| Kationer | Anioner | |||||||||
| F- | Cl- | Br- | jeg - | S 2- | NR 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| K+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| NH4+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg 2+ | RK | R | R | R | M | R | N | RK | R | RK |
| Ca2+ | NK | R | R | R | M | R | N | RK | M | RK |
| Sr 2+ | NK | R | R | R | R | R | N | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | N | RK | NK | RK |
| Sn 2+ | R | R | R | M | RK | R | N | N | R | N |
| Pb 2+ | N | M | M | M | RK | R | N | N | N | N |
| Al 3+ | M | R | R | R | G | R | G | NK | R | RK |
| Cr 3+ | R | R | R | R | G | R | G | N | R | RK |
| Mn 2+ | R | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Fe 2+ | M | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Fe 3+ | R | R | R | - | - | R | G | N | R | RK |
| Co2+ | M | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Ni 2+ | M | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Cu 2+ | M | R | R | - | N | R | G | N | R | N |
| Zn2+ | M | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Cd 2+ | R | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Hg 2+ | R | R | M | NK | NK | R | N | N | R | N |
| Hg 2 2+ | R | NK | NK | NK | RK | R | N | N | M | N |
| Ag+ | R | NK | NK | NK | NK | R | N | N | M | N |
Legende:
P - stoffet er meget opløseligt i vand; M - let opløselig; H - praktisk talt uopløseligt i vand, men let opløseligt i svage eller fortyndede syrer; RK - uopløseligt i vand og kun opløseligt i stærke uorganiske syrer; NK - uopløseligt i enten vand eller syrer; G - hydrolyserer fuldstændigt, når det er opløst og eksisterer ikke i kontakt med vand. En bindestreg betyder, at et sådant stof slet ikke eksisterer.
I vandige opløsninger dissocieres salte helt eller delvist til ioner. Salte af svage syrer og/eller svage baser undergår hydrolyse. Vandige opløsninger af salte indeholder hydratiserede ioner, ionpar og mere komplekse kemiske former, herunder hydrolyseprodukter osv. En række salte er også opløselige i alkoholer, acetone, syreamider og andre organiske opløsningsmidler.
Fra vandige opløsninger kan salte krystallisere i form af krystalhydrater, fra ikke-vandige opløsninger - i form af krystalsolvater, for eksempel CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Data om forskellige processer, der forekommer i vand-saltsystemer, om opløseligheden af salte i deres fælles tilstedeværelse afhængigt af temperatur, tryk og koncentration, om sammensætningen af faste og flydende faser kan opnås ved at studere opløselighedsdiagrammerne for vand-saltsystemer.
Generelle metoder til syntese af salte.
1. Opnåelse af mellemstore salte:
1) metal med ikke-metal: 2Na + Cl2 = 2NaCl
2) metal med syre: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
3) metal med en saltopløsning af et mindre aktivt metal Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) basisk oxid med surt oxid: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) basisk oxid med syre CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) baser med syreoxid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baser med syre: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O
8) salte med syre: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2S04 = BaS04 + 2HCl
9) baseopløsning med saltopløsning: Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4
10) opløsninger af to salte 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6 NaCl
2.Opnåelse af syresalte:
1. Interaktion af en syre med mangel på base. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Interaktion af basen med overskydende syreoxid
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Interaktion af gennemsnitssaltet med syren Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3.Opnåelse af basiske salte:
1. Hydrolyse af salte dannet af en svag base og en stærk syre
ZnCl2 + H2O = Cl + HCl
2. Tilsætning (dråbe for dråbe) små mængder alkalier til opløsninger af mellemstore metalsalte AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interaktion af salte af svage syrer med mellemstore salte
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4 NaCl
4. Opnåelse af komplekse salte:
1. Reaktioner af salte med ligander: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Opnåelse af dobbeltsalte:
1. Fælles krystallisation af to salte:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Redoxreaktioner forårsaget af kationens eller anionens egenskaber. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2. Kemiske egenskaber af sure salte:
1. Termisk nedbrydning med dannelse af medium salt
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Interaktion med alkali. Får medium salt.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Kemiske egenskaber af basiske salte:
1. Termisk nedbrydning. 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 + H 2 O
2. Interaktion med syre: dannelse af medium salt.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O
4. Kemiske egenskaber af komplekse salte:
1. Ødelæggelse af komplekser på grund af dannelsen af dårligt opløselige forbindelser:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Udveksling af ligander mellem den ydre og den indre sfære.
K2 + 6H2O = Cl2 + 2KCl
5. Kemiske egenskaber ved dobbeltsalte:
1. Interaktion med alkaliopløsninger: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Reduktion: KCr(SO 4) 2 + 2H° (Zn, fortyndet H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Råmaterialerne til industriel produktion af en række salte - chlorider, sulfater, carbonater, borater Na, K, Ca, Mg er hav- og havvand, naturlige saltlage dannet under dets fordampning og faste saltaflejringer. For gruppen af mineraler, der danner sedimentære saltaflejringer (sulfater og chlorider af Na, K og Mg), bruges det konventionelle navn "naturlige salte". De største forekomster af kaliumsalte er placeret i Rusland (Solikamsk), Canada og Tyskland, kraftige forekomster af fosfatmalme er i Nordafrika, Rusland og Kasakhstan, NaNO3 er i Chile.
Salte bruges i fødevare-, kemi-, metallurgisk-, glas-, læder-, tekstilindustrien, landbrug, medicin mv.
Hovedtyper af salte
1. Borater (oxoborater), salte af borsyrer: metaborsyre HBO 2, orthoborsyre H3 BO 3 og polyborsyrer, der ikke er isoleret i fri tilstand. Ud fra antallet af boratomer i molekylet opdeles de i mono-, di-, tetra-, hexaborater osv. Borater kaldes også af de syrer, der danner dem, og ved antallet af mol B 2 O 3 pr. mol af hovedoxidet. Forskellige metaborater kan således kaldes monoborater, hvis de indeholder B(OH)4-anionen eller en kædeanion (BO2) n n - diborater - hvis de indeholder en kæde dobbelt anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triborater - hvis de indeholder en ringanion (B 3 O 6) 3-.
