الأملاح القابلة للذوبان في الماء أمثلة. الأملاح في الكيمياء: أنواعها وخصائصها. جميع أملاح حامض النيتريك قابلة للذوبان - نترات

تعريف أملاحفي إطار نظرية التفكك. تنقسم الأملاح عادة إلى ثلاث مجموعات: متوسطة ، حامضة و أساسية.في الأملاح المتوسطة ، يتم استبدال جميع ذرات الهيدروجين للحمض المقابل بذرات معدنية ، في الأملاح الحمضية يتم استبدالها جزئيًا فقط ، في الأملاح الأساسية لمجموعة OH للقاعدة المقابلة يتم استبدالها جزئيًا ببقايا الحمض.

هناك أيضًا بعض أنواع الأملاح الأخرى ، مثل أملاح مزدوجة ،التي تحتوي على كاتيونات مختلفة وأنيون واحد: CaCO 3 MgCO 3 (دولوميت) ، KCl NaCl (سيلفينيت) ، KAl (SO 4) 2 (شب البوتاسيوم) ؛ أملاح مختلطةالتي تحتوي على كاتيون واحد واثنين من الأنيونات المختلفة: CaOCl 2 (أو Ca (OCl) Cl) ؛ أملاح معقدةالتي تشمل أيون معقدتتكون من ذرة مركزية مرتبطة بعدة يجند: K 4 (ملح الدم الأصفر) ، K 3 (ملح الدم الأحمر) ، Na ، Cl ؛ أملاح رطبة(هيدرات الكريستال) ، والتي تحتوي على جزيئات ماء التبلور: CuSO 4 5H 2 O (كبريتات النحاس) ، Na 2 SO 4 10H 2 O (ملح جلوبر).

اسم الاملاحيتكون من اسم الأنيون متبوعًا باسم الكاتيون.

بالنسبة لأملاح الأحماض الخالية من الأكسجين ، تضاف لاحقة إلى اسم المادة غير المعدنية هوية شخصية،مثل كلوريد الصوديوم NaCl ، كبريتيد الحديد (H) FeS ، إلخ.

عند تسمية أملاح الأحماض المحتوية على الأكسجين ، في حالة حالات الأكسدة العالية ، تتم إضافة النهاية إلى الجذر اللاتيني لاسم العنصر — صباحا, في حالة حالات الأكسدة المنخفضة ، النهاية -هو - هي.في أسماء بعض الأحماض ، يتم استخدام البادئة لتحديد أقل حالات الأكسدة للغير معدني hypo- ،لأملاح أحماض البيركلوريك والبرمنجانيك ، استخدم البادئة لكل-،على سبيل المثال: كربونات الكالسيوم كربونات الكالسيوم 3 ،كبريتات الحديد (III) Fe 2 (SO 4) 3 ، كبريتات الحديد (II) FeSO 3 ، هيبوكلوريت البوتاسيوم KOSl ، كلوريت البوتاسيوم KOSl 2 ، كلورات البوتاسيوم KOSl 3 ، فوق كلورات البوتاسيوم KOSl 4 ، برمنجنات البوتاسيوم KMnO 4 ، ثنائي كرومات البوتاسيوم K 2 Cr 2 يا 7.

الأملاح الحمضية والأساسيةيمكن اعتباره نتاج التحويل غير الكامل للأحماض والقواعد. وفقًا للتسمية الدولية ، يُشار إلى ذرة الهيدروجين ، التي تعد جزءًا من الملح الحمضي ، بالبادئة مائيمجموعة OH - بادئة هيدروكسي ، NaHS - هيدرو كبريتيد الصوديوم ، NaHSO 3 - هيدروسلفيت الصوديوم ، Mg (OH) Cl - هيدروكسي كلوريد المغنيسيوم ، Al (OH) 2 Cl - كلوريد الألومنيوم ثنائي هيدروكسي.

في أسماء الأيونات المركبة ، يُشار أولاً إلى الروابط ، متبوعة باسم المعدن ، مما يشير إلى حالة الأكسدة المقابلة (الأرقام الرومانية بين قوسين). في أسماء الكاتيونات المعقدة ، يتم استخدام الأسماء الروسية للمعادن ، على سبيل المثال: Cl 2 - رباعي النحاس (P) كلوريد ، 2 SO 4 - ديامين الفضة (1) كبريتات. في أسماء الأنيونات المعقدة ، يتم استخدام الأسماء اللاتينية للمعادن مع اللاحقة -at ، على سبيل المثال: K [Al (OH) 4] - رباعي هيدروكسي ألومينات البوتاسيوم ، Na - رباعي هيدروكسي كرومات الصوديوم ، K 4 - هيكساسيانوفيرات البوتاسيوم (H).

أسماء الأملاح المائية (هيدرات بلورية) بطريقتين. يمكنك استخدام نظام تسمية الكاتيون المعقد الموضح أعلاه ؛ على سبيل المثال ، يمكن تسمية كبريتات النحاس SO 4 H 2 0 (أو CuSO 4 5H 2 O) كبريتات tetraaquacopper (II). ومع ذلك ، بالنسبة إلى الأملاح المائية الأكثر شهرة ، يُشار في أغلب الأحيان إلى عدد جزيئات الماء (درجة الماء) ببادئة عددية للكلمة "هيدرات"،على سبيل المثال: CuSO 4 5H 2 O - كبريتات النحاس (I) بينتاهيدراتي ، Na 2 SO 4 10H 2 O - كبريتات الصوديوم decahydrate ، CaCl 2 2H 2 O - ثنائي هيدرات كلوريد الكالسيوم.

ذوبان الأملاح

وفقًا لقابليتها للذوبان في الماء ، تنقسم الأملاح إلى قابلة للذوبان (P) وغير قابلة للذوبان (H) وقابلة للذوبان بشكل طفيف (M). لتحديد قابلية ذوبان الأملاح ، استخدم جدول قابلية ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء. إذا لم يكن هناك جدول في متناول اليد ، فيمكنك استخدام القواعد. من السهل تذكرها.

1. جميع أملاح حامض النيتريك قابلة للذوبان - نترات.

2. جميع أملاح حمض الهيدروكلوريك قابلة للذوبان - الكلوريدات ، باستثناء AgCl (H) ، PbCl 2 (م).

3. جميع أملاح حامض الكبريتيك - الكبريتات قابلة للذوبان ، باستثناء BaSO 4 (ح)، PbSO 4 (ح).

4. أملاح الصوديوم والبوتاسيوم قابلة للذوبان.

5. لا تذوب جميع الفوسفات والكربونات والسيليكات والكبريتيدات ، باستثناء أملاح الصوديوم + وك + .

من بين جميع المركبات الكيميائية ، تعتبر الأملاح هي أكثر فئات المواد عددًا. هذه مواد صلبة تختلف عن بعضها البعض في اللون وقابلية الذوبان في الماء. في التاسع عشر في وقت مبكرفي. صاغ الكيميائي السويدي I. Berzelius تعريف الأملاح كمنتجات تفاعل للأحماض مع قواعد أو مركبات تم الحصول عليها عن طريق استبدال ذرات الهيدروجين في حمض بمعدن. على هذا الأساس ، تتميز الأملاح بأنها متوسطة وحمضية وقاعدية. الأملاح المتوسطة أو العادية هي نتاج الاستبدال الكامل لذرات الهيدروجين في حمض بمعدن.

فمثلا:

نا 2 كو 3 - كربونات الصوديوم؛

CuSO 4 - كبريتات النحاس (II) ، إلخ.

تتفكك هذه الأملاح إلى كاتيونات معدنية وأنيونات من بقايا الحمض:

Na 2 CO 3 \ u003d 2Na + + CO 2 -

الأملاح الحمضية هي نتاج الاستبدال غير الكامل لذرات الهيدروجين في الحمض بمعدن. تشمل الأملاح الحمضية ، على سبيل المثال ، شرب الصودا NaHCO 3 ، والذي يتكون من كاتيون فلز Na + وبقايا حمضية مشحونة منفردة HCO3 -. بالنسبة لملح الكالسيوم الحمضي ، تتم كتابة الصيغة على النحو التالي: Ca (HCO 3) 2. تتكون أسماء هذه الأملاح من أسماء الأملاح المتوسطة مع إضافة البادئة هيدرو- ، فمثلا:

Mg (H SO 4) 2 - هيدروسلفات المغنيسيوم.

افصل الأملاح الحمضية على النحو التالي:

NaHCO 3 \ u003d Na + + HCO 3 -
ملغ (HSO 4) 2 \ u003d مغ 2+ + 2HSO 4 -

الأملاح الأساسية هي منتجات الاستبدال غير الكامل لمجموعات الهيدروكسو في القاعدة لبقايا الحمض. على سبيل المثال ، تتضمن هذه الأملاح حجر الملكيت الشهير (CuOH) 2 CO 3 ، والذي قرأت عنه في أعمال P. Bazhov. ويتكون من اثنين من الكاتيونات الأساسية CuOH + وأنيون مزدوج الشحنة لبقايا الحمض CO 3 2-. يحتوي الكاتيون CuOH + على شحنة +1 ، لذلك ، في الجزيء ، يتم دمج اثنين من هذه الكاتيونات وأنيون ثاني أكسيد الكربون مشحون مضاعفًا في ملح متعادل كهربائيًا.

ستكون أسماء هذه الأملاح هي نفسها أسماء الأملاح العادية ، ولكن مع إضافة البادئة هيدروكسو-، (CuOH) 2 CO 3 - هيدروكسوكربونات النحاس (II) أو AlOHCl 2 - هيدروكسوكلوريد الألومنيوم. معظم الأملاح الأساسية غير قابلة للذوبان أو قليلة الذوبان.

الأخير ينفصل مثل هذا:

AlOHCl 2 \ u003d AlOH 2 + + 2Cl -

خصائص الملح

تمت مناقشة أول رد فعل متبادلين بالتفصيل سابقًا.

التفاعل الثالث هو أيضًا تفاعل تبادلي. يتدفق بين المحاليل الملحية ويرافقه تكوين راسب ، على سبيل المثال:

يرتبط التفاعل الرابع للأملاح بموضع المعدن في السلسلة الكهروكيميائية للجهود المعدنية (انظر "السلسلة الكهروكيميائية لجهود المعادن"). يزيح كل معدن من المحاليل الملحية جميع المعادن الأخرى الموجودة على يمينه في سلسلة من الفولتية. هذا يخضع للشروط التالية:

1) يجب أن يكون كلا الأملاح (المتفاعلة والمتكونة نتيجة التفاعل) قابلين للذوبان ؛

2) يجب ألا تتفاعل المعادن مع الماء ، وبالتالي ، فإن معادن المجموعات الفرعية الرئيسية للمجموعتين الأولى والثانية (بالنسبة للأخيرة ، بدءًا من الكالسيوم) لا تحل محل المعادن الأخرى من المحاليل الملحية.

طرق الحصول على الأملاح

طرق الحصول على الخواص الكيميائية للأملاح. يمكن الحصول على الأملاح من المركبات غير العضوية من أي فئة تقريبًا. إلى جانب هذه الطرق ، يمكن الحصول على أملاح أحماض الأكسجة بالتفاعل المباشر بين معدن وغير فلز (Cl ، S ، إلخ).

العديد من الأملاح تكون مستقرة عند تسخينها. ومع ذلك ، فإن أملاح الأمونيوم ، وكذلك بعض أملاح المعادن منخفضة النشاط ، والأحماض والأحماض الضعيفة التي تظهر فيها العناصر حالات أكسدة أعلى أو أقل ، تتحلل عند تسخينها.

