Znana jest duża liczba reakcji prowadzących do powstania soli. Przedstawiamy najważniejsze z nich.
1. Reakcja kwasów z zasadami (Reakcja neutralizacji):
NaOH + HNIE 3 = NaNIE 3 + H 2 O
Glin(Oh) 3 + 3HC1 =AlCl 3 + 3 godz 2 O
2. Oddziaływanie metali z kwasami:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Zn+ H 2 SO 4 razb. = ZnSO 4 + H 2
3. Oddziaływanie kwasów z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi:
ZuO+ H 2 WIĘC 4 = CUSO 4 + H 2 O
ZnO + 2 HCl = ZnZja 2 + H 2 O
4. Oddziaływanie kwasów z solami:
FeCl 2 + H 2 S = FeS + 2 HCl
AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3
Ba(NIE 3 ) 2 + H 2 WIĘC 4 = BaSO 4 + 2HNO 3
5. Interakcja roztworów dwóch różnych soli:
BaCl 2 + Na 2 WIĘC 4 = WaWIĘC 4 + 2Njakja
Pb(NIE 3 ) 2 + 2NaCl =RbZ1 2 + 2NaNO 3
6. Oddziaływanie zasad z tlenkami kwasowymi (zasady z tlenkami amfoterycznymi):
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O,
2 Ni on (TELEWIZJA) + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O
7. Oddziaływanie tlenków zasadowych z kwaśnymi:
SaO+SiO 2
SaSiO 3
Na 2 O+SO 3 = Na 2 WIĘC 4
8. Oddziaływanie metali z niemetalami:
2K + C1 2 = 2KS1
Fe+S
FmiS
9. Oddziaływanie metali z solami.
Cu + Hg (NO 3 ) 2 = Hg + Cu (NIE 3 ) 2
Pb(NIE 3 ) 2 + Zn =Rb + Zn(NO 3 ) 2
10. Oddziaływanie roztworów alkalicznych z roztworami soli
CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl
NaHCO 3 + NaOH = Na 2 WSPÓŁ 3 + H 2 O
Stosowanie soli.
Szereg soli to związki niezbędne w znacznych ilościach do zapewnienia żywotnej aktywności organizmów zwierzęcych i roślinnych (sole sodowe, potasowe, wapniowe, a także sole zawierające pierwiastki azot i fosfor). Poniżej na przykładach poszczególnych soli przedstawiono obszary zastosowań przedstawicieli tej klasy związków nieorganicznych, m.in. w przemyśle naftowym.
NaC1- chlorek sodu (sól jadalna, sól kuchenna). O szerokim zastosowaniu tej soli świadczy fakt, że światowa produkcja tej substancji wynosi ponad 200 milionów ton.
Sól ta ma szerokie zastosowanie w przemyśle spożywczym, służy jako surowiec do produkcji chloru, kwasu solnego, wodorotlenku sodu, sody kalcynowanej (Na 2 WSPÓŁ 3 ). Chlorek sodu znajduje różnorodne zastosowanie w przemyśle naftowym, np. jako dodatek do płuczek wiertniczych w celu zwiększenia gęstości, zapobiegania tworzeniu się kawern podczas wiercenia studni, jako regulator czasu wiązania cementowych kompozycji zalewowych, w celu obniżenia zamarzania punkt (przeciw zamarzaniu) wiertnic i zaczynów cementowych.
KS1- chlorek potasu. Zawarte w składzie płuczki wiertnicze pomagają utrzymać stabilność ścian studni w skałach ilastych. W znacznych ilościach chlorek potasu stosowany jest w rolnictwie jako makronawóz.
Na 2 WSPÓŁ 3 - węglan sodu (soda). Zawarte w mieszankach do produkcji szkła, detergentów. Odczynnik zwiększający alkaliczność środowiska, poprawiający jakość glin do glinianych płuczek wiertniczych. Służy do usuwania twardości wody podczas jej przygotowania do użytku (na przykład w kotłach), jest szeroko stosowany do oczyszczania gazu ziemnego z siarkowodoru oraz do produkcji odczynników do wiercenia i zawiesin cementowych.
Glin 2 (WIĘC 4 ) 3 - siarczan glinu. Składnik płuczek wiertniczych, koagulant do oczyszczania wody z drobnych zawieszonych cząstek, składnik mieszanin lepkosprężystych do izolacji stref strat w odwiertach naftowych i gazowych.
Na 2 W 4 O 7 - tetraboran sodu (boraks). Jest skutecznym środkiem - opóźniaczem wiązania zapraw cementowych, inhibitorem termooksydacyjnej destrukcji odczynników ochronnych na bazie eterów celulozy.
BaSO 4 - siarczan baru (baryt, ciężki dźwigar). Jest stosowany jako środek obciążnikowy ( 4,5 g / cm 3) do wiercenia i zaczynów cementowych.
Fe 2 WIĘC 4 - siarczan żelazawy (P) (witriol żelaza). Służy do otrzymywania lignosulfonianu żelazochromu - odczynnika-stabilizatora płynów wiertniczych, składnika wysokosprawnych płynów wiertniczych emulsyjnych na bazie oleju.
FeK1 3 - chlorek żelaza (III). W połączeniu z alkaliami służy do oczyszczania wody z siarkowodoru podczas wiercenia studni wodą, do wstrzykiwania do formacji zawierających siarkowodór w celu zmniejszenia ich przepuszczalności, jako dodatek do cementów w celu zwiększenia ich odporności na siarkowodór, do oczyszczania wody z zawieszonych cząstek.
