Vetitë kimike të kripërave të formulës. Vetitë kimike të kripërave

Kripërat janë elektrolite që shpërndahen në tretësirat ujore për të formuar një kation metalik dhe një anion të mbetjeve acide.
Klasifikimi i kripërave është dhënë në tabelë. 9.

Kur shkruani formula për çdo kripë, duhet të udhëhiqeni nga një rregull: ngarkesat totale të kationeve dhe anioneve duhet të jenë të barabarta në vlerë absolute. Bazuar në këtë, duhet të vendosen indekse. Për shembull, kur shkruajmë formulën për nitratin e aluminit, marrim parasysh se ngarkesa e kationit të aluminit është +3, dhe joni i pitratit është 1: AlNO 3 (+3), dhe duke përdorur indekset barazojmë ngarkesat (më pak Shumëfishi i përbashkët për 3 dhe 1 është 3. Pjestoni 3 me vlerën absolute të ngarkesës së kationit të aluminit - ne e pjestojmë indeksin 3 me vlerën absolute të ngarkesës së anionit NO 3 - marrim indeksin 3. Formula: Al(NO 3) 3

Kripërat e mesme ose normale përmbajnë vetëm katione metalike dhe anione të mbetjes së acidit. Emrat e tyre rrjedhin nga emri latin i elementit që formon mbetjen acidike duke shtuar mbaresën e duhur në varësi të gjendjes së oksidimit të atij atomi. Për shembull, kripa e acidit sulfurik Na 2 SO 4 quhet (gjendja e oksidimit të squfurit +6), kripa Na 2 S - (gjendja e oksidimit të squfurit -2), etj. Në tabelë. Tabela 10 tregon emrat e kripërave të formuara nga acidet më të përdorura.

Emrat e kripërave të mesme qëndrojnë në bazë të të gjitha grupeve të tjera të kripërave.

■ 106 Shkruani formulat e kripërave mesatare të mëposhtme: a) sulfat kalciumi; b) nitrati i magnezit; c) klorur alumini; d) sulfur zinku; d) ; f) karbonat kaliumi; g) silikat kalciumi; h) fosfat i hekurit (III).

Kripërat acide ndryshojnë nga kripërat mesatare në atë që përbërja e tyre, përveç kationit të metalit, përfshin një kation hidrogjeni, për shembull NaHCO3 ose Ca(H2PO4)2. Një kripë acidike mund të konsiderohet si produkt i zëvendësimit jo të plotë të atomeve të hidrogjenit në një acid me një metal. Rrjedhimisht, kripërat acidike mund të formohen vetëm nga dy ose më shumë acide bazë.
Molekula e një kripe acidi zakonisht përfshin një jon "acid", ngarkesa e të cilit varet nga faza e disociimit të acidit. Për shembull, shpërbërja e acidit fosforik ndodh në tre hapa:

Në fazën e parë të disociimit, formohet një anion i vetëm i ngarkuar H 2 PO 4. Rrjedhimisht, në varësi të ngarkesës së kationit të metalit, formulat e kripërave do të duken si NaH 2 PO 4, Ca(H 2 PO 4) 2, Ba(H 2 PO 4) 2, etj. Në fazën e dytë të disociimit , formohet anioni HPO i ngarkuar dyfish 2 4 — . Formulat e kripërave do të duken kështu: Na 2 HPO 4, CaHPO 4, etj. Faza e tretë e disociimit nuk prodhon kripëra acide.
Emrat e kripërave acidike rrjedhin nga emrat e atyre të mesëm me shtimin e parashtesës hidro- (nga fjala "hydrogenium" -):
NaHCO 3 - bikarbonat natriumi KHCO 4 - hidrogjen sulfat kaliumi CaHPO 4 - hidrogjen fosfat kalciumi
Nëse joni acid përmban dy atome hidrogjeni, për shembull H 2 PO 4 -, emrit të kripës i shtohet prefiksi di- (dy): NaH 2 PO 4 - dihidrogjen fosfat natriumi, Ca(H 2 PO 4) 2 - kalcium dihidrogjen fosfat etj .d.

■ 107. Shkruani formulat e kripërave acidike të mëposhtme: a) hidrogjensulfat kalciumi; b) dihidrogjen fosfat i magnezit; c) hidrogjen fosfat alumini; d) bikarbonat bariumi; e) hidrosulfit natriumi; f) hidrosulfit të magnezit.
108. A është e mundur të përftohen kripëra acide të acidit klorhidrik dhe nitrik? Arsyetoni përgjigjen tuaj.

Kripërat bazë ndryshojnë nga të tjerat në atë që, përveç kationit të metalit dhe anionit të mbetjes së acidit, ato përmbajnë anione hidroksil, për shembull Al(OH)(NO3) 2. Këtu ngarkesa e kationit të aluminit është +3, dhe ngarkesat e jonit hidroksil-1 dhe dy joneve të nitratit janë 2, për një total prej 3.
Emrat e kripërave kryesore rrjedhin nga emrat e kripërave të mesme me shtimin e fjalës bazë, për shembull: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - karbonat bazë bakri, Al (OH) 2 NO 3 - nitrat bazë alumini. .

■ 109. Shkruani formulat e kripërave themelore të mëposhtme: a) klorur bazë hekuri (II); b) sulfat bazë të hekurit (III); c) nitrati bazë i bakrit (II); d) klorur bazik kalciumi e) klorur bazik magnezi; f) sulfat bazik hekuri (III) g) klorur bazik alumini.

Formulat e kripërave të dyfishta, për shembull KAl(SO4)3, ndërtohen në bazë të ngarkesave totale të të dy kationeve metalike dhe ngarkesës totale të anionit.

Ngarkesa totale e kationeve është + 4, ngarkesa totale e anioneve është -4.
Emrat e kripërave të dyfishta formohen në të njëjtën mënyrë si ato të mesme, tregohen vetëm emrat e të dy metaleve: KAl(SO4)2 - sulfat kalium-alumini.

■ 110. Shkruani formulat e kripërave të mëposhtme:
a) fosfat magnezi; b) hidrogjen fosfat magnezi; c) sulfat plumbi; d) hidrogjen sulfat barium; e) hidrosulfit bariumi; f) silikat kaliumi; g) nitrat alumini; h) klorur bakri (II); i) karbonat hekuri (III); j) nitrat kalciumi; l) karbonat kaliumi.

Vetitë kimike të kripërave

1. Të gjitha kripërat mesatare janë elektrolite të forta dhe shpërndahen lehtësisht:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 —
Kripërat mesatare mund të ndërveprojnë me metale që janë një numër i tensioneve në të majtë të metalit që është pjesë e kripës:
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. Kripërat reagojnë me alkalet dhe acidet sipas rregullave të përshkruara në seksionet "Bazat" dhe "Acidet":
FeCl 3 + 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. Kripërat mund të ndërveprojnë me njëra-tjetrën, duke rezultuar në formimin e kripërave të reja:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl
Ag + + NO 3 - + Na + + Cl - = Na + + NO 3 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Meqenëse këto reaksione shkëmbimi kryhen kryesisht në solucione ujore, ato ndodhin vetëm kur një nga kripërat që rezultojnë precipiton.
Të gjitha reagimet e shkëmbimit vazhdojnë në përputhje me kushtet që reagimet të vazhdojnë deri në përfundim, të renditura në § 23, f.

■ 111. Shkruani ekuacionet për reaksionet e mëposhtme dhe, duke përdorur tabelën e tretshmërisë, përcaktoni nëse ato do të vazhdojnë deri në përfundim:
a) klorur barium + ;
b) klorur alumini + ;
c) fosfat natriumi + nitrat kalciumi;
d) klorur magnezi + sulfat kaliumi;
e) + nitrat plumbi;
f) karbonat kaliumi + sulfat mangan;
g) + sulfat kaliumi.
Shkruani ekuacionet në formë molekulare dhe jonike.

■ 112. Me cilën nga substancat e mëposhtme do të reagojë kloruri i hekurit (II): a) ; b) karbonat kalciumi; c) hidroksid natriumi; d) anhidridi i silikonit; d) ; f) hidroksid bakri (II); dhe) ?

113. Përshkruani vetitë e karbonatit të kalciumit si një kripë mesatare. Shkruani të gjitha ekuacionet në formë molekulare dhe jonike.
114. Si të kryhen një sërë transformimesh:

Shkruani të gjitha ekuacionet në formë molekulare dhe jonike.
115. Çfarë sasie kripe do të fitohet nga reaksioni i 8 g squfurit dhe 18 g zinkut?
116. Çfarë vëllimi hidrogjeni do të lirohet kur 7 g hekur reagon me 20 g acid sulfurik?
117. Sa mol kripë gjelle do të fitohen nga reaksioni i 120 g hidroksid natriumi dhe 120 g acid klorhidrik?
118. Sa nitrat kaliumi do të fitohet nga reaksioni i 2 mol hidroksid kaliumi dhe 130 g acid nitrik?

Hidroliza e kripërave

Një veti specifike e kripërave është aftësia e tyre për të hidrolizuar - për t'iu nënshtruar hidrolizës (nga greqishtja "hidro" - ujë, "lizë" - dekompozim), d.m.th. dekompozimi nën ndikimin e ujit. Është e pamundur të konsiderohet hidroliza si dekompozim në kuptimin në të cilin ne e kuptojmë zakonisht, por një gjë është e sigurt - ajo gjithmonë merr pjesë në reaksionin e hidrolizës.
- elektrolit shumë i dobët, disociohet dobët
H 2 O ⇄ H + + OH -
dhe nuk ndryshon ngjyrën e treguesit. Alkalet dhe acidet ndryshojnë ngjyrën e treguesve, pasi kur ato shpërndahen në tretësirë, formohet një tepricë e joneve OH - (në rastin e alkaleve) dhe joneve H + në rastin e acideve. Në kripërat si NaCl, K 2 SO 4, të cilat formohen nga një acid i fortë (HCl, H 2 SO 4) dhe një bazë e fortë (NaOH, KOH), treguesit nuk ndryshojnë ngjyrën, pasi në një tretësirë ​​të këtyre
Praktikisht nuk ka hidrolizë të kripërave.
Gjatë hidrolizës së kripërave janë të mundshme katër raste, varësisht nëse kripa është formuar me një acid dhe bazë të fortë apo të dobët.
1. Nëse marrim një kripë të një baze të fortë dhe një acid të dobët, për shembull K 2 S, do të ndodhë kjo. Sulfidi i kaliumit shpërbëhet në jone si një elektrolit i fortë:
K 2 S ⇄ 2K + + S 2-
Së bashku me këtë, ajo shkëput dobët:
H 2 O ⇄ H + + OH —
Anioni i squfurit S2- është një anion i acidit hidrosulfid të dobët, i cili disociohet dobët. Kjo çon në faktin se anioni S2- fillon të bashkojë kationet e hidrogjenit nga uji në vetvete, duke formuar gradualisht grupe me disociim të ulët:
S 2- + H + + OH — = HS — + OH —
HS - + H + + OH - = H 2 S + OH -
Meqenëse kationet H + nga uji janë të lidhur, dhe anionet OH - mbeten, reaksioni i mediumit bëhet alkalik. Kështu, gjatë hidrolizës së kripërave të formuara nga një bazë e fortë dhe një acid i dobët, reagimi i mediumit është gjithmonë alkalik.

■ 119.Duke përdorur ekuacione jonike shpjegoni procesin e hidrolizës së karbonatit të natriumit.

2. Nëse merrni një kripë të formuar nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë, për shembull Fe(NO 3) 3, atëherë kur ajo shkëputet, formohen jone:
Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Kationi Fe3+ është një kation i një baze të dobët - hekuri, i cili disociohet shumë dobët. Kjo çon në faktin se kationi Fe 3+ fillon të bashkojë anionet OH - nga uji, duke formuar grupe pak disociuese:
Fe 3+ + H + + OH - = Fe(OH) 2+ + + H +
dhe në vazhdim
Fe(OH) 2+ + H + + OH - = Fe(OH) 2 + + H +
Më në fund, procesi mund të arrijë në fazën e tij të fundit:
Fe(OH) 2 + + H + + OH - = Fe(OH) 3 + H +
Rrjedhimisht, do të ketë një tepricë të kationeve të hidrogjenit në tretësirë.
Kështu, gjatë hidrolizës së një kripe të formuar nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë, reagimi i mediumit është gjithmonë acid.

