Vilka salter är mycket lösliga i vatten. Salts löslighet i vatten vid rumstemperatur

Katjoner	Anjoner
F -	Cl -	Br -	Jag -	S 2-	NR 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH 4 +	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg 2+	RK	R	R	R	M	R	H	RK	R	RK
Ca 2+	Nc	R	R	R	M	R	H	RK	M	RK
Sr 2+	Nc	R	R	R	R	R	H	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	H	RK	Nc	RK
Sn 2+	R	R	R	M	RK	R	H	H	R	H
Pb 2+	H	M	M	M	RK	R	H	H	H	H
Al 3+	M	R	R	R	D	R	D	Nc	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	D	R	D	H	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe 2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	D	H	R	RK
Co 2+	M	R	R	R	H	R	H	H	R	H
Ni 2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Cu 2+	M	R	R	-	H	R	D	H	R	H
Zn 2+	M	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Cd 2+	R	R	R	R	RK	R	H	H	R	H
Hg 2+	R	R	M	Nc	Nc	R	H	H	R	H
Hg 2 2+	R	Nc	Nc	Nc	RK	R	H	H	M	H
Ag +	R	Nc	Nc	Nc	Nc	R	H	H	M	H

Legend:

P - ämnet är mycket lösligt i vatten; M - lätt löslig; H - praktiskt taget olöslig i vatten, men lättlöslig i svaga eller utspädda syror; RK är olösligt i vatten och löser sig endast i starka oorganiska syror; NK - olöslig varken i vatten eller i syror; D - hydrolyseras fullständigt vid upplösning och finns inte i kontakt med vatten. En streck betyder att ett sådant ämne inte alls finns.

I vattenlösningar dissocieras salter helt eller delvis till joner. Salter av svaga syror och (eller) svaga baser genomgår hydrolys. Vattenlösningar av salter innehåller hydratiserade joner, jonpar och mer komplexa kemiska former, inklusive hydrolysprodukter, etc. Ett antal salter är också lösliga i alkoholer, aceton, syraamider och andra organiska lösningsmedel.

Från vattenlösningar kan salter kristallisera i form av kristallina hydrater, från icke-vattenhaltiga lösningar - i form av kristallsolvat, till exempel CaBr2 3C2H5OH.

Data om olika processer som förekommer i vattensalt-system, om lösligheten hos salter i deras gemensamma närvaro, beroende på temperatur, tryck och koncentration, om sammansättningen av fasta och flytande faser kan erhållas genom att studera löslighetsdiagrammen för vattensalt-system.

Allmänna metoder för syntes av salter.

1. Erhålla medelsalter:

1) metall med icke-metall: 2Na + Cl2 \u003d 2NaCl

2) metall med syra: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2

3) metall med en lösning av salt av en mindre aktiv metall Fe + CuS04 \u003d FeSO4 + Cu

4) basisk oxid med sur oxid: MgO + C02 \u003d MgCO3

5) basisk oxid med syra CuO + H2SO4 \u003d CuSO4 + H2O

6) baser med sur oxid Ba (OH) 2 + C02 \u003d BaCO3 + H20

7) baser med syra: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl2 + 2H20

8) salter med syra: MgCO3 + 2HCl \u003d MgCl2 + H2O + C02

BaCl2 + H2SO4 \u003d BaSO4 + 2HCl

9) baslösning med saltlösning: Ba (OH) 2 + Na2S04 \u003d 2NaOH + BaSO4

10) lösningar av två salter 3CaCl2 + 2Na3P04 \u003d Ca3 (PO4) 2 + 6NaCl

2. produktion av sura salter:

1. Interaktion mellan syra och brist på bas. KOH + H2SO4 \u003d KHSO4 + H2O

2. Interaktion mellan en bas och ett överskott av sur oxid

Ca (OH) 2 + 2CO2 \u003d Ca (HCO3) 2

3. Interaktion av mediumsalt med syra Ca3 (PO4) 2 + 4H 3 PO4 \u003d 3Ca (H2P04) 2

3. Erhålla basiska salter:

1. Hydrolys av salter bildade med en svag bas och stark syra

ZnCl2 + H2O \u003d Cl + HCI

2. Tillsätt (droppvis) små mängder alkalier till lösningar av medelstora metallsalter AlCl3 + 2NaOH \u003d Cl + 2NaCl

3. Interaktion mellan salter av svaga syror och medelsalter

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O \u003d 2 CO3 + CO2 + 4NaCl

4. Erhålla komplexa salter:

1. Reaktioner av salter med ligander: AgCl + 2NH3 \u003d Cl

FeCl3 + 6KCN] \u003d K3 + 3KCl

5. beredning av dubbla salter:

1. Kristallisation av två salter:

Cr2 (SO4) 3 + K2SO4 + 24H20 \u003d 2 + NaCl

4. Redoxreaktioner på grund av egenskaperna hos en katjon eller anjon. 2KMnO4 + 16HCl \u003d 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H20

2. kemiska egenskaper hos sura salter:

1. Termisk nedbrytning med bildning av medium salt

Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + C02 + H20

2. Interaktion med alkali. Få medium salt.

Ba (HCO3) 2 + Ba (OH) 2 \u003d 2BaCO3 + 2H20

3. kemiska egenskaper hos basiska salter:

1. Termisk nedbrytning. 2 CO3 \u003d 2CuO + CO2 + H2O

2. Interaktion med syra: bildning av medium salt.

Sn (OH) Cl + HCl \u003d SnCl2 + H2O

4. kemiska egenskaper hos komplexa salter:

1. Destruktion av komplex på grund av bildning av dåligt lösliga föreningar:

2Cl + K2S \u003d CuS + 2KCl + 4NH3

2. Utbyte av ligander mellan yttre och inre sfärer.

K2 + 6H20 \u003d Cl2 + 2KCl

5. kemiska egenskaper dubbelsalter:

1. Interaktion med alkalilösningar: KCr (SO4) 2 + 3KOH \u003d Cr (OH) 3 + 2K2 SO4

2. Reduktion: KCr (SO4) 2 + 2H ° (Zn, dil. H2SO4) \u003d 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4

Råvarorna för industriell produktion av ett antal salter, klorider, sulfater, karbonater, borater Na, K, Ca, Mg är havsvatten och havsvatten, naturliga saltlösning bildas under dess avdunstning och fasta saltavlagringar. För en grupp mineraler som bildar sedimentära saltavlagringar (sulfater och klorider av Na, K och Mg) används det konventionella namnet ”naturliga salter”. De största avlagringarna av kaliumsalter finns i Ryssland (Solikamsk), Kanada och Tyskland, kraftiga avlagringar av fosfatmalmer - i Nordafrika, Ryssland och Kazakstan, NaNO3 - i Chile.

