Definizione sali nell'ambito della teoria della dissociazione. I sali sono generalmente divisi in tre gruppi: medio, acido e basico. Nei sali medi, tutti gli atomi di idrogeno dell'acido corrispondente sono sostituiti da atomi di metallo, nei sali acidi sono solo parzialmente sostituiti, nei sali basici del gruppo OH della base corrispondente sono parzialmente sostituiti da residui acidi.
Ci sono anche altri tipi di sali, come doppi sali, che contengono due diversi cationi e un anione: CaCO 3 MgCO 3 (dolomite), KCl NaCl (silvinite), KAl (SO 4) 2 (allume di potassio); sali misti, che contengono un catione e due differenti anioni: CaOCl 2 (o Ca(OCl)Cl); sali complessi, che include ione complesso, costituito da un atomo centrale legato a più ligandi: K 4 (sale sanguigno giallo), K 3 (sale sanguigno rosso), Na, Cl; sali idratati(idrati di cristallo), che contengono molecole acqua di cristallizzazione: CuSO 4 5H 2 O (solfato di rame), Na 2 SO 4 10H 2 O (sale di Glauber).
Il nome dei saliè formato dal nome dell'anione seguito dal nome del catione.
Per i sali di acidi privi di ossigeno, al nome del non metallo viene aggiunto un suffisso id, ad esempio cloruro di sodio NaCl, solfuro di ferro (H) FeS, ecc.
Quando si nominano i sali di acidi contenenti ossigeno, nel caso di stati di ossidazione più elevati, la desinenza viene aggiunta alla radice latina del nome dell'elemento — sono, nel caso di stati di ossidazione inferiori, la desinenza -esso. Nei nomi di alcuni acidi, il prefisso viene utilizzato per designare gli stati di ossidazione più bassi di un non metallo ipo-, per i sali dell'acido perclorico e permanganico utilizzare il prefisso per-, es: carbonato di calcio CaCO 3, solfato di ferro (III) Fe 2 (SO 4) 3, solfito di ferro (II) FeSO 3, ipoclorito di potassio KOSl, clorito di potassio KOSl 2, clorato di potassio KOSl 3, perclorato di potassio KOSl 4, permanganato di potassio KMnO 4, dicromato di potassio K 2 Cr 2 O 7 .
Sali acidi e basici può essere considerato come un prodotto di conversione incompleta di acidi e basi. Secondo la nomenclatura internazionale, l'atomo di idrogeno, che fa parte del sale acido, è indicato dal prefisso idro-, Gruppo OH - prefisso idrossi, NaHS - idrosolfuro di sodio, NaHSO 3 - idrosolfito di sodio, Mg (OH) Cl - idrossicloruro di magnesio, Al (OH) 2 Cl - diidrossicloruro di alluminio.
Nei nomi degli ioni complessi vengono prima indicati i ligandi, seguiti dal nome del metallo, indicando il corrispondente stato di ossidazione (numeri romani tra parentesi). Nei nomi di cationi complessi vengono utilizzati nomi russi di metalli, ad esempio: Cl 2 - cloruro di rame tetraamminico (P), 2 SO 4 - solfato di argento diamminico (1). Nei nomi degli anioni complessi vengono utilizzati i nomi latini dei metalli con il suffisso -at, ad esempio: K[Al(OH) 4 ] - tetraidrossialluminato di potassio, Na - tetraidrossicromato di sodio, K 4 - esacianoferrato di potassio (H) .
Nomi dei sali idrati (idrati cristallini) si formano in due modi. È possibile utilizzare il complesso sistema di denominazione dei cationi descritto sopra; ad esempio, il solfato di rame SO 4 H 2 0 (o CuSO 4 5H 2 O) può essere chiamato solfato di tetraaquacopper(II). Tuttavia, per i sali idrati più noti, il più delle volte il numero di molecole d'acqua (il grado di idratazione) è indicato da un prefisso numerico alla parola "idrato", ad esempio: CuSO 4 5H 2 O - solfato di rame (I) pentaidrato, Na 2 SO 4 10H 2 O - solfato di sodio decaidrato, CaCl 2 2H 2 O - cloruro di calcio diidrato.
Solubilità dei sali
In base alla loro solubilità in acqua, i sali si dividono in solubili (P), insolubili (H) e leggermente solubili (M). Per determinare la solubilità dei sali, utilizzare la tabella della solubilità di acidi, basi e sali in acqua. Se non c'è un tavolo a portata di mano, puoi usare le regole. Sono facili da ricordare.
1. Tutti i sali dell'acido nitrico sono solubili - nitrati.
2. Tutti i sali dell'acido cloridrico sono solubili - cloruri, ad eccezione di AgCl (H), PbCl 2 (M).
3. Tutti i sali dell'acido solforico - i solfati sono solubili, ad eccezione di BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).
4. I sali di sodio e potassio sono solubili.
5. Tutti i fosfati, carbonati, silicati e solfuri non si dissolvono, ad eccezione dei sali di Na + e K + .
Di tutti i composti chimici, i sali sono la classe di sostanze più numerosa. Questi sono solidi, differiscono l'uno dall'altro per colore e solubilità in acqua. A inizio XIX in. Il chimico svedese I. Berzelius ha formulato la definizione di sali come prodotti di reazione di acidi con basi o composti ottenuti sostituendo gli atomi di idrogeno in un acido con un metallo. Su questa base, i sali si distinguono in medi, acidi e basici. I sali medi o normali sono prodotti della completa sostituzione degli atomi di idrogeno in un acido con un metallo.
Per esempio:
N / a 2 CO 3 - carbonato di sodio;
CuSO 4 - solfato di rame (II), ecc.
Tali sali si dissociano in cationi metallici e anioni del residuo acido:
Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 2 -
I sali acidi sono prodotti della sostituzione incompleta degli atomi di idrogeno in un acido con un metallo. I sali acidi includono, ad esempio, bere soda NaHCO 3 , che consiste in un catione metallico Na + e un residuo acido HCO 3 - caricato singolarmente . Per un sale di calcio acido, la formula è scritta come segue: Ca (HCO 3) 2. I nomi di questi sali sono costituiti dai nomi dei sali medi con l'aggiunta del prefisso idro- , Per esempio:
Mg (HSO 4) 2 - idrosolfato di magnesio.
Dissociare i sali acidi come segue:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 \u003d Mg 2+ + 2HSO 4 -
I sali basici sono prodotti della sostituzione incompleta dei gruppi idrossido nella base per un residuo acido. Ad esempio, tali sali includono la famosa malachite (CuOH) 2 CO 3, di cui hai letto nelle opere di P. Bazhov. È costituito da due cationi basici CuOH+ e da un anione a doppia carica del residuo acido CO 3 2- . Il catione CuOH + ha una carica +1, quindi, nella molecola, due di questi cationi e un anione CO 3 2 doppiamente carico vengono combinati in un sale elettricamente neutro.
I nomi di tali sali saranno gli stessi dei sali normali, ma con l'aggiunta del prefisso idrossi-, (CuOH) 2 CO 3 - idrossicarbonato di rame (II) o AlOHCl 2 - idrossicloruro di alluminio. La maggior parte dei sali basici sono insolubili o poco solubili.
Questi ultimi si dissociano in questo modo:
AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -
Proprietà del sale
Le prime due reazioni di scambio sono state discusse in dettaglio in precedenza.
Anche la terza reazione è una reazione di scambio. Scorre tra soluzioni saline ed è accompagnato dalla formazione di un precipitato, ad esempio:
La quarta reazione dei sali è associata alla posizione del metallo nella serie elettrochimica delle tensioni metalliche (vedi "Serie elettrochimica delle tensioni metalliche"). Ogni metallo sposta dalle soluzioni saline tutti gli altri metalli situati alla sua destra in una serie di tensioni. Ciò è soggetto alle seguenti condizioni:
1) entrambi i sali (sia reattivi che formati a seguito della reazione) devono essere solubili;
2) i metalli non devono interagire con l'acqua, pertanto i metalli dei principali sottogruppi dei gruppi I e II (per quest'ultimo, a partire da Ca) non sostituiscono altri metalli dalle soluzioni saline.
Metodi per ottenere i sali
Metodi per l'ottenimento e proprietà chimiche dei sali. I sali possono essere ottenuti da composti inorganici di quasi tutte le classi. Insieme a questi metodi, i sali degli acidi anossici possono essere ottenuti mediante l'interazione diretta di un metallo e un non metallo (Cl, S, ecc.).
Molti sali sono stabili quando riscaldati. Tuttavia, i sali di ammonio, così come alcuni sali di metalli a bassa attività, acidi deboli e acidi in cui gli elementi mostrano stati di ossidazione più o meno elevati, si decompongono quando riscaldati.
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
2Ag 2 CO 3 \u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2
NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl
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 + KCl
Il sale da cucina è cloruro di sodio usato come additivo alimentare e conservante alimentare. È anche usato nell'industria chimica, medicina. Serve come la materia prima più importante per la produzione di soda caustica, soda e altre sostanze. La formula del sale da cucina è NaCl.
