100 g kohta): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Kristalliliste vesiniksulfiitide Na või K kuumutamisel või paberimassi M 2 SO 3 lobrilahuse küllastumisel SO 2 -ga tekivad pürosulfitid (vananenud - metabisulfitid) M 2 S 2 O 5 - püroväävelhappe soolad, mida vabas faasis ei tunta. olek H2S2O5; kristallid, ebastabiilsed; tihedus (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; üle ~ 160 °С lagunevad SO 2 eraldumisega; lahustuvad vees (lagunedes HSO 3 --ks), lahustuvus (g 100 g kohta): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; moodustavad Na 2 S 2 O 5 hüdraate. 7H20 ja ZK2S2O5. 2H20; redutseerivad ained.

Keskmised leelismetallide sulfitid saadakse M 2 CO 3 (või MOH) vesilahuse reageerimisel SO 2 -ga ja MSO 3 SO2 juhtimisel läbi MCO 3 vesisuspensiooni; peamiselt kasutatakse kontaktväävelhappe tootmise heitgaasidest SO 2 . Sulfite kasutatakse kangaste, kiudude, teravilja säilitamiseks mõeldud naha, haljassööda, tööstuslike söödajäätmete pleegitamisel, värvimisel ja trükkimisel (NaHSO 3 ,Na2S2O5). CaSO 3 ja Ca(HSO 3) 2 - desinfektsioonivahendid veinivalmistamisel ja suhkrutööstuses. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - sulfitvedeliku komponendid tselluloosi valmistamisel; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 absorbeerija; NaHSO 3 on tootmisjääkgaaside H 2 S absorbeerija, redutseerija väävlivärvide tootmisel. K 2 S 2 O 5 - happefiksaatorite komponent fotograafias, antioksüdant, antiseptik.