كربونات الكالسيوم 3 \ u003d CaO + CO 2

2Ag 2 CO 3 \ u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2

NH 4 Cl \ u003d NH 3 + حمض الهيدروكلوريك

2KNO 3 \ u003d 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 \ u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 \ u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu (NO 3) 2 \ u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 \ u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 \ u003d N 2 O + 2H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \ u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

2KSlO 3 \ u003d MnO 2 \ u003d 2KCl + 3O 2

4KClO 3 \ u003d 3KSlO 4 + بوكل

ملح الطعام هو كلوريد الصوديوم الذي يستخدم كمضافات غذائية وكمواد حافظة للأغذية. كما أنها تستخدم في الصناعة الكيميائية والطب. إنه بمثابة أهم مادة خام لإنتاج الصودا الكاوية والصودا وغيرها من المواد. صيغة ملح الطعام هي NaCl.

تكوين رابطة أيونية بين الصوديوم والكلور

يعكس التركيب الكيميائي لكلوريد الصوديوم الصيغة الشرطية NaCl ، والتي تعطي فكرة عن العدد المتساوي من ذرات الصوديوم والكلور. لكن المادة لا تتكون من جزيئات ثنائية الذرة ، ولكنها تتكون من بلورات. عندما يتفاعل معدن قلوي مع معدن قوي غير فلزي ، فإن كل ذرة صوديوم تنتج المزيد من الكلور الكهربية. توجد كاتيونات الصوديوم Na + وأنيونات بقايا حمض الهيدروكلوريك Cl -. تنجذب الجسيمات المشحونة بشكل معاكس ، مكونة مادة ذات شبكة بلورية أيونية. توجد كاتيونات الصوديوم الصغيرة بين أنيون الكلوريد الكبير. عدد الجسيمات الموجبة في تركيبة كلوريد الصوديوم يساوي عدد الجسيمات السلبية ، والمادة ككل محايدة.

صيغة كيميائية. ملح الطعام والهاليت

الأملاح عبارة عن مواد أيونية معقدة تبدأ أسماؤها باسم بقايا الحمض. صيغة ملح الطعام هي NaCl. يسمي الجيولوجيون معدنًا من هذا التكوين "هالايت" ، ويطلق على الصخور الرسوبية اسم "ملح الصخور". مصطلح كيميائي قديم وغالبًا ما يستخدم في الصناعة هو "كلوريد الصوديوم". هذه المادة معروفة للناس منذ العصور القديمة ، فقد كانت تعتبر من قبل "الذهب الأبيض". تلاميذ وطلاب المدارس الحديثة ، عند قراءة معادلات التفاعلات التي تحتوي على كلوريد الصوديوم ، يسمون العلامات الكيميائية ("كلوريد الصوديوم").

سنجري حسابات بسيطة وفقًا لصيغة المادة:

1) السيد (NaCl) \ u003d Ar (Na) + Ar (Cl) \ u003d 22.99 + 35.45 \ u003d 58.44.

قريب هو 58.44 (في amu).

2) الكتلة المولية مساوية عدديًا للوزن الجزيئي ، لكن هذه القيمة تحتوي على وحدات جم / مول: M (NaCl) \ u003d 58.44 جم / مول.

3) تحتوي عينة 100 جم من الملح على 60.663 جم من ذرات الكلور و 39.337 جم من الصوديوم.

الخصائص الفيزيائية لملح الطعام

بلورات الهاليت الهشة عديمة اللون أو بيضاء. في الطبيعة ، توجد أيضًا رواسب من الملح الصخري ، مطلية باللون الرمادي أو الأصفر أو الأزرق. بعض الأحيان مادة معدنيةله صبغة حمراء بسبب أنواع وكمية الشوائب. صلابة الهاليت هي 2-2.5 فقط ، ويترك الزجاج خطًا على سطحه.

المعلمات الفيزيائية الأخرى لكلوريد الصوديوم:

• رائحة - غائبة
• طعم - مالح
• الكثافة - 2.165 جم / سم 3 (20 درجة مئوية) ؛
• نقطة الانصهار - 801 درجة مئوية ؛
• نقطة الغليان - 1413 درجة مئوية ؛
• الذوبان في الماء - 359 جم / لتر (25 درجة مئوية) ؛

الحصول على كلوريد الصوديوم في المختبر

عندما يتفاعل الصوديوم المعدني مع الكلور الغازي في أنبوب اختبار ، تتشكل مادة لون أبيض- كلوريد الصوديوم NaCl (صيغة الملح الشائع).

تعطي الكيمياء نظرة ثاقبة طرق مختلفةالحصول على نفس الاتصال. وهنا بعض الأمثلة:

هيدروكسيد الصوديوم (aq.) + HCl \ u003d NaCl + H 2 O.

تفاعل الأكسدة والاختزال بين المعدن والحمض:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2.

تأثير الحمض على أكسيد الفلز: Na 2 O + 2HCl (aq.) = 2NaCl + H 2 O

إزاحة حمض ضعيف من محلول ملح به أقوى:

Na 2 CO 3 + 2HCl (aq.) \ u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2 (غاز).

للاستخدام في النطاق الصناعيكل هذه الأساليب مكلفة للغاية ومعقدة.

إنتاج الملح

حتى في فجر الحضارة ، كان الناس يعرفون أنه بعد التمليح ، تستمر اللحوم والأسماك لفترة أطول. شفاف، الشكل الصحيحتم استخدام بلورات الهاليت في بعض البلدان القديمة بدلاً من النقود وكانت تستحق وزنها ذهباً. أتاح البحث عن رواسب الهاليت وتطويرها تلبية الاحتياجات المتزايدة للسكان والصناعة. أهم المصادر الطبيعية لملح الطعام:

• رواسب معدن الهاليت في بلدان مختلفة ؛
• مياه البحار والمحيطات والبحيرات المالحة ؛
• طبقات وقشور الملح الصخري على ضفاف المسطحات المائية المالحة ؛
• بلورات الهاليت على جدران الفوهات البركانية ؛
• المستنقعات المالحة.

في الصناعة ، يتم استخدام أربع طرق رئيسية للحصول على ملح الطعام:

• ترشيح الهاليت من الطبقة الجوفية ، وتبخر المحلول الملحي الناتج ؛
• التعدين في ؛
• التبخر أو المحلول الملحي لبحيرات الملح (77٪ من كتلة البقايا الجافة عبارة عن كلوريد الصوديوم) ؛
• استخدام منتج ثانوي لتحلية المياه المالحة.

الخواص الكيميائية لكلوريد الصوديوم

في تركيبته ، كلوريد الصوديوم هو ملح متوسط ​​يتكون من قلوي وحمض قابل للذوبان. كلوريد الصوديوم هو إلكتروليت قوي. يكون التجاذب بين الأيونات قويًا لدرجة أن المذيبات شديدة القطبية فقط هي التي يمكنها تدميرها. في الماء ، تتحلل المواد وتتحرر الكاتيونات والأنيونات (Na +، Cl -). يرجع وجودها إلى التوصيل الكهربائي ، الذي يحتوي على محلول من الملح الشائع. تتم كتابة الصيغة في هذه الحالة بنفس طريقة كتابة المادة الجافة - NaCl. تلطيخ في واحدة من ردود الفعل النوعية على كاتيون الصوديوم الأصفرلهب الموقد. للحصول على نتيجة التجربة ، تحتاج إلى جمع القليل من الملح الصلب على حلقة سلكية نظيفة وإضافتها إلى الجزء الأوسط من اللهب. ترتبط خصائص ملح الطعام أيضًا بخاصية الأنيون ، والتي تتكون في تفاعل نوعي مع أيون الكلوريد. عند التفاعل مع نترات الفضة في المحلول ، يترسب راسب أبيض من كلوريد الفضة (الصورة). يتم إزاحة كلوريد الهيدروجين من الملح بواسطة أحماض أقوى من الهيدروكلوريك: 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl. في ظل الظروف العادية ، لا يخضع كلوريد الصوديوم للتحلل المائي.

مجالات تطبيق الملح الصخري

يقلل كلوريد الصوديوم من درجة انصهار الجليد ، وهذا هو سبب استخدام خليط من الملح والرمل على الطرق والأرصفة في فصل الشتاء. تمتص كمية كبيرة من الشوائب ، بينما يؤدي ذوبان الجليد إلى تلويث الأنهار والجداول. يعمل ملح الطريق أيضًا على تسريع عملية تآكل أجسام السيارات وإتلاف الأشجار المزروعة بجوار الطرق. في الصناعة الكيميائية ، يستخدم كلوريد الصوديوم كمادة خام لإنتاج مجموعة كبيرة من المواد الكيميائية:

• حمض الهيدروكلوريك.
• صوديوم معدني
• الكلور الغازي
• الصودا الكاوية ومركبات أخرى.

بالإضافة إلى ذلك ، يستخدم ملح الطعام في صناعة الصابون والأصباغ. كمطهر غذائي ، يتم استخدامه في التعليب ، تخليل الفطر ، الأسماك والخضروات. لمكافحة اضطرابات الغدة الدرقية لدى السكان ، يتم إثراء تركيبة ملح الطعام عن طريق إضافة مركبات اليود الآمنة ، على سبيل المثال ، KIO 3 ، KI ، NaI. هذه المكملات تدعم إنتاج هرمون الغدة الدرقية ، ومنع مرض تضخم الغدة الدرقية المتوطن.

قيمة كلوريد الصوديوم لجسم الإنسان

تركيبة ملح الطعام أصبحت حيوية لصحة الإنسان. تشارك أيونات الصوديوم في نقل النبضات العصبية. أنيونات الكلور ضرورية لإنتاج حمض الهيدروكلوريك في المعدة. لكن الكثير من الملح في الطعام يمكن أن يؤدي إلى ارتفاع ضغط الدم ويزيد من خطر الإصابة بأمراض القلب والأوعية الدموية. في الطب ، مع فقدان كبير للدم ، يتم حقن المرضى بمحلول ملحي فسيولوجي. للحصول عليه ، يتم إذابة 9 جم من كلوريد الصوديوم في لتر واحد من الماء المقطر. يحتاج جسم الإنسان إلى إمداد مستمر بهذه المادة بالطعام. يفرز الملح من خلال أعضاء الإخراج والجلد. يبلغ متوسط ​​محتوى كلوريد الصوديوم في جسم الإنسان حوالي 200 جرام ، ويستهلك الأوروبيون حوالي 2-6 جرام من ملح الطعام يوميًا ، وفي البلدان الحارة يكون هذا الرقم أعلى بسبب زيادة التعرق.

الماء هو أحد المركبات الكيميائية الرئيسية على كوكبنا. واحدة من أكثر خصائصه إثارة للاهتمام هي القدرة على تكوين المحاليل المائية. وفي العديد من مجالات العلوم والتكنولوجيا ، تلعب قابلية ذوبان الملح في الماء دورًا مهمًا.

تُفهم القابلية للذوبان على أنها قدرة المواد المختلفة على تكوين مخاليط متجانسة (متجانسة) مع السوائل - المذيبات. إن حجم المادة المستخدمة في إذابة وتشكيل محلول مشبع هو الذي يحدد قابليتها للذوبان ، مقارنة بالجزء الكتلي لهذه المادة أو مقدارها في محلول مركز.

حسب قدرتها على الذوبان ، تصنف الأملاح على النحو التالي:

• تشتمل المواد القابلة للذوبان على مواد يمكن إذابتها في 100 جم من الماء أكثر من 10 جم ؛
• قليل الذوبان هي تلك التي لا تتجاوز قيمتها في المذيب 1 جم ؛
• تركيز المادة غير القابلة للذوبان في 100 غرام من الماء أقل من 0.01.

عندما تكون قطبية المادة المستخدمة للإذابة مماثلة لقطبية المذيب ، فإنها قابلة للذوبان. في الأقطاب المختلفة ، على الأرجح ، لا يمكن تخفيف المادة.

