Tabela topnosti za močne baze. Topnost soli v vodi pri sobni temperaturi. Kemijske lastnosti kislinskih soli

Sol lahko definiramo kot spojino, ki nastane z reakcijo med kislino in bazo, vendar ni voda. Ta razdelek bo obravnaval tiste lastnosti soli, ki so povezane z ionskimi ravnovesji.

reakcije soli v vodi

Malo kasneje bo prikazano, da je topnost relativen koncept. Vendar pa lahko za namene nadaljnje razprave vse soli grobo razdelimo na tiste, ki so topne, in tiste, ki so netopne v vodi.

Nekatere soli tvorijo nevtralne raztopine, ko se raztopijo v vodi. Druge soli tvorijo kisle ali alkalne raztopine. To je posledica pojava reverzibilne reakcije med solnimi ioni in vodo, zaradi česar nastanejo konjugirane kisline ali baze. Od vrste soli je odvisno, ali bo raztopina soli nevtralna, kisla ali alkalna. V tem smislu obstajajo štiri vrste soli.

Soli, ki jih tvorijo močne kisline in šibke baze. Soli te vrste, ko se raztopijo v vodi, tvorijo kislo raztopino. Vzemimo za primer amonijev klorid NH4Cl. Ko se ta sol raztopi v vodi, deluje amonijev ion

Presežna količina ionov H3O+, ki nastanejo pri tem procesu, povzroči kisle lastnosti raztopine.

Soli, ki jih tvorita šibka kislina in močna baza. Soli te vrste, ko se raztopijo v vodi, tvorijo alkalno raztopino. Kot primer vzemimo acetatni ion CH3COONa1, ki sprejme proton iz vode, ki v tem primeru deluje kot kislina.

Odvečna količina OH- ionov, ki nastanejo v tem procesu, določa alkalne lastnosti raztopine.

Soli, ki jih tvorijo močne kisline in močne baze. Ko soli te vrste raztopimo v vodi, nastane nevtralna raztopina. Vzemimo za primer natrijev klorid NaCl. Pri raztapljanju v vodi je ta sol popolnoma ionizirana, zato se koncentracija ionov Na+ izkaže, da je enaka koncentraciji ionov Cl-. Ker ne en ne drugi ion ne vstopata v kislinsko-bazične reakcije z vodo, v raztopini ne nastajajo presežni H3O+ ali OH ioni. Zato se raztopina izkaže za nevtralno.

Soli, ki jih tvorijo šibke kisline in šibke baze. Primer te vrste soli je amonijev acetat. Ko se raztopi v vodi, amonijev ion reagira z vodo kot kislina, acetatni ion pa z vodo kot bazo. Obe reakciji sta opisani zgoraj. Vodna raztopina soli, ki jo tvorita šibka kislina in šibka baza, je lahko šibko kisla, šibko alkalna ali nevtralna, odvisno od relativnih koncentracij ionov H3O+ in OH-, ki nastanejo kot posledica reakcij kationov soli in anioni z vodo. To je odvisno od razmerja med vrednostmi disociacijskih konstant kationa in aniona.

Kationi	Anioni
F-	Cl-	Br-	JAZ -	S 2-	NE 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH4+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg 2+	RK	R	R	R	M	R	n	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	n	RK	M	RK
Sr 2+	NK	R	R	R	R	R	n	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	n	RK	NK	RK
Sn 2+	R	R	R	M	RK	R	n	n	R	n
Pb 2+	n	M	M	M	RK	R	n	n	n	n
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	NK	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	G	R	G	n	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	n	R	n	n	R	n
Fe 2+	M	R	R	R	n	R	n	n	R	n
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	G	n	R	RK
CO2+	M	R	R	R	n	R	n	n	R	n
Ni 2+	M	R	R	R	RK	R	n	n	R	n
Cu 2+	M	R	R	-	n	R	G	n	R	n
Zn 2+	M	R	R	R	RK	R	n	n	R	n
CD 2+	R	R	R	R	RK	R	n	n	R	n
Hg 2+	R	R	M	NK	NK	R	n	n	R	n
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	n	n	M	n
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	n	n	M	n

Legenda:

P - snov je dobro topna v vodi; M - rahlo topen; H - praktično netopen v vodi, vendar zlahka topen v šibkih ali razredčenih kislinah; RK - netopen v vodi in topen samo v močnih anorganskih kislinah; NK - netopen v vodi ali kislinah; G - popolnoma hidrolizira, ko se raztopi in ne obstaja v stiku z vodo. Pomišljaj pomeni, da taka snov sploh ne obstaja.

V vodnih raztopinah soli popolnoma ali delno disociirajo na ione. Soli šibkih kislin in/ali šibkih baz so podvržene hidrolizi. Vodne raztopine soli vsebujejo hidratirane ione, ionske pare in bolj zapletene kemične oblike, vključno s produkti hidrolize itd. Številne soli so topne tudi v alkoholih, acetonu, kislinskih amidih in drugih organskih topilih.

Iz vodnih raztopin lahko soli kristalizirajo v obliki kristalnih hidratov, iz nevodnih raztopin - v obliki kristalnih solvatov, na primer CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Podatke o različnih procesih, ki potekajo v sistemih voda-sol, o topnosti soli v njihovi skupni prisotnosti v odvisnosti od temperature, tlaka in koncentracije, o sestavi trdne in tekoče faze lahko pridobimo s preučevanjem diagramov topnosti sistemov voda-sol.

Splošne metode za sintezo soli.