Strukturerne af borater inkluderer bor-oxygengrupper - "blokke" indeholdende fra 1 til 6 og nogle gange 9 boratomer, for eksempel:
Koordinationstallet for boratomer er 3 (bor-ilt trekantede grupper) eller 4 (tetraedriske grupper). Bor-oxygengrupper er grundlaget for ikke kun øer, men også mere komplekse strukturer - kæde-, lagdelte og rammepolymeriserede. Sidstnævnte dannes som et resultat af eliminering af vand i hydratiserede boratmolekyler og dannelsen af brobindinger gennem oxygenatomer; processen er nogle gange ledsaget af spaltningen af B-O-bindingen inde i polyanionerne. Polyanioner kan vedhæfte sidegrupper - bor-ilt-tetraedre eller trekanter, deres dimerer eller fremmede anioner.
Ammonium, alkali samt andre metaller i oxidationstilstanden +1 danner oftest hydratiserede og vandfrie metaborater såsom MBO 2, tetraborater M 2 B 4 O 7, pentaborater MB 5 O 8, samt dekaborater M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Jordalkali og andre metaller i oxidationstilstanden + 2 giver sædvanligvis hydratiserede metaborater, triborater M 2 B 6 O 11 og hexaborater MB 6 O 10. samt vandfri meta-, ortho- og tetraborater. Metaller i oxidationstilstanden + 3 er karakteriseret ved hydrerede og vandfrie MBO 3 orthoborater.
Borater er farveløse amorfe stoffer eller krystaller (hovedsageligt med en lavsymmetrisk struktur - monoklinisk eller ortorombisk). For vandfri borater varierer smeltetemperaturerne fra 500 til 2000 °C; De højeste smeltepunkter er alkalimetaborater og ortho- og metaborater af jordalkalimetaller. De fleste borater danner let glas, når deres smelter afkøles. Hårdheden af hydrerede borater på Mohs-skalaen er 2-5, vandfri - op til 9.
Hydrerede monoborater mister krystallisationsvand op til ~180°C, polyborater - ved 300-500°C; eliminering af vand på grund af OH-grupper , koordineret omkring boratomer forekommer op til ~750°C. Ved fuldstændig dehydrering dannes amorfe stoffer, som ved 500-800°C i de fleste tilfælde gennemgår "boratomlejring" - krystallisation, ledsaget (for polyborater) af delvis nedbrydning med frigivelse af B 2 O 3.
Borater af alkalimetaller, ammonium og T1(I) er opløselige i vand (især meta- og pentaborater), og hydrolyserer i vandige opløsninger (opløsninger har en alkalisk reaktion). De fleste borater nedbrydes let af syrer, i nogle tilfælde ved påvirkning af CO 2 ; og S02;. Borater af jordalkalimetal og tungmetaller interagerer med opløsninger af alkalier, carbonater og hydrocarbonater af alkalimetaller. Vandfri borater er kemisk mere stabile end hydrerede borater. Med nogle alkoholer, især glycerol, danner borater vandopløselige komplekser. Under påvirkning af stærke oxidationsmidler, især H 2 O 2, eller under elektrokemisk oxidation omdannes borater til peroxoborater .
Der kendes omkring 100 naturlige borater, som hovedsageligt er salte af Na, Mg, Ca, Fe.
Hydrerede borater opnås: ved neutralisering af H 3 VO 3 med metaloxider, -hydroxider eller -carbonater; udvekslingsreaktioner af alkalimetalborater, oftest Na, med salte af andre metaller; reaktion af gensidig omdannelse af dårligt opløselige borater med vandige opløsninger af alkalimetalborater; hydrotermiske processer, der anvender alkalimetalhalogenider som mineraliserende additiver. Vandfri borater opnås ved fusion eller sintring af B 2 O 3 med metaloxider eller carbonater eller dehydrering af hydrater; Enkeltkrystaller dyrkes i opløsninger af borater i smeltede oxider, for eksempel Bi 2 O 3.
Borater anvendes: for at opnå andre borforbindelser; som ladningskomponenter ved fremstilling af glas, glasurer, emalje, keramik; til brandhæmmende belægninger og imprægneringer; som komponenter af flusmidler til raffinering, svejsning og lodning af metal"; som pigmenter og fyldstoffer til maling og lak; som farvebejdsemidler, korrosionsinhibitorer, komponenter af elektrolytter, fosfor osv. Borax og calciumborater er mest udbredt.
2.Halider, kemiske forbindelser af halogener med andre grundstoffer. Halogenider omfatter normalt forbindelser, hvor halogenatomerne har en større elektronegativitet end det andet grundstof. Halogenider dannes ikke af He, Ne og Ar. Til simple eller binære EC-halogenider n (n- oftest et heltal fra 1 for monohalogenider til 7 for IF 7 og ReF 7, men kan også være fraktioneret, f.eks. 7/6 for Bi 6 Cl 7) omfatter især salte af hydrogenhalogenidsyrer og interhalogenforbindelser (f.eks. halogenfluorider). Der er også blandede halogenider, polyhalider, hydrohalogenider, oxohalider, oxyhalogenider, hydroxohalogenider, thiohalider og komplekse halogenider. Oxidationstallet for halogener i halogenider er normalt -1.
Baseret på arten af grundstof-halogenbindingen opdeles simple halogenider i ioniske og kovalente. I virkeligheden er forbindelserne af blandet karakter med en overvægt af bidraget fra den ene eller anden komponent. Halogenider af alkali- og jordalkalimetaller samt mange mono- og dihalogenider af andre metaller er typiske salte, hvor bindingens ioniske natur dominerer. De fleste af dem er relativt ildfaste, lavt flygtige og meget opløselige i vand; i vandige opløsninger dissocieres næsten fuldstændigt til ioner. Trihalogenider af sjældne jordarters grundstoffer har også egenskaberne som salte. Opløseligheden af ioniske halogenider i vand falder generelt fra iodider til fluorider. Chlorider, bromider og iodider Ag + , Cu + , Hg + og Pb 2+ er dårligt opløselige i vand.
