Propiedades químicas de las sales de fórmula. Propiedades químicas de las sales.

Las sales son electrolitos que se disocian en soluciones acuosas para formar un catión metálico y un anión de residuo ácido.
La clasificación de las sales se da en la tabla. 9.

Al escribir fórmulas para cualquier sal, uno debe guiarse por una regla: las cargas totales de cationes y aniones deben ser iguales en valor absoluto. En base a esto, se deben colocar índices. Por ejemplo, al escribir la fórmula del nitrato de aluminio, tenemos en cuenta que la carga del catión aluminio es +3 y el ion pitrato es 1: AlNO 3 (+3), y mediante índices igualamos las cargas (la menor El múltiplo común de 3 y 1 es 3. Divida 3 por el valor absoluto de la carga del catión de aluminio (obtenemos el índice). Divida 3 por el valor absoluto de la carga del anión NO 3 (obtendremos el índice 3). Fórmula: Al(NO 3) 3

Las sales medias o normales contienen solo cationes metálicos y aniones del residuo ácido. Sus nombres se derivan del nombre latino del elemento que forma el residuo ácido añadiendo la terminación adecuada según el estado de oxidación de ese átomo. Por ejemplo, la sal de ácido sulfúrico Na 2 SO 4 se denomina (estado de oxidación del azufre +6), sal Na 2 S - (estado de oxidación del azufre -2), etc. En la Tabla 10 se muestran los nombres de las sales formadas por los ácidos más utilizados.

Los nombres de las sales intermedias subyacen a todos los demás grupos de sales.

■ 106 Escribe las fórmulas de las siguientes sales promedio: a) sulfato de calcio; b) nitrato de magnesio; c) cloruro de aluminio; d) sulfuro de zinc; d) ; f) carbonato de potasio; g) silicato de calcio; h) fosfato de hierro (III).

Las sales ácidas se diferencian de las sales normales en que su composición, además del catión metálico, incluye un catión de hidrógeno, por ejemplo NaHCO3 o Ca(H2PO4)2. Se puede considerar una sal ácida como el producto de la sustitución incompleta de átomos de hidrógeno en un ácido por un metal. En consecuencia, las sales ácidas sólo pueden estar formadas por dos o más ácidos básicos.
La molécula de una sal de ácido suele incluir un ion "ácido", cuya carga depende de la etapa de disociación del ácido. Por ejemplo, la disociación del ácido fosfórico se produce en tres pasos:

En la primera etapa de disociación, se forma un anión H 2 PO 4 con carga única. En consecuencia, dependiendo de la carga del catión metálico, las fórmulas de las sales se verán como NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2, etc. En la segunda etapa de disociación , se forma el anión HPO doblemente cargado 2 4 — . Las fórmulas de las sales se verán así: Na 2 HPO 4, CaHPO 4, etc. La tercera etapa de disociación no produce sales ácidas.
Los nombres de las sales ácidas se derivan de los nombres de las del medio con la adición del prefijo hidro- (de la palabra "hidrogenio" -):
NaHCO 3 - bicarbonato de sodio KHCO 4 - hidrogenosulfato de potasio CaHPO 4 - hidrogenofosfato de calcio
Si el ion ácido contiene dos átomos de hidrógeno, por ejemplo H 2 PO 4 -, al nombre de la sal se le añade el prefijo di- (dos): NaH 2 PO 4 - dihidrógeno fosfato de sodio, Ca(H 2 PO 4) 2 - dihidrogenofosfato de calcio, etc. .d.

■ 107. Escriba las fórmulas de las siguientes sales ácidas: a) hidrogenosulfato de calcio; b) dihidrógenofosfato de magnesio; c) hidrogenofosfato de aluminio; d) bicarbonato de bario; e) hidrosulfito de sodio; f) hidrosulfito de magnesio.
108. ¿Es posible obtener sales ácidas de ácido clorhídrico y nítrico? Justifica tu respuesta.

Las sales básicas se diferencian de otras en que, además del catión metálico y el anión del residuo ácido, contienen aniones hidroxilo, por ejemplo Al(OH)(NO3)2. Aquí la carga del catión aluminio es +3, y las cargas del ion hidroxilo-1 y dos iones nitrato son 2, para un total de 3.
Los nombres de las sales principales se derivan de los nombres de las sales intermedias con la adición de la palabra básico, por ejemplo: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - carbonato de cobre básico, Al (OH) 2 NO 3 - nitrato de aluminio básico .

■ 109. Escriba las fórmulas de las siguientes sales básicas: a) cloruro de hierro (II) básico; b) sulfato básico de hierro (III); c) nitrato básico de cobre (II); d) cloruro de calcio básico; e) cloruro de magnesio básico; f) sulfato básico de hierro (III) g) cloruro básico de aluminio.

Las fórmulas de sales dobles, por ejemplo KAl(SO4)3, se construyen en función de las cargas totales de ambos cationes metálicos y la carga total del anión.

La carga total de cationes es +4, la carga total de aniones es -4.
Los nombres de las sales dobles se forman de la misma forma que las del medio, solo se indican los nombres de ambos metales: KAl(SO4)2 - sulfato de potasio y aluminio.

■ 110. Escribe las fórmulas de las siguientes sales:
a) fosfato de magnesio; b) hidrogenofosfato de magnesio; c) sulfato de plomo; d) hidrogenosulfato de bario; e) hidrosulfito de bario; f) silicato de potasio; g) nitrato de aluminio; h) cloruro de cobre (II); i) carbonato de hierro (III); j) nitrato de calcio; l) carbonato de potasio.

Propiedades químicas de las sales.

1. Todas las sales medianas son electrolitos fuertes y se disocian fácilmente:
Na 2 ASI 4 ⇄ 2Na + + ASI 2 4 —
Las sales medianas pueden interactuar con metales que se encuentran varios voltajes a la izquierda del metal que forma parte de la sal:
Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4
Fe + Сu 2+ + SO 2 4 — = Сu + Fe 2+ + SO 2 4 —
Fe + Cu 2+ = Cu + Fe 2+
2. Las sales reaccionan con álcalis y ácidos según las reglas descritas en las secciones "Bases" y "Ácidos":
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl
Fe 3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH)3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - =Fe(OH) 3
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 SO 3
2Na + + SO 2 3 - + 2H + + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + SO 2 + H 2 O
2H + + SO 2 3 - = SO 2 + H 2 O
3. Las sales pueden interactuar entre sí, dando como resultado la formación de nuevas sales:
AgNO3 + NaCl = NaNO3 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Dado que estas reacciones de intercambio se llevan a cabo principalmente en soluciones acuosas, sólo ocurren cuando precipita una de las sales resultantes.
Todas las reacciones de intercambio se desarrollan de acuerdo con las condiciones para que las reacciones se completen, enumeradas en el § 23, p. 89.

■ 111. Escriba las ecuaciones para las siguientes reacciones y, utilizando la tabla de solubilidad, determine si se completarán:
a) cloruro de bario + ;
b) cloruro de aluminio + ;
c) fosfato de sodio + nitrato de calcio;
d) cloruro de magnesio + sulfato de potasio;
e) + nitrato de plomo;
f) carbonato de potasio + sulfato de manganeso;
g) + sulfato de potasio.
Escribe las ecuaciones en formas moleculares e iónicas.

■ 112. ¿Con cuál de las siguientes sustancias reaccionará el cloruro de hierro (II)?: a); b) carbonato de calcio; c) hidróxido de sodio; d) anhídrido de silicio; d) ; f) hidróxido de cobre (II); y) ?

113. Describe las propiedades del carbonato de calcio como sal promedio. Escribe todas las ecuaciones en formas moleculares e iónicas.
114. Cómo realizar una serie de transformaciones:

Escribe todas las ecuaciones en formas moleculares e iónicas.
115. ¿Qué cantidad de sal se obtendrá de la reacción de 8 g de azufre y 18 g de zinc?
116. ¿Qué volumen de hidrógeno se liberará cuando 7 g de hierro reaccionen con 20 g de ácido sulfúrico?
117. ¿Cuántos moles de sal de mesa se obtendrán de la reacción de 120 g de hidróxido de sodio y 120 g de ácido clorhídrico?
118. ¿Cuánto nitrato de potasio se obtendrá de la reacción de 2 moles de hidróxido de potasio y 130 g de ácido nítrico?

hidrólisis de sales

Una propiedad específica de las sales es su capacidad para hidrolizarse, sufrir hidrólisis (del griego "hidro" - agua, "lisis" - descomposición), es decir, descomposición bajo la influencia del agua. Es imposible considerar la hidrólisis como una descomposición en el sentido en que la entendemos habitualmente, pero una cosa es segura: siempre participa en la reacción de hidrólisis.
- electrolito muy débil, se disocia mal
H 2 O ⇄ H + + OH -
y no cambia el color del indicador. Los álcalis y ácidos cambian el color de los indicadores, ya que cuando se disocian en solución se forma un exceso de iones OH - (en el caso de los álcalis) e iones H + en el caso de los ácidos. En sales como NaCl, K 2 SO 4, que están formadas por un ácido fuerte (HCl, H 2 SO 4) y una base fuerte (NaOH, KOH), los indicadores no cambian de color, ya que en una solución de estos
Prácticamente no hay hidrólisis de sales.
Durante la hidrólisis de sales, son posibles cuatro casos, dependiendo de si la sal se formó con un ácido y una base fuerte o débil.
1. Si tomamos una sal de una base fuerte y un ácido débil, por ejemplo K 2 S, sucederá lo siguiente. El sulfuro de potasio se disocia en iones como un electrolito fuerte:
K 2 S ⇄ 2 K + + S 2-
Junto a esto, se disocia débilmente:
H 2 O ⇄ H + + OH —
El anión azufre S2- es un anión de ácido hidrosulfuro débil, que se disocia mal. Esto lleva al hecho de que el anión S 2- comienza a unir cationes de hidrógeno del agua a sí mismo, formando gradualmente grupos de baja disociación:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS - + H + + OH - = H 2 S + OH -
Dado que los cationes H + del agua están unidos y los aniones OH - permanecen, la reacción del medio se vuelve alcalina. Así, durante la hidrólisis de sales formadas por una base fuerte y un ácido débil, la reacción del medio es siempre alcalina.

■ 119.Utilizando ecuaciones iónicas, explique el proceso de hidrólisis del carbonato de sodio.

