Чому солі розчиняються у воді? Розчинність солей у воді при кімнатній температурі Таблиця розчинення солей кислот і підстав
визначення солейв рамках теорії дисоціації. Солі прийнято ділити на три групи: середні, кислі і основні.У середніх солях всі атоми водню відповідної кислоти заміщені на атоми металу, в кислих солях вони заміщені тільки частково, в основних солях групи ОН відповідного підстави частково заміщені на кислотні залишки.
Існують також деякі інші типи солей, наприклад подвійні солі,в яких містяться два різних катіона і один аніон: СаСО 3 MgCO 3 (доломіт), КСl NaCl (сильвініт), KAl (SO 4) 2 (алюмокалієві галун); змішані солі,в яких міститься один катіон і два різних аниона: СаОСl 2 (або Са (ОСl) Сl); комплексні солі,до складу яких входить комплексний іон,що складається з центрального атома, пов'язаного з декількома лигандами: K 4 (жовта кров'яна сіль), K 3 (червона кров'яна сіль), Na, Cl; гідратів солі(Кристалогідрати), в яких містяться молекули кристалізаційної води: CuSO 4 5H 2 O (мідний купорос), Na 2 SO 4 10Н 2 О (глауберової сіль).
Назва солейутворюють з назви аніона, за яким слідує назва катіона.
Для солей безкисневих кислот до назви неметалла додають суфікс ід,наприклад хлорид натрію NaCl, сульфід заліза (Н) FeS і ін.
При найменуванні солей кисневмісних кислот до латинського кореня назви елемента додають в разі вищих ступенів окислення закінчення — am, в разі нижчих ступенів окислення закінчення -ит.У назвах деяких кислот для позначення нижчих ступенів окислення неметалла використовують приставку гіпо-,для солей хлорним і марганцевої кислот використовують приставку пер,наприклад: карбонат кальцію СаСО 3,сульфат заліза (III) Fe 2 (SO 4) 3, сульфіт заліза (II) FeSO 3, гіпохлорит калію КОСl, хлорит калію КОСl 2, хлорат калію КОСl 3, перхлорат калію КОСl 4, перманганат калію КМnO 4, Дихромат калію До 2 Сг 2 O 7.
Кислі та основні соліможна розглядати як продукт неповного перетворення кислот і підстав. За міжнародною номенклатурою атом водню, що входить до складу кислої солі, позначають приставкою гідро-,групу ОН - приставкою гідрокси, NaHS - гидросульфид натрію, NaHSO 3 - гідросульфіт натрію, Mg (OH) Cl - гідроксихлорид магнію, Аl (ОН) 2 Сl - дігідроксіхлорід алюмінію.
У назвах комплексних іонів спочатку вказують ліганди, завершують назвою металу із зазначенням відповідного ступеня окислення (римськими цифрами в дужках). У назвах комплексних катіонів використовують російські назви металів, наприклад: Cl 2 - хлорид тетрааммінмеді (П), 2 SO 4 - сульфат диамминсеребра (1). У назвах комплексних аніонів використовують латинські назви металів з суфіксом -ат, наприклад: К [Аl (ОН) 4] - тетрагідроксіалюмінат калію, Na - тетра гідроксіхромат натрію, K 4 - гексаціаноферрат (Н) калію.
Назви гідратних солеи (крісталлогрідратов) Утворюються двома способами. Можна скористатися системою назв комплексних катіонів, описаної вище; наприклад, мідний купорос SO 4 Н 2 0 (або CuSO 4 5Н 2 O) можна назвати сульфат тетрааквамеді (П). Однак для найбільш відомих гідратних солей найчастіше число молекул води (ступінь гідратації) вказують чисельної приставкою до слова «Гідрат»,наприклад: CuSO 4 5Н 2 O - пентагідрат сульфату міді (І), Na 2 SO 4 10Н 2 О - декагідрат сульфату натрію, СаСl 2 2Н 2 O - дигідрат хлориду кальцію.
розчинність солей
За розчинності у воді солі діляться на розчинні (Р), нерозчинні (Н) і малорозчинні (М). Для визначення розчинності солей користуються таблицею розчинності кислот, основ і солей у воді. Якщо таблиці під рукою немає, то можна скористатися правилами. Їх легко запам'ятати.
1. Розчинні все солі азотної кислоти - нітрати.
2. Розчинні все солі соляної кислоти - хлориди, крім AgCl (Н), PbCl 2 (М).
3. Розчинні все солі сірчаної кислоти - сульфати, крім BaSO 4 (Н), PbSO 4 (Н).
4. Розчинні солі натрію і калію.
5. Не розчиняються всі фосфати, карбонати, силікати і сульфіди, крім солей Na + і K + .
З усіх хімічних сполук солі є найбільш численним класом речовин. Це тверді речовини, вони відрізняються один від одного за кольором і розчинності в воді. В початку XIXв. шведський хімік І. Берцеліус сформулював визначення солей як продуктів реакцій кислот з підставами або сполук, отриманих заміною атомів водню в кислоті металом. За цією ознакою розрізняють солі середні, кислі і основні. Середні, або нормальні, солі - це продукти повного заміщення атомів водню в кислоті на метал.
наприклад:
Na 2 CO 3 - карбонат натрію;
CuSO 4 - сульфат міді (II) і т. Д.
Диссоциируют такі солі на катіони металу і аніони кислотного залишку:
Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2 -
Кислі солі - це продукти неповного заміщення атомів водню в кислоті на метал. До кислим солям відносять, наприклад, питну соду NaHCO 3, яка складається з катіона металу Na + і кислотного однозарядного залишку HCO 3 -. Для кислої кальцієвої солі формула записується так: Ca (HCO 3) 2. Назви цих солей складаються з назв середніх солей з додатком приставки гідро- , Наприклад:
Mg (HSO 4) 2 - гидросульфат магнію.
Диссоциируют кислі солі наступним чином:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 = Mg 2+ + 2HSO 4 -
Основні солі - це продукти неповного заміщення гидроксогрупп в підставі на кислотний залишок. Наприклад, до таких солей належить знаменитий малахіт (CuOH) 2 CO 3, про який ви читали в творах П. Бажова. Він складається з двох основних катіонів CuOH + і двозарядний аниона кислотного залишку CO 3 2-. Катіон CuOH + має заряд +1, тому в молекулі два таких катіона і один двозарядний аніон CO 3 2- об'єднані в електронейтральної сіль.
Назви таких солей будуть такими ж, як і у нормальних солей, але з додатком приставки гідроксо-, (CuOH) 2 CO 3 - гідроксокарбонат міді (II) або AlOHCl 2 - гидроксохлоріда алюмінію. Більшість основних солей нерозчинні або малорозчинні.