CaCO 3 - węglan wapnia w postaci kredy, wapienia. Jest surowcem do produkcji wapna palonego CaO i wapna gaszonego Ca(OH) 2 . Stosowany w metalurgii jako topnik. Wykorzystywany jest przy wierceniu odwiertów naftowych i gazowych jako środek obciążnikowy i wypełniacz płuczek wiertniczych. Węglan wapnia w postaci marmuru o określonej wielkości cząstek jest stosowany jako środek do podsadzki w szczelinowaniu hydraulicznym formacji produkcyjnych w celu zwiększenia wydobycia ropy naftowej.
CaSO 4 - Siarczan wapnia. W postaci alabastru (2СаSO 4 · Н 2 О) ma szerokie zastosowanie w budownictwie, wchodzi w skład szybkoutwardzalnych mieszanek spoiwowych do izolacji stref absorpcji. Dodany do płuczek wiertniczych w postaci anhydrytu (CaSO 4) lub gipsu (CaSO 4 · 2H 2 O) nadaje stabilność wierconym skałom ilastym.
CaCl 2 - chlorek wapnia. Służy do przygotowania roztworów wiertniczych i iniekcyjnych do wiercenia niestabilnych skał, znacznie obniża temperaturę zamarzania roztworów (środek przeciw zamarzaniu). Służy do tworzenia błotów o dużej gęstości, które nie zawierają fazy stałej, skutecznie otwierając formacje produkcyjne.
Na 2 SiO 3 - krzemian sodu (szkło rozpuszczalne). Służy do mocowania gruntów niestabilnych, do sporządzania mieszanek szybkowiążących do izolacji stref absorpcji. Jest stosowany jako inhibitor korozji metali, składnik niektórych cementów wiertniczych i roztworów buforowych.
AgNO 3 - azotan srebra. Wykorzystywany jest do analiz chemicznych, w tym wód złożowych oraz filtratów płuczki wiertniczej na zawartość jonów chloru.
Na 2 WIĘC 3 - siarczyn sodu. Służy do chemicznego usuwania tlenu (odpowietrzania) z wody w celu zwalczania korozji podczas wtłaczania ścieków. Do hamowania termooksydacyjnej degradacji odczynników ochronnych.
Na 2 Cr 2 O 7 - dwuchromian sodu. Jest stosowany w przemyśle naftowym jako wysokotemperaturowy reduktor lepkości płynów wiertniczych, inhibitor korozji aluminium, do przygotowania szeregu odczynników.
5.Azotyny, sole kwasu azotawego HNO 2 . Przede wszystkim stosuje się azotyny metali alkalicznych i amonu, mniej metali ziem alkalicznych i Zd, Pb i Ag. Istnieją tylko fragmentaryczne informacje o azotynach innych metali.Azotyny metali na stopniu utlenienia +2 tworzą hydraty kryształów z jedną, dwiema lub czterema cząsteczkami wody. Na przykład azotyny tworzą sole podwójne i potrójne. CsNO2. AgNO 2 lub Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2 , a także związki kompleksowe, takie jak Na 3 .
Struktury krystaliczne znane są tylko z kilku bezwodnych azotynów. Anion NO2 ma konfigurację nieliniową; kąt ONO 115°, długość wiązania H–O 0,115 nm; typ wiązania M-NO 2 jest jonowo-kowalencyjny.
Azotyny K, Na, Ba są dobrze rozpuszczalne w wodzie, azotyny Ag, Hg, Cu są słabo rozpuszczalne. Wraz ze wzrostem temperatury wzrasta rozpuszczalność azotynów. Prawie wszystkie azotyny są słabo rozpuszczalne w alkoholach, eterach i rozpuszczalnikach o niskiej polarności.
Azotyny są niestabilne termicznie; topić bez rozkładu tylko azotyny metali alkalicznych, azotyny innych metali rozkładają się w temperaturze 25-300 °C. Mechanizm rozkładu azotynów jest złożony i obejmuje szereg równoległych reakcji sekwencyjnych. Głównymi gazowymi produktami rozkładu są NO, NO 2, N 2 i O 2, stałe to tlenek metalu lub metal pierwiastkowy. Uwolnienie dużej ilości gazów powoduje wybuchowy rozkład niektórych azotynów, np. NH 4 NO 2, który rozkłada się na N 2 i H 2 O.
Charakterystyczne cechy azotynów związane są z ich niestabilnością termiczną oraz zdolnością jonu azotynowego do bycia zarówno środkiem utleniającym, jak i redukującym, w zależności od medium i charakteru odczynników. W środowisku obojętnym azotyny są zwykle redukowane do NO, w środowisku kwaśnym utleniają się do azotanów. Tlen i CO 2 nie oddziałują ze stałymi azotynami i ich roztworami wodnymi. Azotyny przyczyniają się do rozkładu substancji organicznych zawierających azot, w szczególności amin, amidów itp. Z halogenkami organicznymi RXH. reagują, tworząc azotyny RONO i nitrozwiązki RNO 2 .
Przemysłowa produkcja azotynów oparta jest na absorpcji gazu podazotowego (mieszanina NO + NO 2) z roztworami Na 2 CO 3 lub NaOH z sukcesywną krystalizacją NaNO 2; azotyny innych metali w przemyśle i laboratoriach otrzymuje się w wyniku reakcji wymiany soli metali z NaNO 2 lub redukcji azotanów tych metali.
