Oksüdatsiooniastmes +2 metallinitritid moodustavad ühe, kahe või nelja veemolekuliga kristallhüdraate. Nitritid moodustavad näiteks topelt- ja kolmiksoolasid. CsNO2. AgNO 2 või Ba(NO 2) 2. Ni(NO2)2. 2KNO2, aga ka kompleksühendid, nagu Na3.
Kristallstruktuurid on teada vaid mõne veevaba nitriti kohta. NO2 anioonil on mittelineaarne konfiguratsioon; ONO nurk 115°, H-O sideme pikkus 0,115 nm; sideme tüüp M—NO 2 on ioon-kovalentne.
K, Na, Ba nitritid lahustuvad vees hästi, Ag, Hg, Cu nitritid lahustuvad halvasti. Temperatuuri tõustes suureneb nitritite lahustuvus. Peaaegu kõik nitritid lahustuvad halvasti alkoholides, eetrites ja madala polaarsusega lahustites.
Nitritid on termiliselt ebastabiilsed; sulavad lagunemata ainult leelismetallide nitritid, muude metallide nitritid lagunevad 25-300 °C juures. Nitritite lagunemise mehhanism on keeruline ja sisaldab mitmeid paralleelselt järjestikuseid reaktsioone. Peamised gaasilised lagunemissaadused on NO, NO 2, N 2 ja O 2, tahked on metallioksiid või elementaarne metall. Suure hulga gaaside eraldumine põhjustab mõnede nitritite, näiteks NH 4 NO 2 plahvatusliku lagunemise, mis laguneb N 2 ja H 2 O-ks.
Nitritite iseloomulikud tunnused on seotud nende termilise ebastabiilsusega ja nitritiooni võimega olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija, olenevalt keskkonnast ja reaktiivide olemusest. Neutraalses keskkonnas redutseeritakse nitritid tavaliselt NO-ks, happelises keskkonnas oksüdeeritakse nitraatideks. Hapnik ja CO 2 ei interakteeru tahkete nitritite ja nende vesilahustega. Nitritid aitavad kaasa lämmastikku sisaldavate orgaaniliste ainete, eelkõige amiinide, amiidide jne lagunemisele. Orgaanilised halogeniidid RXH. reageerivad, moodustades nii RONO nitritid kui ka RNO 2 nitroühendid.
Nitritite tööstuslik tootmine põhineb lämmastikgaasi (NO + NO 2 segu) absorptsioonil Na 2 CO 3 või NaOH lahustega koos NaNO 2 järjestikuse kristallimisega; tööstuses ja laborites kasutatavad muude metallide nitritid saadakse metallisoolade vahetusreaktsioonil NaNO 2 -ga või nende metallide nitraatide redutseerimisel.
Nitriteid kasutatakse asovärvide sünteesiks, kaprolaktaami tootmisel, oksüdeerivate ja redutseerivate ainetena kummi-, tekstiili- ja metallitööstuses, toiduainete säilitusainetena. Nitritid nagu NaNO 2 ja KNO 2 on mürgised, põhjustades peavalu, oksendamist, hingamisdepressiooni jne. NaNO 2 mürgitamisel tekib veres methemoglobiin, kahjustuvad erütrotsüütide membraanid. Võib-olla nitrosoamiinide moodustumine NaNO 2-st ja amiinidest otse seedetraktis.
6. Sulfaadid, väävelhappe soolad. Tuntud on keskmised sulfaadid aniooniga SO 4 2-, happelised või hüdrosulfaadid, aniooniga HSO 4 -, aluselised, mis sisaldavad koos aniooniga SO 4 2- - OH rühmi, näiteks Zn 2 (OH) 2 SO 4. Samuti on topeltsulfaate, mis sisaldavad kahte erinevat katiooni. Nende hulka kuuluvad kaks suurt sulfaatide rühma - maarjast, aga ka šeniite M 2 E (SO 4) 2. 6H 2 O, kus M on ühe laenguga katioon, E on Mg, Zn ja teised topeltlaenguga katioonid. Tuntud kolmiksulfaat K 2 SO 4 . MgSO4. 2CaSO4. 2H 2 O (mineraalne polühaliit), topeltaluselised sulfaadid, nagu aluniidi ja jarosiidi rühma mineraalid M 2 SO 4. Al2(SO4)3. 4Al (OH 3 ja M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe (OH) 3, kus M on ühe laenguga katioon. Sulfaadid võivad olla osaks näiteks segasooladest. 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (mineraal berkeiit), MgSO 4. KCl. 3H 2 O (kainiit).