2. Si toma una sal formada por una base débil y un ácido fuerte, por ejemplo Fe(NO 3) 3, cuando se disocia, se forman iones:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
El catión Fe3+ es un catión de base débil: el hierro, que se disocia muy mal. Esto lleva al hecho de que el catión Fe 3+ comienza a unir aniones OH - del agua, formando grupos ligeramente disociados:
Fe 3+ + H + + OH - = Fe(OH) 2+ + + H +
y en adelante
Fe(OH)2+ + H + + OH - = Fe(OH)2 + + H +
Finalmente, el proceso puede llegar a su última etapa:
Fe(OH)2 + + H + + OH - = Fe(OH)3 + H +
En consecuencia, habrá un exceso de cationes de hidrógeno en la solución.
Así, durante la hidrólisis de una sal formada por una base débil y un ácido fuerte, la reacción del medio es siempre ácida.

■ 120. Utilizando ecuaciones iónicas, explique el curso de la hidrólisis del cloruro de aluminio.

3. Si una sal está formada por una base fuerte y un ácido fuerte, entonces ni el catión ni el anión unen los iones de agua y la reacción permanece neutra. Prácticamente no se produce hidrólisis.
4. Si una sal está formada por una base débil y un ácido débil, entonces la reacción del medio depende de su grado de disociación. Si la base y el ácido tienen casi el mismo valor, entonces la reacción del medio será neutra.

■ 121. A menudo se observa cómo durante una reacción de intercambio, en lugar del precipitado de sal esperado, precipita un precipitado metálico, por ejemplo, en la reacción entre cloruro de hierro (III) FeCl 3 y carbonato de sodio Na 2 CO 3, no Fe 2. Se forma (CO 3) 3, pero Fe( OH) 3 . Explica este fenómeno.
122. Entre las sales que se enumeran a continuación, indique aquellas que sufren hidrólisis en solución: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3. .

Características de las propiedades de las sales ácidas.

Las sales ácidas tienen propiedades ligeramente diferentes. Pueden entrar en reacciones con la conservación y destrucción del ion ácido. Por ejemplo, la reacción de una sal ácida con un álcali da como resultado la neutralización de la sal ácida y la destrucción del ion ácido, por ejemplo:
NaHSO4 + KOH = KNaSO4 + H2O
doble sal
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
La destrucción de un ion ácido se puede representar de la siguiente manera:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
El ion ácido también se destruye al reaccionar con ácidos:
Mg(HCO3)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2Co3
Mg 2+ + 2НСО 3 — + 2Н + + 2Сl — = Mg 2+ + 2Сl — + 2Н2O + 2СO2
2HCO 3 - + 2H + = 2H2O + 2CO2
HCO 3 - + H + = H2O + CO2
La neutralización se puede realizar con el mismo álcali que formó la sal:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Na+ + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 4 2- + H2O
Las reacciones con sales ocurren sin destrucción del ion ácido:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaHCO3
Ca 2+ + 2НСО 3 — + 2Na + + СО 2 3 — = CaCO3↓+ 2Na + + 2НСО 3 —
Ca 2+ + CO 2 3 - = CaCO3
■ 123. Escribe las ecuaciones para las siguientes reacciones en formas molecular e iónica:
a) hidrosulfuro de potasio +;
b) hidrogenofosfato de sodio + hidróxido de potasio;
c) dihidrógenofosfato de calcio + carbonato de sodio;
d) bicarbonato de bario + sulfato de potasio;
e) hidrosulfito de calcio +.

Obtención de sales

A partir de las propiedades estudiadas de las principales clases de sustancias inorgánicas, se pueden derivar diez métodos para obtener sales.
1. Interacción del metal con el no metal:
2Na + Cl2 = 2NaCl
De esta manera sólo se pueden obtener sales de ácidos libres de oxígeno. Esta no es una reacción iónica.
2. Interacción del metal con el ácido:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - =Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Interacción del metal con la sal:
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Cu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Interacción de un óxido básico con un ácido:
CuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. La interacción de un óxido básico con un anhídrido de ácido:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
La reacción no es de naturaleza iónica.
6. Interacción de un óxido ácido con una base:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Interacción de ácidos con bases (neutralización):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH - = H2O

SAL, una clase de compuestos químicos. Actualmente no existe una definición generalmente aceptada del concepto de "sales", así como de los términos "ácidos y bases", cuyos productos de reacción son las sales. Las sales pueden considerarse como productos de la sustitución de protones de hidrógeno ácido por iones metálicos, NH 4 +, CH 3 NH 3 + y otros cationes o grupos OH de la base por aniones ácidos (por ejemplo, Cl -, SO 4 2-). .

Clasificación

Los productos de sustitución completa son, por ejemplo, sales medias. Na 2 SO 4, MgCl 2, sales parcialmente ácidas o básicas, por ejemplo KHSO 4, СuСlОН. También hay sales simples, que incluyen un tipo de cationes y un tipo de aniones (por ejemplo, NaCl), sales dobles que contienen dos tipos de cationes (por ejemplo, KAl(SO 4) 2 · 12H 2 O), sales mixtas, que contienen dos tipos de residuos ácidos (por ejemplo AgClBr). Las sales complejas contienen iones complejos, como el K4.

Propiedades físicas

Las sales típicas son sustancias cristalinas con estructura iónica, por ejemplo CsF. También existen sales covalentes, por ejemplo AlCl 3. De hecho, la naturaleza del enlace químico de muchas sales es mixta.

Según su solubilidad en agua, se distinguen entre sales solubles, poco solubles y prácticamente insolubles. Las sales solubles incluyen casi todas las sales de sodio, potasio y amonio, muchos nitratos, acetatos y cloruros, con excepción de las sales de metales polivalentes que se hidrolizan en agua y muchas sales ácidas.

Solubilidad de sales en agua a temperatura ambiente.

Leyenda:

P - la sustancia es muy soluble en agua; M - ligeramente soluble; H - prácticamente insoluble en agua, pero fácilmente soluble en ácidos débiles o diluidos; RK: insoluble en agua y soluble sólo en ácidos inorgánicos fuertes; NK - insoluble en agua o ácidos; G: se hidroliza completamente cuando se disuelve y no existe en contacto con el agua. Un guión significa que dicha sustancia no existe en absoluto.

En soluciones acuosas, las sales se disocian total o parcialmente en iones. Las sales de ácidos débiles y/o bases débiles sufren hidrólisis. Las soluciones acuosas de sales contienen iones hidratados, pares iónicos y formas químicas más complejas, incluidos productos de hidrólisis, etc. Varias sales también son solubles en alcoholes, acetona, amidas ácidas y otros disolventes orgánicos.

De las soluciones acuosas, las sales pueden cristalizar en forma de hidratos cristalinos, de soluciones no acuosas, en forma de solvatos cristalinos, por ejemplo CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Los datos sobre diversos procesos que ocurren en los sistemas agua-sal, sobre la solubilidad de las sales en su presencia conjunta dependiendo de la temperatura, presión y concentración, sobre la composición de las fases sólidas y líquidas se pueden obtener estudiando los diagramas de solubilidad de los sistemas agua-sal.

Métodos generales para la síntesis de sales.

1. Obtención de sales medias:

1) metal con no metal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal con ácido: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metal con una solución salina de un metal menos activo Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) óxido básico con óxido ácido: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) óxido básico con ácido CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) bases con óxido de ácido Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) bases con ácido: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) sales con ácido: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) solución básica con solución salina: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) soluciones de dos sales 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Obtención de sales ácidas:

1. Interacción de un ácido con falta de base. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Interacción de la base con el exceso de óxido ácido.

Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2

3. Interacción de la sal promedio con el ácido Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Obtención de sales básicas:

1. Hidrólisis de sales formadas por una base débil y un ácido fuerte.

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Agregar (gota a gota) pequeñas cantidades de álcalis a soluciones de sales metálicas medianas AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interacción de sales de ácidos débiles con sales medias.

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

4. Preparación de sales complejas:

1. Reacciones de sales con ligandos: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Preparación de sales dobles:

1. Cristalización conjunta de dos sales:

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

4. Reacciones redox provocadas por las propiedades del catión o anión. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Propiedades químicas de las sales ácidas:

Descomposición térmica con la formación de sal media.

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

Interacción con álcali. Obteniendo sal media.

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

3. Propiedades químicas de las sales básicas:

Descomposición térmica.

2CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Interacción con ácido: formación de sal media.

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

4. Propiedades químicas de las sales complejas:

1. Destrucción de complejos por formación de compuestos poco solubles:

2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3

2. Intercambio de ligandos entre las esferas exterior e interior.

K2 + 6H2O = Cl2 + 2KCl

5. Propiedades químicas de las sales dobles:

Interacción con soluciones alcalinas: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Las materias primas para la producción industrial de una serie de sales (cloruros, sulfatos, carbonatos, boratos de Na, K, Ca, Mg) son agua de mar y océano, salmueras naturales formadas durante su evaporación y depósitos de sal sólida. Para el grupo de minerales que forman depósitos de sales sedimentarias (sulfatos y cloruros de Na, K y Mg), se utiliza el nombre convencional de “sales naturales”. Los mayores depósitos de sales de potasio se encuentran en Rusia (Solikamsk), Canadá y Alemania, los poderosos depósitos de minerales de fosfato se encuentran en el norte de África, Rusia y Kazajstán, NaNO3 se encuentra en Chile.

Las sales se utilizan en la industria alimentaria, química, metalúrgica, del vidrio, del cuero, textil, agrícola, medicinal, etc.

1. Principales tipos de sales.(oxoboratos), sales de ácidos bóricos: HBO 2 metabórico, H3 BO 3 ortobórico y ácidos poliborónicos no aislados en estado libre. Según el número de átomos de boro en la molécula, se dividen en mono, di, tetra, hexaboratos, etc. Los boratos también se llaman por los ácidos que los forman y por el número de moles de B 2 O 3 por 1. mol del óxido principal. Por lo tanto, varios metaboratos pueden denominarse monoboratos si contienen el anión B(OH) 4 o un anión de cadena (BO 2) n n-diboratos, si contienen un anión de doble cadena (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n -triboratos - si contienen anión anular (B 3 O 6) 3-.

Las estructuras de los boratos incluyen grupos boro-oxígeno: "bloques" que contienen de 1 a 6 y, a veces, 9 átomos de boro, por ejemplo:

El número de coordinación de los átomos de boro es 3 (grupos triangulares boro-oxígeno) o 4 (grupos tetraédricos). Los grupos boro-oxígeno son la base no solo de estructuras insulares, sino también más complejas: polimerizadas en cadena, en capas y en marco. Estos últimos se forman como resultado de la eliminación de agua en moléculas de borato hidratado y la formación de enlaces puente a través de átomos de oxígeno; El proceso a veces va acompañado de la ruptura del enlace B-O dentro de los polianiones. Los polianiones pueden unir grupos laterales: tetraedros o triángulos de boro-oxígeno, sus dímeros o aniones extraños.

