Із чим не взаємодіють солі. Хімічні властивості амфотерних оксидів

Кислі солі

Завдання застосування знань про кислих солях зустрічаються у випадках робіт ЄДІ
на різних рівнях складності (А, В та С). Тому під час підготовки учнів до здачі ЄДІ
Необхідно розглянути такі вопросы.

1. Визначення та номенклатура.

Кислі солі – це продукти неповного заміщення атомів водню багатоосновних кислот на метал. Номенклатура кислих солей відрізняється від середніх лише додаванням приставки «гідро…» або «дигідро…» до назви солі, наприклад: NaHCO 3 – гідрокарбонатнатрію, Са(Н 2 РВ 4) 2 – дигідрофосфаткальцію.

2. Отримання.

Кислі солі виходять при взаємодії кислот з металами, оксидами металів, гідроксидами металів, солями, аміаком, якщо кислота надлишку.

Наприклад:

Zn + 2H 2 SO 4 = H 2 + Zn(HSO 4) 2 ,

CaO + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + H 2 O,

NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + NaHSO 4 ,

Na 2 S + HCl = NaHS + NaCl,

NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 ,

2NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 2 HPO 4 .

Також кислі солі виходять при взаємодії кислотних оксидів з лугами, якщо оксид надлишку. Наприклад:

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2SO 2 + Ca(OH) 2 = Ca(HSO 3) 2 .

3. Взаємоперетворення.

Середня сіль кисла сіль; наприклад:

K 2 3 КНСО 3 .

Щоб із середньої солі отримати кислу, потрібно додати надлишок кислоти або відповідного оксиду та води:

K 2 3 + Н 2 О + 2 = 2KНСО 3 .

Щоб із кислої солі отримати середню, потрібно додати надлишок лугу:

KНСО3 + KОН = K2СО3 + Н2О.

Гідрокарбонати розкладаються з утворенням карбонатів під час кип'ятіння:

2KНСО 3 K 2 3 + Н 2 О + 2 .

4. Властивості.

Кислі солі виявляють властивості кислот, взаємодіють із металами, оксидами металів, гідроксидами металів, солями.

Наприклад:

2KНSO 4 + Mg = H 2 + MgSO 4 + K 2 SO 4 ,

2KHSO 4 + MgO = H 2 O + MgSO 4 + K 2 SO 4 ,

2KHSO 4 + 2NaOH = 2H 2 O + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 ,

2KHSO 4 + Cu(OH) 2 = 2H 2 O + K 2 SO 4 + CuSO 4 ,

2KHSO 4 + MgCO 3 = H 2 O + CO 2 + K 2 SO 4 + MgSO 4 ,

2KHSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + K 2 SO 4 + 2HCl.

5. Завдання на кислі солі. Утворення однієї солі.

При розв'язанні задач на надлишок і недолік потрібно пам'ятати про можливість утворення кислих солей, тому спочатку складають рівняння можливих реакцій. Після знаходження кількостей реагуючих речовин роблять висновок про те, яка сіль вийде, і вирішують завдання відповідного рівняння.

Задача 1. Через розчин, що містить 60 г NaOH, пропустили 44,8 л СО 2 . Знайти масу солі, що утворилася.

Рішення

(NaOH) = m/M= 60 (г)/40 (г/моль) = 1,5 моль;

(СО 2) = V/V m= 44,8 (л)/22,4 (л/моль) = 2 моль.

Оскільки (NaOH) : (CO 2 ) = 1,5: 2 = 0,75: 1, то робимо висновок, що СО 2 у надлишку, отже, вийде кисла сіль:

NaOH + CO2 = NaHCO3.

Кількість речовини солі, що утворилася, дорівнює кількості речовини прореагував гідроксиду натрію:

(NaHCO 3) = 1,5 моль.

m(NaHCO 3) = M= 84 (г/моль) 1,5 (моль) = 126 р.

Відповідь: m(NaHCO 3) = 126 р.

Задача 2. Оксид фосфору(V) масою 2,84 г розчинили в 120 г 9%-ої ортофосфорної кислоти. Отриманий розчин прокип'ятили, потім до нього додали 6 г натрію гідроксиду. Знайти масу одержаної солі.