■ 120. Duke përdorur ekuacionet jonike, shpjegoni rrjedhën e hidrolizës së klorurit të aluminit.

3. Nëse një kripë formohet nga një bazë e fortë dhe një acid i fortë, atëherë as kationi dhe as anioni nuk lidhin jonet e ujit dhe reaksioni mbetet neutral. Hidroliza praktikisht nuk ndodh.
4. Nëse një kripë formohet nga një bazë e dobët dhe një acid i dobët, atëherë reaksioni i mediumit varet nga shkalla e disociimit të tyre. Nëse baza dhe acidi kanë pothuajse të njëjtën vlerë, atëherë reagimi i mediumit do të jetë neutral.

■ 121. Shpesh shihet se si gjatë një reaksioni shkëmbimi, në vend të precipitatit të pritur të kripës, precipiton një precipitat metalik, për shembull, në reaksionin midis klorurit të hekurit (III) FeCl 3 dhe karbonatit të natriumit Na 2 CO 3, jo Fe 2 Formohet (CO 3) 3, por Fe( OH) 3 . Shpjegoni këtë fenomen.
122. Ndër kripërat e renditura më poshtë, tregoni ato që i nënshtrohen hidrolizës në tretësirë: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .

Karakteristikat e vetive të kripërave acidike

Kripërat acidike kanë veti paksa të ndryshme. Ato mund të hyjnë në reaksione me ruajtjen dhe shkatërrimin e jonit acid. Për shembull, reagimi i një kripe acide me një alkali rezulton në neutralizimin e kripës së acidit dhe shkatërrimin e jonit të acidit, për shembull:
NaHSO4 + KOH = KNaSO4 + H2O
kripë e dyfishtë
Na + + HSO 4 - + K + + OH - = K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Shkatërrimi i një joni acid mund të përfaqësohet si më poshtë:
HSO 4 — ⇄ H + + SO 4 2-
H + + SO 2 4 - + OH - = SO 2 4 - + H2O
Joni acid shkatërrohet gjithashtu kur reagon me acide:
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
Neutralizimi mund të kryhet me të njëjtin alkali që formoi kripën:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - = 2Na + + SO 4 2- + H2O
HSO 4 - + OH - = SO 4 2- + H2O
Reaksionet me kripërat ndodhin pa shkatërrimin e jonit acidik:
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. Shkruani ekuacionet për reaksionet e mëposhtme në formë molekulare dhe jonike:
a) hidrosulfidi i kaliumit +;
b) hidrogjen fosfat natriumi + hidroksid kaliumi;
c) dihidrogjen fosfat kalciumi + karbonat natriumi;
d) bikarbonat barium + sulfat kaliumi;
e) hidrosulfit kalciumi +.

Marrja e kripërave

Bazuar në vetitë e studiuara të klasave kryesore të substancave inorganike, mund të nxirren 10 metoda për marrjen e kripërave.
1. Ndërveprimi i metalit me jometalin:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Vetëm kripërat e acideve pa oksigjen mund të merren në këtë mënyrë. Ky nuk është një reaksion jonik.
2. Ndërveprimi i metalit me acidin:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - =Fe 2+ + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H + = Fe 2+ + H2
3. Ndërveprimi i metalit me kripën:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Сu + 2Ag + + 2NO 3 - = Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag↓
Сu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Ndërveprimi i një oksidi bazë me një acid:
СuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Ndërveprimi i një oksidi bazë me një anhidrid acid:
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
Reaksioni nuk është i natyrës jonik.
6. Ndërveprimi i një oksidi acid me një bazë:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
CO2 + Ca 2+ + 2OH - = CaCO3 + H2O
7, Ndërveprimi i acideve me bazat (neutralizimi):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 — + K + + OH — = K + + NO 3 — + H2O
H + + OH - = H2O

KRIPA, një klasë e përbërjeve kimike. Aktualisht nuk ka një përkufizim të pranuar përgjithësisht të konceptit të "kripërave", si dhe termave "acidet dhe bazat", produktet e reagimit të të cilave janë kripërat. Kripërat mund të konsiderohen si produkte të zëvendësimit të protoneve të hidrogjenit acid me jone metalike, NH 4 +, CH 3 NH 3 + dhe katione të tjera ose grupe OH të bazës me anionet acidike (për shembull, Cl -, SO 4 2-) .

Klasifikimi

Produktet e zëvendësimit të plotë janë kripërat mesatare, për shembull. Na 2 SO 4, MgCl 2, kripëra pjesërisht acidike ose bazike, për shembull KHSO 4, СuСlОН. Ekzistojnë gjithashtu kripëra të thjeshta, duke përfshirë një lloj kationesh dhe një lloj anionesh (për shembull, NaCl), kripëra të dyfishta që përmbajnë dy lloje kationesh (për shembull, KAl(SO 4) 2 12H 2 O), kripëra të përziera, të cilat përmbajnë dy lloje mbetjesh acide (për shembull AgClBr). Kripërat komplekse përmbajnë jone komplekse, si K4.

Vetitë fizike

Kripërat tipike janë substanca kristalore me strukturë jonike, për shembull CsF Ka edhe kripëra kovalente, për shembull AlCl 3. Në fakt, natyra e lidhjes kimike të shumë kripërave është e përzier.

Në bazë të tretshmërisë së tyre në ujë, dallojnë kripërat e tretshme, pak të tretshme dhe praktikisht të patretshme. Kripërat e tretshme përfshijnë pothuajse të gjitha kripërat e natriumit, kaliumit dhe amonit, shumë nitrate, acetate dhe kloride, me përjashtim të kripërave të metaleve polivalente që hidrolizohen në ujë, dhe shumë kripëra acide.

Tretshmëria e kripërave në ujë në temperaturën e dhomës

Legjenda:

P - substanca është shumë e tretshme në ujë; M - pak i tretshëm; H - praktikisht i patretshëm në ujë, por lehtësisht i tretshëm në acide të dobëta ose të holluara; RK - i patretshëm në ujë dhe i tretshëm vetëm në acide të forta inorganike; NK - i patretshëm në ujë ose në acide; G - hidrolizohet plotësisht kur tretet dhe nuk ekziston në kontakt me ujin. Një vizë do të thotë që një substancë e tillë nuk ekziston fare.

Në tretësirat ujore, kripërat shpërbëhen plotësisht ose pjesërisht në jone. Kripërat e acideve të dobëta dhe/ose bazave të dobëta i nënshtrohen hidrolizës. Tretësirat ujore të kripërave përmbajnë jone të hidratuar, çifte jonesh dhe forma kimike më komplekse, duke përfshirë produktet e hidrolizës, etj. Një numër kripërash janë gjithashtu të tretshme në alkoole, aceton, amide acide dhe tretës të tjerë organikë.

Nga tretësirat ujore, kripërat mund të kristalizohen në formën e hidrateve kristalore, nga tretësirat jo ujore - në formën e tretësirave kristalore, për shembull CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Të dhënat për proceset e ndryshme që ndodhin në sistemet ujë-kripë, për tretshmërinë e kripërave në praninë e tyre të përbashkët në varësi të temperaturës, presionit dhe përqendrimit, për përbërjen e fazave të ngurta dhe të lëngshme mund të merren duke studiuar diagramet e tretshmërisë së sistemeve ujë-kripë.

Metodat e përgjithshme për sintezën e kripërave.

1. Marrja e kripërave mesatare:

1) metal me jometal: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) metal me acid: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3) metali me një zgjidhje kripe të një metali më pak aktiv Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) oksid bazë me oksid acid: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) oksid bazë me acid CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) bazat me oksid acid Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) bazat me acid: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

8) kripërat me acid: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

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

9) tretësirë ​​bazë me tretësirë ​​kripe: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) tretësirat e dy kripërave 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Marrja e kripërave acidike:

1. Ndërveprimi i një acidi me mungesën e bazës. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O

2. Ndërveprimi i bazës me oksidin e tepërt të acidit

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

3. Ndërveprimi i kripës mesatare me acidin Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Marrja e kripërave bazë:

1. Hidroliza e kripërave të formuara nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë

ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl

2. Shtimi (pike-pike) i sasive te vogla te alkaleve ne tretesirat e kriperave te metaleve mesatare AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Ndërveprimi i kripërave të acideve të dobëta me kripërat mesatare

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

4. Përgatitja e kripërave komplekse:

1. Reaksionet e kripërave me ligandët: AgCl + 2NH 3 = Cl

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

5. Përgatitja e kripërave të dyfishta:

1. Kristalizimi i përbashkët i dy kripërave:

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

4. Reaksionet redoks të shkaktuara nga vetitë e kationit ose anionit. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O

2. Vetitë kimike të kripërave acidike:

Zbërthimi termik për të formuar kripë mesatare

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

Ndërveprimi me alkalin. Marrja e kripës mesatare.

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

3. Vetitë kimike të kripërave bazë:

Zbërthimi termik. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

Ndërveprimi me acidin: formimi i kripës mesatare.

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

4. Vetitë kimike të kripërave komplekse:

1. Shkatërrimi i komplekseve për shkak të formimit të komponimeve të dobëta të tretshme:

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

2. Shkëmbimi i ligandëve ndërmjet sferës së jashtme dhe të brendshme.

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

5. Vetitë kimike të kripërave të dyfishta:

Ndërveprimi me tretësirat alkaline: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

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

Lëndët e para për prodhimin industrial të një sërë kripërash - kloruret, sulfatet, karbonatet, boratet Na, K, Ca, Mg janë uji i detit dhe oqeanit, shëllirat natyrale të formuara gjatë avullimit të tij dhe depozitat e ngurta të kripës. Për grupin e mineraleve që formojnë depozitime sedimentare të kripës (sulfatet dhe kloruret e Na, K dhe Mg), përdoret emri konvencional "kripëra natyrore". Depozitat më të mëdha të kripërave të kaliumit ndodhen në Rusi (Solikamsk), Kanada dhe Gjermani, depozita të fuqishme të xeheve të fosfatit janë në Afrikën e Veriut, Rusi dhe Kazakistan, NaNO3 është në Kili.

Kripërat përdoren në industrinë ushqimore, kimike, metalurgjike, qelqi, lëkure, tekstile, bujqësi, mjekësi etj.

Llojet kryesore të kripërave

1. Borats(oksoborate), kripërat e acideve borike: HBO 2 metaborike, H3 BO 3 ortoborike dhe acidet poliboronike të paizoluara në gjendje të lirë. Në bazë të numrit të atomeve të borit në molekulë ato ndahen në mono-, di, tetra-, heksaborate etj. Borate quhen edhe nga acidet që i formojnë dhe nga numri i moleve B 2 O 3 për 1. mol i oksidit kryesor. Kështu, metaborate të ndryshme mund të quhen monoborate nëse përmbajnë anionin B(OH) 4 ose një anion zinxhir (BO 2) n n-diborate - nëse përmbajnë një anion të dyfishtë zinxhir (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n -triborate - nëse përmbajnë anion unazor (B 3 O 6) 3-.

Strukturat e borateve përfshijnë grupe bor-oksigjen - "blloqe" që përmbajnë nga 1 deri në 6, dhe nganjëherë 9 atome bori, për shembull:

Numri i koordinimit të atomeve të borit është 3 (grupe trekëndore bor-oksigjen) ose 4 (grupe tetraedrale). Grupet e bor-oksigjenit janë baza jo vetëm e ishullit, por edhe e strukturave më komplekse - ato të polimerizuara me zinxhir, shtresa dhe kornizë. Këto të fundit formohen si rezultat i eliminimit të ujit në molekulat e borateve të hidratuara dhe formimit të lidhjeve lidhëse përmes atomeve të oksigjenit; procesi ndonjëherë shoqërohet me shkëputjen e lidhjes B-O brenda polianioneve. Polianionet mund të bashkojnë grupe anësore - tetraedra bor-oksigjen ose trekëndësha, dimerët e tyre ose anionet e jashtme.

