Розчин солей хімія властивості. Хімічні властивості солей

СОЛІ, клас хімічних сполук. Загальноприйнятого визначення поняття “Солі”, як і термінів “кислоти і основи”, продуктами взаємодією яких солі є, нині немає. Солі можуть розглядатися як продукти заміщення протонів водню кислоти на іони металів, NH 4 + , СН 3 NН 3 + та ін катіони або груп ОН основи на аніони кислот (напр., Cl - , SO 4 2-).

Класифікація

Продуктами повного заміщення є середні солі, наприклад. Na 2 SO 4 , MgCl 2 , неповнокислі або основні солі, наприклад KHSO 4 , СуСlОН. Розрізняють також прості солі, що включають один вид катіонів і один вид аніонів (наприклад, NaCl), подвійні солі, що містять два види катіонів (наприклад, KAl(SO 4) 2 12H 2 O), змішані солі, у складі яких два види кислотних залишків ( наприклад, AgClBr). Комплексні солі містять комплексні іони, наприклад, K 4 .

Фізичні властивості

Типові солі - кристалічні речовини з іонною структурою, наприклад CsF Існують також ковалентні солі, наприклад АlСl 3 . Насправді характер хімічного зв'язку, багато солей змішаний.

По розчинності у воді розрізняють розчинні, мало розчинні та практично нерозчинні солі. До розчинних відносяться майже всі солі натрію, калію та амонію, багато нітратів, ацетатів і хлоридів, за винятком солей полівалентних металів, що гідролізуються у воді, багато кислих солей.

Розчинність солей у воді за кімнатної температури

Умовні позначення:

Р - речовина добре розчинна у воді; М - малорозчинний; Н - практично нерозчинно у воді, але легко розчиняється у слабких чи розведених кислотах; РК - нерозчинний у воді і розчиняється тільки в сильних неорганічних кислотах; НК - нерозчинно ні у воді, ні в кислотах; Г - повністю гідролізується при розчиненні та не існує в контакті з водою. Прочерк означає, що така речовина взагалі не існує.

У водяних розчинах солі повністю або частково дисоціюють на іони. Солі слабких кислот і (або) слабких основ піддаються гідролізу. Водні розчини солей містять гідратовані іони, іонні пари і більш складні хімічні форми, що включають продукти гідролізу та ін. Ряд солей розчиняються також у спиртах, ацетоні, амідах кислот та ін.

З водних розчинів солі можуть кристалізуватися у вигляді кристалогідратів, з неводних - у вигляді кристалосольватів, наприклад СаВг 2 ЗС 2 Н 5 ВІН.

Дані про різні процеси, що протікають у водносольових системах, про розчинність солей при їх спільній присутності в залежності від температури, тиску та концентрації, про склад твердих і рідких фаз можуть бути отримані при вивченні діаграм розчинності водно-сольових систем.

Загальні методи синтезу солей.

1. Отримання середніх солей:

1) металу з неметалом: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) металу з кислотою: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) металу з розчином солі менш активного металу Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) основного оксиду з кислотним оксидом: MgO + CO2 = MgCO3

5) основного оксиду з кислотою CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) основи з кислотним оксидом Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) основи з кислотою: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) солі з кислотою: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

9) розчину основи з розчином солі: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) розчинів двох солей 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Одержання кислих солей:

1. Взаємодія кислоти з нестачею основи. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O

2. Взаємодія основи з надлишком кислотного оксиду

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

3. Взаємодія середньої солі з кислотою Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Отримання основних солей:

1. Гідроліз солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Додавання (по краплях) невеликих кількостей лугів до розчинів середніх солей металів AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Взаємодія солей слабких кислот із середніми солями

2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

4. Отримання комплексних солей:

1. Реакції солей з лігандами: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Отримання подвійних солей:

1. Спільна кристалізація двох солей:

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

4. Окисно-відновні реакції, зумовлені властивостями катіону або аніону. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Хімічні властивості кислих солей:

Термічне розкладання з утворенням середньої солі

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O

Взаємодія із лугом. Одержання середньої солі.

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

3. Хімічні властивості основних солей:

Термічне розкладання. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Взаємодія із кислотою: утворення середньої солі.

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

4. Хімічні властивості комплексних солей:

1. Руйнування комплексів рахунок утворення малорозчинних сполук:

2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3

2. Обмін лігандами між зовнішньою та внутрішньою сферами.

K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl

5. Хімічні властивості подвійних солей:

Взаємодія з розчинами лугів: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Відновлення: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, розб. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4

Сировиною для промислового отримання ряду солей-хлоридів, сульфатів, карбонатів, боратів Na, К, Са, Mg служать морська та океанічна вода, природні розсоли, що утворюються при її випаровуванні, та тверді поклади солей. Для групи мінералів, що утворюють осадові сольові родовища (сульфатів та хлоридів Na, К та Mg), застосовують умовну назву “природні солі”. Найбільші родовища калієвих солей знаходяться в Росії (Соликамськ), Канаді та Німеччині, потужні поклади фосфатних руд – у Північній Африці, Росії та Казахстані, NaNO3 – у Чилі.

Солі використовують у харчовій, хімічній, металургійній, скляній, шкіряній, текстильній промисловості, сільському господарстві, медицині тощо.

Основні види солей

1. Борати(оксоборати), солі борних кислот: метаборної НВО 2 , ортоборної Н 3 ВО 3 та не виділених у вільному стані поліборних. За кількістю атомів бору в молекулі діляться на моно-, ді, тетра-, гексаборати і т. д. Борати називають також по кислот, що їх утворюють, і за кількістю молей В 2 Про 3 , що припадає на 1 моль основного оксиду. Так різні метаборати можуть бути названі моноборатами, якщо містять аніон В(ОН) 4 або ланцюжковий аніон (ВО 2 ) n n-диборатами - якщо містять ланцюжковий здвоєний аніон ( В 2 Про 3 (ON) 2 ) n 2n- триборатами - якщо містять кільцевий аніон (3 О 6) 3- .

Структури боратів включають борокисневі угруповання - "блоки", що містять від 1 до б, а іноді і 9 атомів бору, наприклад:

Координаційне число атомів бору 3 (борокиснева трикутні угруповання) або 4 (тетраедричні угруповання). Борокисневі угруповання - основа не тільки острівних, а й складніших структур - ланцюжкових, шаруватих та каркасних полімеризованих. Останні утворюються в результаті відщеплення води в молекулах гідратованих боратах та виникнення місткових зв'язків через атоми кисню; процес іноді супроводжується розривом зв'язку В-О усередині поліаніонів. Поліаніони можуть приєднувати бічні групи - борокиснева тетраедри або трикутники, їх димери або сторонні аніони.

Амоній, лужні, а також інші метали в ступені окислення +1 утворюють найчастіше гідратовані і безводні метаборати типу МВО 2 тетраборати М 2 B 4 O 7 пентаборати МB 5 O 8 а також декаборати М 4 B 10 O 17 nH 2 O. Лужноземельні та інші метали в ступені окислення + 2 дають зазвичай гідратовані метаборати, триборати М 2 B 6 O 11 і гексаборати МB 6 O 10 . а також безводні мета-, орто- та тетраборати. Для металів у ступені окислення + 3 характерні гідратовані та безводні ортоборати МВО 3 .

Борати - безбарвні аморфні речовини чи кристали (переважно з низько-симетричною структурою - моноклинної чи ромбической). Для безводних боратів температури плавлення перебувають у інтервалі від 500 до 2000 °З; найбільш високоплавкі метаборати лужних та орто- та метаборати лужноземельних металів. Більшість боратів при охолодженні їх розплавів легко утворює шибки. Твердість гідратованих боратів за шкалою Моосу 2-5, безводних-до 9.

Гідратовані моноборати втрачають кристалізаційну воду до ~180°С, поліборати при 300-500°С; відщеплення води за рахунок груп ОН, координованих навколо атомів бору, відбувається до ~750°С. При повному зневодненні утворюються аморфні речовини, які при 500-800 ° C в більшості випадків зазнають "боратову перегрупування"-кристалізацію, що супроводжується (для поліборатів) частковим розкладанням з виділенням В 2 Про 3 .

Борати лужних металів, амонію та Т1(I) розчиняються у воді (особливо мета- та пентаборати), у водних розчинах гідролізуються (розчини мають лужну реакцію). Більшість боратів легко розкладається кислотами, у деяких випадках - при дії СО2; і SO 2;. Борати лужноземельних та важких металів взаємодіють з розчинами лугів, карбонатів та гідрокарбонатів лужних металів. Безводні борати хімічно стійкіші, ніж гідратовані. З деякими спиртами, зокрема гліцерином, борати утворюють розчинні у воді комплекси. При дії сильних окислювачів, зокрема Н 2 Про 2 або при електрохімічному окисленні борати перетворюються на пероксоборати.

Відомо близько 100 природних боратів, які є переважно солями Na, Mg, Ca, Fe.

Гідратовані борати отримують: нейтралізацією Н 3 3 оксидами, гідроксидами або карбонатами металів; обмінними реакціями боратів лужних металів, найчастіше Na, із солями інших металів; реакцією взаємного перетворення малорозчинних боратів з водними розчинами боратів лужних металів; гідротермальними процесами з використанням галогенідів лужних металів як мінералізуючі добавки. Безводні борати отримують сплавленням або спіканням 2 Про 3 з оксидами або карбонатами металів або зневодненням гідратів; монокристали вирощують у розчинах боратів у розплавлених оксидах, напр Вi 2 Про 3 .

Борати використовують: для отримання інших з'єднань бору; як компоненти шихти під час виробництва скла, глазурів, емалей, кераміки; для вогнестійких покриттів та просочень; як компоненти флюсів для рафінування, зварювання та паяння металу”; як пігменти та наповнювачі лакофарбових матеріалів; як протрави при фарбуванні, інгібітори корозії, компоненти електролітів, люмінофорів та ін. Найбільше застосування знаходять бура та кальцію борати.