En stigning i antallet af halogenatomer i metalhalogenider eller forholdet mellem ladningen af et metal og radius af dets ion fører til en stigning i den kovalente komponent af bindingen, et fald i opløseligheden i vand og den termiske stabilitet af halogenider , en stigning i flygtighed, en stigning i oxidation, evne og tendens til hydrolyse. Disse afhængigheder observeres for metalhalogenider fra samme periode og i en serie af halogenider af samme metal. De kan let observeres ved hjælp af eksemplet med termiske egenskaber. For eksempel for metalhalogenider fra den 4. periode er smelte- og kogepunkterne henholdsvis 771 og 1430°C for KC1, 772 og 1960°C for CaCl2, 967 og 975°C for ScCl3, -24,1 og 136°C for TiCl4 . For UF 3 er smeltepunktet ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. I rækkerne af forbindelser EH n med konstant n Bindingskovalensen stiger normalt, når man går fra fluorider til chlorider og falder, når man går fra sidstnævnte til bromider og iodider. Så for AlF3 er sublimeringstemperaturen 1280°C, AlC13 180°C, kogepunkt AlBr3 254,8°C, AlI3 407°C. I serierne ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 er sublimationstemperaturen henholdsvis 906, 334, 355 og 418°C. I rækken af MF n og MC1 n hvor M er et metal fra en undergruppe, falder kovalensen af bindingen med stigende atommasse af metallet. Der er få metalfluorider og -chlorider med omtrent lige store bidrag fra de ioniske og kovalente bindingskomponenter.
Den gennemsnitlige element-halogenbindingsenergi falder, når man går fra fluorider til iodider og med stigende n(se tabel).
Mange metalhalogenider, der indeholder isolerede eller brodannende O-atomer (henholdsvis oxo- og oxyhalogenider), for eksempel vanadiumoxotrifluorid VOF 3, niobiumdioxyfluorid NbO 2 F, wolframdioxo-iodid WO 2 I 2.
Komplekse halogenider (halometallater) indeholder komplekse anioner, hvori halogenatomerne er ligander, f.eks. kaliumhexachlorplatinat(IV) K2, natriumheptafluortantalat(V), Na, lithiumhexafluorarsenat(V). Fluor-, oxofluor- og chlormetalater har den største termiske stabilitet. Af bindingernes natur ligner ioniske forbindelser med kationer NF 4+, N 2 F 3+, C1F 2+, XeF+ osv. komplekse halogenider.
Mange halogenider er karakteriseret ved association og polymerisation i væske- og gasfaserne med dannelsen af brobindinger. De mest tilbøjelige til dette er metalhalogenider af gruppe I og II, AlCl 3, pentafluorider af Sb og overgangsmetaller, oxofluorider af sammensætningen MOF 4. Halogenider med en metal-til-metal-binding er kendt, f.eks. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluorider adskiller sig væsentligt i egenskaber fra andre halogenider. I simple halogenider er disse forskelle imidlertid mindre udtalte end i selve halogenerne, og i komplekse halogenider er de mindre udtalte end i simple halogenider.
Mange kovalente halogenider (især fluorider) er stærke Lewis-syrer, f.eks. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorider er en del af supersyrer. Højere halogenider reduceres af metaller og brint, for eksempel:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
UF6 + H2 = UF4 + 2HF
Metalhalogenider af gruppe V-VIII, undtagen Cr og Mn, reduceres med H 2 til metaller, for eksempel:
WF6 + ZN2 = W + 6HF
Mange kovalente og ioniske metalhalogenider reagerer med hinanden for at danne komplekse halogenider, for eksempel:
KS1 + TaCl5 = K
Lettere halogener kan fortrænge tungere halogenider. Ilt kan oxidere halogenider og frigive C1 2, Br 2 og I 2. En af de karakteristiske reaktioner af kovalente halogenider er interaktion med vand (hydrolyse) eller dets dampe, når de opvarmes (pyrohydrolyse), hvilket fører til dannelsen af oxider, oxy- eller oxohalider, hydroxider og hydrogenhalogenider.
Halogenider opnås direkte fra grundstoffer, ved omsætning af hydrogenhalogenider eller hydrogenhalogenidsyrer med grundstoffer, oxider, hydroxider eller salte samt ved udvekslingsreaktioner.
Halogenider anvendes i vid udstrækning i teknologien som udgangsmaterialer til fremstilling af halogener, alkali- og jordalkalimetaler, som komponenter i glas og andre uorganiske materialer; de er mellemprodukter i produktionen af sjældne og nogle ikke-jernholdige metaller, U, Si, Ge osv.
I naturen danner halogenider separate klasser af mineraler, som omfatter fluorider (for eksempel mineralerne fluorit, kryolit) og chlorider (sylvit, carnalite). Brom og jod er til stede i nogle mineraler som isomorfe urenheder. Betydelige mængder af halogenider er indeholdt i hav- og havvand, salt og underjordiske saltlage. Nogle halogenider, for eksempel NaCl, KC1, CaCl 2, er en del af levende organismer.
3. Karbonater (fra latin carbo, køn carbonis kul), salte af kulsyre. Der er mellemstore carbonater med CO 3 2- anionen og sure eller hydrocarbonater (gamle bicarbonater) med HCO 3 - anionen. Carbonater er krystallinske stoffer. De fleste mellemstore metalsalte i +2-oxidationstilstanden krystalliserer til sekskanter. gittertype calcit eller rombisk type aragonit.
Af mediumcarbonater er kun salte af alkalimetaller, ammonium og Tl(I) opløselige i vand. Som et resultat af betydelig hydrolyse har deres opløsninger en alkalisk reaktion. Metalkarbonater er sværest at opløse i oxidationstilstanden + 2. Tværtimod er alle bikarbonater meget opløselige i vand. Under udvekslingsreaktioner i vandige opløsninger mellem metalsalte og Na 2 CO 3 dannes bundfald af medium carbonater i tilfælde, hvor deres opløselighed er væsentligt mindre end for de tilsvarende hydroxider. Dette er tilfældet for Ca, Sr og deres analoger, lanthaniderne, Ag(I), Mn(II), Pb(II) og Cd(II). De resterende kationer kan, når de interagerer med opløste carbonater som følge af hydrolyse, ikke give mellemprodukter, men basiske crabonater eller endda hydroxider. Mellemstore crabonater indeholdende multiple ladede kationer kan nogle gange udfældes fra vandige opløsninger i nærværelse af et stort overskud af CO 2 .