Рішення

(P 2 O 5) = m/M= 2,84 (г)/142 (г/моль) = 0,02 моль,

отже, 1 (H 3 PO 4 получ.) = 0,04 моль.

m(H 3 PO 4) = m(Р-ра) = 120 (г) 0,09 = 10,8 р.

2 (H 3 PO 4) = m/M= 10,8 (г)/98 (г/моль) = 0,11 моль,

(H3PO4) = 1 + 2 = 0,11 + 0,04 = 0,15 моль.

(NaOH) = m/M= 6 (г)/40 (г/моль) = 0,15 моль.

Оскільки

(H 3 PO 4): (NaOH) = 0,15: 0,15 = 1: 1,

то вийде дигідрофосфат натрію:

(NaH 2 PO 4) = 0,15 моль,

m(NaH 2 PO 4) = M = 120 (г/моль) 0,15 (моль) = 18 р.

Відповідь: m(NaH 2 PO 4) = 18 р.

Задача 3. Сірководень об'ємом 8,96 л пропустили через 340 г 2%-го розчину аміаку. Назвіть сіль, що вийшла в результаті реакції, та визначте її масу.

Відповідь:гідросульфід амонію,
m(NH 4 HS) = 20,4г.

Задача 4. Газ, отриманий при спалюванні 3,36 л пропану, прореагував з 400 мл 6%-го розчину гідроксиду калію ( = 1,05 г/мл). Знайти склад отриманого розчину та масову частку солі в отриманому розчині.

Відповідь:(KНСО 3) = 10,23%.

Задача 5. Весь вуглекислий газ, отриманий при спалюванні 9,6 кг вугілля, пропустили через розчин, що містить 29,6 кг гідроксиду кальцію. Знайти масу одержаної солі.

Відповідь: m(Ca(HCO 3) 2) = 64,8 кг.

Задача 6. У 9,8 кг 20%-го розчину сірчаної кислоти розчинили 1,3 кг цинку. Знайти масу одержаної солі.

Відповідь: m(ZnSO 4) = 3,22 кг.

6. Завдання на кислі солі. Освіта суміші двох солей.

Це складніший варіант завдань на кислі солі. Залежно кількості реагуючих речовин можливе утворення суміші двох солей.

Наприклад, при нейтралізації оксиду фосфору(V) лугом залежно від молярного співвідношення реагентів можуть утворитися такі продукти:

P 2 O 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,

(P 2 O 5): (NaOH) = 1:6;

P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O,

(P 2 O 5): (NaOH) = 1:4;

P 2 O 5 + 2NaOH + H 2 O = 2NaH 2 PO 4 ,

(P 2 O 5): (NaOH) = 1:2.

Слід пам'ятати, що при неповній нейтралізації можливе утворення суміші двох сполук. При взаємодії 0,2 моль Р 2 Про 5 з розчином лугу, що містить 0,9 моль NaOH, молярне співвідношення знаходиться між 1:4 і 1:6. У цьому випадку утворюється суміш двох солей: фосфату натрію та гідрофосфату натрію.

Якщо розчин лугу буде містити 0,6 моль NaOH, то молярне співвідношення буде іншим: 0,2:0,6 = 1:3, воно знаходиться між 1:2 і 1:4, тому вийде суміш двох інших солей: дигідрофосфату та гідрофосфату натрію.

Ці завдання можна розв'язувати у різний спосіб. Ми виходитимемо з припущення, що одночасно відбуваються дві реакції.

Алгоритм рішення

1. Скласти рівняння всіх можливих реакцій.

2. Знайти кількості реагуючих речовин та за їх співвідношенням визначити рівняння двох реакцій, що відбуваються одночасно.

3. Позначити кількість однієї з реагуючих речовин у першому рівнянні як хміль, у другому – уміль.

4. Виразити через хі укількості іншої реагуючої речовини згідно з молярними співвідношеннями за рівняннями.

5. Скласти систему рівнянь із двома невідомими.