Salter används i livsmedel, kemikalier, metallurgi, glas, läder, textil, jordbruk, medicin etc.

De viktigaste typerna av salter

1. Borater (oxoborater), salter av borsyror: metabolisk HBO 2, ortoborisk H3 VO3 och polyborsyra som inte isoleras i fritt tillstånd. Enligt antalet boratomer i molekylen är de uppdelade i mono-, di-, tetra-, hexaborater etc. Borater kallas också enligt de syror som bildar dem och enligt antalet mol av ² 2 3 per 1 mol av basoxiden. Således kan olika metaboliter kallas monoborater om de innehåller anjonen B (OH) 4 eller en kedjeanjon (BO2) n n - diborater - om de innehåller en dubbelkedjig anjon (В 2 О 3 (OH) 2) n 2n- triborates - om de innehåller en ringanjon (B 3 O 6) 3-.

Boratstrukturer inkluderar bor-syregrupper - "block" innehållande från 1 till 6 och ibland 9 boratomer, till exempel:

Koordinationsantalet för boratomer är 3 (bor-syre triangulära grupper) eller 4 (tetraedriska grupper). Bor-syregrupper är basen för inte bara ön utan också mer komplexa strukturer - kedjelager, lager och polymeriserat ramverk. De senare bildas som ett resultat av eliminering av vatten i molekylerna av hydrerade borater och bildandet av överbryggande bindningar genom syreatomer; processen åtföljs ibland av ett brist knyter Q-O inuti polyanjoner. Polyanjoner kan fästa sidogrupper - bor-syretetraeder eller trianglar, deras dimerer eller främmande anjoner.

Ammonium, alkali och andra metaller i oxidationstillstånd +1 bildar oftast hydratiserade och vattenfria metaboliter av MBO 2-typen, tetraborater М 2 B 4 O 7, pentaborates МB 5 O 8 och dekomponerar М 4 B 10 O 17 nH 2 O. Alkalisk jord och andra metaller i oxidationstillstånd + 2 ger vanligtvis hydratiserade metaborat, tribalat M 2 B 6 O 11 och hexaborat MB 6 O 10. samt vattenfria meta-, orto- och tetraborater. För metaller i + 3 oxidationstillstånd är hydratiserade och vattenfria ortoborater MBO 3 karakteristiska.

Borater är färglösa amorfa ämnen eller kristaller (främst med en lågsymmetrisk struktur - monoklinisk eller rombisk). För vattenfria borater ligger smältpunkterna i området 500 till 2000 ° C; de högsta smältpunkterna är alkalimetaller och jordalkalimetallorto- och metaborat. De flesta borater bildar lätt glas när deras smälter kyls. Hårdheten hos hydratiserade borater på Mohs-skalan är 2-5, vattenfri upp till 9.

Hydrerade monoborater förlorar kristallisationsvatten upp till ~ 180 ° С, polyborater - vid 300-500 ° С; eliminering av vatten på grund av OH-grupper , koordinerad kring boratomer uppträder upp till ~ 750 ° C. Vid fullständig uttorkning bildas amorfa ämnen, som vid 500-800 ° C i de flesta fall genomgår "borat-omläggning" -kristallisation, åtföljd (för polyborater) av partiell sönderdelning med frisättningen av ² 2 3.

Borater av alkalimetaller, ammonium och T1 (I) är lösliga i vatten (särskilt meta- och pentaborater), hydrolyseras i vattenlösningar (lösningar har en alkalisk reaktion). De flesta borater sönderdelas lätt av syror, i vissa fall genom inverkan av C02; och SO2 ;. Borater av jordalkalier och tungmetaller interagerar med lösningar av alkalier, karbonater och kolväten av alkalimetaller. Vattenfria borater är kemiskt mer stabila än hydratiserade borater. Med vissa alkoholer, särskilt med glycerol, bildar borater vattenlösliga komplex. Under inverkan av starka oxidationsmedel, i synnerhet H2O2, eller under elektrokemisk oxidation, omvandlas borater till peroxoborater .

Det finns cirka 100 naturliga borater, som huvudsakligen är salter av Na, Mg, Ca, Fe.

Hydrerade borater erhålls: genom neutralisering av H3 VO3 med metalloxider, hydroxider eller karbonater; utbytesreaktioner av alkalimetallborater, oftast Na, med salter av andra metaller; reaktionen av ömsesidig omvandling av dåligt lösliga borater med vattenlösningar av borater av alkalimetaller; hydrotermiska processer med användning av alkalimetallhalogenider som mineraliserande tillsatser. Vattenfria borater erhålls genom smältning eller sintring av B203 med metalloxider eller karbonater, eller genom uttorkning av hydrater; enkla kristaller odlas i lösningar av borater i smält oxider, till exempel Bi203.

Borater används: för att erhålla andra borföreningar; som laddningskomponenter vid tillverkning av glas, glasyr, emalj, keramik; för brandsäkra beläggningar och impregneringar; som komponenter i flöden för raffinering, svetsning och metalllödning ”; som pigment och fyllmedel för färger och lacker; som mordanter för färgning, korrosionsinhibitorer, komponenter i elektrolyter, luminoforer etc. Borax och kalciumborater används mest.

2. Halider, kemiska föreningar av halogener med andra grundämnen. Halider innehåller vanligtvis föreningar i vilka halogenatomer har större elektronegativitet än andra element. Han, Ne och Ar bildar inte halider. Till enkla eller binära EH-halider n (n- oftast ett heltal från 1 för monohalider till 7 för IF 7 och ReF 7, men det kan också vara fraktionerat, till exempel 7/6 för Bi6CI7) innefattar i synnerhet salter av vätesyrahalter och interhalogenföreningar (till exempel halogenfluorider). Det finns också blandade halogenider, polyhalider, hydrohalogenider, oxohalider, oxihalider, hydroxihalider, tiohalider och komplexa halider. Oxidationstillståndet för halogener i halider är vanligtvis -1.

Av naturen av element-halogenbindningen delas enkla halider i joniska och kovalenta. I verkligheten är förbindelser av blandad natur, med övervägande av bidraget från en eller annan komponent. Halider av alkali- och jordalkalimetaller, liksom många mono- och dihalogenider av andra metaller, är typiska salter där bindningens joniska natur dominerar. De flesta av dem är relativt eldfasta, låg flyktiga, lättlösliga i vatten; i vattenlösningar, dissocierar de nästan helt i joner. Trihaliderna av sällsynta jordartsmetaller har också saltens egenskaper. Vattenlösligheten hos joniska halider tenderar att minska från jodider till fluorider. Klorider, bromider och jodider Ag +, Cu +, Hg + och Pb 2+ är dåligt lösliga i vatten.