Останні диссоциируют так:
AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl -
властивості солей
Перші дві реакції обміну були детально розглянуті раніше.
Третя реакція також є реакцією обміну. Вона протікає між розчинами солей і супроводжується утворенням осаду, наприклад:
Четверта реакція солей пов'язана з положенням металу в електрохімічному ряді напруг металів (див. «Електрохімічний ряд напруг металів»). Кожен метал витісняє з розчинів солей всі інші метали, розташовані праворуч від нього в ряді напруг. Це дотримується при виконанні наступних умов:
1) обидві солі (і реагує, і утворюється в результаті реакції) повинні бути розчинними;
2) метали не повинні взаємодіяти з водою, тому метали головних підгруп I і II груп (для останньої починаючи з Са) витісняють інші метали з розчинів солей.
Способи отримання солей
Способи отримання і хімічні властивості солей. Солі можуть бути отримані з неорганічних сполук практично будь-якого класу. Поряд з цими способами солі безкисневих кислот можуть бути отримані при безпосередній взаємодії металу та неметалла (Cl, S ит. Д.).
Багато солі стійкі при нагріванні. Однак солі амонію, а також деякі солі малоактивних металів, слабких кислот і кислот, в яких елементи проявляють вищі або нижчі ступені окислення, при нагріванні розкладаються.
СаСO 3 = СаО + СО2
2Ag 2 CO 3 = 4Ag + 2СO 2 + O 2
NH 4 Cl = NH 3 + НСl
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3
4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
2Cu (NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
2КСlO 3 = MnO 2 = 2KCl + 3O 2
4KClO 3 = 3КСlO 4 + KCl
Сіль можна визначити як з'єднання, яке утворюється в результаті реакції між кислотою і підставою, але не є водою. В даному розділі будуть розглянуті ті властивості солей, які пов'язані з іонними равновесиями.
реакції солей у воді
Трохи пізніше буде показано, що розчинність-це відносне поняття. Однак для цілей майбутнього обговорення ми можемо грубо поділити все солі на розчинні і нерозчинні у воді.
Деякі солі при розчиненні у воді утворюють нейтральні розчини. Інші солі утворюють кислі або лужні розчини. Це обумовлено протіканням оборотної реакції між іонами солі і водою, в результаті якої утворюються пов'язані кислоти або підстави. Чи виявиться розчин солі нейтральним, кислим або лужним-залежить від типу солі. У цьому сенсі існують чотири типи солей.
Солі, утворені сильними кислотами і слабкими підставами. Солі цього типу при розчиненні у воді утворюють кислий розчин. Як приклад наведемо хлорид амонію NH4Cl. При розчиненні цієї солі у воді іон амонію діє як
Надмірна кількість іонів H3O +, утворене в цьому процесі, обумовлює кислі властивості розчину.
Солі, утворені слабкою кислотою і сильною основою. Солі цього типу при розчиненні у воді утворюють лужний розчин. Як приклад наведемо ацетат натрію CH3COONa1 Ацетат-іон діє як підставу, акцептуємо протон у води, яка виступає в цьому випадку в ролі кислоти:
Надмірна кількість іонів ОН, що утворюються в цьому процесі, обумовлює лужні властивості розчину.
Солі, утворені сильними кислотами і сильними основами. При розчиненні в воді солей цього типу утворюється нейтральний розчин. Як приклад наведемо хлорид натрію NaCl. При розчиненні в воді ця сіль повністю іонізується, і, отже, концентрація іонів Na + виявляється рівною концентрації іонів Cl-. Оскільки ні той, ні інший іон не вступає в кислотно-основні реакції з водою, в розчині не відбувається утворення надлишкової кількості іонів H3O + або ОН. Тому розчин виявляється нейтральним.
Солі, утворені слабкими кислотами і слабкими підставами. Прикладом солей такого типу є ацетат амонію. При розчиненні в воді іон амонію реагує з водою як кислота, а ацетат-іон реагує з водою як підставу. Обидві ці реакції описані вище. Водний розчин солі, утвореним слабкою кислотою і слабкою основою, може бути слабкокислим, слаболужним або нейтральним в залежності від відносних концентрацій іонів H3O + і ОН-, утворених в результаті реакцій катіонів та аніонів солі з водою. Це залежить від співвідношення між значеннями констант дисоціації катіона і аніона.
Вода - одне з головних хімічних сполук на нашій планеті. До одного з найцікавіших її властивостей відноситься здатність утворювати водні розчини. А в багатьох сферах науки і техніки розчинність солі у воді грає важливу роль.
Під розчинність розуміють здатність різних речовинутворювати з рідинами - розчинниками - однорідні (гомогенні) суміші. Саме обсяг матеріалу, який використовується для розчинення і утворення насиченого розчину, обумовлює його розчинність, яку можна порівняти з масовою часткою цієї речовини або його кількістю в концентрованому розчині.
За здатністю розчинятися солі класифікуються наступним чином:
- до розчинним відносяться речовини, які можна розчинити в 100 г води більше 10 г;
- до малорастворимое належать ті, кількість яких в розчиннику не перевищує 1 г;
- концентрація нерозчинних в 100 г води менше 0,01.
У тому випадку, коли полярність речовини, що використовується для розчинення, аналогічна полярності розчинника, воно є розчинним. При різних полярностях, швидше за все, розвести речовина не представляється можливим.
Як відбувається розчинення
Якщо говорити про те, розчиняється чи сіль у воді, то для більшості солей це справедливе твердження. Існує спеціальна таблиця, відповідно до якої можна точно визначити величину розчинності. Так як вода - універсальний розчинник, вона добре поєднується з іншими рідинами, газами, кислотами і солями.
Один з найбільш наочних прикладів розчинення твердої речовини у воді можна спостерігати практично кожен день на кухні, під час приготування страв з використанням кухонної солі. Так чому сіль розчиняється у воді?
Зі шкільного курсу хімії багато хто пам'ятає, що молекули води і солі є полярними. Це означає, що їх електричні полюси протилежні, що обумовлює високу діелектричну проникність. Молекули води оточують іони іншого речовини, наприклад, як в розглянутому нами випадку, NaCl. При цьому утворюється рідина, що є однорідною за своєю консистенцією.
вплив температури
Існують деякі фактори, що впливають на розчинність солей. В першу чергу це температура розчинника. Чим вона вища, тим більшим є значення коефіцієнта дифузії частинок в рідині, а массообмен відбувається швидше.
Хоча, наприклад, розчинність в воді кухонної солі (NaCl) від температури практично не залежить, оскільки коефіцієнт її розчинності - 35,8 при t 20 ° С і 38,0 при 78 ° С. А ось сульфат міді (CaSO4) при підвищенні температури води розчиняється гірше.