Задача 1. Оксид фосфору(V), отриманий при спалюванні 6,2 г фосфору, пропустили через 200 г 8,4%-го розчину гідроксиду калію. Які речовини та в яких кількостях виходять?

Рішення

(P) = m/M= 6,2 (г)/31 (г/моль) = 0,2 моль,

Відповідь.((NH 4) 2 HPO 4) = 43,8%,
(NH4H2PO4) = 12,8%.

Задача 4. До 50 г розчину ортофосфорної кислоти з масовою часткою 11,76 % додали 150 г розчину гідроксиду калію з масовою часткою 5,6 %. Знайти склад залишку, отриманого при випаровуванні розчину.

Відповідь: m(K 3 PO 4) = 6,36 г,
m(K 2 HPO 4) = 5,22 р.

Задача 5. Спалили 5,6 л бутану (н.у.) і вуглекислий газ, що утворився, пропустили через розчин, що містить 102,6 г гідроксиду барію. Знайти маси отриманих солей.

Відповідь: m(BaCO 3) = 39,4 г,
m(Ba(HCO 3) 2) = 103,6 р.

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

Класифікація

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

Фізичні властивості

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

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

Розчинність солей у воді за кімнатної температури

Умовні позначення:

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

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

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

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

Загальні методи синтезу солей.

1. Отримання середніх солей:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2. Одержання кислих солей:

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

2. Взаємодія основи з надлишком кислотного оксиду

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

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

3. Отримання основних солей:

1. Гідроліз солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

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

3. Взаємодія солей слабких кислот із середніми солями

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

4. Отримання комплексних солей:

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

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

5. Отримання подвійних солей:

1. Спільна кристалізація двох солей:

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

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

2. Хімічні властивості кислих солей:

Термічне розкладання з утворенням середньої солі

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

Взаємодія із лугом. Одержання середньої солі.

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

3. Хімічні властивості основних солей:

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

Взаємодія із кислотою: утворення середньої солі.

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

4. Хімічні властивості комплексних солей:

1. Руйнування комплексів рахунок утворення малорозчинних сполук:

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

2. Обмін лігандами між зовнішньою та внутрішньою сферами.

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

5. Хімічні властивості подвійних солей:

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

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

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

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

Основні види солей

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

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

WF 6 + ДТ 2 = W + 6HF

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

КС1 + TaCl 5 = K

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Методи поділу сумішей

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

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

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

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

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

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

2.Фракційна кристалізація

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Список літератури

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

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

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

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

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

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

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

Підстави можуть взаємодіяти:

• з неметалами -

  6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;

• з кислотними оксидами -

  2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;

• із солями (випадання осаду, вивільнення газу) -

  2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.

Існують також інші способи отримання:

• взаємодія двох солей -

  CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;

• реакція металів та неметалів -
• з'єднання кислотних та основних оксидів -

  SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;

• взаємодія солей з металами -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Хімічні властивості

Розчинні солі є електролітами і схильні до реакції дисоціації. При взаємодії із водою вони розпадаються, тобто. дисоціюють на позитивно та негативно заряджені іони - катіони та аніони відповідно. Катіонами є іони металів, аніонами – кислотні залишки. Приклади іонних рівнянь:

• NaCl → Na + + Cl −;
• Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2−;
• CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br -.

Крім катіонів металів у солях можуть бути катіони амонію (NH4+) і фосфонію (PH4+).

Інші реакції описані у таблиці хімічних властивостей солей.

Мал. 3. Виділення осаду при взаємодії із основами.

Деякі солі, залежно від виду, розкладаються при нагріванні на оксид металу і кислотний залишок або на прості речовини. Наприклад, СаСО 3 → СаO + СО 2 , 2AgCl → Ag + Cl 2 .

Що ми дізналися?

З уроку 8 класу хімії дізналися про особливості та види солей. Складні неорганічні сполуки складаються з металів та кислотних залишків. Можуть включати водень (кислі солі), два метали або два кислотні залишки. Це тверді кристалічні речовини, що утворюються внаслідок реакцій кислот або лугів з металами. Реагують із основами, кислотами, металами, іншими солями.