Amoniumi, alkali, si dhe metalet e tjera në gjendje oksidimi +1 më së shpeshti formojnë metaborate të hidratuar dhe anhidrë si MBO 2, tetraborate M 2 B 4 O 7, pentaborate MB 5 O 8, si dhe dekaborate M 4 B 10 O. 17 nH 2 O. Toka alkaline dhe metalet e tjera në gjendje oksidimi + 2 zakonisht japin metaborate të hidratuar, triborate M 2 B 6 O 11 dhe heksaborate MB 6 O 10. si dhe meta-, orto- dhe tetraborate anhidër. Metalet në gjendje oksidimi + 3 karakterizohen nga ortoborate MBO 3 të hidratuar dhe anhydrous.

Boratet janë substanca amorfe pa ngjyrë ose kristale (kryesisht me një strukturë të ulët simetrike - monoklinike ose ortorhombike). Për boratet anhidër, temperaturat e shkrirjes variojnë nga 500 në 2000 °C; Pikat më të larta të shkrirjes janë metaboratet alkaline dhe orto- dhe metaboratet e metaleve alkaline tokësore. Shumica e borateve formojnë lehtësisht gota kur shkrirja e tyre ftohet. Fortësia e borateve të hidratuar në shkallën Mohs është 2-5, anhydrous - deri në 9.

Monoboratet e hidratuara humbasin ujin e kristalizimit deri në ~180°C, poliboratet - në 300-500°C; Eliminimi i ujit për shkak të grupeve OH të koordinuara rreth atomeve të borit ndodh deri në ~750°C. Me dehidratim të plotë, formohen substanca amorfe, të cilat në 500-800°C në shumicën e rasteve i nënshtrohen "rirregullimit të borateve" - ​​kristalizimit, i shoqëruar (për poliboratet) me dekompozim të pjesshëm me çlirimin e B 2 O 3.

Boratet e metaleve alkaline, amoniumit dhe T1(I) janë të tretshëm në ujë (veçanërisht meta- dhe pentaborate) dhe hidrolizohen në tretësirat ujore (tretësirat kanë një reaksion alkalik). Shumica e borateve zbërthehen lehtësisht nga acidet, në disa raste nga veprimi i CO 2; dhe SO 2;. Boratet e tokës alkaline dhe metaleve të rënda ndërveprojnë me tretësirat e alkaleve, karbonateve dhe hidrokarbonateve të metaleve alkaline. Boratet anhidër janë kimikisht më të qëndrueshme se boratet e hidratuara. Me disa alkoole, në veçanti glicerinë, boratet formojnë komplekse të tretshme në ujë. Nën veprimin e agjentëve të fortë oksidues, në veçanti H 2 O 2, ose gjatë oksidimit elektrokimik, boratet shndërrohen në peroksoborate.

Njihen rreth 100 borate natyrore, të cilat janë kryesisht kripëra të Na, Mg, Ca, Fe.

Boratet e hidratuara fitohen: nga neutralizimi i H 3 VO 3 me okside metali, hidrokside ose karbonate; reaksionet e shkëmbimit të borateve të metaleve alkali, më së shpeshti Na, me kripërat e metaleve të tjera; reagimi i transformimit të ndërsjellë të borateve pak të tretshëm me tretësirat ujore të borateve të metaleve alkali; proceset hidrotermale duke përdorur halidet e metaleve alkali si aditivë mineralizues. Boratet anhidër përftohen nga shkrirja ose sinterizimi i B 2 O 3 me oksidet ose karbonatet e metaleve ose nga dehidratimi i hidrateve; Kristalet e vetme rriten në tretësirat e borateve në oksidet e shkrirë, për shembull Bi 2 O 3.

Boratet përdoren: për të marrë komponime të tjera të borit; si përbërës ngarkues në prodhimin e qelqit, glazurave, smaltit, qeramikës; për veshje dhe impregnime rezistente ndaj zjarrit; si përbërës të flukseve për rafinimin, saldimin dhe saldimin e metaleve”; si pigmente dhe mbushëse për bojëra dhe llaqe; si mordantë ngjyrues, frenues korrozioni, përbërës elektrolitesh, fosfore etj. Më gjerësisht përdoren boraksi dhe boratet e kalciumit.

2. Halidet, komponimet kimike të halogjeneve me elementë të tjerë. Halidet zakonisht përfshijnë komponime në të cilat atomet e halogjenit kanë një elektronegativitet më të madh se elementi tjetër. Halidet nuk formohen nga He, Ne dhe Ar. Halidet e thjeshta ose binare EXn (n është më shpesh një numër i plotë nga 1 për monohalide në 7 për IF 7, dhe ReF 7, por mund të jenë gjithashtu të pjesshëm, për shembull 7/6 për Bi 6 Cl 7) përfshijnë, në veçanti, kripërat e acideve hidrohalike dhe komponimeve interhalogjene (p.sh. halofluoride). Ekzistojnë gjithashtu halide të përziera, polihalide, hidrohalide, oksohalide, oksihalide, hidroksohalide, tiohalide dhe halogjene komplekse. Numri i oksidimit të halogjeneve në halogjene është zakonisht -1.

Bazuar në natyrën e lidhjes element-halogjen, halogjenet e thjeshta ndahen në jonike dhe kovalente. Në realitet, lidhjet janë të një natyre të përzier me një mbizotërim të kontributit të një ose një komponenti tjetër. Halidet e metaleve alkaline dhe alkaline tokësore, si dhe shumë mono- dhe dihalide të metaleve të tjera, janë kripëra tipike në të cilat mbizotëron natyra jonike e lidhjes. Shumica e tyre janë relativisht zjarrduruese, të ulëta të avullueshme dhe shumë të tretshme në ujë; në tretësirat ujore shpërbëhen pothuajse plotësisht në jone. Trihalidet e elementeve të tokës së rrallë kanë gjithashtu vetitë e kripërave. Tretshmëria e halogjeneve jonike në ujë përgjithësisht zvogëlohet nga jodidet në fluoride. Kloridet, bromidet dhe jodidet Ag + , Cu + , Hg + dhe Pb 2+ janë pak të tretshëm në ujë.

Rritja e numrit të atomeve të halogjenit në halogjenet metalike ose raporti i ngarkesës së një metali me rrezen e jonit të tij çon në një rritje të përbërësit kovalent të lidhjes, një ulje të tretshmërisë në ujë dhe stabilitetin termik të halogjeneve. , rritje e paqëndrueshmërisë, rritje e oksidimit, aftësisë dhe prirjes për hidrolizë. Këto varësi vërehen për halogjenët e metaleve të së njëjtës periudhë dhe në një seri halogjenidesh të të njëjtit metal. Ato mund të vërehen lehtësisht duke përdorur shembullin e vetive termike. Për shembull, për halogjenët e metaleve të periudhës së 4-të, temperaturat e shkrirjes dhe vlimit janë përkatësisht 771 dhe 1430°C për KC1, 772 dhe 1960°C për CaCl2, 967 dhe 975°C për ScCl3, -24.1 dhe 136°C për TiC . Për UF 3 pika e shkrirjes është ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. Në serinë e përbërjeve EXn, me n konstante, kovalenca e lidhjes zakonisht rritet kur kalon nga fluoride në kloride dhe zvogëlohet kur kalon nga këto të fundit në bromide dhe jodide. Pra, për AlF 3 temperatura e sublimimit është 1280°C, AlC1 3 180°C, pika e vlimit AlBr 3 254,8°C, AlI 3 407°C. Në seritë ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 temperatura e sublimimit është përkatësisht 906, 334, 355 dhe 418°C. Në seritë MFn dhe MC1n ku M është një metal i një nëngrupi, kovalenca e lidhjes zvogëlohet me rritjen e masës atomike të metalit. Ka pak fluoride dhe kloride metalike me kontribute afërsisht të barabarta nga përbërësit e lidhjes jonike dhe kovalente.

Energjia mesatare e lidhjes element-halogjen zvogëlohet kur lëviz nga fluori në jodide dhe me rritjen n (shih tabelën).

Shumë halogjene metalike që përmbajnë atome O të izoluara ose lidhëse (përkatësisht okso- dhe oksihalide), për shembull, oksotrifluorid vanadium VOF 3, dioksifluorid niobium NbO 2 F, diokso-jodur tungsteni WO 2 I 2.

Halidet komplekse (halometallatet) përmbajnë anione komplekse në të cilat atomet e halogjenit janë ligandë, për shembull, heksakloroplatinati i kaliumit (IV) K2, heptafluorotantalati i natriumit (V), Na, heksafluoroarsenati i litiumit (V). Fluoro-, oksofluoro- dhe klorometalatet kanë qëndrueshmërinë më të madhe termike. Për nga natyra e lidhjeve, komponimet jonike me katione NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF +, etj. janë të ngjashme me halogjenet komplekse.

Shumë halogjene karakterizohen nga shoqërimi dhe polimerizimi në fazat e lëngëta dhe të gazit me formimin e lidhjeve lidhëse. Më të prirur për këtë janë halogjenet metalike të grupeve I dhe II, AlCl 3, pentafluoridet e Sb dhe metalet në tranzicion, oksofluoridet e përbërjes MOF 4. Njihen halidet me lidhje metal-metal, p.sh. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridet ndryshojnë ndjeshëm në veti nga halogjenët e tjerë. Megjithatë, në halogjenet e thjeshta këto dallime janë më pak të theksuara sesa në vetë halogjenet, dhe në halogjenet komplekse ato janë më pak të theksuara se në halogjenet e thjeshta.

Shumë halogjene kovalente (veçanërisht fluoride) janë acide të forta Lewis, p.sh. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridet janë pjesë e superacideve. Halidet më të larta reduktohen nga metalet dhe hidrogjeni, për shembull:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl 4 + 2 Mg = Ti + 2 MgCl 2

UF 6 + H 2 = UF 4 + 2HF

Halidet metalike të grupeve V-VIII, përveç Cr dhe Mn, reduktohen me H 2 në metale, për shembull:

WF 6 + ZN 2 = W + 6HF

Shumë halogjene metalike kovalente dhe jonike reagojnë me njëri-tjetrin për të formuar halide komplekse, për shembull:

KS1 + TaCl 5 = K

Halogjenët më të lehtë mund të zhvendosin halogjenët më të rëndë. Oksigjeni mund të oksidojë halogjenët, duke çliruar C1 2, Br 2 dhe I 2. Një nga reaksionet karakteristike të halogjeneve kovalente është ndërveprimi me ujin (hidroliza) ose avujt e tij kur nxehen (pirohidroliza), duke çuar në formimin e oksideve, oksigjenit ose oksohalideve, hidroksideve dhe halogjeneve të hidrogjenit.

Halidet përftohen drejtpërdrejt nga elementët, nga reaksioni i halogjenëve të hidrogjenit ose acideve hidrohalike me elementë, okside, hidrokside ose kripëra, si dhe nga reaksionet e shkëmbimit.

Halidet përdoren gjerësisht në teknologji si lëndë fillestare për prodhimin e halogjeneve, metaleve alkaline dhe tokësore alkaline, si përbërës të gotave dhe materialeve të tjera inorganike; janë produkte të ndërmjetme në prodhimin e metaleve të rralla dhe të disa metaleve me ngjyra, U, Si, Ge etj.

Në natyrë, halogjenet formojnë klasa të veçanta të mineraleve, të cilat përfshijnë fluoride (për shembull, mineralet fluorit, kriolit) dhe kloruret (sylvite, carnallit). Bromi dhe jodi janë të pranishëm në disa minerale si papastërti izomorfike. Sasi të konsiderueshme halidesh përmbahen në ujin e detit dhe oqeanit, kripën dhe shëllirat nëntokësore. Disa halogjene, për shembull NaCl, KC1, CaCl 2, janë pjesë e organizmave të gjallë.

3. Karbonatet(nga latinishtja carbo, gen. carbonis qymyr), kripërat e acidit karbonik. Ka karbonate të mesme me anion CO 3 2- dhe acid, ose hidrokarbonate (bikarbonate të vjetra), me anion HCO 3. Karbonatet janë substanca kristalore. Shumica e kripërave të metaleve mesatare në gjendje oksidimi +2 kristalizohen në gjashtëkëndësh. kalcit i tipit grilë ose aragonit i tipit romb.

