Nó là một loại muối không hòa tan. Các loại muối trong hóa học: loại và tính chất. Các phương pháp thu được muối

Để trả lời câu hỏi muối là gì, bạn thường không phải suy nghĩ nhiều. Hợp chất hóa học này khá phổ biến trong cuộc sống hàng ngày. Không cần phải nói về muối ăn thông thường. Cấu trúc bên trong chi tiết của muối và các hợp chất của chúng được nghiên cứu bằng hóa học vô cơ.

Định nghĩa muối

Câu trả lời rõ ràng cho câu hỏi muối là gì có thể được tìm thấy trong các công trình của M. V. Lomonosov. Ông đã đặt tên này cho các vật thể mỏng manh có thể hòa tan trong nước và không bắt lửa dưới tác động của nhiệt độ cao hoặc ngọn lửa trần. Sau đó, định nghĩa được bắt nguồn không phải từ vật lý của chúng, mà từ các tính chất hóa học của các chất này.

Một ví dụ về hỗn hợp là muối canxi của axit clohiđric và axit hipoclorơ: CaOCl 2.

Danh pháp

Các loại muối được hình thành bởi kim loại có hóa trị thay đổi có thêm một ký hiệu: sau công thức, hóa trị được viết trong ngoặc đơn bằng chữ số La Mã. Vì vậy, có sắt sunfat FeSO 4 (II) và Fe 2 (SO4) 3 (III). Trong tên của các muối có một tiền tố hydro-, nếu có các nguyên tử hydro không thế trong thành phần của nó. Ví dụ, kali hydro photphat có công thức K 2 HPO 4.

Tính chất của muối trong chất điện li

Lý thuyết về sự phân ly điện ly đưa ra cách giải thích riêng của nó về các tính chất hóa học. Theo lý thuyết này, muối có thể được định nghĩa là một chất điện ly yếu, khi hòa tan, phân ly (phân hủy) trong nước. Do đó, một dung dịch muối có thể được biểu diễn như một phức chất của các ion âm dương, và các ion thứ nhất không phải là nguyên tử H +, và các ion thứ hai không phải là các nguyên tử nhóm OH - hydroxo. Không có ion nào có mặt trong tất cả các loại dung dịch muối, vì vậy chúng không có bất kỳ tính chất chung nào. Các ion tạo thành dung dịch muối có điện tích càng thấp thì chúng phân ly càng tốt, tính dẫn điện của hỗn hợp lỏng như vậy càng tốt.

Dung dịch muối axit

Các muối axit trong dung dịch phân hủy thành các ion âm phức tạp, là một dư axit và các anion đơn giản, là các hạt kim loại mang điện dương.

Ví dụ, phản ứng hòa tan natri bicacbonat dẫn đến sự phân hủy muối thành các ion natri và phần còn lại của HCO 3 -.

Công thức đầy đủ có dạng như sau: NaHCO 3 \ u003d Na + + HCO 3 -, HCO 3 - \ u003d H + + CO 3 2-.

Dung dịch muối bazơ

Sự phân ly của các muối bazơ dẫn đến sự hình thành các anion axit và các cation phức tạp bao gồm kim loại và hydroxit. Đến lượt mình, những cation phức tạp này cũng có thể bị phân hủy trong quá trình phân ly. Do đó, trong bất kỳ dung dịch nào của muối thuộc nhóm chính đều có ion OH -. Ví dụ, sự phân ly của hydroxomagnesium chloride tiến hành như sau:

Phân phối muối

Muối là gì? Nguyên tố này là một trong những hợp chất hóa học phổ biến nhất. Mọi người đều biết muối ăn, phấn (canxi cacbonat), v.v. Trong số các muối cacbonat, phổ biến nhất là canxi cacbonat. Nó là một phần không thể thiếu của đá cẩm thạch, đá vôi, đá dolomit. Và canxi cacbonat là cơ sở để hình thành ngọc trai và san hô. Hợp chất hóa học này cần thiết cho sự hình thành các nguyên tố cứng ở côn trùng và bộ xương trong các hợp âm.

Muối đã được chúng ta biết đến từ khi còn nhỏ. Các bác sĩ cảnh báo không nên sử dụng quá nhiều nó, nhưng điều độ, nó rất cần thiết cho việc thực hiện các quá trình quan trọng trong cơ thể. Và nó là cần thiết để duy trì thành phần chính xác của máu và sản xuất dịch vị. Dung dịch muối, một phần không thể thiếu của thuốc tiêm và ống nhỏ giọt, không gì khác hơn là dung dịch muối ăn.

Nước là một trong những hợp chất hóa học chính trên hành tinh của chúng ta. Một trong những đặc tính thú vị nhất của nó là khả năng tạo thành dung dịch nước. Và trong nhiều lĩnh vực khoa học và công nghệ, khả năng hòa tan của muối trong nước đóng một vai trò quan trọng.

Tính tan được hiểu là khả năng của các chất khác nhau tạo thành hỗn hợp đồng nhất (đồng nhất) với chất lỏng - dung môi. Đó là thể tích của vật liệu được sử dụng để hòa tan và tạo thành một dung dịch bão hòa xác định độ hòa tan của nó, có thể so sánh với phần khối lượng của chất này hoặc lượng của nó trong một dung dịch đậm đặc.

Theo khả năng hòa tan, các muối được phân loại như sau:

chất hòa tan bao gồm các chất có thể hòa tan trong 100 g nước hơn 10 g;
hòa tan ít là những chất có lượng trong dung môi không vượt quá 1 g;
nồng độ chất không tan trong 100 g nước nhỏ hơn 0,01.

Trong trường hợp độ phân cực của chất dùng để hòa tan giống với độ phân cực của dung môi thì chất đó là chất hòa tan. Ở các cực khác nhau, rất có thể, không thể pha loãng chất.

Làm thế nào sự hòa tan xảy ra

Nếu chúng ta nói về việc liệu muối có hòa tan trong nước hay không, thì đối với hầu hết các loại muối, đây là một tuyên bố công bằng. Có một bảng đặc biệt mà theo đó bạn có thể xác định chính xác lượng chất hòa tan. Vì nước là một dung môi phổ quát nên nó hòa trộn tốt với các chất lỏng, khí, axit và muối khác.

Một trong những ví dụ rõ ràng nhất về sự hòa tan của một chất rắn trong nước có thể được quan sát thấy hầu như hàng ngày trong nhà bếp, khi chế biến các món ăn bằng cách sử dụng muối ăn. Vậy tại sao muối lại tan trong nước?

Từ khóa học hóa học ở trường, nhiều người nhớ rằng các phân tử của nước và muối là phân cực. Điều này có nghĩa là các cực điện của chúng ngược nhau, dẫn đến hằng số điện môi cao. Các phân tử nước bao quanh các ion của một chất khác, chẳng hạn như trong trường hợp của chúng ta, NaCl. Trong trường hợp này, một chất lỏng được hình thành, đồng nhất về tính nhất quán của nó.

Hiệu ứng nhiệt độ

Có một số yếu tố ảnh hưởng đến độ hòa tan của muối. Trước hết, đây là nhiệt độ của dung môi. Giá trị càng cao thì giá trị của hệ số khuếch tán của các hạt trong chất lỏng càng lớn và sự truyền khối xảy ra càng nhanh.