Солі продукт заміщення атомів водню в кислоті на метал. Розчинні солі в соді дисоцируют на катіон металу та аніон кислотного залишку. Солі ділять на:

· Середні

· Основні

· Комплексні

· Подвійні

· Змішані

Середні солі.Це продукти повного заміщення атомів водню в кислоті на атоми металу, або групу атомів (NH 4 +): MgSO 4 ,Na 2 SO 4 ,NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3 .

Назви середніх солей походять від назви металів і кислот: CuSO 4 -сульфат міді,Na 3 PO 4 -фосфат натрію,NaNO 2 -нітрит натрію,NaClO-гіпохлорит натрію,NaClO 2 -хлорит натрію,NaClO 3 -хлорат натрію,NaClO 4 перхлорат натрію, CuI-йодид міді(I), CaF 2 -фторид кальцію. Також треба запам'ятати кілька тривіальних назв: NaCl-кухонна сіль, KNO3-калійна селітра, K2CO3-поташ, Na2CO3-сода кальцинована, Na2CO3∙10H2O-сода кристалічна, CuSO4- мідний купорос, Na 2 B 4 O 7 . 10H 2 O-бура,Na 2 SO 4 . 10H 2 O-глауберова сіль. Подвійні солі.Це солі , що містять два типи катіонів (атоми водню багатоосновнийкислоти заміщені двома різними катіонами): MgNH 4 PO 4 , KAl (SO 4 ) 2 , NaKSO 4 .Подвійні солі як індивідуальні сполуки існують лише у кристалічному вигляді. При розчиненні у воді вони повністюдисоціюють на іони металів та кислотні залишки (якщо солі розчинні), наприклад:

NaKSO 4 ↔ Na + K + + SO 4 2-

Примітно, що дисоціація подвійних солей у водних розчинах проходить один ступінь. Для назви солей даного типу потрібно знати назви аніону та двох катіонів: MgNH 4 PO 4 - фосфат магнію-амонію.

Комплексні солі.Це частинки (нейтральні молекули абоіони ), які утворюються в результаті приєднання до цьогоіону (або атому) ), званому комплексоутворювачем, нейтральних молекул або інших іонів, які називаються лігандами. Комплексні солі поділяються на:

1) Катіонні комплекси

Cl 2 - дихлоридтетрааммінцинку (II)
Cl 2 -ді хлоридгексааммінкобальту(II)

2) Аніонні комплекси

K 2 - тетрафтороберіллат(II) калію
Li -тетрагідридоалюмінат(III) літію
K 3 -гексаціаноферрат(ІІІ) калію

Теорію будови комплексних сполук розробив швейцарський хімік А. Вернер.

Кислі солі– продукти неповного заміщення атомів водню у багатоосновних кислотах на катіони металу.

Наприклад: NaHCO 3

Хімічні властивості:
Реагують з металами, що стоять у ряді напруг лівіше водню.
2KHSO 4 +Mg→H 2 +Mg(SO) 4 +K 2 (SO) 4

Зауважимо, що для таких реакцій небезпечно брати лужні метали, бо вони спочатку прореагують з водою з великим виділенням енергії, і станеться вибух, тому що всі реакції відбуваються в розчинах.

2NaHCO 3 +Fe→H 2 +Na 2 CO 3 +Fe 2 (CO 3) 3 ↓

Кислі солі реагують з розчинами лугів і утворюють середню сіль і воду:

NaHCO 3 +NaOH→Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +2NaOH→2H 2 O+K 2 SO 4 +Na 2 SO 4

Кислі солі реагують з розчинами середніх солей у тому випадку, якщо виділяється газ, випадає осад, або виділяється вода:

2KHSO 4 +MgCO 3 →MgSO 4 +K 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2KHSO 4 +BaCl 2 →BaSO 4 ↓+K 2 SO 4 +2HCl

Кислі солі реагують з кислотами, якщо кислота-продукт реакції буде слабкіша або летюча, ніж додана.