كيف يحدث الانحلال

إذا تحدثنا عن ما إذا كان الملح يذوب في الماء ، فهذا بيان عادل بالنسبة لمعظم الأملاح. يوجد جدول خاص يمكنك بموجبه تحديد مقدار الذوبان بدقة. نظرًا لأن الماء مذيب عالمي ، فإنه يمتزج جيدًا مع السوائل والغازات والأحماض والأملاح الأخرى.

يمكن ملاحظة أحد أوضح الأمثلة على ذوبان مادة صلبة في الماء كل يوم تقريبًا في المطبخ ، أثناء تحضير الأطباق باستخدام ملح الطعام. فلماذا يذوب الملح في الماء؟

من دورة الكيمياء المدرسية ، يتذكر الكثيرون أن جزيئات الماء والملح قطبية. هذا يعني أن أقطابها الكهربائية معاكسة ، مما ينتج عنه ثابت عازل عالي. تحيط جزيئات الماء بأيونات مادة أخرى ، على سبيل المثال ، كما في حالتنا ، كلوريد الصوديوم. في هذه الحالة ، يتم تكوين سائل متجانس في تناسقه.

تأثير درجة الحرارة

هناك عدة عوامل تؤثر على ذوبان الأملاح. بادئ ذي بدء ، هذه هي درجة حرارة المذيب. وكلما ارتفعت قيمته ، زادت قيمة معامل انتشار الجسيمات في السائل ، ويحدث انتقال الكتلة بشكل أسرع.

على الرغم من أن قابلية ذوبان الملح الشائع (NaCl) في الماء ، على سبيل المثال ، لا تعتمد عمليًا على درجة الحرارة ، نظرًا لأن معامل الذوبان هو 35.8 عند درجة حرارة 20 درجة مئوية و 38.0 عند 78 درجة مئوية ، لكن كبريتات النحاس (CaSO4) مع زيادة درجة حرارة الماء يذوب أسوأ.

تشمل العوامل الأخرى التي تؤثر على قابلية الذوبان ما يلي:

1. حجم الجسيمات الذائبة - مع وجود مساحة أكبر لفصل الطور ، يحدث الذوبان بشكل أسرع.
2. عملية خلط ، عند إجرائها بشكل مكثف ، تساهم في نقل كتلة أكثر كفاءة.
3. وجود الشوائب: بعضها يسرع من عملية الذوبان ، والبعض الآخر يعيق الانتشار ويقلل من معدل العملية.

فيديو عن آلية انحلال الملح

الأملاح هي نتاج استبدال ذرات الهيدروجين في حمض بمعدن. الأملاح القابلة للذوبان في الصودا تتفكك إلى كاتيون معدني وأنيون بقايا حمض. تنقسم الأملاح إلى:

متوسط

أساسي

معقد

مزدوج

مختلط

أملاح متوسطة.هذه هي منتجات الاستبدال الكامل لذرات الهيدروجين في حمض بذرات معدنية ، أو مع مجموعة من الذرات (NH 4 +): MgSO 4 ، Na 2 SO 4 ، NH 4 Cl ، Al 2 (SO 4) 3.

تأتي أسماء الأملاح الوسطى من أسماء المعادن والأحماض: CuSO 4 - كبريتات النحاس ، Na 3 PO 4 - فوسفات الصوديوم ، NaNO 2 - نتريت الصوديوم ، NaClO - هيبوكلوريت الصوديوم ، NaClO 2 - كلوريت الصوديوم ، NaClO 3 - كلورات الصوديوم ، NaClO 4 - فوق كلورات الصوديوم ، CuI - يوديد النحاس (I) ، CaF 2 - فلوريد الكالسيوم. تحتاج أيضًا إلى تذكر بعض الأسماء التافهة: ملح الطعام كلوريد الصوديوم ، نترات البوتاسيوم KNO3 ، K2CO3-البوتاس ، رماد الصودا Na2CO3 ، Na2CO3 ∙ 10H2O- الصودا البلورية ، كبريتات النحاس CuSO4 ، Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O- بوراكس ، Na 2 SO 4 . 10H 2 O-Glauber's ملح. أملاح مزدوجة.هو - هي ملح تحتوي على نوعين من الكاتيونات (ذرات الهيدروجين متعدد الأساسياتيتم استبدال الأحماض باثنين من الكاتيونات المختلفة): MgNH 4 PO 4 ، KAl (SO 4) 2 ، NaKSO 4 الأملاح المزدوجة كمركبات فردية موجودة فقط في شكل بلوري. عندما تذوب في الماء ، فإنها تكون كاملةتتفكك في أيونات المعادن وبقايا الحمض (إذا كانت الأملاح قابلة للذوبان) ، على سبيل المثال:

ناكسو 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-

يشار إلى أن تفكك الأملاح المزدوجة في المحاليل المائية يتم في خطوة واحدة. لتسمية أملاح من هذا النوع ، تحتاج إلى معرفة أسماء الأنيون واثنين من الكاتيونات: MgNH4PO4 - فوسفات الأمونيوم المغنيسيوم.

أملاح معقدة.هذه جزيئات (جزيئات محايدة أوالأيونات ) ، والتي تشكلت نتيجة للانضمام إلى هذاأيون (أو ذرة) )، اتصل عامل معقد، جزيئات محايدة أو أيونات أخرى تسمى يجند. تنقسم الأملاح المعقدة إلى:

1) مجمعات الكاتيون

Cl 2 - ثنائي كلوريد رباعي مينزينك (II)
Cl2-دي كلوريد سداسي أمين كوبالت (II)

2) مجمعات الأنيون

K2- رباعي فلورو أوبيريلات البوتاسيوم (II)
لي-الليثيوم رباعي هيدرو ألومينات (III)
K3-سداسي البوتاسيوم (III)

تم تطوير نظرية هيكل المركبات المعقدة بواسطة الكيميائي السويسري A. Werner.

الأملاح الحمضيةهي نتاج الاستبدال غير المكتمل لذرات الهيدروجين في أحماض بولي-بيسك للكاتيونات المعدنية.

على سبيل المثال: NaHCO3

الخواص الكيميائية:
تفاعل مع المعادن في سلسلة الجهد على يسار الهيدروجين.
2 KHSO 4 + Mg → H 2 + Mg (SO) 4 + K 2 (SO) 4

لاحظ أنه من الخطر تناول معادن قلوية في مثل هذه التفاعلات ، لأنها ستتفاعل أولاً مع الماء مع إطلاق كبير للطاقة ، وسيحدث انفجار ، حيث تحدث جميع التفاعلات في المحاليل.

2NaHCO 3 + Fe → H 2 + Na 2 CO 3 + Fe 2 (CO 3) 3 ↓

تتفاعل الأملاح الحمضية مع المحاليل القلوية لتكوين الملح (الأملاح) والماء:

NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O

2 KHSO 4 + 2 NaOH → 2H 2 O + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4

تتفاعل الأملاح الحمضية مع محاليل الأملاح المتوسطة في حالة إطلاق الغاز ، أو في صورة راسب ، أو إطلاق الماء:

2KHSO 4 + MgCO 3 → MgSO 4 + K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

2KHSO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + K 2 SO 4 + 2HCl

تتفاعل الأملاح الحمضية مع الأحماض إذا كان الناتج الحمضي للتفاعل أضعف أو أكثر تطايرًا من المنتج المضاف.

NaHCO 3 + HCl → NaCl + CO 2 + H 2 O

تتفاعل الأملاح الحمضية مع الأكاسيد الأساسية مع إطلاق الماء والأملاح الوسيطة:

2NaHCO 3 + MgO → MgCO 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

2KHSO 4 + BeO → BeSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

تتحلل الأملاح الحمضية (خاصة الهيدروكربونات) تحت تأثير درجة الحرارة:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

إيصال:

تتشكل الأملاح الحمضية عندما تتعرض القلويات إلى فائض من محلول حمض بولي باسيك (تفاعل معادلة):

هيدروكسيد الصوديوم + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + H 2 O

Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O

تتشكل الأملاح الحمضية عن طريق إذابة الأكاسيد الأساسية في الأحماض متعددة القاعدة:
MgO + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2 O

تتشكل الأملاح الحمضية عندما يتم إذابة المعادن في فائض من محلول حمض بولياسيك:
ملغ + 2 س 2 سو 4 → ملغ (HSO 4) 2 + H 2

تتشكل الأملاح الحمضية نتيجة تفاعل متوسط ​​الملح والحمض ، مما شكل أنيون الملح المتوسط:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3 CaHPO 4

الأملاح الأساسية:

الأملاح الأساسية هي نتاج الاستبدال غير الكامل لمجموعة الهيدروكسو في جزيئات القواعد المتعددة الأحماض للمخلفات الحمضية.

مثال: MgOHNO 3 ، FeOHCl.

الخواص الكيميائية:
تتفاعل الأملاح الأساسية مع الأحماض الزائدة لتكوين ملح متوسط ​​وماء.

MgOHNO 3 + HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O

تتحلل الأملاح الأساسية حسب درجة الحرارة:

2 CO 3 → 2CuO + CO 2 + H 2 O

الحصول على الأملاح الأساسية:
تفاعل أملاح الأحماض الضعيفة مع الأملاح المتوسطة:
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
التحلل المائي للأملاح المتكونة من قاعدة ضعيفة وحمض قوي:

ZnCl 2 + H 2 O → Cl + HCl

معظم الأملاح الأساسية قليلة الذوبان. كثير منهم من المعادن ، على سبيل المثال الملكيت Cu 2 CO 3 (OH) 2 وهيدروكسيلاباتيت Ca 5 (PO4) 3 OH.

لا يتم تغطية خصائص الأملاح المختلطة في دورة الكيمياء المدرسية ، ولكن من المهم معرفة التعريف.
الأملاح المختلطة هي أملاح يتم فيها ربط البقايا الحمضية لحمضين مختلفين بكاتيون معدني واحد.

وخير مثال على ذلك هو Ca (OCl) Cl المبيض (التبييض).

التسمية:

1. يحتوي الملح على كاتيون معقد

أولاً ، يتم تسمية الكاتيون ، ثم تدخل الأربطة الأنيونات إلى المجال الداخلي ، وتنتهي بـ "o" ( Cl - - كلورو ، أوه - -هيدروكسو) ، ثم يجند ، وهي جزيئات محايدة ( NH 3 - أمين ، H 2 O -aquo). إذا كان هناك أكثر من رابطة واحدة متطابقة ، فيتم الإشارة إلى عددها بالأرقام اليونانية: 1 - أحادي ، 2 - دي ، 3 - ثلاثة ، 4 - تيترا ، 5 - خماسي ، 6 - سداسي ، 7 - سباعي ، 8 - ثماني ، 9 - نونا ، 10 - عشاري. يُطلق على الأخير اسم أيون المركب ، ويشير إلى تكافؤه بين قوسين ، إذا كان متغيرًا.

[Ag (NH 3) 2] (OH ) - هيدروكسيد ثنائي أمين الفضة (أنا)

[Co (NH 3) 4 Cl 2] Cl 2 - كلوريد ثنائي كلورو o الكوبالت تتراامين (ثالثا)

2. يحتوي الملح على أنيون معقد.

أولاً ، يتم تسمية روابط الأنيون ، ثم الجزيئات المحايدة التي تدخل المجال الداخلي وتنتهي بـ "o" ، مشيرة إلى عددها بالأرقام اليونانية.هذا الأخير يسمى أيون المركب في اللاتينية ، مع اللاحقة "في" ، والتي تشير إلى التكافؤ بين قوسين. بعد ذلك ، يتم كتابة اسم الكاتيون الموجود في الكرة الخارجية ، ولا تتم الإشارة إلى عدد الكاتيونات.

K 4 -هكسايانوفيرات (II) البوتاسيوم (كاشف لأيون الحديد 3+)

ك 3 - هيكساسيانوفيرات البوتاسيوم (III) (كاشف للأيونات Fe 2+)

Na 2 - رباعي هيدروكسوزينكات الصوديوم

معظم الأيونات المعقدة هي معادن. يظهر الميل الأكبر للتكوين المعقد بواسطة عناصر d. حول أيون المركب المركزي توجد أيونات معاكسة الشحنة أو جزيئات متعادلة - روابط أو إضافات.