Mặc dù, ví dụ, độ hòa tan của muối thông thường (NaCl) trong nước thực tế không phụ thuộc vào nhiệt độ, vì hệ số hòa tan của nó là 35,8 ở t 20 ° C và 38,0 ở 78 ° C. Nhưng đồng sunfat (CaSO4) với nhiệt độ tăng dần của nước. tan biến tồi tệ hơn.

Các yếu tố khác ảnh hưởng đến độ hòa tan bao gồm:

Kích thước của các hạt hòa tan - với diện tích phân chia pha càng lớn thì sự hòa tan xảy ra nhanh hơn.
Quá trình trộn, khi được thực hiện chuyên sâu, sẽ góp phần vào việc chuyển khối hiệu quả hơn.
Sự hiện diện của các tạp chất: một số đẩy nhanh quá trình hòa tan, trong khi những chất khác, cản trở sự khuếch tán, làm giảm tốc độ của quá trình.

Video về cơ chế hòa tan muối ăn

Bảng tính tan của muối, axit và bazơ là nền tảng, nếu thiếu bảng đó thì không thể nào nắm vững hết kiến thức hóa học. Tính tan của bazơ và muối giúp ích cho việc giảng dạy của không chỉ học sinh, sinh viên mà còn cả những người chuyên nghiệp. Việc tạo ra nhiều sản phẩm cuộc sống không thể không có kiến thức này.

Bảng tính tan của axit, muối và bazơ trong nước

Bảng tính tan của muối và bazơ trong nước là cẩm nang giúp bạn nắm vững những kiến thức cơ bản về hóa học. Những lưu ý sau đây sẽ giúp bạn hiểu bảng dưới đây.

P - chỉ chất hòa tan;
H là chất không tan;
M - chất ít tan trong môi trường nước;
RK - một chất chỉ có thể hòa tan khi tiếp xúc với axit hữu cơ mạnh;
Dấu gạch ngang sẽ nói rằng một sinh vật như vậy không tồn tại trong tự nhiên;
NK - không hòa tan trong axit hoặc nước;
? - một dấu hỏi cho thấy rằng ngày nay không có thông tin chính xác về sự hòa tan của chất.

Thông thường, bảng được sử dụng bởi các nhà hóa học và học sinh, sinh viên để nghiên cứu trong phòng thí nghiệm, trong đó cần thiết lập các điều kiện để xảy ra các phản ứng nhất định. Theo bảng, lần lượt tìm xem chất đó phản ứng như thế nào trong môi trường axit clohiđric hoặc axit, xem có thể tạo kết tủa hay không. Kết tủa trong quá trình nghiên cứu và thí nghiệm chỉ ra tính chất không thể đảo ngược của phản ứng. Đây là một điểm quan trọng có thể ảnh hưởng đến quá trình làm việc của toàn bộ phòng thí nghiệm.

Cation	Anion
F-	Cl-	br-	TÔI-	S2-	SỐ 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

Truyền thuyết:

P - chất dễ tan trong nước; M - ít tan; H - thực tế không tan trong nước, nhưng dễ tan trong axit yếu hoặc loãng; RK - không tan trong nước và chỉ tan trong axit vô cơ mạnh; NK - không tan trong nước cũng không trong axit; G - thủy phân hoàn toàn khi hòa tan và không tồn tại khi tiếp xúc với nước. Dấu gạch ngang có nghĩa là một chất như vậy hoàn toàn không tồn tại.

Trong dung dịch nước, muối phân ly hoàn toàn hoặc một phần thành ion. Muối của axit yếu và / hoặc bazơ yếu bị thủy phân. Dung dịch muối nước có chứa các ion ngậm nước, các cặp ion và các dạng hóa học phức tạp hơn, bao gồm các sản phẩm thủy phân, v.v ... Một số muối cũng hòa tan trong rượu, axeton, amit axit và các dung môi hữu cơ khác.

Từ dung dịch nước, muối có thể kết tinh ở dạng tinh thể hyđrat, từ dung dịch không chứa nước - ở dạng tinh thể hòa tan, ví dụ CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Dữ liệu về các quá trình khác nhau xảy ra trong hệ nước-muối, về khả năng hoà tan của muối trong sự hiện diện chung của chúng tuỳ thuộc vào nhiệt độ, áp suất và nồng độ, về thành phần của pha rắn và lỏng có thể thu được bằng cách nghiên cứu biểu đồ hoà tan của hệ nước-muối.

Các phương pháp chung để tổng hợp muối.

1. Thu được các muối trung bình:

1) kim loại với phi kim loại: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) kim loại với axit: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) kim loại tác dụng với dung dịch muối của kim loại kém hoạt động hơn Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) oxit bazơ với oxit axit: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) oxit bazơ với axit CuO + H 2 SO 4 \ u003d CuSO 4 + H 2 O

6) Bazơ với oxit axit Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) bazơ với axit: Ca (OH) 2 + 2HCl \ u003d CaCl 2 + 2H 2 O

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

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

9) dung dịch bazơ với dung dịch muối: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \ u003d 2NaOH + BaSO 4

10) dung dịch hai muối 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Thu được muối axit:

1. Tương tác của một axit với thiếu một bazơ. KOH + H 2 SO 4 \ u003d KHSO 4 + H 2 O

2. Tương tác của một bazơ với một lượng dư oxit axit

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

3. Tương tác của một muối trung bình với axit Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \ u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Thu được các muối bazơ:

1. Sự thủy phân của muối tạo bởi một bazơ yếu và một axit mạnh

ZnCl 2 + H 2 O \ u003d Cl + HCl

2. Thêm (từng giọt) từng lượng nhỏ kiềm vào dung dịch các muối kim loại trung bình AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Tương tác giữa muối của axit yếu với muối trung bình

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

4. Thu được các muối phức:

1. Phản ứng của muối với phối tử: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Thu được các muối kép:

1. Sự kết tinh chung của hai muối:

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

4. Phản ứng oxi hóa khử do tính chất của cation hoặc anion. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Tính chất hóa học của muối axit:

1. Sự phân hủy nhiệt với sự tạo thành muối trung bình

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

2. Tương tác với kiềm. Thu được muối vừa.

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

3. Tính chất hóa học của muối bazơ:

1. Phân hủy nhiệt. 2 CO 3 \ u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Tương tác với axit: sự tạo thành muối trung bình.

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

4. Tính chất hóa học của muối phức:

1. Sự phá hủy phức chất do tạo thành các hợp chất kém tan:

2Cl + K 2 S \ u003d CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Sự trao đổi các phối tử giữa mặt cầu ngoài và mặt cầu trong.

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

5. Tính chất hóa học của muối kép:

1. Tương tác với dung dịch kiềm: KCr (SO 4) 2 + 3KOH = Cr (OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Thu hồi: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, H 2 SO 4 loãng) \ u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

Nguyên liệu để sản xuất công nghiệp của một số muối clorua, sunfat, cacbonat, borat Na, K, Ca, Mg là nước biển và đại dương, nước muối tự nhiên được hình thành trong quá trình bay hơi và các chất rắn lắng đọng của muối. Đối với một nhóm khoáng chất tạo thành cặn muối trầm tích (sunfat và clorua của Na, K và Mg), tên mã “muối tự nhiên” được sử dụng. Các mỏ muối kali lớn nhất nằm ở Nga (Solikamsk), Canada và Đức, các mỏ quặng phốt phát mạnh - ở Bắc Phi, Nga và Kazakhstan, NaNO3 - ở Chile.

Muối được sử dụng trong các ngành công nghiệp thực phẩm, hóa chất, luyện kim, thủy tinh, da thuộc, dệt may, nông nghiệp, y học, v.v.