Karbonaters kemiske egenskaber skyldes, at de tilhører klassen af uorganiske salte af svage syrer. Karbonaters karakteristiske træk er forbundet med deres dårlige opløselighed, såvel som den termiske ustabilitet af både crabonaterne selv og H 2 CO 3. Disse egenskaber anvendes i analysen af crabonater, enten baseret på deres nedbrydning med stærke syrer og den kvantitative absorption af den resulterende CO 2 af en alkaliopløsning eller på udfældningen af CO 3 2-ionen fra opløsning i form af BaCO 3. Når overskydende CO 2 virker på et medium carbonatudfældning, dannes hydrogencarbonat i opløsning, for eksempel: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Tilstedeværelsen af hydrocarbonater i naturligt vand forårsager dets midlertidige hårdhed. Hydrocarbonater, når de opvarmes let, selv ved lave temperaturer, omdannes igen til medium carbonater, som ved opvarmning nedbrydes til oxid og CO 2. Jo mere aktivt metallet er, jo højere er nedbrydningstemperaturen for dets carbonat. Således smelter Na 2 CO 3 uden nedbrydning ved 857 °C, og for carbonater Ca, Mg og A1 når ligevægtsnedbrydningstrykket 0,1 MPa ved temperaturer på henholdsvis 820, 350 og 100 °C.
Karbonater er meget udbredte i naturen, hvilket skyldes deltagelse af CO 2 og H 2 O i processerne til mineraldannelse. carbonater spiller en stor rolle i den globale ligevægt mellem gasformig CO 2 i atmosfæren og opløst CO 2;
og HCO 3 - og CO 3 2- ioner i hydrosfæren og faste salte i lithosfæren. De vigtigste mineraler er calcit CaCO 3, magnesit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonite ZnCO 3 mfl. Kalksten består hovedsageligt af calcit eller calcit skeletrester fra organismer, sjældent af aragonit. Naturlige hydratiserede carbonater af alkalimetaller og Mg (f.eks. MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), dobbeltcarbonater [f.eks. dolomit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 er også kendt O] og basisk [malakit CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerussit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].
De vigtigste er kaliumcarbonat, calciumcarbonat og natriumcarbonat. Mange naturlige karbonater er meget værdifulde metalmalme (f.eks. karbonater Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonater spiller en vigtig fysiologisk rolle, idet de er bufferstoffer, der regulerer blodets pH-værdi.
4. Nitrater, salte af salpetersyre HNO 3. Kendt for næsten alle metaller; findes både i form af vandfri salte M(NO 3) n (n- oxidationstilstand af metallet M), og i form af krystallinske hydrater M(NO 3) n x H 2 O ( x= 1-9). Af vandige opløsninger ved temperaturer tæt på stuetemperatur krystalliserer kun alkalimetalnitrater som vandfri, resten - i form af krystallinske hydrater. De fysisk-kemiske egenskaber af vandfrit og hydreret nitrat af samme metal kan variere meget.
Vandfri krystallinske forbindelser af d-element nitrater er farvede. Konventionelt kan nitrater opdeles i forbindelser med en overvejende kovalent bindingstype (salte af Be, Cr, Zn, Fe og andre overgangsmetaller) og med en overvejende ionisk bindingstype (salte af alkali- og jordalkalimetaller). Ioniske nitrater er karakteriseret ved højere termisk stabilitet, overvægten af krystalstrukturer med højere symmetri (kubisk) og fraværet af spaltning af nitrat-ionbåndene i IR-spektrene. Kovalente nitrater har højere opløselighed i organiske opløsningsmidler, lavere termisk stabilitet, og deres IR-spektre er mere komplekse; Nogle kovalente nitrater er flygtige ved stuetemperatur, og når de opløses i vand, nedbrydes de delvist og frigiver nitrogenoxider.
Alle vandfri nitrater udviser stærke oxiderende egenskaber på grund af tilstedeværelsen af NO 3 - ionen, mens deres oxidationsevne øges ved overgang fra ioniske til kovalente nitrater. Sidstnævnte nedbrydes i intervallet 100-300°C, ioniske - ved 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 og nogle andre smelter ved opvarmning). Nedbrydningsprodukter i faste og flydende faser. er successivt nitritter, oxynitrater og oxider, nogle gange frie metaller (når oxidet er ustabilt, for eksempel Ag 2 O), og i gasfasen - NO, NO 2, O 2 og N 2. Sammensætningen af nedbrydningsprodukter afhænger af metallets beskaffenhed og dets oxidationsgrad, opvarmningshastighed, temperatur, sammensætning af det gasformige medium og andre forhold. NH 4 NO 3 detonerer, og ved hurtig opvarmning kan den nedbrydes ved en eksplosion, hvorved der dannes N 2, O 2 og H 2 O; når det opvarmes langsomt, nedbrydes det til N 2 O og H 2 O.
Den frie NO 3 - ion i gasfasen har den geometriske struktur som en ligesidet trekant med N-atomet i centrum, ONO-vinkler ~ 120° og N-O-bindingslængder på 0,121 nm. I krystallinske og gasformige nitrater bevarer NO 3 - ionen hovedsageligt sin form og størrelse, hvilket bestemmer nitraternes rum og struktur. NO 3 - ionen kan fungere som en mono-, bi-, tridentat eller brodannende ligand, derfor er nitrater karakteriseret ved en lang række forskellige typer af krystalstrukturer.
