Tablica rastvorljivosti za soli, kiseline i baze je osnova bez koje je nemoguće u potpunosti savladati hemijsko znanje. Rastvorljivost baza i soli pomaže u učenju ne samo školarcima, već i profesionalnim ljudima. Stvaranje mnogih životnih proizvoda ne može bez ovog znanja.
Tabela rastvorljivosti kiselina, soli i baza u vodi
Tabela rastvorljivosti soli i baza u vodi je vodič koji pomaže u savladavanju osnova hemije. Sljedeće napomene će vam pomoći da shvatite donju tabelu.
- P – označava rastvorljivu supstancu;
- H – nerastvorljiva supstanca;
- M – supstanca je slabo rastvorljiva u vodenoj sredini;
- RK - supstanca koja se može rastvoriti samo kada je izložena jakim organskim kiselinama;
- Crtica će pokazati da takvo stvorenje ne postoji u prirodi;
- NK – ne rastvara se ni u kiselinama ni u vodi;
- ? – znak pitanja označava da danas nema tačnih informacija o rastvaranju supstance.
Često tablicu koriste hemičari i školarci, studenti za obavljanje laboratorijskih istraživanja, tokom kojih je potrebno utvrditi uslove za nastanak određenih reakcija. Pomoću tablice moguće je odrediti kako će se tvar ponašati u slanoj ili kiseloj sredini i može li se pojaviti talog. Precipitat tokom istraživanja i eksperimenata ukazuje na nepovratnost reakcije. Ovo je značajna tačka koja može uticati na tok svih laboratorijskih radova.
SOL, klasa hemijskih jedinjenja. Trenutno ne postoji općeprihvaćena definicija pojma "soli", kao ni pojmova "kiseline i baze", čiji su produkti reakcije soli. Soli se mogu smatrati produktima zamjene kiselih vodikovih protona ionima metala, NH 4 +, CH 3 NH 3 + i drugim kationima ili OH grupama baze sa kiselim anionima (na primjer, Cl -, SO 4 2-) .
Klasifikacija
Proizvodi potpune supstitucije su srednje soli, na primjer. Na 2 SO 4, MgCl 2, djelimično kisele ili bazične soli, na primjer KHSO 4, SuSlON. Postoje i jednostavne soli, uključujući jednu vrstu katjona i jednu vrstu anjona (na primjer, NaCl), dvostruke soli koje sadrže dvije vrste katjona (na primjer, KAl(SO 4) 2 12H 2 O), miješane soli, koje sadrže dvije vrste kiselih ostataka (na primjer AgClBr). Kompleksne soli sadrže kompleksne ione, kao što je K4.
Fizička svojstva
Tipične soli su kristalne supstance sa jonskom strukturom, na primer CsF Postoje i kovalentne soli, na primer AlCl 3. U stvari, priroda hemijske veze mnogih soli je pomešana.
Na osnovu njihove rastvorljivosti u vodi razlikuju se rastvorljive, slabo rastvorljive i praktično nerastvorljive soli. Rastvorljive soli uključuju gotovo sve soli natrijuma, kalija i amonijaka, mnoge nitrate, acetate i kloride, s izuzetkom soli polivalentnih metala koje hidroliziraju u vodi i mnoge kisele soli.
Rastvorljivost soli u vodi na sobnoj temperaturi
| Kationi | Anioni | |||||||||
| F- | Cl- | Br- | ja - | S 2- | NE 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| K+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| NH4+ | R | R | R | R | R | R | R | R | R | R |
| Mg 2+ | RK | R | R | R | M | R | N | RK | R | RK |
| Ca2+ | NK | R | R | R | M | R | N | RK | M | RK |
| Sr 2+ | NK | R | R | R | R | R | N | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | N | RK | NK | RK |
| Sn 2+ | R | R | R | M | RK | R | N | N | R | N |
| Pb 2+ | N | M | M | M | RK | R | N | N | N | N |
| Al 3+ | M | R | R | R | G | R | G | NK | R | RK |
| Cr 3+ | R | R | R | R | G | R | G | N | R | RK |
| Mn 2+ | R | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Fe 2+ | M | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Fe 3+ | R | R | R | - | - | R | G | N | R | RK |
| Co2+ | M | R | R | R | N | R | N | N | R | N |
| Ni 2+ | M | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Cu 2+ | M | R | R | - | N | R | G | N | R | N |
| Zn 2+ | M | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Cd 2+ | R | R | R | R | RK | R | N | N | R | N |
| Hg 2+ | R | R | M | NK | NK | R | N | N | R | N |
| Hg 2 2+ | R | NK | NK | NK | RK | R | N | N | M | N |
| Ag+ | R | NK | NK | NK | NK | R | N | N | M | N |
Legenda:
P - supstanca je visoko rastvorljiva u vodi; M - slabo rastvorljiv; H - praktično nerastvorljiv u vodi, ali lako rastvorljiv u slabim ili razblaženim kiselinama; RK - nerastvorljiv u vodi i rastvorljiv samo u jakim neorganskim kiselinama; NK - nerastvorljiv ni u vodi ni u kiselinama; G - potpuno hidrolizira kada se otopi i ne postoji u kontaktu s vodom. Crtica znači da takva supstanca uopće ne postoji.