2. Галогеніди, хімічні сполуки галогенів з ін. До галогенідів зазвичай відносять сполуки, в яких атоми галогену мають більшу електронегативність, ніж ін. Галогеніди не утворюють Не, Ne і Аг. До простих, або бінарних, галогенідів ЕХn (n - найчастіше ціле число від 1 у моногалогенідів до 7 у IF 7 і ReF 7 , але може 6ти і дробовим, наприклад 7/6 у Bi 6 Cl 7) відносять, зокрема, солі галогеноводородних кислот та міжгалогенні сполуки (напр., галогенфториди). Існують також змішані галогеніди, полігалогеніди, гідрогалогеніди, оксогалогеніди, оксигалогеніди, гідроксогалогеніди, тіогалогеніди та комплексні галогеніди. Ступінь окислення галогенів у галогенідах зазвичай дорівнює -1.

За характером зв'язку елемент-галоген прості галогеніди поділяють на іонні та ковалентні. Насправді зв'язку мають змішаний характер із переважанням вкладу тієї чи іншої складової. Галогеніди лужних і лужноземельних металів, а також багато моно-і дигалогеніди ін. металів - типові солі, в яких переважає іонний характер зв'язку. Більшість із них щодо тугоплавки малолеткі, добре розчинні у воді; у водних розчинах майже повністю дисоціюють на іони. Властивості солей мають також тригалогеніди рідкісноземельних елементів. Розчинність у воді іонних галогенідів, як правило, зменшується від йодидів до фторидів. Хлориди, броміди та йодиди Ag + , Сu + , Hg + і Pb 2+ погано розчиняються у воді.

Збільшення числа атомів галогенів у галогенідах металів або відношення заряду металу до радіусу його іона призводить до підвищення ковалентної складової зв'язку, зниження розчинності у воді та термічної стійкості галогенідів, збільшення від леткості, підвищення окислювальної здатності та схильності до гідролізу. Ці залежності спостерігаються для галогенідів металів одного і того ж періоду та в ряді галогенідів одного і того ж металу. Їх легко простежити з прикладу термічних властивостей. Наприклад, для галогенідів металів 4-го періоду температури плавлення і кипіння становлять відповідно 771 і 1430°С для КС1, 772 і 1960°C для СаС1 2 , 967 і 975°С для ScCl 3 -24,1 і 136°С для TiCl 4 . Для UF 3 температура плавлення ~ 1500 ° C, UF 4 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 64,0 ° C. У рядах сполук ЭХn при незмінному n каулентність зв'язку зазвичай збільшується при переході від фторидів до хлоридів і зменшується при переході від останніх до бромідів та йодидів. Так, для АlF 3 температура сублімації 1280°C, А1С1 3 180°С, температура кипіння А1Вr 3 254,8 °С, АlI 3 407°С. У ряді ZrF 4 ZrCl 4 ZrBr 4 ZrI 4 температура сублімації дорівнює відповідно 906, 334, 355 і 418°С. У рядах MFn та МС1n де М-метал однієї підгрупи, ковалентність зв'язку зменшується зі зростанням атомної маси металу. Фторидів та хлоридів металів з приблизно однаковим вкладом іонної та ковалентної складової зв'язку небагато.

Середня енергія зв'язку елемент-галоген зменшується при переході від фторидів до йодидів та з підвищенням n (див. табл.).

Багато металів галогеніди, що містять ізольовані або місткові атоми (відповідно оксо-і оксигалогеніди), наприклад оксотрифторид ванадію VOF 3 , діоксифторид ніобію NbO 2 F, діоксодііодид вольфраму WO 2 I 2 .

Комплексні галогеніди (галогенометалати) містять комплексні аніони, в яких атоми галогенів є лігандами, наприклад, гексахлороплатинат(IV) калію K 2 , гептафторотанталат(V) натрію Na, гексафтороарсенат(V) літію Li. Найбільшу термічну стійкість мають фторо-, оксофторо- і хлорометалати. За характером зв'язків до комплексних галогенідів близькі іонні сполуки з катіонами NF 4+, N2F3+, C1F2+, XeF+ та ін.

Для багатьох галогенідів характерні асоціація та полімеризація в рідкій та газовій фазах з утворенням місткових зв'язків. Найбільш схильні до цього галогеніди металів I та II груп, AlCl 3 , пентафториди Sb та перехідних металів, оксофториди складу MOF 4 . Відомі галогеніди із зв'язком метал-метал, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.

Фториди значно відрізняються за властивостями від інших галогенідів. Однак у простих галогенідах ці відмінності виражені менш різко, ніж у самих галогенах, а в комплексних галогенідах – слабші, ніж у простих.

Багато ковалентних галогенідів (особливо фториди) - сильні кислоти Льюїса, напр. AsF 5 , SbF 5 , ВF 3 , А1С1 3 . Фториди входять до складу надкислот. Вищі галогеніди відновлюються металами та воднем, наприклад:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Галогеніди металів V-VIII груп, крім Сг і Мn, відновлюються Н 2 до металів, наприклад:

WF 6 + ДТ 2 = W + 6HF

Багато ковалентних та іонних галогенідів металів взаємодіють між собою з утворенням комплексних галогенідів, наприклад:

КС1 + TaCl 5 = K

Більш легкі галогени можуть витісняти більш важкі галогеніди. Кисень може окислювати галогеніди з виділенням С1 2 Вг 2 і I 2 . Однією з характерних реакцій ковалентних галогенідів є взаємодія з водою (гідроліз) або її парами при нагріванні (пірогідроліз), що призводить до утворення оксидів, окси- або оксогалогенідів, гідроксидів і галогеноводородів.

Галогеніди отримують безпосередньо з елементів, взаємодією галогеноводородів або галогеноводородних кислот з елементами, оксидами, гідроксид або солями, а також обмінними реакціями.

Галогеніди широко використовують у техніці як вихідні речовини для отримання галогенів, лужних та лужноземельних металів, як компоненти скла та ін. неорганічних матеріалів; вони є проміжними продуктами у виробництві рідкісних та деяких кольорових металів, U, Si, Ge та ін.

У природі галогеніди утворюють окремі класи мінералів, у яких представлені фториди (напр., мінерали флюорит, кріоліт) та хлориди (сільвін, карналіт). Бром та йод входять до складу деяких мінералів у вигляді ізоморфних домішок. Значні кількості галогенідів містяться у воді морів та океанів, у соляних та підземних розсолах. Деякі галогеніди, наприклад NaCl, KC1, СаCl 2 входять до складу живих організмів.

3. Карбонати(від лат. carbo, рід. відмінок carbonis вугілля), солі вугільної кислоти. Існують середні карбонати з аніоном 3 2 - і кислі, або гідрокарбонати (устар. бікарбонати), з аніоном НСО 3 - . Карбонати – кристалічні речовини. Більшість середніх солей металів у ступені окислення + 2 кристалізується гексагон. решітці типу кальциту або ромбічного типу арагоніту.

З середніх карбонатів у воді розчиняються лише солі лужних металів, амонію та Тl(I). В результаті значного гідролізу їх розчини мають лужну реакцію. Найбільш важко розчинні карбонати металів у ступені окислення + 2. Навпаки, всі гідрокарбонати добре розчиняються у воді. При обмінних реакціях у водних розчинах між солями металів та Na 2 CO 3 опади середніх карбонатів утворюються у тих випадках, коли їх розчинність значно менша, ніж відповідних гідроксидів. Це має місце для Са, Sr та їх аналогів, лантаноїдів, Ag(I), Mn(II), Pb(II) та Cd(II). Інші катіони при взаємодії з розчиненими карбонатами в результаті гідролізу можуть давати не середні, а основні крабонати або навіть гідроксиди. Середні крабонати, що містять багатозарядні катіони, іноді вдається осадити з водних розчинів у присутності великого надлишку 2 .

Хімічні властивості карбонатів обумовлені їхньою приналежністю до класу неорганічних солей слабких кислот. Характерні особливості карбонатів пов'язані з їхньою поганою розчинністю, а також термічною нестійкістю як самих крабонатів, так і Н 2 3 . Ці властивості використовуються при аналізі крабонатів, заснованому або на їх розкладанні сильними кислотами і кількісному поглинанні СО 2 розчином лугу, що виділяється при цьому, або на осадженні іона З 3 2- з розчину у вигляді ВаСО 3 . При дії надлишку 2 на осад середнього карбонату в розчині утворюється гідрокарбонат, наприклад: СаСО 3 + Н 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 . Присутність гідрокарбонатів у природній воді зумовлює її тимчасову жорсткість. Гідрокарбонати при легкому нагріванні вже за низьких температур знову перетворюються на середні карбонати, які при нагріванні розкладаються до оксиду і СО 2 . Чим активніший метал, тим вища температура розкладання його карбонату. Так, Na 2 CO 3 плавиться без розкладання при 857 °С, а для карбонатів Са, Mg і А1 рівноважний тиск розкладання досягають 0,1 МПа при температурах відповідно 820, 350 і 100 °С.

Карбонати дуже поширені у природі, що з участю СО 2 і Н 2 O у процесах минералообразования. карбонати відіграють велику роль у глобальних рівновагах між газоподібним 2 в атмосфері, розчиненим 2 ; та іонами НСО 3 - та СО 3 2- в гідросфері та твердими солями в літосфері. Найважливіші мінерали - кальцит СаСО 3 , магнезит MgCO 3 , сидерит FeСО 3 , смітсоніт ZnСО 3 і деякі ін. Вапняк складається в основному з кальциту або кальцитових скелетних залишків організмів, рідко з арагоніту. Відомі також природні гідратовані карбонати лужних металів і Mg (напр., МgСО 3 ЗН 2 Про, Nа 2 СО 3 10Н 2 Про), подвійні карбонати [наприклад, доломіт CaMg(CO 3) 2 , трона Na 2 CO 3 NaHCO 3 2 O] та основні [малахіт CuCO 3 Cu(OH) 2 , гідроцерусит 2РbСО 3 Pb(ОН) 2 ].