Azotyny są wykorzystywane do syntezy barwników azowych, w produkcji kaprolaktamu, jako utleniacze i redukujące w przemyśle gumowym, tekstylnym i metalurgicznym, jako konserwanty żywności. Azotyny takie jak NaNO 2 i KNO 2 są toksyczne, powodując bóle głowy, wymioty, depresję oddechową itp. Gdy NaNO 2 jest zatruty, we krwi tworzy się methemoglobina, błony erytrocytów ulegają uszkodzeniu. Być może powstawanie nitrozoamin z NaNO 2 i amin bezpośrednio w przewodzie pokarmowym.
6.Siarczany, sole kwasu siarkowego. Średnie siarczany z anionem SO 4 2- to znane, kwaśne lub wodorosiarczany, z anionem HSO 4 - zasadowym, zawierające wraz z anionem SO 4 2- - OH grupy np. Zn 2 (OH) 2 SO 4. Istnieją również podwójne siarczany, które zawierają dwa różne kationy. Należą do nich dwie duże grupy siarczanów - ałun, a także chenity M 2 E (SO 4) 2. 6H2O, gdzie M oznacza jednokrotnie naładowany kation, E oznacza Mg, Zn i inne podwójnie naładowane kationy. Znany potrójny siarczan K 2 SO 4 . MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (polihalit mineralny), siarczany dwuzasadowe, takie jak minerały z grup ałunitowych i jarozytowych M 2 SO 4 . Al 2 (SO 4) 3 . 4Al (OH 3 i M 2 SO 4 CO3 (mineralny berkeit), MgSO4.KCl.3H2O (kainit).
Siarczany to substancje krystaliczne, średnie i kwaśne, w większości przypadków dobrze rozpuszczalne w wodzie. Słabo rozpuszczalne siarczany wapnia, strontu, ołowiu i niektórych innych, praktycznie nierozpuszczalne BaSO 4 , RaSO 4 . Siarczany zasadowe są zwykle słabo rozpuszczalne lub praktycznie nierozpuszczalne lub hydrolizowane przez wodę. Siarczany mogą krystalizować z roztworów wodnych w postaci krystalicznych hydratów. Krystaliczne hydraty niektórych metali ciężkich nazywane są witriolami; siarczan miedzi CuSO 4. 5H 2 O, siarczan żelazawy FeSO 4. 7H2O.
Średnie siarczany metali alkalicznych są stabilne termicznie, podczas gdy siarczany kwasowe rozkładają się po podgrzaniu, zamieniając się w pirosiarczany: 2KHSO4 \u003d H2O + K2S2O7. Średnie siarczany innych metali, a także siarczany zasadowe, po podgrzaniu do wystarczająco wysokich temperatur, z reguły rozkładają się z tworzeniem tlenków metali i uwalnianiem SO 3 .
Siarczany są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie. Występują jako minerały, takie jak gips CaSO 4 . H2O, mirabilit Na2SO4. 10H 2 O, a także są częścią wód morskich i rzecznych.
Wiele siarczanów można otrzymać przez oddziaływanie H 2 SO 4 z metalami, ich tlenkami i wodorotlenkami, a także przez rozkład soli lotnych kwasów kwasem siarkowym.
Siarczany nieorganiczne są szeroko stosowane. Na przykład siarczan amonu jest nawozem azotowym, siarczan sodu jest stosowany w przemyśle szklarskim, papierniczym, produkcji wiskozy itp. Naturalne minerały siarczanowe są surowcami do przemysłowej produkcji związków różnych metali, materiałów budowlanych itp.
7. Siarczyny, sole kwasu siarkawego H 2 SO 3. Istnieją średnie siarczyny z anionem SO 3 2- oraz kwaśne (podsiarczyny) z anionem HSO 3 -. Średnie siarczyny to substancje krystaliczne. Siarczyny amonu i metali alkalicznych są dobrze rozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność (g w 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13° C), K 2 SO 3 106,7 (20° C). W roztworach wodnych tworzą podsiarczyny. Siarczyny ziem alkalicznych i niektórych innych metali są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie; rozpuszczalność MgSO3 1 g w 100 g (40°C). Hydraty kryształów (NH 4) 2 SO 3 są znane. H2O, Na2SO3. 7H2O, K2SO3. 2H2O, MgSO3. 6H2O itp.
Bezwodne siarczyny po podgrzaniu bez dostępu powietrza w zamkniętych naczyniach dysproporcjonują do siarczków i siarczanów, po podgrzaniu w strumieniu N2 tracą SO2, a po podgrzaniu na powietrzu łatwo utleniają się do siarczanów. Z SO 2 w środowisku wodnym średnie siarczyny tworzą podsiarczyny. Siarczyny są stosunkowo silnymi środkami redukującymi, utleniają się w roztworach chloru, bromu, H2O2 itp. do siarczanów. Są rozkładane przez silne kwasy (na przykład HC1) z uwolnieniem SO 2.