Formazione di un legame ionico tra sodio e cloro
La composizione chimica del cloruro di sodio riflette la formula condizionale NaCl, che dà un'idea dell'uguale numero di atomi di sodio e cloro. Ma la sostanza non è formata da molecole biatomiche, ma è costituita da cristalli. Quando un metallo alcalino interagisce con un non metallo forte, ogni atomo di sodio emette più cloro elettronegativo. Ci sono cationi sodio Na+ e anioni del residuo acido dell'acido cloridrico Cl-. Le particelle di carica opposta vengono attratte, formando una sostanza con un reticolo cristallino ionico. Piccoli cationi di sodio si trovano tra grandi anioni cloruro. Il numero di particelle positive nella composizione del cloruro di sodio è uguale al numero di particelle negative, la sostanza nel suo insieme è neutra.
Formula chimica. Sale da cucina e salgemma
I sali sono sostanze ioniche complesse i cui nomi iniziano con il nome del residuo acido. La formula del sale da cucina è NaCl. I geologi chiamano un minerale di questa composizione "alito" e la roccia sedimentaria è chiamata "salgemma". Un termine chimico obsoleto che viene spesso utilizzato nell'industria è "cloruro di sodio". Questa sostanza è nota alle persone fin dall'antichità, un tempo era considerata "oro bianco". Gli scolari e gli studenti moderni, quando leggono le equazioni delle reazioni che coinvolgono il cloruro di sodio, chiamano segni chimici ("cloruro di sodio").
Effettueremo semplici calcoli secondo la formula della sostanza:
1) Mr (NaCl) \u003d Ar (Na) + Ar (Cl) \u003d 22,99 + 35,45 \u003d 58,44.
Il parente è 58,44 (in amu).
2) La massa molare è numericamente uguale al peso molecolare, ma questo valore ha unità di g / mol: M (NaCl) \u003d 58,44 g / mol.
3) Un campione di 100 g di sale contiene 60.663 g di atomi di cloro e 39.337 g di sodio.
Proprietà fisiche del sale da cucina
I cristalli fragili di salgemma sono incolori o bianchi. In natura sono presenti anche giacimenti di salgemma, dipinti di grigio, giallo o blu. Qualche volta sostanza minerale ha una sfumatura rossa, a causa del tipo e della quantità di impurità. La durezza dell'alite è solo 2-2,5, il vetro lascia una linea sulla sua superficie.
Altri parametri fisici del cloruro di sodio:
- odore - assente;
- gusto - salato;
- densità - 2.165 g / cm3 (20 ° C);
- punto di fusione - 801 ° C;
- punto di ebollizione - 1413 ° C;
- solubilità in acqua - 359 g / l (25 ° C);
Ottenere cloruro di sodio in laboratorio
Quando il sodio metallico reagisce con il cloro gassoso in una provetta, si forma una sostanza Colore bianco- cloruro di sodio NaCl (formula sale comune).
La chimica fornisce informazioni vari modi ottenendo la stessa connessione. Ecco alcuni esempi:
NaOH (aq.) + HCl \u003d NaCl + H 2 O.
Reazione redox tra metallo e acido:
2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2.
Azione dell'acido sull'ossido metallico: Na 2 O + 2HCl (aq.) = 2NaCl + H 2 O
Spostamento di un acido debole da una soluzione del suo sale da uno più forte:
Na 2 CO 3 + 2HCl (aq.) \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2 (gas).
Per l'uso in scala industriale tutti questi metodi sono troppo costosi e complicati.
Produzione di sale
Già agli albori della civiltà si sapeva che dopo la salatura carne e pesce durano più a lungo. trasparente, forma corretta cristalli di salgemma erano usati in alcuni paesi antichi al posto del denaro e valevano il loro peso in oro. La ricerca e lo sviluppo dei giacimenti di salgemma ha permesso di soddisfare le crescenti esigenze della popolazione e dell'industria. Le più importanti fonti naturali di sale da cucina:
- giacimenti della salgemma minerale in diversi paesi;
- acqua dei mari, oceani e laghi salati;
- strati e croste di salgemma sulle rive dei corpi idrici salati;
- cristalli di salgemma sulle pareti dei crateri vulcanici;
- Saline.
Nell'industria vengono utilizzati quattro metodi principali per ottenere il sale da cucina:
- lisciviazione di salgemma dallo strato sotterraneo, evaporazione della salamoia risultante;
- estrazione mineraria;
- evaporazione o salamoia dei laghi salati (il 77% della massa del residuo secco è cloruro di sodio);
- uso di un sottoprodotto della dissalazione dell'acqua salata.
Proprietà chimiche del cloruro di sodio
Nella sua composizione, NaCl è un sale medio formato da un alcali e un acido solubile. Il cloruro di sodio è un elettrolita forte. L'attrazione tra gli ioni è così forte che solo solventi altamente polari possono distruggerla. Nell'acqua le sostanze si decompongono, vengono rilasciati cationi e anioni (Na +, Cl -). La loro presenza è dovuta alla conducibilità elettrica, che ha una soluzione di sale comune. La formula in questo caso è scritta allo stesso modo della sostanza secca - NaCl. Una delle reazioni qualitative al catione di sodio è la colorazione giallo fiamma del bruciatore. Per ottenere il risultato dell'esperimento, è necessario raccogliere un po' di sale solido su un cappio pulito e aggiungerlo alla parte centrale della fiamma. Le proprietà del sale da cucina sono anche associate alla caratteristica dell'anione, che consiste in una reazione qualitativa allo ione cloruro. Quando si interagisce con il nitrato d'argento in soluzione, precipita un precipitato bianco di cloruro d'argento (foto). L'acido cloridrico viene sostituito dal sale da acidi più forti del cloridrico: 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl. In condizioni normali, il cloruro di sodio non subisce idrolisi.
Aree di applicazione del salgemma
Il cloruro di sodio abbassa il punto di fusione del ghiaccio, motivo per cui in inverno viene utilizzata una miscela di sale e sabbia su strade e marciapiedi. Assorbe una grande quantità di impurità, mentre lo scongelamento inquina fiumi e torrenti. Il sale stradale accelera anche il processo di corrosione delle carrozzerie e danneggia gli alberi piantati vicino alle strade. Nell'industria chimica, il cloruro di sodio viene utilizzato come materia prima per la produzione di un ampio gruppo di sostanze chimiche:
- di acido cloridrico;
- sodio metallico;
- cloro gassoso;
- soda caustica e altri composti.
Inoltre, il sale da cucina viene utilizzato nella produzione di saponi e coloranti. Come antisettico alimentare, viene utilizzato per conserve, funghi in salamoia, pesce e verdure. Per combattere i disturbi della tiroide nella popolazione, la formula del sale da cucina è arricchita con l'aggiunta di composti di iodio sicuri, ad esempio KIO 3 , KI, NaI. Tali integratori supportano la produzione di ormone tiroideo, prevengono la malattia del gozzo endemico.
Il valore del cloruro di sodio per il corpo umano
La formula del sale da cucina, la sua composizione è diventata vitale per la salute umana. Gli ioni di sodio sono coinvolti nella trasmissione degli impulsi nervosi. Gli anioni di cloro sono necessari per la produzione di acido cloridrico nello stomaco. Ma troppo sale negli alimenti può portare ad alta pressione sanguigna e aumentare il rischio di sviluppare malattie cardiache e vascolari. In medicina, con una grande perdita di sangue, ai pazienti viene iniettata una soluzione fisiologica. Per ottenerlo si sciolgono 9 g di cloruro di sodio in un litro di acqua distillata. Il corpo umano ha bisogno di una fornitura continua di questa sostanza con il cibo. Il sale viene escreto attraverso gli organi escretori e la pelle. Il contenuto medio di cloruro di sodio nel corpo umano è di circa 200 g Gli europei consumano circa 2-6 g di sale da cucina al giorno, nei paesi caldi questa cifra è più alta a causa della maggiore sudorazione.
L'acqua è uno dei principali composti chimici del nostro pianeta. Una delle sue proprietà più interessanti è la capacità di formare soluzioni acquose. E in molte aree della scienza e della tecnologia, la solubilità del sale nell'acqua gioca un ruolo importante.
La solubilità è intesa come la capacità di varie sostanze di formare miscele omogenee (omogenee) con liquidi - solventi. È il volume del materiale che viene utilizzato per dissolvere e formare una soluzione satura che ne determina la solubilità, paragonabile alla frazione di massa di questa sostanza o alla sua quantità in una soluzione concentrata.
In base alla loro capacità di dissolversi, i sali sono classificati come segue:
- le sostanze solubili includono sostanze che possono essere sciolte in 100 g di acqua più di 10 g;
- scarsamente solubili sono quelli la cui quantità nel solvente non supera 1 g;
- la concentrazione di insolubile in 100 g di acqua è inferiore a 0,01.
Nel caso in cui la polarità della sostanza utilizzata per la dissoluzione sia simile alla polarità del solvente, è solubile. A diverse polarità, molto probabilmente, non è possibile diluire la sostanza.
