Вода – одно из главных химических соединений на нашей планете. К одному из самых интересных её свойств относится способность образовывать водные растворы. А во многих сферах науки и техники растворимость соли в воде играет немаловажную роль.
Под растворимостью понимают способность различных веществ образовывать с жидкостями – растворителями – однородные (гомогенные) смеси. Именно объём материала, который используется для растворения и образования насыщенного раствора, обуславливает его растворимость, сопоставимую с массовой долей этого вещества или его количеством в концентрированном растворе.
По способности растворяться соли классифицируются следующим образом:
- к растворимым относятся вещества, которые можно растворить в 100 г воды больше 10 г;
- к малорастворимым принадлежат те, количество которых в растворителе не превышает 1 г;
- концентрация нерастворимых в 100 г воды меньше 0,01.
В том случае, когда полярность вещества, используемого для растворения, аналогична полярности растворителя, оно является растворимым. При разных полярностях, скорее всего, развести вещество не представляется возможным.
Как происходит растворение
Если говорить о том, растворяется ли соль в воде, то для большинства солей это справедливое утверждение. Существует специальная таблица, в соответствии с которой можно точно определить величину растворимости. Так как вода – универсальный растворитель, она хорошо смешивается с другими жидкостями, газами, кислотами и солями.
Один из самых наглядных примеров растворения твёрдого вещества в воде можно наблюдать практически каждый день на кухне, во время приготовления блюд с использованием поваренной соли. Так почему соль растворяется в воде?
Из школьного курса химии многие помнят, что молекулы воды и соли являются полярными. Это означает, что их электрические полюса противоположны, что обусловливает высокую диэлектрическую проницаемость. Молекулы воды окружают ионы другого вещества, например, как в рассматриваемом нами случае, NaCl. При этом образуется жидкость, являющаяся однородной по своей консистенции.
Влияние температуры
Существуют некоторые факторы, оказывающие влияние на растворимость солей. В первую очередь это температура растворителя. Чем она выше, тем большим является значение коэффициента диффузии частичек в жидкости, а массообмен происходит быстрее.
Хотя, например, растворимость в воде поваренной соли(NaCl) от температуры практически не зависит, поскольку коэффициент её растворимости – 35,8 при t 20° С и 38,0 при 78° С. А вот сульфат меди (CaSO4) при повышении температуры воды растворяется хуже.
К другим факторам, которые влияют на растворимость, относятся:
- Размер растворяемых частиц – при большей площади разделения фаз растворение происходит быстрее.
- Процесс перемешивания, который при интенсивном выполнении способствует более эффективному массообмену.
- Наличие примесей: одни ускоряют процесс растворения, а другие, затрудняя диффузию, снижают скорость протекания процесса.
Видео про механизм растворения соли
Соль можно определить как соединение, которое образуется в результате реакции между кислотой и основанием, но не является водой. В данном разделе будут рассмотрены те свойства солей, которые связаны с ионными равновесиями.
реакции солей в воде
Несколько позже будет показано, что растворимость-это относительное понятие. Однако для целей предстоящего обсуждения мы можем грубо подразделить все соли на растворимые и нерастворимые в воде.
Некоторые соли при растворении в воде образуют нейтральные растворы. Другие соли образуют кислые либо щелочные растворы. Это обусловлено протеканием обратимой реакции между ионами соли и водой, в результате которой образуются сопряженные кислоты либо основания. Окажется ли раствор соли нейтральным, кислым или щелочным-зависит от типа соли. В этом смысле существуют четыре типа солей.
Соли, образуемые сильными кислотами и слабыми основаниями. Соли этого типа при растворении в воде образуют кислый раствор. В качестве примера приведем хлорид аммония NH4Cl. При растворении этой соли в воде ион аммония действует как
Избыточное количество ионов H3O+, образуемое в этом процессе, обусловливает кислые свойства раствора.
Соли, образуемые слабой кислотой и сильным основанием. Соли этого типа при растворении в воде образуют щелочный раствор. В качестве примера приведем ацетат натрия CH3COONa1 Ацетат-ион действует как основание, акцептируя протон у воды, которая выступает в этом случае в роли кислоты:
Избыточное количество ионов ОН-, образующихся в этом процессе, обусловливает щелочные свойства раствора.
Соли, образуемые сильными кислотами и сильными основаниями. При растворении в воде солей этого типа образуется нейтральный раствор. В качестве примера приведем хлорид натрия NaCl. При растворении в воде эта соль полностью ионизируется, и, следовательно, концентрация ионов Na+ оказывается равной концентрации ионов Cl-. Поскольку ни тот, ни другой ион не вступает в кислотно-основные реакции с водой, в растворе не происходит образования избыточного количества ионов H3O+ либо ОН. Поэтому раствор оказывается нейтральным.
Соли, образуемые слабыми кислотами и слабыми основаниями. Примером солей такого типа является ацетат аммония. При растворении в воде ион аммония реагирует с водой как кислота, а ацетат-ион реагирует с водой как основание. Обе эти реакции описаны выше. Водный раствор соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, может быть слабокислым, слабощелочным либо нейтральным в зависимости от относительных концентраций ионов H3O+ и ОН-, образуемых в результате реакций катионов и анионов соли с водой. Это зависит от соотношения между значениями констант диссоциации катиона и аниона.