1. Pridobivanje srednjih soli:

1) kovina z nekovino: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) kovina s kislino: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) kovina z raztopino soli manj aktivne kovine Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) bazični oksid s kislim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) bazični oksid s kislino CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) baze s kislinskim oksidom Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) baze s kislino: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) soli s kislino: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) raztopina baze z raztopino soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) raztopine dveh soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Pridobivanje kislinskih soli:

1. Interakcija kisline s pomanjkanjem baze. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Interakcija baze s presežkom kislinskega oksida

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

3. Interakcija povprečne soli s kislino Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

3. Pridobivanje bazičnih soli:

1. Hidroliza soli, ki jo tvorita šibka baza in močna kislina

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Dodajanje (po kapljicah) majhnih količin alkalij raztopinam srednjih kovinskih soli AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interakcija soli šibkih kislin s srednjimi solmi

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

4. Pridobivanje kompleksnih soli:

1. Reakcije soli z ligandi: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Pridobivanje dvojnih soli:

1. Skupna kristalizacija dveh soli:

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

4. Redoks reakcije, ki jih povzročajo lastnosti kationa ali aniona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Kemijske lastnosti kislinskih soli:

1. Toplotna razgradnja s tvorbo srednje soli

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

2. Interakcija z alkalijami. Pridobivanje srednje soli.

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

3. Kemijske lastnosti bazičnih soli:

1. Toplotna razgradnja. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

2. Interakcija s kislino: tvorba srednje soli.

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

4. Kemične lastnosti kompleksnih soli:

1. Uničenje kompleksov zaradi tvorbe slabo topnih spojin:

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

2. Izmenjava ligandov med zunanjo in notranjo sfero.

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

5. Kemijske lastnosti dvojnih soli:

1. Interakcija z alkalnimi raztopinami: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Surovine za industrijsko proizvodnjo številnih soli - kloridov, sulfatov, karbonatov, boratov Na, K, Ca, Mg so morska in oceanska voda, naravne slanice, ki nastanejo med njenim izhlapevanjem, in trdne usedline soli. Za skupino mineralov, ki tvorijo usedline soli (sulfati in kloridi Na, K in Mg), se uporablja konvencionalno ime "naravne soli". Največja nahajališča kalijevih soli so v Rusiji (Solikamsk), Kanadi in Nemčiji, močna nahajališča fosfatnih rud so v Severni Afriki, Rusiji in Kazahstanu, NaNO3 je v Čilu.

Soli se uporabljajo v živilski, kemični, metalurški, steklarski, usnjarski, tekstilni industriji, kmetijstvu, medicini itd.

Glavne vrste soli

1. Borati (oksoborati), soli borovih kislin: metaborna HBO 2, ortoborna H3 BO 3 in poliborove kisline, ki niso izolirane v prostem stanju. Glede na število borovih atomov v molekuli jih delimo na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borate imenujemo tudi po kislinah, ki jih tvorijo, in po številu molov B 2 O 3 na 1 mol glavnega oksida. Tako lahko različne metaborate imenujemo monoborati, če vsebujejo anion B(OH)4 ali verižni anion (BO2). n n - diborati - če vsebujejo verižni dvojni anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborati - če vsebujejo obročni anion (B 3 O 6) 3-.

Strukture boratov vključujejo skupine bora in kisika - "bloke", ki vsebujejo od 1 do 6 in včasih 9 atomov bora, na primer:

Koordinacijsko število atomov bora je 3 (trikotne skupine bor-kisik) ali 4 (tetraedrske skupine). Skupine bora in kisika so osnova ne samo otočnih, temveč tudi bolj zapletenih struktur - verižnih, slojevitih in okvirno polimeriziranih. Slednji nastanejo kot posledica eliminacije vode v hidratiranih molekulah borata in tvorbe premostitvenih vezi preko atomov kisika; proces včasih spremlja cepitev B-O vezi znotraj polianionov. Polianioni lahko pritrdijo stranske skupine - bor-kisikove tetraedre ali trikotnike, njihove dimerje ali tuje anione.

Amonij, alkalije in druge kovine v oksidacijskem stanju +1 najpogosteje tvorijo hidratirane in brezvodne metaborate, kot so MBO 2, tetraborati M 2 B 4 O 7, pentaborati MB 5 O 8, pa tudi dekaborati M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Alkalijske in druge kovine v oksidacijskem stanju + 2 običajno dajejo hidratirane metaborate, triborate M 2 B 6 O 11 in heksaborate MB 6 O 10. kot tudi brezvodni meta-, orto- in tetraborati. Za kovine v oksidacijskem stanju + 3 so značilni hidratirani in brezvodni MBO 3 ortoborati.

Borati so brezbarvne amorfne snovi ali kristali (večinoma z nizko simetrično strukturo - monoklinsko ali ortorombično). Za brezvodne borate se temperature taljenja gibljejo od 500 do 2000 °C; Najvišja tališča imajo alkalni metaborati ter orto- in metaborati zemeljskoalkalijskih kovin. Večina boratov zlahka stekla, ko se njihove taline ohladijo. Trdota hidratiranih boratov na Mohsovi lestvici je 2-5, brezvodnih - do 9.

Hidrirani monoborati izgubijo kristalizacijsko vodo do ~180 °C, poliborati - pri 300-500 °C; izločanje vode zaradi OH skupin , koordiniran okoli atomov bora se pojavi do ~750 °C. S popolno dehidracijo nastanejo amorfne snovi, ki se pri 500-800 ° C v večini primerov podvržejo "boratni preureditvi" - kristalizaciji, ki jo (za poliborate) spremlja delna razgradnja s sproščanjem B 2 O 3.

Borati alkalijskih kovin, amonija in T1(I) so topni v vodi (zlasti meta- in pentaborati), v vodnih raztopinah pa hidrolizirajo (raztopine imajo alkalno reakcijo). Večino boratov zlahka razgradijo kisline, v nekaterih primerih z delovanjem CO 2 ; in SO 2 ;. Borati zemeljskoalkalijskih in težkih kovin medsebojno delujejo z raztopinami alkalij, karbonatov in hidrokarbonatov alkalijskih kovin. Brezvodni borati so kemično stabilnejši od hidratiranih boratov. Z nekaterimi alkoholi, zlasti z glicerolom, borati tvorijo vodotopne komplekse. Pod delovanjem močnih oksidantov, zlasti H 2 O 2, ali med elektrokemijsko oksidacijo se borati pretvorijo v peroksoborate. .

Znanih je okoli 100 naravnih boratov, ki so predvsem soli Na, Mg, Ca, Fe.

