Kakšna je razlika med vodo? Disperzija soli v vodi pri sobni temperaturi Tabela določanja soli kislin
vrednost soli v okviru teorije disociacije. Solit sprejme delitev na tri skupine: srednje, kislo in bazično. V srednjih soli so vsi atomi vodne kisline nadomeščeni z atomom kovine, v kislih solh smradu je le majhna količina v bazičnih soli skupine OH substituirana v obliki delnega nadomestka za kislinske presežke .
Obstajajo tudi nekatere vrste soli, na primer podsola, v katerem sta dva različna kationa in en anion: CaCO 3 MgCO 3 (dolomit), KCl NaCl (silvinit), KAl (SO 4) 2 (alumokalíeví galun); zmíshaní soli, v katerem sta en kation in dva dodatna aniona: CaOCl 2 (abo Ca (OCl) Cl); kompleksne soli, za vstop v skladišče kompleksni ion, kako zložiti iz osrednjega atoma, vezanega z decilcom ligandi: K 4 (zhovta bloodsil), K 3 (rdeči bloodsil), Na, Cl; hidrirana sol(Kristalog_drati), v katerem se molekule maščujejo kristalizacijska voda: CuSO 4 5H 2 O (srebrov sulfat), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberjev sil).
Ime soli Potrdite z imenom aniona, ki mu sledi ime kationa.
Za soli nekislinskih kislin imenu nekovine dodajte pripono id, na primer natrijev klorid NaCl, sulfidna zaliza (H) FeS і ін.
Pri poimenovanju soli kislih kislin v latinski koren se doda ime elementu v razvojnih fazah oksidacije. — zjutraj, v času nižjih stopenj oksidacije -to. Imena kislin za označene nižje stopnje oksidirane nekovine imajo predpono hipo-, za soli klorirane in manganove kisline pas, na primer: kalcijev karbonat CaCO 3, galiza (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3, zaliz (II) sulfit FeSO 3, kalijev hipoklorit KOCl, kalijev klorit KOCl 2, kalijev klorat KOCl 3, kalijev perklorat KOCl 4, kalijev permanganat KMnO 4, kalcijev dikromat do 2 Cr 2 O 7.
Kislinske in bazične soli mogoče je pogledati produkt nepopolnega motenja kislin in podstavkov. Po mednarodni nomenklaturi je atom voda, ki naj bi vstopila v skladišče kisle soli, označena s predpono hidro-, skupina OH - s predpono hidroksi, NaHS - natrijev hidrosulfid, NaHSO 3 - natrijev hidrosulfit, Mg (OH) Cl - magnezijev hidroksihlorid, Al (OH) 2 Cl - aluminijev dihidroksihlorid.
Imena kompleksnih ionov vključujejo ligandi, skupaj z imenom kovine iz pomenov oksidirane stopnje (v rimskih številkah v lokih). V imenih kompleksnih kationov vikoristovyt ruska imena kovin, na primer: Cl 2 - tetraamminiran (P) klorid, 2 SO 4 - diammin srebrov sulfat (1). Za imena kompleksnih anionov so na voljo latinska imena za kovine s sufiksom at, na primer: K [Al (OH) 4] - kalcijev tetrahidroksialuminat, Na - natrijev tetra hidroksihromat, K 4 - heksakatinoferrat (H)
Poimenujte hidrirane soli (krístallogrídratov) Pretvarjajte se na dva načina. Možno je uporabiti sistem imen kompleksnih kationov, ki jih opisuje sistem; na primer srednji vitriol SO 4 H 2 0 (ali CuSO 4 5H 2 O) lahko imenujemo tetraakvamiran (P) sulfat. Za najpogostejše hidrirane soli pa je najpogosteje število molekul vode (koraki hidracije) podano s številsko predpono pred besedo "Gidrat", na primer: CuSO 4 5H 2 O - pentahidrat midi (I) sulfata, Na 2 SO 4 10H 2 O - natrijev sulfat dekahidrat, CaCl 2 2H 2 O - kalcijev klorid dihidrat.
disperzija soli
Zaradi zanesljivosti vode jo lahko razdelimo na rozchinni (P), nekoreninjeno (H) in nizko ukoreninjeno (M). Za vrednost razmerja soli uporabite tabelo za razmerje kislin, baz in soli v vodi. Če tabel ne upravljate, lahko pravila pospešite. Їh je enostavno pozabiti.
1. Obseg vseh soli dušikove kisline je nitrat.
2. Razchinní vse soli klorovodikove kisline - kloridi, crim AgCl (H), PbCl 2 (M).
3. Roschinní vse soli klorovodikove kisline - sulfati, crim BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).
4. Natrijeve in kalcijeve soli na drobno.
5. Vsi fosfati, karbonati, silikati in sulfidi, soli Na niso prepoznani + vem + .
Od najbolj veselih spolukov je najbolj številčen razred besed. Obstajajo trdne besede, smrad je viden ena za drugo po barvi in razliki v vodi. V storž XIX v. Švedski kemik I. Bercellius, ki je formuliral vrednost soli kot produkt reakcij kislin med reakcijo ali odstranitvijo atomov v vodi s kislino s kovino. Za veliko poznavanje razvoja srednjih, kislinskih in bazičnih soli. Srednja ali navadna sol - celotna produktna zamenjava atomov v vodi v kislini za kovino.
na primer:
Na 2 CO 3 - natrijev karbonat;
CuSO 4 - sulfat midi (II) і itd. D.
Takšne soli se disociirajo na kationsko kovino in presežek anionske kisline:
Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2 -
Kislinske soli - celota produkta občasne zamenjave atomov v vodi v kislinah za kovino. Pred zakisljevanjem soli dodamo na primer krmno sodo NaHCO 3, ki je shranjena iz kovinskega kationa Na +, in kisli presežek HCO 3 z enim polnjenjem. Za kislo kalcijevo sol je formula zapisana tako: Ca (HCO 3) 2. Imena soli temeljijo na imenih povprečnih soli z dodatno predpono hidro- , Na primer:
Mg (HSO 4) 2 - magnezijev hidrogen sulfat.
Kislinske soli se ločijo glede na napadalnost:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 = Mg 2+ + 2HSO 4 -
Glavna sol je produkt neidentične substitucije hidroksilnih skupin v obliki presežka kisline. Na primer, pred takšnimi solmi je mogoče zaslediti znameniti malahit (CuOH) 2 CO 3, o katerem so brali v delih P. Bazhova. Vina se hranijo iz dveh osnovnih kationov CuOH + in dvojno napolnjenega aniona s kislim presežkom CO 3 2-. Kation CuOH + ima naboj +1, zato sta v molekuli dva takšna kationa in en dvonapolnjen anion CO 3 2 - združena v električno nevtralni moči.