Nga karbonatet e mesme, vetëm kripërat e metaleve alkaline, amoniumit dhe Tl(I) janë të tretshme në ujë. Si rezultat i hidrolizës së konsiderueshme, tretësirat e tyre kanë një reaksion alkalik. Karbonatet e metaleve janë më të vështirat për t'u tretur në gjendje oksidimi + 2. Përkundrazi, të gjitha bikarbonatet janë shumë të tretshme në ujë. Gjatë reaksioneve të shkëmbimit në tretësirat ujore midis kripërave të metaleve dhe Na 2 CO 3, formohen precipitate të karbonateve të mesme në rastet kur tretshmëria e tyre është dukshëm më e vogël se ajo e hidroksideve përkatëse. Ky është rasti për Ca, Sr dhe analogët e tyre, lantanidet, Ag(I), Mn(II), Pb(II) dhe Cd(II). Kationet e mbetura, kur bashkëveprojnë me karbonate të tretura si rezultat i hidrolizës, mund të japin jo krbonate të ndërmjetme, por bazë ose edhe hidrokside. Krabonatet mesatare që përmbajnë katione të ngarkuara shumëfish ndonjëherë mund të precipitohen nga tretësirat ujore në prani të një tepricë të madhe të CO 2 .

Vetitë kimike të karbonateve janë për shkak të përkatësisë së tyre në klasën e kripërave inorganike të acideve të dobëta. Tiparet karakteristike të karbonateve shoqërohen me tretshmërinë e tyre të dobët, si dhe me paqëndrueshmërinë termike të vetë krabonateve dhe H2CO3. Këto veti përdoren në analizën e krabonateve, bazuar ose në zbërthimin e tyre me acide të forta dhe në thithjen sasiore të CO 2 që rezulton nga një tretësirë ​​alkali, ose në precipitimin e jonit CO 3 2- nga tretësira në formën e BaCO 3. Kur teprica e CO 2 vepron në një precipitat karbonat mesatar, hidrogjen karbonat formohet në tretësirë, për shembull: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prania e hidrokarbonateve në ujin natyror shkakton fortësinë e përkohshme të tij. Hidrokarbonatet, kur nxehen pak, edhe në temperatura të ulëta, përsëri shndërrohen në karbonate të mesme, të cilat kur nxehen, dekompozohen në oksid dhe CO 2. Sa më aktiv të jetë metali, aq më e lartë është temperatura e dekompozimit të karbonatit të tij. Kështu, Na 2 CO 3 shkrihet pa zbërthim në 857 ° C, dhe për karbonatet Ca, Mg dhe A1, presionet e ekuilibrit të dekompozimit arrijnë 0.1 MPa në temperaturat përkatësisht 820, 350 dhe 100 °C.

Karbonatet janë shumë të përhapura në natyrë, gjë që është për shkak të pjesëmarrjes së CO 2 dhe H 2 O në proceset e formimit të mineraleve. karbonatet luajnë një rol të madh në ekuilibrat globalë midis CO 2 të gaztë në atmosferë dhe CO 2 të tretur; dhe jonet HCO 3 - dhe CO 3 2- në hidrosferë dhe kripërat e ngurta në litosferë. Mineralet më të rëndësishme janë kalciti CaCO 3, magneziti MgCO 3, sideriti FeCO 3, Smithoniti ZnCO 3 dhe disa të tjerë Gur gëlqeror përbëhet kryesisht nga kalciti ose mbetjet skeletore të kalcitit të organizmave, më rrallë nga aragoniti. Karbonate natyrale të hidratuara të metaleve alkaline dhe Mg (për shembull, MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), karbonate të dyfishta [për shembull, dolomiti CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 njihen edhe O] dhe bazik [malakiti CuCO 3 Cu(OH) 2, hidrocerusiti 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Më të rëndësishmet janë karbonati i kaliumit, karbonati i kalciumit dhe karbonati i natriumit. Shumë karbonate natyrore janë xehe metalike shumë të vlefshme (p.sh. karbonatet Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Bikarbonatet luajnë një rol të rëndësishëm fiziologjik, duke qenë substanca buferike që rregullojnë qëndrueshmërinë e pH të gjakut.

4. Nitratet, kripërat e acidit nitrik HNO 3. I njohur për pothuajse të gjitha metalet; ekzistojnë si në formën e kripërave anhidër M(NO 3)n (n është gjendja e oksidimit të metalit M) ashtu edhe në formën e hidrateve kristalore M(NO 3)n xH 2 O (x = 1-9). Nga solucionet ujore në temperatura afër temperaturës së dhomës, vetëm nitratet e metaleve alkali kristalizohen si anhidër, pjesa tjetër - në formën e hidratit kristalor. Vetitë fiziko-kimike të nitratit anhidrik dhe të hidratuar të të njëjtit metal mund të ndryshojnë shumë.

Përbërjet kristalore anhidër të nitrateve të elementit d janë të ngjyrosura. Në mënyrë konvencionale, nitratet mund të ndahen në komponime me një lloj lidhjeje kryesisht kovalente (kripërat e Be, Cr, Zn, Fe dhe metale të tjera tranzicioni) dhe me një lloj lidhjeje kryesisht jonik (kripërat e metaleve alkali dhe alkaline tokësore). Nitratet jonike karakterizohen nga qëndrueshmëri më e lartë termike, mbizotërimi i strukturave kristalore me simetri më të lartë (kubike) dhe mungesa e ndarjes së brezave të joneve të nitrateve në spektrat IR. Nitratet kovalente kanë tretshmëri më të lartë në tretës organikë, qëndrueshmëri më të ulët termike dhe spektrat e tyre IR janë më komplekse; Disa nitrate kovalente janë të paqëndrueshme në temperaturën e dhomës dhe kur treten në ujë, ato dekompozohen pjesërisht, duke lëshuar oksidet e azotit.

Të gjitha nitratet anhidër shfaqin veti të forta oksiduese për shkak të pranisë së jonit NO 3, ndërsa aftësia e tyre oksiduese rritet kur kalojnë nga nitratet jonike në ato kovalente. Këto të fundit dekompozohen në intervalin 100-300°C, ato jonike - në 400-600°C (NaNO 3, KNO 3 dhe disa të tjera shkrihen kur nxehen). Produktet e zbërthimit në faza të ngurta dhe të lëngshme. janë radhazi nitrite, oksinitrate dhe okside, ndonjëherë - metale të lira (kur oksidi është i paqëndrueshëm, për shembull Ag 2 O), dhe në fazën e gazit - NO, NO 2, O 2 dhe N 2. Përbërja e produkteve të dekompozimit varet nga natyra e metalit dhe shkalla e tij e oksidimit, shpejtësia e ngrohjes, temperatura, përbërja e mediumit të gaztë dhe kushte të tjera. NH 4 NO 3 shpërthen, dhe kur nxehet shpejt mund të dekompozohet me një shpërthim, me ç'rast formohen N 2, O 2 dhe H 2 O; kur nxehet ngadalë, zbërthehet në N 2 O dhe H 2 O.

Joni i lirë NO 3 - në fazën e gazit ka strukturën gjeometrike të një trekëndëshi barabrinjës me atomin N në qendër, kënde ONO ~ 120° dhe gjatësi të lidhjes N-O prej 0,121 nm. Në nitratet kristalore dhe të gazta, joni NO 3 - ruan kryesisht formën dhe madhësinë e tij, gjë që përcakton hapësirën dhe strukturën e nitrateve. Joni NO 3 mund të veprojë si një ligand mono-, bi-, tridentat ose lidhës, prandaj nitratet karakterizohen nga një shumëllojshmëri e gjerë e llojeve të strukturave kristalore.

Metalet kalimtare në gjendje të lartë oksidimi për shkak të sterikës. Nitratet anhidër nuk mund të krijojnë ndonjë vështirësi dhe ato karakterizohen nga oksonitrate, për shembull UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitratet formojnë një numër të madh kripërash të dyfishta dhe komplekse me jonin NO 3 - në sferën e brendshme. Në mjediset ujore, si rezultat i hidrolizës, kationet e metaleve kalimtare formojnë hidroksonitrate (nitratet bazë) me përbërje të ndryshueshme, të cilat mund të izolohen edhe në gjendje të ngurtë.

Nitratet e hidratuar ndryshojnë nga nitratet anhidër në atë që në strukturat e tyre kristalore joni metalik në shumicën e rasteve lidhet me molekulat e ujit dhe jo me jonin NO 3. Prandaj, ato janë më të tretshme në ujë se sa nitratet anhydrous, por më pak të tretshëm në tretës organikë ata janë agjentë oksidues më të dobët dhe shkrihen në mënyrë të papajtueshme në ujë të kristalizimit në intervalin 25-100°C. Kur nxehen nitratet e hidratuara, nitratet anhidër, si rregull, nuk formohen, por termoliza ndodh me formimin e hidroksonitratit dhe më pas oksonitrateve dhe oksideve të metaleve.

Në shumë nga vetitë e tyre kimike, nitratet janë të ngjashme me kripërat e tjera inorganike. Karakteristikat karakteristike të nitrateve janë për shkak të tretshmërisë së tyre shumë të lartë në ujë, qëndrueshmërisë së ulët termike dhe aftësisë për të oksiduar komponimet organike dhe inorganike. Kur reduktohen nitratet, formohet një përzierje e produkteve që përmbajnë azot NO 2, NO, N 2 O, N 2 ose NH 3 me mbizotërimin e njërit prej tyre, në varësi të llojit të agjentit reduktues, temperaturës, reagimit të mjedisit. dhe faktorë të tjerë.

Metodat industriale për prodhimin e nitrateve bazohen në përthithjen e NH 3 nga solucionet e HNO 3 (për NH 4 NO 3) ose në thithjen e gazeve azotike (NO + NO 2) nga tretësira të alkaleve ose karbonateve (për nitratet e metaleve alkali, Ca, Mg, Ba), si dhe reaksione të ndryshme shkëmbimi të kripërave të metaleve me HNO 3 ose nitrate të metaleve alkali. Në laborator për marrjen e nitrateve anhidër përdoren reaksionet e metaleve kalimtare ose të përbërjeve të tyre me N 2 O 4 të lëngët dhe përzierjet e tij me tretës organikë ose reaksione me N 2 O 5.

Nitratet Na, K (nitrat natriumi dhe kaliumi) gjenden në formën e depozitave natyrore.

Nitratet përdoren në shumë industri. Nitriti i amonit (nitrat amonit) është plehrat kryesore që përmbajnë azot; Nitratet e metaleve alkali dhe Ca përdoren gjithashtu si plehra. Nitratet janë përbërës të lëndëve djegëse të raketave, përbërjeve piroteknike, solucioneve gravurë për ngjyrosjen e pëlhurave; Ato përdoren për ngurtësimin e metaleve, ruajtjen e ushqimit, si ilaçe dhe për prodhimin e oksideve të metaleve.

Nitratet janë toksike. Ato shkaktojnë edemë pulmonare, kollë, të vjella, insuficiencë akute kardiovaskulare, etj. Doza vdekjeprurëse e nitrateve për njerëzit është 8-15 g, marrja e lejuar ditore është 5 mg/kg. Për shumën e nitrateve Na, K, Ca, NH3 MPC: në ujë 45 mg/l”, në tokë 130 mg/kg (klasa e rrezikut 3); në perime dhe fruta (mg/kg) - patate 250, lakër e bardhë e vonë 500, karota të vona 250, panxhar 1400, qepë 80, kunguj të njomë 400, pjepër 90, shalqinj, rrush, mollë, dardha 60. Mosrespektimi i rekomandimeve agroteknike, aplikimi i tepërt i plehrave rrit ndjeshëm përmbajtjen e nitrateve nga produktet bujqësore. fusha (40-5500 mg/l), ujërat nëntokësore.

5. Nitritet, kripërat e acidit azotik HNO 2. Nitritet e metaleve alkaline dhe amoniumit përdoren kryesisht, dhe më pak - nga toka alkaline dhe metalet Zd, Pb dhe Ag. Ekzistojnë vetëm informacione fragmentare për nitritet e metaleve të tjera.