Krystaliczne podsiarczyny znane są z K, Rb, Cs, NH 4 +, są niestabilne. Inne podsiarczyny występują tylko w roztworach wodnych. Gęstość NH4HSO3 2,03 g/cm3; rozpuszczalność w wodzie (g na 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Gdy krystaliczne wodorosiarczyny Na lub K są ogrzewane, lub gdy zawiesinowy roztwór pulpy M 2 SO 3 jest nasycony SO 2, powstają pirosiarczyny (przestarzałe - pirosiarczyny) M 2 S 2 O 5 - sole kwasu pirosiarawego nieznane na wolnym stan H2S2O5; kryształy, niestabilne; gęstość (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; powyżej ~ 160 °С rozkładają się z uwolnieniem SO 2; rozpuścić w wodzie (z rozkładem do HSO 3 -), rozpuszczalność (g na 100 g): 64,4 Na2S2O, K2S2O5 44,7; tworzą hydraty Na2S2O5. 7H2O i ZK2S2O5. 2H2O; środki redukujące.
Siarczyny średnich metali alkalicznych otrzymuje się w reakcji wodnego roztworu M2CO3 (lub MOH) z SO2 i MSO3 przez przepuszczenie SO2 przez wodną zawiesinę MCO3; głównie SO 2 jest wykorzystywany z gazów odlotowych z produkcji kontaktowej kwasu siarkowego. Siarczyny stosuje się do bielenia, barwienia i drukowania tkanin, włókien, skór do konserwacji ziarna, zielonki, przemysłowych odpadów paszowych (NaHSO 3 ,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 - środki dezynfekujące w przemyśle winiarskim i cukrowniczym. NaНSO 3 , MgSO 3 , NH 4 НSO 3 - składniki ługu posiarczynowego podczas roztwarzania; (NH 4) 2SO 3 - absorber SO 2; NaHSO 3 jest absorberem H 2 S z produkcyjnych gazów odlotowych, reduktorem w produkcji barwników siarkowych. K 2 S 2 O 5 - składnik utrwalaczy kwasów w fotografii, przeciwutleniacz, antyseptyk.
1) metal z niemetalem: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal z kwasem: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metal z roztworem soli mniej aktywnego metalu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) tlenek zasadowy z tlenkiem kwasowym: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) zasadowy tlenek z kwasem CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) zasady z tlenkiem kwasowym Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) zasady z kwasem: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) sole kwasów: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
9) roztwór zasadowy z roztworem soli: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) roztwory dwóch soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Otrzymywanie soli kwasowych:
1. Oddziaływanie kwasu z brakiem zasady. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Oddziaływanie zasady z nadmiarem tlenku kwasowego
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3) 2
3. Interakcja średniej soli z kwasem Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Otrzymywanie podstawowych soli:
1. Hydroliza soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas
ZnCl2 + H2O \u003d Cl + HCl
2. Dodawanie (kropla po kropli) niewielkich ilości alkaliów do roztworów średnich soli metali AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Oddziaływanie soli słabych kwasów z solami średnimi
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl
4. Otrzymywanie soli złożonych:
1. Reakcje soli z ligandami: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Zdobywanie soli podwójnych:
1. Łączna krystalizacja dwóch soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24 H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Reakcje redoks ze względu na właściwości kationu lub anionu. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2. Właściwości chemiczne soli kwasowych:
Rozkład termiczny do średniej soli
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Interakcja z alkaliami. Uzyskanie średniej soli.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
3. Właściwości chemiczne soli zasadowych:
Rozkład termiczny. 2 CO 3 \u003d 2 CuO + CO 2 + H 2 O
Oddziaływanie z kwasem: tworzenie średniej soli.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O Pierwiastek chemiczny- zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym i liczbie protonów, pokrywającej się z liczbą porządkową (atomową) w układzie okresowym. Każdy pierwiastek chemiczny ma swoją własną nazwę i symbol, które są podane w układzie okresowym pierwiastków Mendelejewa.
Formą istnienia pierwiastków chemicznych w postaci swobodnej są proste substancje(pojedynczy element).
Na ten moment(marzec 2013) Znanych jest 118 pierwiastków chemicznych (nie wszystkie są oficjalnie uznane).
Substancje chemiczne mogą składać się zarówno z jednego pierwiastka chemicznego (substancja prosta), jak i różnych (substancja złożona lub związek chemiczny).
Pierwiastki chemiczne tworzą około 500 prostych substancji. Zdolność jednego pierwiastka do istnienia w postaci różnych prostych substancji różniących się właściwościami nazywa się alotropią. W większości przypadków nazwy prostych substancji pokrywają się z nazwami odpowiednich pierwiastków (na przykład cynk, glin, chlor), jednak w przypadku istnienia kilku modyfikacji alotropowych nazwy prostej substancji i pierwiastka mogą różnią się na przykład tlenem (dwutlen, O2) i ozonem (O3); diament, grafit i szereg innych alotropowych modyfikacji węgla istnieje wraz z amorficznymi formami węgla.
Potwierdzona eksperymentalnie w 1927 r. dwoistość elektronu, który miał właściwości nie tylko cząstki, ale i fali, skłoniła naukowców do stworzenia nowej teorii budowy atomu, uwzględniającej obie te właściwości. Współczesna teoria budowy atomu opiera się na mechanice kwantowej.
Dwoistość właściwości elektronu przejawia się w tym, że z jednej strony ma on właściwości cząstki (ma pewną masę spoczynkową), z drugiej zaś jego ruch przypomina falę i może być opisana przez pewną amplitudę, długość fali, częstotliwość drgań itp. Dlatego nie można powiedzieć o żadnej konkretnej trajektorii elektronu - można tylko ocenić taki czy inny stopień prawdopodobieństwa jego przebywania w danym punkcie przestrzeni.