Poimenujte take soli za normalne soli, ale s predpono hydroxo, (CuOH) 2 CO 3 - hidroksokarbonatni midi (II) ali AlOHCl 2 - aluminijev hidroksoklorid. Večina bazičnih soli je nekorozivna ali nizko jedka.
Ostali se ločijo takole:
AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl -
moč soli
Prvi dve reakciji sta bili podrobneje obravnavani prej.
Tretja reakcija je tudi reakcijska izmenjava. Vona nasprotuje razlikam soli in nadzoruje obleganje, na primer:
Četrta reakcija soli je vezana na položaj kovine v elektrokemijskem nizu kovin (raz. "Elektrokemijska vrsta kovin"). Usnjeni kovinski vitriol iz solnih raztopin vseh drugih kovin, roztashovany desničarji v vrsti. Tse se srečamo ob vizioniranju napredujočih misli:
1) da so škodljivi za sol (in reagirali ter sprejeli rezultat reakcije) krivi za odgovornost;
2) vrgli so nedolžne po vodi, ki so vrgli skupine I in II (za preostala popravila iz Ca), vrgli so jih iz soli.
Načini odstranjevanja soli
Načini zavračanja in kemična moč soli. Solit lahko anorganskim spojinam odvzamemo iz praktičnega razreda. V primeru ne-posredne interakcije kovine in nekovine (Cl, S itd.) Je mogoče na več načinov odstraniti soli nekislinskih kislin.
Pri segrevanju veliko soli. Amonijeve soli, pa tudi soli kovin z nizko aktivnostjo, šibkih kislin in kislin, pri katerih elementi kažejo bodisi nižje stopnje oksidacije, pri segrevanju pa se odprejo.
CaCO 3 = CaO + CO2
2Ag 2 CO 3 = 4Ag + 2CO 2 + O 2
NH4Cl = NH3 + HCl
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
2KClO 3 = MnO 2 = 2KCl + 3O 2
4KClO 3 = 3KSlO 4 + KCl
Moč je lahko zaradi reakcije zaradi kisline ali vode pomembna, vendar ne zaradi vode. Pri tej porazdelitvi se bo videla moč soli, ki so vezane na enaka ravnovesja.
reakcije soli v vodi
Prikazane bodo drobtine, vendar je razlika očitna za razumevanje. Vendar pa lahko za namene morebitnih pogajanj grobo prenesemo vse soli v raztopino in na neodzivnost vode.
Dejakijeve soli, ko jih raztopi voda, vzpostavijo nevtralno raztopino. Inshí soli tvorijo kisle ali luže. Cene spremlja obratna reakcija med ioni soli in vodo, zaradi česar se kislina veže ali dobavi. Ali se zdi, da je razčinska sol nevtralna ali kisla ali pa jo lahko shranimo kot vrsto soli. Hkrati imate občutek za soli čotiri tipi.
Soli z močnimi kislinami in šibkim okusom. Slana vrsta, ko razchinenny v vodi, nastavite kislo raschin. Jakno zadnjico inducira amonijev klorid NH4Cl. Pri odkrivanju cene soli v vodi je Ion amoniyu din yak
Ogromno število ionov H3O +, odobrenih v celotnem postopku, združuje kislinsko moč.
Sol, fiksirana s šibko kislo in močno bazo. Za določitev rešitve se lahko uporabi samotni tip, ko se zazna voda. Jakna zadnjica, ki jo vodi natrijev acetat CH3COONa1 Acetat-ion díê yak pídstavu, sprejmemo proton iz vode, jak vwykwyw v celotnem obsegu v vlogi kisline:
Preobremenjeni s številom ONIVIH, ki se uveljavijo v celotnem procesu in združujejo moč konflikta.
Soli, fiksirane z močnimi kislinami in močnimi bazami. Ko razchinenní v vodi soli tipa tsiy vzpostavijo nevtralno raztopino. Jakno zadnjico inducira natrijev klorid NaCl. Ko se izpusti v vodo, se zdi, da se koncentracija ionov Na + poveča v koncentraciji ionov Cl-. Oskilki pa ne, da nobeden od ionov ne vstopi v kislinsko-bazično reakcijo z vodo v okviru odobritve presežne količine ionov H3O + ali OH. To bo nevtralno.
Soli, narejene s šibkimi kislinami in šibkim okusom. Dodatek soli te vrste je amonijev acetat. Ko se amonij raztopi v vodi, reagira z vodo kot kislina, acetatno-ionski pa z vodo kot prej. Kršitev reakcije na opis hrane. Vodna raztopina je sol, lahko jo popravimo kot šibko kislino in šibko bazo, lahko je rahlo kisla, rahlo mlačna ali nevtralna v prisotnosti izoliranih koncentracij ionov H3O + in OH-, ki sta bili narejeni kot posledica vodnih reakcij kationov in soli. Treba je opozoriti, da med vrednostmi disociacijskih konstant kationa in aniona ni povezave.
Voda je ena vodilnih kemij na našem planetu. Do enega najpomembnejših organov se odobri stanje. Na mnogih področjih znanosti in tehnologije ima pomen soli v vodi pomembno vlogo.
Kakovost zdravja ríznykh govori Potrdite z rydinam - razchinnikov - en -liho (homogeno) vsoto. Sam obsyag material, vikorystovuyutsya za razlikovanje in odobritev nedosledne razlike, povzema njeno razločevanje, saj je mogoče povezati z množičnim delom govora, ali celo nekaj v koncentrirano roza.
Za stavbo vladajočega razreda so razvrščeni po žaljivi uvrstitvi:
- dokler ga ne porabimo, ga lahko uporabljamo v 100 g vode in več kot 10 g;
- dokler ni rahlo topen za laž, se število takšnih v trgovini ne spremeni 1 g;
- koncentracija nezaščitenih v 100 g vode je manjša od 0,01.
Poleg tega, če je polarnost govora, kako zmagati pri rešitvi, analogna polarnosti govorca, je zelo drugačna. Z različnimi polaritetami je za vse bolje, nemogoče je govoriti.
Ja, da vidim rešitev
Če govorite o tistih, ki se razchinyaetsya chi sil pri vodi, potem se za več soli samo utrdi. Obstaja posebna tabela, kolikor je mogoče natančno določiti vrednost razlike. Ker je voda univerzalni izhod, je dobro iti z drugimi grebeni, plini, kislinami in solmi.
Eno najboljših orodij za trden govor ob vodi je mogoče uporabiti za praktičen dan kože v kuhinji kuhinjska sol... Zakaj torej obstaja razlika med vodami?