U vodenim otopinama soli se potpuno ili djelomično disociraju na ione. Soli slabih kiselina i/ili slabih baza podležu hidrolizi. Vodeni rastvori soli sadrže hidratizovane jone, jonske parove i složenije hemijske oblike, uključujući produkte hidrolize itd. Određene soli su takođe rastvorljive u alkoholima, acetonu, amidima kiselina i drugim organskim rastvaračima.
Iz vodenih otopina soli mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata, iz nevodenih otopina - u obliku kristalnih solvata, na primjer CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Podaci o različitim procesima koji se odvijaju u sistemima voda-sol, o rastvorljivosti soli u njihovom zajedničkom prisustvu u zavisnosti od temperature, pritiska i koncentracije, o sastavu čvrste i tečne faze mogu se dobiti proučavanjem dijagrama rastvorljivosti sistema voda-sol.
Opće metode za sintezu soli.
1. Dobijanje srednjih soli:
1) metal sa nemetalom: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metal sa kiselinom: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metal sa rastvorom soli manje aktivnog metala Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) bazični oksid sa kiselim oksidom: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) bazični oksid sa kiselinom CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) baze sa kiselim oksidom Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) baze sa kiselinom: Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) soli sa kiselinom: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
9) bazni rastvor sa rastvorom soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) rastvori dve soli 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Dobijanje kiselih soli:
1. Interakcija kiseline s nedostatkom baze. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Interakcija baze sa viškom kiselinskog oksida
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Interakcija prosječne soli sa kiselinom Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2
3. Dobijanje osnovnih soli:
1. Hidroliza soli formiranih od slabe baze i jake kiseline
ZnCl 2 + H 2 O = Cl + HCl
2. Dodavanje (kap po kap) malih količina alkalija u rastvore srednjih soli metala AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Interakcija soli slabih kiselina sa srednjim solima
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Priprema kompleksnih soli:
1. Reakcije soli sa ligandima: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl 3 + 6KCN] = K 3 + 3KCl
5. Priprema dvostrukih soli:
1. Zajednička kristalizacija dvije soli:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Redox reakcije uzrokovane svojstvima kationa ili anjona. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Hemijska svojstva kiselih soli:
Termičkom razgradnjom nastaje srednja sol
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Interakcija sa alkalijama. Dobivanje srednje soli.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Hemijska svojstva osnovnih soli:
Termička razgradnja.
2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
Interakcija sa kiselinom: stvaranje srednje soli.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Hemijska svojstva kompleksnih soli:
1. Uništavanje kompleksa zbog stvaranja slabo rastvorljivih jedinjenja:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Razmjena liganada između vanjske i unutrašnje sfere.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
Interakcija sa alkalnim rastvorima: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Redukcija: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, dil. H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Sirovine za industrijsku proizvodnju niza soli – hlorida, sulfata, karbonata, borata Na, K, Ca, Mg su morska i okeanska voda, prirodne slane vode nastale tokom njenog isparavanja i čvrste naslage soli. Za grupu minerala koji formiraju naslage sedimentne soli (sulfati i hloridi Na, K i Mg) koristi se konvencionalni naziv „prirodne soli“. Najveća nalazišta kalijumovih soli nalaze se u Rusiji (Solikamsk), Kanadi i Njemačkoj, moćna nalazišta fosfatnih ruda su u Sjevernoj Africi, Rusiji i Kazahstanu, NaNO3 je u Čileu.