Dlatego orbitę elektronową należy rozumieć nie jako pewną linię ruchu elektronu, ale jako pewną część przestrzeni wokół jądra, w której prawdopodobieństwo przebywania elektronu jest największe. Innymi słowy, orbita elektronu nie charakteryzuje sekwencji ruchu elektronu z punktu do punktu, ale jest zdeterminowana prawdopodobieństwem znalezienia elektronu w pewnej odległości od jądra.
Francuski naukowiec L. de Broglie jako pierwszy mówił o obecności falowych właściwości elektronu. Równanie De Brogliego: =h/mV. Jeśli elektron ma właściwości falowe, wiązka elektronów musi doświadczyć efektów zjawiska dyfrakcji i interferencji. Falowy charakter elektronów potwierdzono obserwując dyfrakcję wiązki elektronów w strukturze sieci krystalicznej. Ponieważ elektron ma właściwości falowe, jego pozycja w objętości atomu nie jest określona. Pozycja elektronu w objętości atomowej jest opisana funkcją prawdopodobieństwa, jeśli jest zobrazowana w przestrzeni trójwymiarowej, to otrzymujemy ciała obrotowe (rys.).
Sole są produktem podstawienia atomów wodoru w kwasie na metal. Sole rozpuszczalne w sodzie dysocjują na kation metalu i anion reszty kwasowej. Sole dzielą się na:
Średni
Podstawowy
Złożony
Podwójnie
Mieszany
Średnie sole. Są to produkty całkowitego zastąpienia atomów wodoru w kwasie atomami metali lub grupą atomów (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.
Nazwy średnich soli pochodzą od nazw metali i kwasów: CuSO 4 – siarczan miedzi, Na 3 PO 4 – fosforan sodu, NaNO 2 – azotyn sodu, NaClO – podchloryn sodu, NaClO 2 – chloryn sodu, NaClO 3 – chloran sodu , NaClO 4 – nadchloran sodu, CuI – jodek miedzi(I), CaF 2 – fluorek wapnia. Trzeba też pamiętać o kilku trywialnych nazwach: sól kuchenna NaCl, azotan potasu KNO3, potas K2CO3, soda kalcynowana Na2CO3, soda krystaliczna Na2CO3∙10H2O, siarczan miedzi CuSO4, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O- boraks, Na 2 SO 4 . Sól 10H 2 O-Glaubera. Sole podwójne. to Sól zawierające dwa rodzaje kationów (atomy wodoru wielopodstawowy kwasy są zastąpione dwoma różnymi kationami): MgNH 4 PO 4 , KAl (SO 4 ) 2 , NaKSO 4 Sole podwójne jako pojedyncze związki występują tylko w postaci krystalicznej. Po rozpuszczeniu w wodzie są całkowiciedysocjować na jony metali i reszty kwasowe (jeśli sole są rozpuszczalne), na przykład:
NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-
Warto zauważyć, że dysocjacja soli podwójnych w roztworach wodnych odbywa się w 1 etapie. Aby nazwać sole tego typu, musisz znać nazwy anionu i dwóch kationów: MgNH4PO4 - fosforan magnezowo-amonowy.
sole złożone.Są to cząstki (neutralne cząsteczki lubjony ), które powstają w wyniku przyłączenia się do tego jon (lub atom) ), nazywa środek kompleksujący, neutralne cząsteczki lub inne jony zwane ligandy. Sole złożone dzielą się na:
1) Kompleksy kationowe
Cl 2 - dichlorek tetraaminocynku(II)
Cl2- di chlorek heksaaminokobaltu(II)
2) Kompleksy anionowe
K2- tetrafluoroberylan(II) potasu
Li-tetrahydroglinian(III) litu
K3-heksacyjanożelazian(III) potasu
Teorię budowy związków kompleksowych opracował szwajcarski chemik A. Werner.
Sole kwasowe są produktami niepełnej substytucji atomów wodoru w kwasach wielozasadowych kationami metali.
Na przykład: NaHCO3
Właściwości chemiczne:
Reaguj z metalami w szeregu napięć na lewo od wodoru.
2KHSO 4 + Mg → H 2 + Mg (SO) 4 + K 2 (SO) 4
Należy pamiętać, że w przypadku takich reakcji niebezpieczne jest przyjmowanie metali alkalicznych, ponieważ najpierw zareagują one z wodą z dużym uwolnieniem energii i nastąpi eksplozja, ponieważ wszystkie reakcje zachodzą w roztworach.
2NaHCO 3 + Fe → H 2 + Na 2 CO 3 + Fe 2 (CO 3) 3 ↓
Sole kwasowe reagują z roztworami zasad, tworząc sole średnie i wodę:
NaHCO3 +NaOH→Na2CO3 +H2O
2KHSO4 +2NaOH→2H2O+K2SO4 +Na2SO4
Sole kwasowe reagują z roztworami średnich soli w przypadku uwolnienia gazu, wytrącenia się osadu lub uwolnienia wody:
2KHSO 4 + MgCO 3 → MgSO 4 + K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
2KHSO4 +BaCl2 →BaSO4 ↓+K2SO4 +2HCl
Sole kwasowe reagują z kwasami, jeśli kwaśny produkt reakcji jest słabszy lub bardziej lotny niż dodany.