Iz šolskega tečaja kemije je bogato s spominom, da so molekule vode in soli polarne. To pomeni, da električni drogovi prototipov, ki bodo povečali visoko električno penetracijo. Molekule vam bodo dale okus njihovega govora, na primer, kot v vypadu, ki smo ga gledali, NaCl. Hkrati je greh, ki je zaradi svoje doslednosti enostranski.
vstopna temperatura
Poiščite tovarne deyakija, nalijte sol razchinnist. V pershu chergu tse je temperatura razchinnika. Chim vona vishcha, tim more je vrednost učinkovitosti difuzije delcev v ridinu in prenos mase je hitrejši.
Če želite, na primer, zaradi temperature ni praktično ostati v vodi kuhinjske soli (NaCl), vendar je razlika v učinkovitosti 35,8 pri t 20 ° C in 38,0 pri 78 ° S. pojdite na telovadbo bolje.
Dokler zadnji birokrati, ki so vbrizgani v neskladje, niso sprejeti:
- Velikost delcev narašča - z veliko površino je velikost faz večja.
- Postopek mešanja, na primer z intenzivno vikonacijo za večjo učinkovito izmenjavo mase.
- Videz hiš: ena bo pospešila proces razvoja, hitrejša širitev pa zmanjšala hitrost procesa.
Video o mehanizmu reševanja soli
Tabela razlik v soli, kislinah in podstavkih je temelj brez neprijetnega razvoja kemijskega znanja. Razlika med osnovami in solmi dodatne pomoči v sodobnem svetu ni le za šolarje, ampak za strokovni ljudje... Razvoj bagatoo izdelkov v življenju ne more brez tega znanja.
Tabela kislosti, soli in vode
Tabela razmerja soli in razpoložljivosti vode je vodnik, ki vam bo pomagal pri obvladovanju osnov kemije. Na spodnji tabeli si pomagajte.
- R - vkazu na liniji;
- H - ne razchinniy govor;
- M - govor se v vodnem središču ne razlikuje veliko;
- RK - govorna linija je zasnovana tako, da deluje le, če se vbrizgajo močne organske kisline;
- Pomišljaj bo govoril o tistih, ki v naravi niso takšni;
- НК - za delo v kislinah ali v vodi;
- ? – znak prehrane govoriti o tistih, ki na letošnji dan nimajo veliko natančnih podatkov o razkritju govorov.
Najpogostejša miza je za kemijo in šolarje, študente za opravljanje laboratorijskih testov, med katerimi je treba vstati in se pogovarjati o pevskih odzivih. Glede na tabelo lahko greste skozi, saj boste sami vodili govor v slanem ali kislem okolju, ko lahko začnete oblegati. Obleganje je bilo izvedeno pred in preden govorimo o pomanjkanju učinkovitosti reakcije. To je suttuvialni trenutek, ki ga lahko vstavimo na pot vseh laboratorijskih robotov.
| Kati- oni | anioni | |||||||||
| F - | Cl - | Br - | JAZ - | S 2 | NE 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 |
| NH 4 + | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg 2+ | RK | R | R | R | M | R | H | RK | R | RK |
| Približno 2+ | Št | R | R | R | M | R | H | RK | M | RK |
| Sr 2+ | Št | R | R | R | R | R | H | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | H | RK | Št | 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 | Št | R | RK |
| Cr 3+ | R | R | R | R | G | R | G | H | R | RK |
| Mn 2+ | R | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe 2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe 3+ | R | R | R | - | - | R | G | H | R | RK |
| Co 2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Ni 2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Cu 2+ | M | R | R | - | H | R | G | H | R | H |
| Zn 2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| CD 2+ | R | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Hg 2+ | R | R | M | Št | Št | R | H | H | R | H |
| Hg 2 2+ | R | Št | Št | Št | RK | R | H | H | M | H |
| Ag + | R | Št | Št | Št | Št | R | H | H | M | H |
Miselnost:
R - govor je dobro iti v vodo; M - rahlo topen; H - praktično neprepoznaven v vodi ali ga zlahka najdemo v šibkih abrazivnih kislinah; RK - ne reagira na vodo in samo v močnih anorganskih kislinah; NK - netopno ní v vodi, ní v kislinah; D - povečana hidroliza, če ni priključena ali ni v stiku z vodo. Črtica pomeni, da tak govor ni videti kot pomišljaj.
Na vodnem nivoju se bodo soli dvignile ali delno disociirale na njih. Soli šibkih kislin in (ali) šibkih baz so dovzetne za hidrolizo. Vodne raztopine soli za nadomestitev hidriranih, ionske stave in bolj zložljive kemične oblike, ki vključujejo produkte hidrolize in. Številne soli najdemo tudi v alkoholih, acetonu, amidnih kislinah in v. Organizacijski distributerji.
Iz vodnih raztopin soli lahko kristalizirajo v vigelih kristalov, iz vodnikov pa v vigilijih kristalov, na primer CaBr 2 ЗС 2 Н 5 ОН.
Podatki o razvojnih procesih, ki se pojavljajo v sistemih vodna-sol, o razgradnji soli, kadar je pomanjkanje v prahu zaradi temperature, tlaka in koncentracije, o shranjevanju trdnih in redkih faz, morda obstajajo nekatere rešitve za povečane sistemske spremembe.
Metode sinteze soli.
1. Pridobivanje povprečnih soli:
1) kovina z nekovino: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) kovina s kislino: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) kovina z vrsto trdnih aktivnih kovin Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) bazični oksid s kislim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) bazični oksid s kislino CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) pod kislim oksidom Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) oddaja s kislino: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) sol s kislino: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) območje iz območja soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) raztopina dveh soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Otrimannya kisle soli:
1. Izmenjava kisline s kratko dobavo. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O
2. Interpretacija preveč kislega oksida
Ca (OH) 2 + 2CO 2 = Ca (HCO 3) 2
3. Interakcija srednje soli s kislino Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Pridobivanje osnovnih soli:
1. Hidroliza soli, fiksirana s šibko bazo in močno kislino
ZnCl2 + H20 = Cl + HCl
2. Dopolnjevanje (z madeži) majhnih količin travnikov v obseg soli srednjih kovin AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interakcija soli šibkih kislin s srednjimi solmi
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Vsebovanje kompleksnih soli:
1. Reakcije soli z ligandi: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Priprava podosnovnih soli:
1. Skupna kristalizacija dveh soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Oksidativno obetavne reakcije, združene z močmi kationa ali aniona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Kemična moč kislih soli:
1. Toplotna porazdelitev z odobritvijo povprečne soli
Ca (HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Vzaêmodiya na travniku. Zavrnitev srednjega sol.
Ba (HCO 3) 2 + Ba (OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Kemična moč bazičnih soli:
1. Toplotna porazdelitev. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Interakcija s kislino: osvetlitev srednje soli.