Come avviene lo scioglimento
Se parliamo se il sale si dissolve nell'acqua, per la maggior parte dei sali questa è una dichiarazione equa. Esiste una tabella speciale in base alla quale è possibile determinare con precisione la quantità di solubilità. Poiché l'acqua è un solvente universale, si mescola bene con altri liquidi, gas, acidi e sali.
Uno degli esempi più evidenti di dissoluzione di un solido in acqua si può osservare quasi ogni giorno in cucina, mentre si preparano i piatti utilizzando il sale da cucina. Allora perché il sale si dissolve nell'acqua?
Dal corso di chimica della scuola, molti ricordano che le molecole di acqua e sale sono polari. Ciò significa che i loro poli elettrici sono opposti, il che si traduce in un'elevata costante dielettrica. Le molecole d'acqua circondano gli ioni di un'altra sostanza, ad esempio, come nel nostro caso, NaCl. In questo caso si forma un liquido, omogeneo nella sua consistenza.
Effetto della temperatura
Ci sono diversi fattori che influenzano la solubilità dei sali. Prima di tutto, questa è la temperatura del solvente. Più è alto, maggiore è il valore del coefficiente di diffusione delle particelle nel liquido e il trasferimento di massa avviene più velocemente.
Sebbene, ad esempio, la solubilità del sale comune (NaCl) in acqua praticamente non dipenda dalla temperatura, poiché il suo coefficiente di solubilità è 35,8 a 20 ° C e 38,0 a 78 ° C. Ma solfato di rame (CaSO4) con l'aumento della temperatura dell'acqua si dissolve peggio.
Altri fattori che influenzano la solubilità includono:
- La dimensione delle particelle disciolte - con un'area più ampia di separazione di fase, la dissoluzione avviene più velocemente.
- Un processo di miscelazione che, se eseguito in modo intensivo, contribuisce a un trasferimento di massa più efficiente.
- La presenza di impurità: alcune accelerano il processo di dissoluzione, mentre altre, ostacolando la diffusione, riducono la velocità del processo.
Video sul meccanismo di dissoluzione del sale
I sali sono il prodotto della sostituzione di atomi di idrogeno in un acido per un metallo. I sali solubili nella soda si dissociano in un catione metallico e un anione residuo acido. I sali si dividono in:
medio
Di base
Complesso
Doppio
Misto
Sali medi. Questi sono prodotti della sostituzione completa degli atomi di idrogeno in un acido con atomi di metallo, o con un gruppo di atomi (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.
I nomi dei sali medi derivano dai nomi di metalli e acidi: CuSO 4 - solfato di rame, Na 3 PO 4 - fosfato di sodio, NaNO 2 - nitrito di sodio, NaClO - ipoclorito di sodio, NaClO 2 - clorito di sodio, NaClO 3 - clorato di sodio , NaClO 4 - perclorato di sodio, CuI - ioduro di rame (I), CaF 2 - fluoruro di calcio. Devi anche ricordare alcuni nomi banali: NaCl-sale da cucina, KNO3-nitrato di potassio, K2CO3-potassa, Na2CO3-carbonato di sodio, Na2CO3∙10H2O-soda cristallina, CuSO4-solfato di rame, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O- borace, Na 2 SO 4 . 10H 2 O-sale di Glauber. Doppi sali. esso sale contenente due tipi di cationi (atomi di idrogeno multibase gli acidi sono sostituiti da due diversi cationi): MgNH 4 PO 4 , KAl (SO 4 ) 2 , NaKSO 4 .I sali doppi come singoli composti esistono solo in forma cristallina. Una volta sciolti in acqua, sono completamentedissociarsi in ioni metallici e residui acidi (se i sali sono solubili), ad esempio:
NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-
È interessante notare che la dissociazione dei sali doppi in soluzioni acquose avviene in 1 passaggio. Per nominare sali di questo tipo, è necessario conoscere i nomi dell'anione e di due cationi: MgNH4PO4 - fosfato di magnesio e ammonio.
sali complessi.Queste sono particelle (molecole neutre oioni ), che si formano a seguito dell'unione di questo ione (o atomo) ), chiamato agente complessante, molecole neutre o altri ioni chiamati ligandi. I sali complessi si dividono in:
1) Complessi cationici
Cl 2 - tetraamminzinc(II) dicloruro
Cl2- di cloruro di esameamminocobalto(II).
2) Complessi anionici
K2- tetrafluoroberillato di potassio (II)
Li-tetraidroalluminato di litio (III)
K3-esacianoferrato di potassio (III)
La teoria della struttura dei composti complessi è stata sviluppata dal chimico svizzero A. Werner.
Sali acidi sono prodotti di sostituzione incompleta di atomi di idrogeno in acidi polibasici per cationi metallici.
Ad esempio: NaHCO3
Proprietà chimiche:
Reagire con i metalli nella serie di voltaggio a sinistra dell'idrogeno.
2KHSO 4 + Mg → H 2 + Mg (SO) 4 + K 2 (SO) 4
Si noti che per tali reazioni è pericoloso assumere metalli alcalini, perché prima reagiranno con l'acqua con un grande rilascio di energia e si verificherà un'esplosione, poiché tutte le reazioni si verificano in soluzioni.
2NaHCO 3 + Fe → H 2 + Na 2 CO 3 + Fe 2 (CO 3) 3 ↓
I sali acidi reagiscono con le soluzioni alcaline per formare il sale intermedio e l'acqua:
NaHCO 3 +NaOH→Na 2 CO 3 +H 2 O
2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4
I sali acidi reagiscono con soluzioni di sali medi se viene rilasciato gas, si forma un precipitato o viene rilasciata acqua:
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
I sali acidi reagiscono con gli acidi se il prodotto acido della reazione è più debole o più volatile di quello aggiunto.
NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O
I sali acidi reagiscono con gli ossidi basici rilasciando acqua e sali intermedi:
2NaHCO 3 + MgO → MgCO 3 ↓ + Na 2 CO 3 + H 2 O
2KHSO 4 + BeO → BeSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
I sali acidi (in particolare idrocarbonati) si decompongono sotto l'influenza della temperatura:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Ricevuta:
I sali acidi si formano quando l'alcali viene esposto a un eccesso di una soluzione di acido polibasico (reazione di neutralizzazione):
NaOH + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + H 2 O
Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O
I sali acidi si formano sciogliendo gli ossidi basici negli acidi polibasici:
MgO + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2 O
I sali acidi si formano quando i metalli vengono disciolti in un eccesso di una soluzione di acido polibasico:
Mg + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2
I sali acidi si formano come risultato dell'interazione del sale medio e dell'acido, che formava l'anione del sale medio:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3 CaHPO 4
Sali di base:
I sali basici sono il prodotto della sostituzione incompleta del gruppo idrossido nelle molecole delle basi poliacidi per i residui acidi.
Esempio: MgOHNO 3 ,FeOHCl.
Proprietà chimiche:
I sali basici reagiscono con l'acido in eccesso per formare un sale medio e acqua.
MgOHNO 3 + HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O
I sali basici si decompongono per temperatura:
2 CO 3 →2CuO + CO 2 + H 2 O
Ottenere i sali di base:
L'interazione di sali di acidi deboli con sali medi:
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
Idrolisi dei sali formata da una base debole e da un acido forte:
ZnCl 2 + H 2 O → Cl + HCl
La maggior parte dei sali basici sono scarsamente solubili. Molti di loro sono minerali, per esempio malachite Cu 2 CO 3 (OH) 2 e idrossiapatite Ca 5 (PO 4) 3 OH.
Le proprietà dei sali misti non sono trattate nel corso di chimica scolastica, ma è importante conoscerne la definizione.
I sali misti sono sali in cui i residui acidi di due diversi acidi sono attaccati a un catione metallico.
Un buon esempio è la candeggina Ca(OCl)Cl (candeggina).
Nomenclatura:
1. Il sale contiene un catione complesso
In primo luogo, viene nominato il catione, quindi i ligandi-anioni che entrano nella sfera interna, terminando in "o" ( Cl - - cloro, OH - -hydroxo), quindi i ligandi, che sono molecole neutre ( NH 3 -ammina, H 2 O -aquo).Se sono presenti più di 1 ligandi identici, il loro numero è indicato da numeri greci: 1 - mono, 2 - di, 3 - tre, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa, 7 - hepta, 8 - octa, 9 - nona, 10 - deca. Quest'ultimo è chiamato ione complessante, indicando la sua valenza tra parentesi, se è variabile.
[ Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-argento diammina idrossido ( IO)
[ Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -cloruro dicloro o cobalto tetraammina ( III)
2. Il sale contiene un anione complesso.
Per prima cosa vengono nominati i leganti anionici, quindi le molecole neutre che entrano nella sfera interna terminando in "o", indicando il loro numero con numeri greci. Quest'ultimo è chiamato ione complessante in latino, con il suffisso "at", che indica la valenza tra parentesi. Successivamente, viene scritto il nome del catione situato nella sfera esterna, il numero di cationi non è indicato.