Soli se koriste u prehrambenoj, hemijskoj, metalurškoj, staklarskoj, kožnoj, tekstilnoj industriji, poljoprivredi, medicini itd.
Glavne vrste soli
1. Borats(oksoborati), soli bornih kiselina: metaborne HBO 2, ortoborne H3 BO 3 i poliborne kiseline koje nisu izolovane u slobodnom stanju. Na osnovu broja atoma bora u molekuli dijele se na mono-, di, tetra-, heksaborate itd. Borati se nazivaju i po kiselinama koje ih formiraju i po broju molova B 2 O 3 po 1 mol glavnog oksida. Tako se različiti metaborati mogu nazvati monoboratima ako sadrže B(OH) 4 anion ili lančani anion (BO 2) n n-diborati - ako sadrže lančani dvostruki anion (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n -triborati - ako sadrže anion u prstenu (B 3 O 6) 3-.
Kuhinjska so je natrijum hlorid koji se koristi kao aditiv za hranu i konzervans za hranu. Takođe se koristi u hemijskoj industriji i medicini. Služi kao najvažnija sirovina za proizvodnju kaustične sode, sode i drugih supstanci. Formula za kuhinjsku so je NaCl.
Stvaranje jonske veze između natrijuma i hlora
Hemijski sastav natrijevog klorida odražava se konvencionalnom formulom NaCl, koja daje ideju o jednakom broju atoma natrijuma i klora. Ali tvar nije formirana od dvoatomskih molekula, već se sastoji od kristala. Kada alkalni metal reaguje sa jakim nemetalom, svaki atom natrijuma oslobađa elektronegativniji hlor. Pojavljuju se natrijevi kationi Na + i anjoni kiselog ostatka hlorovodonične kiseline Cl -. Suprotno nabijene čestice privlače jedna drugu, formirajući supstancu s ionskom kristalnom rešetkom. Mali kationi natrijuma nalaze se između velikih anjona hlora. Broj pozitivnih čestica u sastavu natrijevog klorida jednak je broju negativnih čestica kao cjelina;
Hemijska formula. Kuhinjska so i halit
Soli su složene tvari jonske strukture, čija imena počinju imenom kiselog ostatka. Formula za kuhinjsku so je NaCl. Geolozi mineral ovog sastava nazivaju "halit", a sedimentni kamen "kamena so". Zastarjeli hemijski izraz koji se često koristi u proizvodnji je "natrijum hlorid". Ova supstanca je poznata ljudima od davnina; nekada se smatrala "bijelim zlatom". Savremeni školarci i studenti, kada čitaju jednačine reakcija koje uključuju natrijum hlorid, koriste hemijske simbole („natrijum hlor“).
Izvršimo jednostavne proračune koristeći formulu supstance:
1) Mr (NaCl) = Ar (Na) + Ar (Cl) = 22,99 + 35,45 = 58,44.
Relativna vrijednost je 58,44 (u amu).
2) Molarna masa je numerički jednaka molekulskoj težini, ali ova količina ima mjerne jedinice g/mol: M (NaCl) = 58,44 g/mol.
3) Uzorak soli od 100 g sadrži 60,663 g atoma hlora i 39,337 g natrijuma.
Fizička svojstva kuhinjske soli
Krhki kristali halita su bezbojni ili bijeli. U prirodi postoje i naslage kamene soli, obojene u sivu, žutu ili plavu boju. Ponekad mineralna tvar ima crvenu nijansu, što je zbog vrste i količine nečistoća. Tvrdoća halita je samo 2-2,5, staklo ostavlja liniju na svojoj površini.
Ostali fizički parametri natrijum hlorida:
- miris - odsutan;
- ukus - slan;
- gustina - 2,165 g/cm3 (20 °C);
- tačka topljenja - 801 °C;
- tačka ključanja - 1413 °C;
- rastvorljivost u vodi - 359 g/l (25 °C);
Priprema natrijum hlorida u laboratoriji
Kada metalni natrij stupi u interakciju s plinovitim klorom u epruveti, nastaje bijela tvar - natrijum hlorid NaCl (formula kuhinjske soli).
Hemija pruža uvid u različite načine proizvodnje istog spoja. Evo nekoliko primjera:
NaOH (aq) + HCl = NaCl + H 2 O.