Найбільш важливі калію карбонат, кальцію карбонат та натрію карбонат. Багато природних карбонатів дуже цінні металеві руди (напр., карбонати Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Гідрокарбонати виконують важливу фізіологічну роль, будучи буферними речовинами, що регулюють сталість рН крові.

4. Нітрати, солі азотної ккислоти HNO 3 . Відомі майже всім металів; існують як у вигляді безводних солей М(NO 3)n (n - ступінь окислення металу М), так і у вигляді кристалогідратів М(NO 3)n xН 2 O (х = 1-9). З водних розчинів при температурі, близькій до кімнатної, тільки нітрати лужних металів кристалізуються безводними, решта - у вигляді кристалогідратів. Фізико-хімічні властивості безводного та гідратованого нітрату одного і того ж металу можуть сильно відрізнятися.

Безводні кристалічні сполуки нітратів d-елементів пофарбовані. Умовно нітрати можуть бути розділені на сполуки з переважно ковалентним типом зв'язку (солі Be, Cr, Zn, Fe та ін. перехідних металів) та з переважно іонним типом зв'язку (солі лужних та лужноземельних металів). Для іонних нітратів характерні більш висока термічна стійкість, переважання кристалічних структур вищої симетрії (кубічної) та відсутність розщеплення смуг нітрат-іону в ІЧ спектрах. Ковалентні нітрати мають більш високу розчинність в органічних розчинниках, нижчу термічну стійкість, їх інфрачервоні спектри носять більш складний характер; деякі ковалентні нітрати летючі за кімнатної температури, а при розчиненні у воді частково розкладаються з виділенням оксидів азоту.

Всі безводні нітрати виявляють сильні окислювальні властивості, зумовлені присутністю іона NO 3 - при цьому їх окислювальна здатність зростає при переході від іонних до ковалентних нітратів. Останні розкладаються в інтервалі 100-300°С, іонні - при 400-600°С (NaNO 3 , КNO 3 та деякі ін. при нагріванні плавляться). Продуктами розкладання у твердій та рідкій фазах. є послідовно нітрити, оксонітрати та оксиди, іноді - вільні метали (коли оксид нестійкий, напр. Ag 2 O), а в газовій фазі - NO, NO 2 , 2 і N 2 . Склад продуктів розкладання залежить від природи металу та його ступеня окиснення, швидкості нагрівання, температури, складу газового середовища та інших умов. NH 4 NO 3 детонує, а при швидкому нагріванні може розкладатися з вибухом, у цьому випадку утворюються N 2 , Про 2 і Н 2 Про; при повільному нагріванні розкладається на N2Оі Н2О.

Вільний іон NO 3 - у газовій фазі має геометричну будову рівностороннього трикутника з атомом N у центрі, кути ONO ~ 120° та довжини зв'язків N-О 0,121 нм. У кристалічних та газоподібних нітратах іон NO 3 - в основному зберігає свою форму та розміри, що визначає простори, будову нітратів. Іон NO 3 - може виступати як моно-, бі-, тридентатний або містковий ліганд, тому нітрати характеризується великою різноманітністю типів кристалічних структур.

Перехідні метали у високих ступенях окиснення через стерич. труднощів що неспроможні утворювати безводні нітрати, й у них характерні оксонитраты, наприклад UO 2 (NO 3) 2 , NbO(NO 3) 3 . Нітрати утворюють велику кількість подвійних та комплексних солей з іоном NО 3 – у внутрішній сфері. У водних середовищах в результаті гідролізу катіони перехідних металів утворюють гідроксонітрати (основні нітрати) змінного складу, які можуть бути виділені у твердому стані.

Гідратовані нітрати відрізняються від безводних тим, що в кристалічних структурах іон металу в більшості випадків пов'язаний з молекулами води, а не з іоном NO 3 . Тому вони краще, ніж безводні нітрати, розчиняються у воді, але гірше - в органічних розчинниках, слабші окислювачі, інконгруентно плавляться в воді кристалізації в інтервалі 25-100°С. При нагріванні гідратованих нітратів безводні нітрати, як правило, не утворюються, а відбувається термоліз з утворенням гідроксонітратів і потім оксонітратів та оксидів металів.

За багатьма своїми хімічними властивостями нітрати аналогічні ін. неорганічних солей. Характерні особливості нітратів обумовлені їх дуже високою розчинністю у воді, низькою термічною стійкістю та здатністю окислювати органічні та неорганічні сполуки. При відновленні нітратів утворюється суміш азотовмісних продуктів NO 2 NO, N 2 O, N 2 або NH 3 з переважанням одного з них в залежності від виду відновника, температури, реакції середовища та ін факторів.

Промислові методи отримання нітратів засновані на поглинанні NH 3 розчинами HNO 3 (для NH 4 NO 3) або поглинанні нітрозних газів (NO + NO 2) розчинами лугів або карбонатів (для нітратів лужних металів, Са, Mg, Ba), а також на різноманітних обмінних реакціях солей металів з HNO 3 чи нітратами лужних металів. У лабораторії для отримання безводних нітратів використовують реакції перехідних металів або їх сполук з рідким N 2 O 4 та його сумішами з органічними розчинниками або реакції з N 2 O 5 .

Нітрати Na, К (натрієва та калієва селітри) зустрічаються у вигляді природних покладів.

Нітрати застосовують у багатьох галузях промисловості. Амонію нітрит (аміачна селітра) - основне азотовмісне добриво; як добрива використовують також нітрати лужних металів і Са. Нітрати - компоненти ракетного палива, піротехнічних складів, травильних розчинів при фарбуванні тканин; їх використовують для гарту металів, консервації харчових продуктів, як лікарські засоби та для отримання оксидів металів.

Нітрати токсичні. Викликають набряк легень, кашель, блювоту, гостру серцево-судинну недостатність та ін. Для суми нітратів Na, К, Са, NH3 ГДК: у воді 45 мг/л", у ґрунті 130 мг/кг (клас небезпеки 3); в овочах і фруктах (мг/кг)-картопля 250, капуста білокачанна пізня 500, морква пізня 250, буряк 1400, цибуля ріпчаста 80, кабачки 400, дині 90, кавуни, виноград, яблука, груші 60. Недотримання агротехнічних рекомендацій, надмірне внесення добрив різко збільшує вміст нітратів в с.-х продуктах. 40-5500 мг/л), ґрунтових водах.

5. Нітріти, солі азотистої кислоти НNО 2 . Використовують насамперед нітрити лужних металів та амонію, менше – лужно-земельних та Зd-металів, Рb та Ag. Про нітрити інших металів є лише уривчасті відомості.

Нітрити металів у ступені окислення +2 утворюють кристалогідрати з однією, двома або чотирма молекулами води. Нітрити утворюють подвійні та потрійні солі, напр. CsNO 2 AgNO 2 або Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2 а також комплексні сполуки, наприклад Na 3 .

Кристалічні структури відомі лише кількох безводних нітритів. Аніон NO 2 має нелінійну конфігурацію; кут ONO 115 °, довжина зв'язку Н-О 0,115 нм; тип зв'язку М-NO2 іонно-ковалентний.

Добре розчинні у воді нітрити К, Na, Ba, погано – нітрити Ag, Hg, Сu. З підвищенням температури розчинність нітритів зростає. Майже всі нітрити погано розчиняються у спиртах, ефірах та малополярних розчинниках.

Нітрити термічно малостійкі; плавляться без розкладання лише нітрити лужних металів, нітрити інших металів розкладаються за 25-300 °З. Механізм розкладання нітритів складний і включає низку паралельно-послідовних реакцій. Основні газоподібні продукти розкладання - NO, NO 2, N 2 і О 2, тверді - оксид металу або елементний метал. Виділення великої кількості газів обумовлює вибухове розкладання деяких нітритів, наприклад NH 4 NO 2 який розкладається на N 2 і Н 2 О.

Характерні особливості нітритів пов'язані з їхньою термічною нестійкістю та здатністю нітрит-іона бути як окислювачем, так і відновником, залежно від середовища та природи реагентів. У нейтральному середовищі нітрити зазвичай відновлюються до NO, у кислому окислюються до нітратів. Кисень і 2 не взаємодіють з твердими нітритами та їх водними розчинами. Нітрити сприяють розкладанню азотовмісних органічних речовин, зокрема амінів, амідів та ін. З органічними галогенідами RXН. реагують з утворенням нітритів RONO, так і нітросполук RNO 2 .

Промислове отримання нітритів засноване на абсорбції нітрозного газу (суміші NO + NO 2) розчинами Na 2 CO 3 або NaOH з послідовною кристалізацією NaNO 2; нітрити інших металів у промисловості та лабораторіях отримують обмінною реакцією солей металів з NaNO 2 або відновленням нітратів цих металів.

Нітрити застосовують для синтезу азобарвників, у виробництві капролактаму, як окислювачів та відновників у гумотехнічній, текстильній та металообробній промисловості, як консерванти харчових продуктів. Нітрити наприклад NaNО 2 і KNO 2 токсичні, викликають головний біль, блювання, пригнічують дихання і т.д. При отруєнні NaNO 2 у крові утворюється метгемоглобін, ушкоджуються мембрани еритроцитів. Можливе утворення нітрозамінів з NaNO 2 та амінів безпосередньо у шлунково-кишковому тракті.