El amonio, los álcalis y otros metales en estado de oxidación +1 forman con mayor frecuencia metaboratos hidratados y anhidros como MBO 2, tetraboratos M 2 B 4 O 7, pentaboratos MB 5 O 8 y decaboratos M 4 B 10 O. 17 nH 2 O. Los metales alcalinotérreos y otros metales en el estado de oxidación + 2 suelen dar metaboratos hidratados, triboratos M 2 B 6 O 11 y hexaboratos MB 6 O 10. así como meta, orto y tetraboratos anhidros. Los metales en estado de oxidación + 3 se caracterizan por tener ortoboratos de MBO 3 hidratados y anhidros.

Los boratos son sustancias o cristales amorfos incoloros (principalmente con una estructura poco simétrica: monoclínica u ortorrómbica). Para los boratos anhidros, las temperaturas de fusión oscilan entre 500 y 2000 °C; Los puntos de fusión más altos son los metaboratos alcalinos y los orto y metaboratos de metales alcalinotérreos. La mayoría de los boratos forman vidrios fácilmente cuando se enfrían sus masas fundidas. La dureza de los boratos hidratados en la escala de Mohs es de 2 a 5, los anhidros, hasta 9.

Los monoboratos hidratados pierden agua de cristalización hasta ~180°C, los poliboratos - a 300-500°C; La eliminación de agua debido a los grupos OH coordinados alrededor de los átomos de boro ocurre hasta ~750°C. Con la deshidratación completa, se forman sustancias amorfas, que a 500-800°C en la mayoría de los casos sufren una "transposición de borato": cristalización, acompañada (en el caso de los poliboratos) de una descomposición parcial con liberación de B 2 O 3.

Los boratos de metales alcalinos, amonio y T1(I) son solubles en agua (especialmente metaboratos y pentaboratos) y se hidrolizan en soluciones acuosas (las soluciones tienen una reacción alcalina). La mayoría de los boratos se descomponen fácilmente con los ácidos, en algunos casos por la acción del CO 2 ; y SO2;. Los boratos de metales alcalinotérreos y pesados ​​interactúan con soluciones de álcalis, carbonatos e hidrocarbonatos de metales alcalinos. Los boratos anhidros son químicamente más estables que los boratos hidratados. Con algunos alcoholes, en particular el glicerol, los boratos forman complejos solubles en agua. Bajo la acción de agentes oxidantes fuertes, en particular H 2 O 2, o durante la oxidación electroquímica, los boratos se convierten en peroxoboratos.

Se conocen alrededor de 100 boratos naturales, que son principalmente sales de Na, Mg, Ca, Fe.

Los boratos hidratados se obtienen: por neutralización de H 3 VO 3 con óxidos, hidróxidos o carbonatos metálicos; reacciones de intercambio de boratos de metales alcalinos, con mayor frecuencia Na, con sales de otros metales; reacción de transformación mutua de boratos poco solubles con soluciones acuosas de boratos de metales alcalinos; Procesos hidrotermales que utilizan haluros de metales alcalinos como aditivos mineralizantes. Los boratos anhidros se obtienen por fusión o sinterización de B 2 O 3 con óxidos o carbonatos metálicos o por deshidratación de hidratos; Los monocristales se cultivan en soluciones de boratos en óxidos fundidos, por ejemplo Bi 2 O 3.

Los boratos se utilizan: para obtener otros compuestos de boro; como componentes de carga en la producción de vidrio, vidriados, esmaltes, cerámicas; para revestimientos e impregnaciones resistentes al fuego; como componentes de fundentes para refinar, soldar y soldar metales”; como pigmentos y cargas para pinturas y barnices; como mordientes para teñir, inhibidores de la corrosión, componentes de electrolitos, fósforos, etc. Los más utilizados son el bórax y los boratos de calcio.

2. Haluros, compuestos químicos de halógenos con otros elementos. Los haluros suelen incluir compuestos en los que los átomos de halógeno tienen una mayor electronegatividad que el otro elemento. Los haluros no están formados por He, Ne y Ar. Los haluros EXn simples o binarios (n suele ser un número entero desde 1 para monohaluros hasta 7 para IF 7 y ReF 7, pero también puede ser fraccionario, por ejemplo 7/6 para Bi 6 Cl 7) incluyen, en particular, sales de ácidos hidrohálicos y compuestos interhalogenados (por ejemplo, halofluoruros). También existen haluros mixtos, polihaluros, hidrohaluros, oxohaluros, oxihaluros, hidroxohaluros, tiohaluros y haluros complejos. El número de oxidación de los halógenos en los haluros suele ser -1.

Según la naturaleza del enlace elemento-halógeno, los haluros simples se dividen en iónicos y covalentes. En realidad, las conexiones son de carácter mixto con predominio del aporte de uno u otro componente. Los haluros de metales alcalinos y alcalinotérreos, así como muchos mono y dihaluros de otros metales, son sales típicas en las que predomina la naturaleza iónica del enlace. La mayoría de ellos son relativamente refractarios, poco volátiles y muy solubles en agua; en soluciones acuosas se disocian casi por completo en iones. Los trihaluros de tierras raras también tienen propiedades de sales. La solubilidad de los haluros iónicos en agua generalmente disminuye de yoduros a fluoruros. Los cloruros, bromuros y yoduros Ag + , Cu + , Hg + y Pb 2+ son poco solubles en agua.

Un aumento en el número de átomos de halógeno en los haluros metálicos o la relación entre la carga de un metal y el radio de su ion conduce a un aumento en el componente covalente del enlace, una disminución de la solubilidad en agua y la estabilidad térmica de los haluros. , un aumento de la volatilidad, un aumento de la oxidación, la capacidad y la tendencia a la hidrólisis. Estas dependencias se observan para haluros metálicos del mismo período y en una serie de haluros del mismo metal. Se pueden observar fácilmente usando el ejemplo de las propiedades térmicas. Por ejemplo, para los haluros metálicos del cuarto período, los puntos de fusión y ebullición son respectivamente 771 y 1430°C para KC1, 772 y 1960°C para CaCl2, 967 y 975°C para ScCl3, -24,1 y 136°C para TiCl4. . Para UF 3 el punto de fusión es ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. En la serie de compuestos EXn, con n constante, la covalencia del enlace suele aumentar al pasar de fluoruros a cloruros y disminuir al pasar de estos últimos a bromuros y yoduros. Entonces, para AlF 3 la temperatura de sublimación es 1280°C, AlC1 3 180°C, punto de ebullición AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. En las series ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 la temperatura de sublimación es 906, 334, 355 y 418°C, respectivamente. En las series MFn y MC1n, donde M es un metal de un subgrupo, la covalencia del enlace disminuye al aumentar la masa atómica del metal. Hay pocos fluoruros y cloruros metálicos con contribuciones aproximadamente iguales de los componentes del enlace iónico y covalente.

La energía promedio del enlace elemento-halógeno disminuye al pasar de fluoruros a yoduros y al aumentar n (ver tabla).

Muchos haluros metálicos que contienen átomos de O aislados o puente (oxo y oxihaluros, respectivamente), por ejemplo, oxotrifluoruro de vanadio VOF 3, dioxifluoruro de niobio NbO 2 F, dioxoyoduro de tungsteno WO 2 I 2.

Los haluros complejos (halometalatos) contienen aniones complejos en los que los átomos de halógeno son ligandos, por ejemplo, hexacloroplatinato(IV) K2 de potasio, heptafluorotantalato(V) de sodio, Na, hexafluoroarsenato(V) de litio. Los fluoro, oxofluoro y clorometalatos tienen la mayor estabilidad térmica. Por la naturaleza de los enlaces, los compuestos iónicos con cationes NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF +, etc. son similares a los haluros complejos.

Muchos haluros se caracterizan por la asociación y polimerización en las fases líquida y gaseosa con la formación de enlaces puente. Los más propensos a esto son los haluros metálicos de los grupos I y II, AlCl 3, pentafluoruros de Sb y metales de transición, oxofluoruros de composición MOF 4. Se conocen halogenuros con enlace metal-metal, p.e. Cl-Hg-Hg-Cl.

Los fluoruros difieren significativamente en propiedades de otros haluros. Sin embargo, en los haluros simples estas diferencias son menos pronunciadas que en los propios halógenos, y en los haluros complejos son menos pronunciadas que en los haluros simples.

Muchos haluros covalentes (especialmente fluoruros) son ácidos de Lewis fuertes, p. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Los fluoruros son parte de los superácidos. Los haluros superiores se reducen con metales e hidrógeno, por ejemplo:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Los haluros metálicos de los grupos V-VIII, excepto Cr y Mn, se reducen con H 2 a metales, por ejemplo:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Muchos haluros de metales iónicos y covalentes reaccionan entre sí para formar haluros complejos, por ejemplo:

KS1 + TaCl5 = K

Los halógenos más ligeros pueden desplazar a los haluros más pesados. El oxígeno puede oxidar los haluros, liberando C1 2, Br 2 y I 2. Una de las reacciones características de los haluros covalentes es la interacción con el agua (hidrólisis) o su vapor cuando se calienta (pirohidrólisis), lo que conduce a la formación de óxidos, oxi u oxohaluros, hidróxidos y haluros de hidrógeno.

Los haluros se obtienen directamente a partir de elementos, mediante la reacción de halogenuros de hidrógeno o ácidos hidrohálicos con elementos, óxidos, hidróxidos o sales, así como mediante reacciones de intercambio.

Los haluros se utilizan ampliamente en tecnología como materiales de partida para la producción de halógenos, metales alcalinos y alcalinotérreos, como componentes de vidrios y otros materiales inorgánicos; son productos intermedios en la producción de metales raros y algunos metales no ferrosos, U, Si, Ge, etc.

En la naturaleza, los haluros forman clases separadas de minerales, que incluyen fluoruros (por ejemplo, los minerales fluorita, criolita) y cloruros (silvita, carnalita). El bromo y el yodo están presentes en algunos minerales como impurezas isomorfas. El agua de mar y océano, la sal y las salmueras subterráneas contienen cantidades importantes de haluros. Algunos haluros, por ejemplo NaCl, KC1, CaCl 2, forman parte de organismos vivos.