До інших чинників, які впливають на розчинність, відносяться:
- Розмір розчиняються частинок - при більшій площі поділу фаз розчинення відбувається швидше.
- Процес перемішування, який при інтенсивному виконанні сприяє більш ефективному масообміну.
- Наявність домішок: одні прискорюють процес розчинення, а інші, ускладнюючи дифузію, знижують швидкість протікання процесу.
Відео про механізм розчинення солі
Таблиця розчинності солей, кислот і підстав - фундамент, без якого неможливе повноцінне освоєння хімічних знань. Розчинність основ і солей допомагає в навчанні не тільки школярам, а й професійним людям. Створення багатьох продуктів життєдіяльності не може обійтися без даних знань.
Таблиця розчинності кислот, солей і підстав у воді
Таблиця розчинності солей і підстав у воді - це посібник, який допомагає в освоєнні хімічних основ. Розібратися з представленої нижче таблицею допоможуть наступні примітки.
- Р - вказує на розчинну речовину;
- Н - не розчинний речовину;
- М - речовина мало розчиняється у водному середовищі;
- РК - речовина здатна розчиняться тільки при впливі сильних органічних кислот;
- Прочерк буде говорити про те, що такого істоти не існує в природі;
- НК - розчиняється ні в кислотах, ні в воді;
- ? – знак питанняговорить про те, що на сьогоднішній день немає точних відомостей про розчиненні речовини.
Найчастіше таблицю використовують хіміки і школярі, студенти для проведення лабораторних досліджень, в ході яких необхідно встановити умови протікання певних реакцій. По таблиці виходить виявити, як поведе себе речовина в соляній або кислотному середовищі, чи можлива поява осаду. Осад при проведенні досліджень і дослідів говорить про незворотність реакції. Це суттєвий момент, який може вплинути на хід всієї лабораторної роботи.
| Каті- они | аніони | |||||||||
| F - | Cl - | Br - | I - | S 2 | NO 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| K + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| NH 4 + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| Mg 2+ | РК | Р | Р | Р | М | Р | Н | РК | Р | РК |
| Ca 2+ | НК | Р | Р | Р | М | Р | Н | РК | М | РК |
| Sr 2+ | НК | Р | Р | Р | Р | Р | Н | РК | РК | РК |
| Ba 2+ | РК | Р | Р | Р | Р | Р | Н | РК | НК | РК |
| Sn 2+ | Р | Р | Р | М | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Pb 2+ | Н | М | М | М | РК | Р | Н | Н | Н | Н |
| Al 3+ | М | Р | Р | Р | Г | Р | Г | НК | Р | РК |
| Cr 3+ | Р | Р | Р | Р | Г | Р | Г | Н | Р | РК |
| Mn 2+ | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Fe 2+ | М | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Fe 3+ | Р | Р | Р | - | - | Р | Г | Н | Р | РК |
| Co 2+ | М | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Ni 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Cu 2+ | М | Р | Р | - | Н | Р | Г | Н | Р | Н |
| Zn 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Cd 2+ | Р | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Hg 2+ | Р | Р | М | НК | НК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Hg 2 2+ | Р | НК | НК | НК | РК | Р | Н | Н | М | Н |
| Ag + | Р | НК | НК | НК | НК | Р | Н | Н | М | Н |
Умовні позначення:
Р - речовина добре розчиняється в воді; М - малорастворимо; Н - практично нерозчинні в воді, але легко розчиняється в слабких або розведених кислотах; РК - нерозчинні у воді і розчиняється тільки в сильних неорганічних кислотах; НК - нерастворимо ні в воді, ні в кислотах; Г - повністю гідролізується при розчиненні і не існує в контакті з водою. Прочерк означає, що така речовина взагалі не існує.
У водних розчинах солі повністю або частково дисоціюють на іони. Солі слабких кислот і (або) слабких основ піддаються при цьому гідролізу. Водні розчини солей містять гідратованих іони, іонні пари і більш складні хімічні форми, що включають продукти гідролізу та ін. Ряд солей розчинні також в спиртах, ацетоні, аміди кислот і ін. Органічних розчинниках.
З водних розчинів солі можуть кристалізуватися у вигляді кристалогідратів, з наведених - у вигляді крісталлосольватов, наприклад СаВг 2 ЗС 2 Н 5 ОН.
Дані про різні процеси, що протікають в водно-сольових системах, про розчинності солей при їх сумісній присутності в залежності від температури, тиску і концентрації, про склад твердих і рідких фаз можуть бути отримані при вивченні діаграм розчинності водно-сольових систем.
Загальні способи синтезу солей.
1.Получение середніх солей:
1) металу з неметаллом: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) металу з кислотою: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) металу з розчином солі менш активного металу Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) основного оксиду з кислотним оксидом: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) основного оксиду з кислотою CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) підстави з кислотним оксидом Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) підстави з кислотою: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) солі з кислотою: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) розчину підстави з розчином солі: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) розчинів двох солей 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2.Отримання кислих солей:
1. Взаємодія кислоти з недоліком підстави. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O
2. Взаємодія підстави з надлишком кислотного оксиду
Ca (OH) 2 + 2CO 2 = Ca (HCO 3) 2
3. Взаємодія середньої солі з кислотою Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
3.Полученіе основних солей:
1. Гідроліз солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Додавання (по краплях) невеликих кількостей лугів до розчинів середніх солей металів AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Взаємодія солей слабких кислот з середніми солями
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4.Одержання комплексних солей:
1. Реакції солей з лігандами: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5.Полученіе подвійних солей:
1.Совместная кристалізація двох солей:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Окисно-відновні реакції, обумовлені властивостями катіона або аніона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2.Хіміческіе властивості кислих солей:
1. Термічне розкладання з утворенням середньої солі
Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Взаємодія з лугом. Отримання середньої солі.
Ba (HCO 3) 2 + Ba (OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3.Хіміческіе властивості основних солей:
1. Термічне розкладання. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Взаємодія з кислотою: освіта середньої солі.
Sn (OH) Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4.Хіміческіе властивості комплексних солей:
1. Руйнування комплексів за рахунок утворення малорозчинних сполук:
2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Обмін лигандами між зовнішньою і внутрішньою сферами.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5.Хіміческіе властивості подвійних солей:
1. Взаємодія з розчинами лугів: KCr (SO 4) 2 + 3KOH = Cr (OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Відновлення: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, разб. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Сировиною для промислового отримання ряду солей-хлоридів, сульфатів, карбонатів, боратів Na, К, Са, Mg служать морська і океанічна вода, природні розсоли, що утворюються при її випаровуванні, і тверді поклади солей. Для групи мінералів, що утворюють осадові сольові родовища (сульфатів і хлоридів Na, К і Mg), застосовують умовну назву "природні солі". Найбільші родовища калієвих солей знаходяться в Росії (Солікамському), Канаді та Німеччині, потужні поклади фосфатних руд - в Північній Африці, Росії та Казахстані, NaNO3 - в Чилі.