تشكل الأيونات المعقدة والرباطات المجال الداخلي للمجمع (بين قوسين مربعين) ، ويسمى عدد الروابط التي تنسق حول الأيون المركزي برقم التنسيق.

الأيونات التي لا تدخل المجال الداخلي تشكل الكرة الخارجية. إذا كان أيون معقد كاتيون ، فهناك أنيونات في الكرة الخارجية والعكس صحيح ، إذا كان أيون معقد هو أنيون ، فهناك كاتيونات في الكرة الخارجية. عادة ما تكون الكاتيونات أيونات فلزية قلوية وقلوية ، كاتيون الأمونيوم. عندما تنفصل المركبات المعقدة ، فإنها تعطي أيونات معقدة ، تكون مستقرة تمامًا في المحاليل:

K 3 ↔3K + + 3-

إذا كنا نتحدث عن الأملاح الحمضية ، فعند قراءة الصيغة ، يتم نطق البادئة المائية ، على سبيل المثال:
هيدرو كبريتيد الصوديوم NaHS

بيكربونات الصوديوم NaHCO 3

مع الأملاح الأساسية ، يتم استخدام البادئة هيدروكسو-أو ثنائي هيدروكسو-

(يعتمد على درجة أكسدة المعدن في الملح) ، على سبيل المثال:
هيدروكس كلوريد المغنيسيوم Mg (OH) Cl ، ثنائي هيدروكس كلوريد الألومنيوم Al (OH) 2 Cl

طرق الحصول على الأملاح:

1. التفاعل المباشر بين المعدن وغير المعدني . بهذه الطريقة ، يمكن الحصول على أملاح أحماض الأكسجة.

Zn + Cl 2 → ZnCl 2

2. تفاعل بين الحمض والقاعدة (تفاعل التعادل). ردود الفعل من هذا النوع لها أهمية عملية كبيرة ( ردود الفعل النوعيةبالنسبة لمعظم الكاتيونات) ، فإنها دائمًا ما تكون مصحوبة بإطلاق الماء:

هيدروكسيد الصوديوم + حمض الهيدروكلوريك → NaCl + H 2 O

با (أوه) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

3. تفاعل الأكسيد القاعدي مع الحمض :

SO 3 + BaO → BaSO 4 ↓

4. تفاعل أكسيد الحمض والقاعدة :

2NaOH + 2NO 2 → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O

5. تفاعل الأكسيد القاعدي والحمض :

Na 2 O + 2HCl → 2NaCl + H 2 O

CuO + 2HNO 3 \ u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

6. التفاعل المباشر للمعدن مع الحمض. قد يكون هذا التفاعل مصحوبًا بتطور الهيدروجين. يعتمد ما إذا كان سيتم إطلاق الهيدروجين أم لا على نشاط المعدن والخصائص الكيميائية للحمض وتركيزه (انظر خصائص أحماض الكبريتيك والنتريك المركزة).

Zn + 2HCl \ u003d ZnCl 2 + H 2

H 2 SO 4 + Zn \ u003d ZnSO 4 + H 2

7. تفاعل الملح مع الحمض . يحدث هذا التفاعل بشرط أن يكون الحمض المكون للملح أضعف أو أكثر تطايرًا من الحمض الذي تفاعل:

Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \ u003d 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

8. تفاعل الملح مع أكسيد حامضي. تحدث التفاعلات فقط عند تسخينها ، لذلك يجب أن يكون أكسيد التفاعل أقل تطايرًا من الأكسيد المتشكل بعد التفاعل:

CaCO 3 + SiO 2 \ u003d CaSiO 3 + CO 2

9. تفاعل مادة غير معدنية مع قلوي . الهالوجينات والكبريت وبعض العناصر الأخرى التي تتفاعل مع القلويات تعطي الأملاح الخالية من الأكسجين والأكسجين:

Cl 2 + 2KOH \ u003d KCl + KClO + H 2 O (يستمر التفاعل بدون تسخين)

Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (يستمر التفاعل بالتسخين)

3S + 6 NaOH = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

10. التفاعل بين أملاحين. هذه هي الطريقة الأكثر شيوعًا للحصول على الأملاح. لهذا ، يجب أن تكون كل من الأملاح التي دخلت في التفاعل قابلة للذوبان بدرجة عالية ، وبما أن هذا تفاعل تبادل أيوني ، لكي يصل إلى النهاية ، يجب أن يكون أحد نواتج التفاعل غير قابل للذوبان:

Na 2 CO 3 + CaCl 2 \ u003d 2NaCl + CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 \ u003d 2NaCl + BaSO 4 ↓

11. التفاعل بين الملح والمعدن . يستمر التفاعل إذا كان المعدن في سلسلة الفلزات الفلطية على يسار تلك الموجودة في الملح:

Zn + CuSO 4 \ u003d ZnSO 4 + Cu ↓

12. التحلل الحراري للأملاح . عند تسخين بعض الأملاح المحتوية على الأكسجين ، تتشكل أملاح جديدة ذات محتوى أكسجين أقل أو لا تحتوي على الإطلاق:

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 + بوكل

2KClO 3 → 3O 2 + 2KCl

13. تفاعل غير المعدني مع الملح. يمكن لبعض اللافلزات أن تتحد مع الأملاح لتكوين أملاح جديدة:

Cl 2 + 2KI = 2KCl + I 2 ↓

14. تفاعل القاعدة مع الملح . نظرًا لأن هذا هو تفاعل التبادل الأيوني ، لكي يصل إلى النهاية ، من الضروري أن يكون أحد منتجات التفاعل غير قابل للذوبان (يستخدم هذا التفاعل أيضًا لتحويل الأملاح الحمضية إلى أملاح متوسطة):

FeCl 3 + 3NaOH \ u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl

NaOH + ZnCl 2 = (ZnOH) Cl + NaCl

KHSO 4 + KOH \ u003d K 2 SO 4 + H 2 O

بنفس الطريقة يمكن الحصول على أملاح مزدوجة:

هيدروكسيد الصوديوم + KHSO 4 \ u003d KNaSO 4 + H 2 O

15. تفاعل المعدن مع القلويات. تتفاعل المعادن المتذبذبة مع القلويات مكونة معقدات:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

16. التفاعل الأملاح (أكاسيد ، هيدروكسيدات ، معادن) مع روابط:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

AgCl + 3NH 4 OH = OH + NH 4 Cl + 2H 2 O

3K 4 + 4FeCl 3 \ u003d Fe 3 3 + 12KCl

AgCl + 2NH 4 OH = Cl + 2H 2 O

المحرر: خارلاموفا غالينا نيكولاييفنا

الايونات الموجبة	الأنيونات
F-	Cl-	ر-	أنا-	S2-	رقم 3 -	ثاني أكسيد الكربون 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
نا +	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص
ك +	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص
NH4 +	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص	ص
ملغ 2 +	RK	ص	ص	ص	م	ص	ح	RK	ص	RK
Ca2 +	NK	ص	ص	ص	م	ص	ح	RK	م	RK
ريال 2 +	NK	ص	ص	ص	ص	ص	ح	RK	RK	RK
با 2+	RK	ص	ص	ص	ص	ص	ح	RK	NK	RK
sn 2+	ص	ص	ص	م	RK	ص	ح	ح	ص	ح
Pb 2+	ح	م	م	م	RK	ص	ح	ح	ح	ح
آل 3+	م	ص	ص	ص	جي	ص	جي	NK	ص	RK
Cr3 +	ص	ص	ص	ص	جي	ص	جي	ح	ص	RK
Mn2 +	ص	ص	ص	ص	ح	ص	ح	ح	ص	ح
Fe2 +	م	ص	ص	ص	ح	ص	ح	ح	ص	ح
Fe3 +	ص	ص	ص	-	-	ص	جي	ح	ص	RK
Co2 +	م	ص	ص	ص	ح	ص	ح	ح	ص	ح
Ni2 +	م	ص	ص	ص	RK	ص	ح	ح	ص	ح
Cu2 +	م	ص	ص	-	ح	ص	جي	ح	ص	ح
Zn2 +	م	ص	ص	ص	RK	ص	ح	ح	ص	ح
القرص المضغوط 2+	ص	ص	ص	ص	RK	ص	ح	ح	ص	ح
Hg2 +	ص	ص	م	NK	NK	ص	ح	ح	ص	ح
الزئبق 2 2+	ص	NK	NK	NK	RK	ص	ح	ح	م	ح
حج +	ص	NK	NK	NK	NK	ص	ح	ح	م	ح

عنوان تفسيري:

P - المادة شديدة الذوبان في الماء ؛ م - قابل للذوبان بشكل طفيف ؛ H - غير قابل للذوبان عمليا في الماء ، ولكن قابل للذوبان بسهولة في الأحماض الضعيفة أو المخففة ؛ RK - غير قابل للذوبان في الماء وقابل للذوبان فقط في الأحماض غير العضوية القوية ؛ NK - غير قابل للذوبان لا في الماء ولا في الأحماض ؛ G - يتحلل تمامًا عند الذوبان ولا يوجد عند ملامسة الماء. الشرطة تعني أن هذه المادة غير موجودة على الإطلاق.

في المحاليل المائية ، تتفكك الأملاح كليًا أو جزئيًا في أيونات. تخضع أملاح الأحماض الضعيفة و / أو القواعد الضعيفة للتحلل المائي. تحتوي محاليل الملح المائي على أيونات رطبة وأزواج أيونات وأشكال كيميائية أكثر تعقيدًا ، بما في ذلك منتجات التحلل المائي وما إلى ذلك. كما أن عددًا من الأملاح قابلة للذوبان في الكحوليات والأسيتون والأميدات الحمضية والمذيبات العضوية الأخرى.

من المحاليل المائية ، يمكن أن تتبلور الأملاح في شكل هيدرات بلورية ، من محاليل غير مائية - في شكل مذيبات بلورية ، على سبيل المثال CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

يمكن الحصول على بيانات عن العمليات المختلفة التي تحدث في أنظمة الماء والملح ، حول قابلية ذوبان الأملاح في وجودها المشترك اعتمادًا على درجة الحرارة والضغط والتركيز ، على تكوين الأطوار الصلبة والسائلة من خلال دراسة مخططات الذوبان في أنظمة الماء والملح.

الطرق العامة لتركيب الأملاح.

1. الحصول على أملاح متوسطة:

1) معدن مع غير معدني: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) المعدن بالحمض: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) معدن بمحلول ملح من معدن أقل نشاطًا Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) أكسيد قاعدي مع أكسيد حامض: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) أكسيد قاعدي مع حمض CuO + H 2 SO 4 \ u003d CuSO 4 + H 2 O

6) قواعد مع أكسيد حمضي Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) القواعد بالحمض: Ca (OH) 2 + 2HCl \ u003d CaCl 2 + 2H 2 O

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

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

9) محلول أساسي بمحلول ملح: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \ u003d 2NaOH + BaSO 4

10) محلول من أملاحين 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. الحصول على الأملاح الحمضية:

1. تفاعل حمض مع عدم وجود قاعدة. KOH + H 2 SO 4 \ u003d KHSO 4 + H 2 O

2. تفاعل قاعدة مع فائض من أكسيد الحمض

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

3. تفاعل ملح متوسط ​​مع حمض Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \ u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. الحصول على الأملاح الأساسية:

1. التحلل المائي للأملاح المتكونة من قاعدة ضعيفة وحمض قوي

ZnCl 2 + H 2 O \ u003d Cl + HCl

2. إضافة (قطرة قطرة) كميات صغيرة من القلويات إلى محاليل الأملاح المعدنية المتوسطة AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. تفاعل أملاح الأحماض الضعيفة مع الأملاح المتوسطة

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

4. الإيصال أملاح معقدة:

1. تفاعلات الأملاح مع الروابط: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. الحصول على أملاح مزدوجة:

1. تبلور المفصل من أملاحين:

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

4. تفاعلات الأكسدة والاختزال بسبب خصائص الكاتيون أو الأنيون. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. الخواص الكيميائية للأملاح الحمضية:

1. التحلل الحراري بتكوين ملح متوسط

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

2. التفاعل مع القلويات. الحصول على ملح متوسط.