3. carbonatos(del latín carbo, género carbonis carbón), sales de ácido carbónico. Hay carbonatos medios con el anión CO 3 2- y ácidos, o hidrocarbonatos (antiguos bicarbonatos), con el anión HCO 3 -. Los carbonatos son sustancias cristalinas. La mayoría de las sales de metales medianos en el estado de oxidación +2 cristalizan en hexágonos. Calcita tipo celosía o aragonito tipo rómbico.

De los carbonatos medios, sólo las sales de metales alcalinos, amonio y Tl(I) son solubles en agua. Como resultado de una importante hidrólisis, sus soluciones tienen una reacción alcalina. Los carbonatos metálicos son más difíciles de disolver en el estado de oxidación + 2. Por el contrario, todos los bicarbonatos son muy solubles en agua. Durante las reacciones de intercambio en soluciones acuosas entre sales metálicas y Na 2 CO 3, se forman precipitados de carbonatos medios en los casos en que su solubilidad es significativamente menor que la de los hidróxidos correspondientes. Este es el caso del Ca, Sr y sus análogos, los lantánidos Ag(I), Mn(II), Pb(II) y Cd(II). Los cationes restantes, al interactuar con carbonatos disueltos como resultado de la hidrólisis, pueden dar no cangrejonatos intermedios, sino básicos o incluso hidróxidos. Los cangrejos medianos que contienen cationes con carga múltiple a veces pueden precipitarse a partir de soluciones acuosas en presencia de un gran exceso de CO 2 .

Las propiedades químicas de los carbonatos se deben a su pertenencia a la clase de sales inorgánicas de ácidos débiles. Los rasgos característicos de los carbonatos están asociados con su escasa solubilidad, así como con la inestabilidad térmica tanto de los propios cangrejos como del H 2 CO 3. Estas propiedades se utilizan en el análisis de los cangrejonatos, ya sea basándose en su descomposición con ácidos fuertes y la absorción cuantitativa del CO 2 resultante por una solución alcalina, o en la precipitación del ion CO 3 2 de la solución en forma de BaCO. 3. Cuando el exceso de CO 2 actúa sobre un precipitado de carbonato medio, se forma hidrogenocarbonato en solución, por ejemplo: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. La presencia de hidrocarbonatos en el agua natural provoca su dureza temporal. Los hidrocarbonatos, cuando se calientan ligeramente, incluso a bajas temperaturas, se transforman nuevamente en carbonatos medios que, cuando se calientan, se descomponen en óxido y CO 2. Cuanto más activo es el metal, mayor es la temperatura de descomposición de su carbonato. Así, el Na 2 CO 3 se funde sin descomposición a 857 °C, y para los carbonatos Ca, Mg y A1, las presiones de descomposición en equilibrio alcanzan 0,1 MPa a temperaturas de 820, 350 y 100 °C, respectivamente.

Los carbonatos están muy extendidos en la naturaleza, lo que se debe a la participación del CO 2 y el H 2 O en los procesos de formación de minerales. los carbonatos desempeñan un papel importante en los equilibrios globales entre el CO 2 gaseoso en la atmósfera y el CO 2 disuelto; e iones HCO 3 - y CO 3 2- en la hidrosfera y sales sólidas en la litosfera. Los minerales más importantes son calcita CaCO 3, magnesita MgCO 3, siderita FeCO 3, smithsonita ZnCO 3 y algunos otros. La piedra caliza se compone principalmente de calcita o restos esqueléticos de organismos, rara vez de aragonita. Carbonatos hidratados naturales de metales alcalinos y Mg (por ejemplo, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 · 10H 2 O), carbonatos dobles [por ejemplo, dolomita CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 también se conocen O] y básicos [malaquita CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusita 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Los más importantes son el carbonato de potasio, el carbonato de calcio y el carbonato de sodio. Muchos carbonatos naturales son minerales metálicos muy valiosos (p. ej. carbonatos de Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Los bicarbonatos desempeñan un papel fisiológico importante, siendo sustancias tampón que regulan la constancia del pH sanguíneo.

4. nitratos, sales de ácido nítrico HNO 3. Conocido por casi todos los metales; existen tanto en forma de sales anhidras M(NO 3)n (n es el estado de oxidación del metal M) como en forma de hidratos cristalinos M(NO 3)n xH 2 O (x = 1-9). De las soluciones acuosas a temperaturas cercanas a la temperatura ambiente, solo los nitratos de metales alcalinos cristalizan como anhidros, el resto, en forma de hidratos cristalinos. Las propiedades fisicoquímicas del nitrato anhidro e hidratado del mismo metal pueden diferir mucho.

Los compuestos cristalinos anhidros de nitratos del elemento d están coloreados. Convencionalmente, los nitratos se pueden dividir en compuestos con un tipo de enlace predominantemente covalente (sales de Be, Cr, Zn, Fe y otros metales de transición) y con un tipo de enlace predominantemente iónico (sales de metales alcalinos y alcalinotérreos). Los nitratos iónicos se caracterizan por una mayor estabilidad térmica, el predominio de estructuras cristalinas de mayor simetría (cúbica) y la ausencia de división de las bandas de iones nitrato en los espectros IR. Los nitratos covalentes tienen mayor solubilidad en disolventes orgánicos, menor estabilidad térmica y sus espectros IR son más complejos; Algunos nitratos covalentes son volátiles a temperatura ambiente y, cuando se disuelven en agua, se descomponen parcialmente, liberando óxidos de nitrógeno.

Todos los nitratos anhidros exhiben fuertes propiedades oxidantes debido a la presencia del ion NO 3 -, mientras que su capacidad oxidante aumenta al pasar de nitratos iónicos a covalentes. Estos últimos se descomponen entre 100 y 300°C, los iónicos, entre 400 y 600°C (NaNO 3, KNO 3 y algunos otros se funden cuando se calientan). Productos de descomposición en fases sólida y líquida. son sucesivamente nitritos, oxinitratos y óxidos, a veces metales libres (cuando el óxido es inestable, por ejemplo Ag 2 O), y en fase gaseosa: NO, NO 2, O 2 y N 2. La composición de los productos de descomposición depende de la naturaleza del metal y su grado de oxidación, velocidad de calentamiento, temperatura, composición del medio gaseoso y otras condiciones. NH 4 NO 3 detona y, cuando se calienta rápidamente, puede descomponerse con una explosión, en cuyo caso se forman N 2, O 2 y H 2 O; cuando se calienta lentamente, se descompone en N 2 O y H 2 O.

El ion NO 3 - libre en fase gaseosa tiene la estructura geométrica de un triángulo equilátero con el átomo de N en el centro, ángulos ONO ~ 120° y longitudes de enlace N-O de 0,121 nm. En los nitratos cristalinos y gaseosos, el ion NO 3 - conserva principalmente su forma y tamaño, lo que determina el espacio y la estructura de los nitratos. El ion NO 3 - puede actuar como ligando mono, bi, tridentado o puente, por lo que los nitratos se caracterizan por una amplia variedad de tipos de estructuras cristalinas.

Metales de transición en altos estados de oxidación debido a estérico. Los nitratos anhidros no pueden formar ninguna dificultad y se caracterizan por oxonitratos, por ejemplo UO 2 (NO 3) 2, NbO(NO 3) 3. Los nitratos forman una gran cantidad de sales dobles y complejas con el ion NO 3 - en la esfera interna. En medios acuosos, como resultado de la hidrólisis, los cationes de metales de transición forman hidroxonitratos (nitratos básicos) de composición variable, que también pueden aislarse en estado sólido.

Los nitratos hidratados se diferencian de los nitratos anhidros en que en sus estructuras cristalinas el ion metálico está asociado en la mayoría de los casos con moléculas de agua y no con el ion NO 3. Por lo tanto, son mejor solubles en agua que los nitratos anhidros, pero menos solubles en solventes orgánicos; son agentes oxidantes más débiles y se funden de manera incongruente en agua de cristalización en el rango de 25-100°C; Cuando se calientan nitratos hidratados, los nitratos anhidros, por regla general, no se forman, pero se produce la termólisis con la formación de hidroxonitratos y luego oxonitratos y óxidos metálicos.

En muchas de sus propiedades químicas, los nitratos son similares a otras sales inorgánicas. Los rasgos característicos de los nitratos se deben a su muy alta solubilidad en agua, su baja estabilidad térmica y su capacidad para oxidar compuestos orgánicos e inorgánicos. Cuando se reducen los nitratos, se forma una mezcla de productos que contienen nitrógeno NO 2, NO, N 2 O, N 2 o NH 3 con predominio de uno de ellos, según el tipo de agente reductor, temperatura, reacción del medio ambiente. y otros factores.

Los métodos industriales para producir nitratos se basan en la absorción de NH 3 por soluciones de HNO 3 (para NH 4 NO 3) o en la absorción de gases nitrosos (NO + NO 2) por soluciones de álcalis o carbonatos (para nitratos de metales alcalinos, Ca, Mg, Ba), así como diversas reacciones de intercambio de sales metálicas con HNO 3 o nitratos de metales alcalinos. En el laboratorio, para la obtención de nitratos anhidros se utilizan reacciones de metales de transición o sus compuestos con N 2 O 4 líquido y sus mezclas con disolventes orgánicos o reacciones con N 2 O 5.

Los nitratos Na, K (nitrato de sodio y potasio) se encuentran en forma de depósitos naturales.

Los nitratos se utilizan en muchas industrias. El nitrito de amonio (nitrato de amonio) es el principal fertilizante que contiene nitrógeno; Los nitratos de metales alcalinos y Ca también se utilizan como fertilizantes. Los nitratos son componentes de combustibles para cohetes, composiciones pirotécnicas y soluciones de grabado para teñir tejidos; Se utilizan para endurecer metales, conservar alimentos, como medicamentos y para la producción de óxidos metálicos.

Los nitratos son tóxicos. Provocan edema pulmonar, tos, vómitos, insuficiencia cardiovascular aguda, etc. La dosis letal de nitratos para los seres humanos es de 8 a 15 g, la ingesta diaria permitida es de 5 mg/kg. Para la suma de nitratos Na, K, Ca, NH3 MPC: en agua 45 mg/l", en suelo 130 mg/kg (clase de peligro 3); en verduras y frutas (mg/kg) - patatas 250, col blanca tardía 500, zanahorias tardías 250, remolachas 1400, cebollas 80, calabacines 400, melones 90, sandías, uvas, manzanas, peras 60. El incumplimiento de las recomendaciones agrotécnicas, la aplicación excesiva de fertilizantes aumenta drásticamente el contenido de nitratos en los productos agrícolas, la escorrentía superficial de campos ( 40-5500 mg/l), agua subterránea.