Nitritet metalike në gjendje oksidimi +2 formojnë hidrate kristalore me një, dy ose katër molekula uji. Nitritet formojnë kripëra të dyfishta dhe të trefishta, p.sh. CsNO 2 AgNO 2 ose Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, si dhe komponime komplekse, për shembull Na 3.

Strukturat kristalore njihen vetëm për disa nitrite anhidër. Anioni NO 2 ka një konfigurim jolinear; Këndi ONO 115°, gjatësia e lidhjes H-O 0,115 nm; lloji i lidhjes M-NO 2 është jonik-kovalente.

Nitritet K, Na, Ba janë të tretshëm mirë në ujë, nitritet Ag, Hg, Cu janë pak të tretshëm. Me rritjen e temperaturës, tretshmëria e nitriteve rritet. Pothuajse të gjitha nitritet janë pak të tretshëm në alkoole, etere dhe tretës me polare të ulët.

Nitritet janë termikisht të paqëndrueshëm; Vetëm nitritet e metaleve alkali shkrihen pa zbërthim nitritet e metaleve të tjera dekompozohen në 25-300 °C. Mekanizmi i zbërthimit të nitriteve është kompleks dhe përfshin një numër reaksionesh paralele-sekuenciale. Produktet kryesore të dekompozimit të gaztë janë NO, NO 2, N 2 dhe O 2, oksid metali i ngurtë ose metal elementar. Lëshimi i sasive të mëdha të gazrave shkakton dekompozimin shpërthyes të disa nitriteve, për shembull NH 4 NO 2, i cili zbërthehet në N 2 dhe H 2 O.

Veçoritë karakteristike të nitriteve lidhen me paqëndrueshmërinë e tyre termike dhe aftësinë e jonit të nitritit për të qenë njëkohësisht agjent oksidues dhe reduktues, në varësi të mjedisit dhe natyrës së reagentëve. Në një mjedis neutral, nitritet zakonisht reduktohen në NO në një mjedis acid, ato oksidohen në nitrate. Oksigjeni dhe CO 2 nuk ndërveprojnë me nitritet e ngurta dhe tretësirat e tyre ujore. Nitritet nxisin zbërthimin e substancave organike që përmbajnë azot, veçanërisht aminet, amidet, etj. Me halide organike RXH. reagojnë për të formuar të dy nitritet RONO dhe nitrokomponimet RNO 2 .

Prodhimi industrial i nitriteve bazohet në thithjen e gazit azotik (përzierje NO + NO 2) me tretësira të Na 2 CO 3 ose NaOH me kristalizimin sekuencial të NaNO 2; Nitritet e metaleve të tjera fitohen në industri dhe laboratorë nga reaksioni i shkëmbimit të kripërave të metaleve me NaNO 2 ose nga reduktimi i nitrateve të këtyre metaleve.

Nitritet përdoren për sintezën e ngjyrave azo, në prodhimin e kaprolaktamit, si agjentë oksidues dhe reduktues në industrinë e gomës, tekstilit dhe përpunimit të metaleve, si konservues ushqimor. Nitritet, si NaNO 2 dhe KNO 2, janë toksike, duke shkaktuar dhimbje koke, të vjella, frymëmarrje depresive etj. Kur helmohet NaNO 2, në gjak formohet methemoglobina dhe membranat e qelizave të kuqe të gjakut dëmtohen. Është e mundur të formohen nitrozaminat nga NaNO 2 dhe aminat direkt në traktin gastrointestinal.

6. Sulfatet, kripërat e acidit sulfurik. Sulfatet e mesme me anionin SO 4 2- janë të njohura, ose hidrosulfatet, me anionin HSO 4, bazë, që përmbajnë, së bashku me anionin SO 4 2-, grupe OH, për shembull Zn 2 (OH) 2 SO 4. Ekzistojnë gjithashtu sulfate të dyfishta që përmbajnë dy katione të ndryshme. Këto përfshijnë dy grupe të mëdha sulfatesh - alum, si dhe shenitet M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O, ku M është një kation i vetëm i ngarkuar, E është Mg, Zn dhe katione të tjera me ngarkesë të dyfishtë. Sulfat i njohur i trefishtë K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineral polihalit), sulfate të dyfishta bazë, për shembull, minerale të grupeve alunite dhe jarosite M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 dhe M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, ku M është një kation i vetëm i ngarkuar, sulfatet mund të jenë pjesë e kripërave të përziera, për shembull 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (berkeite mineral), MgSO 4 KCl. 3H 2 O (kainit) .

Sulfatet janë substanca kristalore, mesatare dhe acidike në shumicën e rasteve, shumë të tretshme në ujë. Sulfatet e kalciumit, stronciumit, plumbit dhe disa të tjera janë pak të tretshme BaSO 4 dhe RaSO 4 janë praktikisht të patretshme. Sulfatet bazë zakonisht janë pak të tretshëm ose praktikisht të patretshëm, ose hidrolizohen nga uji. Nga tretësirat ujore, sulfatet mund të kristalizohen në formën e hidratit kristalor. Hidratet kristalore të disa metaleve të rënda quhen vitriole; sulfat bakri CuSO 4 5H 2 O, sulfat hekuri FeSO 4 7H 2 O.

Sulfatet mesatare të metaleve alkali janë termikisht të qëndrueshme, ndërsa sulfatet acidike dekompozohen kur nxehen, duke u shndërruar në pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Sulfatet e mesme të metaleve të tjera, si dhe sulfatet bazë, kur nxehen në temperatura mjaft të larta, si rregull, dekompozohen me formimin e oksideve metalike dhe lëshimin e SO 3.

Sulfatet janë të shpërndara gjerësisht në natyrë. Ato gjenden në formën e mineraleve, për shembull, gipsi CaSO 4 H 2 O, mirabilite Na 2 SO 4 10H 2 O, dhe janë gjithashtu pjesë e ujit të detit dhe lumit.

Shumë sulfate mund të përftohen nga bashkëveprimi i H 2 SO 4 me metalet, oksidet dhe hidroksidet e tyre, si dhe nga dekompozimi i kripërave të acidit të avullueshëm me acidin sulfurik.

Sulfatet inorganike përdoren gjerësisht. Për shembull, sulfati i amonit është një pleh azotik, sulfati i natriumit përdoret në industrinë e qelqit, letrës, prodhimin e viskozës etj. Mineralet e sulfatit natyror janë lëndë të para për prodhimin industrial të përbërjeve të metaleve të ndryshme, materialeve të ndërtimit etj.

7. Sulfitet, kripërat e acidit sulfurik H 2 SO 3. Ka sulfite mesatare me anionin SO 3 2- dhe acid (hidrosulfite) me anionin HSO 3. Sulfitet e mesme janë substanca kristalore. Sulfitet e amonit dhe të metaleve alkali janë shumë të tretshëm në ujë; tretshmëria (g në 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40.0 (13 ° C), K 2 SO 3 106.7 (20 ° C). Hidrosulfitet formohen në tretësirat ujore. Sulfitet e tokës alkaline dhe disa metaleve të tjera janë praktikisht të patretshme në ujë; tretshmëria e MgSO 3 1 g në 100 g (40°C). Hidratet e njohura kristalore (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, etj.

Sulfitet anhydrous, kur nxehen pa qasje në ajër në enë të mbyllura, ndahen në mënyrë disproporcionale në sulfide dhe sulfate kur nxehen në një rrymë prej N 2, ato humbasin SO 2, dhe kur nxehen në ajër, ato oksidohen lehtësisht në sulfate. Me SO 2 në një mjedis ujor, sulfitet e mesme formojnë hidrosulfite. Sulfitet janë agjentë reduktues relativisht të fortë, ato oksidohen në solucione me klor, brom, H 2 O 2, etj. Ato dekompozohen me acide të forta (për shembull, HC1) me lëshimin e SO 2.

Hidrosulfitet kristalore njihen për K, Rb, Cs, NH 4 +, janë të paqëndrueshme. Hidrosulfitet e mbetura ekzistojnë vetëm në tretësirat ujore. Dendësia e NH4HSO3 2.03 g/cm3; tretshmëria në ujë (g në 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Kur nxehen hidrosulfitet kristalore Na ose K ose kur tretësira e mbushur me pulpë është e ngopur me SO 2 M 2 SO 3, formohen pirosulfite (të vjetruara - metabisulfite) M 2 S 2 O 5 - kripëra të acidit pirosulfurik të panjohur H 2 S 2. O 5; kristale, të paqëndrueshme; dendësia (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; mbi ~ 160 °C ato dekompozohen me çlirimin e SO 2; tretet në ujë (me zbërthim në HSO 3 -), tretshmëria (g në 100 g): Na 2 S 2 O 5 64.4, K 2 S 2 O 5 44.7; formojnë hidrate Na 2 S 2 O 5 7H 2 O dhe ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O ; agjentët reduktues.

Sulfitet mesatare të metaleve alkali përgatiten duke reaguar një tretësirë ​​ujore të M 2 CO 3 (ose MOH) me SO 2, dhe MSO 3 duke kaluar SO 2 përmes një suspensioni ujor të MCO 3; Ata përdorin kryesisht SO 2 nga gazrat e shkarkimit të prodhimit të acidit sulfurik të kontaktit. Sulfitet përdoren në zbardhjen, ngjyrosjen dhe printimin e pëlhurave, fibrave, lëkurës për ruajtjen e grurit, ushqimit të gjelbër, mbetjeve industriale të ushqimit (NaHSO 3,

Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 dhe Ca(HSO 3) 2 janë dezinfektues në industrinë e prodhimit të verës dhe sheqerit. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - përbërës të lëngut sulfit gjatë pulpingut; (NH 4) 2 SO 3 - SO 2 absorbues; NaHSO 3 është një absorbues i H 2 S nga gazrat e mbeturinave industriale, një agjent reduktues në prodhimin e ngjyrave të squfurit. K 2 S 2 O 5 - një përbërës i fiksuesve acidikë në fotografi, një antioksidant, një antiseptik.

Metodat për ndarjen e përzierjeve

1. Filtrimi, ndarja e grimcave të lëngshme - të ngurta (suspensione) të sistemeve johomogjene dhe grimcave gaz - të ngurta duke përdorur ndarje filtri poroze (FP), të cilat lejojnë kalimin e lëngut ose gazit, por mbajnë grimca të ngurta. Forca lëvizëse e procesit është diferenca e presionit në të dy anët e tranzicionit fazor.

Gjatë ndarjes së pezullimeve, grimcat e ngurta zakonisht formojnë një shtresë sedimenti të lagësht në FP, i cili, nëse është e nevojshme, lahet me ujë ose lëng tjetër, dhe gjithashtu dehidrohet duke fryrë ajrin ose gazin tjetër përmes tij. Filtrimi kryhet me një ndryshim presioni konstant ose me një shpejtësi konstante procesi w (sasia e filtratit për m 3 që kalon nëpër 1 m 2 të sipërfaqes FP për njësi të kohës). Me një ndryshim të vazhdueshëm presioni, pezullimi furnizohet në filtër nën vakum ose presion të tepërt, si dhe nga një pompë pistoni; Kur përdorni një pompë centrifugale, diferenca e presionit rritet dhe shpejtësia e procesit zvogëlohet.

Në varësi të përqendrimit të pezullimeve, dallohen disa lloje të filtrimit. Në një përqendrim prej më shumë se 1%, filtrimi ndodh me formimin e një precipitati, dhe në një përqendrim më të vogël se 0,1%, me bllokimin e poreve të FP (sqarimi i lëngjeve). Nëse në FP nuk krijohet një shtresë mjaft e dendur sedimenti dhe grimcat e ngurta hyjnë në filtrat, filtroni duke përdorur materiale ndihmëse të shpërndara imët (tokë diatomike, perlit), të cilat janë aplikuar më parë në FP ose janë shtuar në suspension. Në një përqendrim fillestar prej më pak se 10%, është e mundur ndarja e pjesshme dhe trashja e pezullimeve.