6. Сульфатисолі сірчаної кислоти. Відомі середні сульфати з аніоном SO 4 2 - кислі, або гідросульфати, з аніоном HSO 4 - основні, що містять поряд з аніоном SO 4 2 - групи ВІН, наприклад Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Існують також подвійні сульфати, що включають два різні катіони. До них відносять дві великі групи сульфатів - галун, а також шеніти M 2 Е(SO 4) 2 6H 2 O, де М-однозарядний катіон, Е - Mg, Zn та інші двозарядні катіони. Відомий потрійний сульфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (мінерал полігаліт), подвійні основні сульфати, наприклад мінерали груп алуніту та ярозиту M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al(OH 3 і M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3 , де М - однозарядний катіон Сульфати можуть входити до складу змішаних солей, напр. .

Сульфати - кристалічні речовини, середні та кислі в більшості випадків добре розчиняються у воді. Малорозчинні сульфати кальції, стронцію, свинцю та деякі ін., практично нерозчинні BaSO 4 , RaSO 4 . Основні сульфати, як правило, малорозчинні або практично нерозчинні або гідролізуються водою. З водних розчинів сульфати можуть кристалізуватися у вигляді кристалогідратів. Кристаллогідрати деяких важких металів називаються купоросами; мідний купорос СуSO 4 5H 2 O, залізний купорос FeSO 4 7Н 2 О.

Середні сульфати лужних металів термічно стійкі, тоді як кислі сульфати при нагріванні розкладаються, перетворюючись на піросульфати: 2KHSO 4 = Н 2 Про + K 2 S 2 O 7 . Середні сульфати ін металів, а також основні сульфати при нагріванні до досить високих температур, як правило, розкладаються з утворенням оксидів металів і виділенням SO 3 .

Сульфати поширені у природі. Вони зустрічаються у вигляді мінералів, наприклад гіпс CaSO 4 H 2 O, мірабіліт Na 2 SO 4 10Н 2 Про, а також входять до складу морської та річкової води.

Багато сульфатів можуть бути отримані при взаємодії H 2 SO 4 з металами, їх оксидами та гідроксидами, а також розкладанням солей летких кислот сірчаною кислотою.

Неорганічні сульфати знаходять широке застосування. Наприклад, амонію сульфат-азотне добриво, натрію сульфат використовують у скляній, паперовій промисловості, виробництві віскози та ін.

7. Сульфіти, солі сірчистої кислоти H 2 SO 3 . Розрізняють середні сульфіти з аніоном SO 3 2- і кислі (гідросульфіти) з аніоном HSO 3 - . Середні сульфіти – кристалічні речовини. Сульфіти амонію та лужних металів добре розчиняються у воді; розчинність (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °С), К 2 SО 3 106,7 (20 °С). У водних розчинах утворюють гідросульфіти. Сульфіти лужноземельних та деяких ін. металів практично не розчиняються у воді; розчинність MgSO 3 1 г 100 г (40°С). Відомі кристалогідрати (NH 4) 2 SO 3 Н 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, До 2 SO 3 2Н 2 O, MgSO 3 6H 2 O та ін.

Безводні сульфіти при нагріванні без доступу повітря в запаяних судинах диспропорціонують на сульфіди і сульфати, при нагріванні в струмі N 2 втрачають SO 2 а при нагріванні на повітрі легко окислюються до сульфатів. З SO 2 у водному середовищі середні сульфіти утворюють гідросульфіти. Сульфіти - відносно сильні відновники, що окислюються в розчинах хлором, бромом, Н 2 Про 2 та ін до сульфатів. Розкладаються сильними кислотами (наприклад, НС1) із виділенням SO 2 .

Кристалічні гідросульфіти відомі для К, Rb, Cs, NH 4 + вони малостійкі. Інші гідросульфіти існують тільки у водних розчинах. Щільність NH 4 HSO 3 2,03 г/см 3 ; розчинність у воді (г 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0°С), КНSO 3 49 (20 °С).

При нагріванні кристалічних гідросульфітів Na або К або при насиченні SO 2 кишить розчину пульпи M 2 SO 3 утворюються піросульфіти (застаріле-метабісульфіти) М 2 S 2 O 5 - солі невідомої у вільному стані піросернистої кислоти H 2 S 2 O 2 ; кристали, малостійкі; щільність (г/см 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, До 2 S 2 O 5 2,34; вище ~ 160 ° С розкладаються з виділенням SO 2; розчиняються у воді (з розкладанням до HSO 3 -), розчинність (г в 100 г): Na 2 S 2 O 5 64,4, До 2 S 2 O 5 44,7; утворюють гідрати Na 2 S 2 O 5 7H 2 O і ЗК 2 S 2 O 5 2Н 2 Про; відновлювачі.

Середні сульфіти лужних металів отримують взаємодією водного розчину М 2 3 (або МОН) з SO 2 a MSO 3 - пропусканням SO 2 через водну суспензію MCO 3 ; використовують в основному SO 2 з газів, що відходять контактних сірчанокислотних виробництв. Сульфіти застосовують при відбілюванні, фарбуванні та друкуванні тканин, волокон, шкір для консервування зерна, зелених кормів, кормових промислових відходів (NaHSO 3 ,

Na 2 S 2 Про 5). CaSO 3 і Са(НSO 3) 2 - дезінфікуючі засоби у виноробстві та цукровій промисловості. NaНSO 3 , MgSO 3 , NН 4 НSO 3 - компоненти сульфітного лугу при варінні целюлози; (NH 4) 2 SO 3 - поглинач SO 2; NaHSO 3 - поглинач H 2 S з відхідних газів виробництв, відновник у виробництві сірчистих барвників. K 2 S 2 O 5 – компонент кислих фіксажів у фотографії, антиоксидант, антисептик.

Методи поділу сумішей

1. Фільтрування, поділ неоднорідних систем рідина – тверді частинки (суспензії) та газ – тверді частинки за допомогою пористих фільтрувальних перегородок (ФП), що пропускають рідину або газ, але затримують тверді частинки. Рухаюча сила процесу - різниця тисків з обох боків ФП.

При поділі суспензій тверді частинки зазвичай утворюють на ФП шар вологого осаду, який при необхідності промивають водою або ін. рідиною, а також зневоднюють, продуючи через нього повітря або інший газ. Фільтрування проводять при постійній різниці тисків або при постійній швидкості процесу w (у фільтрату в м 3 , що проходить через 1 м 2 поверхні ФП в одиницю часу). При постійній різниці тисків подають суспензію на фільтр під дією вакууму або надлишкового тиску, а також поршневим насосом; при використанні відцентрового насоса різниця тиску підвищується, а швидкість процесу знижується.

Залежно від концентрації суспензій розрізняють кілька видів фільтрування. При концентрації більше 1% фільтрування відбувається з утворенням осаду, а при концентрації менше 0,1% - із закупорюванням пір ФП (освітлення рідин). Якщо ФП не утворюється досить щільний шар осаду і фільтрат потрапляють тверді частинки, фільтрують з використанням тонкодисперсних допоміжних матеріалів (діатоміт, перліт), які попередньо наносять на ФП або додають до суспензії. При початковій концентрації менше 10% можливий частковий поділ та згущення суспензій.

Розрізняють фільтри безперервної та періодичної дії. Для останніх основні стадії роботи - фільтрування, промивання осаду, його зневоднення та розвантаження. При цьому застосовна оптимізація за критеріями найбільшої продуктивності та найменших витрат. Якщо промивання і зневоднення не виробляють, а гідравлічним опором перегородки можна знехтувати, то найбільша продуктивність досягається, коли час фільтрування дорівнює тривалості допоміжних операцій.

Застосовуються гнучкі ФП із бавовняно-паперових, вовняних, синтетичних та скляних тканин, а також неткані ФП із природних та синтетичних волокон та негнучкі – керамічні, металокерамічні та пінопластові. Напрямки руху фільтрату та дії сили тяжіння можуть бути протилежними, збігатися або бути взаємно перпендикулярними.

Конструкції фільтрів різноманітні. Одна з найбільш поширених - барабанний вакуум-фільтр, що обертається (див. рис.) безперервної дії, в якому напрями руху фільтрату і дії сили тяжіння протилежні. Секція розподільного пристрою з'єднує зони I та II з джерелом вакууму та зони III та IV - з джерелом стисненого повітря. Фільтрат і промивна рідина із зон I та II надходять до окремих приймачів. Набув поширення також автоматизований фільтрпрес періодичної дії з горизонтальними камерами, фільтрувальною тканиною у вигляді нескінченної стрічки та еластичними мембранами для зневоднення осаду пресуванням. На ньому виконуються операції заповнення камер, що чергуються, суспензією, фільтрування, промивання і зневоднення осаду, роз'єднання сусідніх камер і видалення осаду.

2.Фракційна кристалізація

Розрізняють такі види фракційної кристалізації: масову, на поверхнях, що охолоджуються, спрямовану, зонну плавку.

Масова кристалізація. Метод полягає в одночасному отриманні великої кількості кристалів у всьому обсязі апарату. У промисловості реалізовано кілька варіантів масової кристалізації, яку здійснюють у періодично або безперервно діючих апаратах: ємнісних, забезпечених зовнішніми сорочками, що охолоджують, або внутрішніми змійовиками і часто перемішують пристроями; трубчастих, скребкових, дискових, шнекових та ін. Через відсутність методики розрахунку параметр a е, при масовій кристалізації знаходять експериментально.