5. nitritos, sales de ácido nitroso HNO 2. Se utilizan principalmente nitritos de metales alcalinos y de amonio, y menos de metales alcalinotérreos y Zd, Pb y Ag. Sólo existe información fragmentaria sobre los nitritos de otros metales.

Los nitritos metálicos en el estado de oxidación +2 forman hidratos cristalinos con una, dos o cuatro moléculas de agua. Los nitritos forman sales dobles y triples, p.e. CsNO 2 AgNO 2 o Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, así como compuestos complejos, por ejemplo Na 3.

Sólo se conocen estructuras cristalinas de unos pocos nitritos anhidros. El anión NO 2 tiene una configuración no lineal; Ángulo ONO 115°, longitud del enlace H-O 0,115 nm; el tipo de enlace M-NO 2 es iónico-covalente.

Los nitritos K, Na, Ba son bien solubles en agua, los nitritos Ag, Hg, Cu son poco solubles. Al aumentar la temperatura, aumenta la solubilidad de los nitritos. Casi todos los nitritos son poco solubles en alcoholes, éteres y disolventes poco polares.

Los nitritos son térmicamente inestables; Sólo los nitritos de los metales alcalinos se funden sin descomponerse; los nitritos de otros metales se descomponen a 25-300 °C. El mecanismo de descomposición del nitrito es complejo e incluye una serie de reacciones secuenciales paralelas. Los principales productos de descomposición gaseosa son NO, NO 2, N 2 y O 2, sólido - óxido metálico o metal elemental. La liberación de grandes cantidades de gases provoca la descomposición explosiva de algunos nitritos, por ejemplo NH 4 NO 2, que se descompone en N 2 y H 2 O.

Los rasgos característicos de los nitritos están asociados con su inestabilidad térmica y la capacidad del ion nitrito para ser tanto un agente oxidante como un agente reductor, dependiendo del medio ambiente y la naturaleza de los reactivos. En un ambiente neutro, los nitritos generalmente se reducen a NO; en un ambiente ácido, se oxidan a nitratos. El oxígeno y el CO 2 no interactúan con los nitritos sólidos y sus soluciones acuosas. Los nitritos favorecen la descomposición de sustancias orgánicas que contienen nitrógeno, en particular aminas, amidas, etc. Con haluros orgánicos RXH. reaccionan para formar nitritos RONO y compuestos nitro RNO 2 .

La producción industrial de nitritos se basa en la absorción de gas nitroso (mezcla de NO + NO 2) con soluciones de Na 2 CO 3 o NaOH con cristalización secuencial de NaNO 2; Los nitritos de otros metales se obtienen en la industria y los laboratorios mediante la reacción de intercambio de sales metálicas con NaNO 2 o mediante la reducción de nitratos de estos metales.

Los nitritos se utilizan para la síntesis de colorantes azoicos, en la producción de caprolactama, como agentes oxidantes y reductores en las industrias del caucho, textil y metalúrgica, como conservantes de alimentos. Los nitritos, como el NaNO 2 y el KNO 2, son tóxicos y provocan dolores de cabeza, vómitos, depresión respiratoria, etc. Cuando se envenena con NaNO 2, se forma metahemoglobina en la sangre y se dañan las membranas de los glóbulos rojos. Es posible formar nitrosaminas a partir de NaNO 2 y aminas directamente en el tracto gastrointestinal.

6. Sulfatos, sales de ácido sulfúrico. Se conocen sulfatos medios con el anión SO 4 2-, o hidrosulfatos, con el anión HSO 4 -, básicos, que contienen, junto con el anión SO 4 2-, grupos OH, por ejemplo Zn 2 (OH) 2 SO 4. También existen sulfatos dobles que contienen dos cationes diferentes. Estos incluyen dos grandes grupos de sulfatos: alumbre y schenitas M 2 E (SO 4) 2 · 6H 2 O, donde M es un catión con carga simple, E es Mg, Zn y otros cationes con doble carga. Sulfato triple conocido K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineral polihalita), sulfatos básicos dobles, por ejemplo, minerales de los grupos alunita y jarosita M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 y M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, donde M es un catión con carga simple, los sulfatos pueden formar parte de sales mixtas, por ejemplo 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkeita mineral), MgSO 4 KCl. 3H2O (kainita).

Los sulfatos son sustancias cristalinas, medias y ácidas en la mayoría de los casos, muy solubles en agua. Los sulfatos de calcio, estroncio, plomo y algunos otros son poco solubles, BaSO 4 y RaSO 4 son prácticamente insolubles. Los sulfatos básicos suelen ser poco solubles o prácticamente insolubles, o se hidrolizan con agua. A partir de soluciones acuosas, los sulfatos pueden cristalizar en forma de hidratos cristalinos. Los hidratos cristalinos de algunos metales pesados ​​se denominan vitriolos; sulfato de cobre CuSO 4 · 5H 2 O, sulfato de hierro FeSO 4 · 7H 2 O.

Los sulfatos de metales alcalinos medios son térmicamente estables, mientras que los sulfatos ácidos se descomponen cuando se calientan y se convierten en pirosulfatos: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Los sulfatos medios de otros metales, así como los sulfatos básicos, cuando se calientan a temperaturas suficientemente altas, por regla general, se descomponen con la formación de óxidos metálicos y la liberación de SO 3.

Los sulfatos se encuentran ampliamente distribuidos en la naturaleza. Se encuentran en forma de minerales, por ejemplo, yeso CaSO 4 H 2 O, mirabilita Na 2 SO 4 · 10H 2 O, y también forman parte del agua de mar y río.

Se pueden obtener muchos sulfatos mediante la interacción del H 2 SO 4 con metales, sus óxidos e hidróxidos, así como mediante la descomposición de sales de ácido volátil con ácido sulfúrico.

Los sulfatos inorgánicos se utilizan ampliamente. Por ejemplo, el sulfato de amonio es un fertilizante nitrogenado, el sulfato de sodio se utiliza en las industrias del vidrio, el papel, la producción de viscosa, etc. Los minerales de sulfato natural son materias primas para la producción industrial de compuestos de diversos metales, materiales de construcción, etc.

7. sulfitos, sales de ácido sulfuroso H 2 SO 3. Hay sulfitos medianos con el anión SO 3 2- y ácidos (hidrosulfitos) con el anión HSO 3 -. Los sulfitos medios son sustancias cristalinas. Los sulfitos de amonio y metales alcalinos son muy solubles en agua; solubilidad (g en 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Los hidrosulfitos se forman en soluciones acuosas. Los sulfitos de metales alcalinotérreos y algunos otros metales son prácticamente insolubles en agua; solubilidad de MgSO 3 1 g en 100 g (40°C). Hidratos cristalinos conocidos (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, etc.

Los sulfitos anhidros, cuando se calientan sin acceso al aire en recipientes sellados, se dividen de manera desproporcionada en sulfuros y sulfatos, cuando se calientan en una corriente de N 2, pierden SO 2 y cuando se calientan en el aire, se oxidan fácilmente a sulfatos. Con SO 2 en un ambiente acuoso, los sulfitos medios forman hidrosulfitos. Los sulfitos son agentes reductores relativamente fuertes; se oxidan en soluciones con cloro, bromo, H 2 O 2, etc., a sulfatos. Se descomponen con ácidos fuertes (por ejemplo, HC1) con liberación de SO 2.

Los hidrosulfitos cristalinos son conocidos por K, Rb, Cs, NH 4 +, son inestables. Los hidrosulfitos restantes existen sólo en soluciones acuosas. Densidad de NH4HSO3 2,03 g/cm3; solubilidad en agua (g en 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Cuando se calientan hidrosulfitos cristalinos de Na o K o cuando la solución de pulpa abundante se satura con SO 2 M 2 SO 3, se forman pirosulfitos (obsoletos - metabisulfitos) M 2 S 2 O 5: sales del desconocido ácido pirosulfúrico libre H 2 S 2 O5; cristales inestables; densidad (g/cm3): Na2S2O5 1,48, K2S2O5 2,34; por encima de ~ 160 °C se descomponen con liberación de SO 2; disolver en agua (con descomposición en HSO 3 -), solubilidad (g en 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formar hidratos Na 2 S 2 O 5 7H 2 O y ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; agentes reductores.

Los sulfitos de metales alcalinos medios se preparan haciendo reaccionar una solución acuosa de M 2 CO 3 (o MOH) con SO 2 y MSO 3 haciendo pasar SO 2 a través de una suspensión acuosa de MCO 3; Utilizan principalmente SO 2 de los gases de escape de la producción de ácido sulfúrico por contacto. Los sulfitos se utilizan para blanquear, teñir y estampar tejidos, fibras, cueros para la conservación del grano, piensos verdes y residuos industriales de piensos (NaHSO 3,

Na2S2O5). CaSO 3 y Ca(HSO 3) 2 son desinfectantes en las industrias vitivinícola y azucarera. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - componentes del licor de sulfito durante la fabricación de pulpa; (NH 4) 2 SO 3 - absorbente de SO 2; NaHSO 3 es un absorbente de H 2 S de gases residuales industriales, un agente reductor en la producción de tintes de azufre. K 2 S 2 O 5: componente de fijadores ácidos en fotografía, antioxidante y antiséptico.

Métodos para separar mezclas.

1. Filtración, separación de sistemas no homogéneos líquido - partículas sólidas (suspensiones) y gas - partículas sólidas mediante tabiques filtrantes porosos (FP), que dejan pasar el líquido o el gas, pero retienen las partículas sólidas. La fuerza impulsora del proceso es la diferencia de presión a ambos lados de la transición de fase.

Al separar suspensiones, las partículas sólidas suelen formar una capa de sedimento húmedo sobre el FP, que, si es necesario, se lava con agua u otro líquido y también se deshidrata soplando aire u otro gas a través de él. La filtración se lleva a cabo con una diferencia de presión constante o con una velocidad de proceso constante w (la cantidad de filtrado por m 3 que pasa a través de 1 m 2 de la superficie del FP por unidad de tiempo). Con una diferencia de presión constante, la suspensión se suministra al filtro bajo vacío o sobrepresión, así como mediante una bomba de pistón; Cuando se utiliza una bomba centrífuga, la diferencia de presión aumenta y la velocidad del proceso disminuye.