| Кати- оны | Анионы | |||||||||
| F - | Cl - | Br - | I - | S 2- | NO 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| K + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| NH 4 + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| Mg 2+ | РК | Р | Р | Р | М | Р | Н | РК | Р | РК |
| Ca 2+ | НК | Р | Р | Р | М | Р | Н | РК | М | РК |
| Sr 2+ | НК | Р | Р | Р | Р | Р | Н | РК | РК | РК |
| Ba 2+ | РК | Р | Р | Р | Р | Р | Н | РК | НК | РК |
| Sn 2+ | Р | Р | Р | М | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Pb 2+ | Н | М | М | М | РК | Р | Н | Н | Н | Н |
| Al 3+ | М | Р | Р | Р | Г | Р | Г | НК | Р | РК |
| Cr 3+ | Р | Р | Р | Р | Г | Р | Г | Н | Р | РК |
| Mn 2+ | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Fe 2+ | М | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Fe 3+ | Р | Р | Р | - | - | Р | Г | Н | Р | РК |
| Co 2+ | М | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Ni 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Cu 2+ | М | Р | Р | - | Н | Р | Г | Н | Р | Н |
| Zn 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Cd 2+ | Р | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Hg 2+ | Р | Р | М | НК | НК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Hg 2 2+ | Р | НК | НК | НК | РК | Р | Н | Н | М | Н |
| Ag + | Р | НК | НК | НК | НК | Р | Н | Н | М | Н |
Условные обозначения:
Р - вещество хорошо растворимо в воде; М - малорастворимо; Н - практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.
В водных растворах соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и(или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.
Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг 2 ЗС 2 Н 5 ОН.
Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.
Общие способы синтеза солей.
1.Получение средних солей:
1) металла с неметаллом: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) основного оксида с кислотой CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) основания с кислотным оксидом Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) основания с кислотой: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) соли с кислотой: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) растворов двух солей 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2.Получение кислых солей:
1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O
2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3.Получение основных солей:
1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4.Получение комплексных солей:
1. Реакции солей с лигандами: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5.Получение двойных солей:
1.Совместная кристаллизация двух солей:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2.Химические свойства кислых солей:
1. Термическое разложение с образованием средней соли
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3.Химические свойства основных солей:
1. Термическое разложение. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4.Химические свойства комплексных солей:
1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:
2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5.Химические свойства двойных солей:
1. Взаимодействие с растворами щелочей: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Восстановление: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, разб. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Сырьем для промышленного получения ряда солей-хлоридов, сульфатов, карбонатов, боратов Na, К, Са, Mg служат морская и океаническая вода, природные рассолы, образующиеся при ее испарении, и твердые залежи солей. Для группы минералов, образующих осадочные солевые месторождения (сульфатов и хлоридов Na, К и Mg), применяют условное название “природные соли”. Наиболее крупные месторождения калиевых солей находятся в России (Соликамск), Канаде и Германии, мощные залежи фосфатных руд - в Северной Африке, России и Казахстане, NaNO3 - в Чили.
Соли используют в пищевой, химической, металлургической, стекольной, кожевенной, текстильной промышленности, в сельском хозяйстве, медицине и т. д.
Основные виды солей
1.Бораты (оксобораты), соли борных кислот: метаборной НВО 2 , ортоборной Н 3 ВО 3 и не выделенных в свободном состоянии полиборных. По числу атомов бора в молекуле делятся на моно-, ди, тетра-, гексабораты и т. д. Бораты называют также по образующим их кислотам и по числу молей В 2 О 3 , приходящемуся на 1 моль основного оксида. Так различные метабораты могут быть названы моноборатами, если содержат анион В(ОН) 4 или цепочечный анион {ВО 2 } n n - диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В 2 О 3 (OН) 2 } n 2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В 3 О 6) 3- .
Структуры боратов включают борокислородные группировки - “блоки”, содержащие от 1 до б, а иногда и 9 атомов бора например:
Координационное число атомов бора 3 (борокислородные треугольные группировки) или 4 (тетраэдричные группировки). Борокислородные группировки - основа не только островных, но и более сложных структур - цепочечных, слоистых и каркасных полимеризованных. Последние образуются в результате отщепления воды в молекулах гидратированных боратах и возникновения мостиковых связей через атомы кислорода; процесс иногда сопровождается разрывом связи В-О внутри полианионов. Полианионы могут присоединять боковые группы - борокислородные тетраэдры или треугольники, их димеры или посторонние анионы.
Аммоний, щелочные, а также и другие металлы в степени окисления +1 образуют чаще всего гидратированные и безводные метабораты типа МВО 2 , тетрабораты М 2 B 4 O 7 , пентабораты МB 5 O 8 , а также декабораты М 4 B 10 O 17 n H 2 O. Щелочноземельные и другие металлы в степени окисления + 2 дают обычно гидратированные метабораты, трибораты М 2 B 6 O 11 и гексабораты МB 6 O 10 . а также безводные мета-, орто- и тетрабораты. Для металлов в степени окисления + 3 характерны гидратированные и безводные ортобораты МВО 3 .
Бораты - бесцветные аморфные вещества или кристаллы (в основном с низко-симметричной структурой - моноклинной или ромбической). Для безводных боратов температуры плавления находятся в интервале от 500 до 2000 °С; наиболее высокоплавки метабораты щелочных и орто- и метабораты щелочноземельных металлов. Большинство боратов при охлаждении их расплавов легко образует стекла. Твердость гидратированных боратов по шкале Мооса 2-5, безводных-до 9.
Гидратированные монобораты теряют кристаллизационную воду до ~180°С, полибораты -при 300-500°С; отщепление воды за счет группОН, координированных вокруг атомов бора, происходит до ~750°С. При полном обезвоживании образуются аморфные веществава, которыерые при 500-800°C в большинстве случаев претерпевают “боратовую перегруппировку” -кристаллизацию, сопровождающуюся (для полиборатов) частичным разложением с выделением В 2 О 3 .
Бораты щелочных металлов, аммония и Т1(I) растворимы в воде (особенно мета- и пентабораты), в водных растворах гидролизуются (растворыры имеют щелочную реакцию). Большинство боратов легко разлагается кислотами, в некоторых случаях - при действии СО 2 ; и SO 2 ;. Бораты щелочно-земельных и тяжелых металлов взаимодействуют с растворами щелочей, карбонатов и гидрокарбонатов щелочных металлов. Безводные бораты химически более стойки, чем гидратированные. С некоторыми спиртами, в частности с глицерином, бораты образуют растворимые в воде комплексы. При действии сильных окислителей, в частности Н 2 О 2 , или при электрохимическом окислении бораты превращаются в пероксобораты.