Кристалізація з теплопередачею через стінку. У разі розплавів процес проводять їх охолодженням. При кристалізації розчинів вибір режиму процесу визначається переважно характером залежності розчинності речовин від температури. Якщо розчинність речовини мало змінюється зі зміною температури (напр. NaCI у воді), кристалізацію здійснюють частковим або практично повним випарюванням насиченого розчину при постійній температурі (ізотермічна кристалізація). Речовини, розчинність яких сильно залежить від температури (напр., КNО 3 у воді), кристалізують охолодженням гарячих розчинів, при цьому вихідна кількість розчинника, який міститься в матковій рідині, в системі не змінюється (ізогідрична кристалізація). Кристали, що утворилися в залежності від їх властивостей, форми і умов проведення процесу захоплюють різну кількість маткового розчину. Зміст його у твердій фазі у вигляді включень у порах, тріщинах та порожнинах істотно залежить від способу поділу кристалів та маткової рідини. Так, при відділенні кристалів на барабанному вакуум-фільтрі концентрація в них маткового розчину становить 10-30%, на центрифузі, що фільтрує, -3-10%.

Основні переваги процесу: висока продуктивність, відсутність контакту суміші, що розділяється, і холодоагенту, простота апаратурного оформлення; недоліки: порівняно невисокі коефіцієнт теплопередачі, інкрустація поверхонь охолодження, велике захоплення маткової рідини кристалами, необхідність установки доповнить, обладнання для поділу твердої та рідкої фаз, недостатньо високий вихід кристалічного продукту. Приклади застосування: одержання хлоридів К та Na із сильвініту, поділ ізомерів ксилолу.

3. Випарювання здійснюють для концентрування розчину, виділення розчиненої речовини або отримання чистого розчинника. Випарювання піддають головним чином водні розчини. Теплоносієм найчастіше служить водяна пара (давл. 1,0-1,2 МПа), яку називають гріючим, або первинним; пар, що утворюється під час кипіння розчину, називають вторинним. Рухаюча сила випарювання - різниця температур пари, що гріє, і киплячого розчину, називається корисною. Вона завжди менше, ніж різниця температур первинної та вторинної пари. Це зумовлено тим, що розчин кипить за більш високої температури, ніж чистий розчинник (фізико-хімічна, або концентраційна, депресія). Крім того, температура кипіння розчину підвищується через більш високий тиск у розчині, ніж у паровому просторі. Причини підвищення тиску: гідростатичний тиск розчину; гідравлічний опір при русі киплячої (парожидкостной) суміші; збільшення швидкості руху цієї суміші внаслідок того, що вона займає значно більший об'єм, ніж вихідний розчин (відповідно гідростатична, гідравлічна та інерційна депресія).

Для випарювання застосовують апарати, що працюють під тиском чи розрідженням. Їх основні елементи: камера, що гріє; сепаратор для розділення парорідинної суміші у відборі сконцентрованого розчину; циркуляційна труба, якою розчин повертається з сепаратора в камеру (при багаторазовому випарюванні). Конструкція апарату визначається головним чином складом, фізико-хімічними властивостями, необхідним ступенем концентрування розчинів, їх схильністю до утворення накипу і піни (накип різко зменшує коефіцієнт теплопередачі, порушує циркуляцію розчину і може бути причиною корозії в зварних стиках, а рясне ціноутворення підвищує винесення розчину пором).

Найбільш поширені вертикальні апарати з трубчастими камерами, що гріють, поверхня нагріву яких досягає 1250 м 2 . У таких апаратах розчин знаходиться в трубному, а пар, що гріє - в міжтрубному просторі камери. Циркуляція розчину в них може бути природною або примусовою, що створюється спеціальним насосом.

Випарювання малов'язких (л до 6-8 мПа-с) ненасичених розчинів добре розчинних солей, які не випадають при концентруванні в осад (наприклад, NaNO 2 , NaNO 3 , NH 4 NO 3 , KC1) і не утворюють накипу, здійснюють зазвичай у випарюваних апаратах з природною циркуляцією, в трубках, що гріють, яких розчин не тільки нагрівається, а й кипить. Для випарювання розчинів погано розчинних речовин, які при концентруванні випадають в осад [наприклад, СаСО 3 , CaSО 4 , Mg(OH) 2 , алюмосилікат Na], а також при опрісненні морської води застосовують апарати, над камерою яких встановлена ​​доповнить, підйомна циркуляційна труба забезпечує високу швидкість природної циркуляції. Для випарювання сильно піняться і термочутливих продуктів, наприклад у виробництві дріжджів, ферментів, антибіотиків, фруктових соків, розчинної кави, використовують вертикальні плівкові випарювальні апарати, в яких концентрування відбувається в результаті одноразового руху тонкого шару (плівки) розчину разом з вторинною парою вздовж трубок довжиною 6-8 м (поверхня нагріву до 2200 м2). Позитивні якості цих апаратів: відсутність гідростатичного ефекту, невеликий гідравлічний опір, високий коефіцієнт теплопередачі, велика продуктивність при відносно невеликих обсягах

4. Центрифугування, поділ суспензій, емульсій та трикомпонентних систем (емульсій, що містять тверду фазу) під дією відцентрових сил. Застосовується виділення фракцій із суспензій і емульсій, і навіть визначення молекулярних мас полімерів, дисперсійного аналізу.

Центрифугування здійснюється за допомогою спеціальних машин – центрифуг, основною частиною яких є ротор (барабан), що обертається з великою швидкістю навколо своєї осі, завдяки чому створюється поле відцентрових сил до 20 000 g у промислових центрифугах та до 350 000 g у лабораторних (g – прискорення) вільного падіння). Центрифугування може проводитися за принципами відстоювання або фільтрування відповідно в центрифугах із суцільним або перфорованим ротором, покритим матеріалом, що фільтрує. Розрізняють два типи облог, центрифуг: 1) періодичної дії, в яких суспензія вводиться в центр, частина порожнистого ротора під час його обертання; Тверді частинки осідають на внутрішній поверхні ротора і вивантажуються з нього через спец. сопла або через щілини, що періодично відкриваються, освітлена рідина (фугат) відводиться з верх його частини; 2) безперервної дії, в яких суспензія подається вздовж осі порожнього ротора, а осад, що утворився, вивантажується за допомогою шнека, що обертається всередині ротора з дещо іншою швидкістю, ніж ротор (рис. 1).

Центрифугування за принципом фільтрування найчастіше використовують для поділу суспензій та шламів з відносно малим вмістом рідкої фази та здійснюють у циклічно працюючих машинах. Суспензія подається в ротор, що безперервно обертається порціями; після заповнення осадом частини ротора подача суспензії припиняється, рідка фаза віджимається, а осад зрізається ножем і видаляється. Застосовуються також центрифуги з пульсуючим вивантаженням осаду за допомогою штовхача (вібраційно-поршневі, з пульсуючим поршнем), а також з гідравлічним вивантаженням, коли тверда згущена фаза виводиться з ротора, з пакетом конічних тарілок, через сопла.

Список літератури

Гол. редактор І.Л. Кнунянц. Великий енциклопедичний словник Хімія. Москва 1998

Гол. редактор І.Л. Кнунянц. Хімічна енциклопедія Москва1998

Н. Я. Логінов, А. Г. Воскресенський, І. С. Солодін. Аналітична хімія. Москва 1979

Р. А. Лідін. Довідник із загальної та неорганічної хімії. Москва 1997

Р. А. Лідін, В. А. Молочко, Л. Л. Андрєєва. Хімічні властивості неорганічних речовин. Москва 1997

А. В. Суворов, А. А. Карцафа та ін. Захоплюючий світ хімічних перетворень. Санкт-Петербург 1998

Є. В. Барковський. Введення в хімію біогенних елементів та хімічний аналіз. Мінськ 1997

1. Солі є електролітами.

У водних розчинах солі дисоціюють на позитивно заряджені іони (катіони) металів та негативно заряджені іони (аніони) кислотних залишків.

Наприклад, при розчиненні кристалів хлориду натрію у воді позитивно заряджені іони натрію та негативно заряджені іони хлору, з яких утворено кристалічні грати цієї речовини, переходять у розчин:

NaCl → Na Cl − .

При електролітичній дисоціації сульфату алюмінію утворюються позитивно заряджені іони алюмінію та негативно заряджені сульфат-іони:

Al 2 SO 4 3 → 2 Al 3 3 SO 4 2 − .

2. Солі можуть взаємодіяти із металами.

У ході реакції заміщення, що протікає у водному розчині, хімічно активніший метал витісняє менш активний.

НаприкладЯкщо шматок заліза помістити в розчин сульфату міді, він покривається червоно-бурим осадом міді. Розчин поступово змінює колір із синього на блідо-зелений, оскільки утворюється сіль заліза(\(II\)):

Fe Cu SO 4 → Fe SO 4 Cu ↓ .

Відеофрагмент:

При взаємодії хлориду міді(\(II\)) з алюмінієм утворюються хлорид алюмінію та мідь:
2 Al 3Cu Cl 2 → 2Al Cl 3 3 Cu ↓ .

3. Солі можуть взаємодіяти із кислотами.

Протікає реакція обміну, під час якої хімічно активніша кислота витісняє менш активну.

Наприкладпри взаємодії розчину хлориду барію з сірчаною кислотою утворюється осад сульфату барію, а в розчині залишається соляна кислота:
BaCl 2 H 2 SO 4 → Ba SO 4 ↓ 2 HCl.

При взаємодії карбонату кальцію з соляною кислотою утворюються хлорид кальцію та вугільна кислота, яка відразу розкладається на вуглекислий газ і воду:

Ca CO 3 2 HCl → CaCl 2 H 2 O CO 2 H 2 CO 3 .

Відеофрагмент:

4. Розчинні у воді солі можуть взаємодіяти з лугами.

Реакція обміну можлива в тому випадку, якщо в результаті хоча б один із продуктів є практично нерозчинним (випадає в осад).

Наприклад, При взаємодії нітрату нікелю(\(II\)) з гідроксидом натрію утворюються нітрат натрію і практично нерозчинний гідроксид нікелю(\(II\)):
Ni NO 3 2 2 NaOH → Ni OH 2 ↓ 2Na NO 3 .