Overgangsmetaller i høje oxidationstilstande på grund af sterisk. Vandfri nitrater kan ikke udgøre nogen vanskeligheder, og de er karakteriseret ved oxonitrater, for eksempel UO 2 (NO 3) 2, NbO(NO 3) 3. Nitrater danner et stort antal dobbelte og komplekse salte med NO 3 - ionen i den indre sfære. I vandige medier danner overgangsmetalkationer som følge af hydrolyse hydroxonitrater (basisnitrater) med variabel sammensætning, som også kan isoleres i fast tilstand.
Hydrerede nitrater adskiller sig fra vandfri nitrater ved, at metalionen i deres krystalstruktur i de fleste tilfælde er forbundet med vandmolekyler snarere end med NO 3 ionen. Derfor er de bedre opløselige i vand end vandfri nitrater, men mindre opløselige i organiske opløsningsmidler; de er svagere oxidationsmidler og smelter inkongruent i krystallisationsvand i området 25-100°C. Når hydrerede nitrater opvarmes, dannes der som regel ikke vandfri nitrater, men termolyse sker med dannelse af hydroxonitrater og derefter oxonitrat og metaloxider.
I mange af deres kemiske egenskaber ligner nitrater andre uorganiske salte. De karakteristiske egenskaber ved nitrater skyldes deres meget høje opløselighed i vand, lave termiske stabilitet og evnen til at oxidere organiske og uorganiske forbindelser. Når nitrater reduceres, dannes en blanding af nitrogenholdige produkter NO 2, NO, N 2 O, N 2 eller NH 3 med overvægt af en af dem, afhængig af typen af reduktionsmiddel, temperatur, reaktion i omgivelserne og andre faktorer.
Industrielle metoder til fremstilling af nitrater er baseret på absorption af NH 3 med opløsninger af HNO 3 (til NH 4 NO 3) eller på absorption af nitrøse gasser (NO + NO 2) af opløsninger af alkalier eller carbonater (for alkalimetalnitrater, Ca, Mg, Ba), samt forskellige udvekslingsreaktioner af metalsalte med HNO 3 eller alkalimetalnitrat. For at opnå vandfri nitrater anvendes i laboratoriet reaktioner af overgangsmetaller eller deres forbindelser med flydende N 2 O 4 og dets blandinger med organiske opløsningsmidler eller reaktioner med N 2 O 5.
Nitrater Na, K (natrium- og kaliumnitrat) findes i form af naturlige aflejringer.
Nitrater bruges i mange industrier. Ammoniumnitrit (ammoniumnitrat) er den vigtigste nitrogenholdige gødning; Alkalimetalnitrater og Ca bruges også som gødning. Nitrater er komponenter i raketbrændstoffer, pyrotekniske sammensætninger, ætseopløsninger til farvning af stoffer; De bruges til hærdning af metaller, konservering af fødevarer, som medicin og til fremstilling af metaloxider.
Nitrater er giftige. De forårsager lungeødem, hoste, opkastning, akut kardiovaskulært svigt osv. Den dødelige dosis af nitrater for mennesker er 8-15 g, tilladt dagligt indtag er 5 mg/kg. For summen af nitrater Na, K, Ca, NH3 MPC: i vand 45 mg/l", i jord 130 mg/kg (fareklasse 3); i grøntsager og frugter (mg/kg) - kartofler 250, sen hvidkål 500, sene gulerødder 250, rødbeder 1400, løg 80, zucchini 400, meloner 90, vandmeloner, vindruer, æbler, pærer 60. Manglende overholdelse af agrotekniske anbefalinger, overdreven anvendelse af gødning øger markant overfladens indhold af nitrat, afstrømning fra landbrugsprodukter marker (40-5500 mg/l), grundvand.
5. Nitritter, salte af salpetersyrling HNO 2. Nitritter af alkalimetaller og ammonium bruges primært, mindre - jordalkalimetal og nitritter. d-metaller, Pb og Ag. Der er kun fragmentariske oplysninger om nitritter af andre metaller.
Metalnitrit i +2-oxidationstilstanden danner krystalhydrater med et, to eller fire vandmolekyler. Nitritter danner dobbelt- og tredobbelte salte, f.eks. CsNO 2 AgNO 2 eller Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, samt komplekse forbindelser, for eksempel Na 3.
Krystalstrukturer er kun kendt for nogle få vandfri nitritter. N02-anionen har en ikke-lineær konfiguration; ONO-vinkel 115°, H-O-bindingslængde 0,115 nm; typen af M-NO 2 binding er ionisk-kovalent.
Nitritter K, Na, Ba er godt opløselige i vand, nitritter Ag, Hg, Cu er dårligt opløselige. Med stigende temperatur øges opløseligheden af nitrit. Næsten alle nitritter er dårligt opløselige i alkoholer, ethere og lavpolære opløsningsmidler.
Nitritter er termisk ustabile; Kun nitritter af alkalimetaller smelter uden nedbrydning, nitritter af andre metaller nedbrydes ved 25-300 °C. Mekanismen for nitritnedbrydning er kompleks og omfatter en række parallel-sekventielle reaktioner. De vigtigste gasformige nedbrydningsprodukter er NO, NO 2, N 2 og O 2, fast metaloxid eller elementært metal. Frigivelsen af store mængder gasser forårsager eksplosiv nedbrydning af nogle nitritter, for eksempel NH 4 NO 2, som nedbrydes til N 2 og H 2 O.
De karakteristiske træk ved nitrit er forbundet med deres termiske ustabilitet og nitritionens evne til at være både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel, afhængigt af miljøet og reagensernes beskaffenhed. I et neutralt miljø reduceres nitritter normalt til NO; i et surt miljø oxideres de til nitrater. Ilt og CO 2 interagerer ikke med faste nitritter og deres vandige opløsninger. Nitritter fremmer nedbrydningen af nitrogenholdige organiske stoffer, især aminer, amider osv. Med organiske halogenider RXH. reagerer for at danne både nitritter RONO og nitroforbindelser RNO 2 .
Den industrielle produktion af nitritter er baseret på absorption af nitrøs gas (en blanding af NO + NO 2) med opløsninger af Na 2 CO 3 eller NaOH med sekventiel krystallisation af NaNO 2; Nitritter af andre metaller opnås i industri og laboratorier ved udveksling af metalsalte med NaNO 2 eller ved reduktion af nitrater af disse metaller.