K 4 -esacianoferrato (II) potassio (reagente per ioni Fe 3+)
K 3 - esacianoferrato di potassio (III) (reagente per ioni Fe 2+)
Na2-tetraidrossizincato di sodio
La maggior parte degli ioni complessanti sono metalli. La maggiore tendenza alla formazione complessa è mostrata da d elementi. Intorno allo ione complessante centrale ci sono ioni di carica opposta o molecole neutre - ligandi o addendi.
Lo ione complessante e i ligandi costituiscono la sfera interna del complesso (tra parentesi quadre), il numero di ligandi che si coordinano attorno allo ione centrale è chiamato numero di coordinazione.
Gli ioni che non entrano nella sfera interna formano la sfera esterna. Se lo ione complesso è un catione, allora ci sono anioni nella sfera esterna e viceversa, se lo ione complesso è un anione, allora ci sono cationi nella sfera esterna. I cationi sono generalmente ioni di metalli alcalini e alcalino terrosi, cationi di ammonio. Quando dissociati, i composti complessi danno ioni complessi complessi, che sono abbastanza stabili nelle soluzioni:
K 3 ↔3K + + 3-
Se stiamo parlando di sali acidi, quando si legge la formula, si pronuncia il prefisso idro-, ad esempio:
Idrosolfuro di sodio NaHS
Bicarbonato di sodio NaHCO 3
Con i sali di base viene utilizzato il prefisso idrossi- o diidrossi-
(dipende dal grado di ossidazione del metallo nel sale), ad esempio:
idrossicloruro di magnesio Mg(OH)Cl, diidrossicloruro di alluminio Al(OH) 2 Cl
Metodi per ottenere i sali:
1. Interazione diretta del metallo con il non metallo . In questo modo si possono ottenere sali di acidi anossici.
Zn+Cl 2 → ZnCl 2
2. Reazione tra acido e base (reazione di neutralizzazione). Reazioni di questo tipo sono di grande importanza pratica ( reazioni qualitative alla maggior parte dei cationi), sono sempre accompagnati dal rilascio di acqua:
NaOH+HCl→NaCl+H 2 O
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
3. L'interazione dell'ossido basico con l'acido :
SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓
4. Reazione di ossido acido e base :
2NaOH + 2NO 2 → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
NaOH + CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O
5. Interazione di ossido basico e acido :
Na2O+2HCl → 2NaCl+H2O
CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O
6. Interazione diretta del metallo con l'acido. Questa reazione può essere accompagnata dall'evoluzione dell'idrogeno. Il rilascio o meno di idrogeno dipende dall'attività del metallo, dalle proprietà chimiche dell'acido e dalla sua concentrazione (vedi Proprietà degli acidi solforico e nitrico concentrato).
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + H 2
7. Reazione del sale con l'acido . Questa reazione avverrà a condizione che l'acido che forma il sale sia più debole o più volatile dell'acido che ha reagito:
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
8. Reazione del sale con ossido acido. Le reazioni si verificano solo quando riscaldato, quindi l'ossido che reagisce deve essere meno volatile di quello formatosi dopo la reazione:
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2
9. L'interazione di un non metallo con un alcali . Alogeni, zolfo e alcuni altri elementi, interagendo con gli alcali, danno sali privi di ossigeno e contenenti ossigeno:
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O (la reazione procede senza riscaldamento)
Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (la reazione procede con il riscaldamento)
3S + 6NaOH \u003d 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O
10. interazione tra due sali. Questo è il modo più comune per ottenere i sali. Per questo, entrambi i sali che sono entrati nella reazione devono essere altamente solubili, e poiché si tratta di una reazione di scambio ionico, affinché arrivi alla fine, uno dei prodotti di reazione deve essere insolubile:
Na 2 CO 3 + CaCl 2 \u003d 2NaCl + CaCO 3 ↓
Na 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2NaCl + BaSO 4 ↓
11. Interazione tra sale e metallo . La reazione procede se il metallo è nella serie di tensione dei metalli a sinistra di quella contenuta nel sale:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu ↓
12. Decomposizione termica dei sali . Quando alcuni sali contenenti ossigeno vengono riscaldati, se ne formano di nuovi, con un contenuto di ossigeno inferiore o che non lo contengono affatto:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl
2KClO 3 → 3O 2 +2KCl
13. Interazione del non metallo con il sale. Alcuni non metalli sono in grado di combinarsi con i sali per formare nuovi sali:
Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓
14. Reazione della base con il sale . Trattandosi di una reazione di scambio ionico, affinché possa andare fino in fondo, è necessario che 1 dei prodotti di reazione sia insolubile (questa reazione serve anche per convertire i sali acidi in sali medi):
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
Allo stesso modo si ottengono i doppi sali:
NaOH + KHSO 4 \u003d KNaSO 4 + H 2 O
15. L'interazione del metallo con l'alcali. I metalli anfoteri reagiscono con gli alcali, formando complessi:
2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2
16. Interazione sali (ossidi, idrossidi, metalli) con leganti:
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
Editore: Kharlamova Galina Nikolaevna
| cationi | Anioni | |||||||||
| F- | Cl- | br- | IO- | S2- | NUMERO 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| K+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| NH4+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg2+ | RK | R | R | R | M | R | H | RK | R | RK |
| Ca2+ | NK | R | R | R | M | R | H | RK | M | RK |
| Sr2+ | NK | R | R | R | R | R | H | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | H | RK | NK | RK |
| sn 2+ | R | R | R | M | RK | R | H | H | R | H |
| Pb 2+ | H | M | M | M | RK | R | H | H | H | H |
| Al 3+ | M | R | R | R | G | R | G | NK | R | RK |
| Cr3+ | R | R | R | R | G | R | G | H | R | RK |
| Mn2+ | R | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe3+ | R | R | R | - | - | R | G | H | R | RK |
| Co2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Ni2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Cu2+ | M | R | R | - | H | R | G | H | R | H |
| Zn2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| CD 2+ | R | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Hg2+ | R | R | M | NK | NK | R | H | H | R | H |
| Hg 2 2+ | R | NK | NK | NK | RK | R | H | H | M | H |
| Ag+ | R | NK | NK | NK | NK | R | H | H | M | H |
Leggenda:
P - la sostanza è altamente solubile in acqua; M - leggermente solubile; H - praticamente insolubile in acqua, ma facilmente solubile in acidi deboli o diluiti; RK - insolubile in acqua e solubile solo in acidi inorganici forti; NK - insolubile né in acqua né in acidi; G - si idrolizza completamente alla dissoluzione e non esiste a contatto con l'acqua. Un trattino significa che una tale sostanza non esiste affatto.
In soluzioni acquose, i sali si dissociano completamente o parzialmente in ioni. I sali di acidi deboli e/o basi deboli subiscono idrolisi. Le soluzioni saline acquose contengono ioni idratati, coppie di ioni e forme chimiche più complesse, inclusi prodotti di idrolisi, ecc. Un certo numero di sali è anche solubile in alcoli, acetone, ammidi acide e altri solventi organici.
Da soluzioni acquose, i sali possono cristallizzare sotto forma di idrati cristallini, da soluzioni non acquose - sotto forma di solvati cristallini, ad esempio CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Studiando i diagrammi di solubilità dei sistemi acqua-sale si possono ottenere dati sui vari processi che avvengono nei sistemi acqua-sale, sulla solubilità dei sali in loro presenza articolare in funzione di temperatura, pressione e concentrazione, sulla composizione delle fasi solida e liquida.
Metodi generali per la sintesi dei sali.
1. Ottenere i sali medi:
1) metallo con non metallo: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metallo con acido: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metallo con una soluzione salina di un metallo meno attivo Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) ossido basico con ossido acido: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) ossido basico con acido CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) basi con ossido acido Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) basi con acido: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) sali acidi: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
9) una soluzione di base con una soluzione salina: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) soluzioni di due sali 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Ottenere i sali acidi:
1. Interazione di un acido con la mancanza di una base. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Interazione di una base con un eccesso di ossido acido
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Interazione di un sale medio con l'acido Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Ottenere i sali basici:
1. Idrolisi dei sali formata da una base debole e da un acido forte
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Aggiunta (goccia a goccia) di piccole quantità di alcali a soluzioni di sali di metalli medi AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interazione di sali di acidi deboli con sali medi
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Ricevuta sali complessi:
1. Reazioni dei sali con ligandi: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Ottenere doppi sali:
1. Cristallizzazione congiunta di due sali:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reazioni redox dovute alle proprietà del catione o dell'anione. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Proprietà chimiche dei sali acidi:
1. Decomposizione termica con formazione di sale medio
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Interazione con alcali. Ottenere sale medio.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Proprietà chimiche dei sali basici:
1. Decomposizione termica. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Interazione con l'acido: la formazione di un sale medio.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Proprietà chimiche dei sali complessi:
1. Distruzione di complessi dovuta alla formazione di composti scarsamente solubili:
2Cl + K 2 S \u003d CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Scambio di leganti tra la sfera esterna e quella interna.