Відеофрагмент:

При взаємодії карбонату натрію (соди) з гідроксидом кальцію (гашеним вапном) утворюються гідроксид натрію і практично нерозчинний карбонат кальцію:
Na 2 CO 3 Ca OH 2 → 2NaOH Ca CO 3 ↓ .

5. Розчинні у воді солі можуть вступати в реакцію обміну з іншими розчинними у воді солями, якщо в результаті утворюється хоча б одна практично нерозчинна речовина.

Наприклад, при взаємодії сульфіду натрію з нітратом срібла утворюються нітрат натрію і практично нерозчинний сульфід срібла:
Na 2 S 2 Ag NO 3 → Na NO 3 Ag 2 S ↓ .

Відеофрагмент:

При взаємодії нітрату барію з сульфатом калію утворюються нітрат калію і практично нерозчинний сульфат барію:
Ba NO 3 2 K 2 SO 4 → 2 KNO 3 BaSO 4 ↓ .

6. Деякі солі при нагріванні розкладаються.

Причому хімічні реакції, які при цьому протікають, можна умовно розділити на дві групи:

• реакції, у ході яких елементи не змінюють ступінь окислення,
• окисно-відновні реакції.

A.Реакції розкладання солей, які протікають без зміни ступеня окиснення елементів.

Як приклади таких хімічних реакцій розглянемо, як протікає розкладання карбонатів.

При сильному нагріванні карбонат кальцію (крейда, вапняк, мармур) розкладається, утворюючи оксид кальцію (палене вапно) та вуглекислий газ:
CaCO 3 t ° CaO CO 2 .

Відеофрагмент:

Гідрокарбонат натрію (харчова сода) при невеликому нагріванні розкладається на карбонат натрію (соду), воду та вуглекислий газ:
2 NaHCO 3 t ° Na 2 CO 3 H 2 O CO 2 .

Відеофрагмент:

Кристалогідрати солей при нагріванні втрачають воду. Наприклад, пентагідрат сульфату міді(\(II\)) (мідний купорос), поступово втрачаючи воду, перетворюється на безводний сульфат міді(\(II\)):
CuSO 4 ⋅ 5 H 2 O → t ° Cu SO 4 5 H 2 O .

За звичайних умов безводний сульфат міді, що утворився, можна перетворити на кристалогідрат:
CuSO 4 5 H 2 O → Cu SO 4 ⋅ 5 H 2 O

Відеофрагмент:

Солі – це хімічні сполуки, у яких атом металу пов'язані з кислотним залишком. Відмінність солей з інших з'єднання у тому, що вони явно виражений іонний характер зв'язку. Тому зв'язок так і називають – іонним. Іонний зв'язок характеризується ненасиченістю та неспрямованістю. Приклади солей: хлорид натрію чи кухонна сіль – NaCl, сульфат кальцію чи гіпс – СаSO4. Залежно від того, наскільки повно замінюються атоми водню в кислоті або гідроксогрупи в гідроксиді розрізняють середні, кислі та основні солі. До складу солі може входити кілька катіонів металу – подвійні солі.

Середні солі

Середні солі – це солі, у яких відбувається повне заміщення атомів водню іонами металу. Кухонна сіль та гіпс – таких солей. Середні солі охоплюють велику кількість сполук, що часто зустрічаються в природі, наприклад обманка - ZnS, піррит - FeS2 і т.д. Цей вид солей найпоширеніший.

Середні солі отримують реакцією нейтралізації, коли і основу взято в еквімолярних співвідношеннях, наприклад:
H2SO3 + 2 NaOH = Na2SO3 + 2 H2O
Виходить середня сіль. Якщо взяти 1 моль гідроксиду натрію, то реакція піде так:
H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O
Виходить кисла сіль гідросульфіту натрію.

Кислі солі

Кислі солі – солі, у яких в повному обсязі атоми водню заміщені металом. Такі солі здатні утворювати лише багатоосновні кислоти – сірчана, фосфорна, сірчиста та інші. Одноосновні кислоти, такі як соляна, азотна та інші, не дають.
Приклади солей: гідрокарбонат натрію або харчова сода – NaHCO3, дигідрофосфат натрію – NaH2PO4.

Кислі солі можна отримати середніх солей з кислотою:
Na2SO3+ H2SO3 = 2NaHSO3

Основні солі

Основні солі – солі, у яких в повному обсязі гідроксо-групи заміщені кислотними залишками. Наприклад, – Аl(OH)SO4 , гідроксохлорид – Zn(OH)Cl, дигідроксокарбонат міді або малахіт –Cu2(CO3)(OH)2.

Подвійні солі

Подвійні солі – солі, у яких два метали замінюють атоми водню в кислотному залишку. Такі солі можливі поліосновних кислот. Приклади солей: карбонат натрію калію – NaKCO3, сульфат калію – KAl(SO4)2. Найпоширенішими у побуті подвійними солями є галун, наприклад, алюмокалієві галун – KAl(SO4)2 12Н2О. Їх застосовують для очищення води, дублення шкіри, для розпушування тіста.

Змішані солі

Змішані солі - це солі, в яких атом металу пов'язаний з двома різними кислотними залишками, наприклад, хлорне вапно - Ca(OCl)Cl.

Хімічні рівняння

Хімічне рівняння- Це вираз реакції за допомогою хімічних формул. Хімічні рівняння показують, які речовини вступають у хімічну реакцію та які речовини утворюються в результаті цієї реакції. Рівняння складається з урахуванням закону збереження маси і показує кількісні співвідношення речовин, що у хімічної реакції.

Як приклад розглянемо взаємодію гідроксиду калію з фосфорною кислотою:

Н 3 РВ 4 + 3 КОН = К 3 РВ 4 + 3 Н 2 О.

З рівняння видно, що 1 моль ортофосфорної кислоти (98 г) реагує із 3 молями гідроксиду калію (3·56 г). В результаті реакції утворюється 1 моль фосфату калію (212 г) та 3 моля води (3·18 г).

98 + 168 = 266 г; 212 + 54 = 266 г бачимо, що маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі продуктів реакції. Рівняння хімічної реакції дозволяє проводити різні розрахунки, пов'язані з цією реакцією.

Складні речовини поділяються на чотири класи: оксиди, основи, кислоти та солі.

Оксиди- це складні речовини, які з двох елементів, одне із яких кисень, тобто. оксид - це з'єднання елемента з киснем.

Назва оксидів утворюється від назви елемента, що входить до складу оксиду. Наприклад, BaO – оксид барію. Якщо оксид елемент має змінну валентність, після назви елемента в дужках вказується його валентність римської цифрою. Наприклад, FeO – оксид заліза (I), Fe2О3 – оксид заліза (III).

Всі оксиди діляться на солеутворюючі та несолетворні.

Солеутворюючі оксиди – це такі оксиди, які внаслідок хімічних реакцій утворюють солі. Це оксиди металів та неметалів, які при взаємодії з водою утворюють відповідні кислоти, а при взаємодії з основами – відповідні кислі та нормальні солі. Наприклад, оксид міді (CuO) є оксидом солеутворюючим, тому що, наприклад, при взаємодії її з соляною кислотою (HCl) утворюється сіль:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

В результаті хімічних реакцій можна отримувати інші солі:

CuO + SO3 → CuSO4.

Несолетворними оксидами називаються такі оксиди, які не утворюють солей. Прикладом можуть бути СО, N2O, NO.

Солеутворюючі оксиди бувають 3-х типів: основними (від слова «основа»), кислотними та амфотерними.

Основні оксиди - це оксиди металів, яким відповідають гідроксиди, що належать до класу основ. До основних оксидів відносяться, наприклад, Na2O, K2O, MgO, CaO і т.д.

Хімічні властивості основних оксидів

1. Розчинні у воді основні оксиди вступають у реакцію з водою, утворюючи підстави:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи відповідні солі

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Реагують з кислотами, утворюючи сіль та воду:

CuO+H2SO4 → CuSO4+H2O.

4. Реагують з амфотерними оксидами:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Основні оксиди реагують із кислотними оксидами, утворюючи солі:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Якщо у складі оксидів як другий елемент буде неметал або метал, що виявляє вищу валентність (зазвичай виявляють від IV до VII), то такі оксиди будуть кислотними. Кислотними оксидами (ангідридами кислот) називаються такі оксиди, яким відповідають гідроксиди, що належать до класу кислот. Це, наприклад, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 і т.д. Кислотні оксиди розчиняються у воді та лугах, утворюючи при цьому сіль та воду.

Хімічні властивості кислотних оксидів

1. Взаємодіють із водою, утворюючи кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4.

Не всі кислотні оксиди безпосередньо реагують із водою (SiO2 та інших.).

2. Реагують із заснованими оксидами з утворенням солі:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Взаємодіють із лугами, утворюючи сіль та воду:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

До складу амфотерного оксиду входить елемент, який має амфотерні властивості. Під амфотерністю розуміють здатність сполук виявляти залежно від умов кислотні та основні властивості. Наприклад, оксид цинку ZnO може бути як основою, так і кислотою (Zn(OH)2 та H2ZnO2). Амфотерність виявляється у тому, що в залежності від умов амфотерні оксиди виявляють або основні, або кислотні властивості, наприклад - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Наприклад, амфотерний характер оксиду цинку проявляється при взаємодії його як із соляною кислотою, так і з гідроксидом натрію:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Так як далеко не всі амфотерні оксиди можна розварити у воді, то довести амфотерність таких оксидів помітно складніше. Наприклад, оксид алюмінію (III) у реакції сплавлення його з дисульфатом калію виявляє основні властивості, а при сплавленні з гідроксидами кислотні:

Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

У різних амфотерних оксидів двоїстість властивостей може бути виражена різною мірою. Наприклад, оксид цинку однаково легко розчиняється і в кислотах, і в лугах, а оксид заліза (III) - Fe2O3 - має переважно основні властивості.