Các loại muối chính

1. Borat (oxoborat), muối của axit boric: HBO 2 metaboric, H 3 BO 3 orthoboric và axit polyboric không phân lập ở trạng thái tự do. Theo số lượng nguyên tử bo trong phân tử, chúng được chia thành mono-, di, tetra-, hexaborat, ... Borat còn được gọi theo axit tạo thành chúng và theo số mol của B 2 O 3 trên 1 mol oxit bazơ. Vì vậy, các metaborat khác nhau có thể được gọi là monoborat nếu chúng chứa anion B (OH) 4 hoặc anion chuỗi (BO 2) n n - diborat - nếu chúng chứa anion kép chuỗi (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborat - nếu chúng chứa anion vòng (B 3 O 6) 3-.

Cấu trúc của borat bao gồm nhóm boron-oxy - "khối" chứa từ 1 đến 6, và đôi khi là 9 nguyên tử bo, ví dụ:

Số phối trí của nguyên tử bo là 3 (nhóm tam giác bo-oxy) hoặc 4 (nhóm tứ diện). Các nhóm boron-oxy là cơ sở của không chỉ đảo, mà còn là cấu trúc phức tạp hơn - chuỗi, phân lớp và khung được polyme hóa. Loại thứ hai được hình thành do sự loại bỏ nước trong các phân tử của borat ngậm nước và sự xuất hiện của các liên kết bắc cầu thông qua các nguyên tử oxy; quá trình này đôi khi đi kèm với việc phá vỡ liên kết B-O trong các polyanion. Các đa giác có thể gắn các nhóm bên - tứ diện hoặc tam giác bo-oxy, chất dimer của chúng hoặc anion ngoại lai.

Amoni, kiềm, cũng như các kim loại khác ở trạng thái oxy hóa +1 thường tạo thành metaborat khan và ngậm nước thuộc loại MBO 2, M 2 B 4 O 7 tetraborat, MB 5 O 8 pentaborat, và cả M 4 B 10 O 17 phân rã n H 2 O. Các kim loại kiềm thổ và các kim loại khác ở trạng thái oxi hóa + 2 thường tạo ra các metanol ngậm nước, M 2 B 6 O 11 triborat và MB 6 O 10 hexaborat. cũng như meta-, ortho- và tetraborat khan. Các kim loại ở trạng thái oxy hóa + 3 được đặc trưng bởi các orthoborat MBO 3 khan và ngậm nước.

Borat là những chất hoặc tinh thể vô định hình không màu (chủ yếu có cấu trúc đối xứng thấp - đơn tà hoặc hình thoi). Đối với borat khan, điểm nóng chảy nằm trong khoảng từ 500 đến 2000 ° C; các metaborat nóng chảy cao nhất là kiềm và ortho- và metaborat của các kim loại kiềm thổ. Hầu hết borat dễ dàng tạo thành thủy tinh khi nóng chảy của chúng được làm lạnh. Độ cứng của borat ngậm nước trên thang Mohs là 2-5, khan - lên đến 9.

Các monoborat ngậm nước mất nước khi kết tinh lên đến ~ 180 ° C, polyborat - ở 300-500 ° C; loại bỏ nước do các nhóm OH , phối trí xung quanh các nguyên tử boron xảy ra ở nhiệt độ lên đến ~ 750 ° C. Với sự mất nước hoàn toàn, các chất vô định hình được hình thành, ở 500-800 ° C trong hầu hết các trường hợp trải qua “sự sắp xếp lại borat” - kết tinh, kèm theo (đối với polyborat) bằng cách phân hủy một phần với sự giải phóng B 2 O 3.

Borat của kim loại kiềm, amoni và T1 (I) tan trong nước (đặc biệt là meta- và pentaborat), thủy phân trong dung dịch nước (dung dịch có phản ứng kiềm). Hầu hết các borat đều dễ bị phân hủy bởi axit, trong một số trường hợp là do tác dụng của CO 2; và SO2 ;. Bo của kiềm thổ và kim loại nặng tương tác với dung dịch kiềm, muối cacbonat và bicacbonat của kim loại kiềm. Borat khan ổn định hơn về mặt hóa học so với borat ngậm nước. Với một số rượu, đặc biệt là với glyxerol, borat tạo thành phức chất tan trong nước. Dưới tác dụng của các chất oxy hóa mạnh, cụ thể là H 2 O 2, hoặc trong quá trình oxy hóa điện hóa, borat được chuyển thành peroxoborat .

Khoảng 100 borat tự nhiên được biết đến, trong đó chủ yếu là muối của Na, Mg, Ca, Fe.

Hiđrat hóa thu được bằng cách: trung hòa H 3 BO 3 với oxit kim loại, hiđroxit hoặc muối cacbonat; phản ứng trao đổi của borat kim loại kiềm, thường gặp nhất là Na, với muối của các kim loại khác; phản ứng chuyển hóa lẫn nhau của borat ít tan với dung dịch nước của borat kim loại kiềm; các quá trình thủy nhiệt sử dụng các halogen kim loại kiềm làm phụ gia khoáng hóa. Borat khan thu được bằng cách phản ứng tổng hợp hoặc nung kết B 2 O 3 với oxit hoặc cacbonat kim loại hoặc bằng cách khử nước của hiđrat; đơn tinh thể được tạo ra trong dung dịch borat ở dạng oxit nóng chảy, ví dụ Bi 2 O 3.

Borat được sử dụng: để thu được các hợp chất bo khác; như các thành phần phụ trách trong sản xuất thủy tinh, tráng men, tráng men, gốm sứ; đối với lớp phủ và chất ngâm tẩm chống cháy; như các thành phần của chất trợ dung để luyện, hàn và hàn kim loại ”; như bột màu và chất độn của sơn và vecni; làm chất kết dính trong nhuộm, chất ức chế ăn mòn, các thành phần của chất điện phân, phốt pho, vv Borax và canxi borat được sử dụng rộng rãi nhất.

2. Halogenua, hợp chất hóa học của halogen với nguyên tố khác. Halogenua thường bao gồm các hợp chất mà nguyên tử halogen có độ âm điện lớn hơn nguyên tố khác. Halogenua không tạo thành He, Ne và Ar. Để đơn giản, hoặc nhị phân, halogenua EX n (n- thường là số nguyên từ 1 đối với monohalide đến 7 đối với IF 7 và ReF 7, nhưng cũng có thể là phân số, ví dụ 7/6 đối với Bi 6 Cl 7) bao gồm, đặc biệt, muối của axit hydrohalic và hợp chất interhalogen (đối với ví dụ, halofluorides). Ngoài ra còn có các halogenua hỗn hợp, polyhalit, hydrohalit, oxit oxit, oxyhalit, hydroxohalit, thiohalit và halogenua phức tạp. Trạng thái oxi hóa của các halogen trong halogen thường là -1.

Theo bản chất của liên kết nguyên tố-halogen, các halogen đơn giản được chia thành ion và cộng hóa trị. Trên thực tế, các mối quan hệ có tính chất hỗn hợp với sự đóng góp của một hoặc một thành phần chiếm ưu thế. Halogenua của kim loại kiềm và kiềm thổ, cũng như nhiều đơn chất và đioxit của các kim loại khác, là những muối điển hình mà bản chất ion của liên kết chiếm ưu thế. Hầu hết chúng tương đối chịu lửa, ít bay hơi, hòa tan nhiều trong nước; trong dung dịch nước, chúng gần như phân ly hoàn toàn thành ion. Các tính chất của muối cũng được sở hữu bởi trihalit của các nguyên tố đất hiếm. Khả năng hòa tan trong nước của các ion halogenua thường giảm từ iotua đến florua. Clorua, bromua và iotua Ag +, Сu +, Hg + và Pb 2+ tan kém trong nước.