Ka filtra të vazhdueshëm dhe periodik. Për këtë të fundit, fazat kryesore të punës janë filtrimi, larja e sedimentit, kullimi dhe shkarkimi i tij. Në këtë rast zbatohet optimizimi sipas kritereve të produktivitetit më të madh dhe kostove më të ulëta. Nëse larja dhe heqja e ujit nuk kryhen dhe rezistenca hidraulike e ndarjes mund të neglizhohet, atëherë produktiviteti më i madh arrihet kur koha e filtrimit është e barabartë me kohëzgjatjen e operacioneve ndihmëse.

FP fleksibël të bëra nga pëlhura pambuku, leshi, sintetike dhe qelqi janë të aplikueshme, si dhe FP jo të endura të bëra nga fibra natyrale dhe sintetike dhe ato jofleksibile - qeramike, qermeti dhe shkumë. Drejtimet e lëvizjes së filtratit dhe veprimi i gravitetit mund të jenë të kundërta, të përkojnë ose të jenë reciprokisht pingul.

Modelet e filtrave janë të ndryshme. Një nga më të zakonshmet është filtri i vakumit rrotullues (shih figurën) me veprim të vazhdueshëm, në të cilin drejtimet e lëvizjes së filtratit dhe veprimi i gravitetit janë të kundërta. Seksioni i pajisjes së shpërndarjes lidh zonat I dhe II me një burim vakum dhe zonat III dhe IV me një burim ajri të kompresuar. Filtrati dhe lëngu larës nga zonat I dhe II hyjnë në marrës të veçantë. Gjithashtu është përhapur gjerësisht një shtypëse periodike e automatizuar e filtrave me dhoma horizontale, pëlhurë filtri në formën e një rripi të pafund dhe membrana elastike për heqjen e ujit të llumit me shtypje. Kryen operacione të alternuara të mbushjes së dhomave me suspension, filtrim, larje dhe depërtim të sedimentit, shkëputje të dhomave ngjitur dhe heqjen e sedimentit.

2.Kristalizimi fraksional

Dallohen këto lloje të kristalizimit fraksional: në masë, në sipërfaqe të ftohta, të drejtuara, shkrirje zonale.

Kristalizimi masiv. Metoda konsiston në marrjen e njëkohshme të një numri të madh kristalesh në të gjithë vëllimin e aparatit. Industria ka zbatuar disa opsione për kristalizimin masiv, i cili kryhet në aparate që funksionojnë periodikisht ose vazhdimisht: ato kapacitive, të pajisura me xhaketa të jashtme ftohëse ose bobina të brendshme dhe shpesh pajisje përzierëse; tubular, kruese, disku, vidë etj. Për mungesë të metodave të llogaritjes, parametri a e gjatë kristalizimit masiv gjendet eksperimentalisht.

Kristalizimi me transferimin e nxehtësisë përmes murit. Në rastin e shkrirjeve, procesi kryhet duke i ftohur ato. Gjatë kristalizimit të tretësirave, zgjedhja e mënyrës së procesit përcaktohet kryesisht nga natyra e varësisë së tretshmërisë së substancave nga temperatura. Nëse tretshmëria e një substance ndryshon pak me temperaturën (për shembull, NaCI në ujë), kristalizimi kryhet me avullim të pjesshëm ose pothuajse të plotë të një tretësire të ngopur në një temperaturë konstante (kristalizimi izotermik). Substancat tretshmëria e të cilave varet fort nga temperatura (për shembull, KNO 3 në ujë) kristalizohen me ftohjen e tretësirave të nxehta, ndërsa sasia fillestare e tretësit që përmban lëngu amë nuk ndryshon në sistem (kristalizimi izohidrik). Kristalet që rezultojnë, në varësi të vetive, formës dhe kushteve të procesit, kapin sasi të ndryshme të pijeve amë. Përmbajtja e tij në fazën e ngurtë në formën e përfshirjeve në pore, çarje dhe zgavra varet ndjeshëm nga mënyra e ndarjes së kristaleve dhe lëngut amë. Pra, kur ndani kristalet në një filtër me vakum daulle, përqendrimi i tretësirës së nënës në to është 10-30%, në një centrifugë filtri - 3-10%.

Përparësitë kryesore të procesit: produktiviteti i lartë, mungesa e kontaktit midis përzierjes që ndahet dhe ftohësit, thjeshtësia e instrumenteve; disavantazhet: koeficienti relativisht i ulët i transferimit të nxehtësisë, sipërfaqet ftohëse të veshura, kapja e madhe e pijeve amë nga kristalet, nevoja për të instaluar pajisje shtesë për ndarjen e fazave të ngurta dhe të lëngshme, rendiment i pamjaftueshëm i lartë i produktit kristalor. Shembuj zbatimi: përgatitja e klorureve të K dhe Na nga silviniti, ndarja e izomerëve të ksilenit.

3. Avullimi kryhet për të koncentruar tretësirën, për të izoluar substancën e tretur ose për të marrë një tretës të pastër. Kryesisht tretësirat ujore i nënshtrohen avullimit. Ftohësi më së shpeshti është avulli i ujit (presion 1.0-1.2 MPa), i cili quhet ngrohje, ose primar; Avulli i formuar kur tretësira vlon quhet sekondar. Forca lëvizëse për avullim, diferenca e temperaturës midis avullit të ngrohjes dhe tretësirës së vlimit, quhet e dobishme. Është gjithmonë më pak se diferenca e temperaturës midis avullit primar dhe dytësor. Kjo për faktin se tretësira vlon në një temperaturë më të lartë se tretësi i pastër (fizikokimik, ose përqendrimi, depresioni). Për më tepër, pika e vlimit të tretësirës rritet për shkak të presionit më të lartë në tretësirë ​​sesa në hapësirën e avullit. Arsyet e rritjes së presionit: presioni hidrostatik i tretësirës; rezistenca hidraulike kur lëviz një përzierje e vluar (avull-lëng); një rritje në shpejtësinë e lëvizjes së kësaj përzierjeje për faktin se ajo zë një vëllim dukshëm më të madh se zgjidhja origjinale (përkatësisht depresioni hidrostatik, hidraulik dhe inercial).

Për avullim, përdoren pajisje që funksionojnë nën presion ose vakum. Elementet e tyre kryesore: dhoma e ngrohjes; një ndarës për ndarjen e përzierjes avull-lëng në mbledhjen e një solucioni të koncentruar; një tub qarkullimi përmes të cilit tretësira kthehet nga ndarësi në dhomë (me avullim të përsëritur). Dizajni i aparatit përcaktohet kryesisht nga përbërja, vetitë fiziko-kimike, shkalla e kërkuar e përqendrimit të solucioneve, tendenca e tyre për të formuar shkallë dhe shkumë (shkalla zvogëlon ndjeshëm koeficientin e transferimit të nxehtësisë, prish qarkullimin e tretësirës dhe mund të shkaktojë korrozion në nyjet e salduara dhe çmimet e rënda rritin bartjen e zgjidhjes me traget dytësor).

Më të zakonshmet janë pajisjet vertikale me dhoma ngrohjeje me tuba, sipërfaqja ngrohëse e të cilave arrin 1250 m 2. Në pajisje të tilla, zgjidhja është në tub, dhe avulli i ngrohjes është në hapësirën ndër-tuba të dhomës. Qarkullimi i tretësirës në to mund të jetë i natyrshëm ose i detyruar, i krijuar nga një pompë e veçantë.

Avullimi i solucioneve të pangopura me viskozitet të ulët (l deri në 6-8 mPa-s) të kripërave shumë të tretshme që nuk precipitojnë gjatë përqendrimit (për shembull, NaNO 2, NaNO 3, NH 4 NO 3, KC1) dhe nuk formojnë shkallë zakonisht kryhet në aparate avulluese me qarkullim natyral, në tubat e ngrohjes, tretësira e të cilave jo vetëm nxehet, por edhe vlon. Për avullimin e tretësirave të substancave të dobëta të tretshme që precipitojnë me përqendrim [për shembull, CaCO 3, CaSO 4, Mg(OH) 2, aluminosilikat Na], si dhe për shkripëzimin e ujit të detit, përdoren aparate, mbi dhomën e ngrohjes së të cilit një sistem shtesë qarkullimi ngritës është instaluar një tub që siguron qarkullim natyror me shpejtësi të lartë. Për avullimin e produkteve me shkumë të lartë dhe të ndjeshme ndaj nxehtësisë, për shembull në prodhimin e majave, përdoren enzimat, antibiotikët, lëngjet e frutave, kafeja e çastit, avulluesit vertikal të filmit, në të cilët përqendrimi ndodh si rezultat i një lëvizjeje të vetme të një shtrese të hollë ( film) tretësirë ​​së bashku me avull dytësor përgjatë tubave me gjatësi 6-8 m (sipërfaqe ngrohëse deri në 2200 m2). Përparësitë e këtyre pajisjeve: mungesa e efektit hidrostatik, rezistenca e ulët hidraulike, koeficienti i lartë i transferimit të nxehtësisë, produktiviteti i lartë me vëllime relativisht të vogla.

4. Centrifugimi, ndarja e suspensioneve, emulsioneve dhe sistemeve me tre komponentë (emulsione që përmbajnë një fazë të ngurtë) nën veprimin e forcave centrifugale. Përdoret për izolimin e fraksioneve nga suspensionet dhe emulsionet, si dhe për përcaktimin e peshave molekulare të polimereve dhe analizën e dispersionit.

Centrifugimi kryhet duke përdorur makina speciale - centrifuga, pjesa kryesore e të cilave është një rotor (daulle) që rrotullohet me shpejtësi të madhe rreth boshtit të tij, duke krijuar kështu një fushë të forcave centrifugale deri në 20,000 g në centrifugat industriale dhe deri në 350,000 g në ato laboratorike (g - përshpejtimi rënia e lirë). Centrifugimi mund të kryhet sipas parimeve të sedimentimit ose filtrimit, përkatësisht, në centrifuga me rotor të ngurtë ose të shpuar të mbuluar me material filtri. Ekzistojnë dy lloje centrifugash: 1) veprimi periodik, në të cilin suspensioni futet në qendër, pjesë e rotorit të zbrazët gjatë rrotullimit të tij; grimcat e ngurta vendosen në sipërfaqen e brendshme të rotorit dhe shkarkohen prej tij përmes një speciale gryka ose përmes çarjeve të hapjes periodike, lëngu i kulluar (centrati) hiqet nga pjesa e sipërme e pjesës së tij; 2) veprim i vazhdueshëm, në të cilin pezullimi ushqehet përgjatë boshtit të një rotori të zbrazët, dhe sedimenti që rezulton shkarkohet duke përdorur një vidë që rrotullohet brenda rotorit me një shpejtësi paksa të ndryshme nga rotori (Fig. 1).

Centrifugimi i bazuar në parimin e filtrimit përdoret më shpesh për ndarjen e pezullimeve dhe llumeve me një përmbajtje relativisht të ulët të fazës së lëngshme dhe kryhet në makina që funksionojnë ciklikisht. Pezullimi futet në një rotor që rrotullohet vazhdimisht në pjesë; Pasi një pjesë e rotorit është mbushur me sediment, furnizimi me pezullim ndalet, faza e lëngshme shtrydhet dhe sedimenti pritet me thikë dhe hiqet. Përdoren gjithashtu centrifuga me shkarkim pulsues të sedimentit duke përdorur një shtytës (pistoni vibrues, me piston pulsues), si dhe me shkarkim hidraulik, kur faza e ngurtë e kondensuar hiqet nga një rotor i pajisur me një paketë pllakash konike përmes grykave.

Bibliografi

Ch. redaktori I.L. Knunyants. Fjalor i madh enciklopedik i kimisë. Moskë 1998

Ch. redaktori I.L. Knunyants. Enciklopedia kimike. Moskë 1998

N. Ya. Loginov, A. G. Voskresensky, I. S. Solodin. Kimi analitike. Moskë 1979

R. A. Lidin. Manual i kimisë së përgjithshme dhe inorganike. Moskë 1997

R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva. Vetitë kimike të substancave inorganike. Moskë 1997

A. V. Suvorov, A. A. Kartsafa dhe të tjerët Bota magjepsëse e transformimeve kimike. Shën Petersburg 1998

E. V. Barkovsky. Hyrje në kiminë e elementeve biogjene dhe analiza kimike. Minsk 1997

Të cilat përbëhen nga një anion (mbetje acidi) dhe një kation (atom metali). Në shumicën e rasteve, këto janë substanca kristalore me ngjyra të ndryshme dhe me tretshmëri të ndryshme në ujë. Përfaqësuesi më i thjeshtë i kësaj klase përbërjesh është (NaCl).