En ökning av antalet halogenatomer i metallhalogenider eller förhållandet mellan metalladdningen och dess jonradie leder till en ökning av bindningens kovalenta komponent, en minskning av lösligheten i vatten och termisk stabilitet hos halider, en ökning av flyktigheten, en ökning av oxidationen, förmågan och tendensen till hydrolys. Dessa beroenden observeras för metallhalider under samma period och i en serie halider av samma metall. De kan lätt spåras med exempel på termiska egenskaper. Exempelvis är smält- och kokpunkterna för metallhalider under den fjärde perioden 771 respektive 1430 ° C för KCl, 772 och 1960 ° C för CaCl2, 967 och 975 ° C för ScCl3, -24,1 och 136 ° C för TiCl4. För UF 3 är smälttemperaturen ~ 1500 ° C, UF 4 är 1036 ° C, UF 5 348 ° C, UF 6 är 64,0 ° C. I raderna med EC-anslutningar n med oförändrad n Bindningen kovalent ökar vanligtvis med att gå från fluorider till klorider och minskar med att gå från den senare till bromider och jodider. Så för AlF 3 är sublimeringstemperaturen 1280 ° C, A1C13 är 180 ° C, kokpunkten för A1Br är 3 254,8 ° C och AlI är 407 ° C. I serien ZrF4, ZrCl4 ZrBr4, ZrI4 är sublimeringstemperaturen 906, 334, 355 respektive 418 ° C. I MF: s ledning n och MC1 n där M är en metall i en undergrupp, minskar bindningskovalensen med en ökning av metallens atommassa. Det finns få metallfluorider och klorider med ungefär samma bidrag från de joniska och kovalenta komponenterna i bindningen.

Den genomsnittliga bindningsenergin för element-halogen minskar vid övergång från fluorider till jodider och med ökande n (se bordet).

Många metallhalogenider innehållande isolerade eller överbryggande O-atomer (respektive oxo- och oxihalider), exempelvis vanadiumoxotrifluorid VOF3, niobdioxid NbO2F, volframdioxodiumjodid WO212.

Komplexa halogenider (metallhalogenider) innehåller komplexa anjoner i vilka halogenatomer är ligander, till exempel kaliumhexakloroplatinat (IV) K2, natriumheptafluortantalat (V) Na, litiumhexafluoroarsenat (V) Li. Fluoro-, oxofluoro- och klormetallater har den högsta termiska stabiliteten. Av bindningarnas natur är jonföreningar med katjonerna NF4 +, N2F3 +, C1F2 +, XeF +, etc. nära komplexa halider.

Många halogenider kännetecknas av associering och polymerisation i vätske- och gasfaserna med bildandet av överbryggande bindningar. De mest benägna för detta är halogeniderna av metaller i grupperna I och II, AlCl3, pentafluorider av Sb och övergångsmetaller, oxofluorider med kompositionen MOF 4. Halider med metall-metallbindning är exempelvis kända. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluorider skiljer sig avsevärt i egenskaper från andra halider. Men i enkla halider är dessa skillnader mindre uttalade än i halogenerna själva och i komplexa halider - svagare än i enkla halider.

Många kovalenta halogenider (speciellt fluorider) är till exempel starka Lewis-syror. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluorider är en del av supersyrorna. Högre halider reduceras av metaller och väte, till exempel:

5WF 6 + W \u003d 6WF 5

TiCl4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl2

UF 6 + H2 \u003d UF 4 + 2HF

Halider av metaller i grupperna V-VIII, förutom Cr och Mn, reduceras med H2 till metaller, till exempel:

WF 6 + ЗН 2 \u003d W + 6HF

Många kovalenta och joniska metallhalider interagerar med varandra för att bilda komplexa halider, till exempel:

KC1 + TaCl5 \u003d K

Lättare halogener kan förskjuta tyngre halogenider. Syre kan oxidera halider för att frigöra Cl2, Br2 och I2. En av de karakteristiska reaktionerna hos kovalenta halider är interaktionen med vatten (hydrolys) eller dess ångor vid upphettning (pyrohydrolys), vilket leder till bildandet av oxider, oxi- eller oxohalider, hydroxider och vätehalogenider.

Halider erhålls direkt från grundämnen genom växelverkan mellan vätehalogenider eller vätesyrahalter med element, oxider, hydroxider eller salter, liksom utbytesreaktioner.

Halider används allmänt inom tekniken som utgångsmaterial för produktion av halogener, alkali- och jordalkalimetaller, som komponenter i glas och andra oorganiska material; de är mellanprodukter vid produktion av sällsynta och vissa icke-järnmetaller, U, Si, Ge, etc.

I naturen bildar halider separata klasser av mineraler, i vilka fluorider (t.ex. mineraler fluorit, kryolit) och klorider (sylvin, karnallit) är närvarande. Brom och jod finns i vissa mineraler som isomorfa föroreningar. Betydande mängder halider återfinns i vattnet i haven och haven, i salt och underjordiska saltlake. Vissa halider, såsom NaCl, KCl, CaCl2, finns i levande organismer.

3. Karbonater (från Lat. Carbo, släkt. Case carbonis kol), kolsyrasalter. Det finns mediumkarbonater med anjonen CO3 2- och sura, eller bikarbonater (föråldrade bikarbonater), med anjonen HCO3 -. Karbonater är kristallina ämnen. De flesta medelstora metallsalter i +2-oxidationstillstånd kristalliserar till hexagon. gittertyp kalcit eller rombisk typ aragonit.

Av de medelstora karbonaterna löses endast salter av alkalimetaller, ammonium och Tl (I) i vatten. Som ett resultat av signifikant hydrolys är deras lösningar alkaliska. Det svåraste att lösa är metallkarbonater i oxidationstillstånd + 2. Tvärtom är alla kolväten lättlösliga i vatten. Under utbytesreaktioner i vattenlösningar mellan metallsalter och Na2C03 bildas fällningar av mediumkarbonater i fall där deras löslighet är mycket lägre än motsvarande hydroxider. Detta är fallet för Ca, Sr och deras analoger, lantanider, Ag (I), Mn (II), Pb (II) och Cd (II). Resten av katjonerna, när de interagerar med upplösta karbonater som ett resultat av hydrolys, kan inte ge medelvärde utan basiska krabonater eller till och med hydroxider. Medium krabonater innehållande multipeladdade katjoner kan ibland fällas ut från vattenlösningar i närvaro av ett stort överskott av CO2.