Hidrirane borate pridobivamo: z nevtralizacijo H 3 VO 3 s kovinskimi oksidi, hidroksidi ali karbonati; izmenjevalne reakcije boratov alkalijskih kovin, najpogosteje Na, s solmi drugih kovin; reakcija medsebojnega preoblikovanja slabo topnih boratov z vodnimi raztopinami boratov alkalijskih kovin; hidrotermalni procesi z uporabo halidov alkalijskih kovin kot mineralizirajočih dodatkov. Brezvodni borati se pridobivajo s taljenjem ali sintranjem B 2 O 3 s kovinskimi oksidi ali karbonati ali dehidracijo hidratov; Monokristali se gojijo v raztopinah boratov v staljenih oksidih, na primer Bi 2 O 3.

Borate uporabljamo: za pridobivanje drugih borovih spojin; kot polnilne komponente pri proizvodnji stekla, glazur, emajlov, keramike; za ognjevarne premaze in impregnacije; kot sestavine talil za rafiniranje, varjenje in spajkanje kovin”; kot pigmenti in polnila za barve in lake; kot sredstva za barvanje, zaviralci korozije, komponente elektrolitov, fosforja itd. Najpogosteje se uporabljajo boraks in kalcijevi borati.

2. Halogenidi, kemične spojine halogenov z drugimi elementi. Halidi običajno vključujejo spojine, v katerih imajo atomi halogenov večjo elektronegativnost kot drugi elementi. He, Ne in Ar ne tvorijo halidov. Na enostavne ali binarne EC halogenide n (n- najpogosteje celo število od 1 za monohalogenide do 7 za IF 7 in ReF 7, lahko pa je tudi delno, na primer 7/6 za Bi 6 Cl 7) vključujejo zlasti soli halogenovodikovih kislin in interhalogenske spojine (za na primer halofluoridi). Obstajajo tudi mešani halidi, polihalidi, hidrohalidi, oksohalidi, oksihalidi, hidroksohalidi, tiohalidi in kompleksni halogenidi. Oksidacijsko število halogenov v halogenih je običajno -1.

Glede na naravo vezi element-halogen delimo enostavne halogenide na ionske in kovalentne. V resnici so povezave mešane narave s prevlado prispevka ene ali druge komponente. Halogenidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ter številni mono- in dihalidi drugih kovin so tipične soli, v katerih prevladuje ionska narava vezi. Večina jih je relativno ognjevarnih, nizko hlapnih in dobro topnih v vodi; v vodnih raztopinah skoraj popolnoma disociirajo na ione. Trihalidi elementov redkih zemelj imajo tudi lastnosti soli. Topnost ionskih halogenidov v vodi se na splošno zmanjša od jodidov do fluoridov. Kloridi, bromidi in jodidi Ag + , Cu + , Hg + in Pb 2+ so v vodi slabo topni.

Povečanje števila atomov halogena v kovinskih halogenih ali razmerje med nabojem kovine in polmerom njenega iona vodi do povečanja kovalentne komponente vezi, zmanjšanja topnosti v vodi in toplotne stabilnosti halogenidov. , povečanje hlapnosti, povečanje oksidacije, sposobnost in nagnjenost k hidrolizi. Te odvisnosti opazimo pri kovinskih halogenih istega obdobja in v seriji halogenidov iste kovine. Z lahkoto jih opazimo na primeru toplotnih lastnosti. Na primer, za kovinske halogenide 4. obdobja sta tališče in vrelišče 771 in 1430 °C za KC1, 772 in 1960 °C za CaCl2, 967 in 975 °C za ScCl3, -24,1 in 136 °C za TiCl4 . Za UF 3 je tališče ~ 1500 °C, UF 4 1036 °C, UF 5 348 °C, UF 6 64,0 °C. V vrstah povezav EH n s stalnim n Kovalenca vezi se običajno poveča pri prehodu od fluoridov k kloridom in zmanjša pri prehodu od slednjih k bromidom in jodidom. Torej, za AlF 3 je temperatura sublimacije 1280 ° C, AlC1 3 180 ° C, vrelišče AlBr 3 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. V seriji ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 je temperatura sublimacije 906, 334, 355 in 418 °C. V vrstah MF n in MC1 n kjer je M kovina ene podskupine, se kovalentnost vezi zmanjšuje z večanjem atomske mase kovine. Malo je kovinskih fluoridov in kloridov s približno enakim deležem komponent ionske in kovalentne vezi.

Povprečna energija vezi element-halogen se zmanjšuje pri prehodu od fluoridov k jodidom in z naraščanjem n(glej tabelo).

Številni kovinski halidi, ki vsebujejo izolirane ali premostitvene atome O (okso- oziroma oksihalidi), na primer vanadijev oksotrifluorid VOF 3, niobijev dioksifluorid NbO 2 F, volframov diokso-jodid WO 2 I 2.

Kompleksni halidi (halometalati) vsebujejo kompleksne anione, v katerih so atomi halogenov ligandi, na primer kalijev heksakloroplatinat(IV) K2, natrijev heptafluorotantalat(V), Na, litijev heksafluoroarzenat(V). Največjo termično stabilnost imajo fluoro-, oksofluoro- in klorometalati. Po naravi vezi so ionske spojine s kationi NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + itd. Podobne kompleksnim halidom.

Za mnoge halogenide je značilno povezovanje in polimerizacija v tekoči in plinski fazi s tvorbo premostitvenih vezi. K temu so najbolj nagnjeni kovinski halogenidi skupin I in II, AlCl 3, pentafluoridi Sb in prehodnih kovin, oksofluoridi sestave MOF 4. Poznamo halogenide z vezjo kovina-kovina, npr. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridi se po lastnostih bistveno razlikujejo od drugih halogenidov. Vendar so te razlike pri enostavnih halogenidih manj izrazite kot pri samih halogenih, pri kompleksnih halogenidih pa so manj izrazite kot pri enostavnih halogenih.