K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl
5. Proprietà chimiche dei sali doppi:
1. Interazione con soluzioni alcaline: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Recupero: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, diluito H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Le materie prime per la produzione industriale di numerosi sali cloruri, solfati, carbonati, borati di Na, K, Ca, Mg sono l'acqua di mare e di oceano, le salamoie naturali che si formano durante la sua evaporazione e i depositi solidi di sali. Per un gruppo di minerali che formano depositi sedimentari di sale (solfati e cloruri di Na, K e Mg) si usa il nome in codice “sali naturali”. I maggiori giacimenti di sali di potassio si trovano in Russia (Solikamsk), Canada e Germania, potenti giacimenti di minerali di fosfato - in Nord Africa, Russia e Kazakistan, NaNO3 - in Cile.
I sali sono utilizzati nell'industria alimentare, chimica, metallurgica, vetraria, conciaria, tessile, agricola, medica, ecc.
I principali tipi di sali
1. Borati (ossoborati), sali acidi borico: HBO 2 metaborico, H 3 BO 3 ortoborico e poliboro non isolato allo stato libero. In base al numero di atomi di boro nella molecola, si dividono in mono-, di, tetra-, esaborati, ecc. I borati sono anche chiamati in base agli acidi che li formano e in base al numero di moli di B 2 O 3 per 1 mole di ossido basico. Quindi vari metaborati possono essere chiamati monoborati se contengono un anione B (OH) 4 o un anione a catena (BO 2) n n - diborati - se contengono un doppio anione a catena (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborati - se contengono un anione anulare (B 3 O 6) 3-.
Le strutture dei borati includono gruppi boro-ossigeno - "blocchi" contenenti da 1 a 6 e talvolta 9 atomi di boro, ad esempio:
Il numero di coordinazione degli atomi di boro è 3 (gruppi triangolari boro-ossigeno) o 4 (gruppi tetraedrici). I gruppi boro-ossigeno sono la base non solo dell'isola, ma anche di strutture più complesse: catene, strati e strutture polimerizzate. Questi ultimi si formano a seguito dell'eliminazione dell'acqua nelle molecole dei borati idrati e della comparsa di legami ponte attraverso atomi di ossigeno; il processo è talvolta accompagnato da una pausa comunicazioni V-O all'interno dei polianioni. I polianioni possono attaccare gruppi laterali: tetraedri o triangoli di boro-ossigeno, i loro dimeri o anioni estranei.
L'ammonio, gli alcali e altri metalli nello stato di ossidazione +1 formano molto spesso metaborati idratati e anidri del tipo MBO 2, tetraborati M 2 B 4 O 7, pentaborati MB 5 O 8 e anche M 4 B 10 O 17 decabora n H 2 O. Alcalino terrosi e altri metalli nello stato di ossidazione + 2 di solito danno metaborati idrati, M 2 B 6 O 11 triborati e MB 6 O 10 esaborati. nonché meta-, orto- e tetraborati anidro. I metalli nello stato di ossidazione +3 sono caratterizzati da ortoborati MBO 3 idrati e anidro.
I borati sono sostanze o cristalli amorfi incolori (principalmente con una struttura a bassa simmetria - monoclina o rombica). Per i borati anidri i punti di fusione sono compresi tra 500 e 2000 °C; i metaborati più alto punto di fusione sono alcali e orto e metaborati di metalli alcalino terrosi. La maggior parte dei borati forma facilmente bicchieri quando i loro fusi si sono raffreddati. La durezza dei borati idratati sulla scala di Mohs è 2-5, anidro - fino a 9.
I monoborati idrati perdono acqua di cristallizzazione fino a ~180°C, i poliborati - a 300-500°C; eliminazione dell'acqua dovuta ai gruppi OH , coordinato attorno agli atomi di boro si verifica fino a ~750°С. Con la completa disidratazione si formano sostanze amorfe, che a 500-800 ° C nella maggior parte dei casi subiscono un "riarrangiamento del borato" - cristallizzazione, accompagnata (per i poliborati) da una parziale decomposizione con rilascio di B 2 O 3.
I borati di metalli alcalini, ammonio e T1(I) sono solubili in acqua (soprattutto meta- e pentaborati), idrolizzano in soluzioni acquose (le soluzioni hanno una reazione alcalina). La maggior parte dei borati viene facilmente decomposta dagli acidi, in alcuni casi dall'azione della CO 2; e SO2;. Borati di terre alcaline e metalli pesanti interagiscono con soluzioni di alcali, carbonati e bicarbonati di metalli alcalini. I borati anidri sono chimicamente più stabili di quelli idratati. Con alcuni alcoli, in particolare con il glicerolo, i borati formano complessi idrosolubili. Sotto l'azione di forti agenti ossidanti, in particolare H 2 O 2, o durante l'ossidazione elettrochimica, i borati vengono convertiti in perossoborati .
Si conoscono circa 100 borati naturali, che sono principalmente sali di Na, Mg, Ca, Fe.
I borati idrati si ottengono per: neutralizzazione di H 3 BO 3 con ossidi, idrossidi o carbonati metallici; reazioni di scambio di borati di metalli alcalini, il più delle volte Na, con sali di altri metalli; la reazione di mutua trasformazione di borati poco solubili con soluzioni acquose di borati di metalli alcalini; processi idrotermali che utilizzano alogenuri di metalli alcalini come additivi mineralizzanti. I borati anidri si ottengono per fusione o sinterizzazione di B 2 O 3 con ossidi o carbonati metallici o per disidratazione di idrati; i cristalli singoli vengono coltivati in soluzioni di borati in ossidi fusi, ad esempio Bi 2 O 3 .
I borati sono usati: per ottenere altri composti del boro; come componenti dell'incarico nella produzione di vetri, smalti, smalti, ceramiche; per rivestimenti e impregnazioni resistenti al fuoco; come componenti di fondenti per la raffinazione, saldatura e brasatura dei metalli”; come pigmenti e riempitivi di pitture e vernici; come mordenti nella tintura, inibitori di corrosione, componenti di elettroliti, fosfori, ecc. Il borace e i borati di calcio sono i più utilizzati.
2. Alogenuri, composti chimici alogeni con altri elementi. Gli alogenuri di solito includono composti in cui gli atomi di alogeno hanno un'elettronegatività maggiore rispetto a un altro elemento. Gli alogenuri non formano He, Ne e Ar. Ad alogenuri semplici o binari EX n (n- molto spesso un intero da 1 per monoalogenuri a 7 per IF 7, e ReF 7, ma può anche essere frazionario, ad esempio 7/6 per Bi 6 Cl 7) comprendono, in particolare, sali di acidi idroalogeni e composti interalogeni (per esempio, alofluoruri). Esistono anche alogenuri misti, polialogenuri, idroalogenuri, oxoalogenuri, ossialogenuri, idrossialogenuri, tioalogenuri e alogenuri complessi. Lo stato di ossidazione degli alogeni negli alogenuri è solitamente -1.
Secondo la natura del legame elemento-alogeno, gli alogenuri semplici sono divisi in ionici e covalenti. In realtà i rapporti sono di natura mista con predominanza del contributo dell'uno o dell'altro componente. Gli alogenuri di metalli alcalini e alcalino terrosi, così come molti mono e dialogenuri di altri metalli, sono sali tipici in cui prevale la natura ionica del legame. La maggior parte di loro sono relativamente refrattari, poco volatili, altamente solubili in acqua; in soluzioni acquose, si dissociano quasi completamente in ioni. Le proprietà dei sali sono possedute anche dai trialogenuri degli elementi delle terre rare. La solubilità in acqua degli alogenuri ionici generalmente diminuisce da ioduri a fluoruri. Cloruri, bromuri e ioduri Ag + , Сu + , Hg + e Pb 2+ sono scarsamente solubili in acqua.
Un aumento del numero di atomi di alogeno negli alogenuri metallici o il rapporto tra la carica metallica e il raggio del suo ione porta ad un aumento della componente covalente del legame, una diminuzione della solubilità in acqua e della stabilità termica degli alogenuri, un aumento nella volatilità, un aumento dell'ossidazione, capacità e tendenza all'idrolisi. Queste dipendenze si osservano per alogenuri metallici dello stesso periodo e nella serie di alogenuri dello stesso metallo. Sono facili da rintracciare sull'esempio delle proprietà termiche. Ad esempio, per gli alogenuri metallici del 4° periodo, i punti di fusione e di ebollizione sono rispettivamente 771 e 1430°C per KC1, 772 e 1960°C per CaCl 2, 967 e 975°C per ScCl 3 , -24,1 e 136°C per TiCl 4 . Per UF 3, il punto di fusione è ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. Nella serie dei composti EC n con lo stesso n la covalenza del legame solitamente aumenta passando dai fluoruri ai cloruri e diminuisce passando da questi ultimi ai bromuri e agli ioduri. Quindi, per AlF 3, la temperatura di sublimazione è 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, il punto di ebollizione di A1Br 3 è 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. Nella serie ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 la temperatura di sublimazione è rispettivamente di 906, 334, 355 e 418°C. Nella classifica MF n e MS1 n dove M è un metallo di un sottogruppo, la covalenza del legame diminuisce all'aumentare della massa atomica del metallo. Ci sono pochi fluoruri e cloruri metallici con approssimativamente lo stesso contributo dei componenti del legame ionico e covalente.