Sn (OH) Cl + HCl = SnCl2 + H20
4. Kemična moč kompleksnih soli:
1. Kompleksi Ruynuvannya za rakhunokovo odobritev nizko nabodenega spoluka:
2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Izmenjava ligandov med zunanjo in notranjo sfero.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5. Kemična moč soli subline:
1. Odnos med travniki: KCr (SO 4) 2 + 3KOH = Cr (OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Posodobitev: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, razpr. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Služijo morski in oceanski vodi, naravnim solim vrtnic za industrijsko odstranjevanje številnih soli-kloridov, sulfatov, karbonatov, boratov Na, K, Ca, Mg Za skupino mineralov, ki lahko vzpostavijo obleganje soli rodov (sulfati in kloridi Na, K in Mg), jo bom poimenoval "naravne soli". Večino rodov visokokakovostnih soli najdemo v Rusiji (Solikamskoe), Kanadi in Nimechchinu, Pivnichniy Afritsi, Rusija in Kazahstan, NaNO3 - v Čilu.
Sol vykoristovuyut v kharchovy, kemiji, metalurgiji, sklyanoi, shkíryа, tekstilni industriji, v vladi Silskoy, medicini itd.
Glavne vrste soli
1. Borati (oksoborat), vodikove kisline: presnovni HBO 2, ortoborni H 3 VO 3 in pri polibornih ni opazen. Za številne atome bora v molekuli ga lahko razdelimo na mono-, di-, tetra-, heksaborat itd. Borati se imenujejo tudi glede na topne kisline in za nekaj molov B 2 O 3, ki pade na 1 mol bazičnega oksida. Tako lahko različne presnovne procese imenujemo monoborati, ki jih lahko uporabimo za zamenjavo aniona B (OH) 4 ali verižnega aniona (BO 2) n n - diboratamí - kako se maščevati za gradnjo verige aniona (В 2 О 3 (ОН) 2) n 2n- triboratami - kako se maščevati anionu (B 3 O 6) 3.
Strukture boratov vključujejo bor -kisikove skupine - "bloke", od 1 do b in od 1 do 9 atomov v boru za uporabo:
Koordinatno število atomov bora je 3 (trikomponentna skupina kisika bora) ali 4 (tetraedrska skupina). Borov kisik ugrupovannya - osnova ne samo ostrih, ampak precej velikih zložljivih struktur - veriga, sharuvate in okvir polimeriziran. Ostala bo kot posledica dodajanja vode v molekule hidriranega borata in nastanka mostičnih povezav skozi atome kisika; Postopek je eden od supravodzhutsya, saj prekine povezavo B-O sredi polianov. Polianion se lahko uporablja za pritrditev številnih skupin - tetrahidridov ali trojčkov borovega kisika, dim dimerja ali stranskih anionov.
Amonij, luže in tudi druge kovine v oksidacijski fazi +1 so najpogosteje hidrirani in brezvodni presnovki tipa MBO 2, tetraborat M 2 B 4 O 7, pentaborat MB 5 O 8 in tudi dekaborat M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Zemlja luže in inšije kovine v oksidacijskem koraku + 2 povzročajo hidrirane presnovke, triborate М 2 B 6 O 11 in heksaborat МB 6 O 10, pa tudi brezvodne meta-, orto- in tetraborate. Za kovine v oksidacijski stopnji + 3 značilni hidratirani in brezvodni ortoborati MVO 3.
Boraty - amorfni govor ali kristali brez hleva (predvsem z nizko simetrično strukturo - monoklinični ali rombični). Za brezvodne borate je temperatura taljenja v območju od 500 do 2000 ° C; najbolj talilni metaborati bujnih in orto- in metaborati kovin iz bujne zemlje. Veliko število boratov med taljenjem tal bo zlahka postavilo pobočje. Trdota hidriranih boratov je 2-5 na Mohsovi lestvici, do 9 za brezvodne borate.
Hidrirani monoborati porabijo kristalizacijsko vodo do ~ 180 ° С, poliborati pri 300-500 ° С; vodi za rakhunok gruppon , Koordinirano okoli atomov bora, se dvigne na ~ 750 ° C 3.
Boratne kovine, amoniak in T1 (I) najdemo v vodi (zlasti meta- in pentaborate), hidroliziramo v vodi (raztopimo reakcijo). Veliko število boratov se zlahka razgradi s kislinami, v nekaterih primerih - s CO2; i SO 2;. Borati nizkozemeljskih in pomembnih kovin so med seboj povezani z razlikami travnikov, karbonatov in hidrokarbonatov nizkokakovostnih kovin. Brezvodni borati so kemično bolj trdi, manj hidrirani. Z deyakim alkoholi, zokremo z glucerinom, burtami bodo vzpostavili rešitev v vodnem kompleksu. Z močnimi oksidacijskimi sredstvi, škropljenjem H 2 O 2 ali z elektrokemično oksidiranim boratom se pretvori v peroksoborat .
Obstaja skoraj 100 naravnih boratov, večinoma s solmi Na, Mg, Ca, Fe.
Hidrirani borati se lahko destilirajo: nevtralizacija H 3 VO 3 z oksidi, hidroksidi ali kovinskimi karbonati; reakcije izmenjave boratov v tujih kovinah, najpogosteje v Na, in iz soli drugih kovin; reakcija medsebojnega predelave boratov z nizkimi izgubami z razpadom vode boratov drugih kovin; hidrotermalni procesi s fermentacijo halogeniranih kovin v jakosti mineralizirajočih dodatkov. Brezvodne borate je mogoče očistiti z zlitino bodisi B 2 O 3 ali oksidov ali kovinskih karbonatov ali hidratov; monokristali se zvijejo v območju boratov v topljenih oksidih, na primer Bi 2 O 3.
Boraty vikoristovuyut: za inshikh spoluk boru; kot sestavni del plačila za proizvodnjo skla, glazure, emajla, keramike; za ognjevarne in puščajoče; kot sestavni del tokov za rafiniranje, čiščenje in spajkanje kovin "; v kakovosti kemikalij in podobnih materialov iz lakoparba; kot sredstvo za kmetovanje, korozijska zaščita, komponente elektrolita,
2. Halogeni, kemični in halogeni od znotraj. Elementi. Za halogenide nadomestite polovične obroče, pri katerih ima lahko halogen veliko elektronegativnost, nižjo. Element. Halogenidiv ne sprejemajo Ne, Ne in Ar. Na preproste ali binarne EX halogenide n (n- najpogosteje število vrst 1 za monohalogenide do 7 za IF 7 in ReF 7 ali 6 za strel, na primer 7/6 za Bi 6 Cl 7) nosijo pozimi soli halogenovodikov in medhalogeniranih soli (na primer halogenfluorid). Spremembe so tudi v nitratih, polihalogenidih, hidrohalogenidih, oksohalogenidih, oksihalogenidih, hidroksohalogenidih, tiohalogenidih in kompleksnih nitratih. Stopnja oksidacije halogenov v halogenidih je prilagojena cesti -1.