Dependiendo de la concentración de las suspensiones, se distinguen varios tipos de filtración. A una concentración superior al 1%, la filtración se produce con formación de un precipitado, y a una concentración inferior al 0,1%, con obstrucción de los poros del FP (clarificación de líquidos). Si no se forma una capa de sedimento suficientemente densa en el FP y entran partículas sólidas en el filtrado, filtrar utilizando materiales auxiliares finamente dispersos (tierra de diatomeas, perlita), que se aplican previamente al FP o se agregan a la suspensión. A una concentración inicial inferior al 10%, es posible una separación parcial y un espesamiento de las suspensiones.

Hay filtros continuos y periódicos. Para este último, las principales etapas de trabajo son la filtración, el lavado del sedimento, su deshidratación y descarga. En este caso es aplicable la optimización según los criterios de mayor productividad y menores costes. Si no se realizan lavado ni deshidratación y se puede despreciar la resistencia hidráulica del tabique, entonces la mayor productividad se logra cuando el tiempo de filtración es igual a la duración de las operaciones auxiliares.

Son aplicables los FP flexibles hechos de algodón, lana, tejidos sintéticos y de vidrio, así como los FP no tejidos hechos de fibras naturales y sintéticas y los inflexibles: cerámica, cermet y espuma. Las direcciones de movimiento del filtrado y la acción de la gravedad pueden ser opuestas, coincidentes o mutuamente perpendiculares.

Los diseños de filtros son variados. Uno de los más habituales es el filtro de vacío de tambor giratorio (ver figura) de acción continua, en el que los sentidos de movimiento del filtrado y la acción de la gravedad son opuestos. La sección del dispositivo de distribución conecta las zonas I y II con una fuente de vacío y las zonas III y IV con una fuente de aire comprimido. El filtrado y el líquido de lavado de las zonas I y II entran en receptores separados. También se ha generalizado un filtro prensa periódico automatizado con cámaras horizontales, tejido filtrante en forma de cinta sin fin y membranas elásticas para la deshidratación de lodos mediante prensado. Realiza operaciones alternas de llenado de cámaras con suspensión, filtrado, lavado y deshidratación de sedimentos, desconectando cámaras adyacentes y eliminando sedimentos.

2.Cristalización fraccionada

Se distinguen los siguientes tipos de cristalización fraccionada: masa, sobre superficies enfriadas, direccional, zona de fusión.

Cristalización masiva. El método consiste en obtener simultáneamente un gran número de cristales a lo largo de todo el volumen del aparato. La industria ha implementado varias opciones para la cristalización en masa, que se lleva a cabo en aparatos que funcionan periódica o continuamente: los capacitivos, equipados con camisas de enfriamiento externas o bobinas internas y, a menudo, dispositivos de mezcla; tubular, raspador, disco, tornillo, etc. Debido a la falta de métodos de cálculo, el parámetro a e durante la cristalización en masa se encuentra experimentalmente.

Cristalización con transferencia de calor a través de la pared. En el caso de las masas fundidas, el proceso se realiza enfriándolas. Durante la cristalización de soluciones, la elección del modo de proceso está determinada principalmente por la naturaleza de la dependencia de la solubilidad de las sustancias de la temperatura. Si la solubilidad de una sustancia cambia poco con la temperatura (por ejemplo, NaCI en agua), la cristalización se lleva a cabo mediante la evaporación parcial o casi completa de una solución saturada a temperatura constante (cristalización isotérmica). Las sustancias cuya solubilidad depende en gran medida de la temperatura (por ejemplo, KNO 3 en agua) se cristalizan enfriando soluciones calientes, mientras que la cantidad inicial de disolvente contenida en el líquido madre no cambia en el sistema (cristalización isohidrica). Los cristales resultantes, dependiendo de sus propiedades, forma y condiciones del proceso, capturan diferentes cantidades de aguas madre. Su contenido en fase sólida en forma de inclusiones en poros, grietas y cavidades depende significativamente del método de separación de cristales y aguas madre. Entonces, al separar cristales en un filtro de vacío de tambor, la concentración de la solución madre en ellos es del 10 al 30%, en un filtro centrífugo, del 3 al 10%.

Las principales ventajas del proceso: alta productividad, falta de contacto entre la mezcla a separar y el refrigerante, simplicidad de instrumentación; desventajas: coeficiente de transferencia de calor relativamente bajo, superficies de enfriamiento incrustadas, gran captura de aguas madre por los cristales, necesidad de instalar equipos adicionales para separar las fases sólidas y líquidas, rendimiento insuficientemente alto de producto cristalino. Ejemplos de aplicación: preparación de cloruros de K y Na a partir de silvinita, separación de isómeros de xileno.

3. La evaporación se realiza para concentrar la solución, aislar la sustancia disuelta u obtener un disolvente puro. Principalmente las soluciones acuosas se someten a evaporación. El refrigerante suele ser vapor de agua (presión 1,0-1,2 MPa), que se denomina calefactor o primario; El vapor que se forma cuando la solución hierve se llama secundario. La fuerza impulsora de la evaporación, la diferencia de temperatura entre el vapor calentado y la solución en ebullición, se denomina útil. Siempre es menor que la diferencia de temperatura entre el vapor primario y secundario. Esto se debe al hecho de que la solución hierve a una temperatura más alta que el disolvente puro (depresión físico-química o de concentración). Además, el punto de ebullición de la solución aumenta debido a la mayor presión en la solución que en el espacio de vapor. Razones del aumento de presión: presión hidrostática de la solución; resistencia hidráulica al mover una mezcla hirviendo (vapor-líquido); un aumento en la velocidad de movimiento de esta mezcla debido a que ocupa un volumen significativamente mayor que la solución original (depresión hidrostática, hidráulica e inercial, respectivamente).

Para la evaporación se utilizan dispositivos que funcionan bajo presión o vacío. Sus elementos principales: cámara de calentamiento; un separador para separar la mezcla vapor-líquido para recoger una solución concentrada; un tubo de circulación a través del cual la solución regresa del separador a la cámara (con evaporación repetida). El diseño del aparato está determinado principalmente por la composición, las propiedades fisicoquímicas, el grado requerido de concentración de las soluciones, su tendencia a formar incrustaciones y espuma (las incrustaciones reducen drásticamente el coeficiente de transferencia de calor, altera la circulación de la solución y puede causar corrosión en uniones soldadas y los elevados precios aumentan el traspaso de la solución al ferry secundario).

Los más habituales son los dispositivos verticales con cámaras calefactoras tubulares, cuya superficie calefactora alcanza los 1250 m 2. En tales dispositivos, la solución está en la tubería y el vapor de calentamiento está en el espacio entre tubos de la cámara. La circulación de la solución en ellos puede ser natural o forzada, creada mediante una bomba especial.

Evaporación de soluciones insaturadas de baja viscosidad (l hasta 6-8 mPa -s) de sales altamente solubles que no precipitan durante la concentración (por ejemplo, NaNO 2, NaNO 3, NH 4 NO 3, KC1) y no forman incrustaciones. Generalmente se lleva a cabo en aparatos de evaporación con circulación natural, en cuyos tubos calefactores la solución no solo se calienta, sino que también hierve. Para evaporar soluciones de sustancias poco solubles que precipitan al concentrarlas [por ejemplo, CaCO 3, CaSO 4, Mg(OH) 2, aluminosilicato de Na], así como para desalinizar agua de mar, se utilizan aparatos sobre cuya cámara de calentamiento Se instala un sistema de circulación de elevación adicional en una tubería que proporciona circulación natural de alta velocidad. Para evaporar productos altamente espumosos y sensibles al calor, por ejemplo en la producción de levadura, enzimas, antibióticos, jugos de frutas, café instantáneo, se utilizan evaporadores de película vertical, en los que la concentración se produce como resultado de un solo movimiento de una capa delgada ( película) de solución junto con vapor secundario a lo largo de tubos de 6-8 m de longitud (superficie de calentamiento de hasta 2200 m2). Las ventajas de estos dispositivos: ausencia de efecto hidrostático, baja resistencia hidráulica, alto coeficiente de transferencia de calor, alta productividad con volúmenes relativamente pequeños

4. Centrifugación, separación de suspensiones, emulsiones y sistemas de tres componentes (emulsiones que contienen una fase sólida) bajo la influencia de fuerzas centrífugas. Se utiliza para aislar fracciones de suspensiones y emulsiones, así como para determinar los pesos moleculares de polímeros y análisis de dispersiones.

La centrifugación se lleva a cabo utilizando máquinas especiales: centrífugas, cuya parte principal es un rotor (tambor) que gira a alta velocidad alrededor de su eje, creando así un campo de fuerzas centrífugas de hasta 20.000 g en centrífugas industriales y hasta 350.000 g en los de laboratorio (g - aceleración de caída libre). La centrifugación se puede realizar según los principios de sedimentación o filtración, respectivamente, en centrífugas con rotor macizo o perforado cubierto con material filtrante. Existen dos tipos de centrífugas: 1) de acción periódica, en las que la suspensión se introduce en la parte central del rotor hueco durante su rotación; Las partículas sólidas se depositan en la superficie interior del rotor y se descargan de él a través de un especial. boquillas o a través de ranuras que se abren periódicamente, se retira el líquido clarificado (centrado) de la parte superior de su parte; 2) acción continua, en la que la suspensión se alimenta a lo largo del eje de un rotor hueco y el sedimento resultante se descarga mediante un tornillo que gira dentro del rotor a una velocidad ligeramente diferente a la del rotor (Fig. 1).

La centrifugación basada en el principio de filtración se utiliza con mayor frecuencia para separar suspensiones y lodos con un contenido relativamente bajo de fase líquida y se lleva a cabo en máquinas que funcionan cíclicamente. La suspensión se introduce en porciones en un rotor que gira continuamente; Después de llenar parte del rotor con sedimento, se detiene el suministro de suspensión, se exprime la fase líquida y el sedimento se corta con un cuchillo y se retira. También se utilizan centrífugas con descarga pulsante de sedimentos mediante empujador (pistón vibratorio, con pistón pulsante), así como con descarga hidráulica, cuando la fase sólida condensada se retira de un rotor equipado con un paquete de placas cónicas a través de boquillas.