NaHCO3 +HCl→NaCl+CO2 +H2O
Sole kwasowe reagują z tlenkami zasadowymi z uwolnieniem wody i soli pośrednich:
2NaHCO 3 + MgO → MgCO 3 ↓ + Na 2 CO 3 + H 2 O
2KHSO 4 + BeO → BeSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Sole kwasowe (w szczególności wodorowęglany) rozkładają się pod wpływem temperatury:
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
Paragon fiskalny:
Sole kwasowe powstają, gdy zasada jest wystawiona na działanie nadmiaru roztworu kwasu wielozasadowego (reakcja neutralizacji):
NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O
Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O
Sole kwasowe powstają przez rozpuszczenie tlenków zasadowych w kwasach wielozasadowych:
MgO + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2 O
Sole kwasowe powstają, gdy metale rozpuszczają się w nadmiarze roztworu kwasu wielozasadowego:
Mg + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2
Sole kwasowe powstają w wyniku interakcji średniej soli i kwasu, który utworzył anion średniej soli:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3CaHPO 4
Sole podstawowe:
Sole zasadowe są produktem niepełnego podstawienia grupy hydroksylowej w cząsteczkach zasad polikwasowych na reszty kwasowe.
Przykład: MgOHNO3,FeOHCl.
Właściwości chemiczne:
Sole zasadowe reagują z nadmiarem kwasu, tworząc średnią sól i wodę.
MgOHNO 3 + HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O
Sole zasadowe rozkładają się pod wpływem temperatury:
2 CO 3 → 2 CuO + CO 2 + H 2 O
Otrzymywanie podstawowych soli:
Oddziaływanie soli słabych kwasów ze średnimi solami:
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
Hydroliza soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas:
ZnCl2 + H2O → Cl + HCl
Większość zasadowych soli jest słabo rozpuszczalna. Wiele z nich to na przykład minerały malachit Cu 2 CO 3 (OH) 2 i hydroksyapatyt Ca 5 (PO 4) 3 OH.
Właściwości soli mieszanych nie są objęte szkolnym kursem chemii, ale ważne jest, aby znać definicję.
Sole mieszane to sole, w których reszty kwasowe dwóch różnych kwasów są przyłączone do jednego kationu metalu.
Dobrym przykładem jest wybielacz Ca(OCl)Cl (wybielacz).
Nomenklatura:
1. Sól zawiera złożony kation
Najpierw kation jest nazwany, a następnie ligandy-aniony wchodzące do sfery wewnętrznej, zakończone na „o” ( Cl - - chlor, OH - -hydrokso), następnie ligandy, które są cząsteczkami obojętnymi ( NH3-amina, H2O -aquo).Jeśli jest więcej niż 1 identycznych ligandów, ich liczbę oznacza się cyframi greckimi: 1 - mono, 2 - di, 3 - trzy, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deca. Ten ostatni nazywa się jonem kompleksującym, wskazując jego wartościowość w nawiasach, jeśli jest zmienna.
[ Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-wodorotlenek srebra diaminy ( I)
[ Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2-chlorek dichloro o tetraamina kobaltu ( III)
2. Sól zawiera złożony anion.
Najpierw nazywa się ligandy anionowe, a następnie obojętne cząsteczki wchodzące do sfery wewnętrznej zakończone na „o”, wskazując ich liczbę w liczbach greckich. Ten ostatni nazywa się po łacinie jonem kompleksującym, z przyrostkiem „w”, wskazującym na wartościowość w nawiasach. Następnie zapisuje się nazwę kationu znajdującego się w sferze zewnętrznej, nie podaje się liczby kationów.
K 4 -heksacyjanożelazian (II) potasu (odczynnik dla jonów Fe 3+)
K 3 - heksacyjanożelazian (III) potasu (odczynnik dla jonów Fe 2+)
Tetrahydroksocynkian sodu Na 2
Większość jonów kompleksujących to metale. Największą tendencję do tworzenia kompleksów wykazują d pierwiastków. Wokół centralnego jonu kompleksującego znajdują się przeciwnie naładowane jony lub cząsteczki obojętne - ligandy lub dodatki.
Jon kompleksujący i ligandy tworzą wewnętrzną sferę kompleksu (w nawiasach kwadratowych), liczbę ligandów koordynujących wokół jonu centralnego nazywamy liczbą koordynacyjną.
Jony, które nie dostają się do sfery wewnętrznej, tworzą sferę zewnętrzną. Jeśli jon zespolony jest kationem, to w sferze zewnętrznej znajdują się aniony i odwrotnie, jeśli jon zespolony jest anionem, to w sferze zewnętrznej znajdują się kationy. Kationami są zwykle jony metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, kation amonowy. Po zdysocjowaniu złożone związki dają złożone jony złożone, które są dość stabilne w roztworach:
K 3 3 K + + 3-
Jeśli mówimy o solach kwasowych, to podczas czytania wzoru przedrostek hydro- jest wymawiany, na przykład:
Wodorosiarczek sodu NaHS
Wodorowęglan sodu NaHCO 3
W przypadku soli zasadowych używany jest przedrostek hydrokso- lub dihydrokso-
(zależy od stopnia utlenienia metalu w soli), na przykład:
chlorowodorek magnezu Mg(OH)Cl, dichlorowodorek glinu Al(OH) 2 Cl
Metody otrzymywania soli:
1. Bezpośrednie oddziaływanie metalu z niemetalem . W ten sposób można otrzymać sole kwasów beztlenowych.
Zn+Cl2 →ZnCl2
2. Reakcja między kwasem a zasadą (Reakcja neutralizacji). Reakcje tego typu mają duże znaczenie praktyczne (reakcje jakościowe na większość kationów), zawsze towarzyszy im uwolnienie wody:
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
3. Oddziaływanie zasadowego tlenku z kwasem :
SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓
4. Reakcja tlenku kwasowego i zasady :
2NaOH + 2NO 2 → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
NaOH + CO 2 →Na 2 CO 3 + H 2 O
5. Oddziaływanie zasadowego tlenku i kwasu :
Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O
CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O
6. Bezpośrednie oddziaływanie metalu z kwasem. Reakcji tej może towarzyszyć wydzielanie wodoru. To, czy wodór zostanie uwolniony, czy nie, zależy od aktywności metalu, właściwości chemicznych kwasu i jego stężenia (patrz Właściwości stężonych kwasów siarkowego i azotowego).
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + H 2
7. Reakcja soli z kwasem . Ta reakcja zajdzie pod warunkiem, że kwas tworzący sól jest słabszy lub bardziej lotny niż kwas, który przereagował:
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
8. Reakcja soli z tlenkiem kwasowym. Reakcje zachodzą tylko po podgrzaniu, dlatego reagujący tlenek musi być mniej lotny niż ten powstały po reakcji:
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2
9. Oddziaływanie niemetalu z zasadą . Halogeny, siarka i niektóre inne pierwiastki oddziałujące z alkaliami dają sole beztlenowe i zawierające tlen:
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O (reakcja przebiega bez ogrzewania)
Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (reakcja przebiega z ogrzewaniem)
3S + 6NaOH \u003d 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
10. interakcja między dwiema solami. To najczęstszy sposób pozyskiwania soli. W tym celu obie sole, które weszły w reakcję muszą być wysoce rozpuszczalne, a ponieważ jest to reakcja wymiany jonowej, aby mogła dojść do końca, jeden z produktów reakcji musi być nierozpuszczalny:
Na 2 CO 3 + CaCl 2 \u003d 2NaCl + CaCO 3 ↓
Na 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2NaCl + BaSO 4 ↓
11. Interakcja między solą a metalem . Reakcja przebiega, jeśli metal znajduje się w szeregu metali na lewo od napięcia zawartego w soli:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu ↓
12. Rozkład termiczny soli . Po podgrzaniu niektórych soli zawierających tlen powstają nowe, o niższej zawartości tlenu lub w ogóle go nie zawierające:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl
2KClO3 → 3O2 +2KCl
13. Oddziaływanie niemetalu z solą. Niektóre niemetale mogą łączyć się z solami, tworząc nowe sole:
Cl2 +2KI=2KCl+I2 ↓
14. Reakcja zasady z solą . Ponieważ jest to reakcja wymiany jonowej, aby doszło do jej końca, konieczne jest, aby 1 z produktów reakcji był nierozpuszczalny (reakcja ta służy również do przekształcania soli kwasów w średnie):
FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl
NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl
KHSO 4 + KOH \u003d K 2 SO 4 + H 2 O
W ten sam sposób można uzyskać sole podwójne:
NaOH + KHSO 4 \u003d KNaSO 4 + H 2 O
15. Oddziaływanie metalu z alkaliami. Metale amfoteryczne reagują z alkaliami, tworząc kompleksy:
2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2
16. Interakcja sole (tlenki, wodorotlenki, metale) z ligandami:
2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2
AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O
3K 4 + 4FeCl 3 \u003d Fe 3 3 + 12 KCl
AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O
Redaktor: Kharlamova Galina Nikołajewna
Aby odpowiedzieć na pytanie, czym jest sól, zwykle nie trzeba długo się zastanawiać. Ten związek chemiczny jest dość powszechny w życiu codziennym. Nie ma potrzeby mówić o zwykłej soli kuchennej. Szczegółową strukturę wewnętrzną soli i ich związków bada chemia nieorganiczna.
Definicja soli
Jednoznaczną odpowiedź na pytanie, czym jest sól, można znaleźć w pracach M. V. Lomonosova. Nadał tę nazwę delikatnym ciałom, które mogą rozpuszczać się w wodzie i nie zapalają się pod wpływem wysokich temperatur lub otwartego ognia. Później definicja została wyprowadzona nie z ich fizycznych, ale z chemicznych właściwości tych substancji.
Podręczniki szkolne chemii nieorganicznej dają dość jasne pojęcie o tym, czym jest sól. Jest to nazwa produktów substytucji reakcji chemicznej, w której atomy wodoru kwasu w związku są zastępowane metalem. Przykłady typowych związków soli: NaCL, MgSO 4 . Łatwo zauważyć, że każdy z tych wpisów można podzielić na dwie połowy: lewy składnik formuły zawsze będzie zawierał metal, a prawy - resztę kwasową. Standardowa formuła soli jest następująca:
Men n m Pozostałość kwasowa m n .
Właściwości fizyczne soli
Chemia jako nauka ścisła umieszcza w nazwie substancji wszelkie możliwe informacje o jej składzie i możliwościach. Tak więc wszystkie nazwy soli we współczesnej interpretacji składają się z dwóch słów: jedna część ma nazwę składnika metalowego w mianowniku, druga zawiera opis reszty kwasowej.