Redox reakcija između metala i kiseline:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
Utjecaj kiseline na metalni oksid: Na 2 O + 2HCl (aq) = 2NaCl + H 2 O
Zamjena slabe kiseline iz otopine njene soli jačom:
Na 2 CO 3 + 2HCl (aq) = 2NaCl + H 2 O + CO 2 (gas).
Sve ove metode su preskupe i složene za upotrebu u industrijskim razmjerima.
Proizvodnja kuhinjske soli
Još u zoru civilizacije ljudi su znali da soljenje mesa i ribe traje duže. Prozirni, pravilno oblikovani kristali halita korišteni su u nekim starim zemljama umjesto novca i vrijedili su zlata. Pretraga i razvoj nalazišta halita omogućili su zadovoljavanje rastućih potreba stanovništva i industrije. Najvažniji prirodni izvori kuhinjske soli:
- nalazišta minerala halita u različitim zemljama;
- voda mora, okeana i slanih jezera;
- slojevi i kore kamene soli na obalama slanih rezervoara;
- kristali halita na zidovima vulkanskih kratera;
- slane močvare.
Industrija koristi četiri glavne metode za proizvodnju kuhinjske soli:
- ispiranje halita iz podzemnog sloja, isparavanje nastale slane vode;
- rudarstvo u ;
- isparavanje ili slanica slanih jezera (77% mase suvog ostatka je natrijum hlorid);
- korištenjem nusproizvoda desalinizacije slane vode.
Hemijska svojstva natrijum hlorida
Po svom sastavu, NaCl je prosječna sol formirana od alkalija i rastvorljive kiseline. Natrijum hlorid je jak elektrolit. Privlačnost između jona je toliko jaka da je mogu razbiti samo visoko polarni rastvarači. U vodi se tvar raspada, oslobađaju se kationi i anioni (Na +, Cl -). Njihovo prisustvo je posledica električne provodljivosti koju poseduje rastvor kuhinjske soli. Formula je u ovom slučaju napisana na isti način kao i za suhu tvar - NaCl. Jedna od kvalitativnih reakcija na kation natrijuma je žuta boja plamena plamenika. Da biste dobili rezultat eksperimenta, potrebno je sakupiti malo čvrste soli na čistu žičanu petlju i dodati je u srednji dio plamena. Svojstva kuhinjske soli također su povezana s posebnošću anjona, koja se sastoji u kvalitativnoj reakciji na kloridni ion. Prilikom interakcije sa srebrnim nitratom, bijeli talog srebrnog klorida precipitira u otopini (fotografija). Hlorovodonik je istisnut iz soli jačim kiselinama od hlorovodonične kiseline: 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl. U normalnim uslovima, natrijum hlorid ne podleže hidrolizi.
Područja primjene kamene soli
Natrijum hlorid snižava tačku topljenja leda, pa se zimi na putevima i trotoarima koristi mešavina soli i peska. Upija veliku količinu nečistoća i pri topljenju zagađuje rijeke i potoke. So na putevima takođe ubrzava proces korozije karoserije automobila i oštećuje drveće posađeno pored puteva. U hemijskoj industriji natrijum hlorid se koristi kao sirovina za proizvodnju velike grupe hemikalija:
- hlorovodonična kiselina;
- metalni natrij;
- plin hlor;
- kaustična soda i druga jedinjenja.
Osim toga, kuhinjska sol se koristi u proizvodnji sapuna i boja. Koristi se kao antiseptik u hrani za konzerviranje i kiseljenje gljiva, ribe i povrća. Za borbu protiv disfunkcije štitnjače u populaciji, formula kuhinjske soli obogaćena je dodavanjem sigurnih spojeva joda, na primjer, KIO 3, KI, NaI. Takvi suplementi podržavaju proizvodnju hormona štitnjače i sprječavaju endemsku strumu.
Značaj natrijum hlorida za ljudski organizam
Formula kuhinjske soli, njen sastav stekli su vitalni značaj za ljudsko zdravlje. Joni natrija su uključeni u prijenos nervnih impulsa. Anjoni hlora su neophodni za proizvodnju hlorovodonične kiseline u želucu. Ali previše soli u hrani može dovesti do visokog krvnog pritiska i povećanog rizika od razvoja srčanih i vaskularnih bolesti. U medicini, kada dođe do velikog gubitka krvi, pacijentima se daje fiziološki rastvor. Da bi se dobio, 9 g natrijum hlorida se rastvori u jednom litru destilovane vode. Ljudskom tijelu je potrebna kontinuirana opskrba ovom tvari iz hrane. Sol se izlučuje putem organa za izlučivanje i kože. Prosječan sadržaj natrijuma hlorida u ljudskom tijelu je otprilike 200 g.