NaHCO 3 +HCl→NaCl+CO 2 +H 2 O

Кислі солі реагують з основними оксидами з виділенням води та середніх солей:

2NaHCO 3 +MgO→MgCO 3 ↓+Na 2 CO 3 +H 2 O

2KHSO 4 +BeO→BeSO 4 +K 2 SO 4 +H 2 O

Кислі солі (зокрема гідрокарбонати) розкладаються під дією температури:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 +CO 2 +H 2 O

Отримання:

Кислі солі утворюються при дії на луг надлишком розчину багатоосновної кислоти (реакція нейтралізації):

NaOH+H 2 SO 4 →NaHSO 4 +H 2 O

Mg(OH) 2 +2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +2H 2 O

Кислі солі утворюються при розчиненні основних оксидів у багатоосновних кислотах:
MgO+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2 O

Кислі солі утворюються при розчиненні металів у надлишку розчину багатоосновної кислоти:
Mg+2H 2 SO 4 →Mg(HSO 4) 2 +H 2

Кислі солі утворюються в результаті взаємодії середньої солі та кислоти, якою утворений аніон середньої солі:
Ca 3 (PO 4) 2 +H 3 PO 4 →3CaHPO 4

Основні солі:

Основні солі – продукт неповного заміщення гідроксогрупи у молекулах багатокислотних основ на кислотні залишки.

Приклад: MgOHNO 3 FeOHCl.

Хімічні властивості:
Основні солі реагують з надлишком кислоти, утворюючи середню сіль та воду.

MgOHNO 3 +HNO 3 →Mg(NO 3) 2 +H 2 O

Основні солі розкладаються температурою:

2 CO 3 →2CuO+CO 2 +H 2 O

Отримання основних солей:
Взаємодія солей слабких кислот із середніми солями:
2MgCl 2 +2Na 2 CO 3 +H 2 O→ 2 CO 3 +CO 2 +4NaCl
Гідроліз солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою:

ZnCl 2 +H 2 O→Cl+HCl

Більшість основних солей є малорозчинними. Багато хто з них є мінералами, наприклад малахіт Cu 2 CO 3 (OH) 2 та гідроксилапатит Ca 5 (PO 4) 3 OH.

Властивості змішаних солей не розглядаються у шкільному курсі хімії, але визначення важливо знати.
Змішані солі – це солі, у складі яких до одного катіону металу приєднано кислотні залишки двох різних кислот.

Наочний приклад -Ca(OCl)Cl білинне вапно (хлорка).

Номенклатура:

1. Сіль містить комплексний катіон

Спочатку називають катіон, потім ліганди-аніони, що входять у внутрішню сферу, із закінченням на «о» ( Cl - - хлор, OH - -гідроксо), потім ліганди, що являють собою нейтральні молекули ( NH 3 -амін, H 2 O -акво). Якщо однакових лігандів більше 1, про їх кількість позначають грецькими числівниками: 1 - моно, 2 - ді,3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса, 7 - гепта, 8 - окта, 9 - нона, 10 - дека. Останнім називають іон-комплексоутворювач, у дужках вказуючи його валентність, якщо вона змінна.

[ Ag (NH 3 ) 2 ](OH )-гідроксід діамін срібла ( I )

[Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2 -хлорид дихлор o тетраамін кобальту ( III)

2. Сіль містить комплексний аніон.

Спочатку називають ліганди-аніони, потім нейтральні молекули, що входять у внутрішню сферу, із закінченням на «о», вказуючи їх кількість грецькими числівниками.Останнім називають іон-комплексоутворювач латинською, з суфіксом «ат», вказуючи в дужках валентність. Далі пишеться назва катіона, що у зовнішній сфері, число катіонів не вказується.

K 4 -гексаціаноферрат (II) калію (реактив на іони Fe 3+)

K 3 - гексаціаноферрат (III) калію (реактив на іони Fe 2+)

Na 2 -тетрагідроксоцінкат натрію

Більшість іонів комплексоутворювачів-метали. Найбільшу схильність до комплексоутворення виявляють d елементи. Навколо центрального іона-комплексоутворювача знаходяться протилежно заряджені іони або нейтральні молекули-ліганди або адденди.