De kemiska egenskaperna hos karbonater beror på att de tillhör klassen av oorganiska salter av svaga syror. De karaktäristiska egenskaperna hos karbonater är förknippade med deras dåliga löslighet, liksom den termiska instabiliteten hos både krabonaterna själva och H2CO3. Dessa egenskaper används vid analys av krabonater, antingen baserat på deras sönderdelning. starka syror och kvantitativ absorption av det frigjorda C02 med en alkalilösning, eller genom utfällning av C02-jonen från lösningen i form av BaCO3. När ett överskott av CO2 verkar på fällningen av det mellersta karbonatet bildas ett bikarbonat i lösningen, till exempel: CaCO3 + H2O + CO2 \u003d Ca (HCO3) 2. Närvaron av kolväten i naturligt vatten orsakar dess tillfälliga hårdhet. Vid svag uppvärmning omvandlas bikarbonater till mediumkarbonater, som sönderdelas till oxid och CO 2 vid upphettning. Ju mer aktiv metallen desto högre sönderdelningstemperatur för dess karbonat. Så, Na2C03 smälter utan sönderdelning vid 857 ° C, och för karbonater Ca, Mg och A1 når jämviktens sönderdelningstryck 0,1 MPa vid temperaturer på 820, 350 respektive 100 ° C.

Karbonater är mycket utbredda till sin natur, vilket beror på att CO 2 och H 2 O deltar i processerna för mineralbildning. karbonater spelar en viktig roll i global jämvikt mellan gasformig CO2 i atmosfären, upplöst CO2;

och joner НСО 3 - och СО 3 2- i hydrosfären och fasta salter i litosfären. De viktigaste mineralerna är kalcit CaCO 3, magnesit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 och några andra. Kalksten består huvudsakligen av kalcit eller kalcitskelettrester av organismer, sällan aragonit. Naturliga hydratiserade karbonater av alkalimetaller och Mg (t.ex. MgCO3ZN20, Na2CO310H20), dubbla karbonater [exempelvis dolomit CaMg (CO3) 2, tron \u200b\u200bNa2CO3 NaHCO3 2H2 O] och basisk [malakit CuCO3 Cu (OH) 2, hydrocerusit 2PbCO3 Pb (OH) 2].

De viktigaste är kaliumkarbonat, kalciumkarbonat och natriumkarbonat. Många naturliga karbonater är mycket värdefulla metallmalmer (till exempel karbonater av Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Kolväten är viktigt fysiologisk rollsom är buffrande ämnen som reglerar konstanten av blodets pH.

4. Nitrater, salter av salpetersyra HNO 3. Känd för nästan alla metaller; existerar som vattenfria salter M (NO 3) n (n - oxidationstillståndet för metallen M) och i form av kristallina hydrater M (NO 3) n xH2O ( x \u003d 1-9). Från vattenlösningar vid temperaturer nära rumstemperatur kristalliserar endast alkalimetallnitrater vattenfria, resten - i form av kristallina hydrater. De fysikalisk-kemiska egenskaperna hos vattenfritt och hydratiserat nitrat av samma metall kan vara mycket olika.

Vattenfria kristallina föreningar av d-elementnitrater färgas. Konventionellt kan nitrater delas upp i föreningar med en övervägande kovalent typ av bindning (salter av Be, Cr, Zn, Fe och andra övergångsmetaller) och med en övervägande jonisk typ av bindning (salter av alkali- och jordalkalimetaller). Joniska nitrater kännetecknas av en högre termisk stabilitet, en övervägande av kristallstrukturer med högre symmetri (kubik) och frånvaron av delning av banden för nitratjonen i IR-spektra. Kovalenta nitrater har högre löslighet i organiska lösningsmedel, lägre termisk stabilitet och deras IR-spektra är mer komplexa; vissa kovalenta nitrater är flyktiga vid rumstemperatur, och när de löses i vatten, sönderdelas de delvis med frisättning av kväveoxider.

Alla vattenfria nitrater uppvisar starka oxidationsegenskaper på grund av närvaron av NO 3 - jonen, medan deras oxidationsförmåga ökar med övergången från joniska till kovalenta nitrater. Den senare sönderdelas i intervallet 100-300 ° C, jonisk - vid 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 och några andra smälter vid upphettning). Sönderdelningsprodukter i fasta och flytande faser. är sekventiellt nitriter, oxonitrater och oxider, ibland - fria metaller (när oxiden är instabil, t.ex. Ag20), och i gasfasen - NO, NO2, O2 och N2. Sönderdelningsprodukternas sammansättning beror på metallens beskaffenhet och dess oxidationstillstånd, uppvärmningshastighet, temperatur, sammansättning av det gasformiga mediet och andra betingelser. NH4 NO3 detonerar, och vid snabb uppvärmning kan den sönderdelas med en explosion, i detta fall bildas N2, O2 och H20; när den uppvärms långsamt sönderdelas den till N20 och H20.

Den fria jonen NO 3 - i gasfasen har den geometriska strukturen för en liksidig triangel med en N-atom i centrum, ONO-vinklarna är ~ 120 ° och N-O-bindningslängderna är 0,121 nm. I kristallina och gasformiga nitrater bibehåller NO 3 - jonen i princip sin form och storlek, vilket bestämmer utrymmena, nitratstrukturen. Jon NO 3 - kan fungera som en mono-, bi-, tridentat eller överbryggande ligand, därför kännetecknas nitrater av en mängd olika typer av kristallstrukturer.

Övergångsmetaller i höga oxidationstillstånd på grund av steriskt. svårigheter kan inte bilda vattenfria nitrater, och de kännetecknas av oxonitrater, till exempel UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitrater bildar ett stort antal dubbla och komplexa salter med NO 3-jonen - i den inre sfären. I vattenhaltiga medier, som ett resultat av hydrolys, bildar övergångsmetallkatjoner hydroxonitrater (basiska nitrater) med variabel komposition, som också kan isoleras i fast tillstånd.

Hydrerade nitrater skiljer sig från vattenfria genom att metalljonen i sina kristallstrukturer i de flesta fall associeras med vattenmolekyler och inte med NO 3-jonen. Därför löser de sig bättre än vattenfria nitrater i vatten, men värre - i organiska lösningsmedel smälter svagare oxidationsmedel inkongruent i kristallisationsvatten i intervallet 25-100 ° C. När hydrerade nitrater värms upp bildas som regel inte vattenfria nitrater, men termolys sker med bildandet av hydroxonitrater och sedan oxonitrater och metalloxider.