Sự gia tăng số nguyên tử halogen trong halogenua kim loại hoặc tỷ lệ điện tích kim loại trên bán kính ion của nó dẫn đến tăng thành phần cộng hóa trị của liên kết, giảm khả năng hòa tan trong nước và độ bền nhiệt của halogenua, làm tăng tính dễ bay hơi, tăng tính oxy hóa, khả năng và xu hướng thủy phân. Những sự phụ thuộc này được quan sát thấy đối với các halogen kim loại cùng chu kỳ và trong dãy các halogen của cùng một kim loại. Chúng dễ dàng theo dõi trên ví dụ về tính chất nhiệt. Ví dụ, đối với các halogen kim loại của thời kỳ thứ 4, điểm nóng chảy và sôi tương ứng là 771 và 1430 ° C đối với KC1, 772 và 1960 ° C đối với CaCl 2, 967 và 975 ° C đối với ScCl 3, -24,1 và 136 ° C đối với TiCl 4. Đối với UF 3, điểm nóng chảy là ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64.0 ° C. Trong chuỗi các hợp chất EC n với cùng một n cộng hóa trị của liên kết thường tăng khi đi từ florua sang clorua và giảm khi đi từ chất sau thành bromua và iotua. Vì vậy, đối với AlF 3, nhiệt độ thăng hoa là 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, nhiệt độ sôi của A1Br 3 là 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. Trong dãy ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 nhiệt độ thăng hoa lần lượt là 906, 334, 355 và 418 ° C. Trong hàng ngũ MF n và MS1 n trong đó M là kim loại thuộc một phân nhóm, cộng hóa trị của liên kết giảm khi khối lượng nguyên tử của kim loại tăng dần. Có rất ít florua kim loại và clorua có thành phần liên kết ion và liên kết cộng hóa trị gần như nhau.

Năng lượng trung bình của liên kết nguyên tố-halogen giảm khi chuyển từ florua sang iotua và khi tăng n(xem bảng).

Nhiều halogenua kim loại có chứa các nguyên tử O cô lập hoặc bắc cầu (tương ứng, oxo- và oxyhalua), ví dụ, vanadi oxotrifluoride VOF 3, niobi dioxyfluoride NbO 2 F, vonfram dioxodiiodide WO 2 I 2.

Halogenua phức tạp (halogenometallates) chứa các anion phức tạp trong đó các nguyên tử halogen là phối tử, ví dụ, kali hexachloroplatinat (IV) K 2, natri heptafluorotantalat (V) Na, liti hexafluoroarsenat (V) Li. Fluoro-, oxofluoro- và chlorometallates có độ bền nhiệt cao nhất. Theo bản chất của các liên kết, các hợp chất ion với các cation NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + và các hợp chất khác gần với các halogenua phức tạp.

Nhiều halogenua được đặc trưng bởi sự liên kết và trùng hợp trong pha lỏng và khí với sự hình thành các liên kết cầu. Dễ bị điều này nhất là halogenua của kim loại nhóm I và II, AlCl 3, pentafluorid của Sb và các kim loại chuyển tiếp, oxofluorid của thành phần MOF 4. Ví dụ như halogenua đã biết có liên kết kim loại-kim loại. Cl-Hg-Hg-Cl.

Các florua khác biệt đáng kể về tính chất so với các halogen khác. Tuy nhiên, ở các halogenua đơn giản, những khác biệt này ít rõ rệt hơn so với bản thân các halogen, và trong các halogenua phức tạp, chúng ít rõ rệt hơn so với các halogen đơn giản.

Nhiều halogenua cộng hóa trị (đặc biệt là florua) là axit Lewis mạnh, ví dụ AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorid là một phần của superacit. Các halogenua cao hơn bị khử bởi kim loại và hydro, ví dụ:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg \ u003d Ti + 2MgCl 2

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

Các halogen kim loại thuộc nhóm V-VIII, ngoại trừ Cr và Mn, bị H 2 khử thành kim loại, ví dụ:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Nhiều halogenua kim loại cộng hóa trị và ion tương tác với nhau để tạo thành các halogenua phức tạp, ví dụ:

KC1 + TaCl 5 = K

Các halogen nhẹ hơn có thể thay thế các halogen nặng hơn khỏi các halogenua. Oxy có thể oxy hóa halogenua với sự giải phóng C1 2, Br 2 và I 2. Một trong những phản ứng đặc trưng của halogenua cộng hóa trị là tương tác với nước (thủy phân) hoặc hơi của nó khi đun nóng (nhiệt phân), dẫn đến sự tạo thành oxit, oxy- hoặc oxo halogenua, hydroxit và hydro halogenua.

Halogenua thu được trực tiếp từ các nguyên tố, bằng sự tương tác của hydro halogenua hoặc axit hydrohalic với các nguyên tố, oxit, hydroxit hoặc muối, cũng như bằng phản ứng trao đổi.

Halogenua được sử dụng rộng rãi trong kỹ thuật làm nguyên liệu ban đầu để sản xuất halogen, kim loại kiềm và kiềm thổ, cũng như các thành phần của thủy tinh và các vật liệu vô cơ khác; chúng là sản phẩm trung gian trong quá trình sản xuất kim loại màu hiếm và một số kim loại màu, U, Si, Ge, v.v.

Trong tự nhiên, halogenua tạo thành các lớp khoáng chất riêng biệt, bao gồm florua (ví dụ, khoáng vật fluorit, criolit) và clorua (sylvite, carnallit). Brom và iot có trong một số khoáng chất dưới dạng tạp chất đồng phân. Một lượng đáng kể halogenua được tìm thấy trong nước biển và đại dương, trong muối và nước muối ngầm. Một số halogenua, chẳng hạn như NaCl, KC1, CaCl 2, là một phần của cơ thể sống.

3. Cacbonat (từ lat. Cacbonat, than cacboni), muối của axit cacbonic. Có các muối cacbonat trung bình với anion CO 3 2- và có tính axit, hoặc các muối cacbonat (bicacbonat lỗi thời) với anion HCO 3. Cacbonat là chất kết tinh. Hầu hết các muối kim loại trung bình ở trạng thái oxi hóa + 2 kết tinh thành hình lục giác. kiểu mạng tinh thể canxit hoặc kiểu aragonit hình thoi.

Trong số các muối cacbonat trung bình, chỉ có muối của kim loại kiềm, amoni và Tl (I) tan trong nước. Kết quả của sự thủy phân đáng kể, dung dịch của chúng có phản ứng kiềm. Các muối cacbonat kim loại khó tan nhất ở trạng thái oxi hóa + 2. Ngược lại, tất cả các muối cacbonat đều tan nhiều trong nước. Trong quá trình phản ứng trao đổi trong dung dịch nước giữa các muối kim loại và Na 2 CO 3, kết tủa của các muối cacbonat trung bình được tạo thành khi độ tan của chúng thấp hơn nhiều so với các hiđroxit tương ứng. Đây là trường hợp của Ca, Sr và các chất tương tự của chúng, lanthanide, Ag (I), Mn (II), Pb (II) và Cd (II). Các cation còn lại, khi tương tác với các muối cacbonat hòa tan do kết quả của quá trình thủy phân, có thể không tạo ra các muối cacbonat trung bình, mà là các muối bazơ hoặc thậm chí là các hiđroxit. Các muối cacbonat trung bình chứa nhiều cation tích điện đôi khi có thể được kết tủa từ dung dịch nước khi có một lượng dư lớn CO 2.