Іон-комплексоутворювач та ліганди становлять внутрішню сферу комплексу (у квадратних дужках), число лігандів, що координуються навколо центрального іона називають координаційним числом.

Іони, які увійшли у внутрішню сферу, утворюють зовнішню сферу. Якщо комплексний іон-катіон, то у зовнішній сфері аніони і навпаки, якщо комплексний іон-аніон, то у зовнішній сфері-катіони. Катіонами зазвичай є іони лужних та лужноземельних металів, катіон амонію. При дисоціації комплексні сполуки дають комплексні комплексні іони, які досить стійкі в розчинах:

K 3 ↔3K + + 3-

Якщо мова йде про кислі солі, то при читанні формули вимовляється приставка гідро-, наприклад:
Гідросульфід натрію NaHS

Гідрокарбонат натрію NaHCO 3

З основними солями ж використовується приставка гідроксо-або дигідроксо-

(залежить від ступеня окиснення металу в солі), наприклад:
гідроксохлорид магнію Mg(OH)Cl, дигідроксохлорид алюмінію Al(OH) 2 Cl

Способи одержання солей:

1. Пряма взаємодія металу з неметалом . Цим способом можна одержувати солі безкисневих кислот.

Zn+Cl 2 →ZnCl 2

2. Взаємодія кислоти та основи (Реакція нейтралізації). Реакції цього типу мають велике практичне значення (якісні реакції на більшість катіонів), вони завжди супроводжуються виділенням води:

NaOH+HCl→NaCl+H 2 O

Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O

3. Взаємодія основного оксиду з кислотним :

SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓

4. Взаємодія кислотного оксиду та основи :

2NaOH+2NO 2 →NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

NaOH+CO 2 →Na 2 CO 3 +H 2 O

5. Взаємодія основного оксиду та кислота :

Na 2 O+2HCl→2NaCl+H 2 O

CuO+2HNO 3 =Cu(NO 3) 2 +H 2 O

6. Пряма взаємодія металу із кислотою. Ця реакція може супроводжуватися виділенням водню. Чи виділятиметься водню чи ні залежить від активності металу, хімічних властивостей кислоти та її концентрації (див. Властивості концентрованої сірчаної та азотної кислот).

Zn+2HCl=ZnCl 2 +H 2

H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2

7. Взаємодія солі з кислотою . Ця реакція відбуватиметься за умови, що кислота, що утворює сіль слабкіша або більш летуча, ніж кислота, що вступила в реакцію:

Na 2 CO 3 +2HNO 3 =2NaNO 3 +CO 2 +H 2 O

8. Взаємодія солі із кислотним оксидом. Реакції йдуть тільки при нагріванні, тому оксид, що вступає в реакцію, повинен бути менш летким, ніж утворюється після реакції:

CaCO 3 +SiO 2 =CaSiO 3 +CO 2

9. Взаємодія неметалу з лугом . Галогени, сірка та деякі інші елементи, взаємодіючи з лугами дають безкисневу та кисневмісну солі:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O(реакція йде без нагрівання)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (реакція йде з нагріванням)

3S+6NaOH=2Na 2 S+Na 2 SO 3 +3H 2 O

10. Взаємодія між двома солями. Це найбільш поширений спосіб отримання солей. Для цього обидві солі, що вступили в реакцію повинні бути добре розчинними, а так як це реакція іонного обміну, то, для того, щоб вона пройшла до кінця, потрібно щоб один з продуктів реакції був нерозчинний:

Na 2 CO 3 +CaCl 2 =2NaCl+CaCO 3 ↓

Na 2 SO 4 + BaCl 2 =2NaCl+BaSO 4 ↓

11. Взаємодія між сіллю та металом . Реакція протікає в тому випадку, якщо метал стоїть у ряді напруги металів лівіше від того, що міститься в солі:

Zn+CuSO 4 =ZnSO 4 +Cu↓

12. Термічне розкладання солей . При нагріванні деяких солей кисню утворюються нові, з меншим вмістом кисню, або взагалі його не містять:

2KNO 3 → 2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → 3KClO 4 +KCl

2KClO 3 → 3O 2 +2KCl

13. Взаємодія неметалу із сіллю. Деякі неметали здатні поєднуватися з солями, з утворенням нових солей:

Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓

14. Взаємодія основи з сіллю . Так як це реакція іонного обміну, то для того, щоб вона пройшла до кінця, потрібно щоб 1 з продуктів реакції був нерозчинний (це реакція так само користуються для перекладу кислих солей в середні):

FeCl 3 +3NaOH=Fe(OH) 3 ↓ +3NaCl

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

KHSO 4 +KOH=K 2 SO 4 +H 2 O

Так само в такий спосіб можна отримувати і подвійні солі:

NaOH+ KHSO 4 =KNaSO 4 +H 2 O

15. Взаємодія металу із лугом. Метали, які є амфотерними, реагують з лугами, утворюючи комплекси:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

16. Взаємодія солей(оксидів, гідроксидів, металів) з лігандами:

2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2

AgCl+3NH 4 OH=OH+NH 4 Cl+2H 2 O

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 3 3 +12KCl

AgCl+2NH 4 OH=Cl+2H 2 O

Редактор: Харламова Галина Миколаївна

Хімічні властивості солей

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

1. нормальні (середні) - утворюються при достатній для повної взаємодії кількості кислоти та основи. Назви нормальних солій складаються із двох частин. Спочатку називається аніон (кислотний залишок), потім катіон.
2. кислі - утворюються при надлишку кислоти та недостатній кількості лугу, тому що при цьому катіонів металу стає недостатньо для заміщення всіх катіонів водню, що є в молекулі кислоти. У складі кислотних залишків цього виду солей ви завжди побачите водень. Кислі солі утворюються лише багатоосновними кислотами та виявляють властивості як солей, так і кислот. У назвах кислих солейставиться приставка гідро-до аніону.
3. основні солі - утворюються при надлишку основи та недостатній кількості кислоти, тому що в даному випадку аніонів кислотних залишків недостатньо для повного заміщення гідроксогруп, що є в основі. основні солі у складі катіонів містять гідроксогрупи. Основні солі можливі для багатокислотних основ, а однокислотних немає. Деякі основні солі здатні самостійно розкладатися, при цьому виділяючи воду, утворюючи оксосолі, що мають властивості основних солей. Назва основних солейбудується так: до аніону додається приставка гідроксо-.

Типові реакції нормальних солей

• З металами добре реагують. При цьому більш активні метали витісняють менш активні розчини їх солей.
• З кислотами, лугами та іншими солями реакції проходять до кінця, за умови утворення осаду, газу або з'єднань, що малодисоціюються.
• У реакціях солей із лугами утворюються такі речовини, як гідроксид нікелю (II) Ni(OH) 2 – осад; аміак NH 3 – газ; вода H 2 Про – слабкий електроліт, малодисоціювальне з'єднання:
• Солі реагують між собою, якщо утворюється осад або у разі утворення стійкішої сполуки.
• Багато нормальних солей розкладаються при нагріванні з утворенням двох оксидів – кислотного та основного.
• Нітрати розкладаються іншим, відмінним від інших нормальних солей чином. При нагріванні нітрати лужних і лужноземельних металів виділяють кисень і перетворюються на нітрити:
• Нітрати багатьох інших металів розкладаються до оксидів:
• Нітрати деяких важких металів (срібла, ртуті та ін.) розкладаються при нагріванні до металів:

Типові реакції кислих солей

• Вони вступають у всі ті реакції, які вступають кислоти. З лугами реагують, якщо у складі кислої солі та лугу є один і той же метал, то в результаті утворюється нормальна сіль.
• Якщо луг містить інший метал, то утворюються подвійні солі.

Типові реакції основних солей

• Дані солі входять у самі реакції, як і підстави. З кислотами реагують, якщо у складі основної солі та кислоти є той самий кислотний залишок, то в результаті утворюється нормальна сіль.
• Якщо кислота містить інший кислотний залишок, то утворюються подвійні солі.

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