I många av dess kemiska egenskaper liknar nitrater andra oorganiska salter. De karakteristiska egenskaperna hos nitrater beror på deras mycket höga löslighet i vatten, låg termisk stabilitet och förmåga att oxidera organiska och oorganiska föreningar. Vid reducering av nitrater bildas en blandning av kväveinnehållande produkter NO2, NO, N20, N2 eller NH3, med övervägande av en av dem, beroende på typen av reduktionsmedel, temperatur, reaktion av mediet och andra faktorer.

Industriella metoder för att erhålla nitrater baseras på absorptionen av NH3 genom lösningar av HNO3 (för NH4NO3) eller absorptionen av kvävegaser (NO + NO2) genom lösningar av alkalier eller karbonater (för nitrater av alkalimetaller, Ca, Mg, Ba), samt på olika utbytesreaktioner av metallsalter med HNO3 eller alkalimetallnitrater. I laboratoriet används reaktioner av övergångsmetaller eller deras föreningar med flytande N2O4 och dess blandningar med organiska lösningsmedel eller reaktioner med N2O5 för att erhålla vattenfria nitrater.

Nitrater Na, K (natrium och kaliumnitrat) finns i form av naturliga avlagringar.

Nitrater används i många industrier. Ammoniumnitrit (ammoniumnitrat) är det viktigaste kväveinnehållande gödselmedlet. alkalimetallnitrater och Ca-nitrater används också som gödningsmedel. Nitrater - komponenter av raketbränslen, pyrotekniska kompositioner, etsningslösningar för färgning av tyg; de används för härdning av metaller, konservering av livsmedelsprodukter, som läkemedel och för framställning av metalloxider.

Nitrater är giftiga. De orsakar lungödem, hosta, kräkningar, akut kardiovaskulär svikt etc. En dödlig dos nitrater för människor är 8-15 g, det tillåtna dagliga intaget är 5 mg / kg. För summan av nitrater Na, K, Ca, NH3 MPC: i vatten 45 mg / l ", i jord 130 mg / kg (faroklass 3); i grönsaker och frukter (mg / kg) - 250 potatis, senkål 500, sena morötter 250, rödbetor 1400, lök 80, zucchini 400, meloner 90, vattenmeloner, druvor, äpplen, päron 60. Underlåtenhet att följa agrotekniska rekommendationer, överdriven gödning ökar dramatiskt halten av nitrater i jordbruksprodukter, ytavrinning från åkrar ( 40-5500 mg / l), grundvatten.

5. nitrit, salpetersyrasalter HNO 2. De använder främst alkalimetall och ammoniumnitrit, mindre jordalkalier och 3 d-metaller, Pb och Ag. Det finns endast fragmentarisk information om nitriter från andra metaller.

Metallnitrit i +2-oxidationstillståndet bildar kristallina hydrater med en, två eller fyra vattenmolekyler. Nitriter bildar till exempel dubbla och tredubbla salter. CsNO2 AgNO2 eller Ba (NO2) 2 Ni (NO2) 2 2KNO2, liksom komplexa föreningar, till exempel Na3.

Kristallstrukturer är kända för endast ett fåtal vattenfria nitriter. NO 2-anjonen har en icke-linjär konfiguration; vinkel ONO 115 °, längd kommunikation N-O 0,115 nm; typen av bindning М-NO2 är jon-kovalent.

Nitriter K, Na, Ba är väl lösliga i vatten, nitriter Ag, Hg, Cu är dåligt lösliga. Med ökande temperatur ökar nitriternas löslighet. Nästan alla nitriter är dåligt lösliga i alkoholer, etrar och lösningsmedel med låg polaritet.

Nitrit är termiskt instabil; endast alkalimetallnitriter smälter utan sönderdelning, nitrit av andra metaller sönderdelas vid 25-300 ° C. Nedbrytningsmekanismen för nitrit är komplex och innehåller ett antal parallella sekventiella reaktioner. De viktigaste gasformiga nedbrytningsprodukterna är NO, NO 2, N2 och O2, de fasta är metalloxid eller metall. Utsläpp av en stor mängd gaser orsakar explosiv sönderdelning av vissa nitriter, till exempel NH4NO2, som sönderdelas i N2 och H20.

De karakteristiska särdragen hos nitrit är förknippade med deras termiska instabilitet och nitritjonens förmåga att vara både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel, beroende på omgivningen och reagensens natur. I ett neutralt medium reduceras vanligen nitrit till NO, i ett surt medium oxideras de till nitrater. Syre och CO 2 interagerar inte med fasta nitriter och deras vattenlösningar. Nitriter främjar nedbrytningen av kväveinnehållande organiskt material, särskilt aminer, amider, etc. Med organiska halogenider RXH. reagera för att bilda både RONO-nitriter och RNO2-nitroföreningar.

Den industriella produktionen av nitrit baseras på absorptionen av dikvävegas (en blandning av NO + NO2) genom lösningar av Na2C03 eller NaOH med successiv kristallisation av NaNO2; nitrit av andra metaller i industrin och laboratorier erhålls genom utbytesreaktion av metallsalter med NaNO 2 eller reduktion av nitrater av dessa metaller.

Nitriter används för syntes av azofärgämnen, vid produktion av kaprolaktam, som oxidationsmedel och reduktionsmedel i gummi-, textil- och metallindustrin, som konserveringsmedel för livsmedelsprodukter. Nitriter som NaNO 2 och KNO 2 är giftiga, orsak huvudvärkkräkningar, andningsdepression etc. När NaNO 2 förgiftas bildas metemoglobin i blodet, membranet av erytrocyter skadas. Bildning av nitrosaminer från NaNO 2 och aminer är möjlig direkt i mag-tarmkanalen.

6. Sulfater, svavelsyrasalter. Kända mediumsulfater med anjonen SO42 - sura eller hydrosulfater, med anjonen HSO4-, basisk, innehållande, tillsammans med anjonen SO42 - - OH-grupper, till exempel Zn2 (OH) 2S04. Det finns också dubbla sulfater som innehåller två olika katjoner. Dessa inkluderar två stora grupper av sulfater - alun , liksom cheniter M2 E (SO4) 2 6H20 , där M är en enstaka laddad katjon, är E Mg, Zn och andra dubbelt laddade katjoner. Känd trippelsulfat K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polyhalitmineral), dubbla basiska sulfater, till exempel mineraler av alunit- och jarositgrupper M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4 Al (OH 3 och M 2 SO 4 Fe 2 (SO4) 3 4Fe (OH) 3, där M är en enbart laddad katjon. Sulfater kan vara en del av blandade salter, till exempel 2Na2SO4 Na2C03 (mineralberkeit), MgSO4 KCl 3H20 (kainit) ...