Nitritter anvendes til syntese af azofarvestoffer, til fremstilling af caprolactam, som oxidationsmidler og reduktionsmidler i gummi-, tekstil- og metalindustrien, som konserveringsmidler til fødevarer. Nitritter, såsom NaNO 2 og KNO 2, er giftige, forårsager hovedpine, opkastning, deprimerende vejrtrækning osv. Når NaNO 2 forgiftes, dannes methæmoglobin i blodet, og røde blodlegemer beskadiges. Det er muligt at danne nitrosaminer fra NaNO 2 og aminer direkte i mave-tarmkanalen.
6. Sulfater, salte af svovlsyre. Mediumsulfater med SO 4 2- anionen er kendt, eller hydrosulfater, hvor HSO 4 - anionen, basisk, indeholder sammen med SO 4 2- anionen OH-grupper, for eksempel Zn 2 (OH) 2 SO 4. Der er også dobbeltsulfater indeholdende to forskellige kationer. Disse omfatter to store grupper af sulfater - alun , samt shenit M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , hvor M er en enkelt ladet kation, E er Mg, Zn og andre dobbeltladede kationer. Kendt tripelsulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polyhalitmineral), dobbeltbasiske sulfater, for eksempel mineraler fra alunit- og jarositgrupperne M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 og M) 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, hvor M er en enkeltladet kation Sulfater kan indgå i blandede salte, fx 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineral berkeit), MgSO 4 KCl 3H20 (kainit).
Sulfater er krystallinske stoffer, medium og sure i de fleste tilfælde, meget opløselige i vand. Sulfater af calcium, strontium, bly og nogle andre er svagt opløselige; BaSO 4 og RaSO 4 er praktisk talt uopløselige. Basiske sulfater er sædvanligvis dårligt opløselige eller praktisk talt uopløselige eller hydrolyseres af vand. Fra vandige opløsninger kan sulfater krystallisere i form af krystallinske hydrater. Krystalhydrater af nogle tungmetaller kaldes vitrioler; kobbersulfat CuSO 4 5H 2 O, jernsulfat FeSO 4 7H 2 O.
Medium alkalimetalsulfater er termisk stabile, mens sure sulfater nedbrydes ved opvarmning og bliver til pyrosulfater: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Mediumsulfater af andre metaller såvel som basiske sulfater, når de opvarmes til tilstrækkelig høje temperaturer, nedbrydes som regel med dannelse af metaloxider og frigivelse af SO 3.
Sulfater er vidt udbredt i naturen. De findes i form af mineraler, for eksempel gips CaSO 4 H 2 O, mirabilitet Na 2 SO 4 10H 2 O, og er også en del af hav- og flodvand.
Mange sulfater kan opnås ved vekselvirkning af H 2 SO 4 med metaller, deres oxider og hydroxider, samt nedbrydning af flygtige syresalte med svovlsyre.
Uorganiske sulfater er meget udbredt. Eksempelvis er ammoniumsulfat en kvælstofgødning, natriumsulfat bruges i glas-, papirindustrien, viskoseproduktion etc. Naturlige sulfatmineraler er råmaterialer til industriel fremstilling af forbindelser af forskellige metaller, byggematerialer mv.
7.Sulfitter, salte af svovlsyrling H 2 SO 3 . Der er mellemstore sulfitter med anionen SO 3 2- og sure (hydrosulfitter) med anionen HSO 3 - . Mediumsulfitter er krystallinske stoffer. Ammonium- og alkalimetalsulfitter er meget opløselige i vand; opløselighed (g i 100 g): (NH4)2S03 40,0 (13°C), K2S03 106,7 (20°C). Hydrosulfitter dannes i vandige opløsninger. Sulfitter af jordalkali og nogle andre metaller er praktisk talt uopløselige i vand; opløselighed af MgS03 1 g i 100 g (40°C). Kendte krystalhydrater (NH 4) 2 SO 3 H 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, K 2 SO 3 2H 2 O, MgSO 3 6H 2 O osv.
Vandfri sulfitter, når de opvarmes uden adgang til luft i lukkede beholdere, opdeles uforholdsmæssigt i sulfider og sulfater; når de opvarmes i en strøm af N 2, mister de SO 2, og når de opvarmes i luft, oxideres de let til sulfater. Med SO 2 i et vandigt miljø danner mellemstore sulfitter hydrosulfitter. Sulfitter er relativt stærke reduktionsmidler, de oxideres i opløsninger med klor, brom, H 2 O 2 osv. til sulfater. De nedbrydes med stærke syrer (for eksempel HC1) med frigivelse af SO 2.
Krystallinske hydrosulfitter er kendt for K, Rb, Cs, NH 4+, de er ustabile. De resterende hydrosulfitter findes kun i vandige opløsninger. Densitet af NH4HS03 2,03 g/cm3; opløselighed i vand (g i 100 g): NH4HS03 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).
Når krystallinske hydrosulfitter Na eller K opvarmes, eller når den myldrende pulpopløsning er mættet med SO 2 M 2 SO 3, dannes pyrosulfitter (forældede - metabisulfitter) M 2 S 2 O 5 - salte af den ukendte frie pyrosulfuric acid H 2 S 2 O 5; krystaller, ustabile; massefylde (g/cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; over ~ 160 °C nedbrydes de ved frigivelse af SO 2; opløses i vand (med nedbrydning til HSO 3 -), opløselighed (g i 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; danner hydrater Na2S2O57H2O og ZK2S2O52H2O; reduktionsmidler.