Солі використовують в харчовій, хімічній, металургійній, скляної, шкіряної, текстильної промисловості, в сільському господарстві, медицині і т. Д.
Основні види солей
1.Борати (оксоборати), солі борних кислот: метаборной НВО 2, ортоборної Н 3 ВО 3 і не виділених у вільному стані поліборних. За кількістю атомів бору в молекулі діляться на моно-, ді, тетра-, гексаборати і т. Д. Борати називають також по утворюючим їх кислот і за кількістю молей В 2 О 3, що припадає на 1 моль основного оксиду. Так різні метаборати можуть бути названі моноборатамі, якщо містять аніон В (ОН) 4 або цепочечний аніон (ВО 2) n n -діборатамі - якщо містять цепочечний здвоєний аніон (В 2 О 3 (OН) 2) n 2n-тріборатамі - якщо містять кільцевої аніон (В 3 О 6) 3.
Структури боратів включають борокіслородние угруповання - "блоки", що містять від 1 до б, а іноді і 9 атомів бору наприклад:
Координаційне число атомів бору 3 (борокіслородние трикутні угруповання) або 4 (тетраедрічние угруповання). Борокіслородние угруповання - основа не тільки острівних, але і більш складних структур - цепочечних, шаруватих і каркасних полімеризованих. Останні утворюються в результаті відщеплення води в молекулах гідратованих Борат і виникнення мостікових зв'язків через атоми кисню; процес іноді супроводжується розривом зв'язку В-О всередині полианионов. Поліаніонна можуть приєднувати бічні групи - борокіслородние тетраєдри або трикутники, їх димер або сторонні аніони.
Амоній, лужні, а також і інші метали в ступені окиснення +1 утворюють найчастіше гідратованих і безводні метаборати типу МВО 2, тетраборат М 2 B 4 O 7, пентаборати МB 5 O 8, а також декаборати М 4 B 10 O 17 n H 2 O. Лужноземельні і інші метали в ступені окислення + 2 дають зазвичай гідратованих метаборати, тріборати М 2 B 6 O 11 і гексаборати МB 6 O 10. а також безводні мета-, орто- і тетраборат. Для металів в ступені окислення + 3 характерні гідратованих і безводні ортоборати МВО 3.
Борати - безбарвні аморфні речовини або кристали (в основному з низько-симетричною структурою - моноклінної або ромбічної). Для безводних боратів температури плавлення знаходяться в інтервалі від 500 до 2000 ° С; найбільш високоплавких метаборати лужних і орто- і метаборати лужноземельних металів. Більшість боратів при охолодженні їх розплавів легко утворює скла. Твердість гідратованих боратів за шкалою Мооса 2-5, безводних-до 9.
Гідратовані моноборати втрачають кристалізаційну воду до ~ 180 ° С, поліборати прі 300-500 ° С; відщеплення води за рахунок группон , координованих навколо атомів бору, відбувається до ~ 750 ° С. При повному зневодненні утворюються аморфні веществава, коториерие при 500-800 ° C в більшості випадків зазнають "боратовую перегрупування" -крісталлізацію, що супроводжується (для поліборатов) частковим розкладанням з виділенням В 2 О 3.
Борати лужних металів, амонію і Т1 (I) розчинні у воді (особливо мета-і пентаборати), у водних розчинах гідролізуються (растворири мають лужну реакцію). Більшість боратів легко розкладається кислотами, в деяких випадках - при дії СО2; і SO 2;. Борати лужноземельних і важких металів взаємодіють з розчинами лугів, карбонатів і гідрокарбонатів лужних металів. Безводні борати хімічно більш стійкі, ніж гідратованих. З деякими спиртами, зокрема з гліцерином, борати утворюють розчинні у воді комплекси. При дії сильних окислювачів, зокрема Н 2 О 2, або при електрохімічному окисленні борати перетворюються в пероксоборати .
Відомо близько 100 природних боратів, які є в основному солями Na, Mg, Ca, Fe.
Гідратовані борати отримують: нейтралізацією Н 3 ВО 3 оксидами, гідроксидами або карбонатами металів; обмінними реакціями боратів лужних металів, найчастіше Na, із солями інших металів; реакцією взаємного перетворення малорозчинний боратів з водними розчинами боратів лужних металів; гідротермальних процесами з використанням галогенідів лужних металів в якості минерализующих добавок. Безводні борати отримують сплавом або спіканням В 2 О 3 з оксидами або карбонатами металів або зневоднюванням гідратів; монокристали вирощують в розчинах боратів в розплавлених оксидах, напр Вi 2 О 3.
Борати використовують: для отримання інших сполук бору; як компоненти шихти при виробництві скла, глазурі, емалей, кераміки; для вогнестійких покриттів і просочень; як компоненти флюсів для рафінування, зварювання та пайки металі "; в якості пігментів і наповнювачів лакофарбових матеріалів; як протрави при фарбуванні, інгібітори корозії, компоненти електролітів, люмінофорів та ін. Найбільше застосування знаходять бура і кальцію борати.
2.Галогеніди, хімічні сполуки галогенів з ін. Елементами. До галогенидам зазвичай відносять сполуки, в яких атоми галогену мають велику електронегативність, ніж ін. Елемент. Галогенідів не утворюють Не, Ne і Аг. До простих, або бінарним, галогенидам ЕХ n (n- найчастіше ціле число від 1 у моногалогенідов до 7 у IF 7, і ReF 7, але може 6ить і дробовим, наприклад 7/6 у Bi 6 Cl 7) відносять, зокрема, солі галогеноводородних кислот і міжгалогенні з'єднання (напр., галогенфторіди). Існують також змішані нітрати, полігалогеніди, гідрогалогеніди, оксогалогеніди, оксигалогеніди, гідроксогалогеніди, тіогалогеніди і комплексні нітрати. Ступінь окислення галогенів в галогенидах зазвичай дорівнює -1.
За характером зв'язку елемент-галоген прості галогеніди підрозділяють на іонні та ковалентні. Насправді зв'язку мають змішаний характер з переважанням вкладу тієї чи іншої складової. Галогеніди лужних і лужно-земельних металів, а також багато моно- і дігалогеніди ін. Металів - типові солі, в яких переважає іонний характер зв'язку. Більшість з них щодо тугоплавкі малолетучих, добре розчинні а воді; у водних розчинах майже повністю дисоціюють на іони. Властивостями солей володіють також тригалогенидов рідкоземельних елементів. Розчинність в воді іонних галогенідів, як правило, зменшується від йодидів до фторидам. Хлориди, броміди і йодиди Ag +, Сu +, Hg + та Pb 2+ погано розчиняються у воді.