Sulfaadid on kristalsed ained, keskmised ja happelised, enamikul juhtudel on nad vees hästi lahustuvad. Kaltsiumi, strontsiumi, plii ja mõnede teiste vähelahustuvad sulfaadid, praktiliselt lahustumatud BaSO 4, RaSO 4. Aluselised sulfaadid on tavaliselt halvasti lahustuvad või praktiliselt lahustumatud või vees hüdrolüüsitud. Sulfaadid võivad vesilahustest kristalliseeruda kristalsete hüdraatidena. Mõnede raskmetallide kristalseid hüdraate nimetatakse vitriooliks; vasksulfaat СuSO 4. 5H2O, raud(II)sulfaat FeSO4. 7H 2O.
Keskmised leelismetallide sulfaadid on termiliselt stabiilsed, happelised sulfaadid aga lagunevad kuumutamisel, muutudes pürosulfaatideks: 2KHSO 4 \u003d H 2 O + K 2 S 2 O 7. Teiste metallide keskmised sulfaadid, aga ka aluselised sulfaadid lagunevad reeglina piisavalt kõrge temperatuurini kuumutamisel metallioksiidide moodustumisega ja SO 3 vabanemisega.
Sulfaadid on looduses laialt levinud. Need esinevad mineraalidena, nagu kipsi CaSO 4 . H2O, mirabiliit Na2SO4. 10H 2 O ning on ka osa mere- ja jõeveest.
Paljusid sulfaate saab saada H 2 SO 4 interaktsioonil metallidega, nende oksiidide ja hüdroksiididega, samuti lenduvate hapete soolade lagundamisel väävelhappega.
Anorgaanilisi sulfaate kasutatakse laialdaselt. Näiteks ammooniumsulfaat on lämmastikväetis, naatriumsulfaati kasutatakse klaasi-, paberitööstuses, viskoosi tootmisel jne Looduslikud sulfaatmineraalid on tooraine erinevate metallide ühendite, ehitusmaterjalide jms tööstuslikuks tootmiseks.
7. Sulfitid, väävelhappe H2SO3 soolad. Seal on keskmised sulfitid aniooniga SO 3 2- ja happelised (hüdrosulfitid) aniooniga HSO 3 -. Keskmised sulfitid on kristalsed ained. Ammoonium- ja leelismetallisulfitid lahustuvad vees hästi; lahustuvus (g 100 g-s): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Vesilahustes moodustavad nad hüdrosulfiteid. Leelismuldmetallide ja mõnede teiste metallide sulfitid on vees praktiliselt lahustumatud; MgSO 3 lahustuvus 1 g 100 g-s (40 °C). Kristallhüdraadid (NH 4) 2 SO 3 on tuntud. H2O, Na2SO3. 7H2O, K2SO3. 2H20, MgS03. 6H 2 O jne.
Veevabad sulfitid, mida kuumutatakse suletud anumates ilma õhu juurdepääsuta, jagunevad ebaproportsionaalselt sulfiidideks ja sulfaatideks, lämmastiku voolus kuumutamisel kaotavad nad SO 2 ja õhu käes kuumutamisel oksüdeeruvad kergesti sulfaatideks. SO 2-ga veekeskkonnas moodustavad keskmised sulfitid hüdrosulfite. Sulfitid on suhteliselt tugevad redutseerijad, need oksüdeeritakse kloori, broomi, H 2 O 2 jne lahustes sulfaatideks. Need lagunevad tugevate hapete (näiteks HC1) toimel SO 2 vabanemisega.