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

3. الخواص الكيميائية للأملاح الأساسية:

1. التحلل الحراري. 2 CO 3 \ u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. التفاعل مع الحامض: تكوين ملح متوسط.

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

4. الخواص الكيميائية للأملاح المركبة:

1. تدمير المجمعات بسبب تكوين مركبات ضعيفة الذوبان:

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

2. تبادل الروابط بين المجالات الخارجية والداخلية.

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

5. الخواص الكيميائية للأملاح المزدوجة:

1. التفاعل مع المحاليل القلوية: KCr (SO 4) 2 + 3KOH = Cr (OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. الاسترداد: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn ، مخفف H 2 SO 4) \ u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

المواد الخام للإنتاج الصناعي لعدد من أملاح الكلوريد ، والكبريتات ، والكربونات ، وبورات الصوديوم ، والبوتاسيوم ، والكالسيوم ، والمغنيسيوم هي مياه البحر والمحيطات ، والمحاليل الملحية الطبيعية التي تشكلت أثناء التبخر ، والترسبات الصلبة للأملاح. بالنسبة لمجموعة المعادن التي تشكل رواسب ملح رسوبية (كبريتات وكلوريدات Na و K و Mg) ، يتم استخدام الاسم الرمزي "الأملاح الطبيعية". توجد أكبر رواسب أملاح البوتاسيوم في روسيا (سوليكامسك) وكندا وألمانيا ، ورواسب قوية من خامات الفوسفات - في شمال إفريقيا وروسيا وكازاخستان ، NaNO3 - في تشيلي.

تستخدم الأملاح في المواد الغذائية والكيميائية والمعدنية والزجاج والجلود والصناعات النسيجية والزراعة والطب ، إلخ.

الأنواع الرئيسية للأملاح

1. بورات (أوكسوبورات) ، أملاح أحماض البوريك: HBO 2 ميتابوريك ، H3 BO 3 لتقويم العظام ، والبوليبورون غير معزول في الحالة الحرة. وفقًا لعدد ذرات البورون في الجزيء ، يتم تقسيمها إلى أحادي ، ثنائي ، رباعي ، سداسي ، إلخ. يُطلق على البورات أيضًا وفقًا للأحماض التي تشكلها ووفقًا لعدد مولات B 2 O 3 لكل 1 مول من الأكسيد الأساسي. لذلك يمكن تسمية الميتابورات المختلفة monoborates إذا كانت تحتوي على أنيون B (OH) 4 أو أنيون سلسلة (BO 2) ن ن - diborates - إذا كانت تحتوي على أنيون مزدوج متسلسل (B 2 O 3 (OH) 2) ن 2 ن-القبائل - إذا كانت تحتوي على أنيون حلقي (ب 3 س 6) 3-.

تشتمل تراكيب البورات على مجموعات البورون والأكسجين - "كتل" تحتوي على 1 إلى 6 ، وأحيانًا 9 ذرات بورون ، على سبيل المثال:

عدد ذرات البورون التنسيقي هو 3 (مجموعات مثلثة من البورون والأكسجين) أو 4 (مجموعات رباعية السطوح). مجموعات البورون والأكسجين هي الأساس ليس فقط للجزيرة ، ولكن أيضًا الهياكل الأكثر تعقيدًا - السلسلة ، والطبقات ، والإطار المبلمر. تتشكل الأخيرة نتيجة للتخلص من الماء في جزيئات البورات المائية وظهور روابط جسرية من خلال ذرات الأكسجين ؛ في بعض الأحيان تكون العملية مصحوبة بفترة راحة الاتصالات V-Oداخل polyanions. يمكن أن تعلق Polyanions مجموعات جانبية - رباعي أسطح البورون والأكسجين أو مثلثات ، ثنائياتها أو الأنيونات الدخيلة.

غالبًا ما تشكل الأمونيوم والقلويات والمعادن الأخرى في حالة الأكسدة +1 مركبات ميتابورات رطبة ولامائية من النوع MBO 2 ، و M 2 B 4 O 7 ، و MB 5 O 8 pentaborates ، وأيضًا M 4 B 10 O 17 يفكك ن H 2 O. التراب القلوي والمعادن الأخرى في حالة الأكسدة + 2 عادةً ما تعطي metaborates رطبة ، M 2 B 6 O 11 triborates و MB 6 O 10 hexaborates. وكذلك الفوقية اللامائية والأورثو والرباعية. تتميز المعادن في حالة الأكسدة + 3 بـ MBO 3 orthoborates رطب ولا مائي.

البورات هي مواد أو بلورات غير متبلورة عديمة اللون (بشكل أساسي ذات بنية منخفضة التماثل - أحادية الميل أو معينية). بالنسبة للبورات اللامائية ، تتراوح نقاط الانصهار من 500 إلى 2000 درجة مئوية ؛ أكثر الميتابوراتس ذوبانًا هي القلويات والأورثو والميتابوراتس للمعادن الأرضية القلوية. تشكل معظم البورات الكؤوس بسهولة عند تبريدها. صلابة البورات المائية على مقياس موس هي 2-5 ، لا مائي - حتى 9.

تفقد الأحاديات الرطبة الماء من التبلور حتى 180 درجة مئوية ، البولي بورات - عند 300-500 درجة مئوية ؛ التخلص من الماء بسبب مجموعات OH , يحدث التنسيق حول ذرات البورون حتى 750 درجة مئوية. مع التجفاف الكامل ، تتشكل المواد غير المتبلورة ، والتي تخضع في معظم الحالات "لإعادة ترتيب البورات" عند درجة حرارة 500-800 درجة مئوية - تبلور ، مصحوبًا (للبورات المتعددة) بالتحلل الجزئي مع إطلاق B 2 O 3.

المعادن القلوية والأمونيوم وبورات T1 (I) قابلة للذوبان في الماء (خاصة الفوقية والخماسية) ، وتتحلل في المحاليل المائية (المحاليل لها تفاعل قلوي). تتحلل معظم البورات بسهولة بواسطة الأحماض ، وفي بعض الحالات بفعل ثاني أكسيد الكربون ؛ وثاني أكسيد الكبريت 2 ؛. تتفاعل بورات من التربة القلوية والمعادن الثقيلة مع محاليل القلويات والكربونات وبيكربونات الفلزات القلوية. البورات اللامائية أكثر استقرارًا كيميائيًا من البورات الرطبة. مع بعض الكحوليات ، وخاصة مع الجلسرين ، تشكل البورات مجمعات قابلة للذوبان في الماء. تحت تأثير العوامل المؤكسدة القوية ، على وجه الخصوص H 2 O 2 ، أو أثناء الأكسدة الكهروكيميائية ، يتم تحويل البورات إلى بيروكسوبورات .

يُعرف حوالي 100 بورات طبيعية ، وهي بشكل أساسي أملاح Na و Mg و Ca و Fe.

يتم الحصول على البورات المميهة عن طريق: معادلة H 3 BO 3 بأكاسيد المعادن أو الهيدروكسيدات أو الكربونات ؛ تبادل تفاعلات بورات الفلزات القلوية ، غالبًا Na ، مع أملاح المعادن الأخرى ؛ تفاعل التحول المتبادل للبورات قليلة الذوبان مع المحاليل المائية لبورات الفلزات القلوية ؛ العمليات الحرارية المائية باستخدام هاليدات الفلزات القلوية كمواد مضافة للتمعدن. يتم الحصول على البورات اللامائية عن طريق اندماج أو تلبيد B 2 O 3 مع أكاسيد معدنية أو كربونات أو عن طريق تجفيف الهيدرات ؛ تزرع البلورات المفردة في محاليل البورات في أكاسيد منصهرة ، على سبيل المثال Bi 2 O 3.

يستخدم البورات: للحصول على مركبات البورون الأخرى ؛ كمكونات لشحنة إنتاج الزجاج ، والزجاج ، والمينا ، والسيراميك ؛ للطلاءات المقاومة للحريق والتشريب ؛ كمكونات لتدفقات لتكرير المعادن ولحامها ولحامها "؛ كأصباغ ومواد مالئة للدهانات والورنيشات ؛ كمواد في الصباغة ، مثبطات التآكل ، مكونات الإلكتروليت ، الفوسفور ، إلخ. يستخدم البوراكس وبورات الكالسيوم على نطاق واسع.

2 - هاليدات ، مركبات كيميائيةالهالوجينات مع عناصر أخرى. تشتمل الهاليدات عادة على مركبات تكون فيها ذرات الهالوجين ذات كهرسلبية أعلى من العناصر الأخرى. الهاليدات لا تشكل He و Ne و Ar. إلى هاليدات بسيطة أو ثنائية EX ن (ن- في أغلب الأحيان عدد صحيح من 1 للهاليدات الأحادية إلى 7 للإصدار IF 7 ، و ReF 7 ، ولكن يمكن أن يكون أيضًا كسريًا ، على سبيل المثال 7/6 لـ Bi 6 Cl 7) يتضمن ، على وجه الخصوص ، أملاح الأحماض المائية ومركبات الهالوجين (لـ على سبيل المثال ، هالوفلوريدات). هناك أيضًا هاليدات مختلطة ، بولي هاليدات ، هيدروهيدات ، أوكسوهاليد ، أوكسي هاليدات ، هيدروكسوهاليد ، ثيو هاليدات ، وهاليدات معقدة. عادة ما تكون حالة أكسدة الهالوجينات في الهاليدات -1.

وفقًا لطبيعة رابطة عنصر الهالوجين ، تنقسم الهاليدات البسيطة إلى أيوني وتساهمي. في الواقع ، العلاقات ذات طبيعة مختلطة مع غلبة مساهمة هذا المكون أو ذاك. هاليدات الفلزات القلوية والقلوية الترابية ، وكذلك العديد من أحادي وهاليدات المعادن الأخرى ، هي أملاح نموذجية تسود فيها الطبيعة الأيونية للرابطة. معظمها مقاوم للحرارة نسبيًا وقليل التطاير وقابل للذوبان في الماء ؛ في المحاليل المائية ، تنفصل تمامًا تقريبًا إلى أيونات. تمتلك خصائص الأملاح أيضًا ثلاثي هاليدات العناصر الأرضية النادرة. تقل قابلية الذوبان في الماء للهاليدات الأيونية بشكل عام من اليود إلى الفلوريدات. الكلوريدات والبروميدات واليود Ag + و Сu + و Hg + و Pb 2+ ضعيفة الذوبان في الماء.