Mnogi kovalentni halogenidi (zlasti fluoridi) so močne Lewisove kisline, npr. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridi so del superkislin. Višje halogenide reducirajo kovine in vodik, na primer:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Kovinski halogenidi skupin V-VIII, razen Cr in Mn, se reducirajo s H 2 v kovine, na primer:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Številni kovalentni in ionski kovinski halogenidi reagirajo med seboj in tvorijo kompleksne halogenide, na primer:

KS1 + TaCl 5 = K

Lažji halogeni lahko izpodrinejo težje halogenide. Kisik lahko oksidira halogenide, pri čemer se sprostijo C1 2, Br 2 in I 2. Ena od značilnih reakcij kovalentnih halogenidov je interakcija z vodo (hidroliza) ali njenimi hlapi pri segrevanju (pirohidroliza), kar vodi do tvorbe oksidov, oksi- ali oksohalidov, hidroksidov in vodikovih halogenidov.

Halidi se pridobivajo neposredno iz elementov, z reakcijo vodikovih halogenidov ali halogenovodikovih kislin z elementi, oksidi, hidroksidi ali solmi, pa tudi z reakcijami izmenjave.

Halogenidi se pogosto uporabljajo v tehnologiji kot izhodni materiali za proizvodnjo halogenov, alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, kot sestavine stekel in drugih anorganskih materialov; so vmesni proizvodi pri pridobivanju redkih in nekaterih barvnih kovin, U, Si, Ge itd.

V naravi halogenidi tvorijo ločene razrede mineralov, ki vključujejo fluoride (na primer minerale fluorit, kriolit) in kloride (silvit, karnalit). Brom in jod sta v nekaterih mineralih prisotna kot izomorfne primesi. Znatne količine halidov vsebujejo morska in oceanska voda, sol in podzemne slanice. Nekateri halidi, na primer NaCl, KC1, CaCl 2, so del živih organizmov.

3. Karbonati (iz latinščine carbo, spol carbonis premog), soli ogljikove kisline. Obstajajo srednji karbonati z anionom CO 3 2- in kisli ali hidrokarbonati (stari bikarbonati) z anionom HCO 3 -. Karbonati so kristalne snovi. Večina srednjih kovinskih soli v oksidacijskem stanju +2 kristalizira v šesterokotnike. kalcit rešetkastega tipa ali aragonit rombičnega tipa.

Od srednjih karbonatov so v vodi topne le soli alkalijskih kovin, amonija in Tl(I). Zaradi znatne hidrolize imajo njihove raztopine alkalno reakcijo. Kovinski karbonati so najtežje topni v oksidacijskem stanju + 2. Nasprotno pa so vsi bikarbonati dobro topni v vodi. Med reakcijami izmenjave v vodnih raztopinah med kovinskimi solmi in Na 2 CO 3 se tvorijo oborine srednjih karbonatov v primerih, ko je njihova topnost bistveno manjša od topnosti ustreznih hidroksidov. To velja za Ca, Sr in njihove analoge, lantanide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) in Cd(II). Preostali kationi lahko pri interakciji z raztopljenimi karbonati zaradi hidrolize ne dajejo vmesnih, ampak bazičnih krabonatov ali celo hidroksidov. Srednje velike krabonate, ki vsebujejo večkrat nabite katione, je mogoče včasih oboriti iz vodnih raztopin v prisotnosti velikega presežka CO 2 .

Kemijske lastnosti karbonatov so posledica njihove pripadnosti razredu anorganskih soli šibkih kislin. Značilnosti karbonatov so povezane z njihovo slabo topnostjo, pa tudi s toplotno nestabilnostjo samih krabonatov in H 2 CO 3. Te lastnosti se uporabljajo pri analizi krabonatov, ki temelji bodisi na njihovi razgradnji z močnimi kislinami in kvantitativni absorpciji nastalega CO 2 z raztopino alkalije bodisi na obarjanju CO 3 2- iona iz raztopine v obliki BaCO 3. Ko presežek CO 2 deluje na srednjo karbonatno oborino, nastane hidrogenkarbonat v raztopini, na primer: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prisotnost hidrokarbonatov v naravni vodi povzroči njeno začasno trdoto. Hidrokarbonati pri rahlem segrevanju, tudi pri nizkih temperaturah, ponovno prehajajo v srednje karbonate, ki pri segrevanju razpadejo na oksid in CO 2. Bolj ko je kovina aktivna, višja je temperatura razgradnje njenega karbonata. Tako se Na 2 CO 3 tali brez razgradnje pri 857 °C, za karbonate Ca, Mg in A1 dosežejo ravnotežni tlaki razgradnje 0,1 MPa pri temperaturah 820, 350 in 100 °C.

Karbonati so v naravi zelo razširjeni, kar je posledica sodelovanja CO 2 in H 2 O v procesih nastajanja mineralov. karbonati igrajo veliko vlogo pri globalnem ravnovesju med plinastim CO 2 v ozračju in raztopljenim CO 2 ;

in HCO 3 - in CO 3 2- ioni v hidrosferi in trdne soli v litosferi. Najpomembnejši minerali so kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 in nekateri drugi. Naravni hidratirani karbonati alkalijskih kovin in Mg (na primer MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dvojni karbonati [na primer dolomit CaMg (CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 znani so tudi O] in bazični [malahit CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Najpomembnejši so kalijev karbonat, kalcijev karbonat in natrijev karbonat. Mnogi naravni karbonati so zelo dragocene kovinske rude (npr. karbonati Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonati imajo pomembno fiziološko vlogo, saj so puferske snovi, ki uravnavajo konstantnost pH krvi.

4. Nitrati, soli dušikove kisline HNO 3. Znan po skoraj vseh kovinah; obstajata tako v obliki brezvodnih soli M(NO 3) n (n- oksidacijsko stanje kovine M) in v obliki kristalnih hidratov M(NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Od vodnih raztopin pri temperaturah blizu sobne temperature kristalizirajo le nitrati alkalijskih kovin kot brezvodni, ostali pa v obliki kristalnih hidratov. Fizikalno-kemijske lastnosti brezvodnega in hidratiranega nitrata iste kovine se lahko zelo razlikujejo.