Kristallilised hüdrosulfiidid on tuntud K, Rb, Cs, NH 4 + poolest, need on ebastabiilsed. Teised hüdrosulfiidid esinevad ainult vesilahustes. Tihedus NH 4 HSO 3 2,03 g/cm3; lahustuvus vees (g 100 g kohta): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Kristalliliste vesiniksulfiitide Na või K kuumutamisel või paberimassi M 2 SO 3 lobrilahuse küllastumisel SO 2 -ga tekivad pürosulfitid (vananenud - metabisulfitid) M 2 S 2 O 5 - püroväävelhappe soolad, mida vabas faasis ei tunta. olek H2S2O5; kristallid, ebastabiilsed; tihedus (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; üle ~ 160 °С lagunevad SO 2 eraldumisega; lahustuvad vees (lagunedes HSO 3 --ks), lahustuvus (g 100 g kohta): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; moodustavad Na 2 S 2 O 5 hüdraate. 7H20 ja ZK2S2O5. 2H20; redutseerivad ained.
Keskmise leelismetalli sulfitid saadakse M 2 CO 3 (või MOH) vesilahuse reageerimisel SO 2 -ga ja MSO 3 SO2 juhtimisel läbi MCO 3 vesisuspensiooni; peamiselt kasutatakse kontaktväävelhappe tootmise heitgaasidest SO 2 . Sulfite kasutatakse kangaste, kiudude, teravilja säilitamiseks mõeldud naha, haljassööda, tööstuslike söödajäätmete pleegitamisel, värvimisel ja trükkimisel (NaHSO 3 ,Na2S2O5). CaSO 3 ja Ca(HSO 3) 2 - desinfektsioonivahendid veinivalmistamisel ja suhkrutööstuses. NaНSO 3, MgSO 3, NH 4 НSO 3 - sulfitvedeliku komponendid tselluloosi valmistamisel; (NH 4) 2SO 3 - SO 2 absorbeerija; NaHSO 3 on tootmisjääkgaaside H 2 S absorbeerija, redutseerija väävlivärvide tootmisel. K 2 S 2 O 5 - happefiksaatorite komponent fotograafias, antioksüdant, antiseptik.
Soola võib määratleda kui ühendit, mis tekib happe ja aluse vahelisel reaktsioonil, kuid mis ei ole vesi. Selles jaotises käsitletakse neid soolade omadusi, mis on seotud ioontasakaaluga.
soolareaktsioonid vees
Veidi hiljem selgub, et lahustuvus on suhteline mõiste. Kuid järgmise arutelu eesmärgil saame kõik soolad umbkaudu liigitada vees lahustuvateks ja vees mittelahustuvateks sooladeks.
Mõned soolad moodustavad vees lahustatuna neutraalseid lahuseid. Teised soolad moodustavad happelisi või aluselisi lahuseid. See on tingitud pöörduvast reaktsioonist soolaioonide ja vee vahel, mille tulemusena moodustuvad konjugeeritud happed või alused. See, kas soolalahus on neutraalne, happeline või aluseline, sõltub soola tüübist. Selles mõttes on nelja tüüpi sooli.
Tugevate hapete ja nõrkade aluste poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna happelise lahuse. Võtame näiteks ammooniumkloriidi NH4Cl. Kui see sool lahustatakse vees, toimib ammooniumiioon kui
Selles protsessis moodustunud H3O+ ioonide liigne kogus määrab lahuse happelised omadused.
Nõrga happe ja tugeva aluse poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna leeliselise lahuse. Näitena võtame naatriumatsetaadi CH3COONa1 Atsetaadi ioon toimib alusena, võttes veest vastu prootoni, mis antud juhul toimib happena:
Selles protsessis tekkivate OH-ioonide liig määrab lahuse leeliselised omadused.
Tugevate hapete ja tugevate alustega moodustunud soolad. Seda tüüpi soolade vees lahustamisel moodustub neutraalne lahus. Võtame näiteks naatriumkloriidi NaCl. Vees lahustatuna on see sool täielikult ioniseeritud ja seetõttu on Na+ ioonide kontsentratsioon võrdne Cl-ioonide kontsentratsiooniga. Kuna kumbki ioon ei astu happe-aluse reaktsioonidesse veega, ei moodustu lahuses liigset kogust H3O + või OH ioone. Seetõttu on lahendus neutraalne.
Nõrkade hapete ja nõrkade aluste poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolade näide on ammooniumatsetaat. Vees lahustatuna reageerib ammooniumiioon veega happena ja atsetaadi ioon reageerib veega alusena. Mõlemaid reaktsioone on kirjeldatud eespool. Nõrga happe ja nõrga aluse moodustatud soola vesilahus võib olla nõrgalt happeline, nõrgalt leeliseline või neutraalne, sõltuvalt H3O+ ja OH- ioonide suhtelisest kontsentratsioonist, mis moodustuvad katioonide ja anioonide reaktsioonide tulemusena. soola veega. See sõltub katiooni ja aniooni dissotsiatsioonikonstantide väärtuste suhtest.