تؤدي الزيادة في عدد ذرات الهالوجين في هاليدات المعدن أو نسبة شحنة المعدن إلى نصف قطر أيونها إلى زيادة المكون التساهمي للرابطة ، وانخفاض قابلية الذوبان في الماء والاستقرار الحراري للهاليدات ، وزيادة في تقلب ، زيادة في الأكسدة والقدرة والميل إلى التحلل المائي. لوحظت هذه التبعيات بالنسبة للهاليدات المعدنية لنفس الفترة وفي سلسلة هاليدات نفس المعدن. من السهل تتبعها على مثال الخصائص الحرارية. على سبيل المثال ، بالنسبة للهاليدات المعدنية للفترة الرابعة ، تكون نقاط الانصهار والغليان على التوالي 771 و 1430 درجة مئوية لـ KC1 و 772 و 1960 درجة مئوية لـ CaCl 2 و 967 و 975 درجة مئوية لـ ScCl 3 و -24.1 و 136 درجة مئوية ل TiCl4. بالنسبة لـ UF 3 ، تكون نقطة الانصهار 1500 درجة مئوية ، UF 4 1036 درجة مئوية ، UF 5348 درجة مئوية ، UF 6 64.0 درجة مئوية. في سلسلة مركبات EC نمع نفس الشيء نتزداد تساهمية الرابطة عادة عند الانتقال من الفلوريدات إلى الكلوريدات وتنخفض عند الانتقال من الأخير إلى البروميدات واليود. لذلك ، بالنسبة لـ AlF 3 ، تكون درجة حرارة التسامي 1280 درجة مئوية ، A1C1 3180 درجة مئوية ، نقطة غليان A1Br 3 هي 254.8 درجة مئوية ، AlI 3407 درجة مئوية. في سلسلة ZrF 4 و ZrCl 4 ZrBr 4 و ZrI 4 تكون درجة حرارة التسامي 906 و 334 و 355 و 418 درجة مئوية على التوالي. في صفوف MF نو MS1 نحيث M عبارة عن معدن من مجموعة فرعية واحدة ، فإن تكافؤ الرابطة يتناقص مع زيادة الكتلة الذرية للمعدن. يوجد عدد قليل من الفلورايدات والكلوريدات المعدنية بنفس مساهمة مكونات الرابطة الأيونية والتساهمية.

ينخفض ​​متوسط ​​طاقة رابطة عنصر الهالوجين عند الانتقال من الفلوريدات إلى اليود ومع الزيادة ن(انظر الجدول).

العديد من الهاليدات المعدنية التي تحتوي على ذرات O معزولة أو جسرية (على التوالي ، oxo- و Oxyhalides) ، على سبيل المثال ، فاناديوم oxotrifluoride VOF 3 ، niobium dioxyfluoride NbO 2 F ، tungsten dioxodiiodide WO 2 I 2.

تحتوي الهاليدات المعقدة (هالوجين ميتالات) على أنيونات معقدة تكون فيها ذرات الهالوجين عبارة عن ربيطات ، على سبيل المثال ، سداسي كلورو بلاتينات البوتاسيوم (IV) K 2 ، و heptafluorotantalate (V) Na ، و hexafluoroarsenate الليثيوم (V) Li. فلورو- ، أوكسوفلورو- وكلورو ميتالات لديها أعلى استقرار حراري. وفقًا لطبيعة الروابط ، فإن المركبات الأيونية ذات الكاتيونات NF 4 + و N 2 F 3 + و C1F 2 + و XeF + وغيرها قريبة من هاليدات معقدة.

تتميز العديد من الهاليدات بالارتباط والبلمرة في المراحل السائلة والغازية مع تكوين روابط جسرية. الأكثر عرضة لهذا هو هاليدات معادن المجموعتين الأولى والثانية ، AlCl 3 ، خماسي فلوريد Sb والمعادن الانتقالية ، أوكسوفلوريدات من تكوين MOF 4. الهاليدات المعروفة برابطة معدنية-معدنية ، على سبيل المثال. Cl-Hg-Hg-Cl.

تختلف الفلوريدات بشكل كبير في خصائصها عن الهاليدات الأخرى. ومع ذلك ، في الهاليدات البسيطة ، تكون هذه الاختلافات أقل وضوحًا مما هي عليه في الهالوجينات نفسها ، وفي الهاليدات المعقدة ، تكون أقل وضوحًا من تلك الموجودة في الهالوجينات البسيطة.

العديد من هاليدات التساهمية (خاصة الفلوريدات) هي أحماض لويس قوية ، على سبيل المثال AsF 5 ، SbF 5 ، BF 3 ، A1C1 3. الفلوريدات جزء من الحموضة الفائقة. يتم تقليل الهاليدات العالية بالمعادن والهيدروجين ، على سبيل المثال:

5WF 6 + W = 6WF 5

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

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

يتم تقليل هاليدات المعادن من المجموعات V-VIII ، باستثناء Cr و Mn ، بواسطة H 2 إلى معادن ، على سبيل المثال:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

تتفاعل العديد من هاليدات المعادن التساهمية والأيونية مع بعضها البعض لتكوين هاليدات معقدة ، على سبيل المثال:

KC1 + TaCl 5 = K.

يمكن للهالوجينات الأخف أن تحل محل الأثقل من الهاليدات. يمكن للأكسجين أكسدة الهاليدات بإطلاق C1 2 و Br 2 و I 2. أحد التفاعلات المميزة للهاليدات التساهمية هو التفاعل مع الماء (التحلل المائي) أو أبخرته عند تسخينه (الانحلال المائي الحراري) ، مما يؤدي إلى تكوين أكاسيد ، أو أكسجين أو هاليدات أكسجين ، هيدروكسيدات وهاليدات الهيدروجين.

يتم الحصول على الهاليدات مباشرة من العناصر ، عن طريق تفاعل هاليدات الهيدروجين أو أحماض الهيدروليك مع العناصر ، أو الأكاسيد ، أو الهيدروكسيدات ، أو الأملاح ، وكذلك عن طريق تفاعلات التبادل.

تستخدم الهاليدات على نطاق واسع في الهندسة كمواد أولية لإنتاج الهالوجينات والمعادن الأرضية القلوية والقلوية ، وكمكونات للزجاج والمواد غير العضوية الأخرى ؛ إنها منتجات وسيطة في إنتاج المعادن النادرة وبعض المعادن غير الحديدية ، U ، Si ، Ge ، إلخ.

في الطبيعة ، تشكل الهاليدات فئات منفصلة من المعادن ، والتي تشمل الفلورايد (على سبيل المثال ، الفلوريت الفلوريت والكريوليت) والكلوريدات (سيلفيت ، كارناليت). البروم واليود موجودان في بعض المعادن كشوائب متشابهة. توجد كميات كبيرة من الهاليدات في مياه البحار والمحيطات ، في الملح وفي المحاليل الملحية الجوفية. بعض الهاليدات ، مثل NaCl و KC1 و CaCl 2 ، هي جزء من الكائنات الحية.

3. كربونات (من لات. كربو ، حالة جنس الكربونيز الفحم) ، أملاح حمض الكربونيك. توجد كربونات متوسطة مع أنيون ثاني أكسيد الكربون وحمضي أو بيكربونات (بيكربونات عفا عليها الزمن) ، مع أنيون HCO3. الكربونات هي مواد بلورية. تتبلور معظم الأملاح المعدنية المتوسطة في حالة الأكسدة + 2 في شكل مسدس. نوع شعرية من الكالسيت أو نوع معين من الأراجونيت.

من الكربونات المتوسطة ، فقط أملاح الفلزات القلوية والأمونيوم و Tl (I) تذوب في الماء. نتيجة للتحلل المائي الكبير ، يكون لمحاليلهم تفاعل قلوي. أصعب كربونات المعادن القابلة للذوبان في حالة الأكسدة + 2. على العكس من ذلك ، جميع البيكربونات عالية الذوبان في الماء. أثناء تفاعلات التبادل في المحاليل المائية بين الأملاح المعدنية و Na 2 CO 3 ، تتشكل رواسب الكربونات المتوسطة في الحالات التي تكون فيها قابليتها للذوبان أقل بكثير من تلك الخاصة بالهيدروكسيدات المقابلة. هذا هو الحال بالنسبة لـ Ca و Sr ونظائرها ، lanthanides ، Ag (I) ، Mn (II) ، Pb (II) ، و Cd (II). الكاتيونات المتبقية ، عند التفاعل مع الكربونات الذائبة نتيجة للتحلل المائي ، لا يمكن أن تعطي متوسطًا ، بل كربونات أساسية أو حتى هيدروكسيدات. يمكن أحيانًا ترسيب الكربونات المتوسطة التي تحتوي على كاتيونات متعددة الشحنة من المحاليل المائية في وجود فائض كبير من ثاني أكسيد الكربون.

تعود الخواص الكيميائية للكربونات إلى انتمائها إلى فئة الأملاح غير العضوية للأحماض الضعيفة. ترتبط السمات المميزة للكربونات بقابلية ذوبانها الضعيفة ، فضلاً عن عدم الاستقرار الحراري لكل من السرطانات نفسها و H 2 CO 3. تُستخدم هذه الخصائص في تحليل الكرابونات ، بناءً على تحللها بواسطة الأحماض القوية والامتصاص الكمي لثاني أكسيد الكربون المنطلق في هذه الحالة بواسطة محلول قلوي ، أو على ترسيب أيون ثاني أكسيد الكربون من المحلول في شكل ВаСО 3. تحت تأثير فائض ثاني أكسيد الكربون على راسب كربونات متوسط ​​في محلول ، يتم تكوين بيكربونات ، على سبيل المثال: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \ u003d Ca (HCO 3) 2. إن وجود البيكربونات في المياه الطبيعية يحدد صلابتها المؤقتة. يتم تحويل الهيدروكربونات عند التسخين الطفيف بالفعل عند درجات حرارة منخفضة إلى كربونات متوسطة ، والتي ، عند التسخين ، تتحلل إلى أكسيد وثاني أكسيد الكربون. كلما زاد نشاط المعدن ، زادت درجة حرارة تحلل كربوناته. لذلك ، يذوب Na 2 CO 3 بدون تحلل عند 857 درجة مئوية ، وبالنسبة للكربونات Ca و Mg و Al ، تصل ضغوط تحلل التوازن إلى 0.1 ميجا باسكال عند درجات حرارة 820 و 350 و 100 درجة مئوية على التوالي.

تنتشر الكربونات بشكل كبير في الطبيعة ، ويرجع ذلك إلى مشاركة ثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد الهيدروجين في عمليات تكوين المعادن. تلعب الكربونات دورًا كبيرًا في التوازن العالمي بين غاز ثاني أكسيد الكربون في الغلاف الجوي وثاني أكسيد الكربون المذاب ؛

و HCO 3 - و CO 3 2- أيونات في الغلاف المائي والأملاح الصلبة في الغلاف الصخري. أهم المعادن هي CaCO 3 الكالسيت ، MgCO 3 مغنسيت ، FeCO 3 siderite ، ZnCO 3 سميثسونايت وبعض المعادن الأخرى. يتكون الحجر الجيري بشكل أساسي من بقايا هيكل عظمي من الكالسيت أو الكالسيت للكائنات ، نادرًا من الأراجونيت. الكربونات المميهة الطبيعية من الفلزات القلوية والمغنيسيوم معروفة أيضًا (على سبيل المثال ، MgCO 3 ZH 2 O ، Na 2 CO 3 10H 2 O) ، الكربونات المزدوجة [على سبيل المثال ، الدولوميت CaMg (CO 3) 2 ، العرش Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] وقاعدة [الملكيت CuCO 3 Cu (OH) 2 ، hydrocerussite 2РbСО 3 Pb (OH) 2].

أهمها كربونات البوتاسيوم وكربونات الكالسيوم وكربونات الصوديوم. العديد من الكربونات الطبيعية عبارة عن خامات معدنية ذات قيمة عالية (على سبيل المثال ، كربونات الزنك والحديد والمنغنيز والرصاص والنحاس). تلعب البيكربونات دورًا فسيولوجيًا مهمًا ، فهي مواد عازلة تنظم ثبات درجة الحموضة في الدم.

4. النترات وأملاح حمض النيتريك HNO 3. معروف لجميع المعادن تقريبًا ؛ توجد في شكل أملاح لا مائية M (NO 3) ن (ن- درجة أكسدة المعدن M) وعلى شكل هيدرات بلورية M (NO 3) ن x H 2 O ( X= 1-9). من المحاليل المائية عند درجة حرارة قريبة من درجة حرارة الغرفة ، تتبلور نترات الفلزات القلوية فقط اللامائية ، والباقي - في شكل هيدرات بلورية. يمكن أن تكون الخصائص الفيزيائية والكيميائية للنترات اللامائية والمرطبة لنفس المعدن مختلفة تمامًا.