Brezvodne kristalinične spojine nitratov d-elementa so obarvane. Konvencionalno lahko nitrate razdelimo na spojine s pretežno kovalentnim tipom vezi (soli Be, Cr, Zn, Fe in drugih prehodnih kovin) in s pretežno ionskim tipom vezi (soli alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin). Za ionske nitrate je značilna večja termična stabilnost, prevladovanje kristalnih struktur višje simetrije (kubičnih) in odsotnost cepitve trakov nitratnih ionov v IR spektrih. Kovalentni nitrati imajo večjo topnost v organskih topilih, nižjo termično stabilnost, njihovi IR spektri pa so kompleksnejši; Nekateri kovalentni nitrati so pri sobni temperaturi hlapni, pri raztapljanju v vodi pa se delno razgradijo in sproščajo dušikove okside.

Vsi brezvodni nitrati imajo močne oksidativne lastnosti zaradi prisotnosti NO 3 - iona, medtem ko se njihova oksidacijska sposobnost poveča pri prehodu iz ionskih v kovalentne nitrate. Slednji se razgradijo v območju 100-300 ° C, ionski - pri 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 in nekateri drugi se pri segrevanju stopijo). Produkti razgradnje v trdni in tekoči fazi. so zaporedno nitriti, oksinitrati in oksidi, včasih proste kovine (ko je oksid nestabilen, na primer Ag 2 O), v plinski fazi pa NO, NO 2, O 2 in N 2. Sestava produktov razgradnje je odvisna od narave kovine in njene stopnje oksidacije, hitrosti segrevanja, temperature, sestave plinastega medija in drugih pogojev. NH 4 NO 3 detonira, pri hitrem segrevanju pa lahko razpade z eksplozijo, pri čemer nastanejo N 2, O 2 in H 2 O; pri počasnem segrevanju razpade na N 2 O in H 2 O.

Prosti NO 3 - ion v plinski fazi ima geometrijsko zgradbo enakostraničnega trikotnika z atomom N v središču, koti ONO ~ 120° in dolžine vezi N-O 0,121 nm. V kristalnih in plinastih nitratih NO 3 - ion v glavnem ohrani svojo obliko in velikost, kar določa prostor in strukturo nitratov. NO 3 - ion lahko deluje kot mono-, bi-, tridentatni ali premostitveni ligand, zato je za nitrate značilna široka paleta vrst kristalnih struktur.

Prehodne kovine v visokih oksidacijskih stopnjah zaradi steričnih. Brezvodni nitrati ne povzročajo težav, zanje so značilni oksonitrati, na primer UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrati tvorijo veliko število dvojnih in kompleksnih soli z NO 3 - ionom v notranji krogli. V vodnih medijih zaradi hidrolize kationi prehodnih kovin tvorijo hidroksonitrate (bazične nitrate) spremenljive sestave, ki jih lahko izoliramo tudi v trdnem stanju.

Hidrirani nitrati se od brezvodnih nitratov razlikujejo po tem, da je v njihovi kristalni strukturi kovinski ion v večini primerov povezan z molekulami vode in ne z ionom NO 3. Zato so bolje topni v vodi kot brezvodni nitrati, vendar so slabše topni v organskih topilih; Pri segrevanju hidratiranih nitratov praviloma ne nastanejo brezvodni nitrati, ampak pride do termolize s tvorbo hidroksonitratov in nato oksonitratov in kovinskih oksidov.

V mnogih svojih kemijskih lastnostih so nitrati podobni drugim anorganskim solim. Za nitrate so značilne zelo visoka topnost v vodi, nizka toplotna stabilnost in sposobnost oksidacije organskih in anorganskih spojin. Pri redukciji nitratov nastane mešanica produktov, ki vsebujejo dušik NO 2, NO, N 2 O, N 2 ali NH 3 s prevlado enega od njih, odvisno od vrste reducenta, temperature, reakcije okolja. in drugi dejavniki.

Industrijske metode za pridobivanje nitratov temeljijo na absorpciji NH 3 z raztopinami HNO 3 (za NH 4 NO 3) ali na absorpciji dušikovih plinov (NO + NO 2) z raztopinami alkalij ali karbonatov (za nitrate alkalijskih kovin, Ca, Mg, Ba), kot tudi različne reakcije izmenjave kovinskih soli s HNO 3 ali nitrati alkalijskih kovin. V laboratoriju se za pridobivanje brezvodnih nitratov uporabljajo reakcije prehodnih kovin ali njihovih spojin s tekočim N 2 O 4 in njegovimi mešanicami z organskimi topili ali reakcije z N 2 O 5.

Nitrati Na, K (natrijev in kalijev nitrat) se nahajajo v obliki naravnih nahajališč.

Nitrati se uporabljajo v številnih panogah. Amonijev nitrit (amonijev nitrat) je glavno gnojilo, ki vsebuje dušik; Nitrati alkalijskih kovin in Ca se uporabljajo tudi kot gnojila. Nitrati so sestavine raketnih goriv, ​​pirotehničnih sestavkov, raztopin za jedkanje za barvanje tkanin; Uporabljajo se za utrjevanje kovin, konzerviranje hrane, kot zdravila in za proizvodnjo kovinskih oksidov.

Nitrati so strupeni. Povzročajo pljučni edem, kašelj, bruhanje, akutno srčno-žilno odpoved itd. Smrtonosni odmerek nitratov za človeka je 8-15 g, dovoljen dnevni vnos je 5 mg/kg. Za vsoto nitratov Na, K, Ca, NH3 MPC: v vodi 45 mg/l", v tleh 130 mg/kg (3. razred nevarnosti); v zelenjavi in ​​sadju (mg/kg) - krompir 250, pozno belo zelje. 500, pozno korenje 250, pesa 1400, čebula 80, bučke 400, melone 90, lubenice, grozdje, jabolka, hruške 60. Neupoštevanje agrotehničnih priporočil, prekomerna uporaba gnojil močno poveča vsebnost nitratov v kmetijskih proizvodih, površinski odtok iz polja ( 40-5500 mg/l), podtalnica.

5. Nitriti, soli dušikove kisline HNO 2. Uporabljajo se predvsem nitriti alkalijskih kovin in amonija, manj - zemeljsko alkalijskih in nitritov. d-kovine, Pb in Ag. O nitritih drugih kovin obstajajo le delni podatki.