Хімічні властивості амфотерних оксидів

1. Взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль та воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Реагують з твердими лугами (при сплавленні), утворюючи в результаті реакції сіль - цинкат натрію та воду:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

При взаємодії оксиду цинку з розчином лугу (те ж NaOH) протікає інша реакція:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Координаційне число - характеристика, що визначає число найближчих частинок: атомів чи інів у молекулі чи кристалі. До кожного амфотерного металу характерно своє координаційне число. Для Be та Zn - це 4; Для Al - це 4 або 6; Для Cr - це 6 або (дуже рідко) 4;

Амфотерні оксиди зазвичай не розчиняються у воді і не реагують із нею.

Способи отримання оксидів з простих речовин - це пряма реакція елемента з киснем:

або розкладання складних речовин:

а) оксидів

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

б) гідроксидів

Ca(OH)2 = CaO + H2O

в) кислот

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

А також взаємодія кислот - окислювачів з металами та неметалами:

Cu + 4HNO3 (кінець) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

Оксиди можуть бути отримані як при безпосередньому взаємодії кисню з іншим елементом, так і непрямим шляхом (наприклад, при розкладанні солей, основ, кислот). У звичайних умовах оксиди бувають у твердому, рідкому та газоподібному стані, цей тип сполук дуже поширений у природі. Оксиди містяться у Земній корі. Іржа, пісок, вода, вуглекислий газ – це оксиди.

Підстави- це складні речовини, у молекулах яких атоми металу з'єднані з однією або декількома гідроксильними групами.

Підстави - це електроліти, які при дисоціації утворюють як аніони тільки гідроксид-іони.

NaOH = Na + + OH -

Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -

Існує кілька ознак класифікації основ:

Залежно від розчинності у воді основи ділять на луги та нерозчинні. Лугами є гідроксиди лужних металів (Li, Na, K, Rb, Cs) та лужноземельних металів (Ca, Sr, Ba). Всі інші основи є нерозчинними.

Залежно від ступеня дисоціації основи поділяються на сильні електроліти (всі луги) та слабкі електроліти (нерозчинні основи).

Залежно від числа гідроксильних груп у молекулі основи діляться на однокислотні (1 група ОН), наприклад, гідроксид натрію, гідроксид калію, двокислотні (2 групи ОН), наприклад, гідроксид кальцію, гідроксид міді(2), та багатокислотні.

Хімічні властивості.

Іони ВІН - у розчині визначають лужне середовище.

Розчини лугів змінюють фарбування індикаторів:

Фенолфталеїн: безбарвний ® малиновий,

Лакмус: фіолетовий ® синій,

Метилоранж: жовтогарячий ® жовтий.

Розчини лугів взаємодіють з кислотними оксидами з утворенням солей тих кислот, які відповідають кислотним оксидам, що реагують. Залежно кількості луги утворюються середні чи кислі солі. Наприклад, при взаємодії гідроксиду кальцію з оксидом вуглецю(IV) утворюються карбонат кальцію та вода:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O

А при взаємодії гідроксиду кальцію з надлишком оксиду вуглецю (IV) утворюється гідрокарбонат кальцію:

Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2

Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-

Всі основи взаємодіють з кислотами з утворенням солі та води, наприклад: при взаємодії гідроксиду натрію з соляною кислотою утворюються хлорид натрію та вода:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

Гідроксид міді (II) розчиняється в соляній кислоті з утворенням хлориду міді (II) та води:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.

Реакція між кислотою та основою називається реакцією нейтралізації.

Нерозчинні основи при нагріванні розкладаються на воду та відповідний основи оксид металу, наприклад:

Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Луги вступають у взаємодію з розчинами солей, якщо виконується одна з умов протікання реакції іонного обміну до кінця (випадає осад),

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

Реакція протікає рахунок зв'язування катіонів міді з гідроксид-іонами.

При взаємодії гідроксиду барію з розчином натрію сульфату утворюється осад сульфату барію.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Реакція протікає за рахунок зв'язування катіонів барію та сульфат-аніонів.

Кислоти -це складні речовини, до складу молекул яких входять атоми водню, здатні заміщатися або обмінюватися на атоми металу та кислотний залишок.

За наявністю або відсутністю кисню в молекулі кислоти діляться на кисневмісні кислоти (HF фосфорна кислота) , HBr бромоводнева кислота, HI йодоводородна кислота, H2S сірководнева кислота).

Залежно від числа атомів водню в молекулі кислоти кислоти бувають одноосновні (з 1 атомом Н), двоосновні (з 2 атомами Н) та триосновні (з 3 атомами Н).

К І С Л О Т И

Частина молекули кислоти без водню називається кислотним залишком.

Кислотні залишки можуть складатися з одного атома (-Cl, -Br, -I) - це прості кислотні залишки, а можуть з групи атомів (-SO3, -PO4, -SiO3) - це складні залишки.

У водних розчинах при реакціях обміну та заміщення кислотні залишки не руйнуються:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Слово ангідрид означає безводний, тобто кислота без води. Наприклад,

H2SO4 - H2O → SO3. Безкисневі кислоти ангідридів не мають.

Свою назву кислоти одержують від назви утворює кислоту елемента (кислотообразователя) з додаванням закінчень «ная» і рідше «ва»: H2SO4 - сірчана; H2SO3 – вугільна; H2SiO3 - кремнієва і т.д.

Елемент може утворити кілька кисневих кислот. У разі зазначені закінчення у назві кислот будуть тоді, коли елемент виявляє високу валентність (у молекулі кислоти великий вміст атомів кисню). Якщо елемент виявляє нижчу валентність, закінчення в назві кислоти буде «зайвою»: HNO3 - азотна, HNO2 - азотиста.

Кислоти можна одержувати розчиненням ангідридів у воді. У разі, якщо ангідриди у воді не розчиняються, кислоту можна отримати дією іншої сильнішої кислоти на сіль необхідної кислоти. Цей спосіб характерний як для кисневих, так і безкисневих кислот. Безкисневі кислоти отримують так само прямим синтезом з водню і неметалу з подальшим розчиненням отриманої сполуки у воді:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Розчини отриманих газоподібних речовин HCl і H2S є кислотами.

За звичайних умов кислоти бувають як у рідкому, і у твердому стані.

Хімічні властивості кислот

1. Розчини кислот діють індикатори. Усі кислоти (крім кремнієвої) добре розчиняються у воді. Спеціальні речовини – індикатори дозволяють визначити присутність кислоти.

Індикатори – це речовини складної будови. Вони змінюють своє забарвлення залежно від взаємодії з різними хімічними речовинами. У нейтральних розчинах - вони мають одне забарвлення, в розчинах основ - інше. При взаємодії з кислотою вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється червоний колір, індикатор лакмус - теж червоний.

2. Взаємодіють з основами з утворенням води та солі, в якій міститься незмінний кислотний залишок (реакція нейтралізації):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Взаємодіють із заснованими оксидами з утворенням води та солі. Сіль містить кислотний залишок тієї кислоти, яка використовувалась у реакції нейтралізації:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Взаємодіють із металами.

Для взаємодії кислот із металами повинні виконуватися деякі умови:

1. Метал має бути досить активним по відношенню до кислот (у ряду активності металів він повинен розташовуватися до водню). Чим лівіше знаходиться метал у ряді активності, тим інтенсивніше він взаємодіє з кислотами;

До, Са, Na, Мn, Аl, Zn, Fе, Ni, Sn, РЬ, Н2, Сu, Нg, Аg, Аu.

А ось реакція між розчином соляної кислоти та міддю неможлива, тому що мідь стоїть у ряді напруг після водню.

2. Кислота має бути досить сильною (тобто здатною віддавати іони водню H+).

При протіканні хімічних реакцій кислоти з металами утворюється сіль і виділяється водень (крім взаємодії металів з азотною та концентрованою сірчаною кислотами):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Однак, хоч би якими різними були кислоти, усі вони утворюють при дисоціації катіони водню, які і зумовлюють ряд загальних властивостей: кислий смак, зміна забарвлення індикаторів (лакмусу та метилового помаранчевого), взаємодія з іншими речовинами.

Також реакція протікає між оксидами металів і більшістю кислот

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Опишемо реакції:

2) При другій реакції має вийти розчинна сіль. У багатьох випадках взаємодія металу з кислотою практично не відбувається тому, що сіль, що утворюється, нерозчинна і покриває поверхню металу зашитної плівкою, наприклад:

Рb + H2SO4 = / PbSO4 + H2

Нерозчинний сульфат свинцю (II) припиняє доступ кислоти до металу, і реакція припиняється, щойно встигнувши початися. З цієї причини більшість важких металів практично не взаємодіє з фосфорною, вугільною та сірководневою кислотами.

3) Третя реакція характерна для розчинів кислот, тому-нерозчинні кислоти, наприклад кремнієва, не вступають у реакції з металами. Концентрований розчин сірчаної кислоти та розчин азотної кислоти будь-якої концентрації взаємодіють з металами трохи інакше, тому рівняння реакцій між металами та цими кислотами записуються по іншій схемі. Розведений розчин сірчаної кислоти взаємодіє із металами. стоять у ряді напрузі до водню, утворюючи сіль і водень.

4) Четверта реакція є типовою реакцією іонного обміну протікає тільки в тому випадку, якщо утворюється осад або газ.

Солі -це складні речовини, молекули яких складаються з атомів металів і кислотних залишків (іноді можуть містити водень). Наприклад, NaCl - хлорид натрію, СаSO4 - сульфат кальцію і т.д.