Sulfater är kristallina substanser, medium och sura, i de flesta fall lättlösliga i vatten. Något lösliga sulfater av kalcium, strontium, bly och några andra, praktiskt taget olösliga BaSO 4, RaSO 4. Basiska sulfater är som regel något lösliga eller praktiskt taget olösliga eller hydrolyserade med vatten. Sulfater kan kristallisera från vattenlösningar i form av kristallina hydrater. Kristallina hydrater av vissa tungmetaller kallas vitriol; kopparsulfat CuSO4 5H20, järnsulfat FeSO4 7H20.

Medelsulfater av alkalimetaller är termiskt stabila medan sura sulfater sönderdelas vid upphettning och förvandlas till pyrosulfater: 2KHSO4 \u003d H2O + K2S2O7. Medelsulfater av andra metaller, såväl som basiska sulfater, sönderdelas som regel vid bildning av metalloxider och frisättning av SO 3 vid upphettning till tillräckligt höga temperaturer.

Sulfater är utbredda i naturen. De finns i form av mineraler, till exempel gips CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10 H 2 O, och är också en del av havs- och flodvatten.

Många sulfater kan erhållas genom växelverkan av H2SO4 med metaller, deras oxider och hydroxider, såväl som genom nedbrytning av salter av flyktiga syror med svavelsyra.

Oorganiska sulfater används ofta. Till exempel är ammoniumsulfat ett kvävegödselmedel, natriumsulfat används i glas, pappersindustri, viskosproduktion etc. Naturliga sulfatmineraler är råvaror för industriell produktion av föreningar av olika metaller, byggmaterial etc.

7.Sulfiter, svavelsyrasalter H2SO3 . Skillnad mellan medium sulfiter med anjon SO3 2- och sur (hydrosulfiter) med anjon HSO 3 - . Medium sulfiter är kristallina ämnen. Sulfiter av ammonium och alkalimetaller är lättlösliga i vatten; löslighet (g i 100 g): (NH4) 2S03 40,0 (13 ° C), K2SO3 106,7 (20 ° C). Hydrosulfiter bildas i vattenlösningar. Sulfiter av alkalisk jord och vissa andra metaller är praktiskt taget olösliga i vatten; löslighet MgS03 1 g i 100 g (40 ° C). Kända kristallhydrater (NH4) 2SO3H20, Na2SO3 7H20, K2SO3 2H20, MgSO3 6H20, etc.

Vattenfria sulfiter, när de värms upp utan luft i förseglade kärl, oproportionerliga mot sulfider och sulfater, när de värms upp i en N2-ström förlorar de SO2, och när de värms upp i luft oxideras de lätt till sulfater. Med SO2 i ett vattenhaltigt medium bildar mediumsulfiter hydrosulfiter. Sulfiter är relativt starka reduktionsmedel; de oxideras i lösningar med klor, brom, Н 2 О 2, etc. till sulfater. De sönderdelas med starka syror (till exempel HC1) med frisättningen av SO 2.

Kristallina hydrosulfiter är kända för K, Rb, Cs, NH4 +, de är instabila. Resten av hydrosulfiterna finns endast i vattenlösningar. Densiteten för NH4 HSO3 är 2,03 g / cm3; löslighet i vatten (g i 100 g): NH4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).

Vid uppvärmning av kristallina hydrosulfiter Na eller K eller vid mättning av SO2 av en svärmande lösning av massa M2S03 bildas pyrosulfiter (föråldrade metabisulfiter) M2S2O5 - salter av okända i fritt tillstånd av pyrosulfurinsyra H2S2O5; kristaller, instabila; densitet (g / cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; över ~ 160 ° С sönderdelas med frisättning av SO 2; lös upp i vatten (med sönderdelning till HSO3-), löslighet (g i 100 g): Na2S2O5 64,4, K2S2O5 44,7; bilda hydrater Na2S2O5 7H20 och ZK2S2O5 2H20; reduktionsmedel.

Medium sulfiter av alkalimetaller erhålls genom växelverkan av en vattenlösning av M2CO3 (eller MOH) med SO2 och MSO3 - genom att leda SO2 genom en vattenhaltig suspension av MCO3; använder huvudsakligen SO 2 från avgaser som producerar svavelsyra i kontakt. Sulfiter används för blekning, färgning och tryckning av tyger, fibrer, läder för konservering av spannmål, grönt foder, industriellt foderavfall (NaHSO 3,

Na2S2O5). CaSO 3 och Ca (НSO 3) 2 är desinfektionsmedel i vin- och sockerindustrin. Na2S03, MgS03, NH4 НSO3 - komponenter av sulfitlut vid massatillagning; (NH4) 2SO3-S02-absorberare; NaHSO 3 är en absorberare av H2S från industriella avgaser, ett reduktionsmedel vid produktionen av svavelfärger. K 2 S 2 O 5 - en komponent av sura fixeringsmedel vid fotografering, antioxidant, antiseptisk.

Separationsmetoder

Filtrering, separering av inhomogena system vätska - fasta partiklar (suspensioner) och gas - fasta partiklar med porösa filtreringsbafflar (FP), som passerar vätska eller gas, men kvarhåller fasta partiklar. Drivkraften i processen är tryckdifferensen på båda sidor av FP.

Vid separering av suspensioner bildar vanligtvis fasta partiklar ett vått sedimentskikt på FP, som vid behov tvättas med vatten eller annan vätska och dehydratiseras också genom att blåsa luft eller annan gas genom den. Filtrering utförs vid en konstant tryckdifferens eller med en konstant processhastighet w (mängden filtrat i m 3 som passerar genom 1 m 2 av ytan av FP per tidsenhet). Vid en konstant tryckdifferens matas suspensionen till filtret under påverkan av ett vakuum eller övertryck, såväl som en kolvpump; vid användning av en centrifugalpump ökar tryckskillnaden och processhastigheten minskar.

Beroende på koncentrationen av suspensioner skiljer sig flera typer av filtrering. Vid en koncentration av mer än 1% sker filtrering med bildning av en fällning och vid en koncentration mindre än 0,1% med igensättning av porerna i FP (klargörande av vätskor). Om det inte bildas ett tillräckligt tätt sedimentskikt på FP och fasta partiklar kommer in i filtratet, filtreras de med fint dispergerade hjälpmaterial (diatomit, perlit), som tidigare applicerats på FP eller tillsätts till suspensionen. Vid en initial koncentration på mindre än 10% är partiell separation och förtjockning av suspensioner möjlig.

Skillnad mellan kontinuerliga filter och satsvis filter. För de sistnämnda är de viktigaste stadierna av arbete filtrering, slamtvätt, avvattning och lossning. Samtidigt gäller optimering enligt kriterierna för högsta prestanda och lägsta kostnad. Om spolning och avvattning inte utförs och skiljeväggens hydrauliska motstånd kan försummas, uppnås den högsta prestandan när filtreringstiden är lika med varaktigheten för hjälpoperationerna.