L'energia media del legame elemento-alogeno diminuisce quando si passa dai fluoruri agli ioduri e con l'aumento n(consultare tabella).
Molti alogenuri metallici contenenti atomi di O isolati o a ponte (rispettivamente, oxo- e ossialogenuri), ad esempio oxotrifluoruro di vanadio VOF 3, diossifluoruro di niobio NbO 2 F, diossodiioduro di tungsteno WO 2 I 2.
Gli alogenuri complessi (alogenometallati) contengono anioni complessi in cui gli atomi di alogeno sono ligandi, ad esempio esacloroplatinato di potassio (IV) K 2 , eptafluorotantalato di sodio (V) Na, esafluoroarsenato di litio (V) Li. I fluorometallati, gli oxofluoro e i clorometallati hanno la massima stabilità termica. Per la natura dei legami, i composti ionici con cationi NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + e altri sono vicini agli alogenuri complessi.
Molti alogenuri sono caratterizzati da associazione e polimerizzazione nelle fasi liquida e gassosa con formazione di legami ponte. I più inclini a ciò sono gli alogenuri di metalli dei gruppi I e II, AlCl 3 , pentafluoruri di Sb e metalli di transizione, ossofluoruri della composizione MOF 4 . Ad esempio, gli alogenuri noti con un legame metallo-metallo. Cl-Hg-Hg-Cl.
I fluoruri differiscono significativamente nelle proprietà degli altri alogenuri. Tuttavia, negli alogenuri semplici, queste differenze sono meno pronunciate rispetto agli alogeni stessi e negli alogenuri complessi sono meno pronunciate rispetto a quelli semplici.
Molti alogenuri covalenti (soprattutto fluoruri) sono forti acidi di Lewis, ad es. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . I fluoruri fanno parte dei superacidi. Gli alogenuri superiori sono ridotti dai metalli e dall'idrogeno, ad esempio:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF
Gli alogenuri metallici dei gruppi V-VIII, ad eccezione di Cr e Mn, vengono ridotti di H 2 a metalli, ad esempio:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Molti alogenuri metallici covalenti e ionici interagiscono tra loro per formare alogenuri complessi, ad esempio:
KC1 + TaCl 5 = K
Gli alogeni più leggeri possono spostare quelli più pesanti dagli alogenuri. L'ossigeno può ossidare gli alogenuri con il rilascio di C1 2 , Br 2 e I 2 . Una delle reazioni caratteristiche degli alogenuri covalenti è l'interazione con l'acqua (idrolisi) oi suoi vapori quando riscaldati (piroidrolisi), che porta alla formazione di ossidi, ossi- o osso-alogenuri, idrossidi e alogenuri di idrogeno.
Gli alogenuri sono ottenuti direttamente dagli elementi, dall'interazione di alogenuri di idrogeno o acidi idroalolici con elementi, ossidi, idrossidi o sali, nonché da reazioni di scambio.
Gli alogenuri sono ampiamente utilizzati in ingegneria come materiali di partenza per la produzione di alogeni, metalli alcalini e alcalino terrosi e come componenti di vetri e altri materiali inorganici; sono prodotti intermedi nella produzione di metalli rari e alcuni non ferrosi, U, Si, Ge, ecc.
In natura, gli alogenuri formano classi separate di minerali, che includono fluoruri (ad es. i minerali fluorite, criolite) e cloruri (silvite, carnallite). Bromo e iodio sono presenti in alcuni minerali come impurità isomorfe. Quantità significative di alogenuri si trovano nelle acque dei mari e degli oceani, nel sale e nelle salamoie sotterranee. Alcuni alogenuri, come NaCl, KC1, CaCl 2, fanno parte degli organismi viventi.
3. Carbonati (dal lat. carbo, genere case carbonis coal), sali dell'acido carbonico. Esistono carbonati medi con l'anione CO 3 2- e acidi, o bicarbonati (bicarbonati obsoleti), con l'anione HCO 3 -. I carbonati sono sostanze cristalline. La maggior parte dei sali metallici medi nello stato di ossidazione + 2 cristallizzano in un esagono. tipo reticolare di calcite o tipo rombico di aragonite.
Dei carbonati medi, solo i sali di metalli alcalini, ammonio e Tl (I) si sciolgono in acqua. Come risultato di una significativa idrolisi, le loro soluzioni hanno una reazione alcalina. I carbonati metallici solubili più difficili allo stato di ossidazione + 2. Al contrario, tutti i bicarbonati sono altamente solubili in acqua. Durante le reazioni di scambio in soluzioni acquose tra sali metallici e Na 2 CO 3 si formano precipitati di carbonati medi quando la loro solubilità è molto inferiore a quella dei corrispondenti idrossidi. Questo è il caso di Ca, Sr e dei loro analoghi, lantanidi, Ag(I), Mn(II), Pb(II) e Cd(II). I restanti cationi, quando interagiscono con i carbonati disciolti a seguito dell'idrolisi, possono dare carbonati non medi, ma basici o addirittura idrossidi. I carbonati medi contenenti cationi a carica multipla possono talvolta essere precipitati da soluzioni acquose in presenza di un grande eccesso di CO 2 .
Le proprietà chimiche dei carbonati sono dovute alla loro appartenenza alla classe dei sali inorganici degli acidi deboli. Le caratteristiche dei carbonati sono associate alla loro scarsa solubilità, nonché all'instabilità termica sia dei crabonati stessi che di H 2 CO 3 . Queste proprietà vengono utilizzate nell'analisi dei crabonati, in base o alla loro decomposizione da parte di acidi forti e all'assorbimento quantitativo della CO 2 rilasciata in questo caso da una soluzione alcalina, oppure alla precipitazione dello ione CO 3 2- dalla soluzione in la forma di ВаСО 3 . Sotto l'azione di un eccesso di CO 2 su un precipitato di un carbonato medio in una soluzione, si forma un bicarbonato, ad esempio: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. La presenza di bicarbonati nell'acqua naturale ne determina la temporanea durezza. Gli idrocarbonati dopo un leggero riscaldamento già a basse temperature vengono nuovamente convertiti in carbonati medi, che, riscaldandosi, si decompongono in ossido e CO 2. Più il metallo è attivo, maggiore è la temperatura di decomposizione del suo carbonato. Quindi, Na 2 CO 3 fonde senza decomposizione a 857 ° C e per i carbonati di Ca, Mg e Al le pressioni di decomposizione all'equilibrio raggiungono 0,1 MPa a temperature rispettivamente di 820, 350 e 100 ° C.
I carbonati sono molto diffusi in natura, il che è dovuto alla partecipazione di CO 2 e H 2 O ai processi di formazione dei minerali. i carbonati svolgono un ruolo importante negli equilibri globali tra CO 2 gassosa nell'atmosfera e CO 2 disciolta;
e ioni HCO 3 - e CO 3 2- nell'idrosfera e sali solidi nella litosfera. I minerali più importanti sono CaCO 3 calcite, MgCO 3 magnesite, FeCO 3 siderite, ZnCO 3 smithsonite e alcuni altri Il calcare è costituito principalmente da calcite o calcite resti scheletrici di organismi, raramente di aragonite. Sono anche noti carbonati idrati naturali di metalli alcalini e Mg (ad esempio MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), carbonati doppi [ad esempio dolomite CaMg (CO 3) 2, trono Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] e basico [malachite CuCO 3 Cu(OH) 2, idrocerussite 2РbСО 3 Pb(OH) 2].
I più importanti sono il carbonato di potassio, il carbonato di calcio e il carbonato di sodio. Molti carbonati naturali sono minerali metallici molto preziosi (ad esempio carbonati di Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). I bicarbonati svolgono un importante ruolo fisiologico, essendo sostanze tampone che regolano la costanza del pH sanguigno.
4. Nitrati, sali dell'acido nitrico HNO 3. Conosciuto per quasi tutti i metalli; esistono entrambi sotto forma di sali anidri M (NO 3) n (n- il grado di ossidazione del metallo M), e sotto forma di idrati cristallini M (NO 3) n X H 2 O ( X= 1-9). Dalle soluzioni acquose a una temperatura prossima alla temperatura ambiente, solo i nitrati di metalli alcalini cristallizzano anidro, il resto - sotto forma di idrati cristallini. Le proprietà fisico-chimiche del nitrato anidro e idrato dello stesso metallo possono essere molto diverse.