Tính chất hóa học của muối cacbonat là do chúng thuộc loại muối vô cơ của axit yếu. Các tính năng đặc trưng của các muối cacbonat liên quan đến tính hòa tan kém của chúng, cũng như tính không ổn định nhiệt của bản thân các muối cacbonat và H 2 CO 3. Những tính chất này được sử dụng trong phân tích các muối cacbonat, dựa trên sự phân hủy của chúng bởi axit mạnh và sự hấp thụ định lượng của CO 2 được giải phóng trong trường hợp này bởi một dung dịch kiềm, hoặc trên sự kết tủa của ion CO 3 2- từ dung dịch trong hình thức của ВаСО 3. Dưới tác dụng của CO 2 dư tạo kết tủa của một muối cacbonat trung bình trong dung dịch, một muối cacbonat được tạo thành, ví dụ: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \ u003d Ca (HCO 3) 2. Sự hiện diện của bicarbonat trong nước tự nhiên quyết định độ cứng tạm thời của nó. Các hydrocacbonat khi đun nóng nhẹ đã ở nhiệt độ thấp lại được chuyển thành các muối cacbonat trung bình, khi đun nóng sẽ phân hủy thành oxit và CO 2. Kim loại càng hoạt động, nhiệt độ phân hủy cacbonat của nó càng cao. Vì vậy, Na 2 CO 3 nóng chảy mà không bị phân hủy ở 857 ° C, và đối với các muối cacbonat Ca, Mg và Al, áp suất phân hủy cân bằng đạt 0,1 MPa ở các nhiệt độ lần lượt là 820, 350 và 100 ° C.

Cacbonat rất phổ biến trong tự nhiên, đó là do sự tham gia của CO 2 và H 2 O trong quá trình hình thành khoáng chất. cacbonat đóng một vai trò lớn trong sự cân bằng toàn cầu giữa CO 2 ở thể khí trong khí quyển và CO 2 hòa tan;

và các ion HCO 3 - và CO 3 2- trong thủy quyển và các muối rắn trong thạch quyển. Các khoáng chất quan trọng nhất là canxit CaCO 3, magnesit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 và một số khoáng vật khác. Đá vôi chủ yếu bao gồm canxit hoặc bộ xương canxit của sinh vật, hiếm khi là aragonit. Các muối cacbonat ngậm nước tự nhiên của các kim loại kiềm và Mg (ví dụ: MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), các muối cacbonat kép [ví dụ, đôlômit CaMg (CO 3) 2, ngôi Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] và bazơ [malachit CuCO 3 Cu (OH) 2, hydrocerussite 2РbСО 3 Pb (OH) 2].

Quan trọng nhất là kali cacbonat, canxi cacbonat và natri cacbonat. Nhiều muối cacbonat tự nhiên là quặng kim loại rất có giá trị (ví dụ, các muối cacbonat của Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bicarbonat đóng một vai trò sinh lý quan trọng, là chất đệm điều chỉnh sự ổn định của pH máu.

4. Các muối nitrat, muối của axit nitric HNO 3. Được biết đến với hầu hết các kim loại; tồn tại đều ở dạng muối khan M (NO 3) n (n- mức độ oxi hóa của kim loại M) và ở dạng tinh thể hiđrat M (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Từ dung dịch nước ở nhiệt độ gần bằng nhiệt độ phòng, chỉ có nitrat kim loại kiềm kết tinh khan, phần còn lại - ở dạng hydrat kết tinh. Các tính chất hóa lý của nitrat khan và nitrat ngậm nước của cùng một kim loại có thể rất khác nhau.

Hợp chất tinh thể khan của nitrat nguyên tố d có màu. Thông thường, nitrat có thể được chia thành các hợp chất có kiểu liên kết chủ yếu là cộng hóa trị (muối của Be, Cr, Zn, Fe và các kim loại chuyển tiếp khác) và với kiểu liên kết chủ yếu là ion (muối của kim loại kiềm và kiềm thổ). Các nitrat ion được đặc trưng bởi độ bền nhiệt cao hơn, ưu thế của các cấu trúc tinh thể có tính đối xứng cao hơn (lập phương) và không có sự phân tách các dải ion nitrat trong phổ IR. Các nitrat cộng hóa trị có khả năng hòa tan trong dung môi hữu cơ cao hơn, độ bền nhiệt thấp hơn, phổ IR của chúng phức tạp hơn; một số nitrat cộng hóa trị dễ bay hơi ở nhiệt độ phòng, và khi hòa tan trong nước, chúng bị phân hủy một phần với việc giải phóng các oxit nitơ.

Tất cả các nitrat khan đều thể hiện tính oxi hóa mạnh do sự có mặt của ion NO 3 -, đồng thời khả năng oxi hóa của chúng tăng lên khi chuyển từ dạng ion sang nitrat cộng hóa trị. Chất sau phân hủy trong khoảng 100-300 ° C, ở dạng ion - ở 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 và một số chất khác tan chảy khi đun nóng). Sản phẩm phân hủy ở pha rắn và pha lỏng. theo thứ tự là nitrit, oxonitrat và oxit, đôi khi - kim loại tự do (khi oxit không bền, ví dụ Ag 2 O), và ở pha khí - NO, NO 2, O 2 và N 2. Thành phần của các sản phẩm phân hủy phụ thuộc vào bản chất của kim loại và mức độ oxy hóa, tốc độ đốt nóng, nhiệt độ, thành phần của môi trường khí và các điều kiện khác. NH 4 NO 3 phát nổ, và khi bị đốt nóng nhanh chóng, nó có thể bị phân hủy gây nổ, trong trường hợp này N 2, O 2 và H 2 O được tạo thành; khi đun nóng từ từ bị phân hủy thành N 2 O và H 2 O.

Ion NO 3 tự do trong pha khí có cấu trúc hình học là tam giác đều với nguyên tử N ở tâm, góc ONO ~ 120 ° và độ dài liên kết N-O là 0,121 nm. Trong nitrat tinh thể và khí, ion NO 3 - về cơ bản vẫn giữ nguyên hình dạng và kích thước của nó, quyết định không gian và cấu trúc của nitrat. Ion NO 3 - có thể hoạt động như một phối tử mono-, bi-, tridentate hoặc cầu nối, vì vậy nitrat được đặc trưng bởi nhiều loại cấu trúc tinh thể.

Kim loại chuyển tiếp ở trạng thái oxi hóa cao do steric. khó khăn không thể tạo thành nitrat khan, và chúng được đặc trưng bởi oxonitrat, ví dụ UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrat tạo thành một số lượng lớn muối kép và muối phức với ion NO 3 - ở hình cầu bên trong. Trong môi trường nước, là kết quả của quá trình thủy phân, các cation kim loại chuyển tiếp tạo thành hydroxonitrat (nitrat cơ bản) có thành phần thay đổi, cũng có thể được phân lập ở trạng thái rắn.