Medium alkalimetalsulfitter fremstilles ved at omsætte en vandig opløsning af M2CO3 (eller MOH) med SO2 og MSO3 ved at lede SO2 gennem en vandig suspension af MCO3; De bruger hovedsageligt SO 2 fra udstødningsgasserne fra kontakt svovlsyreproduktion. Sulfitter bruges til blegning, farvning og trykning af stoffer, fibre, læder til kornbevaring, grønt foder, foder til industriaffald (NaHSO 3,
Na2S205). CaSO 3 og Ca(HSO 3) 2 er desinfektionsmidler i vinfremstillings- og sukkerindustrien. NaHS03, MgSO3, NH4HS03 - komponenter af sulfitvæske under pulpdannelse; (NH4)2SO3-SO2-absorber; NaHSO 3 er en absorber af H 2 S fra industrielle affaldsgasser, et reduktionsmiddel ved fremstilling af svovlfarvestoffer. K 2 S 2 O 5 - en komponent af sure fikseringsmidler i fotografering, en antioxidant, et antiseptisk middel.
Metoder til adskillelse af blandinger
Filtrering, adskillelse af heterogene systemer væske - faste partikler (suspensioner) og gas - faste partikler ved hjælp af porøse filterskillevægge (FP), som tillader væske eller gas at passere igennem, men tilbageholder faste partikler. Processens drivkraft er trykforskellen på begge sider af faseovergangen.
Ved adskillelse af suspensioner danner faste partikler sædvanligvis et lag af vådt sediment på FP, som om nødvendigt vaskes med vand eller anden væske og også dehydreres ved at blæse luft eller anden gas igennem det. Filtrering udføres ved en konstant trykforskel eller ved en konstant proceshastighed w(mængden af filtrat i m 3, der passerer gennem 1 m 2 af FP-overfladen pr. tidsenhed). Ved en konstant trykforskel tilføres suspensionen til filteret under vakuum eller overtryk samt af en stempelpumpe; Ved brug af en centrifugalpumpe øges trykforskellen, og proceshastigheden falder.
Afhængigt af koncentrationen af suspensioner skelnes der flere typer filtrering. Ved en koncentration på mere end 1% sker filtrering med dannelse af et bundfald og ved en koncentration på mindre end 0,1% med tilstopning af FP's porer (klaring af væsker). Hvis der ikke dannes et tilstrækkeligt tæt lag af sediment på FP'en, og der kommer faste partikler ind i filtratet, filtreres der ved hjælp af fint dispergerede hjælpematerialer (kiselgur, perlit), som tidligere er påført FP'en eller tilsat suspensionen. Ved en startkoncentration på mindre end 10% er delvis adskillelse og fortykkelse af suspensioner mulig.
Der er kontinuerlige og periodiske filtre. For sidstnævnte er hovedstadierne i arbejdet filtrering, vask af sedimentet, dets afvanding og aflæsning. I dette tilfælde er optimering i henhold til kriterierne størst produktivitet og laveste omkostninger gældende. Hvis vask og afvanding ikke udføres, og skillevæggens hydrauliske modstand kan forsømmes, opnås den største produktivitet, når filtreringstiden er lig med varigheden af hjælpeoperationerne.
Fleksible FP'er fremstillet af bomuld, uld, syntetiske og glasstoffer er anvendelige, såvel som non-woven FP'er fremstillet af naturlige og syntetiske fibre og ufleksible - keramik, cermet og skum. Filtratets bevægelsesretninger og tyngdekraftens virkning kan være modsatte, sammenfaldende eller indbyrdes vinkelrette.
Filterdesign er varieret. En af de mest almindelige er et roterende tromlevakuumfilter (cm. Fig.) af kontinuerlig virkning, hvor filtratets bevægelsesretninger og tyngdekraftens virkning er modsatte. Fordelingsanordningssektionen forbinder zone I og II med en vakuumkilde og zone III og IV med en trykluftkilde. Filtratet og vaskevæsken fra zone I og II kommer ind i separate beholdere. En automatisk periodisk filterpresse med vandrette kamre, filtervæv i form af et endeløst bånd og elastiske membraner til afvanding af slam ved presning er også blevet udbredt. Den udfører alternerende operationer med at fylde kamre med suspension, filtrering, vask og afvanding af sediment, frakobling af tilstødende kamre og fjernelse af sediment.
Et salt kan defineres som en forbindelse, der dannes ved reaktionen mellem en syre og en base, men som ikke er vand. Dette afsnit vil overveje de egenskaber af salte, der er forbundet med ioniske ligevægte.
reaktioner af salte i vand
Det vil blive vist lidt senere, at opløselighed er et relativt begreb. Men med henblik på den kommende diskussion kan vi groft opdele alle salte i dem, der er opløselige og dem, der er uopløselige i vand.
Nogle salte danner neutrale opløsninger, når de opløses i vand. Andre salte danner sure eller basiske opløsninger. Dette skyldes forekomsten af en reversibel reaktion mellem saltioner og vand, hvorved der dannes konjugerede syrer eller baser. Om saltopløsningen viser sig at være neutral, sur eller basisk afhænger af salttypen. I denne forstand er der fire typer salte.
Salte dannet af stærke syrer og svage baser. Salte af denne type danner, når de opløses i vand, en sur opløsning. Lad os tage ammoniumchlorid NH4Cl som et eksempel. Når dette salt er opløst i vand, fungerer ammoniumionen som
Den overskydende mængde H3O+ ioner, der dannes i denne proces, forårsager opløsningens sure egenskaber.
Salte dannet af en svag syre og en stærk base. Salte af denne type danner, når de opløses i vand, en alkalisk opløsning. Lad os som eksempel tage natriumacetat CH3COONa1. Acetat-ionen fungerer som en base, der accepterer en proton fra vand, som i dette tilfælde fungerer som en syre:
Den overskydende mængde OH-ioner, der dannes i denne proces, bestemmer opløsningens alkaliske egenskaber.
Salte dannet af stærke syrer og stærke baser. Når salte af denne type opløses i vand, dannes en neutral opløsning. Lad os tage natriumchlorid NaCl som et eksempel. Når dette salt er opløst i vand, ioniseres det fuldstændigt, og koncentrationen af Na+ ioner viser sig derfor at være lig med koncentrationen af Cl-ioner. Da hverken den ene eller den anden ion indgår i syre-base-reaktioner med vand, dannes der ikke en overskydende mængde H3O+ eller OH-ioner i opløsningen. Derfor viser løsningen sig at være neutral.