Практично всі солі є іонними сполуками, тому в солях між собою пов'язані іони кислотних залишків та іони металу:

Na+Cl - хлорид натрію

Ca2+SO42 – сульфат кальцію і т.д.

Сіль є продуктом часткового чи повного заміщення металом атомів водню кислоти.

Звідси розрізняють такі види солей:

1. Середні солі - всі атоми водню у кислоті заміщені металом: Na2CO3, KNO3 тощо.

2. Кислі солі – не всі атоми водню в кислоті заміщені металом. Зрозуміло, кислі солі можуть утворювати лише дво-або багатоосновні кислоти. Одноосновні кислоти кислих солей не можуть давати: NaHCO3, NaH2PO4 іт. буд.

3. Подвійні солі - атоми водню двох або багатоосновної кислоти заміщені не одним металом, а двома різними: NaKCO3, KAl(SO4)2 і т.д.

4. Основні солі можна розглядати як продукти неповного, або часткового, заміщення гідроксильних груп основ кислотними залишками: Аl(OH)SO4 , Zn(OH)Cl і т.д.

За міжнародною номенклатурою назва солі кожної кислоти походить від латинської назви елемента. Наприклад, солі сірчаної кислоти називаються сульфатами: СаSO4 – сульфат кальцію, Mg SO4 – сульфат магнію тощо; солі соляної кислоти називаються хлоридами: NaCl – хлорид натрію, ZnCI2 – хлорид цинку тощо.

У назву солей двоосновних кислот додають частинку "бі" або "гідро": Mg(HCl3)2 - бікарбонат або гідрокарбонат магнію.

За умови, що в триосновній кислоті заміщений на метал лише один атом водню, додають приставку «дигідро»: NaH2PO4 - дигідрофосфат натрію.

Солі - це тверді речовини, що володіють різною розчинністю у воді.

Хімічні властивості солей визначаються властивостями катіонів та аніонів, що входять до їх складу.

1. Деякі солі розкладаються при прожарюванні:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Взаємодіють з кислотами з утворенням нової солі та нової кислоти. Для здійснення цієї реакції необхідно, щоб кислота була сильніша за сіль, на яку впливає кислота:

2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Взаємодіють з основами, утворюючи нову сіль та нову основу:

Ba(OH)2 + Mg SO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Взаємодіють один з одним із утворенням нових солей:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.

5. Взаємодіють з металами, які стоять у раді активності до металу, що входить до складу солі.

Відеоурок 1: Класифікація неорганічних солей та їх номенклатура

Відеоурок 2: Способи одержання неорганічних солей. Хімічні властивості солей

Лекція: Характерні хімічні властивості солей: середніх, кислих, основних; комплексних (на прикладі сполук алюмінію та цинку)

Солі– це такі хімічні сполуки, що складаються з катіонів металів (або амонію) та кислотних залишків.

Солі так само слід розглядати у вигляді продукту взаємодії кислоти та основи. У результаті цієї взаємодії, можуть утворюватися:

нормальні (середні),

• Основні солі.

Нормальні солі утворюються при достатній для повної взаємодії кількості кислоти та основи. Наприклад:

Н 3 РВ 4 + 3КОН → К 3 РВ 4 + 3Н 2 О.

Назви нормальних солей складаються із двох частин. Спочатку називається аніон (кислотний залишок), потім катіон. Наприклад: хлорид натрію - NaCl, сульфат заліза(III) - Fe 2 (SО 4) 3 карбонат калію - K 2 CO 3 фосфат калію - K 3 PO 4 та ін.

Кислі соліутворюються при надлишку кислоти та недостатній кількості лугу, тому що при цьому катіонів металу стає недостатньо для заміщення всіх катіонів водню, що є в молекулі кислоти. Наприклад:

Н 3 РВ 4 + 2КОН = К 2 НРВ 4 + 2Н 2 О;

Н 3 РВ 4 + КОН = КН 2 РВ 4 + Н 2 О.

У складі кислотних залишків цього виду солей ви завжди побачите водень. Кислі солі завжди можливі для багатоосновних кислот, а одноосновних немає.

У назвах кислих солей ставиться приставка гідро-до аніону. Наприклад: гідросульфат заліза(III)- Fe(HSO 4) 3 гідрокарбонат калію - KHCO 3 гідрофосфат калію - K 2 HPO 4 та ін.

Основні солі утворюються при надлишку основи та недостатній кількості кислоти, тому що в даному випадку аніонів кислотних залишків недостатньо для повного заміщення гідроксогруп, що є в основі. Наприклад:

Cr(OH) 3 + HNO 3 → Cr(OH) 2 NO 3 + H 2 O;

Cr(OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Таким чином, основні солі у складі катіонів містять гідроксогрупи. Основні солі можливі для багатокислотних основ, а однокислотних немає. Деякі основні солі здатні самостійно розкладатися, при цьому виділяючи воду, утворюючи оксосолі, що мають властивості основних солей. Наприклад:

Sb(OH) 2 Cl → SbOCl + H 2 O;

Bi(OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.

Назва основних солей будується так: до аніону додається приставка гідроксо-. Наприклад: гідроксосульфат заліза(III) - FeOHSO 4 , гідроксосульфат алюмінію - AlOHSO 4 , дигідроксохлорид заліза (III) - Fe(OH) 2 Cl та ін.

Багато солі, перебуваючи в твердому агрегатному стані, є кристалогідратами: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O і т.д.

Хімічні властивості солей

Солі – це досить тверді кристалічні речовини, що мають іонний зв'язок між катіонами та аніонами. Властивості солей обумовлені їхньою взаємодією з металами, кислотами, основами та солями.

Типові реакції нормальних солей

З металами добре реагують. При цьому більш активні метали витісняють менш активні розчини їх солей. Наприклад:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu+Ag2SO4 → CuSO4+2Ag.

З кислотами, лугами та іншими солями реакції проходять до кінця, за умови утворення осаду, газу або з'єднань, що малодисоціюються. Наприклад, у реакціях солей із кислотами утворюються такі речовини, як сірководень H 2 S – газ; сульфат барію BaSO 4 – осад; оцтова кислота CH 3 COOH – слабкий електроліт, з'єднання, що малодисоціюється. Ось рівняння даних реакцій:

K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

У реакціях солей із лугами утворюються такі речовини, як гідроксид нікелю (II) Ni(OH) 2 – осад; аміак NH 3 – газ; вода H 2 Про – слабкий електроліт, малодисоціювальне з'єднання:

NiCl 2 + 2KOH → Ni(OH) 2 + 2KCl;

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 +H 2 O +NaCl.

Солі реагують між собою, якщо утворюється осад:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3 .

Або у разі утворення більш стійкого з'єднання:

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4 .

У цій реакції з цегляно-червоного хромату срібла утворюється чорний сульфід срібла, зважаючи на те, що він є більш нерозчинним осадом, ніж хромат.

Багато нормальних солей розкладаються при нагріванні з утворенням двох оксидів – кислотного та основного:

CaCO 3 → СаО + СО 2 .

Нітрати розкладаються іншим, відмінним від інших нормальних солей чином. При нагріванні нітрати лужних і лужноземельних металів виділяють кисень і перетворюються на нітрити:

2NaNО 3 → 2NaNО 2 + О 2 .

Нітрати багатьох інших металів розкладаються до оксидів:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .

Нітрати деяких важких металів (срібла, ртуті та ін.) розкладаються при нагріванні до металів:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + О 2 .

Особливе положення займає нітрат амонію, який до температури плавлення (170 о С) частково розкладається за рівнянням:

NH 4 NO 3 → NH 3 + HNO 3 .

При температурах 170 - 230 о С за рівнянням:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

При температурах вище 230 про З - з вибухом, за рівнянням:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.

Хлорид амонію NH 4 Cl розкладається з утворенням аміаку та хлороводню:

NH 4 Cl → NH 3 + НCl.

Типові реакції кислих солей

NaH CO 3 + Nа OH→ Nа 2 CO 3+ H 2 O.

NaHCO 3 + Li OH → Li NaCO 3+ H 2 O.

Типові реакції основнихсолей

Cu( OH)Cl + H Cl → Cu Cl 2 + H 2 O.

Cu( OH)Cl + HBr → Cu Br Cl+ H 2 O.

Комплексні солі

Комплексне з'єднання- з'єднання, у вузлах кристалічної решітки якого містяться комплексні іони.

Розглянемо комплексні сполуки алюмінію - тетрагідроксоалюмінати та цинку - тетрагідроксоцінкати. У квадратних дужках формул даних речовин зазначаються комплексні іони.

Хімічні властивості тетрагідроксоалюмінату натрію Na і тетрагідроксоцінкату натрію Na 2 :

1. Як і всі комплексні сполуки вище, названі речовини дисоціюються:

• Na → Na + + -;
• Na 2 → 2Na + + -.

Майте на увазі, що подальша дисоціація комплексних іонів неможлива.

2. У реакціях із надлишком сильних кислот утворюють дві солі. Розглянемо реакцію тетрагідроксоалюмінату натрію з розведеним розчином хлороводню:

• Na + 4HCl→ Al Cl 3 + Na Cl + H 2 O .

Ми бачимо утворення двох солей: хлориду алюмінію, хлориду натрію та води. Подібна реакція відбудеться і у випадку з тетрагідроксоцінкатом натрію.

3. Якщо ж сильної кислоти буде недостатньо, припустимо замість 4 HClми взяли 2 HCl,то сіль утворює найбільш активний метал, в даному випадку натрій активніше, значить утворюється хлорид натрію, а гідроксиди алюмінію і цинку, що утворилися, випадуть в осад. Цей випадок розглянемо на рівнянні реакції з тетрагідроксоцінкатом натрію:

Na 2 + 2HCl→ 2Na Cl + Zn (OH) 2 ↓ +2H 2 O .