Za naravo povezave element-halogen obstajata preprost halogen in artritis na ionskem in kovalentnem. Zaradi razloga lahko pride do sprememb v naravi prenove prispevka tovrstnega skladišča. Halogeni dežnih in zemeljskih kovin, pa tudi veliko mono- in di-halogenov. Kovina je vrsta soli, pri kateri ima preobremenitveni značaj odtenek. Večina jih je nizko hlapnih ognjevzdržnih, dobra voda; na vodostaju je lahko na njem več disociacije. Moč soli volodjuta tudi trihalogenidi redkih zemeljskih elementov. Disperzija ionskih halogenov v vodi se praviloma spreminja iz jodidov v fluoride. Klorid, bromid in jodid Ag +, Cu +, Hg + in Pb 2+ so gnili v vodi.
Povečanje števila atomov halogena v kovinskih halogenidih ali zmanjšanje količine naboja kovine do polmera leta za povečanje kovalentnega skladiščnega črta, zmanjšanje zanesljivosti v vodi in toplotne stabilnosti halogena Število usedlin se spodbuja za halogenirane kovine istega obdobja in v seriji halogenov iz iste kovine. Їх je enostavno prešiti na zadnjico toplotnih moči. Na primer, za halogenirane kovine v 4. obdobju so temperature taljenja in vrenja približno 771 in 1430 ° C za KC1, 772 in 1960 ° C za CaCl 2, 967 in 975 ° C za ScCl 3, -24,1 in 136 ° C za TiCl 4. Za temperaturo taljenja UF 3 ~ 1500 ° С, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° С, UF 6 64,0 ° S. nče vas ne moti n Kovalentnost povezave se bo povečala pri prehodu iz fluoridov v kloride in se spremenila pri prehodu iz ostalega v brom in jodid. Tako je za AlF 3 temperatura sublimacije 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, temperatura vrelišča A1Br 3 254,8 ° C in AlI 3 407 ° C. V seriji ZrF 4, ZrCl 4, ZrBr 4, ZrI 4, temperatura sublimacije je 906, 334, 355 in 418 ° S. V vrstah MF n jaz MS1 n de M-kovina je ena pidskupina, kovalentnost povezave se spreminja z rastjo atomske mase kovine. Fluoridi in kovinski kloridi s približno enako zunanjo in kovalentno shranjevalno povezavo niso veliki.
Povprečna energija povezave element-halogen se spreminja med prehodom iz fluoridov v jodid in zaradi sprememb n(Tabela razdelkov.).
Kovinski nitrat Bagato, ki naj bi nadomestil izolirane ali premostitvene atome O (očitno okso- in hidroksihalogenide), na primer vanadijev oksotrifluorid VOF 3, dihidroksifluorid niobij NbO 2 Fí, dihidroksihidrogen dioksid
Kompleksni halogenidi (halogenirane kovine) nadomeščajo kompleksne anione, v nekaterih atomih halogena so ligandi, na primer heksakloroplatinat (IV) kalij K 2, heptafluorotantalat (V) natrij Na, heksafluoroarsenat (V) litij Najvišja toplotna stabilnost fluoro-, oksofluoro- in klorometalatov. Zaradi narave povezav s kompleksnimi halogenidi obstajajo tesne povezave s kationi NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF +in ін.
Za halogenirane vrste obstaja značilna povezava in polimerizacija v zgodnji in plinski fazi s svetlobo mostnih povezav. Najmočnejši za celotne halogenirane kovine skupine I in II, AlCl 3, pentafluorid Sb in prehodne kovine, zaloga oksofluorida MOF 4. V obliki halogeniranih kovin iz viskozne kovine, na primer. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorid smiselno izhaja iz pristojnih organov iz. Halogeni. Pri enostavnih halogenidih pa je sprememba manj izrazita, pri samih halogenih nižja, pri kompleksnih halogenidih pa je pri enostavnejših šibkejša, nižja.
Bagato kovalentni halogeni (zlasti fluor) so na primer močne Lewisove kisline. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Vnesite fluorid pred zalogo super kisline. Vishí nítraty uvajajo kovine in voda, na primer:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF
Kovinski halogenidi skupine V-VIII, Cr Cr in Mn, H2 se vnesejo v kovine, na primer:
WF 6 + DT 2 = W + 6HF
Bagato kovalentni in ionski kovinski halogeni v povezavi z vzpostavitvijo kompleksnih halogenov, na primer:
KC1 + TaCl 5 = K
Več svetlobnih halogenov je lahko pomembnejše od halogenov. Kisen lahko oksidira halogene iz vrst C1 2, Br 2 in I 2. vodikove halogenide.
Halogenide lahko destiliramo brez a priori iz elementov s spreminjanjem vodikovih halogenidov ali halogenovodikov kislin z elementi, oksidi, hidroksidi ali solmi ter reakcijami izmenjave.
Halogeni se pogosto uporabljajo v tehničnih aplikacijah za odstranjevanje halogenov, dežnih in zemeljskih kovin, kot sestavnih delov stekla in v. Anorganski materiali; smrad je industrijski izdelek iz deviških in barvnih kovin, U, Si, Ge in drugih.
V naravi halogeni tvorijo razred mineralov, v katerem je fluorid (na primer mineralni fluorit, kriolit) in kloridi (silvin, karnalit). Brom in jod vstopata v skladišče rudnikov v bližini izomorfnih hiš. Pomembno število halogenov lahko najdemo v bližini voda morij in oceanov, v soli in podzemnih slanicah. Deyaki halogeni, na primer NaCl, KC1, CaCl 2, vstopijo v skladišče živih organizmov.
3. Karbonat (oblika lat. Carbo, rod Padezh carbonis vugilla), soli vugelične kisline. Srednji karbonat zaženite z anionom CO 3 2- in kislino ali ogljikovodikom (zastarel bikarbonat) z anionom HCO 3 -. Carbonati - kristalni govor. Večina soli srednjih kovin v fazi oksidacije + 2 kristalizira v šesterokotnik. reshittsi tip kalcita in rombični tip aragonita.
V srednjih karbonatih so v vodi le solne kovine, amoniak in Tl (I). Zaradi pomembne hidrolize raztopite glavno reakcijo. Najpomembneje je, da so karbonatne kovine v stopnji oksidacije + 2. Navpaks, vsi ogljikovodiki so dobri v vodi. Pri izmenjavah reakcij v vodostaju s kovinskimi solmi in Na 2 CO 3 se padec srednjih karbonatov nastavi v tihih kapljicah, če je razlika bistveno manjša kot pri hidroksidih. Tse maê mísce za Ca, Sr in njihove analoge, lantan, Ag (I), Mn (II), Pb (II) in Cd (II). Reshtacija v primeru intermodulacije z reduciranimi karbonati zaradi hidrolize lahko povzroči ne sredino, ampak glavne krabonate ali dodajanje hidroksidov. Srednji raki vzamejo veliko nabitih kationov in včasih oborijo iz vode v prisotnosti velikega presežka CO 2.