Các nitrat ngậm nước khác với các nitrat khan ở chỗ trong cấu trúc tinh thể của chúng, trong hầu hết các trường hợp, ion kim loại liên kết với các phân tử nước chứ không phải với ion NO 3. Do đó, chúng hòa tan tốt hơn nitrat khan trong nước, nhưng kém hơn - trong dung môi hữu cơ, các chất oxy hóa yếu hơn tan chảy trong nước kết tinh trong khoảng 25-100 ° C. Theo quy luật, khi nitrat ngậm nước được đun nóng, nitrat khan không được tạo thành, nhưng quá trình nhiệt phân xảy ra với sự tạo thành hydroxonitrat và sau đó là oxonitrat và oxit kim loại.

Trong nhiều tính chất hóa học của chúng, nitrat tương tự như các muối vô cơ khác. Các tính năng đặc trưng của nitrat là do khả năng hòa tan trong nước rất cao, độ bền nhiệt thấp và khả năng oxy hóa các hợp chất hữu cơ và vô cơ. Trong quá trình khử nitrat, hỗn hợp các sản phẩm chứa nitơ NO 2, NO, N 2 O, N 2 hoặc NH 3 được tạo thành với ưu thế của một trong số chúng phụ thuộc vào loại chất khử, nhiệt độ, phản ứng của môi trường. và các yếu tố khác.

Các phương pháp công nghiệp sản xuất nitrat dựa trên sự hấp thụ NH 3 bằng dung dịch HNO 3 (đối với NH 4 NO 3) hoặc hấp thụ khí nitơ (NO + NO 2) bằng dung dịch kiềm hoặc cacbonat (đối với nitrat kim loại kiềm, Ca, Mg , Ba), cũng như các phản ứng trao đổi khác nhau của muối kim loại với HNO 3 hoặc nitrat kim loại kiềm. Trong phòng thí nghiệm, để thu được nitrat khan, người ta sử dụng phản ứng của kim loại chuyển tiếp hoặc hợp chất của chúng với N 2 O 4 lỏng và hỗn hợp của nó với dung môi hữu cơ hoặc phản ứng với N 2 O 5.

Nitrat Na, K (natri và kali nitrat) được tìm thấy ở dạng cặn tự nhiên.

Nitrat được sử dụng trong nhiều ngành công nghiệp. Amoni nitrit (amoni nitrat) - phân bón chứa nitơ chính; nitrat của kim loại kiềm và Ca cũng được dùng làm phân bón. Nitrat - thành phần của nhiên liệu tên lửa, chế phẩm pháo hoa, dung dịch tẩy để nhuộm vải; chúng được sử dụng để làm cứng kim loại, bảo quản thực phẩm, làm thuốc và sản xuất oxit kim loại.

Nitrat là chất độc. Chúng gây phù phổi, ho, nôn mửa, suy tim mạch cấp,… Liều nitrat gây chết người là 8-15 g, lượng cho phép hàng ngày là 5 mg / kg. Đối với tổng Na, K, Ca, NH3 nitrat MPC: trong nước 45 mg / l ", trong đất 130 mg / kg (loại nguy hiểm 3); trong rau và trái cây (mg / kg) - khoai tây 250, bắp cải trắng muộn 500, cà rốt muộn 250, củ cải đường 1400, hành tây 80, bí xanh 400, dưa hấu 90, dưa hấu, nho, táo, lê 60. Không tuân thủ các khuyến cáo về kỹ thuật nông nghiệp, bón phân quá mức làm tăng đáng kể hàm lượng nitrat trong nông sản, nước chảy bề mặt từ đồng ruộng (40-5500 mg / l), nước ngầm.

5. Nitrit, muối của axit nitrơ HNO 2. Trước hết, nitrit của kim loại kiềm và amoni được sử dụng, ít hơn - kiềm thổ và Z d- kim loại, Pb và Ag. Chỉ có thông tin rời rạc về nitrit của các kim loại khác.

Các nitrit kim loại ở trạng thái oxi hóa +2 tạo thành các hyđrat tinh thể với một, hai hoặc bốn phân tử nước. Ví dụ, nitrit tạo thành muối kép và muối ba. CsNO 2 AgNO 2 hoặc Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, cũng như các hợp chất phức tạp, chẳng hạn như Na 3.

Cấu trúc tinh thể chỉ được biết đến với một số nitrit khan. Anion NO 2 có cấu hình phi tuyến tính; Góc ONO 115 °, độ dài liên kết H-O 0,115 nm; kiểu liên kết M-NO 2 là cộng hóa trị ion.

Các nitrit K, Na, Ba tan tốt trong nước, các nitrit Ag, Hg, Cu tan kém. Khi nhiệt độ tăng, khả năng hòa tan của nitrit tăng lên. Hầu hết tất cả các nitrit đều hòa tan kém trong rượu, ete và các dung môi có độ phân cực thấp.

Nitrit không bền nhiệt; tan chảy mà không bị phân hủy chỉ có nitrit của kim loại kiềm, nitrit của các kim loại khác phân hủy ở 25-300 ° C. Cơ chế phân hủy nitrit rất phức tạp và bao gồm một số phản ứng tuần tự song song. Sản phẩm phân hủy ở thể khí chính là NO, NO 2, N 2 và O 2, chất rắn là oxit kim loại hoặc kim loại nguyên tố. Việc giải phóng một lượng lớn khí gây ra sự phân hủy bùng nổ của một số nitrit, ví dụ NH 4 NO 2, phân hủy thành N 2 và H 2 O.

Các tính năng đặc trưng của nitrit gắn liền với tính không ổn định nhiệt của chúng và khả năng của ion nitrit vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử, tùy thuộc vào môi trường và bản chất của thuốc thử. Trong môi trường trung tính, nitrit thường bị khử thành NO, trong môi trường axit chúng bị oxi hóa thành nitrat. Oxy và CO 2 không tương tác với nitrit rắn và dung dịch nước của chúng. Nitrit góp phần phân hủy các chất hữu cơ chứa nitơ, cụ thể là các amin, amit,… Với các halogen hữu cơ RXH. phản ứng để tạo thành cả hai hợp chất nitro RONO và RNO 2.

Quá trình sản xuất nitrit trong công nghiệp dựa trên sự hấp thụ khí nitơ (hỗn hợp NO + NO 2) bằng dung dịch Na 2 CO 3 hoặc NaOH với sự kết tinh liên tiếp của NaNO 2; nitrit của các kim loại khác trong công nghiệp và phòng thí nghiệm thu được bằng phản ứng trao đổi của muối kim loại với NaNO 2 hoặc phản ứng khử nitrat của các kim loại này.

Nitrit được sử dụng để tổng hợp thuốc nhuộm azo, trong sản xuất caprolactam, làm chất oxy hóa và khử trong ngành công nghiệp cao su, dệt và gia công kim loại, làm chất bảo quản thực phẩm. Nitrit như NaNO 2 và KNO 2 rất độc, gây nhức đầu, nôn mửa, ức chế hô hấp, v.v. Khi bị ngộ độc NaNO 2, trong máu sẽ hình thành methemoglobin, màng hồng cầu bị tổn thương. Có lẽ sự hình thành nitrosamine từ NaNO 2 và các amin trực tiếp trong đường tiêu hóa.