Збільшення числа атомів галогенів в галогенидах металів або відношення заряду металу до радіусу його іона призводить до підвищення ковалентного складової зв'язку, зниження розчинності в воді і термічної стійкості галогенідів, збільшенню від летючості, підвищенню оксиди, здібності і схильності до гідролізу. Ці залежності спостерігаються для галогенідів металів одного і того ж періоду і в ряді галогенідів одного і того ж металу. Їх легко простежити на прикладі термічних властивостей. Наприклад, для галогенідів металів 4-го періоду температури плавлення і кипіння складають відповідно 771 і 1430 ° С для КС1, 772 і 1960 ° C для СаС1 2, 967 і 975 ° С для ScCl 3, -24,1 і 136 ° С для TiCl 4. Для UF 3 температура плавлення ~ 1500 ° С, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° С, UF 6 64,0 ° С. В рядах сполук ЕХ nпри незмінному nковлентность зв'язку зазвичай збільшується при переході від фторидів до хлоридів і зменшується при переході від останніх до Броміии і йодиди. Так, для АlF 3 температура сублімації 1280 ° C, А1С1 3 180 ° С, температура кипіння А1Вr 3 254,8 ° С, АlI 3 407 ° С. В ряду ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 температура сублімації дорівнює відповідно 906, 334, 355 і 418 ° С. В рядах MF nі МС1 nде М-метал однієї підгрупи, ковалентность зв'язку зменшується зі зростанням атомної маси металу. Фторидів і хлоридів металів з приблизно однаковим внеском іонної і ковалентного складової зв'язку небагато.
Середня енергія зв'язку елемент-галоген зменшується при переході від фторидів до йодид і з підвищенням n(Див. Табл.).
Багато метали нітрати, які містять ізольовані або мостіковие атоми О (відповідно оксо-і оксигалогеніди), наприклад оксотріфторід ванадію VOF 3, діоксіфторід ніобію NbO 2 F, діоксодііодід вольфраму WO 2 I 2.
Комплексні галогеніди (галогенометаллати) містять комплексні аніони, в яких атоми галогенів є лігандами, наприклад гексахлороплатінат (IV) калію K 2, гептафторотанталат (V) натрію Na, гексафтороарсенат (V) літію Li. Найбільшою термічної стійкістю володіють фторо-, оксофторо- і хлорометаллати. За характером зв'язків до комплексних галогенидам близькі іонні з'єднання з катіонами NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + і ін.
Для багатьох галогенідів характерні асоціація та полімеризація в рідкій і газовій фазах з освітою мостікових зв'язків. Найбільш схильні до цього галогеніди металів I і II груп, AlCl 3, пентафторид Sb і перехідних металів, оксофторіди складу MOF 4. Відомі галогеніди зі зв'язком метал-метал, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.
Фториди значно відрізняються за властивостями від ін. Галогенідів. Однак в простих галогенидах ці відмінності виражені менш різко, ніж у самих галогенів, а в комплексних галогенидах - слабше, ніж в простих.
Багато ковалентні галогеніди (особливо фториди) - сильні кислоти Льюїса, напр. AsF 5, SbF 5, ВF 3, А1С1 3. Фториди входять до складу сверхкіслот. Вищі нітрати відновлюються металами і воднем, наприклад:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF
Галогенідs металів V-VIII груп, крім Сг і Мn, відновлюються Н2 до металів, наприклад:
WF 6 + ДТ 2 = W + 6HF
Багато ковалентні та іонні галогеніди металів взаємодіють між собою з утворенням комплексних галогенідів, наприклад:
КС1 + TaCl 5 = K
Більш легкі галогени можуть витісняти більш важкі з галогенідів. Кисень може окисляти галогеніди з виділенням С1 2, Вг 2, і I 2. Одна з характерних реакцій ковалентних галогенідів взаємодія з водою (гідроліз) або її парами при нагріванні (пірогідроліз), що приводить до утворення оксидів, окси- або оксогалогенідов, гідроксидів і галогеноводородов.
Галогеніди отримують безпосередньо з елементів, взаємодією галогеноводородов або галогеноводородних кислот з елементами, оксидами, гідроксидами або солями, а також обмінними реакціями.
Галогеніди широко використовують в техніці як вихідні речовини для отримання галогенів, лужних і лужно-земельних металів, як компоненти стекол і ін. Неорганічних матеріалів; вони є проміжними продуктами у виробництві рідкісних і деяких кольорових металів, U, Si, Ge та ін.
У природі галогеніди утворюють окремі класи мінералів, в яких представлені фториди (напр., Мінерали флюорит, кріоліт) і хлориди (сильвин, карналлит). Бром і йод входять до складу деяких мінералів у вигляді ізоморфних домішок. Значні кількості галогенідів містяться у воді морів і океанів, в соляних і підземних розсолах. Деякі галогеніди, наприклад NaCl, KC1, СаCl 2, входять до складу живих організмів.
3.Карбонати (від лат. Carbo, рід. Падіж carbonis вугілля), солі вугільної кислоти. Існують середні карбонати з аніоном СО 3 2- і кислі, або гідрокарбонати (устар. Бікарбонати), з аніоном НСО 3 -. Карбонати - кристалічні речовини. Більшість середніх солей металів в ступені окислення + 2 кристалізується в Гексагон. решітці типу кальциту або ромбіческог типу арагонита.
З середніх карбонатів у воді розчиняються тільки солі лужних металів, амонію і Тl (I). В результаті значітільного гідролізу їх растворири мають лужну реакцію. Найбільш важко розчинні карбонати металів в ступені окислення + 2. Навпаки, все гідрокарбонати добре розчинні у воді. При обмінних реакціях в водних розчинах між солями металів і Na 2 CO 3 опади середніх карбонатів утворюються в тих випадках, коли їх розчинність значно менше, ніж відповідних гідроксидів. Це має місце для Са, Sr та їх аналогів, лантаноїдів, Ag (I), Mn (II), Pb (II) і Cd (II). Решта катіони при взаємодії з розчиненими карбонатами в результаті гідролізу можуть давати не середні, а основні крабонати або навіть гідроксиди. Середні крабонати, містять багатозарядні катіони, іноді вдається осадити з водних розчинів в присутності великого надлишку СО 2.