Kovinski nitriti v oksidacijskem stanju +2 tvorijo kristalne hidrate z eno, dvema ali štirimi molekulami vode. Nitriti tvorijo dvojne in trojne soli, npr. CsNO 2 AgNO 2 ali Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, kot tudi kompleksne spojine, na primer Na 3.

Kristalne strukture so znane le za nekaj brezvodnih nitritov. Anion NO 2 ima nelinearno konfiguracijo; kot ONO 115°, dolžina vezi H-O 0,115 nm; vrsta vezi M-NO 2 je ionsko-kovalentna.

Nitriti K, Na, Ba so dobro topni v vodi, nitriti Ag, Hg, Cu pa so slabo topni. Z naraščanjem temperature se topnost nitritov povečuje. Skoraj vsi nitriti so slabo topni v alkoholih, etrih in nizkopolarnih topilih.

Nitriti so toplotno nestabilni; Samo nitriti alkalijskih kovin se topijo brez razgradnje, nitriti drugih kovin pa se razgradijo pri 25-300 °C. Mehanizem razgradnje nitrita je kompleksen in vključuje številne vzporedno-zaporedne reakcije. Glavni plinasti produkti razgradnje so NO, NO 2, N 2 in O 2, trdni - kovinski oksid ali elementarna kovina. Sprostitev velikih količin plinov povzroči eksplozivno razgradnjo nekaterih nitritov, na primer NH 4 NO 2, ki razpade na N 2 in H 2 O.

Značilne lastnosti nitritov so povezane z njihovo toplotno nestabilnostjo in sposobnostjo nitritnega iona, da je tako oksidant kot reducent, odvisno od okolja in narave reagentov. V nevtralnem okolju se nitriti običajno reducirajo v NO, v kislem okolju pa oksidirajo v nitrate. Kisik in CO 2 ne delujeta s trdnimi nitriti in njihovimi vodnimi raztopinami. Nitriti spodbujajo razgradnjo organskih snovi, ki vsebujejo dušik, zlasti aminov, amidov itd. Z organskimi halidi RXH. reagirajo tako, da tvorijo nitrite RONO in nitro spojine RNO 2 .

Industrijska proizvodnja nitritov temelji na absorpciji dušikovega plina (mešanica NO + NO 2) z raztopinami Na 2 CO 3 ali NaOH z zaporedno kristalizacijo NaNO 2; Nitrite drugih kovin pridobivamo v industriji in laboratorijih z reakcijo izmenjave kovinskih soli z NaNO 2 ali z redukcijo nitratov teh kovin.

Nitriti se uporabljajo za sintezo azo barvil, pri proizvodnji kaprolaktama, kot oksidanti in reducenti v gumarski, tekstilni in kovinskopredelovalni industriji, kot konzervansi za hrano. Nitriti, kot sta NaNO 2 in KNO 2, so strupeni, povzročajo glavobole, bruhanje, zavirajo dihanje itd. Ko pride do zastrupitve z NaNO 2, se v krvi tvori methemoglobin in poškodujejo se membrane rdečih krvničk. Možna je tvorba nitrozaminov iz NaNO 2 in aminov neposredno v prebavilih.

6. Sulfati, soli žveplove kisline. Znani so srednji sulfati z anionom SO 4 2- ali hidrosulfati z anionom HSO 4 - bazičnim, ki poleg aniona SO 4 2- vsebuje OH skupine, na primer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Obstajajo tudi dvojni sulfati, ki vsebujejo dva različna kationa. Ti vključujejo dve veliki skupini sulfatov - alum , kot tudi šeniti M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , kjer je M enojno nabiti kation, E je Mg, Zn in drugi dvojno nabiti kationi. Znani trojni sulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polihalitni mineral), dvojni bazični sulfati, na primer minerali alunitnih in jarozitnih skupin M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 in M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, kjer je M enojno nabiti kation, so lahko del mešanih soli, na primer 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineral berkeit), MgSO 4 KCl. 3H 2 O (kainit).

Sulfati so kristalne snovi, večinoma srednje in kisle, dobro topne v vodi. Sulfati kalcija, stroncija, svinca in nekaterih drugih so rahlo topni; BaSO 4 in RaSO 4 sta praktično netopna. Bazični sulfati so običajno slabo topni ali praktično netopni ali pa jih voda hidrolizira. Iz vodnih raztopin lahko sulfati kristalizirajo v obliki kristalnih hidratov. Kristalni hidrati nekaterih težkih kovin se imenujejo vitrioli; bakrov sulfat CuSO 4 5H 2 O, železov sulfat FeSO 4 7H 2 O.

Srednji sulfati alkalijskih kovin so termično stabilni, kisli sulfati pa pri segrevanju razpadejo in se spremenijo v pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Srednji sulfati drugih kovin, pa tudi bazični sulfati, se pri segrevanju na dovolj visoke temperature praviloma razgradijo s tvorbo kovinskih oksidov in sproščanjem SO 3.

Sulfati so v naravi zelo razširjeni. Najdemo jih v obliki mineralov, na primer sadre CaSO 4 H 2 O, mirabilita Na 2 SO 4 10H 2 O, in so tudi del morske in rečne vode.

Številne sulfate lahko dobimo z interakcijo H 2 SO 4 s kovinami, njihovimi oksidi in hidroksidi, pa tudi z razgradnjo hlapnih kislinskih soli z žveplovo kislino.

Anorganski sulfati se pogosto uporabljajo. Na primer, amonijev sulfat je dušikovo gnojilo, natrijev sulfat se uporablja v steklarski, papirni industriji, proizvodnji viskoze itd. Naravni sulfatni minerali so surovine za industrijsko proizvodnjo spojin različnih kovin, gradbenih materialov itd.

7.sulfiti, soli žveplove kisline H2SO3 . Obstajajo srednji sulfiti z anionom SO 3 2- in kisli (hidrosulfiti) z anionom HSO 3 - . Srednji sulfiti so kristalinične snovi. Amonijevi in ​​alkalijski sulfiti so dobro topni v vodi; topnost (g v 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Hidrosulfiti nastajajo v vodnih raztopinah. Sulfiti zemeljskoalkalijskih in nekaterih drugih kovin so praktično netopni v vodi; topnost MgSO 3 1 g v 100 g (40 °C). Znani kristalni hidrati (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 itd.