6. Các muối sunfat, muối của axit sunfuric. Các muối sunfat trung bình với anion SO 4 2- đã biết, có tính axit hoặc hiđrosunfat, với anion HSO 4 -, có tính bazơ, chứa cùng với các nhóm anion SO 4 2- - OH, ví dụ như Zn 2 (OH) 2 SO 4. Ngoài ra còn có các sunfat kép, bao gồm hai cation khác nhau. Chúng bao gồm hai nhóm lớn sunfat - phèn chua , cũng như phô mai M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , trong đó M là cation tích điện đơn, E là Mg, Zn và các cation mang điện đôi khác. Ba sunfat đã biết K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (khoáng polygalit), sunfat bazơ kép, ví dụ, các khoáng của nhóm alunit và jarosit M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 và M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, trong đó M là cation mang điện tích đơn. Các sunfat có thể là một phần của muối hỗn hợp, ví dụ 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (khoáng berkite), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit).

Sunfat là những chất kết tinh, có tính axit trung bình, trong hầu hết các trường hợp, chúng hòa tan nhiều trong nước. Các sunfat hòa tan nhẹ của canxi, stronti, chì và một số chất khác, thực tế không hòa tan BaSO 4, RaSO 4. Các sulfat cơ bản thường ít hòa tan hoặc thực tế không hòa tan, hoặc bị thủy phân bởi nước. Các sulfat có thể kết tinh từ các dung dịch nước ở dạng tinh thể hydrat. Các hydrat kết tinh của một số kim loại nặng được gọi là vitriol; đồng sunfat СuSO 4 5H 2 O, sunfat sắt FeSO 4 7H 2 O.

Các sunfat kim loại kiềm trung bình bền nhiệt, còn sunfat axit bị phân hủy khi đun nóng, chuyển thành pyrosunfat: 2KHSO 4 \ u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Các muối sunfat trung bình của các kim loại khác, cũng như các muối sunfat cơ bản, theo quy luật, khi đun nóng đến nhiệt độ đủ cao, theo quy luật, sẽ phân hủy với sự tạo thành các oxit kim loại và giải phóng SO 3.

Sunfat phân bố rộng rãi trong tự nhiên. Chúng được tìm thấy ở dạng khoáng chất, chẳng hạn như thạch cao CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, và cũng là một phần của nước biển và sông.

Nhiều muối sunfat có thể thu được bằng cách tương tác của H 2 SO 4 với kim loại, oxit và hydroxit của chúng, cũng như sự phân hủy muối của axit dễ bay hơi với axit sunfuric.

Sunfat vô cơ được sử dụng rộng rãi. Ví dụ, amoni sunfat là một loại phân bón nitơ, natri sunfat được sử dụng trong công nghiệp thủy tinh, giấy, sản xuất visco, ... Khoáng chất sunfat tự nhiên là nguyên liệu để sản xuất công nghiệp các hợp chất của các kim loại khác nhau, vật liệu xây dựng, v.v.

7.sulfit, muối của axit lưu huỳnh H 2 SO 3 . Có các sulfit trung bình với anion SO 3 2- và có tính axit (hydrosunfit) với anion HSO 3 - . Các sulfit trung bình là các chất kết tinh. Amoni và sunfit kim loại kiềm tan nhiều trong nước; độ hòa tan (g trong 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Trong dung dịch nước, chúng tạo thành hydrosunfit. Lưu huỳnh của kiềm thổ và một số kim loại khác thực tế không tan trong nước; độ tan của MgSO 3 1 g trong 100 g (40 ° C). Các hyđrat tinh thể đã biết (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, v.v.

Các sulfit khan khi đun nóng mà không tiếp xúc với không khí trong các bình kín, sẽ không cân xứng thành sulfua và sulfat, khi đun nóng trong dòng N 2 chúng mất SO 2, và khi đun nóng trong không khí, chúng dễ bị oxi hóa thành sulfat. Với SO 2 trong môi trường nước, các sulfit trung bình tạo thành hydrosunfit. Các sulfit là chất khử tương đối mạnh, chúng bị oxi hóa trong dung dịch với clo, brom, H 2 O 2, v.v. thành các muối sunfat. Chúng bị phân hủy bởi axit mạnh (ví dụ, HC1) với sự giải phóng SO 2.

Các hydrosunfit kết tinh được biết đến với K, Rb, Cs, NH 4 +, chúng không ổn định. Các hydrosunfit khác chỉ tồn tại trong dung dịch nước. Tỷ trọng NH 4 HSO 3 2,03 g / cm 3; độ hòa tan trong nước (g trên 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Khi các hydrosunfit tinh thể Na hoặc K được đun nóng, hoặc khi dung dịch bùn của bột giấy M 2 SO 3 bão hòa với SO 2, các pyrosunfit (lỗi thời - metabisunfit) M 2 S 2 O 5 được tạo thành - các muối của axit pyrosunfua chưa biết ở dạng tự do trạng thái H 2 S 2 O 5; tinh thể, không ổn định; khối lượng riêng (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; trên ~ 160 ° С chúng bị phân hủy với sự giải phóng SO 2; tan trong nước (phân hủy thành HSO 3 -), độ tan (g trên 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tạo thành các hiđrat Na 2 S 2 O 5 7H 2 O và ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; chất khử.

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 và Ca (HSO 3) 2 - chất khử trùng trong ngành sản xuất rượu và đường. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - các thành phần của rượu sulfit trong quá trình nghiền bột; (NH 4) 2 SO 3 - Chất hấp thụ SO 2; NaHSO 3 là chất hấp thụ H 2 S từ khí thải sản xuất, chất khử trong sản xuất thuốc nhuộm lưu huỳnh. K 2 S 2 O 5 - thành phần của chất cố định axit trong nhiếp ảnh, chất chống oxy hóa, chất khử trùng.

Các phương pháp tách hỗn hợp

Lọc, tách hệ thống không đồng nhất các hạt lỏng - rắn (huyền phù) và khí - hạt rắn bằng cách sử dụng các vách ngăn lọc xốp (FP) cho phép chất lỏng hoặc khí đi qua, nhưng giữ lại các hạt rắn. Động lực của quá trình là sự chênh lệch áp suất ở cả hai phía của FP.

Khi tách huyền phù, các hạt rắn thường tạo thành một lớp cặn ướt trên FP, lớp này nếu cần sẽ được rửa sạch bằng nước hoặc chất lỏng khác, và cũng được khử nước bằng cách thổi không khí hoặc khí khác qua nó. Quá trình lọc được thực hiện ở chênh lệch áp suất không đổi hoặc ở tốc độ quá trình không đổi w(lượng dịch lọc trong m 3 đi qua 1 m 2 bề mặt FP trên một đơn vị thời gian). Ở sự chênh lệch áp suất không đổi, huyền phù được đưa đến bộ lọc trong điều kiện chân không hoặc quá áp, cũng như bằng bơm piston; khi sử dụng máy bơm ly tâm, sự chênh lệch áp suất tăng lên và tốc độ quá trình giảm.

Tùy thuộc vào nồng độ của huyền phù, một số loại lọc được phân biệt. Ở nồng độ hơn 1%, quá trình lọc xảy ra với sự hình thành kết tủa, và ở nồng độ nhỏ hơn 0,1%, với sự tắc nghẽn của các lỗ của FP (làm rõ chất lỏng). Nếu một lớp cặn đủ dày đặc không được hình thành trên FP và các hạt rắn lọt vào dịch lọc, thì nó được lọc bằng cách sử dụng các vật liệu phụ phân tán mịn (diatomit, đá trân châu), trước đó được áp dụng cho FP hoặc thêm vào huyền phù. Ở nồng độ ban đầu nhỏ hơn 10%, có thể tách một phần và làm dày huyền phù.