Kripërat ndahen në acidike, normale dhe bazike.

Normale (mesatare) formohen në rastet kur të gjithë atomet e hidrogjenit në një acid zëvendësohen nga atomet metalike ose kur të gjitha grupet hidroksil të bazës zëvendësohen nga mbetjet acidike të acideve (për shembull, MgSO4, Mg (CH3COO) 2). Gjatë shpërbërjes elektrolitike, ato zbërthehen në anione metalike të ngarkuara pozitivisht dhe mbetje acide të ngarkuara negativisht.

Karakteristikat kimike të kripërave të këtij grupi:

Dekompozohet kur ekspozohet ndaj temperaturave të larta;

i nënshtrohen hidrolizës (ndërveprimit me ujin);

Ata hyjnë në reaksione shkëmbimi me acide, kripëra të tjera dhe baza. Vlen të kujtohen disa veçori të këtyre reagimeve:

Një reagim me një acid ndodh vetëm kur ai është i ndryshëm nga ai nga i cili vjen kripa;

Një reaksion me një bazë ndodh kur formohet një substancë e patretshme;

Një tretësirë ​​e kripur reagon me një metal nëse është në serinë e tensionit elektrokimik në të majtë të metalit që është pjesë e kripës;

Përbërjet e kripës në tretësirë ​​ndërveprojnë me njëri-tjetrin nëse formohet një produkt metabolik i patretshëm;

Redox, i cili mund të shoqërohet me vetitë e një kationi ose anioni.

Kripërat e acidit fitohen në rastet kur vetëm një pjesë e atomeve të hidrogjenit në acid zëvendësohen me atome metalike (për shembull, NaHSO4, CaHPO4). Gjatë shpërbërjes elektrolitike, ato formojnë katione hidrogjeni dhe metali, anione të mbetjes së acidit, prandaj vetitë kimike të kripërave të këtij grupi përfshijnë karakteristikat e mëposhtme të kripës dhe përbërjeve acidike:

I nënshtrohet dekompozimit termik me formimin e kripës së mesme;

Reagoni me alkalin për të formuar kripë normale.

Kripërat bazë fitohen në rastet kur vetëm një pjesë e grupeve hidroksil të bazave zëvendësohet me mbetje acide të acideve (për shembull, Cu (OH) ose Cl, Fe (OH) CO3). Komponime të tilla shpërndahen në katione metalike dhe anione hidroksil dhe acid. Vetitë kimike të kripërave të këtij grupi përfshijnë karakteristika kimike karakteristike të substancave të kripës dhe bazave në të njëjtën kohë:

Karakterizohet nga dekompozimi termik;

Ndërveproni me acidin.

Ekziston edhe koncepti i kompleksit dhe

Ato komplekse përmbajnë një anion ose kation kompleks. Vetitë kimike të kripërave të këtij lloji përfshijnë reaksionet e shkatërrimit të komplekseve, të shoqëruara me formimin e komponimeve të dobëta të tretshme. Përveç kësaj, ata janë në gjendje të shkëmbejnë ligandë midis sferave të brendshme dhe të jashtme.

Ato të dyfishta kanë dy katione të ndryshme dhe mund të reagojnë me tretësira alkali (reaksion reduktimi).

Metodat për marrjen e kripërave

Këto substanca mund të merren në mënyrat e mëposhtme:

Ndërveprimi i acideve me metalet që janë në gjendje të zhvendosin atomet e hidrogjenit;

Në reaksionin e bazave dhe të acideve, kur grupet hidroksil të bazave shkëmbehen me mbetjet acidike të acideve;

Veprimi i acideve mbi amfoterike dhe kripërat ose metalet;

Veprimi i bazave në oksidet acide;

Reaksioni ndërmjet oksideve acidike dhe bazike;

Ndërveprimi i kripërave me njëra-tjetrën ose me metalet;

Marrja e kripërave nga reaksionet e metaleve me jometalet;

Përbërjet acidike të kripës fitohen duke reaguar një kripë mesatare me një acid me të njëjtin emër;

Substancat bazë të kripës fitohen duke reaguar kripën me një sasi të vogël alkali.

Pra, kripërat mund të merren në shumë mënyra, pasi ato formohen si rezultat i shumë reaksioneve kimike midis substancave dhe përbërjeve të ndryshme inorganike.

Shkenca moderne kimike përfaqëson shumë degë të ndryshme dhe secila prej tyre, përveç bazës teorike, ka një rëndësi të madhe aplikative dhe praktike. Çfarëdo që prekni, gjithçka rreth jush është një produkt kimik. Seksionet kryesore janë kimia inorganike dhe organike. Le të shqyrtojmë se cilat klasa kryesore të substancave klasifikohen si inorganike dhe cilat veti kanë ato.

Kategoritë kryesore të përbërjeve inorganike

Këto përfshijnë sa vijon:

1. Oksidet.
2. Kripë.
3. Bazat.
4. Acidet.

Secila prej klasave përfaqësohet nga një shumëllojshmëri e gjerë e përbërjeve të natyrës inorganike dhe është e rëndësishme në pothuajse çdo strukturë të veprimtarisë ekonomike dhe industriale njerëzore. Të gjitha vetitë kryesore karakteristike të këtyre përbërjeve, shfaqja e tyre në natyrë dhe prodhimi i tyre studiohen pa dështuar në një kurs shkollor të kimisë, në klasat 8-11.

Ekziston një tabelë e përgjithshme e oksideve, kripërave, bazave, acideve, e cila paraqet shembuj të secilës substancë dhe gjendjen e grumbullimit dhe shfaqjes së tyre në natyrë. Tregohen gjithashtu ndërveprime që përshkruajnë vetitë kimike. Sidoqoftë, ne do të shikojmë secilën nga klasat veç e veç dhe më në detaje.

Grupi i përbërjeve - oksidet

4. Reaksionet si rezultat i të cilave elementet ndryshojnë CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Uji reagent: formimi i acideve (përjashtim SiO 2)

CO + ujë = acid

2. Reaksionet me bazat:

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

3. Reaksionet me oksidet bazike: formimi i kripërave

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

4. Reagimet OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ato shfaqin veti të dyfishta dhe ndërveprojnë sipas parimit të metodës acido-bazike (me acide, alkale, okside bazike, okside acide). Ata nuk ndërveprojnë me ujin.

1. Me acide: formimi i kripërave dhe ujit

AO + acid = kripë + H 2 O

2. Me baza (alkale): formimi i komplekseve hidrokso

Al 2 O 3 + LiOH + ujë = Li

3. Reaksionet me oksidet acide: marrja e kripërave

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reaksionet me OO: formimi i kripërave, shkrirja

MnO + Rb 2 O = kripë e dyfishtë Rb 2 MnO 2

5. Reaksionet e shkrirjes me alkalet dhe karbonatet e metaleve alkali: formimi i kripërave

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

Çdo oksid më i lartë, i formuar qoftë nga një metal ose nga një jometal, kur tretet në ujë, jep një acid ose alkali të fortë.

Acidet organike dhe inorganike

Në tingullin klasik (bazuar në pozicionet e ED - disociimi elektrolitik - acidet janë komponime që në një mjedis ujor shpërndahen në katione H + dhe anione të mbetjeve të acidit An -. Megjithatë, sot acidet janë studiuar me kujdes në kushte anhidër, kështu që ekzistojnë shumë teori të ndryshme për hidroksidet.

Formulat empirike të oksideve, bazave, acideve, kripërave përbëhen vetëm nga simbole, elemente dhe indekse që tregojnë sasinë e tyre në substancë. Për shembull, acidet inorganike shprehen me formulën H + mbetje acide n-. Substancat organike kanë një paraqitje të ndryshme teorike. Përveç asaj empirike, ju mund të shkruani një formulë strukturore të plotë dhe të shkurtuar për to, e cila do të pasqyrojë jo vetëm përbërjen dhe sasinë e molekulës, por edhe renditjen e atomeve, lidhjen e tyre me njëri-tjetrin dhe funksionalitetin kryesor. grupi për acidet karboksilike -COOH.

Në inorganikë, të gjitha acidet ndahen në dy grupe:

• pa oksigjen - HBr, HCN, HCL dhe të tjerët;
• që përmban oksigjen (oksoacide) - HClO 3 dhe gjithçka ku ka oksigjen.

Acidet inorganike klasifikohen gjithashtu sipas qëndrueshmërisë (të qëndrueshme ose të qëndrueshme - gjithçka përveç karbonit dhe squfurit, të paqëndrueshme ose të paqëndrueshme - karbonike dhe sulfurore). Për sa i përket forcës, acidet mund të jenë të fortë: sulfurik, klorhidrik, nitrik, perklorik dhe të tjerë, si dhe të dobët: sulfur hidrogjeni, hipoklor dhe të tjerë.

Kimia organike nuk ofron të njëjtën shumëllojshmëri. Acidet që kanë natyrë organike klasifikohen si acide karboksilike. Karakteristika e tyre e përbashkët është prania e grupit funksional -COOH. Për shembull, HCOOH (formik), CH 3 COOH (acetik), C 17 H 35 COOH (stearik) dhe të tjerë.

Ka një sërë acidesh që theksohen veçanërisht me kujdes kur merret parasysh kjo temë në një kurs shkollor të kimisë.

1. Solyanaya.
2. Azoti.
3. Ortofosforike.
4. Hidrobromik.
5. qymyri.
6. Jodidi i hidrogjenit.
7. Sulfurik.
8. Ocetik ose etan.
9. Butan ose vaj.
10. Benzoinë.

Këto 10 acide në kimi janë substanca themelore të klasës përkatëse si në kursin shkollor ashtu edhe në përgjithësi në industri dhe sinteza.

Vetitë e acideve inorganike

Vetitë kryesore fizike përfshijnë, para së gjithash, gjendjen e ndryshme të grumbullimit. Në fund të fundit, ekzistojnë një sërë acidesh që kanë formën e kristaleve ose pluhurave (borike, ortofosforike) në kushte normale. Shumica dërrmuese e acideve inorganike të njohura janë lëngje të ndryshme. Pikat e vlimit dhe shkrirjes gjithashtu ndryshojnë.

Acidet mund të shkaktojnë djegie të rënda, pasi ato kanë fuqinë të shkatërrojnë indet organike dhe lëkurën. Treguesit përdoren për të zbuluar acidet:

• metil portokalli (në mjedis normal - portokalli, në acide - e kuqe),
• lakmus (në neutral - vjollcë, në acide - të kuqe) ose disa të tjera.

Vetitë kimike më të rëndësishme përfshijnë aftësinë për të bashkëvepruar me substanca të thjeshta dhe komplekse.

Kur ndërveprojnë me metale, jo të gjitha acidet reagojnë në mënyrë të barabartë. Kimia (klasa e 9-të) në shkollë përfshin një studim shumë të cekët të reaksioneve të tilla, megjithatë, edhe në këtë nivel merren parasysh vetitë specifike të acidit nitrik dhe sulfurik të përqendruar kur ndërvepron me metalet.

Hidroksidet: alkalet, bazat amfoterike dhe të patretshme

Oksidet, kripërat, bazat, acidet - të gjitha këto klasa të substancave kanë një natyrë të përbashkët kimike, e shpjeguar me strukturën e rrjetës kristalore, si dhe me ndikimin reciprok të atomeve në molekula. Sidoqoftë, nëse do të ishte e mundur të jepej një përkufizim shumë specifik për oksidet, atëherë kjo është më e vështirë të bëhet për acidet dhe bazat.

Ashtu si acidet, bazat, sipas teorisë ED, janë substanca që mund të dekompozohen në një tretësirë ​​ujore në katione metalike Me n + dhe anione të grupeve hidroksil OH - .