Flexibla FP tillverkade av bomulls-, ull-, syntet- och glastyger samt fiberduk av naturliga och syntetiska fibrer och oflexibla - keramik, cermet och skum - är tillämpliga. Filtratets rörelseriktningar och tyngdkraftsverkan kan vara motsatta, sammanfalla eller vara ömsesidigt vinkelräta.

Filterdesignerna är varierade. En av de vanligaste är ett roterande trumvakuumfilter (centimeter. Fig.) Av kontinuerlig verkan, i vilken filtratets rörelseriktningar och tyngdkraftsverkan är motsatta. Kopplingsutrustningen förbinder zonerna I och II med en vakuumkälla och zonerna III och IV med en tryckluftskälla. Filtrera och spolvätska från zonerna I och II går in i separata mottagare. Den automatiserade satsfilterpressen med horisontella kamrar, filterduk i form av ett ändlöst band och elastiska membran för slamavvattning genom pressning har också blivit utbredd. Den utför alternerande operationer för att fylla kamrarna med upphängning, filtrera, tvätta och avvattna slammet, separera intilliggande kamrar och ta bort slammet.

Bestämning av dynamisk skjuvspänning, effektiv och plastisk viskositet vid normal temperatur

Bestämning av dynamisk skjuvspänning, effektiv och plastisk viskositet vid förhöjda temperaturer

Erfarenhet 2. Att erhålla och studera egenskaperna hos fosforsyrasalter.

Löslighetstabellen för salter, syror och baser är grunden, utan vilken fullständig utveckling är omöjlig kemisk kunskap... Lösligheten i baser och salter hjälper till att undervisa inte bara skolbarn utan också professionella människor. Skapandet av många avfallsprodukter kan inte göra utan denna kunskap.

Löslighetstabell över syror, salter och baser i vatten

Tabellen över löslighet för salter och baser i vatten är en guide som hjälper till att utveckla kemiska grunder. Följande anvisningar hjälper dig att förstå tabellen nedan.

P - indikerar en löslig substans;
H - olöslig substans;
M - ämnet är något lösligt i det vattenhaltiga mediet;
RK - ett ämne kan endast lösas när det utsätts för starka organiska syror;
En streck säger att en sådan varelse inte finns i naturen;
NK - löser sig inte i syror eller vatten;
? - frågetecknet indikerar att det inte finns någon exakt information om ämnets upplösning hittills.

Tabellen används ofta av kemister och skolbarn, studenter för laboratorieforskning, under vilka det är nödvändigt att fastställa villkoren för förekomsten av vissa reaktioner. Med hjälp av tabellen visar det sig att ta reda på hur ämnet kommer att bete sig i en klor- eller sur miljö, huruvida en fällning är möjlig. Fällningen under forskning och experiment indikerar reaktionens irreversibilitet. Detta är en viktig punkt som kan påverka hela laboratoriets arbete.

Salt kan definieras som en förening som bildas genom reaktionen mellan en syra och en bas men inte är vatten. Detta avsnitt kommer att ta hänsyn till egenskaperna hos salter som är associerade med jonjämvikt.

saltreaktion i vatten

Det kommer att visas senare att löslighet är ett relativt begrepp. För den kommande diskussionen kan vi dock grovt klassificera alla salter som lösliga och olösliga i vatten.

Vissa salter, när de är upplösta i vatten, bildar neutrala lösningar. Andra salter bildar sura eller alkaliska lösningar. Detta beror på förekomsten av en reversibel reaktion mellan saltjoner och vatten, varigenom konjugatsyror eller baser bildas. Huruvida saltlösningen visar sig vara neutral, sur eller alkalisk beror på typen av salt. I denna mening finns det fyra typer av salter.

Salter bildade av starka syror och svaga baser. Salter av denna typ, när de löses i vatten, bildar en sur lösning. Ett exempel är ammoniumklorid NH4Cl. När detta salt upplöses i vatten, fungerar ammoniumjonen som

En överdriven mängd H3O + -joner som bildas i denna process orsakar de sura egenskaperna hos lösningen.

Salter bildade av en svag syra och en stark bas. Salter av denna typ bildar en alkalisk lösning när de löses i vatten. Som ett exempel, låt oss ge natriumacetat CH3COONa1 Acetatjonen fungerar som en bas och accepterar en proton från vatten, som i detta fall fungerar som en syra:

En överskott av OH-joner som bildas i detta förfarande bestämmer de alkaliska egenskaperna hos lösningen.

Salter bildade av starka syror och starka baser. När salter av denna typ löses i vatten bildas en neutral lösning. Ett exempel är natriumklorid NaCl. När det är löst i vatten joniseras detta salt fullständigt och därför är koncentrationen av Na + -joner lika med koncentrationen av Cl-joner. Eftersom varken den ena eller den andra jonen kommer in i syrabasreaktioner med vatten bildas inte en överskott av H3O + eller OH-joner i lösningen. Därför är lösningen neutral.

Salter bildade av svaga syror och svaga baser. Ett exempel på denna typ av salt är ammoniumacetat. När den är upplöst i vatten reagerar ammoniumjonen med vatten som en syra och acetatjonen reagerar med vatten som bas. Båda dessa reaktioner beskrivs ovan. En vattenlösning av ett salt bildat av en svag syra och en svag bas kan vara svagt sur, svagt alkalisk eller neutral, beroende på de relativa koncentrationerna av H3O + och OH-joner som bildas som ett resultat av reaktionerna av katjoner och anjoner av saltet med vatten. Det beror på förhållandet mellan värdena för katjonens dissociationskonstanter och anjonen.

Bordsalt är natriumklorid som används som livsmedelstillsats och konserveringsmedel. Det används också inom kemisk industri och medicin. Fungerar som det viktigaste råmaterialet för produktion av kaustisk läsk, läsk och andra ämnen. Saltformeln är NaCl.

Bildande av en jonbindning mellan natrium och klor

Den kemiska sammansättningen av natriumklorid återspeglar den villkorade formeln NaCl, vilket ger en uppfattning om lika antal natrium- och kloratomer. Men materia bildas inte av diatomiska molekyler utan består av kristaller. När en alkalimetall samverkar med en stark icke-metall avger varje natriumatom ett mer elektronegativt klor. Det finns natriumkatjoner Na + och anjoner av syraresten av saltsyra Cl -. Motsatt laddade partiklar lockas och bildar ett ämne med ett joniskt kristallgitter. Små natriumkatjoner finns mellan de stora klorjonerna. Antalet positiva partiklar i sammansättningen av natriumklorid är lika med antalet negativa; substansen som helhet är neutral.