Sự phân biệt được thực hiện giữa các bộ lọc liên tục và gián đoạn. Đối với loại thứ hai, các công đoạn chính của công việc là lọc, rửa cặn, khử nước và dỡ bỏ nó. Đồng thời, tối ưu hóa được áp dụng theo tiêu chí năng suất cao nhất và chi phí thấp nhất. Nếu không thực hiện rửa và khử nước, và có thể bỏ qua lực cản thủy lực của vách ngăn, thì năng suất cao nhất đạt được khi thời gian lọc bằng thời gian của các hoạt động phụ trợ.

FP linh hoạt áp dụng được làm bằng bông, len, vải tổng hợp và thủy tinh, cũng như FP không dệt làm từ sợi tự nhiên và tổng hợp và không linh hoạt - gốm, gốm và nhựa xốp. Các hướng chuyển động của dịch lọc và tác dụng của trọng lực có thể ngược chiều, trùng nhau hoặc vuông góc với nhau.

Thiết kế bộ lọc rất đa dạng. Một trong những loại phổ biến nhất là bộ lọc chân không trống quay. (cm. Hình.) Của hoạt động liên tục, trong đó hướng chuyển động của dịch lọc và tác động của trọng lực là ngược nhau. Phần thiết bị đóng cắt nối vùng I và II với nguồn chân không và vùng III và IV với nguồn khí nén. Dịch lọc và chất lỏng rửa từ vùng I và II đi vào các máy thu riêng biệt. Máy ép lọc gián đoạn tự động với các buồng nằm ngang, vải lọc ở dạng đai vô tận và màng đàn hồi để tách nước cặn bằng cách ép cũng đã trở nên phổ biến. Nó thực hiện các hoạt động luân phiên làm đầy các khoang bằng huyền phù, lọc, rửa và khử nước cặn, tách các khoang liền kề và loại bỏ cặn.

Xác định ứng suất cắt động, hiệu quả và độ nhớt dẻo ở nhiệt độ thường

Xác định ứng suất cắt động, hiệu quả và độ nhớt dẻo ở nhiệt độ cao

Kinh nghiệm 2. Tiếp thu và nghiên cứu tính chất của muối axit photphoric.

5.Nitrites, muối của axit nitrơ HNO 2. Trước hết, nitrit của kim loại kiềm và amoni được sử dụng, ít hơn - kiềm thổ và kim loại Zd, Pb và Ag. Chỉ có thông tin rời rạc về nitrit của các kim loại khác.

Các nitrit kim loại ở trạng thái ôxi hóa +2 tạo thành các hyđrat tinh thể với một, hai hoặc bốn phân tử nước. Ví dụ, nitrit tạo thành muối kép và muối ba. CsNO2. AgNO 2 hoặc Ba (NO 2) 2. Ni (NO2) 2. 2KNO 2, cũng như các hợp chất phức tạp, chẳng hạn như Na 3.

Cấu trúc tinh thể chỉ được biết đến với một số nitrit khan. Anion NO2 có cấu hình phi tuyến; Góc ONO 115 °, độ dài liên kết H – O 0,115 nm; loại liên kết M-NO 2 là liên kết ion-cộng hóa trị.

6. sunfat, muối của axit sunfuric. Các muối sunfat trung bình với anion SO 4 2- đã biết, có tính axit hoặc hiđrosunfat, với anion HSO 4 -, có tính bazơ, chứa cùng với các nhóm anion SO 4 2- - OH, ví dụ như Zn 2 (OH) 2 SO 4. Ngoài ra còn có các sunfat kép, bao gồm hai cation khác nhau. Chúng bao gồm hai nhóm lớn các sunfat - phèn, cũng như các loại phô mai M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, trong đó M là cation tích điện đơn, E là Mg, Zn và các cation mang điện đôi khác. Ba sunfat đã biết K 2 SO 4. MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (khoáng polyhalit), sunfat bazơ kép, chẳng hạn như khoáng chất thuộc nhóm alunit và jarosit M 2 SO 4. Al 2 (SO 4) 3. 4Al (OH 3 và M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, trong đó M là cation mang điện đơn. Các sulfat có thể là một phần của muối hỗn hợp, chẳng hạn. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (khoáng berkeit), MgSO 4. KCl. 3H 2 O (kainit).

Sunfat phân bố rộng rãi trong tự nhiên. Chúng xuất hiện dưới dạng khoáng chất, chẳng hạn như thạch cao CaSO 4. H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4. 10H 2 O, và cũng là một phần của nước biển và sông.

7. Sulfites, muối của axit lưu huỳnh H 2 SO 3. Có các sulfit trung bình với anion SO 3 2- và có tính axit (hydrosunfit) với anion HSO 3 -. Các sulfit trung bình là các chất kết tinh. Amoni và sunfit kim loại kiềm tan nhiều trong nước; độ hòa tan (g trong 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Trong dung dịch nước, chúng tạo thành hydrosunfit. Lưu huỳnh của kiềm thổ và một số kim loại khác thực tế không tan trong nước; độ tan của MgSO 3 1 g trong 100 g (40 ° C). Các hiđrat tinh thể (NH 4) 2 SO 3 đã biết. H 2 O, Na 2 SO 3. 7H 2 O, K 2 SO 3. 2H 2 O, MgSO 3. 6H 2 O, v.v.

Các hydrosunfit tinh thể được biết đến với K, Rb, Cs, NH 4 +, chúng không ổn định. Các hydrosunfit khác chỉ tồn tại trong dung dịch nước. Tỷ trọng NH 4 HSO 3 2,03 g / cm3; độ hòa tan trong nước (g trên 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Khi các hydrosunfit tinh thể Na hoặc K được đun nóng, hoặc khi dung dịch bùn của bột giấy M 2 SO 3 bão hòa với SO 2, các pyrosunfit (lỗi thời - metabisunfit) M 2 S 2 O 5 được tạo thành - các muối của axit pyrosunfua chưa biết ở dạng tự do trạng thái H 2 S 2 O 5; tinh thể, không ổn định; khối lượng riêng (g / cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; trên ~ 160 ° С chúng bị phân hủy với sự giải phóng SO 2; tan trong nước (phân hủy thành HSO 3 -), độ tan (g trên 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tạo thành Na 2 S 2 O 5 hiđrat. 7H 2 O và ZK 2 S 2 O 5. 2H 2 O; chất khử.

Các sulfit kim loại kiềm trung bình thu được bằng cách cho dung dịch nước M 2 CO 3 (hoặc MOH) phản ứng với SO 2 và MSO 3 bằng cách cho SO 2 đi qua huyền phù trong nước của MCO 3; chủ yếu SO 2 được sử dụng từ các khí phụ của quá trình sản xuất axit sunfuric tiếp xúc. Sulfite được sử dụng trong tẩy trắng, nhuộm và in vải, sợi, da để bảo quản ngũ cốc, thức ăn gia súc xanh, chất thải thức ăn chăn nuôi công nghiệp (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 và Ca (HSO 3) 2 - chất khử trùng trong ngành sản xuất rượu và đường. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - các thành phần của rượu sulfit trong quá trình nghiền bột; (NH 4) 2SO 3 - Chất hấp thụ SO 2; NaHSO 3 là chất hấp thụ H 2 S từ khí thải sản xuất, chất khử trong sản xuất thuốc nhuộm lưu huỳnh. K 2 S 2 O 5 - thành phần của chất cố định axit trong nhiếp ảnh, chất chống oxy hóa, chất khử trùng.