Известно около 100 природных боратов, являющихся в основном солями Na, Mg, Ca, Fe.
Гидратированные бораты получают: нейтрализацией Н 3 ВО 3 оксидами, гидроксидами или карбонатами металлов; обменными реакциями боратов щелочных металлов, чаще всего Na, с солями других металлов; реакцией взаимного превращения малорастворимых боратов с водными растворами боратов щелочных металов; гидротермальными процессами с использованием галогенидов щелочных металлов в качестве минерализующих добавок. Безводные бораты получают сплавлением или спеканием В 2 О 3 с оксидами или карбонатами металлов или обезвоживанием гидратов; монокристаллы выращивают в растворах боратов в расплавленных оксидах, напр Вi 2 О 3 .
Бораты используют: для получения других соединений бора; как компоненты шихты при производстве стекол, глазурей, эмалей, керамики; для огнестойких покрытий и пропиток; как компоненты флюсов для рафинирования, сварки и пайки металле”; в качестве пигментов и наполнителей лакокрасочных материалов; как протравы при крашении, ингибиторы коррозии, компоненты электролитов, люминофоров и др. Наибольшее применение находят бура и кальция бораты.
2.Галогениды, химические соединения галогенов с др. элементами. К галогенидам обычно относят соединения, в которых атомы галогена имеют большую электроотрицательность, чем др. элемент. Галогенидов не образуют Не, Ne и Аг. К простым, или бинарным, галогенидам ЭХn (n - чаще всего целое число от 1 у моногалогенидов до 7 у IF 7 , и ReF 7 , но может 6ыть и дробным, например 7/6 у Bi 6 Cl 7) относят, в частности, соли галогеноводородных кислот и межгалогенные соединения (напр., галогенфториды). Существуют также смешанные галогениды, полигалогениды, гидрогалогениды, оксогалогениды, оксигалогениды, гидроксогалогениды, тиогалогениды и комплексные галогениды. Степень окисления галогенов в галогенидах обычно равна -1.
По характеру связи элемент-галоген простые галогениды подразделяют на ионные и ковалентные. В действительности связи имеют смешанный характер с преобладанием вклада той или иной составляющей. Галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие моно- и дигалогениды др. металов - типичные соли, в которых преобладает ионный характер связи. Большинство из них относительно тугоплавки малолетучи, хорошо растворимы а воде; в водных растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Свойствами солей обладают также тригалогениды редкоземельных элементов. Растворимость в воде ионных галогенидов, как правило, уменьшается от иодидов к фторидам. Хлориды, бромиды и иодиды Ag + , Сu + , Hg + и Pb 2+ плохо растворимы в воде.
Увеличение числа атомов галогенов в галогенидах металлов или отношения заряда металла к радиусу его иона приводит к повышению ковалентной составляющей связи, снижению растворимости в воде и термической устойчивости галогенидов, увеличению от летучести, повышению окислит, способности и склонности к гидролизу. Эти зависимости наблюдаются для галогенидов металлов одного и того же периода и в ряду галогенидов одного и того же металла. Их легко проследить на примере термических свойств. Например, для галогенидов металлов 4-го периода температуры плавления и кипения составляют соответственно 771 и 1430°С для КС1, 772 и 1960°C для СаС1 2 , 967 и 975°С для ScCl 3 , -24,1 и 136°С для TiCl 4 . Для UF 3 температура плавления ~ 1500°С, UF 4 1036°C, UF 5 348°С, UF 6 64,0 °С. В рядах соединений ЭХn при неизменном n ковлентность связи обычно увеличивается при переходе от фторидов к хлоридам и уменьшается при переходе от последних к бромидам и иодидам. Так, для АlF 3 температура возгонки 1280°C, А1С1 3 180°С, температура кипения А1Вr 3 254,8 °С, АlI 3 407°С. В ряду ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 температура возгонки равна соответственно 906, 334, 355 и 418°С. В рядах MFn и МС1n где М-металл одной подгруппы, ковалентность связи уменьшается с ростом атомной массы металла. Фторидов и хлоридов металлов с примерно одинаковым вкладом ионной и ковалентной составляющей связи немного.
Средняя энергия связи элемент-галоген уменьшается при переходе от фторидов к иодидам и с повышением n (см. табл.).
Многие металлы галогениды, содержащие изолированные или мостиковые атомы О (соответственно оксо-и оксигалогениды), например оксотрифторид ванадия VOF 3 , диоксифторид ниобия NbO 2 F, диоксодииодид вольфрама WO 2 I 2 .
Комплексные галогениды (галогенометаллаты) содержат комплексные анионы, в которых атомы галогенов являются лигандами, например гексахлороплатинат(IV) калия K 2 , гептафторотанталат(V) натрия Na, гексафтороарсенат(V) лития Li. Наибольшей термической устойчивостью обладают фторо-, оксофторо- и хлорометаллаты. По характеру связей к комплексным галогенидам близки ионные соединения с катионами NF 4 + , N 2 F 3 + , C1F 2 + , XeF + и др.
Для многих галогенидов характерны ассоциация и полимеризация в жидкой и газовой фазах с образованием мостиковых связей. Наиболее склонны к этому галогениды металлов I и II групп, AlCl 3 , пентафториды Sb и переходных металлов, оксофториды состава MOF 4 . Известны галогениды со связью металл-металл, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.
Фториды значительно отличаются по свойствам от др. галогенидов. Однако в простых галогенидах эти отличия выражены менее резко, чем в самих галогенах, а в комплексных галогенидах - слабее, чем в простых.