Brezvodni sulfiti se pri segrevanju brez dostopa do zraka v zaprtih posodah nesorazmerno razdelijo na sulfide in sulfate; pri segrevanju v toku N 2 izgubijo SO 2 in pri segrevanju na zraku zlahka oksidirajo v sulfate. S SO 2 v vodnem okolju srednji sulfiti tvorijo hidrosulfite. Sulfiti so razmeroma močni reducenti, oksidirajo v raztopinah s klorom, bromom, H 2 O 2 itd. Razgradijo se z močnimi kislinami (na primer HC1) s sproščanjem SO 2.

Kristalni hidrosulfiti so znani po K, Rb, Cs, NH 4 +, so nestabilni. Preostali hidrosulfiti obstajajo samo v vodnih raztopinah. Gostota NH 4 HSO 3 2,03 g/cm 3; topnost v vodi (g v 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Ko se kristalni hidrosulfiti Na ali K segrejejo ali ko je raztopina celuloze nasičena s SO 2 M 2 SO 3, nastanejo pirosulfiti (zastareli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli neznane proste pirožveplove kisline H 2 S 2 O 5; kristali, nestabilni; gostota (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; nad ~ 160 °C razpadejo s sproščanjem SO 2; topen v vodi (z razpadom na HSO 3 -), topnost (g v 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvorijo hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O in ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; redukcijska sredstva.

Srednji sulfiti alkalijskih kovin se pripravijo z reakcijo vodne raztopine M 2 CO 3 (ali MOH) s SO 2 in MSO 3 s prehajanjem SO 2 skozi vodno suspenzijo MCO 3; Uporabljajo predvsem SO 2 iz izpušnih plinov kontaktne proizvodnje žveplove kisline. Sulfiti se uporabljajo pri beljenju, barvanju in tiskanju tkanin, vlaken, usnja za konzerviranje žita, zelene krme, krme industrijskih odpadkov (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 in Ca(HSO 3) 2 sta dezinfekcijski sredstvi v vinarski in sladkorni industriji. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - sestavine sulfitne tekočine med pripravo celuloze; (NH 4) 2 SO 3 - absorber SO 2; NaHSO 3 je absorber H 2 S iz industrijskih odpadnih plinov, reducent pri proizvodnji žveplovih barvil. K 2 S 2 O 5 - sestavina kislih fiksativov v fotografiji, antioksidant, antiseptik.

Metode ločevanja mešanic

Filtracija, ločevanje heterogenih sistemov tekočina - trdni delci (suspenzije) in plin - trdni delci z uporabo poroznih filtrskih pregrad (FP), ki prepuščajo tekočino ali plin, vendar zadržijo trdne delce. Gonilna sila procesa je razlika tlakov na obeh straneh faznega prehoda.

Pri ločevanju suspenzij trdi delci običajno tvorijo plast mokre usedline na FP, ki jo po potrebi speremo z vodo ali drugo tekočino in tudi dehidriramo s pihanjem zraka ali drugega plina skozenj. Filtracija poteka pri konstantni razliki tlakov ali pri konstantni hitrosti procesa w(količina filtrata v m 3, ki prehaja skozi 1 m 2 površine FP na časovno enoto). Pri konstantni razliki tlaka se suspenzija dovaja v filter pod vakuumom ali nadtlakom, pa tudi z batno črpalko; Pri uporabi centrifugalne črpalke se poveča tlačna razlika in zmanjša hitrost procesa.

Glede na koncentracijo suspenzije ločimo več vrst filtracije. Pri koncentraciji nad 1% pride do filtracije s tvorbo oborine, pri koncentraciji manj kot 0,1% pa z zamašitvijo por FP (bistrenje tekočin). Če na FP ne nastane dovolj gosta plast usedline in v filtrat pridejo trdni delci, filtriramo s fino dispergiranimi pomožnimi materiali (diatomejska zemlja, perlit), ki jih predhodno nanesemo na FP ali dodamo v suspenzijo. Pri začetni koncentraciji manj kot 10% je možna delna ločitev in zgoščevanje suspenzij.

Obstajajo trajni in periodični filtri. Za slednje so glavne faze dela filtriranje, pranje usedline, njeno odvodnjavanje in raztovarjanje. V tem primeru pride v poštev optimizacija po kriterijih največje produktivnosti in najnižjih stroškov. Če se pranje in odvodnjavanje ne izvajata in se lahko zanemari hidravlični upor predelne stene, je največja produktivnost dosežena, ko je čas filtriranja enak trajanju pomožnih operacij.

Uporabni so fleksibilni FP iz bombaža, volne, sintetičnih in steklenih tkanin, pa tudi netkani FP iz naravnih in sintetičnih vlaken ter neprožni - keramika, kermet in pena. Smeri gibanja filtrata in delovanja gravitacije sta si lahko nasprotni, sovpadata ali sta med seboj pravokotni.

Zasnove filtrov so raznolike. Eden najpogostejših je vakuumski filter z vrtljivim bobnom (cm. Sl.) neprekinjenega delovanja, pri katerem sta si smeri gibanja filtrata in delovanje gravitacije nasprotni. Odsek razdelilne naprave povezuje coni I in II z virom vakuuma ter coni III in IV z virom stisnjenega zraka. Filtrat in izpiralna tekočina iz con I in II vstopata v ločene sprejemnike. Razširjena je postala tudi avtomatska periodična filtrirna stiskalnica z vodoravnimi komorami, filtrirno tkanino v obliki neskončnega traku in elastičnimi membranami za odvodnjavanje blata s stiskanjem. Izvaja izmenično polnjenje komor s suspenzijo, filtriranje, pranje in odvodnjavanje usedlin, odklop sosednjih komor in odstranjevanje usedlin.

Določanje dinamične strižne napetosti, efektivne in plastične viskoznosti pri normalni temperaturi

Določanje dinamične strižne napetosti, efektivne in plastične viskoznosti pri povišani temperaturi

Poskus 2. Priprava in preučevanje lastnosti soli fosforne kisline.