Salte dannet af svage syrer og svage baser. Et eksempel på denne type salt er ammoniumacetat. Når det er opløst i vand, reagerer ammoniumion med vand som en syre, og acetation reagerer med vand som base. Begge disse reaktioner er beskrevet ovenfor. En vandig opløsning af et salt dannet af en svag syre og en svag base kan være svagt sur, svagt basisk eller neutral, afhængigt af de relative koncentrationer af H3O+ og OH-ionerne dannet som følge af reaktionerne af saltets kationer og anioner med vand. Dette afhænger af forholdet mellem værdierne af dissociationskonstanter for kationen og anionen.
Opløselighedstabellen for salte, syrer og baser er grundlaget, uden hvilket det er umuligt at mestre kemisk viden fuldt ud. Opløseligheden af baser og salte hjælper med at lære ikke kun for skolebørn, men også for professionelle mennesker. Skabelsen af mange livsprodukter kan ikke undvære denne viden.
Tabel over opløselighed af syrer, salte og baser i vand
Tabellen over opløselighed af salte og baser i vand er en guide, der hjælper med at mestre det grundlæggende i kemi. Følgende noter hjælper dig med at forstå tabellen nedenfor.
- P – angiver et opløseligt stof;
- H - uopløseligt stof;
- M – stoffet er svagt opløseligt i et vandigt miljø;
- RK - et stof, der kun kan opløses, når det udsættes for stærke organiske syrer;
- En tankestreg vil indikere, at et sådant væsen ikke findes i naturen;
- NK – opløses ikke i hverken syrer eller vand;
- ? – et spørgsmålstegn angiver, at der i dag ikke er nøjagtige oplysninger om opløsningen af stoffet.
Ofte bruges bordet af kemikere og skolebørn, studerende til at udføre laboratorieforskning, hvor det er nødvendigt at etablere betingelserne for forekomsten af visse reaktioner. Ved hjælp af tabellen er det muligt at bestemme, hvordan et stof vil opføre sig i et salt eller surt miljø, og om der kan opstå et bundfald. Et bundfald under forskning og eksperimenter indikerer irreversibiliteten af reaktionen. Dette er et væsentligt punkt, som kan påvirke forløbet af alt laboratoriearbejde.
31. Ligevægt i mættede opløsninger af let opløselige salte. Beregning af opløselighed af svagt opløseligt salt. Fremgangsmåder til at øge opløseligheden af let opløselige salte.
Faktorer, der påvirker opløseligheden af let opløselige salte og ligevægtsskift:
1) temperatur
2) ion af samme navn
3) salteffekt
4) surhedsgrad (pH)
5) hydrolyse
For at ændre ligevægten kan du opvarme den, tilføje en ion af samme navn, tilsætte et velopløseligt salt eller syre.
Opløselighed beregnes ud fra dets Pr (produktet af aktive koncentrationer i en mættet opløsning af en let opløselig elektrolyt ved konstant temperatur)
10) Opløselighed af salte i vand. Mættede og overmættede løsninger.
Opløselighed er koncentrationen af et stof i dets mættede opløsning under visse betingelser: temperatur og tryk.
En mættet opløsning er en opløsning, hvor koncentrationen af et pH-stof under givne forhold er nøjagtig den samme som koncentrationen af et pH-stof i en opløsning, der er i termodynamisk ligevægt med et individuelt opløseligt stof under de samme forhold.
Overmættet - en opløsning, hvor koncentrationen af et stof er større end i en mættet opløsning. overskydende stof udfældes let. Normalt opnås en overmættet opløsning ved at afkøle en mættet opløsning ved en højere temperatur
Umættet - en opløsning, hvor koncentrationen er mindre end i en mættet opløsning. og hvori under givne Forhold kan noget mere af det opløses.
Hvordan sker opløsning? Et vandmolekyle har på grund af dets høje polaritet (som følge af adskillelse af elektriske ladninger) et elektrisk felt, der kan tiltrække molekyler af andre stoffer. Når de kommer i kontakt med vand, er ionerne, der udgør stoffets krystalgitter (fig. 1.10), omgivet af polære vandmolekyler, som danner en hydreringsskal omkring ionerne adskilt fra krystalstrukturen.
Mange stoffer indeholder i deres krystalgitter et vist antal vandmolekyler, som dog ikke er nok til helt at opløse stoffet. Sådanne stoffer kaldes krystallinske hydrater. Disse omfatter sodavand Na2CO3 x 10H2O, aluminiumsulfat Al2SO4 x 18H2O og mange andre. Carbonater - calcium- og magnesiumsalte af kulsyre - har minimal opløselighed. NaCl bordsalt opløses meget godt, hvorfor der er meget af det i havvand.
Opløseligheden af nogle salte afhænger af temperaturen.
11) Lidt opløselige forbindelser. Metoder til ændring af opløseligheden af dårligt opløselige forbindelser.
Når processer forløber med samme hastighed, etableres ligevægt i systemet:
CaCO3 --->Ca(2+) + CO3(2-)
<----
fast opløsning
fase
Opløselighedsprodukt
Produktet af ionkoncentrationer i en mættet opløsning af en tungtopløselig elektrolyt er en konstant værdi ved en given temperatur.
Det kaldes opløselighedsproduktet og betegnes med symbolet PR.
Beregning af opløselighed af svagt opløseligt salt.
Eksempel:
PRCaCO3 = 4,8 * 10 ^ -9 (^ betyder til magten)
Metoder til at reducere eller øge opløseligheden.
Effekt af temperatur. Hvis opløsningen af et stof er en eksoterm proces, falder dets opløselighed med stigende temperatur (For eksempel Ca(OH)2 i vand) og omvendt. De fleste salte er karakteriseret ved en stigning i opløselighed, når de opvarmes.
Næsten alle gasser opløses ved frigivelse af varme. Opløseligheden af gasser i væsker falder med stigende temperatur og stiger med faldende temperatur.
Effekt af tryk. Med stigende tryk øges opløseligheden af gasser i væsker, og med faldende tryk falder den.