Многие ковалентные галогениды (особенно фториды)- сильные кислоты Льюиса, напр. AsF 5 , SbF 5 , ВF 3 , А1С1 3 . Фториды входят в состав сверхкислот. Высшие галогениды восстанавливаются металлами и водородом, например:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF
Галогенидs металлов V-VIII групп, кроме Сг и Мn, восстанавливаются Н 2 до металлов, например:
WF 6 + ЗН 2 = W + 6HF
Многие ковалентные и ионные галогениды металлов взаимодействуют между собой с образованием комплексных галогенидов, например:
КС1 + TaCl 5 = K
Более легкие галогены могут вытеснять более тяжелые из галогенидов. Кислород может окислять галогениды с выделением С1 2 , Вг 2 , и I 2 . Одна из характерных реакций ковалентных галогенидов взаимодействие с водой (гидролиз) или ее парами при нагревании (пирогидролиз), приводящее к образованию оксидов, окси- или оксогалогенидов, гидроксидов и галогеноводородов.
Галогениды получают непосредственно из элементов, взаимодействием галогеноводородов или галогеноводородных кислот с элементами, оксидами, гидроксидами или солями, а также обменными реакциями.
Галогениды широко используют в технике как исходные вещества для получения галогенов, щелочных и щелочно-земельных металлов, как компоненты стекол и др. неорганических материалов; они являются промежуточными продуктами в производстве редких и некоторых цветных металлов, U, Si, Ge и др.
В природе галогениды образуют отдельные классы минералов, в которых представлены фториды (напр., минералы флюорит, криолит) и хлориды (сильвин, карналлит). Бром и иод входят в состав некоторых минералов в виде изоморфных примесей. Значительные количества галогенидов содержатся в воде морей и океанов, в соляных и подземных рассолах. Некоторые галогениды, например NaCl, KC1, СаCl 2 , входят в состав живых организмов.
3.Карбонаты (от лат. carbo, род. падеж carbonis уголь), соли угольной кислоты. Существуют средние карбонаты с анионом СО 3 2- и кислые, или гидрокарбонаты (устар. бикарбонаты), с анионом НСО 3 - . Карбонаты - кристаллические вещества. Большинство средних солей металлов в степени окисления + 2 кристаллизуется в гексагон. решетке типа кальцита или ромбическог типа арагонита.
Из средних карбонатов в воде растворяются только соли щелочных металлов, аммония и Тl(I). В результате значитильного гидролиза их растворыры имеют щелочную реакцию. Наиболее трудно растворимы карбонаты металлов в степени окисления + 2. Напротив, все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде. При обменных реакциях в водных растворах между солями металлов и Na 2 CO 3 осадки средних карбонатов образуются в тех случаях, когда их растворимость значительно меньше, чем соответствующих гидроксидов. Это имеет место для Са, Sr и их аналогов, лантаноидов, Ag(I), Mn(II), Pb(II) и Cd(II). Остальные катионы при взаимодействии с растворенными карбонатами в результате гидролиза могут давать не средние, а основные крабонаты или даже гидроксиды. Средние крабонаты, содержащие многозарядные катионы, иногда удается осадить из водных растворов в присутствии большого избытка СО 2 .
Химические свойства карбонатов обусловлены их принадлежностью к классу неорганических солей слабых кислот. Характерные особенности карбонатов связаны с их плохой растворимостью, а также термической нестойкостью как самих крабонатов, так и Н 2 СО 3 . Эти свойства используются при анализе крабонатов, основанном либо на их разложении сильными кислотами и количественном поглощении выделяющегося при этом СО 2 раствором щелочи, либо на осаждении иона СO 3 2- из раствора в виде ВаСО 3 . При действии избытка СО 2 на осадок среднего карбоната в растворе образуется гидрокарбонат, например: СаСО 3 + Н 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2 . Присутствие гидрокарбонатов в природной воде обусловливает ее временную жесткость. Гидрокарбонаты при легком нагревании уже при низких температурах вновь превращаются в средние карбонаты, которые при нагревании разлагаются до оксида и СО 2 . Чем активнее металл, тем выше температура разложения его карбоната. Так, Na 2 CO 3 плавится без разложения при 857 °С, а для карбонатов Са, Mg и А1 равновесные давления разложения достигают 0,1 МПа при температурах соответственно 820, 350 и 100 °С.
Карбонаты весьма широко распространены в природе, что обусловлено участием СО 2 и Н 2 O в процессах минералообразования. карбонаты играют большую роль в глобальных равновесиях между газообразным СО 2 в атмосфере, растворенным СО 2 ;
и ионами НСО 3 - и СО 3 2- в гидросфере и твердыми солями в литосфере. Важнейшие минералы - кальцит СаСО 3 , магнезит MgCO 3 , сидерит FeСО 3 , смитсонит ZnСО 3 и нек-рые др. Известняк состоит в основном из кальцита или кальцитовых скелетных остатков организмов, редко из арагонита. Известны также природные гидратированные карбонаты щелочных металлов и Mg (напр., МgСО 3 ЗН 2 О, Nа 2 СО 3 10Н 2 О), двойные карбонаты [например, доломит CaMg(CO 3) 2 , трона Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] и основные [малахит CuCO 3 Cu(OH) 2 , гидроцеруссит 2РbСО 3 Pb(ОН) 2 ].
Наиболее важны калия карбонат, кальция карбонат и натрия карбонат. Многие природные карбонаты весьма ценные металлические руды (напр., карбонаты Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Гидрокарбонаты выполняют важную физиологическую роль, являясь буферными веществами, регулирующими постоянство рН крови.
4.Нитраты, соли азотной ккислотыты HNO 3 . Известны почти для всех металлов; существуют как в виде безводных солей М(NO 3)n (n - степень окисления металла М), так и в виде кристаллогидратов М(NO 3)n x Н 2 O (х = 1-9). Из водных растворов при температуре, близкой к комнатной, только нитраты щелочных металлов кристаллизуются безводными, остальные - в виде кристаллогидратов. Физико-химические свойства безводного и гидратированного нитрата одного и того же металла могут сильно отличаться.