Związki te nie mają struktury molekularnej, dlatego w normalnych warunkach są stałymi substancjami krystalicznymi. Wiele soli ma sieć krystaliczną. Kryształy tych substancji są ogniotrwałe, dlatego do ich stopienia potrzebne są bardzo wysokie temperatury. Na przykład siarczek baru topi się w temperaturze około 2200°C.
W zależności od rozpuszczalności sole dzielą się na rozpuszczalne, trudno rozpuszczalne i nierozpuszczalne. Przykładami tych pierwszych są chlorek sodu, azotan potasu. Słabo rozpuszczalne obejmują siarczyn magnezu, chlorek ołowiu. Nierozpuszczalny jest węglan wapnia. Informacje na temat rozpuszczalności danej substancji zawarte są w literaturze przedmiotu.
Omawiany produkt reakcji chemicznej jest zwykle bezwonny i ma zmienny smak. Założenie, że wszystkie sole są słone, jest błędne. Czysty słony smak ma tylko jeden element tej klasy - naszą starą znajomą sól kuchenną. Istnieją słodkie sole berylu, gorzkie – magnezowe i bezsmakowe – np. węglan wapnia (kreda zwykła).
Większość z tych substancji jest bezbarwna, ale są wśród nich takie, które mają charakterystyczne kolory. Na przykład siarczan żelaza (II) ma charakterystyczny zielony kolor, nadmanganian potasu jest fioletowy, a kryształy chromianu potasu są jasnożółte.
Klasyfikacja soli
Chemia dzieli wszystkie rodzaje soli nieorganicznych na kilka głównych cech. Sole powstałe w wyniku całkowitego zastąpienia wodoru w kwasie nazywane są normalnymi lub średnimi. Na przykład siarczan wapnia.
Sól, która jest pochodną reakcji niepełnego podstawienia, nazywana jest kwasową lub zasadową. Przykładem takiej formacji może być reakcja wodorosiarczanu potasu:
Sól zasadową otrzymuje się w takiej reakcji, w której grupa hydroksylowa nie jest całkowicie zastąpiona resztą kwasową. Substancje tego typu mogą tworzyć te metale, których wartościowość wynosi dwa lub więcej. Typowy wzór soli tej grupy można wyprowadzić z tej reakcji:
Normalne, średnie i kwaśne związki chemiczne tworzą klasy soli i stanowią standardową klasyfikację tych związków.
Sól podwójna i mieszana
Przykładem mieszanej jest sól wapniowa kwasu solnego i podchlorawego: CaOCl 2.
Nomenklatura
Sole utworzone przez metale o zmiennej wartościowości mają dodatkowe oznaczenie: po wzorze wartościowość jest zapisana w nawiasach cyframi rzymskimi. Jest więc siarczan żelaza FeSO 4 (II) i Fe 2 (SO4) 3 (III). W nazwie soli występuje przedrostek hydro-, jeśli w jego składzie znajdują się niepodstawione atomy wodoru. Na przykład wodorofosforan potasu ma wzór K2HPO4.
Właściwości soli w elektrolitach
Teoria dysocjacji elektrolitycznej podaje własną interpretację właściwości chemicznych. W świetle tej teorii sól można określić jako słaby elektrolit, który po rozpuszczeniu dysocjuje (rozkłada się) w wodzie. Tak więc roztwór soli można przedstawić jako kompleks dodatnich jonów ujemnych, a pierwsze nie są atomami wodoru H +, a drugie nie są atomami grupy OH - hydroksy. Nie ma jonów, które byłyby obecne we wszystkich rodzajach roztworów soli, więc nie mają one wspólnych właściwości. Im niższe są ładunki jonów tworzących roztwór soli, tym lepiej się dysocjują, tym lepsza przewodność elektryczna takiej ciekłej mieszaniny.
Roztwory soli kwasowych
Sole kwasowe w roztworze rozkładają się na złożone jony ujemne, które są resztą kwasową, oraz aniony proste, które są dodatnio naładowanymi cząstkami metali.
Na przykład reakcja rozpuszczania wodorowęglanu sodu prowadzi do rozkładu soli na jony sodu i resztę HCO 3 -.
Pełna formuła wygląda tak: NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -, HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.
Roztwory soli zasadowych
Dysocjacja soli zasadowych prowadzi do powstania anionów kwasowych i kationów kompleksowych składających się z metali i grup hydroksylowych. Z kolei te złożone kationy są również zdolne do rozkładu w procesie dysocjacji. Dlatego w każdym roztworze soli z grupy głównej znajdują się jony OH -. Na przykład dysocjacja chlorku hydroksomagnezu przebiega w następujący sposób:
Dystrybucja soli
Co to jest sól? Pierwiastek ten jest jednym z najczęstszych związków chemicznych. Każdy zna sól kuchenną, kredę (węglan wapnia) i tak dalej. Wśród soli węglanowych najczęstszym jest węglan wapnia. Jest integralną częścią marmuru, wapienia, dolomitu. A węglan wapnia jest podstawą do tworzenia pereł i koralowców. Ten związek chemiczny jest niezbędny do tworzenia twardych powłok owadów oraz szkieletów strunowców.
Sól znana jest nam od dzieciństwa. Lekarze przestrzegają przed jej nadmiernym stosowaniem, ale z umiarem jest niezbędna do realizacji procesów życiowych w organizmie. I jest potrzebne do utrzymania prawidłowego składu krwi i produkcji soku żołądkowego. Roztwory soli, będące integralną częścią zastrzyków i zakraplaczy, to nic innego jak roztwór soli kuchennej.