I composti cristallini anidri dei nitrati dell'elemento d sono colorati. Convenzionalmente, i nitrati possono essere suddivisi in composti con un tipo di legame prevalentemente covalente (sali di Be, Cr, Zn, Fe e altri metalli di transizione) e con un tipo di legame prevalentemente ionico (sali di metalli alcalini e alcalino terrosi). I nitrati ionici sono caratterizzati da una maggiore stabilità termica, dalla predominanza di strutture cristalline di maggiore simmetria (cubiche) e dall'assenza di scissione delle bande ioniche nitrato negli spettri IR. I nitrati covalenti hanno una maggiore solubilità nei solventi organici, una minore stabilità termica, i loro spettri IR sono più complessi; alcuni nitrati covalenti sono volatili a temperatura ambiente e, una volta disciolti in acqua, si decompongono parzialmente con rilascio di ossidi di azoto.
Tutti i nitrati anidri mostrano forti proprietà ossidanti dovute alla presenza dello ione NO 3 -, mentre la loro capacità ossidante aumenta quando si passa dai nitrati ionici a quelli covalenti. Questi ultimi si decompongono nell'intervallo 100-300°C, ionico - a 400-600°C (NaNO 3 , KNO 3 e alcuni altri fondono quando riscaldati). Prodotti di decomposizione in fase solida e liquida. sono sequenzialmente nitriti, oxonitrati e ossidi, a volte - metalli liberi (quando l'ossido è instabile, ad esempio Ag 2 O), e nella fase gassosa - NO, NO 2, O 2 e N 2. La composizione dei prodotti di decomposizione dipende dalla natura del metallo e dal suo grado di ossidazione, velocità di riscaldamento, temperatura, composizione del mezzo gassoso e altre condizioni. NH 4 NO 3 detona, e quando riscaldato rapidamente può decomporsi con un'esplosione, in questo caso si formano N 2 , O 2 e H 2 O; quando riscaldato lentamente, si decompone in N 2 O e H 2 O.
Lo ione libero NO 3 - in fase gas ha la struttura geometrica di un triangolo equilatero con un atomo N al centro, angoli ONO ~ 120° e lunghezze Obbligazioni NO 0,121 nm. Nei nitrati cristallini e gassosi, lo ione NO 3 mantiene sostanzialmente la sua forma e dimensione, che determina lo spazio e la struttura dei nitrati. Ione NO 3 - può agire come ligando mono, bi-, tridentato o a ponte, quindi i nitrati sono caratterizzati da un'ampia varietà di tipi di strutture cristalline.
metalli di transizione in alti gradi ossidazione per sterico difficoltà non possono formare nitrati anidri e sono caratterizzati da oxonitrati, ad esempio UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. I nitrati formano un gran numero di sali doppi e complessi con lo ione NO 3 - nella sfera interna. In mezzi acquosi, per idrolisi, i cationi di metalli di transizione formano idrosonitrati (nitrati basici) di composizione variabile, che possono essere isolati anche allo stato solido.
I nitrati idrati differiscono da quelli anidri in quanto nella loro struttura cristallina lo ione metallico è nella maggior parte dei casi associato alle molecole d'acqua e non allo ione NO 3. Pertanto, si dissolvono meglio dei nitrati anidri in acqua, ma peggio: nei solventi organici, gli agenti ossidanti più deboli si sciolgono in modo incongruente nell'acqua di cristallizzazione nell'intervallo 25-100°C. Quando i nitrati idrati vengono riscaldati, di norma, non si formano nitrati anidri, ma si verifica la termolisi con la formazione di idroxonitrati e quindi ossiditrati e ossidi metallici.
In molte delle loro proprietà chimiche, i nitrati sono simili ad altri sali inorganici. Le caratteristiche dei nitrati sono dovute alla loro elevatissima solubilità in acqua, alla bassa stabilità termica e alla capacità di ossidare i composti organici e inorganici. Durante la riduzione dei nitrati si forma una miscela di prodotti contenenti azoto NO 2 , NO, N 2 O, N 2 o NH 3 con la predominanza di uno di essi a seconda del tipo di agente riducente, temperatura, reazione del mezzo e altri fattori.
I metodi industriali per ottenere i nitrati si basano sull'assorbimento di NH 3 da parte di soluzioni di HNO 3 (per NH 4 NO 3) o sull'assorbimento di gas nitrosi (NO + NO 2) da soluzioni alcaline o di carbonato (per nitrati di metalli alcalini, Ca, Mg, Ba), nonché su varie reazioni di scambio di sali metallici con HNO 3 o nitrati di metalli alcalini. In laboratorio, per ottenere nitrati anidri, reazioni di metalli di transizione o loro composti con N 2 O 4 liquido e sue miscele con solventi organici o reazioni con N 2 O 5 .
I nitrati Na, K (sodio e nitrato di potassio) si trovano sotto forma di depositi naturali.
I nitrati sono usati in molti settori. Nitrito di ammonio (nitrato di ammonio) - il principale fertilizzante contenente azoto; nitrati di metalli alcalini e Ca sono anche usati come fertilizzanti. Nitrati - componenti di combustibili per razzi, composizioni pirotecniche, soluzioni di decapaggio per la tintura di tessuti; sono utilizzati per la tempra dei metalli, la conservazione degli alimenti, medicinali e per la produzione di ossidi metallici.
I nitrati sono tossici. Provocano edema polmonare, tosse, vomito, insufficienza cardiovascolare acuta, ecc. La dose letale di nitrati per l'uomo è di 8-15 g, l'assunzione giornaliera consentita è di 5 mg / kg. Per la somma di Na, K, Ca, NH3 nitrati MPC: in acqua 45 mg/l", nel terreno 130 mg/kg (classe di pericolo 3); in frutta e verdura (mg/kg) - patate 250, cavolo cappuccio bianco tardivo 500, carote tardive 250, barbabietole 1400, cipolle 80, zucchine 400, meloni 90, cocomeri, uva, mele, pere 60. Il mancato rispetto delle raccomandazioni agrotecniche, l'eccessiva concimazione aumenta notevolmente il contenuto di nitrati nei prodotti agricoli, deflusso superficiale dai campi ( 40-5500 mg/l), acqua di falda.
5. Nitriti, sali dell'acido nitroso HNO 2. Innanzitutto vengono utilizzati nitriti di metalli alcalini e ammonio, meno alcalino terrosi e Z d-metalli, Pb e Ag. Ci sono solo informazioni frammentarie sui nitriti di altri metalli.
I nitriti metallici nello stato di ossidazione +2 formano cristalli idrati con una, due o quattro molecole d'acqua. I nitriti formano ad esempio sali doppi e tripli. CsNO 2 AgNO 2 o Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, nonché composti complessi, come Na 3.
Le strutture cristalline sono note solo per pochi nitriti anidri. L'anione NO 2 ha una configurazione non lineare; angolo ONO 115°, lunghezza Connessioni NA 0,115 nm; il tipo di connessione M-NO 2 è ionico-covalente.
I nitriti di K, Na, Ba sono ben solubili in acqua, i nitriti di Ag, Hg, Cu sono scarsamente solubili. Con l'aumentare della temperatura, la solubilità dei nitriti aumenta. Quasi tutti i nitriti sono scarsamente solubili in alcoli, eteri e solventi a bassa polarità.
I nitriti sono termicamente instabili; fondono senza decomposizione solo i nitriti di metalli alcalini, i nitriti di altri metalli si decompongono a 25-300 °C. Il meccanismo di decomposizione dei nitriti è complesso e comprende una serie di reazioni parallele-sequenziali. I principali prodotti di decomposizione gassosa sono NO, NO 2, N 2 e O 2, quelli solidi sono ossido di metallo o metallo elementare. Il rilascio di una grande quantità di gas provoca la decomposizione esplosiva di alcuni nitriti, ad esempio NH 4 NO 2, che si decompone in N 2 e H 2 O.
Le caratteristiche dei nitriti sono associate alla loro instabilità termica e alla capacità dello ione nitrito di essere sia un agente ossidante che un agente riducente, a seconda del mezzo e della natura dei reagenti. In un ambiente neutro, i nitriti vengono solitamente ridotti a NO, in un ambiente acido vengono ossidati a nitrati. L'ossigeno e la CO 2 non interagiscono con i nitriti solidi e le loro soluzioni acquose. I nitriti contribuiscono alla decomposizione delle sostanze organiche contenenti azoto, in particolare ammine, ammidi, ecc. Con alogenuri organici RXH. reagiscono per formare sia i nitriti RONO che i nitrocomposti RNO 2.
La produzione industriale di nitriti si basa sull'assorbimento di gas nitroso (miscela di NO + NO 2) con soluzioni di Na 2 CO 3 o NaOH con successiva cristallizzazione di NaNO 2; i nitriti di altri metalli nell'industria e nei laboratori sono ottenuti dalla reazione di scambio dei sali metallici con NaNO 2 o dalla riduzione dei nitrati di questi metalli.
I nitriti sono utilizzati per la sintesi di coloranti azoici, nella produzione di caprolattame, come agenti ossidanti e riducenti nell'industria della gomma, tessile e della lavorazione dei metalli, come conservanti alimentari. I nitriti come NaNO 2 e KNO 2 sono tossici e provocano mal di testa, vomito, depressione respiratoria, ecc. Quando NaNO 2 viene avvelenato, nel sangue si forma metaemoglobina, le membrane degli eritrociti vengono danneggiate. Forse la formazione di nitrosammine da NaNO 2 e ammine direttamente nel tratto gastrointestinale.