Хімічні властивості карбонатів обумовлені їх приналежністю до класу неорганічних солей слабких кислот. характерні особливостікарбонатів пов'язані з їх поганої розчинністю, а також термічної нестійкістю як самих крабонатов, так і Н 2 СО 3. Ці властивості використовуються при аналізі крабонатов, заснованому або на їх розкладанні сильними кислотами і кількісному поглинанні виділяється при цьому СО 2 розчином лугу, або на осадженні іона СO 3 2- з розчину у вигляді ВАЛТ 3. При дії надлишку СО 2 на осад середнього карбонату в розчині утворюється гідрокарбонат, наприклад: СаСО3 + Н 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. Присутність гідрокарбонатів в природній воді обумовлює її тимчасову жорсткість. Гідрокарбонати при легкому нагріванні вже при низьких температурах знову перетворюються в середні карбонати, які при нагріванні розкладаються до оксиду і СО 2. Чим активніше метал, тим вище температура розкладання його карбонату. Так, Na 2 CO 3 плавиться без розкладання при 857 ° С, а для карбонатів Са, Mg і А1 рівноважні тиску розкладання досягають 0,1 МПа при температурах відповідно 820, 350 і 100 ° С.
Карбонати вельми широко поширені в природі, що обумовлено участю СО2 і Н 2 O в процесах мінералоутворення. карбонати відіграють велику роль в глобальних равновесиях між газоподібним СО2 в атмосфері, розчиненим СО2;
і іонами НСО 3 - і СО 3 2 в гідросфері і твердими солями в літосфері. Найважливіші мінерали - кальцит СаСО 3, магнезит MgCO 3, сидерит FeСО 3, смітсоніт ZnСО 3 і деякі ін. Вапняк складається в основному з кальциту або кальцитових скелетних залишків організмів, рідко з арагоніта. Відомі також природні гідратованих карбонати лужних металів і Mg (напр., МgСО 3 ДТ 2 О, Nа 2 СО 3 10Н 2 О), подвійні карбонати [наприклад, доломіт CaMg (CO 3) 2, трону Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] і основні [малахіт CuCO 3 Cu (OH) 2, гідроцеруссіт 2РbСО 3 Pb (ОН) 2].
Найбільш важливі калію карбонат, кальцію карбонат і натрію карбонат. Багато природних карбонати вельми цінні металеві руди (напр., Карбонати Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Гідрокарбонати виконують важливу фізіологічну роль, будучи буферними речовинами, що регулюють сталість рН крові.
4.Нітрати, солі азотної ккіслотити HNO 3. Відомі майже для всіх металів; існують як у вигляді безводних солей М (NO 3) n (n- ступінь окислення металу М), так і у вигляді кристалогідратів М (NO 3) n xН 2 O ( х= 1-9). З водних розчинів при температурі, близькій до кімнатної, тільки нітрати лужних металів кристалізуються безводними, решта - у вигляді кристалогідратів. Фізико-хімічні властивостібезводного і гідратованих нітрату одного і того ж металу можуть сильно відрізнятися.
Безводні кристалічні сполуки нітратів d-елементів пофарбовані. Умовно нітрати можуть бути розділені на з'єднання з переважно ковалентним типом зв'язку (солі Be, Cr, Zn, Fe і ін. Перехідних металів) і з переважно іонним типом зв'язку (солі лужних і лужно-земельних металів). Для іонних нітратів характерні більш висока термічна стійкість, перевага кристалічних структур більш високої симетрії (кубічної) і відсутність розщеплення смуг нітрат-іона в ІК спектрах. Ковалентні нітрати мають більш високу розчинність в органічних розчинниках, більш низьку термічну стійкість, їх ІК спектри носять більш складний характер; деякі ковалентні нітрати летучи при кімнатній температурі, а при розчиненні в воді частково розкладаються з виділенням оксидів азоту.
Всі безводні нітрати виявляють сильні окислювальні властивості, обумовлені присутністю іона NO 3 -, при цьому їх окислювальна здатність зростає при переході від іонних до нековалентним нітратів. Останні розкладаються в інтервалі 100-300 ° С, іонні - при 400-600 ° С (NaNO 3, КNO 3 і деякі ін. При нагріванні плавляться). Продуктами розкладання у твердій і рідкій фазах. є послідовно нітрити, оксонітрати і оксиди, іноді - вільні метали (коли оксид нестійкий, напр. Ag 2 O), а в газовій фазі - NO, NO 2, О 2 і N 2. Склад продуктів розкладання залежить від природи металу та його ступеня окислення, швидкості нагрівання, температури, складу газового середовища та ін. Умов. NH 4 NO 3 детонує, а при швидкому нагріванні може розкладатися з вибухом, в цьому випадку утворюються N 2, О 2 і Н 2 О; при повільному нагріванні розкладається на N 2 Оі Н2О
Вільний іон NO 3 - в газовій фазі має геометричне будова рівностороннього трикутника з атомом N в центрі, кути ONO ~ 120 ° і довжини зв'язків N-О 0,121 нм. У кристалічних і газоподібних нітрати іон NO 3 - в основному зберігає свою форму і розміри, що визначає просторів, будова нітратів. Іон NO 3 - може виступати як моно-, бі-, трідентатний або мостіковий ліганд, тому нітрати характеризується великою різноманітністю типів кристалічних структур.
Перехідні метали в високих ступеняхокислення через стеріч. утруднень не можуть утворювати безводні нітрати, і для них характерні оксонітрати, наприклад UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Нітрати утворюють велику кількість подвійних і комплексних солей з іоном NО 3 - у внутрішній сфері. У водних середовищах в результаті гідролізу катіони перехідних металів утворюють гідроксонітрати (основні нітрати) змінного складу, які можуть бути виділені і в твердому стані.
Гідратовані нітрати відрізняються від безводних тим, що в їх кристалічних структурах іон металу в більшості випадків пов'язаний з молекулами води, а не з іоном NO 3. Тому вони краще, ніж безводні нітрати, розчиняються у воді, але гірше - в органічних розчинниках, більш слабкі окислювачі, інконгруентно плавляться в кристалізаційної воді в інтервалі 25-100 ° С. При нагріванні гідратованих нітратів безводні нітрати, як правило, не утворюються, а відбувається термоліз з освітою гідроксонітратов і потім оксонітратов і оксидів металів.
За багатьма своїми хімічними властивостями нітрати аналогічні ін. Неорганічних солей. Характерні особливості нітратів обумовлені їх дуже високу розчинність в воді, низькою термічною стійкістю і здатністю окисляти органічні і неорганічні сполуки. При відновленні нітратів утворюється суміш азотвмісних продуктів NO 2, NO, N 2 O, N 2 або NH 3 з переважанням одного з них в залежності від виду відновника, температури, реакції середовища та ін. Факторів.
Промислові методи отримання нітратів засновані на поглинанні NH 3 розчинами HNO 3 (для NH 4 NO 3) або на поглинанні нітрозних газів (NO + NO 2) розчинами лугів або карбонатів (для нітратів лужних металів, Са, Mg, Ba), а також на різноманітних обмінних реакціях солей металів з HNO 3 або нітратами лужних металів. У лабораторії для отримання безводних нітратів використовують реакції перехідних металів або їх сполук з рідким N 2 O 4 і його сумішами з органічними розчинниками якої реакції з N 2 O 5.