Kemična moč karbonatov je enakovredna razredu anorganskih soli šibkih kislin. značilne lastnosti karbonati so vezani z gnusno kolofonijo, ter tudi toplotno nestabilni kot sami krobonati, pa tudi H 2 CO 3 na oborjenem ionu CO 3 2 - z razdalje na viglyadu VALT 3. Ko je na presežku CO 2 obleganja srednjega karbonata, je ogljikovodik nastavljen v razponu, na primer: CaCO3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. Prisotnost ogljikovodikove vode se bo kopičila in dolgotrajna groza. Znano je, da se ogljikovodik pri rahlem segrevanju, tudi pri nizkih temperaturah, spremeni v srednji karbonat, ki se pri segrevanju razgradi v oksid in CO 2. Bolj aktivna kovina je to temperatura razgradnje tega karbonata. Tako se Na 2 CO 3 topi brez zlaganja pri 857 ° C, pri karbonatih Ca, Mg in А1 pa še pomembnejši zgib zlaganja doseže 0,1 MPa pri temperaturah do 820, 350 in 100 ° S.
Karbonatni velmy je v naravi zelo razširjen zaradi sodelovanja CO2 in H2O v procesih mineralizacije. karbonati igrajo veliko vlogo v svetovnih ravnotežjih in plinom podoben CO2 v ozračju zmanjšujejo CO2;
ioni ions NSO 3 - і SO 3 2 v hidrosferi in trdne soli v litosferi. Naivazhivіshí minerali - kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smitonit ZnCO 3 і deyaki іn. Vapnyak je shranjen v glavnem kalcitu in v kalcitnih skeletnih presežkih organizmov, redkeje v aragonitu. Na enak način naravne hidrirane karbonatne kovine in Mg (na primer MgCO 3 DT 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), podkarbonat [na primer dolomit CaMg (CO 3) 2, prestol Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] in bazični [malahit CuCO 3 Cu (OH) 2, hidrocerusit 2PbCO 3 Pb (OH) 2].
Najpomembnejši kalcijev karbonat, kalcijev karbonat in natrijev karbonat. Bagato naravnih karbonatov rud kovin velmi (na primer karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Hidrokarbonat ima pomembno fiziološko vlogo, saj je puferski govor, ki uravnava pH krvi.
4. nitrat, soli dušikove kisline HNO 3. Vidom je lahko bolj primeren za vse kovine; jaka v očeh brezvodnih soli M (NO 3) n (n- stopnje oksidacije v kovino M), pa tudi v kristalih kristalov M (NO 3) n x H 2 O ( NS= 1-9). Zaradi razpada vode pri temperaturah blizu prostora brezvodno kristalizirajo samo nitrati železovih kovin, sito - v bližini kristalov. Fizične in kemijske oblasti brezvodni in hidrirani nitrat ene in iste kovine se lahko močno razgradi.
Sestavljajo se brezvodni kristali nitratov d-elementov. Mentalno ga lahko razbijemo v povezavo z zelo kovalentno vrsto povezave (soli Be, Cr, Zn, Fe in in. Za ionske nitrate so značilni velika časovna jakost, sprememba kristalnih struktur velike simetrije (kubična) in vidnost razcepa nitratno-ionskih smogov v IK spektrih. Kovalentni nitrat je lahko bolj vsestranski v organskih skladiščih, nižja toplotna zmogljivost in spekter je lahko bolj zložljiv; Nekateri kovalentni nitrati so pri sobni temperaturi hlapni, pri izpustu v vodo pa se pogosto razgradijo z dušikovimi oksidi.
Zdi se, da imajo vsi brezvodni nitrati močno oksidativno moč, ki povečuje prisotnost iona NO 3 -, hkrati pa oksidativno zdravje rasti med prehodom iz njih v nekovalentne nitrate. Ostanki se odprejo v območju 100-300 ° C, ioni-pri 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 in deyaki in. Ko se segrejejo, se stopijo). Izdelki, razdeljeni v trdne in trde faze. je nazadnje nitriti, oksonitrati in oksidi, natrijeve kovine (če je oksid nestabilen, na primer Ag 2 O), v plinski fazi pa - NO, NO 2, O 2 in N 2. Skladišče postavljenih proizvodov glede na naravo kovine te stopnje oksidacije, segrevanja tekočine, temperature, shranjevanja plina in v. Umov. NH 4 NO 3 detonira in pri močnem segrevanju se lahko razprostira z vibuhom, odobreni so N 2, О 2 і Н 2 О; pri povečanem ogrevanju se položi na N 2 Оі Н2О
Vilny ion NO 3 - v plinski fazi enostranskega tricikla z atomom N v sredini, kuti ONO ~ 120 ° in dovzhini povezave N-O 0,121 nm. V kristalnih in plinom podobnih nitratih ion NO 3 - v glavnem ima svojo obliko in velikost, ki je izvor vesolja, budova nitrata. Ion NO 3-je lahko mono-, bi-, tridentaten ali premostitveni ligand, za katerega je značilna velika vsestranskost tipov kristalnih struktur.
Premikanje na visoki koraki oksidira skozi sterich. Težave pri določanju brezvodnega nitrata in za njih je značilen oksonitrat, na primer UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrat za vzpostavitev velikega števila sub- in kompleksnih soli z ionom NO 3 - v notranji sferi. V vodnih središčih lahko zaradi hidrolize kationa prehodnih kovin nastane hidroksonitrat (glavni nitrat) spremenljivega skladišča, kar lahko vidimo v trdnem mlinu.
Hidrirani nitrat se pojavlja kot brezvodni timus, vendar v kristalnih strukturah in kovinah v velikem številu prelivov z molekulami vode in ne z ionom NO 3. Diši lepše, manj brez vode, raztaplja bolj šibko oksidirajoče se, neprimerno se topi v kristalizirani vodi v interval 25-100 ° C.
Za bagatmo njegovih chimіchnіy oblasti nítraty analogіchnі ін. Anorganske soli. Značilnosti posebnosti nitratov so v vodi še višje, nizka toplotna stabilnost in kakovost oksidacije organskega anorganske spojine... Z obnovo nitratov se določi količina dušikovih produktov NO 2, NO, N 2 O, N 2 ali NH 3 s preraščanjem enega od njih v obliki svinca, temperature, reakcije sredine in v. Faktor_v.