Sol se može definirati kao spoj koji nastaje reakcijom između kiseline i baze, ali nije voda. Ovaj dio će razmotriti ona svojstva soli koja su povezana s ionskim ravnotežama.
reakcije soli u vodi
Malo kasnije će se pokazati da je rastvorljivost relativan pojam. Međutim, za potrebe rasprave koja slijedi, možemo grubo podijeliti sve soli na one koje su rastvorljive i one koje su nerastvorljive u vodi.
Neke soli formiraju neutralne otopine kada su otopljene u vodi. Druge soli formiraju kisele ili alkalne otopine. To je zbog pojave reverzibilne reakcije između iona soli i vode, zbog čega nastaju konjugirane kiseline ili baze. Hoće li se otopina soli pokazati neutralnom, kiselom ili alkalnom ovisi o vrsti soli. U tom smislu, postoje četiri vrste soli.
Soli formirane od jakih kiselina i slabih baza. Soli ove vrste, kada se rastvore u vodi, formiraju kiseli rastvor. Uzmimo za primjer amonijum hlorid NH4Cl. Kada se ova so rastvori u vodi, amonijum jon deluje kao
Višak iona H3O+ koji nastaje u ovom procesu uzrokuje kisela svojstva otopine.
Soli koje formiraju slaba kiselina i jaka baza. Soli ove vrste, kada se rastvore u vodi, formiraju alkalni rastvor. Kao primjer, uzmimo natrijum acetat CH3COONa1. Acetatni ion djeluje kao baza, prihvatajući proton iz vode, koji u ovom slučaju djeluje kao kiselina:
Višak količine OH- jona formiranih u ovom procesu određuje alkalna svojstva otopine.
Soli formirane od jakih kiselina i jakih baza. Kada se soli ove vrste rastvore u vodi, nastaje neutralna otopina. Uzmimo za primjer natrijum hlorid NaCl. Kada se otopi u vodi, ova sol je potpuno ionizirana, te je stoga koncentracija Na+ iona jednaka koncentraciji Cl- jona. Budući da ni jedan ni drugi ion ne stupaju u kiselo-bazne reakcije s vodom, u otopini se ne stvara višak H3O+ ili OH jona. Stoga se ispostavlja da je rješenje neutralno.
Soli formirane od slabih kiselina i slabih baza. Primjer ove vrste soli je amonijum acetat. Kada se rastvori u vodi, amonijum jon reaguje sa vodom kao kiselina, a acetatni jon reaguje sa vodom kao bazom. Obje ove reakcije su gore opisane. Vodena otopina soli koju formiraju slaba kiselina i slaba baza može biti slabo kisela, slabo alkalna ili neutralna, ovisno o relativnim koncentracijama H3O+ i OH- iona nastalih kao rezultat reakcija kationa soli i anjona sa vodom. To ovisi o odnosu između vrijednosti konstanti disocijacije kationa i aniona.
5.Nitriti, soli azotne kiseline HNO2. Koriste se prvenstveno nitriti alkalnih metala i amonijuma, a manje - zemnoalkalnih i Zd metala, Pb i Ag. Postoje samo fragmentarni podaci o nitritima drugih metala.Metalni nitriti u oksidacionom stanju +2 formiraju kristalne hidrate sa jednom, dve ili četiri molekule vode. Nitriti formiraju dvostruke i trostruke soli, npr. CsNO2. AgNO 2 ili Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO 2, kao i kompleksna jedinjenja, na primjer Na 3.
Kristalne strukture poznate su po samo nekoliko bezvodnih nitrita. Anion NO2 ima nelinearnu konfiguraciju; ONO ugao 115°, dužina H–O veze 0,115 nm; tip M-NO2 veze je jonsko-kovalentan.
Nitriti K, Na, Ba su dobro rastvorljivi u vodi, nitriti Ag, Hg, Cu su slabo rastvorljivi. Sa povećanjem temperature, rastvorljivost nitrita se povećava. Gotovo svi nitriti su slabo rastvorljivi u alkoholima, eterima i niskopolarnim rastvaračima.