Bibliografía

Cap. editor I.L. Knunyants. Gran diccionario enciclopédico de química. Moscú 1998

Cap. editor I.L. Knunyants. Enciclopedia química. Moscú1998

N. Ya. Loginov, A. G. Voskresensky, I. S. Solodin. Química analítica. Moscú 1979

R. A. Lidin. Manual de química general e inorgánica. Moscú 1997

R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva. Propiedades químicas de sustancias inorgánicas. Moscú 1997

A. V. Suvorov, A. A. Kartsafa y otros El fascinante mundo de las transformaciones químicas. San Petersburgo 1998

E. V. Barkovsky. Introducción a la química de elementos biogénicos y análisis químicos. Moscú 1997

Que constan de un anión (residuo ácido) y un catión (átomo metálico). En la mayoría de los casos se trata de sustancias cristalinas de varios colores y con diferente solubilidad en agua. El representante más simple de esta clase de compuestos es (NaCl).

Las sales se dividen en ácidas, normales y básicas.

Los normales (medios) se forman en los casos en que todos los átomos de hidrógeno de un ácido se reemplazan por átomos metálicos o cuando todos los grupos hidroxilo de la base se reemplazan por residuos ácidos de ácidos (por ejemplo, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). Durante la disociación electrolítica, se descomponen en aniones metálicos cargados positivamente y residuos ácidos cargados negativamente.

Propiedades químicas de las sales de este grupo:

Se descompone cuando se expone a altas temperaturas;

Están sujetos a hidrólisis (interacción con el agua);

Entran en reacciones de intercambio con ácidos, otras sales y bases. Vale la pena recordar algunas características de estas reacciones:

Una reacción con un ácido tiene lugar sólo cuando es diferente de aquel de donde proviene la sal;

Una reacción con una base ocurre cuando se forma una sustancia insoluble;

Una solución salina reacciona con un metal si se encuentra en la serie de voltaje electroquímico a la izquierda del metal que forma parte de la sal;

Los compuestos de sal en soluciones interactúan entre sí si se forma un producto metabólico insoluble;

Redox, que puede estar asociado a las propiedades de un catión o anión.

Las sales ácidas se obtienen en los casos en que solo una parte de los átomos de hidrógeno del ácido se reemplazan por átomos metálicos (por ejemplo, NaHSO4, CaHPO4). Durante la disociación electrolítica, forman hidrógeno y cationes metálicos, aniones del residuo ácido, por lo que las propiedades químicas de las sales de este grupo incluyen las siguientes características tanto de las sales como de los compuestos ácidos:

Sujeto a descomposición térmica con formación de sal media;

Reacciona con álcali para formar sal normal.

Las sales básicas se obtienen en los casos en que solo una parte de los grupos hidroxilo de las bases se reemplaza por residuos ácidos de ácidos (por ejemplo, Cu (OH) o Cl, Fe (OH) CO3). Estos compuestos se disocian en cationes metálicos y aniones hidroxilo y ácidos. Las propiedades químicas de las sales de este grupo incluyen características químicas características tanto de las sustancias salinas como de las bases al mismo tiempo:

Caracterizado por descomposición térmica;

Interactuar con el ácido.

También existe el concepto de complejo y

Los complejos contienen un anión o catión complejo. Las propiedades químicas de las sales de este tipo incluyen reacciones de destrucción de complejos, acompañadas de la formación de compuestos poco solubles. Además, son capaces de intercambiar ligandos entre las esferas interior y exterior.

Los dobles tienen dos cationes diferentes y pueden reaccionar con soluciones alcalinas (reacción de reducción).

Métodos para obtener sales.

Estas sustancias se pueden obtener de las siguientes formas:

La interacción de ácidos con metales que son capaces de desplazar átomos de hidrógeno;

En la reacción de bases y ácidos, cuando los grupos hidroxilo de las bases se intercambian con los residuos ácidos de los ácidos;

La acción de los ácidos sobre anfóteros y sales o metales;

La acción de las bases sobre los óxidos ácidos;

Reacción entre óxidos ácidos y básicos;

La interacción de sales entre sí o con metales;

Obtención de sales de reacciones de metales con no metales;

Los compuestos de sales ácidas se obtienen haciendo reaccionar una sal promedio con un ácido del mismo nombre;

Las sustancias salinas básicas se obtienen haciendo reaccionar la sal con una pequeña cantidad de álcali.

Entonces, las sales se pueden obtener de muchas maneras, ya que se forman como resultado de muchas reacciones químicas entre diversas sustancias y compuestos inorgánicos.

La ciencia química moderna representa muchas ramas diferentes y cada una de ellas, además de su base teórica, tiene una gran importancia aplicada y práctica. Todo lo que tocas, todo lo que te rodea es un producto químico. Las secciones principales son la química orgánica e inorgánica. Consideremos qué clases principales de sustancias se clasifican como inorgánicas y qué propiedades tienen.

Principales categorías de compuestos inorgánicos.

Estos incluyen lo siguiente:

1. Óxidos.
2. Sal.
3. Jardines.
4. Ácidos.

Cada una de las clases está representada por una amplia variedad de compuestos de naturaleza inorgánica y es importante en casi cualquier estructura de la actividad económica e industrial humana. Todas las propiedades principales características de estos compuestos, su aparición en la naturaleza y su producción se estudian obligatoriamente en un curso de química escolar, en los grados 8-11.

Existe una tabla general de óxidos, sales, bases, ácidos, que presenta ejemplos de cada sustancia y su estado de agregación y aparición en la naturaleza. También se muestran las interacciones que describen propiedades químicas. Sin embargo, veremos cada una de las clases por separado y con más detalle.

Grupo de compuestos - óxidos

4. Reacciones como resultado de qué elementos cambian el CO

Yo +n O + C = Yo 0 + CO

1. Agua reactiva: formación de ácidos (excepción SiO 2)

CO + agua = ácido

2. Reacciones con bases:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reacciones con óxidos básicos: formación de sales.

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Reacciones OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Presentan propiedades duales e interactúan según el principio del método ácido-base (con ácidos, álcalis, óxidos básicos, óxidos ácidos). No interactúan con el agua.

1. Con ácidos: formación de sales y agua.

AO + ácido = sal + H 2 O

2. Con bases (álcalis): formación de hidroxocomplejos

Al 2 O 3 + LiOH + agua = Li

3. Reacciones con óxidos ácidos: obtención de sales

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reacciones con OO: formación de sales, fusión.

MnO + Rb 2 O = sal doble Rb 2 MnO 2

5. Reacciones de fusión con álcalis y carbonatos de metales alcalinos: formación de sales.

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Cada óxido superior, formado por un metal o un no metal, cuando se disuelve en agua, da un ácido o álcali fuerte.

Ácidos orgánicos e inorgánicos.

En el sonido clásico (basado en las posiciones de ED - disociación electrolítica - los ácidos son compuestos que en un ambiente acuoso se disocian en cationes H + y aniones de residuos ácidos An -. Sin embargo, hoy en día los ácidos se han estudiado cuidadosamente en condiciones anhidras, por lo que existen Hay muchas teorías diferentes sobre los hidróxidos.

Las fórmulas empíricas de óxidos, bases, ácidos y sales constan únicamente de símbolos, elementos e índices que indican su cantidad en una sustancia. Por ejemplo, los ácidos inorgánicos se expresan mediante la fórmula H + residuo ácido n-. Las sustancias orgánicas tienen una representación teórica diferente. Además de la empírica, puedes escribirles una fórmula estructural completa y abreviada, que reflejará no solo la composición y cantidad de la molécula, sino también el orden de los átomos, su conexión entre sí y la función principal. grupo para ácidos carboxílicos -COOH.

En los inorgánicos, todos los ácidos se dividen en dos grupos:

• sin oxígeno: HBr, HCN, HCL y otros;
• que contienen oxígeno (oxoácidos) - HClO 3 y todo lo que contiene oxígeno.

Los ácidos inorgánicos también se clasifican por estabilidad (estables o estables, todo excepto carbónico y sulfuroso, inestables o inestables, carbónico y sulfuroso). En términos de fuerza, los ácidos pueden ser fuertes: sulfúrico, clorhídrico, nítrico, perclórico y otros, así como débiles: sulfuro de hidrógeno, hipocloroso y otros.

La química orgánica no ofrece la misma variedad. Los ácidos que son de naturaleza orgánica se clasifican como ácidos carboxílicos. Su característica común es la presencia del grupo funcional -COOH. Por ejemplo, HCOOH (fórmico), CH 3 COOH (acético), C 17 H 35 COOH (esteárico) y otros.

Hay una serie de ácidos en los que se hace especial hincapié al considerar este tema en un curso de química escolar.

1. Solyanaya.
2. Nitrógeno.
3. Ortofosfórico.
4. Hidrobromico.
5. Carbón.
6. Yoduro de hidrógeno.
7. Sulfúrico.
8. Acético o etano.
9. Butano o aceite.
10. Benjuí.

Estos 10 ácidos en química son sustancias fundamentales de la clase correspondiente tanto en el curso escolar como en general en la industria y la síntesis.

Propiedades de los ácidos inorgánicos.

Las principales propiedades físicas incluyen, en primer lugar, los diferentes estados de agregación. Después de todo, hay una serie de ácidos que en condiciones normales se presentan en forma de cristales o polvos (bórico, ortofosfórico). La gran mayoría de los ácidos inorgánicos conocidos son líquidos diferentes. Los puntos de ebullición y fusión también varían.

Los ácidos pueden provocar quemaduras graves, ya que tienen el poder de destruir el tejido orgánico y la piel. Los indicadores se utilizan para detectar ácidos:

• naranja de metilo (en ambiente normal - naranja, en ácidos - rojo),
• tornasol (en neutro - violeta, en ácidos - rojo) o algunos otros.

Las propiedades químicas más importantes incluyen la capacidad de interactuar con sustancias tanto simples como complejas.

Al interactuar con metales, no todos los ácidos reaccionan por igual. La química (noveno grado) en la escuela implica un estudio muy superficial de tales reacciones, sin embargo, incluso en este nivel se consideran las propiedades específicas de los ácidos nítrico y sulfúrico concentrados cuando interactúan con metales.

Hidróxidos: álcalis, bases anfóteras y insolubles.

Óxidos, sales, bases, ácidos: todas estas clases de sustancias tienen una naturaleza química común, que se explica por la estructura de la red cristalina, así como por la influencia mutua de los átomos en las moléculas. Sin embargo, si fuera posible dar una definición muy específica para los óxidos, entonces resulta más difícil hacerlo para los ácidos y las bases.

Al igual que los ácidos, las bases, según la teoría de la DE, son sustancias que pueden descomponerse en una solución acuosa en cationes metálicos Me n + y aniones de grupos hidroxilo OH - .