Industrijske metode odstranjevanja nitratov temeljijo na glinah NH 3 s HNO 3 (za NH 4 NO 3) ali za dušikove pline (NO + NO 2) za gline travnikov ali karbonate (za nitrate železnih kovin, Ca, Mg, Ba) , obetavne reakcije izmenjave kovinskih soli s HNO 3 ali nitrati tujih kovin. V laboratoriju za odstranjevanje brezvodnih nitratov lahko reakcijo prehodnih kovin obdelamo s kombinacijo N 2 O 4 in organskih spojin z organskimi raztopinami, kot so reakcije z N 2 O 5.
Nitrat Na, K (natriєva in kalíêva selіtri) se vidijo ob pogledu na naravne obremenitve.
Nevtralnost ostaja v bagatyah galuzyah promislovostí. Amonijev nitrit (amonijev nitrat) - večinoma dušik, prijazno; v kakovosti dobre zlobnosti nevtralizira tudi tuje kovine in Ca. Nitrati - sestavni deli raketnih požarov, pirotehnična skladišča, palice za luženje za farbuvane tkanine; njihovi vykoristovuyut za barvanje kovin, konzerviranje živilskih proizvodov, jak lykarski zasobi in za zbiranje kovinskih oksidov.
Strupeno za nitrate. Zlobno veliko legend, kašelj, blues, srčno popuščanje in gostilna. Smrtonosni odmerek nitratov za ljudi je 8-15 g, dovoljeni odmerek je 5 mg / kg. Za sumi nitrate Na, K, Ca, NH3 HDC: v vodi 45 mg / l ", v tleh 130 mg / kg (razred 3); v zelenjavi in sadju (mg / kg) - krompir 250, zelje bilokachanna piznya 500, korenje píznya 250, buryak 1400, tsibulya rípchasta 80, bučke 400, dini 90, kavuni, grozdje, jabolka, hruške 60. 40-5500 mg / l), podtalnica.
5. Nitri, soli dušikove kisline HNO 2. Vicorit je treba uporabiti pred nitriti železovih kovin in amoniaka, manj - pred blatom in Z d-kovina, Pb і Ag O nnítrіtah іníh metalіv je samo urivuchastí vídomostі.
Nitritne kovine v oksidacijski stopnji +2 tvorijo kristale z eno, dvema ali več molekulami vode. Nevtralnost na primer odobri soli za sub-in uporabo. CsNO 2 AgNO 2 ali Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, pa tudi kompleksne krogle, na primer Na 3.
Kristalne strukture so na voljo samo za brezvodne nitrite. Aniona NO 2 ni mogoče konfigurirati; rez ONO 115 °, s pasom H - O 0,115 nm; tip povezave M-NO 2 ionsko-kovalentno.
Dobre raztopine za vodne nitrite K, Na, Ba, slabo - nitriti Ag, Hg, Cu. Odvisno od temperature se razlike v nitritih povečujejo. Mayzhe vsi nitriti so grdi v alkoholih, etrih in nizkopolarnosti razchinnik.
Nevtralnost je toplotno majhna; se lahko tali brez zlaganja samo nitriti drugih kovin, nitriti drugih kovin se lahko odprejo pri 25-300 ° S. Porazdeljeni so glavni plinom podobni izdelki - NO, NO 2, N 2 і О 2, trdni - kovinski oksid ali element kovina. Vizualizacija velikega števila plinov bo nabrala vibuhovo širjenje nitritov, na primer NH 4 NO 2, ki se zloži na N 2 in H 2 O.
Značilnosti nitrita so povezane s toplotno nestabilnostjo in kopičenjem nitrit-iona, ki oksidira, zato je dovzeten, padel iz sredine in naravo reagentov. V nevtralnem središču se nitritis razvije v NO, v kislem mediju oksidira v nitrate. Kisen in CO2 ne sodelujeta s trdnimi nitriti in vodnimi raztopinami. Nitriti prejemajo porazdelitev dušika organski govori, Zokrema aminiv, amidiv in in. Z organskimi halogeni RXH. Odreagirajte v skladu z izjavami nitritov RONO in nitrospoluka RNO 2.
Obljube zavrnitve nitritov temeljijo na absorpciji dušikovega plina (skupaj NO + NO 2) z razlikami Na 2 CO 3 ali NaOH z zadnjo kristalizacijo NaNO 2; kovinskih nitritov v industriji in laboratorijih za prepoznavanje reakcije izmenjave kovinskih soli z NaNO 2 ali obnovljenih nitratnih kovin.
Stagnacija hranil za sintezo azobarskih snovi, in vitro proizvodnja kaprolaktama, kot oksidanta in vzorca v humotehnični, tekstilni in kovinsko predelovalni industriji, kot konzerviranje krmačev. Nitriti za Nano 2 in KNO 2, strupene, zlobne glave, blues, povzročajo utrujenost itd. Ko odstranimo NaNO 2, se methemoglobin nastavi v krvi in membrane eritrocitov se razcepijo. V črevesnem traktu je mogoče vzpostaviti nitrozamine z NaNO 2 in aminov brez sredine.
6. Sulfat, soli klorovodikove kisline. Na primer srednji sulfat z anionom SO 4 2- kislino ali hidrosulfat z anionom HSO 4 -, glavna stvar je, da se vrstni red zamenja z anionsko SO 4 2- - OH skupino, na primer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Prav tako operite podvrsti sulfata, ki vključujejo dva nova kationa. Pred njimi sta dve veliki skupini sulfatov - galon , in tudi shenit M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , de M-enojno nabiti kation, E-Mg, Zn in drugi dvonapolnjeni kation. Vidomyjev tretji sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineralni poligalit), podosnovni sulfati, na primer mineralne skupine alunita in jaroze M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 in M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, de M je posamično napolnjen kation. , MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainit) ...
Sulfat je kristalni govor, medij in kislina v številnih dobrih raztopinah v vodi. Rahlo topen kalcijev sulfat, stroncij, svinec in deyaki in., Praktično netopni BaSO 4, RaSO 4. Osnovni sulfati so praviloma rahlo topni ali praktično netopni ali hidrolizirani z vodo. Sulfati se lahko kristalizirajo iz vodnih virov v kristaloidnih kristalih. Kristali pomembnih kovin se imenujejo vitriol; majhen vitriol CuSO 4 5H 2 O, zeleni vitriol FeSO 4 7H 2 O.
Srednje sulfatne kovine so termično stabilne v tisti uri, ko se kislinski sulfat pri segrevanju razgradi in se spremeni v pirosulfat: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Srednji sulfat v. Kovine in osnovni sulfati se pri segrevanju do visokih temperatur praviloma odprejo s homologacijo kovinskih oksidov in tipov SO 3.
Sulfat se v naravi pogosto uporablja. Smrad se vidi ob pogledu na minerale, na primer mavec CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O, vstopijo pa tudi v skladišče morske in rečne vode.