Безводные кристаллические соединения нитратов d-элементов окрашены. Условно нитраты могут быть разделены на соединения с преимущественно ковалентным типом связи (соли Be, Cr, Zn, Fe и др. переходных металлов) и с преимущественно ионным типом связи (соли щелочных и щелочно-земельных металлов). Для ионных нитратов характерны более высокая термическая устойчивость, преобладание кристаллических структур более высокой симметрии (кубической) и отсутствие расщепления полос нитрат-иона в ИК спектрах. Ковалентные нитраты имеют более высокую растворимость в органических растворителях, более низкую термическую устойчивость, их ИК спектры носят более сложный характер; некоторые ковалентные нитраты летучи при комнатной температуре, а при растворении в воде частично разлагаются с выделением оксидов азота.
Все безводные нитраты проявляют сильные окислительные свойства, обусловленные присутствием иона NO 3 - , при этом их окислительная способность возрастает при переходе от ионных к ковалентным нитратам. Последние разлагаются в интервале 100-300°С, ионные - при 400-600°С (NaNO 3 , КNO 3 и некоторые др. при нагревании плавятся). Продуктами разложения в твердой и жидкой фазах. являются последовательно нитриты, оксонитраты и оксиды, иногда - свободные металлы (когда оксид неустойчив, напр. Ag 2 O), а в газовой фазе - NO, NO 2 , О 2 и N 2 . Состав продуктов разложения зависит от природы металла и его степени окисления, скорости нагревания, температуры, состава газовой среды и др. условий. NH 4 NO 3 детонирует, а при быстром нагревании может разлагаться со взрывом, в этом случае образуются N 2 , О 2 и Н 2 О; при медленном нагревании разлагается на N 2 Ои Н 2 О.
Свободный ион NO 3 - в газовой фазе имеет геометрическое строение равностороннего треугольника с атомом N в центре, углы ONO ~ 120° и длины связей N-О 0,121 нм. В кристаллических и газообразных нитратах ион NO 3 - в основном сохраняет свою форму и размеры, что определяет пространств, строение нитратов. Ион NO 3 - может выступать как моно-, би-, тридентатный или мостиковый лиганд, поэтому нитраты характеризуется большим разнообразием типов кристаллических структур.
Переходные металлы в высоких степенях окисления из-за стерич. затруднений не могут образовывать безводные нитраты, и для них характерны оксонитраты, например UO 2 (NO 3) 2 , NbO(NO 3) 3 . Нитраты образуют большое количество двойных и комплексных солей с ионом NО 3 - во внутренней сфере. В водных средах в результате гидролиза катионы переходных металлов образуют гидроксонитраты (основные нитраты) переменного состава, которые могут быть выделены и в твердом состоянии.
Гидратированные нитраты отличаются от безводных тем, что в их кристаллических структурах ион металла в большинстве случаев связан с молекулами воды, а не с ионом NO 3 . Поэтому они лучше, чем безводные нитраты, растворяются в воде, но хуже - в органических растворителях, более слабые окислители, инконгруэнтно плавятся в кристаллизационной воде в интервале 25-100°С. При нагревании гидратированных нитратов безводные нитраты, как правило, не образуются, а происходит термолиз с образованием гидроксонитратов и затем оксонитратов и оксидов металлов.
По многим своим химическим свойствам нитраты аналогичны др. неорганическим солям. Характерные особенности нитратов обусловленны их очень высокой растворимостью в воде, низкой термической устойчивостью и способностью окислять органические и неорганические соединения. При восстановлении нитратов образуется смесь азотсодержащих продуктов NO 2 , NO, N 2 O, N 2 или NH 3 с преобладанием одного из них в зависимости от вида восстановителя, температуры, реакции среды и др. факторов.
Промышленные методы получения нитратов основаны на поглощении NH 3 растворами HNO 3 (для NH 4 NO 3) или на поглощении нитрозных газов (NO + NO 2) растворами щелочей или карбонатов (для нитратов щелочных металлов, Са, Mg, Ba), а также на разнообразных обменных реакциях солей металлов с HNO 3 или нитратами щелочных металлов. В лаборатории для получения безводных нитратов используют реакции переходных металлов или их соединений с жидким N 2 O 4 и его смесями с органическими растворителями либо реакции с N 2 O 5 .
Нитраты Na, К (натриевая и калиевая селитры) встречаются в виде природных залежей.
Нитраты применяют во многих отраслях промышленности. Аммония нитрит (аммиачная селитра) - основное азотсодержащее удобрение; в качестве удобрений используют также нитраты щелочных металлов и Са. Нитраты - компоненты ракетных топлив, пиротехнических составов, травильных растворов при крашении тканей; их используют для закалки металлов, консервации пищевых продуктов, как лекарственные средства и для получения оксидов металлов.
Нитраты токсичны. Вызывают отек легких, кашель, рвоту, острую сердечно-сосудистую недостаточность и др. Смертельная доза нитратов для человека 8-15 г, допустимое суточное потребление 5 мг/кг. Для суммы нитратов Na, К, Са, NH3 ПДК: в воде 45 мг/л", в почве 130 мг/кг (класс опасности 3); в овощах и фруктах (мг/кг)-картофель 250, капуста белокочанная поздняя 500, морковь поздняя 250, свекла 1400, лук репчатый 80, кабачки 400, дыни 90, арбузы, виноград, яблоки, груши 60. Несоблюдение агротехнических рекомендаций, избыточное внесение удобрений резко увеличивает содержание нитратов в с.-х. продуктах, поверхностном стоке с полей (40-5500 мг/л), грунтовых водах.
5.Нитриты, соли азотистой кислоты НNО 2 . Используют прежде всего нитриты щелочных металлов и аммония, меньше - щелочно-земельных и Зd -металлов, Рb и Ag. О ннитритах остальных металлов имеются только отрывочные сведения.