• Të tretshme ose alkale (baza të forta që ndryshojnë Formohen nga metalet e grupeve I dhe II. Shembull: KOH, NaOH, LiOH (d.m.th., merren parasysh elementet vetëm të nëngrupeve kryesore);
• Pak i tretshëm ose i patretshëm (fortësi mesatare, mos ndryshoni ngjyrën e treguesve). Shembull: hidroksidi i magnezit, hekuri (II), (III) dhe të tjerët.
• Molekulare (bazat e dobëta, në një mjedis ujor ato shpërndahen në mënyrë të kthyeshme në molekula jonike). Shembull: N 2 H 4, amine, amoniak.
• Hidroksidet amfoterike (tregojnë veti të dyfishta të acidit bazë). Shembull: berilium, zink dhe kështu me radhë.

Çdo grup i paraqitur studiohet në kursin e kimisë së shkollës në seksionin "Bazat". Kimia në klasat 8-9 përfshin një studim të hollësishëm të alkaleve dhe përbërjeve të dobëta të tretshme.

Karakteristikat kryesore karakteristike të bazave

Të gjitha alkalet dhe komponimet pak të tretshme gjenden në natyrë në një gjendje të ngurtë kristalore. Në të njëjtën kohë, temperaturat e tyre të shkrirjes janë zakonisht të ulëta, dhe hidroksidet e dobëta të tretshme dekompozohen kur nxehen. Ngjyra e bazave është e ndryshme. Nëse alkalet janë të bardha, atëherë kristalet me baza të dobëta të tretshme dhe molekulare mund të jenë me ngjyra shumë të ndryshme. Tretshmëria e shumicës së përbërjeve të kësaj klase mund të gjendet në tabelën, e cila paraqet formulat e oksideve, bazave, acideve, kripërave dhe tregon tretshmërinë e tyre.

Alkalet mund të ndryshojnë ngjyrën e treguesve si më poshtë: fenolftaleinë - purpur, metil portokalli - e verdhë. Kjo sigurohet nga prania e lirë e grupeve hidrokso në tretësirë. Kjo është arsyeja pse bazat e dobëta të tretshme nuk japin një reagim të tillë.

Vetitë kimike të secilit grup bazash janë të ndryshme.

Këto janë shumica e vetive kimike që shfaqin bazat. Kimia e bazave është mjaft e thjeshtë dhe ndjek ligjet e përgjithshme të të gjitha përbërjeve inorganike.

Klasa e kripërave inorganike. Klasifikimi, vetitë fizike

Bazuar në dispozitat e ED, kripërat mund të quhen komponime inorganike që shpërndahen në një tretësirë ​​ujore në katione metalike Me +n dhe anione të mbetjeve acidike An n-. Kështu mund t'i imagjinoni kripërat. Kimia jep më shumë se një përkufizim, por ky është më i sakti.

Për më tepër, sipas natyrës së tyre kimike, të gjitha kripërat ndahen në:

• Acid (që përmban një kation hidrogjeni). Shembull: NaHSO 4.
• Bazë (që përmban një grup hidrokso). Shembull: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• E mesme (përbëhet vetëm nga një kation metalik dhe një mbetje acidi). Shembull: NaCL, CaSO 4.
• Dyshe (përfshi dy katione të ndryshme metalike). Shembull: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleksi (komplekse hidrokso, komplekse akua dhe të tjera). Shembull: K 2.

Formulat e kripërave pasqyrojnë natyrën e tyre kimike, dhe gjithashtu tregojnë përbërjen cilësore dhe sasiore të molekulës.

Oksidet, kripërat, bazat, acidet kanë veti të ndryshme tretshmërie, të cilat mund të shihen në tabelën përkatëse.

Nëse flasim për gjendjen e grumbullimit të kripërave, atëherë duhet të vërejmë uniformitetin e tyre. Ato ekzistojnë vetëm në gjendje të ngurtë, kristalore ose pluhur. Gama e ngjyrave është mjaft e larmishme. Zgjidhjet e kripërave komplekse, si rregull, kanë ngjyra të ndritshme dhe të ngopura.

Ndërveprimet kimike për klasën e kripërave mesatare

Ato kanë veti kimike të ngjashme si bazat, acidet dhe kripërat. Oksidet, siç kemi ekzaminuar tashmë, janë disi të ndryshëm prej tyre në këtë faktor.

Në total, 4 lloje kryesore të ndërveprimeve mund të dallohen për kripërat mesatare.

I. Ndërveprimi me acidet (vetëm i fortë nga pikëpamja e ED) me formimin e një kripe tjetër dhe një acidi të dobët:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaksionet me hidroksidet e tretshme që prodhojnë kripëra dhe baza të patretshme:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 kripë e tretshme + Cu(OH) 2 bazë e patretshme

III. Reagimi me një kripë tjetër të tretshme për të formuar një kripë të patretshme dhe një të tretshme:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reaksionet me metalet e vendosura në EHRNM në të majtë të atij që formon kripën. Në këtë rast, metali që reagon nuk duhet të ndërveprojë me ujin në kushte normale:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Këto janë llojet kryesore të ndërveprimeve që janë karakteristike për kripërat e mesme. Formulat e kripërave komplekse, bazike, të dyfishta dhe acide flasin vetë për specifikën e vetive kimike të shfaqura.

Formulat e oksideve, bazave, acideve, kripërave pasqyrojnë thelbin kimik të të gjithë përfaqësuesve të këtyre klasave të përbërjeve inorganike, dhe përveç kësaj, japin një ide për emrin e substancës dhe vetitë e saj fizike. Prandaj duhet kushtuar vëmendje e veçantë shkrimit të tyre. Një shumëllojshmëri e madhe e komponimeve na ofrohet nga shkenca përgjithësisht e mahnitshme e kimisë. Oksidet, bazat, acidet, kripërat - kjo është vetëm një pjesë e diversitetit të jashtëzakonshëm.

1. Bazat reagojnë me acidet për të formuar kripë dhe ujë:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

2. Me okside acide, duke formuar kripë dhe ujë:

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

3. Alkalet reagojnë me oksidet dhe hidroksidet amfoterike, duke formuar kripë dhe ujë:

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

KOH + Cr(OH) 3 = KCrO 2 + 2H 2 O

4. Alkalet reagojnë me kripërat e tretshme, duke formuar ose një bazë të dobët, një precipitat ose një gaz:

2NaOH + NiCl 2 = Ni(OH) 2 ¯ + 2 NaCl

bazë

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

Ba(OH) 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ¯ + 2NaOH

5. Alkalet reagojnë me disa metale, të cilat korrespondojnë me oksidet amfoterike:

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

6. Efekti i alkalit në tregues:

Oh - + fenolftalein ® ngjyrë të kuqe

Oh - + lakmus ® ngjyrë blu

7. Zbërthimi i disa bazave kur nxehen:

Сu(OH) 2 ® CuO + H 2 O

Hidroksidet amfoterike– komponimet kimike që shfaqin vetitë e bazave dhe acideve. Hidroksidet amfoterike korrespondojnë me oksidet amfoterike (shih paragrafin 3.1).

Hidroksidet amfoterike zakonisht shkruhen në formën e një baze, por ato gjithashtu mund të përfaqësohen në formën e një acidi:

Zn(OH) 2 Û H 2 ZnO 2

themeli

Vetitë kimike të hidroksideve amfoterike

1. Hidroksidet amfoterike ndërveprojnë me acidet dhe oksidet acide:

Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

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

2. Ndërveproni me alkalet dhe oksidet bazë të metaleve alkaline dhe tokësore:

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O;

H 3 AlO 3 acid metaaluminat natriumi

(H 3 AlO 3 ® HAlO 2 + H 2 O)

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Të gjitha hidroksidet amfoterike janë elektrolite të dobëta

Kripërat

Kripërat- Këto janë substanca komplekse që përbëhen nga jone metalike dhe një mbetje acidi. Kripërat janë produkte të zëvendësimit të plotë ose të pjesshëm të joneve të hidrogjenit me jone metalike (ose amoniumi) në acide. Llojet e kripërave: të mesme (normale), acide dhe bazike.

Kripërat mesatare- këto janë produktet e zëvendësimit të plotë të kationeve të hidrogjenit në acide me jone metalike (ose amoniumi): Na 2 CO 3, NiSO 4, NH 4 Cl, etj.

Vetitë kimike të kripërave të mesme

1. Kripërat ndërveprojnë me acide, alkale dhe kripëra të tjera, duke formuar ose një elektrolit të dobët ose një precipitat; ose gaz:

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

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH

NiSO 4 + 2KOH = Ni(OH) 2 ¯ + K 2 SO 4

bazë

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

2. Kripërat ndërveprojnë me metale më aktive. Një metal më aktiv zhvendos një metal më pak aktiv nga tretësira e kripës (Shtojca 3).

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu

Kripërat e acidit- këto janë produkte të zëvendësimit jo të plotë të kationeve të hidrogjenit në acide me jone metalike (ose amoniumi): NaHCO 3, NaH 2 PO 4, Na 2 HPO 4, etj. Kripërat acidike mund të formohen vetëm nga acidet polibazike. Pothuajse të gjitha kripërat acide janë shumë të tretshme në ujë.

Marrja e kripërave acidike dhe shndërrimi i tyre në kripëra mesatare

1. Kripërat e acidit përftohen duke reaguar një tepricë të acidit ose oksidit të acidit me një bazë:

H 2 CO 3 + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

2. Kur acidi i tepërt ndërvepron me oksidin bazë:

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

3. Kripërat acidike fitohen nga kripërat mesatare duke shtuar acid:

· eponim

Na 2 SO 3 + H 2 SO 3 = 2NaHSO 3;

Na 2 SO 3 + HCl = NaHSO 3 + NaCl

4. Kripërat acide shndërrohen në kripëra mesatare duke përdorur alkalin:

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

Kripërat bazë- këto janë produkte të zëvendësimit jo të plotë të grupeve hidrokso (OH - ) bazat me mbetje acidike: MgOHCl, AlOHSO 4 etj. Kripërat bazë mund të formohen vetëm nga baza të dobëta të metaleve polivalente. Këto kripëra janë përgjithësisht pak të tretshme.

Marrja e kripërave bazë dhe shndërrimi i tyre në kripëra mesatare

1. Kripërat bazë përftohen duke reaguar një tepricë të bazës me një acid ose oksid acid:

Mg(OH) 2 + HCl = MgOHCl¯ + H 2 O

hidrokso-

klorur magnezi

Fe(OH) 3 + SO 3 = FeOHSO 4 ¯ + H 2 O

hidrokso-

sulfat hekuri (III).

2. Kripërat bazë formohen nga kripa mesatare duke shtuar mungesën e alkalit:

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

3. Kripërat bazë shndërrohen në kripëra mesatare duke shtuar një acid (mundësisht atë që korrespondon me kripën):

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

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

ELEKTROLITET

Elektrolitet- këto janë substanca që shpërbëhen në jone në tretësirë ​​nën ndikimin e molekulave të tretësit polare (H 2 O). Bazuar në aftësinë e tyre për t'u ndarë (shpërbërë në jone), elektrolitet ndahen në mënyrë konvencionale në të fortë dhe të dobët. Elektrolitët e fortë shpërbëhen pothuajse plotësisht (në tretësirat e holluara), ndërsa elektrolitet e dobëta shpërbëhen në jone vetëm pjesërisht.

Elektrolitet e forta përfshijnë:

· acide të forta (shih f. 20);

· bazat e forta – alkalet (shih f. 22);

· pothuajse të gjitha kripërat e tretshme.

Elektrolitet e dobëta përfshijnë:

acide të dobëta (shih f. 20);

· bazat nuk janë alkale;

Një nga karakteristikat kryesore të një elektroliti të dobët është konstante disociimi – TE . Për shembull, për një acid monobazik,

HA Û H + +A - ,

ku, është përqendrimi ekuilibër i joneve H +;

– përqendrimi ekuilibër i anioneve acidike A - ;

- përqendrimi ekuilibër i molekulave të acidit,

Ose për një themel të dobët,

MOH Û M + +OH - ,

,

ku, është përqendrimi ekuilibër i kationeve M +;

– përqendrimi ekuilibër i joneve hidroksid OH - ;

– përqendrimi ekuilibër i molekulave bazë të dobët.

Konstantet e disociimit të disa elektroliteve të dobëta (në t = 25°C)