يتم تلوين المركبات البلورية اللامائية لنترات عنصر d. تقليديا ، يمكن تقسيم النترات إلى مركبات ذات نوع رابطة تساهمية في الغالب (أملاح Be ، Cr ، Zn ، Fe ، ومعادن انتقالية أخرى) وبنوع من الروابط الأيونية في الغالب (أملاح الفلزات القلوية والقلوية الأرضية). تتميز النترات الأيونية باستقرار حراري أعلى ، وهيمنة الهياكل البلورية ذات التناظر العالي (مكعب) وغياب انقسام نطاقات أيونات النترات في أطياف الأشعة تحت الحمراء. النترات التساهمية لها قابلية ذوبان أعلى في المذيبات العضوية ، واستقرار حراري أقل ، وأطياف الأشعة تحت الحمراء الخاصة بها أكثر تعقيدًا ؛ تتطاير بعض النترات التساهمية في درجة حرارة الغرفة ، وعندما تذوب في الماء ، فإنها تتحلل جزئيًا مع إطلاق أكاسيد النيتروجين.

تظهر جميع النترات اللامائية خصائص مؤكسدة قوية بسبب وجود أيون NO 3 ، بينما تزداد قدرتها على التأكسد عند الانتقال من النترات الأيونية إلى النترات التساهمية. يتحلل الأخير في نطاق 100-300 درجة مئوية ، أيوني - عند 400-600 درجة مئوية (NaNO 3 ، KNO 3 وبعضها الآخر يذوب عند تسخينه). نواتج التحلل في المراحل الصلبة والسائلة. هي نتريت وأكاسيد وأكاسيد بشكل تسلسلي ، وأحيانًا تكون معادن خالية (عندما يكون الأكسيد غير مستقر ، على سبيل المثال Ag 2 O) ، وفي الطور الغازي - NO ، NO 2 ، O 2 و N 2. يعتمد تكوين نواتج التحلل على طبيعة المعدن ودرجة تأكسده ، ومعدل التسخين ، ودرجة الحرارة ، وتكوين الوسط الغازي ، وظروف أخرى. ينفجر NH4 NO 3 ، وعند تسخينه بسرعة يمكن أن يتحلل بانفجار ، وفي هذه الحالة يتكون N 2 و O 2 و H 2 O ؛ عند تسخينه ببطء ، يتحلل إلى N 2 O و H 2 O.

الأيون الحر NO 3 - في الطور الغازي له بنية هندسية لمثلث متساوي الأضلاع مع ذرة N في المركز وزوايا ONO ~ 120 درجة وأطوال سندات N-O 0.121 نانومتر. في النترات البلورية والغازية ، يحتفظ أيون NO 3 بشكله وحجمه ، مما يحدد مساحة النترات وهيكلها. أيون NO 3 - يمكن أن يكون بمثابة ليجند أحادي أو ثنائي أو ثلاثي أو ثلاثي أو جسر ، لذلك تتميز النترات بمجموعة متنوعة من أنواع الهياكل البلورية.

معادن انتقالية في درجات عاليةالأكسدة بسبب الستريك لا يمكن أن تشكل الصعوبات نترات لا مائية ، وتتميز بأوكسونات ، على سبيل المثال UO 2 (NO 3) 2 ، NbO (NO 3) 3. تشكل النترات عددًا كبيرًا من الأملاح المزدوجة والمعقدة مع أيون NO 3 - في الكرة الداخلية. في الوسط المائي ، نتيجة للتحلل المائي ، تشكل الكاتيونات المعدنية الانتقالية هيدروكسونيترات (نترات قاعدية) ذات تركيبة متغيرة ، والتي يمكن أيضًا عزلها في الحالة الصلبة.

تختلف النترات المميهة عن تلك اللامائية في أن أيون المعدن في هياكلها البلورية يرتبط في معظم الحالات بجزيئات الماء ، وليس مع أيون NO 3. لذلك ، فإنها تذوب بشكل أفضل من النترات اللامائية في الماء ، ولكن الأسوأ - في المذيبات العضوية ، تذوب المؤكسدات الأضعف بشكل غير متناسب في ماء التبلور في حدود 25-100 درجة مئوية. عندما يتم تسخين النترات المميهة ، لا تتشكل النترات اللامائية ، كقاعدة عامة ، ولكن يحدث التحلل الحراري مع تكوين هيدروكسونيترات ثم أكسونات وأكاسيد المعادن.

تشبه النترات في العديد من خواصها الكيميائية الأملاح غير العضوية الأخرى. ترجع السمات المميزة للنترات إلى قابليتها العالية للذوبان في الماء ، والاستقرار الحراري المنخفض والقدرة على أكسدة المركبات العضوية وغير العضوية. أثناء اختزال النترات ، يتم تكوين خليط من المنتجات المحتوية على النيتروجين NO 2 أو NO أو N 2 O أو N 2 أو NH 3 مع غلبة أحدها اعتمادًا على نوع عامل الاختزال ودرجة الحرارة وتفاعل الوسط ، وعوامل أخرى.

تعتمد الطرق الصناعية لإنتاج النترات على امتصاص NH 3 بواسطة محاليل HNO 3 (لـ NH 4 NO 3) أو امتصاص غازات النيتروز (NO + NO 2) بواسطة محاليل قلوية أو كربونية (لنترات الفلزات القلوية ، Ca ، Mg ، Ba) ، وكذلك على تفاعلات التبادل المختلفة للأملاح المعدنية مع HNO 3 أو نترات الفلزات القلوية. في المختبر ، للحصول على النترات اللامائية ، تفاعلات المعادن الانتقالية أو مركباتها مع سائل N 2 O 4 ومخاليطه مع مادة متفاعلةأو التفاعلات مع N 2 O 5.

تم العثور على النترات Na ، K (نترات الصوديوم والبوتاسيوم) في شكل رواسب طبيعية.

تستخدم النترات في العديد من الصناعات. نتريت الأمونيوم (نترات الأمونيوم) - الأسمدة الرئيسية المحتوية على النيتروجين ؛ كما تستخدم نترات الفلزات القلوية والكالسيوم كأسمدة. النترات - مكونات وقود الصواريخ ، والتركيبات النارية ، ومحاليل التخليل لصباغة الأقمشة ؛ يتم استخدامها لتقسية المعادن وحفظ الأغذية ، أدويةولإنتاج أكاسيد الفلزات.

النترات سامة. تسبب الوذمة الرئوية ، والسعال ، والقيء ، وقصور القلب والأوعية الدموية الحاد ، وما إلى ذلك. والجرعة المميتة من النترات للإنسان هي 8-15 جم ، والمتناول اليومي المسموح به هو 5 مجم / كجم. لمجموع Na ، K ، Ca ، NH3 نترات MPC: في الماء 45 مجم / لتر "، في التربة 130 مجم / كجم (فئة الخطر 3) ؛ في الخضروات والفواكه (مجم / كجم) - البطاطس 250 ، الملفوف الأبيض المتأخر 500 ، جزر متأخر 250 ، بنجر 1400 ، بصل 80 ، كوسة 400 ، شمام 90 ، بطيخ ، عنب ، تفاح ، إجاص 60. عدم الامتثال للتوصيات الزراعية ، التسميد المفرط يزيد بشكل كبير من محتوى النترات في المنتجات الزراعية ، الجريان السطحي من الحقول (40-5500 ملجم / لتر) مياه جوفية.

5. النتريت وأملاح حمض النيتروز HNO 2. بادئ ذي بدء ، يتم استخدام نيتريت الفلزات القلوية والأمونيوم ، وأقل - قلوية الأرض و Z د-المعادن ، الرصاص و Ag. لا يوجد سوى معلومات مجزأة حول نترات المعادن الأخرى.

تشكل النتريتات المعدنية في حالة الأكسدة +2 هيدرات بلورية مع جزيء واحد أو اثنين أو أربعة جزيئات ماء. تشكل النتريت أملاحًا مزدوجة وثلاثية ، على سبيل المثال. CsNO 2 AgNO 2 أو Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2 ، وكذلك المركبات المعقدة ، مثل Na 3.

لا تُعرف الهياكل البلورية إلا بعدد قليل من النيتريت اللامائي. يحتوي أنيون NO 2 على تكوين غير خطي ؛ زاوية ONO 115 درجة ، الطول اتصالات N-O 0.115 نانومتر ؛ نوع الاتصال M-NO 2 هو أيوني تساهمي.

K ، Na ، Ba nitrites قابلة للذوبان جيدًا في الماء ، Ag ، Hg ، نيتريت النحاس قابلة للذوبان بشكل سيئ. مع زيادة درجة الحرارة ، تزداد قابلية ذوبان النيتريت. تكون جميع النتريت تقريبًا ضعيفة الذوبان في الكحول والإيثرات والمذيبات منخفضة القطبية.

النتريت غير مستقر حراريا. تذوب بدون تحلل فقط نيتريت الفلزات القلوية ، وتتحلل نيتريت المعادن الأخرى عند 25-300 درجة مئوية. آلية تحلل النتريت معقدة وتتضمن عددًا من التفاعلات المتسلسلة المتوازية. منتجات التحلل الغازي الرئيسية هي NO و NO 2 و N 2 و O 2 ، والمنتجات الصلبة هي أكسيد فلز أو عنصر فلز. يتسبب إطلاق كمية كبيرة من الغازات في التحلل المتفجر لبعض النيتريت ، على سبيل المثال NH 4 NO 2 ، والذي يتحلل إلى N 2 و H 2 O.

ترتبط السمات المميزة للنتريت بعدم استقرارها الحراري وقدرة أيون النتريت على أن يكون عامل مؤكسد وعامل اختزال ، اعتمادًا على وسيط وطبيعة الكواشف. في بيئة محايدة ، عادة ما يتم تقليل النيتريت إلى NO ، وفي بيئة حمضية تتأكسد إلى نترات. لا يتفاعل الأكسجين وثاني أكسيد الكربون مع النتريت الصلب ومحاليلهما المائية. يساهم النتريت في تحلل المواد العضوية المحتوية على النيتروجين ، ولا سيما الأمينات ، والأميدات ، وما إلى ذلك. مع الهاليدات العضوية RXH. تتفاعل لتكوين كل من نيتريت RONO ومركبات RNO 2 nitro.

يعتمد الإنتاج الصناعي للنتريت على امتصاص غاز النيتروز (خليط من NO + NO 2) مع محاليل Na 2 CO 3 أو NaOH مع التبلور المتتالي لـ NaNO 2 ؛ يتم الحصول على نترات المعادن الأخرى في الصناعة والمختبرات من خلال تفاعل تبادل الأملاح المعدنية مع NaNO 2 أو عن طريق تقليل نترات هذه المعادن.

تستخدم النتريت في تصنيع أصباغ الآزو ، في إنتاج الكابرولاكتام ، كعوامل مؤكسدة ومختزلة في صناعات المطاط والنسيج وتشغيل المعادن ، كمواد حافظة للأغذية. النتريتات مثل NaNO 2 و KNO 2 سامة ، تسبب الصداع والقيء وتثبيط الجهاز التنفسي ، إلخ. عندما يتم تسمم NaNO 2 ، يتشكل الميثيموغلوبين في الدم ، وتتلف أغشية كرات الدم الحمراء. ربما يكون تكوين النيتروسامين من NaNO 2 والأمينات مباشرة في الجهاز الهضمي.