Nitriti su termički nestabilni; Samo nitriti alkalnih metala se tope bez raspadanja nitriti drugih metala se raspadaju na 25-300 °C. Mehanizam razgradnje nitrita je složen i uključuje niz paralelno sekvencijalnih reakcija. Glavni gasoviti produkti raspadanja su NO, NO 2, N 2 i O 2, čvrsti - metalni oksid ili elementarni metal. Oslobađanje velikih količina plinova uzrokuje eksplozivnu razgradnju nekih nitrita, na primjer NH 4 NO 2, koji se raspada na N 2 i H 2 O.
Karakteristične karakteristike nitrita su povezane sa njihovom termičkom nestabilnošću i sposobnošću nitritnog jona da bude i oksidaciono i redukciono sredstvo, u zavisnosti od sredine i prirode reagensa. U neutralnom okruženju, nitriti se obično redukuju u NO u kiseloj sredini, oksidiraju u nitrate. Kiseonik i CO 2 ne stupaju u interakciju sa čvrstim nitritima i njihovim vodenim rastvorima. Nitriti podstiču razgradnju organskih supstanci koje sadrže dušik, posebno amina, amida itd. Sa organskim halogenidima RXH. reaguju i formiraju nitrite RONO i nitro jedinjenja RNO 2 .
Industrijska proizvodnja nitrita zasniva se na apsorpciji azotnog gasa (mešavina NO + NO 2) rastvorima Na 2 CO 3 ili NaOH uz sekvencijsku kristalizaciju NaNO 2; Nitriti drugih metala dobijaju se u industriji i laboratorijama reakcijom razmene soli metala sa NaNO 2 ili redukcijom nitrata ovih metala.
Nitriti se koriste za sintezu azo boja, u proizvodnji kaprolaktama, kao oksidanti i redukcioni agensi u gumarskoj, tekstilnoj i metaloprerađivačkoj industriji, kao konzervansi za hranu. Nitriti, kao što su NaNO 2 i KNO 2, su toksični, uzrokujući glavobolje, povraćanje, depresivno disanje itd. Prilikom trovanja NaNO 2 u krvi nastaje methemoglobin i oštećuju se membrane crvenih krvnih zrnaca. Moguće je formiranje nitrozamina iz NaNO 2 i amina direktno u gastrointestinalnom traktu.
6.Sulfati, soli sumporne kiseline. Poznati su srednji sulfati sa SO 4 2- anjonom, ili hidrosulfati, sa HSO 4 - anjonom, bazni, koji pored anjona SO 4 2- sadrže OH grupe, na primjer Zn 2 (OH) 2 SO 4. Postoje i dvostruki sulfati koji sadrže dva različita kationa. Tu spadaju dvije velike grupe sulfata - stipsa, kao i šeniti M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, gdje je M jednostruko nabijeni kation, E je Mg, Zn i drugi dvonabijeni kationi. Poznat je trostruki sulfat K 2 SO 4. MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (polihalit mineral), dvostruko bazični sulfati, na primjer minerali grupe alunita i jarozita M 2 SO 4. Al 2 (SO 4) 3 . 4Al(OH 3 i M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe(OH) 3, gdje je M jednostruki kation. Sulfati mogu biti dio miješanih soli, na primjer 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineralni berkeit), KCl 3H2O (kainit).
Sulfati su kristalne tvari, srednje i kisele u većini slučajeva, vrlo topljive u vodi. Sulfati kalcijuma, stroncijuma, olova i neki drugi su slabo rastvorljivi BaSO 4 i RaSO 4 su praktično nerastvorljivi. Bazni sulfati su obično slabo rastvorljivi ili praktično nerastvorljivi, ili su hidrolizovani vodom. Iz vodenih otopina sulfati mogu kristalizirati u obliku kristalnih hidrata. Kristalni hidrati nekih teških metala nazivaju se vitrioli; bakar sulfat CuSO 4. 5H 2 O, gvožđe sulfat FeSO 4. 7H 2 O.