Bagatov sulfat je mogoče odstraniti z interakcijo H 2 SO 4 s kovinami, oksidi in hidroksidi, pa tudi z razgradnjo soli hlapnih kislin s klorovodikovo kislino.
Znano je, da se anorganski sulfati pogosto uporabljajo. Na primer, amonijev sulfat-dušik dobrote, natrijev sulfat vikoristovuyut v bučkah, papirna industrija, virobnitví viskozna in v. Naravni sulfatni minerali - sirovin dm industrijske proizvodnje iz proizvodnje drobnih kovin, prihodnjih materialov in materialov.
7.sulfiti, soli klorovodikove kisline H 2 SO 3 . Razvoj povprečnega sulfata z anionom SO 3 2- in kisline (hidrosulfita) z anionom HSO 3 - . Srednji sulfati - kristalni govor. Žveplov amoniak in druge kovine so dobre za vodo; raztapljanje (g v 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Hidrosulfit se nahaja v vodostaju. Sulfiti deževne zemlje in deyakykh v. Kovine v vodi praktično ne najdemo; raztapljanje MgSO 3 1 g v 100 g (40 ° C). V obliki kristalov (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 і ін.
Brezvodni sulfati pri segrevanju brez dostopa do vode v zaprtih posodah so nesorazmerni s sulfidi in sulfati, pri segrevanju v toku N 2 porabijo SO 2, pri segrevanju v vodi pa zlahka oksidirajo v sulfate. Z SO 2 v vodnem središču srednjega sulfata potrjuje hidrosulfit. Sulfiti so relativno močne indikacije, oksidirajo v območju klora, broma, H 2 O 2 in v. Pred sulfati. Razkladautsya močne kisline (na primer HC1) s pojavom SO 2.
Kristalinični hidrosulfitni tipi za K, Rb, Cs, NH 4 +, smrdljiv smrad. Rašta hidrosumporacije samo na vodostaju. Alkalnost NH 4 HSO 3 2,03 g / cm 3; raztapljanje v vodi (g v 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Ko se kristalni hidrosulfit Na segreje ali, če je SO 2 nasičen, M 2 SO 3 razgradi celulozo, pirosulfit (stari metabisulfit) M 2 S 2 O 5 - soli ne klorovodikove kisline v vitriolni kislini kristali, majhni; trdnost (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; vishche ~ 160 ° С se bo razvilo s SO 2; razchinyayutsya pri vodi (od razkladannyam do HSO 3 -), razchinitst (g v 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; potrdite hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O і ЗК 2 S 2 O 5 2H 2 O; kriminalci.
Srednji sulfiti tujih kovin se rekonstruirajo z intermodalno vodno režo M 2 CO 3 (abo MOH) 3 SO 2 in MSO 3 - skozi prehod SO 2 skozi vodno suspenzijo MCO 3; vikoristovuyut v glavnem SO 2 iz plinov, ki vstopajo v stik s syrchanoacid virobnitstv. Sulfat stagnira pri dodajanju, gojenih in obdelanih tkaninah, vlaknih, kožicah za konzerviranje žita, zelenih živil, industrijskih surovin za krmo (NaHSO 3,
Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 і Ca (НSO 3) 2 - razkužila v vinski in sladkorni industriji. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - sestavine sulfitnega travnika v primeru varjenja celuloze; (NH 4) 2 SO 3 - glina SO 2; NaHSO 3 je količina H 2 S iz plinov, ki prihaja v virobnitih, predhodnica v virobnitih sirhističnih barvnikov. K 2 S 2 O 5 - sestavina kislih tekočin v fotografiji, antioksidant, antiseptik.
Način razdeljevanja vsot
Filtriranje, razčlenitev neenakomernih sistemov, kot so trdni delci (suspenzija) in plin, trdni delci za dodajanjem poroznih filtrirnih predelnih sten (FP), ki prepuščajo nekaj plina ali celo pobirajo trdne delce. Rushіjna moč procesa - rast poroka v prekršku na stran okvirnega programa.
Če pride do suspenzije trdnih delcev, začnite oblegati FP, ki jo po potrebi sperite z vodo. Ridinoyu, pa tudi znevodnyuit, piha skozi nov veter kateri koli plin. Filtruvannya vyroblyayut v primeru vztrajne rasti vise, za postprodukcija proces w(To-ty filtrat v m 3, da preide skozi 1 m2 FP površine v eni uri). V primeru nenehnega naraščanja primeža se suspenzija dovaja v filter pred vakuumom ali presežek primeža, pa tudi z batno črpalko; ko se hitrost centralizirane črpalke poveča, se tlak poveča in proces se zmanjša.
Napačno iz koncentracije suspenzij obstaja nekaj vrst filtriranja. Pri koncentraciji več kot 1%je do filtracije prišlo zaradi obleganja, pri koncentraciji manj kot 0,1%pa do zamašitve FP (osvetlitev ridina). Če se FP ne pretvarja, da bo končal z obleganjem, in v filtratu pijejo trdne delce, odcedite drobno razpršene pomožne materiale (diatomit, biser), ki jih obesite pred FP, dokler jih ne nanesete na FP. S tlakovano koncentracijo manj kot 10%je več strokov in odebeljenih suspenzij.
Razvoj filtra za stalno in periodično delovanje. V ostalem je glavna faza robotov filtracija, obramba obleganja, vojne in poraza. Hkrati je optimizacija zataknjena za merila za največjo produktivnost in tiste, ki uporabljajo vitrate. Če energija ne vibrira, vendar je mogoče uporabiti hidravlično podporo predelne stene, potem je največja produktivnost dosežena, če uro filtrirate eno nepomembno dodatno operacijo.
FP za grizljanje lahko preprosto shranite iz dodatnih, notranjih, sintetičnih in tankih tkanin, pa tudi netkanih FP iz naravnih in sintetičnih vlaken ter nebarvnih-keramike, kovine-keramike in polistirena. Naravnost do filtrata in velike sile sta lahko nasprotna ali sta medsebojno pravokotna.
Konstrukcije filtrov za razvoj podjetja. Eden najboljših je zaviti vakuumski filter v bobnu (Div. sl.) brez prekinitev, na kakršen koli neposreden način do filtracije in delovanja ali velike odpornosti. Odsek rozpodilnega priloga z eno zoni I in II z vrzeljo za vakuum i coni III in IV - z žlebom stisnjenega žvečenja. Filtrat in izboklina ridine iz con I in II se nahajata v bližini vodnjaka. Z izgradnjo širše palete avtomatizacije tudi za filtrirne stiskalnice z vodoravnimi komorami, filtrirno tkivo na neskončnih linijah in elastične membrane za obleganje stiskalnice. Na novem obiskovalcu je delovanje vzmetenja komor, filtracija, proizvodnja in vroče obleganje, dvig visečih komor in vidno obleganje.