Kemisk formel. Bordsalt och halit

Salter är komplexa substanser med jonstruktur, vars namn börjar med namnet på syroresten. Saltformeln är NaCl. Geologer kallar ett mineral av denna komposition "halit" och sedimentärt berg - "bergsalt". En föråldrad kemisk term som ofta används vid tillverkning är natriumklorid. Detta ämne har varit känt för människor sedan urminnes tider, en gång ansågs det vara "vitt guld". Moderna skolbarn och elever när de läser ekvationerna av reaktioner som involverar natriumklorid kallar kemiska tecken ("natriumklor").

Låt oss utföra enkla beräkningar enligt ämnets formel:

1) Mr (NaCl) \u003d Ar (Na) + Ar (Cl) \u003d 22,99 + 35,45 \u003d 58,44.

Den anhöriga är 58,44 (i amu).

2) Numeriskt lika med molviktens molekylvikt, men detta värde har måttenheter g / mol: M (NaCl) \u003d 58,44 g / mol.

3) Ett 100 g saltprov innehåller 60,663 g kloratomer och 39,337 g natrium.

Fysiska egenskaper hos bordssalt

Bräckliga halitkristaller är färglösa eller vita. I naturen finns det också avlagringar av bergsalt, målade i grått, gult eller blått. Ibland mineralämne har en röd nyans, vilket beror på typerna och mängden föroreningar. Halitets hårdhet är bara 2-2,5, glas lämnar en linje på ytan.

Andra fysiska parametrar för natriumklorid:

lukt - frånvarande
smaken är salt;
densitet - 2,165 g / cm3 (20 ° C);
smältpunkt - 801 ° C;
kokpunkt - 1413 ° C;
löslighet i vatten - 359 g / l (25 ° C);

Skaffa natriumklorid i laboratoriet

När metalliskt natrium interagerar med gasformigt klor bildas ett ämne i provröret vit - natriumklorid NaCl (bordssaltformel).

Kemi ger insikt i de olika sätten att få samma förening. Här är några exempel:

NaOH (aq) + HCl \u003d NaCl + H20.

Redoxreaktion mellan metall och syra:

2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H2.

Verkan av syra på metalloxid: Na20 + 2HCl (aq.) \u003d 2NaCl + H2O

Förskjutning av en svag syra från en lösning av dess salt med en starkare:

Na2C03 + 2HCl (aq.) \u003d 2NaCl + H20 + C02 (gas).

Alla dessa metoder är för dyra och komplicerade för att användas i industriell skala.

Produktion av bordssalt

Till och med i början av civilisationen visste folk att kött och fisk varar längre efter saltning. Transparenta, regelbundet formade halitkristaller användes i vissa forntida länder istället för pengar och var värda sin vikt i guld. Sökandet och utvecklingen av halitavlagringar gjorde det möjligt att tillgodose de växande behoven hos befolkningen och industrin. De viktigaste naturliga källorna till bordssalt:

avlagringar av mineralhaliten i olika länder;
vatten från hav, hav och salt sjöar;
lager och skorper av bergsalt vid stranden av saltvattenförekomster;
halitkristaller på vulkaniska kratrar;
salta våtmarker.

Det finns fyra huvudsakliga sätt att producera bordssalt inom industrin:

urlakning av halit från det underjordiska skiktet, avdunstning av den resulterande saltlösningen;
gruvdrift i;
avdunstning eller saltlösning av saltsjöar (77% av den torra återstoden är natriumklorid);
med hjälp av en biprodukt av saltvattenavsaltning.

Kemiska egenskaper hos natriumklorid

Med sin sammansättning är NaCl ett medium salt bildat av alkali och löslig syra. Natriumklorid är en stark elektrolyt. Attraktionen mellan joner är så stor att endast starkt polära lösningsmedel kan förstöra den. I vatten sönderdelas ämnet, katjoner och anjoner (Na +, Cl -) frigörs. Deras närvaro beror på den elektriska konduktiviteten hos en natriumkloridlösning. Formeln i detta fall skrivs på samma sätt som för torrsubstans - NaCl. En av de kvalitativa reaktionerna på natriumkatjonen är brännarens låga färg. För att få resultatet av experimentet måste du samla lite fast salt på en ren trådslinga och lägga till den i mitten av lågan. Egenskaperna hos bordssalt är också relaterade till egenskapen hos anjonen, vilket är kvalitativt svar för kloridjon. Vid interaktion med silvernitrat fälls en vit fällning av silverklorid i lösningen (foto). Klorväte förflyttas från saltet med starkare syror än saltsyra: 2NaCl + H2SO4 \u003d Na2SO4 + 2HCl. Under normala förhållanden hydrolyseras inte natriumklorid.

Omfattningar av bergsalt

Natriumklorid sänker isens smältpunkt, så på vintern används en blandning av salt och sand på vägar och trottoarer. Det absorberar en stor mängd föroreningar och förorenar floder och vattendrag när det smälter. Vägsalt påskyndar också korrosionsprocessen i bilkarosserier och skadar träd planterade bredvid vägar. Inom den kemiska industrin används natriumklorid som råvara för en stor grupp kemikalier:

av saltsyra;
metalliskt natrium;
klorgas;
kaustisk soda och andra föreningar.

Dessutom används bordssalt vid produktion av tvålar och färgämnen. Som ett antiseptiskt medel används det för konservering, betning av svamp, fisk och grönsaker. För att bekämpa störningar i sköldkörteln i befolkningen berikas bordssaltformeln genom tillsats av säkra jodföreningar, till exempel KIO 3, KI, NaI. Sådana tillskott stöder produktionen av sköldkörtelhormon och förhindrar endemisk struma.

Värdet av natriumklorid för människokroppen

Formeln för bordssalt, dess sammansättning har blivit vital för människors hälsa. Natriumjoner är involverade i överföringen av nervimpulser. Kloranjoner är väsentliga för produktion av saltsyra i magen. Men för mycket natriumklorid i maten kan leda till högt blodtryck och en ökad risk för hjärt- och kärlsjukdom. Inom medicin, med stor blodförlust, injiceras patienter med en fysiologisk saltlösning. För att uppnå det löses 9 g natriumklorid i en liter destillerat vatten. Människokropp behöver en kontinuerlig leverans av detta ämne med mat. Salt utsöndras genom utsöndringsorganen och huden. Den genomsnittliga natriumkloridhalten i människokroppen är cirka 200 g. Européer konsumerar cirka 2-6 g bordssalt per dag, i heta länder är denna siffra högre på grund av högre svett.