Prosječni sulfati alkalnih metala su termički stabilni, dok se kiseli sulfati razlažu kada se zagrijavaju, pretvarajući se u pirosulfate: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Srednji sulfati drugih metala, kao i bazični sulfati, kada se zagriju na dovoljno visoke temperature, u pravilu se raspadaju sa stvaranjem metalnih oksida i oslobađanjem SO 3.
Sulfati su široko rasprostranjeni u prirodi. Javljaju se u obliku minerala, kao što je gips CaSO 4 . H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4. 10H 2 O, a također su dio morske i riječne vode.
Mnogi sulfati se mogu dobiti interakcijom H 2 SO 4 sa metalima, njihovim oksidima i hidroksidima, kao i razgradnjom soli hlapljivih kiselina sa sumpornom kiselinom.
Neorganski sulfati se široko koriste. Na primjer, amonijum sulfat je azotno đubrivo, natrijum sulfat se koristi u industriji stakla, papira, proizvodnji viskoze itd. Prirodni sulfatni minerali su sirovine za industrijsku proizvodnju spojeva raznih metala, građevinskih materijala itd.
7.Sulfiti, soli sumporne kiseline H 2 SO 3. Postoje srednji sulfiti sa SO 3 2- anjonom i kiseli (hidrosulfiti) sa HSO 3 - anjonom. Srednji sulfiti su kristalne supstance. Sulfiti amonijuma i alkalnih metala su visoko rastvorljivi u vodi; rastvorljivost (g u 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 °C), K 2 SO 3 106,7 (20 °C). Hidrosulfiti nastaju u vodenim rastvorima. Sulfiti zemnoalkalne i nekih drugih metala su praktično nerastvorljivi u vodi; rastvorljivost MgSO 3 1 g u 100 g (40°C). Poznati su kristalni hidrati (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 itd.
Bezvodni sulfiti, kada se zagrijavaju bez pristupa zraku u zatvorenim posudama, nesrazmjerno se dijele na sulfide i sulfate kada se zagrijavaju u struji N 2, gube SO 2, a kada se zagrijavaju na zraku, lako se oksidiraju u sulfate. Sa SO 2 u vodenoj sredini, srednji sulfiti formiraju hidrosulfite. Sulfiti su relativno jaki redukcioni agensi, oksidiraju se u rastvorima hlora, broma, H 2 O 2 itd. do sulfata. Razgrađuju se jakim kiselinama (na primjer, HC1) uz oslobađanje SO 2.
Kristalni hidrosulfiti su poznati po K, Rb, Cs, NH 4 +, nestabilni su. Preostali hidrosulfiti postoje samo u vodenim rastvorima. Gustina NH 4 HSO 3 2,03 g/cm3; rastvorljivost u vodi (g u 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 °C), KHSO 3 49 (20 °C).
Kada se kristalni hidrosulfiti Na ili K zagriju ili kada je bujna otopina pulpe zasićena SO 2 M 2 SO 3, nastaju pirosulfiti (zastarjeli - metabisulfiti) M 2 S 2 O 5 - soli nepoznate slobodne pirosumporne kiseline H 2 S 2 O 5; kristali, nestabilni; gustina (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; iznad ~ 160 °C razlažu se sa oslobađanjem SO 2; rastvoriti u vodi (sa razgradnjom do HSO 3 -), rastvorljivost (g u 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; formiraju Na 2 S 2 O 5 hidrate. 7H 2 O i 3K 2 S 2 O 5. 2H 2 O; redukcioni agensi.
Sulfiti srednjeg alkalnog metala se pripremaju reakcijom vodenog rastvora M 2 CO 3 (ili MOH) sa SO 2, a MSO 3 propuštanjem SO 2 kroz vodenu suspenziju MCO 3; Oni uglavnom koriste SO 2 iz izduvnih gasova kontaktne proizvodnje sumporne kiseline. Sulfiti se koriste u izbjeljivanju, bojenju i tiskanju tkanina, vlakana, kože za konzerviranje žitarica, zelene hrane, stočnog industrijskog otpada (NaHSO 3,Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 i Ca(HSO 3) 2 su dezinficijensi u industriji vinarstva i šećera. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - komponente sulfitne tekućine tokom pulpe; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 apsorber; NaHSO 3 je apsorber H 2 S iz industrijskih otpadnih gasova, redukciono sredstvo u proizvodnji sumpornih boja. K 2 S 2 O 5 - komponenta kiselih fiksativa u fotografiji, antioksidans, antiseptik.