Tabela topnosti za soli, kisline in baze je osnova, brez katere ni mogoče v celoti osvojiti kemijskega znanja. Topnost baz in soli pomaga pri učenju ne le šolarjem, ampak tudi strokovnjakom. Ustvarjanje številnih življenjskih izdelkov ne more brez tega znanja.

Tabela topnosti kislin, soli in baz v vodi

Tabela topnosti soli in baz v vodi je priročnik, ki pomaga pri osvajanju osnov kemije. Naslednje opombe vam bodo pomagale razumeti spodnjo tabelo.

• P – označuje topno snov;
• H – netopna snov;
• M – snov je slabo topna v vodnem okolju;
• RK - snov, ki se lahko raztopi le, če je izpostavljena močnim organskim kislinam;
• Pomišljaj bo pomenil, da takšno bitje v naravi ne obstaja;
• NK – se ne topi ne v kislinah ne v vodi;
• ? – vprašaj pomeni, da danes ni natančnih podatkov o raztapljanju snovi.

Pogosto tabelo uporabljajo kemiki in šolarji, študentje za izvajanje laboratorijskih raziskav, med katerimi je treba določiti pogoje za nastanek določenih reakcij. S pomočjo tabele je mogoče ugotoviti, kako se bo snov obnašala v slanem ali kislem okolju in ali se lahko pojavi oborina. Oborina med raziskavami in poskusi kaže na nepovratnost reakcije. To je pomembna točka, ki lahko vpliva na potek vseh laboratorijskih del.

Voda je ena glavnih kemičnih spojin na našem planetu. Ena njegovih najbolj zanimivih lastnosti je sposobnost tvorbe vodnih raztopin. Na številnih področjih znanosti in tehnologije igra topnost soli v vodi pomembno vlogo.

Topnost razumemo kot sposobnost različnih snovi, da tvorijo homogene (homogene) zmesi s tekočinami - topili. To je prostornina materiala, ki se uporablja za raztapljanje in tvorbo nasičene raztopine, ki določa njeno topnost, primerljivo z masnim deležem te snovi ali njeno količino v koncentrirani raztopini.

Glede na sposobnost raztapljanja so soli razvrščene na naslednji način:

• Med topne snovi štejemo snovi, ki se lahko v 100 g vode raztopijo več kot 10 g;
• Rahlo topni vključujejo tiste, katerih količina v topilu ne presega 1 g;
• koncentracija netopnih snovi v 100 g vode je manjša od 0,01.

Ko je polarnost snovi, uporabljene za raztapljanje, podobna polarnosti topila, je topna. Pri različnih polaritetah snovi najverjetneje ni mogoče razredčiti.

Kako pride do raztapljanja?

Če govorimo o tem, ali se sol raztopi v vodi, potem je za večino soli to poštena izjava. Obstaja posebna tabela, po kateri lahko natančno določite vrednost topnosti. Ker je voda univerzalno topilo, se dobro meša z drugimi tekočinami, plini, kislinami in solmi.

Enega najbolj očitnih primerov raztapljanja trdne snovi v vodi lahko opazimo skoraj vsak dan v kuhinji, ko pripravljamo jedi s kuhinjsko soljo. Zakaj se torej sol raztopi v vodi?

Mnogi ljudje se iz šolskega tečaja kemije spomnijo, da so molekule vode in soli polarne. To pomeni, da sta njuna električna pola nasprotna, kar ima za posledico visoko dielektrično konstanto. Molekule vode obdajajo ione druge snovi, na primer v obravnavanem primeru NaCl. Tako nastane tekočina, ki je homogene konsistence.

Vpliv temperature

Obstaja nekaj dejavnikov, ki vplivajo na topnost soli. Najprej je to temperatura topila. Višji kot je, večji je koeficient difuzije delcev v tekočini in prenos mase poteka hitreje.

Čeprav na primer topnost kuhinjske soli (NaCl) v vodi praktično ni odvisna od temperature, saj je njen koeficient topnosti 35,8 pri 20 ° C in 38,0 pri 78 ° C. Toda bakrov sulfat (CaSO4) z naraščajočo temperaturo se voda raztopi manj dobro.

Drugi dejavniki, ki vplivajo na topnost, vključujejo:

1. Velikost raztopljenih delcev – z večjo površino ločevanja faz pride do raztapljanja hitreje.
2. Postopek mešanja, ki ob intenzivnem izvajanju spodbuja učinkovitejši prenos mase.
3. Prisotnost nečistoč: nekatere pospešijo proces raztapljanja, druge pa z oteževanjem difuzije zmanjšajo hitrost procesa.

Video o mehanizmu raztapljanja soli

Tabela topnosti kemijskih elementov je tabela s topnostmi v vodi najbolj znanih anorganskih kislin, baz in soli.

Definicija 1

Tabela topnosti v kemiji prikazuje topnost pri 20 °C, topnost narašča z naraščanjem temperature.

Snov je topna v vodi, če je njena topnost večja od 1 g na 100 g vode, in netopna, če je manjša od 0,1 g/100 g. Na primer, z iskanjem litija v tabeli topnosti v kemiji ste lahko prepričani, da skoraj vsi njegovih soli tvorijo raztopine.

Na sl. 1 in sl. 2 prikazuje fotografijo popolne tabele topnosti v kemiji z imeni kislinskih ostankov.

Slika 1. Tabela topnosti fotografij v kemiji 2018-2019

Slika 2. Kemijska tabela s kislinami in kislinskimi ostanki

Če želite sestaviti ime soli, morate uporabiti periodni sistem in topnost. Ime kislinskega ostanka se doda imenu kovine iz periodnega sistema, na primer:

$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - cinkov fosfat; $\mathrm(FeSO_4)$ - železov (II) sulfat.

V oklepajih z besedilnim imenom morate navesti valenco kovine, če jih je več. V primeru železa obstaja še sol $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ - železov (III) sulfat.

Kaj se lahko naučite s tabelo topnosti v kemiji?

Tabela topnosti za snovi v kemiji z oborinami se uporablja za ugotavljanje možnosti nastanka kakršnekoli reakcije, saj je za nastanek ireverzibilne reakcije nujen nastanek oborine ali plina.