Нитриты металлов в степени окисления +2 образуют кристалогидраты с одной, двумя или четырьмя молекулами воды. Нитриты образуют двойные и тройные соли, напр. CsNO 2 AgNO 2 или Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2 , а также комплексные соединения, например Na 3 .
Кристаллические структуры известны лишь для нескольких безводных нитритов. Анион NO 2 имеет нелинейную конфигурацию; угол ONO 115°, длина связи Н-О 0,115 нм; тип связи М-NO 2 ионно-ковалентный.
Хорошо растворимы в воде нитриты К, Na, Ba, плохо - нитриты Ag, Hg, Сu. С повышением температуры растворимость нитритов увеличивается. Почти все нитриты плохо растворимы в спиртах, эфирах и малополярных растворителях.
Нитриты термически малоустойчивы; плавятся без разложения только нитриты щелочных металлов, нитриты остальных металлов разлагаются при 25-300 °С. Механизм разложение нитритов сложен и включает ряд параллельно-последовательных реакций. Основные газообразные продукты разложения - NO, NO 2 , N 2 и О 2 , твёрдые - оксид металла или элементный металл. Выделение большого количества газов обусловливает взрывное разложение некоторых нитритов, например NH 4 NO 2 , который разлагается на N 2 и Н 2 О.
Характерные особенности нитритов связаны с их термической нестойкостью и способностью нитрит-иона быть как окислителем, так и восстановителем, в зависимости от среды и природы реагентов. В нейтральной среде нитриты обычно восстанавливаются до NO, в кислой окисляются до нитратов. Кислород и СО 2 не взаимодействуют с твердыми нитритами и их водными растворами. Нитриты способствуют разложению азотсодержащих органических веществ, в частности аминов, амидов и др. С органическими галогенидами RXН. реагируют с образованием как нитритов RONO, так и нитросоединений RNO 2 .
Промышленное получение нитритов основано на абсорбции нитрозного газа (смеси NO + NO 2) растворами Na 2 CO 3 или NaOH с последовательной кристализацией NaNO 2 ; нитриты остальных металлоов в промышленности и лабораториях получают обменной реакцией солей металлов с NaNO 2 или восстановлением нитратов этих металлов.
Нитриты применяют для синтеза азокрасителей, в производстве капролактама, в качестве окислителей и восстановителей в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности, как консерванты пищевых продуктов. Нитриты например NaNО 2 и KNO 2 , токсичны, вызывают головную боль, рвоту, угнетают дыхание и т.д. При отравлении NaNO 2 в крови образуется метгемоглобин, повреждаются мембраны эритроцитов. Возможно образование нитрозаминов из NaNO 2 и аминов непосредственно в желудочно-кишечном тракте.
6.Сульфаты, соли серной кислоты. Известны средние сульфаты с анионом SO 4 2- кислые, или гидросульфаты, с анионом HSO 4 - , основные, содержащие наряду с анионом SO 4 2- - группы ОН, например Zn 2 (OH) 2 SO 4 . Существуют также двойные сульфаты, включающие два различных катиона. К ним относят две большие группы сульфатов - квасцы, а также шениты M 2 Э(SO 4) 2 6H 2 O, где М-однозарядный катион, Э - Mg, Zn и другие двухзарядные катионы. Известен тройной сульфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O(минерал полигалит), двойные основные сульфаты, например минералы групп алунита и ярозита M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al(OH 3 и M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3 , где М - однозарядный катион. Сульфаты могут входить в состав смешанных солей, напр. 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (минерал беркеит), MgSO 4 KCl 3H 2 O (каинит).
Сульфаты - кристаллические вещества, средние и кислые в большенстве случаев хорошо растворимы в воде. Малорастворимы сульфаты кальции, стронция, свинца и некоторые др., практически нерастворимы BaSO 4 , RaSO 4 . Основные сульфаты, как правило, малорастворимы или практически нерастворимы, или гидролизуются водой. Из водных растворов сульфаты могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов. Кристаллогидраты некоторых тяжелых металлов называются купоросами; медный купорос СuSO 4 5H 2 O, железный купорос FeSO 4 7Н 2 О.
Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы, в то время как кислые сульфаты при нагревании разлагаются, превращаясь в пиросульфаты: 2KHSO 4 = Н 2 О + K 2 S 2 O 7 . Средние сульфаты др. металлов, а также основные сульфаты при нагревании до достаточно высоких температур, как правило, разлагаются с образованием оксидов металлов и выделением SO 3 .
Сульфаты широко распространены в природе. Они встречаются в виде минералов, например гипс CaSO 4 H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 О, а также входят в состав морской и речной воды.
Многие сульфаты могут быть получены при взаимодействии H 2 SO 4 с металлами, их оксидами и гидроксидами, а также разложением солей летучих кислот серной кислотой.
Неорганические сульфаты находят широкое применение. Например, аммония сульфат -азотное удобрение, натрия сульфат используют в стекольной, бумажной промышленности, производстве вискозы и др. Природные сульфатные минералы - сырье дм промышленного получения соединений различных металлов, строит, материалов и др.
7.Сульфиты, соли сернистой кислоты H 2 SO 3 . Различают средние сульфиты с анионом SO 3 2- и кислые (гидросульфиты) с анионом HSO 3 - . Средние сульфиты - кристаллические вещества. Сульфиты аммония и щелочных металлов хорошо растворимы в воде; растворимость (г в 100 г): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °С), К 2 SО 3 106,7 (20 °С). В водных растворах образуют гидросульфиты. Сульфиты щелочно-земельных и некоторых др. металлов практически не растворимы в воде; растворимость MgSO 3 1 г в 100 г (40°С). Известны кристаллогидраты (NH 4) 2 SO 3 Н 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, К 2 SO 3 2Н 2 O, MgSO 3 6H 2 O и др.