6. Solfati, sali dell'acido solforico. Sono noti solfati medi con l'anione SO 4 2-, acidi, o idrosolfati, con l'anione HSO 4 - , basici, contenenti insieme all'anione SO 4 2- - OH gruppi, ad esempio Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Ci sono anche doppi solfati, che includono due diversi cationi. Questi includono due grandi gruppi di solfati - allume , così come cheniti M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , dove M è un catione a carica singola, E è Mg, Zn e altri cationi a doppia carica. Noto triplo solfato K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (poligalite minerale), solfati doppi basici, ad esempio minerali dei gruppi alunite e jarositi M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 e M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, dove M è un catione caricato singolarmente. I solfati possono far parte di sali misti, ad esempio 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkite minerale), MgSO 4 KCl 3H 2 O (kainite) .
I solfati sono sostanze cristalline, medie e acide, nella maggior parte dei casi sono altamente solubili in acqua. Solfati di calcio, stronzio, piombo e alcuni altri leggermente solubili, BaSO 4 praticamente insolubile, RaSO 4 . I solfati basici sono generalmente poco solubili o praticamente insolubili o idrolizzati dall'acqua. I solfati possono cristallizzare da soluzioni acquose sotto forma di idrati cristallini. Gli idrati cristallini di alcuni metalli pesanti sono chiamati vetriolo; solfato di rame СuSO 4 5H 2 O, solfato ferroso FeSO 4 7H 2 O.
I solfati di metalli alcalini medi sono termicamente stabili, mentre i solfati acidi si decompongono quando riscaldati, trasformandosi in pirosolfati: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. I solfati medi di altri metalli, così come i solfati basici, se riscaldati a temperature sufficientemente elevate, di norma si decompongono con la formazione di ossidi metallici e il rilascio di SO 3 .
I solfati sono ampiamente distribuiti in natura. Si trovano sotto forma di minerali, come gesso CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O, e fanno anche parte dell'acqua di mare e di fiume.
Molti solfati possono essere ottenuti dall'interazione di H 2 SO 4 con metalli, loro ossidi e idrossidi, nonché dalla decomposizione di sali di acidi volatili con acido solforico.
I solfati inorganici sono ampiamente utilizzati. Ad esempio, il solfato di ammonio è un fertilizzante azotato, il solfato di sodio è utilizzato nell'industria del vetro, della carta, nella produzione di viscosa, ecc. I minerali solfati naturali sono materie prime per la produzione industriale di composti di vari metalli, materiali da costruzione, ecc.
7.solfiti, sali dell'acido solforoso H 2 SO 3 . Sono presenti solfiti medi con l'anione SO 3 2- e acidi (idrosolfiti) con l'anione HSO 3 - . I solfiti medi sono sostanze cristalline. I solfiti di ammonio e metalli alcalini sono altamente solubili in acqua; solubilità (g in 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13°C), K 2 SO 3 106,7 (20°C). In soluzioni acquose formano idrosolfiti. I solfiti di terra alcalina e alcuni altri metalli sono praticamente insolubili in acqua; solubilità di MgSO 3 1 g in 100 g (40°C). Idrati cristallini noti (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, ecc.
I solfiti anidri, se riscaldati senza accesso all'aria in recipienti sigillati, sono sproporzionati in solfuri e solfati, se riscaldati in un flusso di N 2 perdono SO 2 e, se riscaldati in aria, si ossidano facilmente in solfati. Con SO 2 nell'ambiente acquatico, i solfiti medi formano idrosolfiti. I solfiti sono agenti riducenti relativamente forti, vengono ossidati in soluzioni con cloro, bromo, H 2 O 2, ecc. a solfati. Sono decomposti da acidi forti (ad esempio HC1) con rilascio di SO 2.
Gli idrosolfiti cristallini sono noti per K, Rb, Cs, NH 4 + , sono instabili. Altri idrosolfiti esistono solo in soluzioni acquose. Densità NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3 ; solubilità in acqua (g per 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0°C), KHSO 3 49 (20°C).
Quando vengono riscaldati idrosolfiti cristallini Na o K, o quando la soluzione in sospensione della polpa M 2 SO 3 è saturata con SO 2, si formano pirosolfiti (obsoleti - metabisolfiti) M 2 S 2 O 5 - sali dell'acido pirosolforoso sconosciuti nel libero stato H 2 S 2 O 5; cristalli, instabili; densità (g / cm 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; sopra ~ 160 °С si decompongono con il rilascio di SO 2; sciogliere in acqua (con decomposizione in HSO 3 -), solubilità (g per 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; forma idrati Na 2 S 2 O 5 7H 2 O e ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; agenti riducenti.
I solfiti di metalli alcalini medi si ottengono facendo reagire una soluzione acquosa di M 2 CO 3 (o MOH) con SO 2 , e MSO 3 facendo passare SO 2 attraverso una sospensione acquosa di MCO 3 ; principalmente SO 2 viene utilizzato dai gas di scarico della produzione di acido solforico di contatto. I solfiti sono utilizzati nel candeggio, nella tintura e nella stampa di tessuti, fibre, pelli per la conservazione del grano, foraggi verdi, scarti di mangimi industriali (NaHSO 3 ,
Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 e Ca(HSO 3) 2 - disinfettanti nell'industria del vino e dello zucchero. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - componenti del liquore di solfito durante la macerazione; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 assorbitore; NaHSO 3 è un assorbitore di H 2 S dai gas di scarico della produzione, un agente riducente nella produzione di coloranti allo zolfo. K 2 S 2 O 5 - componente di fissatori acidi in fotografia, antiossidante, antisettico.
Metodi di separazione delle miscele
Filtrazione, separazione di sistemi disomogenei liquido - particelle solide (sospensioni) e gas - particelle solide mediante l'utilizzo di filtri divisori porosi (FP) che consentono il passaggio di liquidi o gas, ma trattengono le particelle solide. La forza trainante del processo è la differenza di pressione su entrambi i lati del FP.
Quando si separano le sospensioni, le particelle solide di solito formano uno strato di sedimento umido sull'FP, che, se necessario, viene lavato con acqua o altro liquido e anche disidratato soffiando aria o altro gas attraverso di esso. La filtrazione viene eseguita a una differenza di pressione costante oa una velocità di processo costante w(la quantità di filtrato in m 3 che passa attraverso 1 m 2 della superficie FP per unità di tempo). A una differenza di pressione costante, la sospensione viene alimentata al filtro sotto vuoto o sovrappressione, nonché da una pompa a pistoni; quando si utilizza una pompa centrifuga, la differenza di pressione aumenta e la velocità di processo diminuisce.
A seconda della concentrazione delle sospensioni si distinguono diversi tipi di filtrazione. A una concentrazione superiore all'1%, la filtrazione avviene con la formazione di un precipitato, ea una concentrazione inferiore allo 0,1%, con l'ostruzione dei pori del FP (chiarificazione dei liquidi). Se non si forma uno strato di sedimento sufficientemente denso sull'FP e le particelle solide penetrano nel filtrato, viene filtrato utilizzando materiali ausiliari finemente dispersi (diatomite, perlite), che vengono precedentemente applicati all'FP o aggiunti alla sospensione. A una concentrazione iniziale inferiore al 10% è possibile la separazione parziale e l'ispessimento delle sospensioni.
Si distingue tra filtri continui e intermittenti. Per questi ultimi, le principali fasi di lavoro sono la filtrazione, il lavaggio del sedimento, la sua disidratazione e lo scarico. Allo stesso tempo, l'ottimizzazione è applicabile secondo i criteri della massima produttività e dei costi più bassi. Se il lavaggio e la disidratazione non vengono eseguiti e si può trascurare la resistenza idraulica della parete divisoria, la massima produttività si ottiene quando il tempo di filtrazione è uguale alla durata delle operazioni ausiliarie.
FP flessibile applicabile in cotone, lana, tessuti sintetici e di vetro, nonché FP non tessuto in fibre naturali e sintetiche e inflessibile: ceramica, cermet e plastica espansa. Le direzioni di movimento del filtrato e l'azione della gravità possono essere opposte, coincidere o essere tra loro perpendicolari.
I design dei filtri sono vari. Uno dei più comuni è un filtro sottovuoto a tamburo rotante. (centimetro. Fig.) di azione continua, in cui le direzioni di movimento del filtrato e l'azione di gravità sono opposte. La sezione del quadro collega le zone I e II ad una sorgente di vuoto e le zone III e IV ad una sorgente di aria compressa. Il filtrato e il liquido di lavaggio dalle zone I e II entrano in ricevitori separati. Si è diffusa anche la filtropressa ad intermittenza automatizzata a camere orizzontali, tela filtrante a nastro continuo e membrane elastiche per la disidratazione dei fanghi mediante pressatura. Esegue operazioni alternate di riempimento delle camere con una sospensione, filtraggio, lavaggio e disidratazione del sedimento, separazione delle camere adiacenti e rimozione del sedimento.