6. كبريتات وأملاح حامض الكبريتيك. الكبريتات المتوسطة مع الأنيون SO 4 2- معروفة ، حمضية ، أو كبريتات مائية ، مع أنيون HSO 4 - ، قاعدي ، يحتوي مع أنيون SO 4 2- - مجموعات OH ، على سبيل المثال Zn 2 (OH) 2 SO 4. هناك أيضًا كبريتات مزدوجة ، والتي تحتوي على كاتيونات مختلفة. وتشمل مجموعتين كبيرتين من الكبريتات - الشب , وكذلك chenites M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , حيث M عبارة عن كاتيون مشحون منفردًا ، و E هو Mg و Zn وغيرهما من الكاتيونات ذات الشحنة المزدوجة. الكبريتات الثلاثية المعروفة K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (متعدد الجاليت المعدني) ، كبريتات قاعدية مزدوجة ، على سبيل المثال ، معادن مجموعتي الألونيت والجاروسيت M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 و M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3 ، حيث M عبارة عن كاتيون مشحون منفردة يمكن أن تكون الكبريتات جزءًا من أملاح مختلطة ، على سبيل المثال 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (البركيت المعدني) ، MgSO 4 KCl 3H 2 O (كينيت).

الكبريتات عبارة عن مواد بلورية ، متوسطة وحمضية ، وفي معظم الحالات تكون عالية الذوبان في الماء. كبريتات الكالسيوم والسترونشيوم والرصاص وبعض الأنواع الأخرى القابلة للذوبان بشكل طفيف ، غير قابلة للذوبان عمليا BaSO 4 ، RaSO 4. عادة ما تكون الكبريتات الأساسية قابلة للذوبان بشكل ضئيل أو غير قابلة للذوبان عمليًا ، أو تتحلل بالماء. يمكن أن تتبلور الكبريتات من المحاليل المائية على شكل هيدرات بلورية. تسمى الهيدرات البلورية لبعض المعادن الثقيلة بالزجاج ؛ كبريتات النحاس СuSO 4 5H 2 O ، كبريتات الحديدوز FeSO 4 7H 2 O.

الكبريتات المعدنية القلوية المتوسطة مستقرة حرارياً ، بينما تتحلل الكبريتات الحمضية عند تسخينها وتتحول إلى بيروسلفات: 2KHSO 4 \ u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. يتحلل متوسط ​​الكبريتات من المعادن الأخرى ، وكذلك الكبريتات الأساسية ، عند تسخينها إلى درجات حرارة عالية بما فيه الكفاية ، مع تكوين أكاسيد المعادن وإطلاق SO 3.

الكبريتات منتشرة على نطاق واسع في الطبيعة. توجد في شكل معادن ، مثل الجبس CaSO 4 H 2 O ، mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O ، وهي أيضًا جزء من مياه البحر والأنهار.

يمكن الحصول على العديد من الكبريتات عن طريق تفاعل H 2 SO 4 مع المعادن وأكاسيدها وهيدروكسيداتها ، وكذلك تحلل أملاح الأحماض المتطايرة مع حامض الكبريتيك.

تستخدم الكبريتات غير العضوية على نطاق واسع. على سبيل المثال ، كبريتات الأمونيوم عبارة عن سماد نيتروجين ، وتستخدم كبريتات الصوديوم في الزجاج ، وصناعة الورق ، وإنتاج الفسكوز ، وما إلى ذلك. معادن الكبريتات الطبيعية هي مواد خام للإنتاج الصناعي لمركبات من معادن مختلفة ، ومواد بناء ، إلخ.

7.كبريتيت ،أملاح حامض الكبريتيك H 2 SO 3 . يوجد كبريتات متوسطة مع الأنيون SO 3 2- وحمضية (hydrosulfites) مع الأنيون H SO 3 - . الكبريتيت المتوسطة عبارة عن مواد بلورية. الأمونيوم وكبريتات الفلزات القلوية عالية الذوبان في الماء ؛ الذوبان (جم في 100 جم): (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 درجة مئوية) ، K 2 SO 3 106.7 (20 درجة مئوية). في المحاليل المائية تشكل هيدروسلفيت. كبريتيت الأرض القلوية وبعض المعادن الأخرى غير قابلة للذوبان عمليا في الماء ؛ قابلية ذوبان MgSO 3 1 جم في 100 جم (40 درجة مئوية). الهيدرات البلورية المعروفة (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 ، إلخ.

الكبريتات اللامائية ، عند تسخينها دون الوصول إلى الهواء في أوعية مختومة ، غير متناسبة إلى كبريتيدات وكبريتات ، عند تسخينها في تيار من N 2 فإنها تفقد SO 2 ، وعند تسخينها في الهواء ، تتأكسد بسهولة إلى كبريتات. مع SO 2 في البيئة المائية ، تشكل الكبريتات المتوسطة hydrosulfites. الكبريتيت هي عوامل اختزال قوية نسبيًا ؛ تتأكسد في محاليل تحتوي على الكلور ، البروم ، H 2 O 2 ، وما إلى ذلك إلى الكبريتات. تتحلل بواسطة الأحماض القوية (على سبيل المثال ، HC1) مع إطلاق SO 2.

تعرف هيدروسلفيتات البلورية بـ K ، Rb ، Cs ، NH 4 + ، فهي غير مستقرة. توجد هيدروسلفيتات أخرى فقط في المحاليل المائية. الكثافة NH 4 HSO 3 2.03 جم / سم 3 ؛ الذوبان في الماء (جم لكل 100 جم): NH 4 HSO 3 71.8 (0 درجة مئوية) ، KHSO 3 49 (20 درجة مئوية).

عندما يتم تسخين هيدروسلفيت متبلور Na أو K ، أو عندما يكون محلول ملاط ​​اللب M 2 SO 3 مشبعًا بـ SO 2 ، تتشكل البيرو سلفيتات (عفا عليها الزمن - ميتابيسلفيتات) M 2 S 2 O 5 - أملاح حمض الكبريت البيروفلوري غير معروفة في المنطقة الحرة الحالة H 2 S 2 O 5 ؛ بلورات غير مستقرة. الكثافة (جم / سم 3): Na 2 S 2 O 5 1.48 ، K 2 S 2 O 5 2.34 ؛ فوق 160 درجة مئوية تتحلل مع إطلاق SO 2 ؛ تذوب في الماء (مع التحلل إلى H SO 3 -) ، الذوبان (جم لكل 100 جم): Na 2 S 2 O 5 64.4 ، K 2 S 2 O 5 44.7 ؛ شكل هيدرات Na 2 S 2 O 5 7H 2 O و ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O ؛ تقليل الوكلاء.

يتم الحصول على كبريتات الفلزات القلوية المتوسطة عن طريق تفاعل محلول مائي من M 2 CO 3 (أو MOH) مع SO 2 ، و MSO 3 بتمرير SO 2 عبر معلق مائي من MCO 3 ؛ يستخدم SO 2 بشكل أساسي من الغازات المنبعثة من إنتاج حامض الكبريتيك. تستخدم الكبريتات في تبييض وصباغة وطباعة الأقمشة والألياف والجلود لحفظ الحبوب والأعلاف الخضراء ومخلفات الأعلاف الصناعية (NaHSO 3 ،

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 and Ca (HSO 3) 2 - المطهرات في صناعة النبيذ وصناعة السكر. NaНSO 3 ، MgSO 3 ، NH 4 НSO3 - مكونات سائل الكبريتيت أثناء عملية فصل الألياف ؛ (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 ممتص ؛ NaHSO 3 هو ماص H2S من غازات النفايات المنتجة ، وهو عامل اختزال في إنتاج الأصباغ الكبريتية. K 2 S 2 O 5 - مكون المثبتات الحمضية في التصوير الفوتوغرافي ، مضاد للأكسدة ، مطهر.

طرق فصل الخليط

الترشيح ، فصل الأنظمة غير المتجانسة السائل - الجسيمات الصلبة (المعلقات) والغاز - الجسيمات الصلبة باستخدام أقسام الترشيح المسامية (FP) التي تسمح بمرور السائل أو الغاز ، مع الاحتفاظ بالجسيمات الصلبة. القوة الدافعة للعملية هي فرق الضغط على جانبي FP.

عند فصل المعلقات ، عادةً ما تشكل الجسيمات الصلبة طبقة من الرواسب الرطبة على FP ، والتي ، إذا لزم الأمر ، يتم غسلها بالماء أو سائل آخر ، ويتم تجفيفها أيضًا عن طريق نفخ الهواء أو الغازات الأخرى من خلاله. يتم إجراء الترشيح بفرق ضغط ثابت أو بسرعة عملية ثابتة ث(كمية المرشح بالمتر 3 الذي يمر عبر 1 م 2 من سطح FP لكل وحدة زمنية). عند اختلاف ضغط ثابت ، يتم تغذية المعلق إلى المرشح في ظل فراغ أو ضغط زائد ، وكذلك بواسطة مضخة مكبس ؛ عند استخدام مضخة طرد مركزي ، يزداد فرق الضغط وتنخفض سرعة العملية.

اعتمادًا على تركيز المعلقات ، يتم تمييز عدة أنواع من الترشيح. بتركيز يزيد عن 1٪ ، يحدث الترشيح مع تكوين راسب ، وبتركيز أقل من 0.1٪ ، مع انسداد مسام FP (توضيح السوائل). إذا لم يتم تكوين طبقة رسوبية كثيفة بدرجة كافية على FP ودخلت جزيئات صلبة في المرشح ، يتم ترشيحها باستخدام مواد مساعدة مشتتة بدقة (دياتومايت ، بيرلايت) ، والتي سبق تطبيقها على FP أو إضافتها إلى التعليق. عند تركيز أولي أقل من 10٪ ، يمكن الفصل الجزئي وتثخين المعلقات.

يتم التمييز بين المرشحات المستمرة والمتقطعة. بالنسبة لهذا الأخير ، فإن المراحل الرئيسية للعمل هي الترشيح وغسل الرواسب وتجفيفها وتفريغها. في الوقت نفسه ، يمكن تطبيق التحسين وفقًا لمعايير أعلى إنتاجية وأقل تكلفة. إذا لم يتم إجراء الغسيل والتجفيف ، ويمكن إهمال المقاومة الهيدروليكية للقسم ، عندئذٍ تتحقق أعلى إنتاجية عندما يكون وقت الترشيح مساويًا لمدة العمليات الإضافية.

FP مرن قابل للتطبيق مصنوع من القطن والصوف والأقمشة الاصطناعية والزجاجية ، بالإضافة إلى FP غير المنسوج المصنوع من الألياف الطبيعية والاصطناعية وغير المرنة - السيراميك والسيرميت والبلاستيك الرغوي. يمكن أن تكون اتجاهات حركة المرشح وحركة الجاذبية معاكسة أو متطابقة أو متعامدة بشكل متبادل.

تصميمات المرشح متنوعة. أحد أكثرها شيوعًا هو مرشح الفراغ الأسطواني الدوار. (سم.الشكل.) للعمل المستمر ، حيث تكون اتجاهات حركة المرشح وعمل الجاذبية متعاكسين. يربط قسم المفاتيح بين المنطقتين الأولى والثانية بمصدر الفراغ والمنطقة الثالثة والرابعة بمصدر الهواء المضغوط. يدخل سائل الترشيح والغسيل من المناطق الأولى والثانية إلى مستقبلات منفصلة. كما أصبحت مكبس الترشيح المتقطع الأوتوماتيكي المزود بحجرات أفقية وقطعة قماش الترشيح على شكل حزام لا نهاية له وأغشية مرنة لنزح المياه من الحمأة عن طريق الضغط على نطاق واسع. يقوم بعمليات متناوبة لملء الغرف بالمعلق ، والترشيح ، وغسل وتجفيف الرواسب ، وفصل الغرف المجاورة وإزالة الرواسب.

تحديد إجهاد القص الديناميكي ، اللزوجة الفعالة والبلاستيكية في درجة الحرارة العادية

تحديد إجهاد القص الديناميكي ، اللزوجة الفعالة والبلاستيكية عند درجة حرارة مرتفعة

التجربة 2. الحصول على خواص أملاح حامض الفوسفوريك ودراستها.