Безводные сульфиты при нагревании без доступа воздуха в запаянных сосудах диспропорционируют на сульфиды и сульфаты, при нагревании в токе N 2 теряют SO 2 , а при нагревании на воздухе легко окисляются до сульфатов. С SO 2 в водной среде средние сульфиты образуют гидросульфиты. Сульфиты - относительно сильные восстановители, окисляются в растворах хлором, бромом, Н 2 О 2 и др. до сульфатов. Разлагаются сильными кислотами (например, НС1) с выделением SO 2 .
Кристаллические гидросульфиты известны для К, Rb, Cs, NH 4 + , они малоустойчивы. Остальные гидросульфиты существуют только в водных растворах. Плотность NH 4 HSO 3 2,03 г/см 3 ; растворимость в воде (г в 100 г): NH 4 HSО 3 71,8 (0°С), КНSO 3 49 (20 °С).
При нагревании кристаллических гидросульфитов Na или К либо при насыщении SO 2 кишящего раствора пульпы M 2 SO 3 , образуются пиросульфиты (устаревшее -метабисульфиты) М 2 S 2 O 5 - соли неизвестной в свободном состоянии пиросернистой кислоты H 2 S 2 O 5 ; кристаллы, малоустойчивы; плотность (г/см 3): Na 2 S 2 O 5 1,48, К 2 S 2 O 5 2,34; выше ~ 160 °С разлагаются с выделением SO 2 ; растворяются в воде (с разложением до HSO 3 -), растворимость (г в 100 г): Na 2 S 2 O 5 64,4, К 2 S 2 O 5 44,7; образуют гидраты Na 2 S 2 O 5 7H 2 O и ЗК 2 S 2 O 5 2Н 2 О; восстановители.
Средние сульфиты щелочных металлов получают взаимодействием водного раствора М 2 СО 3 (или МОН) с SO 2 , a MSO 3 - пропусканием SO 2 через водную суспензиюMCO 3 ; используют в основном SO 2 из отходящих газов контактных сернокислотных производств. Сульфиты применяют при отбеливании, крашении и печатании тканей, волокон, кож для консервирования зерна, зеленых кормов, кормовых промышленных отходов (NaHSO 3 ,
Na 2 S 2 О 5). CaSO 3 и Са(НSO 3) 2 - дезинфицирующие средства в виноделии и сахарной промышленности. NaНSO 3 , MgSO 3 , NН 4 НSO 3 - компоненты сульфитного щелока при варке целлюлозы; (NH 4) 2 SO 3 - поглотитель SO 2 ; NaHSO 3 - поглотитель H 2 S из отходящих газов производств, восстановитель в производстве сернистых красителей. K 2 S 2 O 5 - компонент кислых фиксажей в фотографии, антиоксидант, антисептик.
Методы разделения смесей
Фильтрование, разделение неоднородных систем жидкость - твердые частицы (суспензии) и газ - твердые частицы при помощи пористых фильтровальных перегородок (ФП), пропускающих жидкость или газ, но задерживающих твердые частицы. Движущая сила процесса - разность давлений по обе стороны ФП.
При разделении суспензий твердые частицы обычно образуют на ФП слой влажного осадка, который при необходимости промывают водой или др. жидкостью, а также обезвоживают, продувая через него воздух или другой газ. Фильтрование производят при постоянной разности давлений или при постоянной скорости процесса w (кол-во фильтрата в м 3 , проходящее через 1 м 2 поверхности ФП в единицу времени). При постоянной разности давлений суспензию подают на фильтр под действием вакуума или избыточного давления, а также поршневым насосом; при использованние центробежного насоса разность давлений повышается, а скорость процесса понижается.
В зависимости от концентрации суспензий различают несколько видов фильтрования. При концентрации более 1% фильтрование происходит с образованием осадка, а при концентрации менее 0,1% - с закупориванием пор ФП (осветление жидкостей). Если на ФП не образуется достаточно плотный слой осадка и в фильтрат попадают твердые частицы, фильтруют с использованием тонкодисперсных вспомогательных материалов (диатомит, перлит), которые предварительно наносят на ФП или добавляют к суспензии. При начальной концентрации менее 10% возможно частичное разделение и сгущение суспензий.
Различают фильтры непрерывного и периодического действия. Для последних основные стадии работы - фильтрование, промывка осадка, его обезвоживание и разгрузка. При этом применима оптимизация по критериям наибольшей производительности и наименьших затрат. Если промывку и обезвоживание не производят, a гидравлическим сопротивлением перегородки можно пренебречь, то наибольшая производительность достигается, когда время фильтрования равно продолжительности вспомогательных операций.
Применимы гибкие ФП из хлопчато-бумажных, шерстяных, синтетических и стеклянных тканей, а также нетканые ФП из природных и синтетических волокон и негибкие - керамические, металлокерамические и пенопластовые. Направления движения фильтрата и действия силы тяжести могут быть противоположными, совпадать или быть взаимно перпендикулярными.
Конструкции фильтров разнообразны. Одна из наиболее распространенных - вращающийся барабанный вакуум-фильтр (см. рис.) непрерывного действия, в котором направления движения фильтрата и действия силы тяжести противоположны. Секция распределительного устройства соединяет зоны I и II с источником вакуума и зоны III и IV - с источником сжатого воздуха. Фильтрат и промывная жидкость из зон I и II поступают в отдельные приемники. Получил распространение также автоматизированный фильтрпресс периодического действия с горизонтальными камерами, фильтровальной тканью в виде бесконечной ленты и эластичными мембранами для обезвоживания осадка прессованием. На нем выполняются чередующиеся операции заполнения камер суспензией, фильтрования, промывки и обезвоживания осадка, разъединения соседних камер и удаление осадка.
Таблица растворимости солей, кислот и оснований – фундамент, без которого невозможно полноценное освоение химических знаний. Растворимость оснований и солей помогает в обучении не только школьникам, но и профессиональным людям. Создание многих продуктов жизнедеятельности не может обойтись без данных знаний.