• Solubles o álcalis (bases fuertes que cambian. Formadas por metales de los grupos I y II. Ejemplo: KOH, NaOH, LiOH (es decir, se tienen en cuenta elementos solo de los subgrupos principales);
• Ligeramente soluble o insoluble (fuerza media, no cambia el color de los indicadores). Ejemplo: hidróxido de magnesio, hierro (II), (III) y otros.
• Molecular (bases débiles, en un ambiente acuoso se disocian reversiblemente en iones moleculares). Ejemplo: N 2 H 4, aminas, amoniaco.
• Hidróxidos anfóteros (muestran propiedades duales de ácido básico). Ejemplo: berilio, zinc, etc.

Cada grupo presentado se estudia en el curso de química escolar en la sección “Fundamentos”. La química en los grados 8-9 implica un estudio detallado de álcalis y compuestos poco solubles.

Principales propiedades características de las bases.

Todos los álcalis y compuestos poco solubles se encuentran en la naturaleza en estado cristalino sólido. Al mismo tiempo, sus temperaturas de fusión suelen ser bajas y los hidróxidos poco solubles se descomponen cuando se calientan. El color de las bases es diferente. Si los álcalis son blancos, los cristales de bases moleculares y poco solubles pueden ser de colores muy diferentes. La solubilidad de la mayoría de los compuestos de esta clase se puede ver en la tabla, que presenta las fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sales y muestra su solubilidad.

Los álcalis pueden cambiar el color de los indicadores de la siguiente manera: fenolftaleína - carmesí, naranja de metilo - amarillo. Esto está garantizado por la presencia libre de grupos hidroxo en la solución. Es por eso que las bases poco solubles no dan tal reacción.

Las propiedades químicas de cada grupo de bases son diferentes.

Estas son la mayoría de las propiedades químicas que exhiben las bases. La química de las bases es bastante sencilla y sigue las leyes generales de todos los compuestos inorgánicos.

Clase de sales inorgánicas. Clasificación, propiedades físicas.

Según las disposiciones de la ED, las sales pueden denominarse compuestos inorgánicos que se disocian en una solución acuosa en cationes metálicos Me +n y aniones de residuos ácidos An n-. Así es como puedes imaginar las sales. La química da más de una definición, pero esta es la más precisa.

Además, según su naturaleza química, todas las sales se dividen en:

• Ácido (que contiene un catión de hidrógeno). Ejemplo: NaHSO4.
• Básico (que contiene un grupo hidroxo). Ejemplo: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Medio (consiste únicamente en un catión metálico y un residuo ácido). Ejemplo: NaCL, CaSO 4.
• Doble (incluye dos cationes metálicos diferentes). Ejemplo: NaAl(SO 4) 3.
• Complejo (hidroxocomplejos, aquacomplejos y otros). Ejemplo: K 2.

Las fórmulas de las sales reflejan su naturaleza química y también indican la composición cualitativa y cuantitativa de la molécula.

Los óxidos, sales, bases y ácidos tienen diferentes propiedades de solubilidad, que se pueden consultar en la tabla correspondiente.

Si hablamos del estado de agregación de las sales, entonces debemos notar su uniformidad. Existen sólo en estado sólido, cristalino o en polvo. La gama de colores es bastante variada. Las soluciones de sales complejas suelen tener colores brillantes y saturados.

Interacciones químicas para la clase de sales medias.

Tienen propiedades químicas similares a las de las bases, los ácidos y las sales. Los óxidos, como ya hemos examinado, se diferencian algo de ellos en este factor.

En total, se pueden distinguir 4 tipos principales de interacciones para las sales medias.

I. Interacción con ácidos (solo fuertes desde el punto de vista de la DE) con la formación de otra sal y un ácido débil:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacciones con hidróxidos solubles produciendo sales y bases insolubles:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sal soluble + Cu(OH)2 base insoluble

III. Reacción con otra sal soluble para formar una sal insoluble y otra soluble:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reacciones con metales situados en el EHRNM a la izquierda del que forma la sal. En este caso, el metal que reacciona no debería interactuar con el agua en condiciones normales:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Estos son los principales tipos de interacciones características de las sales medias. Las fórmulas de las sales complejas, básicas, dobles y ácidas hablan por sí solas de la especificidad de las propiedades químicas exhibidas.

Las fórmulas de óxidos, bases, ácidos y sales reflejan la esencia química de todos los representantes de estas clases de compuestos inorgánicos y, además, dan una idea del nombre de la sustancia y sus propiedades físicas. Por tanto, se debe prestar especial atención a su redacción. La ciencia de la química, generalmente asombrosa, nos ofrece una gran variedad de compuestos. Óxidos, bases, ácidos, sales: esto es sólo una parte de la inmensa diversidad.

1. Las bases reaccionan con los ácidos para formar sal y agua:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

2. Con óxidos ácidos, formando sal y agua:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

3. Los álcalis reaccionan con óxidos e hidróxidos anfóteros, formando sal y agua:

2NaOH + Cr 2 O 3 = 2NaCrO 2 + H 2 O

KOH + Cr(OH)3 = KCrO2 + 2H2O

4. Los álcalis reaccionan con sales solubles, formando una base débil, un precipitado o un gas:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2NaCl

base

2KOH + (NH 4) 2 SO 4 = 2NH 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4

Ba(OH)2 + Na2CO3 = BaCO3¯ + 2NaOH

5. Los álcalis reaccionan con algunos metales, que corresponden a óxidos anfóteros:

2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na + 3H2

6. Efecto del álcali sobre el indicador:

OH - + fenolftaleína ® color carmesí

OH - + tornasol ® color azul

7. Descomposición de algunas bases al calentarse:

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Hidróxidos anfóteros– compuestos químicos que presentan propiedades tanto de bases como de ácidos. Los hidróxidos anfóteros corresponden a óxidos anfóteros (ver párrafo 3.1).

Los hidróxidos anfóteros suelen escribirse en forma de base, pero también se pueden representar en forma de ácido:

Zn(OH)2ÛH2ZnO2

base

Propiedades químicas de los hidróxidos anfóteros.

1. Los hidróxidos anfóteros interactúan con ácidos y óxidos ácidos:

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O

Be(OH) 2 + SO 3 = BeSO 4 + H 2 O

2. Interactuar con álcalis y óxidos básicos de metales alcalinos y alcalinotérreos:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O;

Metaaluminato de sodio ácido H 3 AlO 3

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Todos los hidróxidos anfóteros son electrolitos débiles.

Sales

Sales- Son sustancias complejas formadas por iones metálicos y un residuo ácido. Las sales son productos de la sustitución total o parcial de iones de hidrógeno por iones metálicos (o amonio) en ácidos. Tipos de sales: media (normal), ácida y básica.

Sales medias- estos son los productos de la sustitución completa de cationes de hidrógeno en ácidos con iones metálicos (o amonio): Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl, etc.

Propiedades químicas de las sales medianas.

1. Las sales interactúan con ácidos, álcalis y otras sales, formando un electrolito débil o un precipitado; o gasolina:

Ba(NO 3) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2HNO 3

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ¯ + 2NaOH

CaCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl¯ + Ca(NO 3) 2

2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

base

NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 + H 2 O + NaNO 3

2. Las sales interactúan con metales más activos. Un metal más activo desplaza a un metal menos activo de la solución salina (Apéndice 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Sales ácidas- estos son productos de sustitución incompleta de cationes de hidrógeno en ácidos con iones metálicos (o amonio): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4, etc. Las sales ácidas sólo pueden formarse mediante ácidos polibásicos. Casi todas las sales ácidas son muy solubles en agua.

Obtener sales ácidas y convertirlas en sales medias.

1. Las sales ácidas se obtienen haciendo reaccionar un exceso de ácido u óxido de ácido con una base:

H2CO3 + NaOH = NaHCO3 + H2O

CO2 + NaOH = NaHCO3

2. Cuando el exceso de ácido interactúa con el óxido básico:

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

3. Las sales ácidas se obtienen a partir de sales medianas añadiendo ácido:

· epónimo

Na2SO3 + H2SO3 = 2NaHSO3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Las sales ácidas se convierten en sales medias utilizando álcali:

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O

Sales basicas– estos son productos de sustitución incompleta de grupos hidroxo (OH - ) bases con residuo ácido: MgOHCl, AlOHSO 4, etc. Las sales básicas sólo pueden formarse a partir de bases débiles de metales polivalentes. Estas sales son generalmente poco solubles.

Obtención de sales básicas y conversión a sales medias.

1. Las sales básicas se obtienen haciendo reaccionar un exceso de base con un ácido u óxido de ácido:

Mg(OH)2 + HCl = MgOHCl¯ + H2O

hidroxo-

cloruro de magnesio

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidroxo-

sulfato de hierro (III)

2. Las sales básicas se forman a partir de sal media añadiendo una falta de álcali:

Fe 2 (SO 4) 3 + 2NaOH = 2FeOHSO 4 + Na 2 SO 4

3. Las sales básicas se convierten en sales medias añadiendo un ácido (preferiblemente el que corresponda a la sal):

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O

2MgOHCl + H 2 SO 4 = MgCl 2 + MgSO 4 + 2H 2 O

ELECTROLITOS

Electrolitos- Se trata de sustancias que se desintegran en iones en solución bajo la influencia de moléculas de disolvente polar (H 2 O). Según su capacidad para disociarse (descomponerse en iones), los electrolitos se dividen convencionalmente en fuertes y débiles. Los electrolitos fuertes se disocian casi por completo (en soluciones diluidas), mientras que los electrolitos débiles se disocian en iones sólo parcialmente.

Los electrolitos fuertes incluyen:

· ácidos fuertes (ver pág. 20);

· bases fuertes – álcalis (ver pág. 22);

· casi todas las sales solubles.

Los electrolitos débiles incluyen:

ácidos débiles (ver pág. 20);

· las bases no son alcalinas;

Una de las principales características de un electrolito débil es Constante de disociación – A . Por ejemplo, para un ácido monobásico,

HA Û H + +A - ,

donde, es la concentración de equilibrio de iones H +;

– concentración de equilibrio de aniones ácidos A - ;

– concentración de equilibrio de moléculas de ácido,

O por una base débil,

MOHÛ M + +OH - ,

,

donde, es la concentración de equilibrio de cationes M +;

– concentración de equilibrio de iones hidróxido OH - ;

– concentración de equilibrio de moléculas de bases débiles.

Constantes de disociación de algunos electrolitos débiles (en t = 25°C)