Нітрати Na, К (натрієва і калієва селітри) зустрічаються у вигляді природних покладів.
Нітрати застосовують у багатьох галузях промисловості. Амонію нітрит (аміачна селітра) - основне азотовмісна добриво; в якості добрив використовують також нітрати лужних металів і Са. Нітрати - компоненти ракетних палив, піротехнічних складів, травильних розчинів при фарбуванні тканин; їх використовують для загартування металів, консервації харчових продуктів, як лікарські засобиі для одержання оксидів металів.
Нітрати токсичні. Викликають набряк легенів, кашель, блювоту, гостру серцево-судинну недостатність і ін. Смертельна доза нітратів для людини 8-15 г, допустимий добове споживання 5 мг / кг. Для суми нітратів Na, К, Са, NH3 ГДК: у воді 45 мг / л ", в грунті 130 мг / кг (клас небезпеки 3); в овочах і фруктах (мг / кг) -картопля 250, капуста білокачанна пізня 500, морква пізня 250, буряк 1400, цибуля ріпчаста 80, кабачки 400, дині 90, кавуни, виноград, яблука, груші 60. Недотримання агротехнічних рекомендацій, надмірне внесення добрив різко збільшує вміст нітратів в с.-г. продуктах, поверхневому стоці з полів ( 40-5500 мг / л), грунтових водах.
5.Нітріти, солі азотної кислоти НNО 2. Використовують насамперед нітрити лужних металів і амонію, менше - лужноземельних і З d-метал, Рb і Ag. Про ннітрітах інших металів є тільки уривчасті відомості.
Нітрити металів в ступені окислення +2 утворюють крісталогідрати з однією, двома або чотирма молекулами води. Нітрити утворюють подвійні і потрійні солі, напр. CsNO 2 AgNO 2 або Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, а також комплексні сполуки, наприклад Na 3.
Кристалічні структури відомі лише для кількох безводних нітритів. Анион NO 2 має нелінійну конфігурацію; кут ONO 115 °, довжина зв'язку Н-О 0,115 нм; тип зв'язку М-NO 2 іонно-ковалентний.
Добре розчинні у воді нітрити К, Na, Ba, погано - нітрити Ag, Hg, Сu. З підвищенням температури розчинність нітритів збільшується. Майже всі нітрити погано розчинні у спиртах, ефірах і малополярних розчинниках.
Нітрити термічно малостійкі; плавляться без розкладання тільки нітрити лужних металів, нітрити інших металів розкладаються при 25-300 ° С. Механізм розкладання нітритів складний і включає ряд паралельно-послідовних реакцій. Основні газоподібні продукти розкладання - NO, NO 2, N 2 і О 2, тверді - оксид металу або елементний метал. Виділення великої кількості газів обумовлює вибуховий розкладання деяких нітритів, наприклад NH 4 NO 2, який розкладається на N 2 і Н 2 О.
Характерні особливості нітритів пов'язані з їх термічної нестійкістю і здатністю нітрит-іона бути як окислювачем, так і відновлювачем, залежно від середовища і природи реагентів. У нейтральному середовищі нітрити зазвичай відновлюються до NO, в кислому окислюються до нітратів. Кисень і СО2 не взаємодіють з твердими нітритами та їх водними розчинами. Нітрити сприяють розкладанню азотовмісних органічних речовин, Зокрема амінів, амідів та ін. З органічними галогенідами RXН. реагують з утворенням як нітритів RONO, так і нітросполук RNO 2.
Промислове отримання нітритів засноване на абсорбції нитрозного газу (суміші NO + NO 2) розчинами Na 2 CO 3 або NaOH з послідовною кристалізації NaNO 2; нітрити інших металооб в промисловості та лабораторіях отримують обмінної реакцією солей металів з NaNO 2 або відновленням нітратів цих металів.
Нітрити застосовують для синтезу азобарвників, у виробництві капролактаму, як окислювачів і відновників в гумотехнічної, текстильної та металообробної промисловості, як консерванти харчових продуктів. Нітрити наприклад Nanо 2 і KNO 2, токсичні, викликають головний біль, блювоту, пригнічують дихання і т.д. При отруєнні NaNO 2 в крові утворюється метгемоглобін, пошкоджуються мембрани еритроцитів. Можливе утворення нітрозамінів з NaNO 2 і амінів безпосередньо в шлунково-кишковому тракті.
6.Сульфати, солі сірчаної кислоти. Відомі середні сульфати з аніоном SO 4 2- кислі, або гидросульфати, з аніоном HSO 4 -, основні, що містять поряд з аніоном SO 4 2- - групи ОН, наприклад Zn 2 (OH) 2 SO 4. Існують також подвійні сульфати, що включають два різних катіона. До них відносять дві великі групи сульфатів - галун , а також шеніту M 2 Е (SO 4) 2 6H 2 O , де М-однозарядний катіон, Е - Mg, Zn та інші двозарядні катіони. Відомий потрійний сульфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (мінерал полігаліт), подвійні основні сульфати, наприклад мінерали груп алунита і ярозіта M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 і M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, де М - однозарядний катіон. Сульфати можуть входити до складу змішаних солей, напр. 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (мінерал беркеіт), MgSO 4 KCl 3H 2 O (каїніт) .
Сульфати - кристалічні речовини, середні і кислі в більшості випадків добре розчинні у воді. Малорастворіми сульфати кальції, стронцію, свинцю і деякі ін., Практично нерозчинні BaSO 4, RaSO 4. Основні сульфати, як правило, малорастворіми або практично нерозчинні, або гідролізуються водою. З водних розчинів сульфати можуть кристалізуватися у вигляді кристалогідратів. Кристалогідрати деяких важких металів називаються купорос; мідний купорос СuSO 4 5H 2 O, залізний купорос FeSO 4 7Н 2 О.
Середні сульфати лужних металів термічно стійкі, в той час як кислі сульфати при нагріванні розкладаються, перетворюючись в піросульфат: 2KHSO 4 = Н 2 О + K 2 S 2 O 7. Середні сульфати ін. Металів, а також основні сульфати при нагріванні до досить високих температур, як правило, розкладаються з утворенням оксидів металів і виділенням SO 3.
Сульфати широко поширені в природі. Вони зустрічаються у вигляді мінералів, наприклад гіпс CaSO 4 H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 О, а також входять до складу морської та річкової води.
Багато сульфати можуть бути отримані при взаємодії H 2 SO 4 з металами, їх оксидами і гідроксидами, а також розкладанням солей летких кислот сірчаної кислотою.