Таблица растворимости кислот, солей и оснований в воде
Таблица растворимости солей и оснований в воде – это пособие, которое помогает в освоении химических основ. Разобраться с представленной ниже таблицей помогут следующие примечания.
- Р – указывает на растворимое вещество;
- Н – не растворимое вещество;
- М – вещество мало растворяется в водной среде;
- РК – вещество способно растворятся только при воздействии сильных органических кислот;
- Прочерк будет говорить о том, что такого существа не существует в природе;
- НК – не растворяется ни в кислотах, ни в воде;
- ? – вопросительный знак говорит о том, что на сегодняшний день нет точных сведений о растворении вещества.
Зачастую таблицу используют химики и школьники, студенты для проведения лабораторных исследований, в ходе которых необходимо установить условия протекания определённых реакций. По таблице получается обнаружить, как поведёт себя вещество в соляной или кислотной среде, возможно ли появление осадка. Осадок при проведении исследований и опытов говорит о необратимости реакции. Это существенный момент, который может повлиять на ходе всей лабораторной работы.
СОЛИ, класс химических соединений. Общепринятого определения понятия “Соли”, так же как и терминов “кислоты и основания”, продуктами взаимодействием которых соли являются, в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как продукты замещения протонов водорода кислоты на ионы металлов, NH 4 + , СН 3 NН 3 + и др. катионы или групп ОН основания на анионы кислот (напр., Cl - , SO 4 2-).
Классификация
Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na 2 SO 4 , MgCl 2 , неполного-кислые или основные соли, например KHSO 4 , СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO 4) 2 12H 2 O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K 4 .
Физические свойства
Типичные соли - кристаллические вещества с ионной структурой, например CsF Существуют также ковалентные соли, например АlСl 3 . В действительности характер химической связи,v многих солей смешанный.
По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К растворимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитраты, ацетаты и хлориды, за исключением солей поливалентных металлов, гидролизующихся в воде, многие кислые соли.
Растворимость солей в воде при комнатной температуре
| Кати- оны | Анионы | |||||||||
| F - | Cl - | Br - | I - | S 2- | NO 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| K + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| NH 4 + | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| Mg 2+ | РК | Р | Р | Р | М | Р | Н | РК | Р | РК |
| Ca 2+ | НК | Р | Р | Р | М | Р | Н | РК | М | РК |
| Sr 2+ | НК | Р | Р | Р | Р | Р | Н | РК | РК | РК |
| Ba 2+ | РК | Р | Р | Р | Р | Р | Н | РК | НК | РК |
| Sn 2+ | Р | Р | Р | М | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Pb 2+ | Н | М | М | М | РК | Р | Н | Н | Н | Н |
| Al 3+ | М | Р | Р | Р | Г | Р | Г | НК | Р | РК |
| Cr 3+ | Р | Р | Р | Р | Г | Р | Г | Н | Р | РК |
| Mn 2+ | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Fe 2+ | М | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Fe 3+ | Р | Р | Р | - | - | Р | Г | Н | Р | РК |
| Co 2+ | М | Р | Р | Р | Н | Р | Н | Н | Р | Н |
| Ni 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Cu 2+ | М | Р | Р | - | Н | Р | Г | Н | Р | Н |
| Zn 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Cd 2+ | Р | Р | Р | Р | РК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Hg 2+ | Р | Р | М | НК | НК | Р | Н | Н | Р | Н |
| Hg 2 2+ | Р | НК | НК | НК | РК | Р | Н | Н | М | Н |
| Ag + | Р | НК | НК | НК | НК | Р | Н | Н | М | Н |
Условные обозначения:
Р - вещество хорошо растворимо в воде; М - малорастворимо; Н - практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.
В водных растворах соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и(или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.
Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг 2 ЗС 2 Н 5 ОН.
Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.
Общие способы синтеза солей.
1. Получение средних солей:
1) металла с неметаллом: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) основного оксида с кислотой CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) основания с кислотным оксидом Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) основания с кислотой: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) соли с кислотой: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) растворов двух солей 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Получение кислых солей:
1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O
2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3. Получение основных солей:
1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Получение комплексных солей:
1. Реакции солей с лигандами: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Получение двойных солей:
1. Совместная кристаллизация двух солей:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Химические свойства кислых солей:
Термическое разложение с образованием средней соли
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Химические свойства основных солей:
Термическое разложение. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Химические свойства комплексных солей:
1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:
2Cl + K 2 S = CuS + 2KCl + 4NH 3
2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5. Химические свойства двойных солей:
Взаимодействие с растворами щелочей: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Восстановление: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, разб. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Сырьем для промышленного получения ряда солей-хлоридов, сульфатов, карбонатов, боратов Na, К, Са, Mg служат морская и океаническая вода, природные рассолы, образующиеся при ее испарении, и твердые залежи солей. Для группы минералов, образующих осадочные солевые месторождения (сульфатов и хлоридов Na, К и Mg), применяют условное название “природные соли”. Наиболее крупные месторождения калиевых солей находятся в России (Соликамск), Канаде и Германии, мощные залежи фосфатных руд - в Северной Африке, России и Казахстане, NaNO3 - в Чили.
Соли используют в пищевой, химической, металлургической, стекольной, кожевенной, текстильной промышленности, в сельском хозяйстве, медицине и т. д.
Основные виды солей
1. Бораты (оксобораты), соли борных кислот: метаборной НВО 2 , ортоборной Н 3 ВО 3 и не выделенных в свободном состоянии полиборных. По числу атомов бора в молекуле делятся на моно-, ди, тетра-, гексабораты и т. д. Бораты называют также по образующим их кислотам и по числу молей В 2 О 3 , приходящемуся на 1 моль основного оксида. Так различные метабораты могут быть названы моноборатами, если содержат анион В(ОН) 4 или цепочечный анион {ВО 2 } n n- диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В 2 О 3 (OН) 2 } n 2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В 3 О 6) 3- .