Неорганічні сульфати знаходять широке застосування. Наприклад, амонію сульфат -азотное добриво, натрію сульфат використовують в скляній, паперовій промисловості, виробництві віскози та ін. Природні сульфатні мінерали - сировина дм промислового отримання з'єднань різних металів, будує, матеріалів та ін.
7.сульфіти,солі сірчистої кислоти H 2 SO 3 . Розрізняють середні сульфіти з аніоном SO 3 2- і кислі (гідросульфіти) з аніоном HSO 3 - . Середні сульфіти - кристалічні речовини. Сульфіти амонію і лужних металів добре розчиняються у воді; розчинність (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° С), К 2 SО 3 106,7 (20 ° С). У водних розчинах утворюють гідросульфіти. Сульфіти лужноземельних і деяких ін. Металів практично не розчинні у воді; розчинність MgSO 3 1 г в 100 г (40 ° С). Відомі кристалогідрати (NH 4) 2 SO 3 Н 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, К 2 SO 3 2Н 2 O, MgSO 3 6H 2 O і ін.
Безводні сульфіти при нагріванні без доступу повітря в запаяних судинах диспропорционируют на сульфіди і сульфати, при нагріванні в струмі N 2 втрачають SO 2, а при нагріванні на повітрі легко окислюється до сульфатів. З SO 2 у водному середовищі середні сульфіти утворюють гідросульфіти. Сульфіти - відносно сильні відновники, окислюються в розчинах хлором, бромом, Н 2 О 2 та ін. До сульфатів. Розкладаються сильними кислотами (наприклад, НС1) з виділенням SO 2.
Кристалічні гідросульфіти відомі для К, Rb, Cs, NH 4 +, вони малостійкі. Решта гідросульфіти існують тільки у водних розчинах. Щільність NH 4 HSO 3 2,03 г / см 3; розчинність в воді (г в 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0 ° С), КНSO 3 49 (20 ° С).
При нагріванні кристалічних гідросульфітів Na або К або при насиченні SO 2 кішящего розчину пульпи M 2 SO 3, утворюються піросульфіту (застаріле -метабісульфіти) М 2 S 2 O 5 - солі невідомої у вільному стані піросерністой кислоти H 2 S 2 O 5; кристали, малостійкі; щільність (г / см 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, К 2 S 2 O 5 2,34; вище ~ 160 ° С розкладаються з виділенням SO 2; розчиняються у воді (з розкладанням до HSO 3 -), розчинність (г в 100 г): Na 2 S 2 O 5 64,4, К 2 S 2 O 5 44,7; утворюють гідрати Na 2 S 2 O 5 7H 2 O і ЗК 2 S 2 O 5 2Н 2 О; відновники.
Середні сульфіти лужних металів отримують взаємодією водного розчину М 2 СО 3 (або МОН) з SO 2, a MSO 3 - пропусканням SO 2 через водну суспензіюMCO 3; використовують в основному SO 2 з газів, що відходять контактних сірчанокислотних виробництв. Сульфіти застосовують при відбілюванні, фарбуванні і друкуванні тканин, волокон, шкір для консервування зерна, зелених кормів, кормових промислових відходів (NaHSO 3,
Na 2 S 2 О 5). CaSO 3 і Са (НSO 3) 2 - дезінфікуючі засоби в виноробстві і цукрової промисловості. NaНSO 3, MgSO 3, NН 4 НSO 3 - компоненти сульфітного лугу при варінні целюлози; (NH 4) 2 SO 3 - поглинач SO 2; NaHSO 3 - поглинач H 2 S з газів, що відходять виробництв, відновник у виробництві сірчистих барвників. K 2 S 2 O 5 - компонент кислих фіксажів в фотографії, антиоксидант, антисептик.
Методи розділення сумішей
Фільтрування, поділ неоднорідних систем рідина - тверді частинки (суспензії) і газ - тверді частинки за допомогою пористих фільтрувальних перегородок (ФП), які пропускають рідину або газ, але затримують тверді частинки. Рушійна сила процесу - різниця тисків по обидві сторони ФП.
При поділі суспензій тверді частинки зазвичай утворюють на ФП шар вологого осаду, який при необхідності промивають водою або ін. Рідиною, а також зневоднюють, продуваючи через нього повітря або інший газ. Фільтрування виробляють при постійній різниці тисків або при постійної швидкостіпроцесу w(К-ть фільтрату в м 3, що проходить через 1 м2 поверхні ФП в одиницю часу). При постійній різниці тисків суспензію подають на фільтр під дією вакууму або надлишкового тиску, а також поршневим насосом; при використані відцентрового насоса різниця тисків підвищується, а швидкість процесу знижується.
Залежно від концентрації суспензій розрізняють кілька видів фільтрування. При концентрації більше 1% фільтрування відбувається з утворенням осаду, а при концентрації менше 0,1% - з закупорюванням пір ФП (освітлення рідин). Якщо на ФП не утворюється досить щільний шар осаду і в фільтрат потрапляють тверді частинки, фільтрують з використанням тонкодисперсних допоміжних матеріалів (діатоміт, перліт), які попередньо наносять на ФП або додають до суспензії. При початковій концентрації менше 10% можливе часткове поділ і згущення суспензій.
Розрізняють фільтри безперервного і періодичної дії. Для останніх основні стадії роботи - фільтрування, промивання осаду, його зневоднення і розвантаження. При цьому може бути застосована оптимізація за критеріями максимальної продуктивності і найменших витрат. Якщо промивання і зневоднення не виробляють, a гідравлічним опором перегородки можна знехтувати, то найбільша продуктивність досягається, коли час фільтрування одно тривалості допоміжних операцій.
Чи можливо застосувати гнучкі ФП з бавовняних, вовняних, синтетичних і скляних тканин, а також неткані ФП з природних і синтетичних волокон і негнучкі - керамічні, металокерамічні і пінопластові. Напрямки руху фільтрату і дії сили тяжіння можуть бути протилежними, збігатися або бути взаємно перпендикулярними.
Конструкції фільтрів різноманітні. Одна з найбільш поширених - обертається барабанний вакуум-фільтр (Див.рис.) безперервної дії, в якому напрямку руху фільтрату і дії сили тяжіння протилежні. Секція розподільного пристрою з'єднує зони I і II з джерелом вакууму і зони III і IV - з джерелом стисненого повітря. Фільтрат і промивна рідина з зон I і II надходять в окремі приймачі. Набув поширення також автоматизований фільтрпрессамі періодичної дії з горизонтальними камерами, фільтрувальної тканиною у вигляді нескінченної стрічки і еластичними мембранами для зневоднення осаду пресуванням. На ньому виконуються чергуються операції заповнення камер суспензією, фільтрування, промивання і зневоднення осаду, роз'єднання сусідніх камер і видалення осаду.