SOOL, keemiliste ühendite klass. Mõiste "soolad" üldtunnustatud määratlus, samuti terminid "happed ja alused", mille koostoime produktid soolad on, praegu puuduvad. Sooli võib pidada metalliioonide happelise vesiniku prootonite, NH 4 +, CH 3 NH 3 + ja happeanioonide (nt Cl - , SO 4 2-) aluse teiste katioonide või OH-rühmade asendusproduktideks.
Klassifikatsioon
Täieliku asendamise produktid on näiteks keskmised soolad. Na2SO4, MgCl2, osaliselt happelised või aluselised soolad, näiteks KHS04, СuСlOH. Samuti on olemas lihtsad soolad, sealhulgas ühte tüüpi katioonid ja ühte tüüpi anioonid (näiteks NaCl), kaksiksoolad, mis sisaldavad kahte tüüpi katioone (näiteks KAl (SO 4) 2 12H 2 O), segasooli, mille hulka kuuluvad kahte tüüpi happejääke (nt AgClBr). Komplekssoolad sisaldavad kompleksioone nagu K4.
Füüsikalised omadused
Tüüpilised soolad on ioonse struktuuriga kristalsed ained, nagu CsF. On ka kovalentseid sooli, näiteks AlCl 3 . Tegelikult on paljude soolade keemilise sideme v olemus segane.
Vees lahustuvuse järgi eristatakse lahustuvaid, vähelahustuvaid ja praktiliselt mittelahustuvaid sooli. Lahustuvate hulka kuuluvad peaaegu kõik naatriumi-, kaaliumi- ja ammooniumisoolad, paljud nitraadid, atsetaadid ja kloriidid, välja arvatud mitmevalentsete metallide soolad, mis hüdrolüüsuvad vees, paljud happelised soolad.
Soolade lahustuvus vees toatemperatuuril
| Katioonid | Anioonid | |||||||||
| F- | Cl- | br- | ma- | S2- | EI 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 |
| Mg2+ | RK | R | R | R | M | R | H | RK | R | RK |
| Ca2+ | NK | R | R | R | M | R | H | RK | M | RK |
| Sr2+ | NK | R | R | R | R | R | H | RK | RK | RK |
| Ba 2+ | RK | R | R | R | R | R | H | RK | NK | 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 | G | R | G | NK | R | RK |
| Cr3+ | R | R | R | R | G | R | G | H | R | RK |
| Mn2+ | R | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Fe3+ | R | R | R | - | - | R | G | H | R | RK |
| Co2+ | M | R | R | R | H | R | H | H | R | H |
| Ni2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Cu2+ | M | R | R | - | H | R | G | H | R | H |
| Zn2+ | M | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| CD 2+ | R | R | R | R | RK | R | H | H | R | H |
| Hg2+ | R | R | M | NK | NK | R | H | H | R | H |
| Hg 2 2+ | R | NK | NK | NK | RK | R | H | H | M | H |
| Ag+ | R | NK | NK | NK | NK | R | H | H | M | H |
Legend:
P - aine on vees hästi lahustuv; M - kergelt lahustuv; H - vees praktiliselt lahustumatu, kuid kergesti lahustuv nõrkades või lahjendatud hapetes; RK - vees lahustumatu ja ainult tugevates anorgaanilistes hapetes lahustuv; NK - ei lahustu ei vees ega hapetes; G - hüdrolüüsub täielikult lahustumisel ja ei eksisteeri kokkupuutel veega. Kriips tähendab, et sellist ainet pole üldse olemas.
Vesilahustes dissotsieeruvad soolad täielikult või osaliselt ioonideks. Nõrkade hapete ja/või nõrkade aluste soolad hüdrolüüsivad. Soola vesilahused sisaldavad hüdraatunud ioone, ioonipaare ja keerukamaid keemilisi vorme, sealhulgas hüdrolüüsiprodukte jne. Paljud soolad lahustuvad ka alkoholides, atsetoonis, happeamiidides ja muudes orgaanilistes lahustites.
Vesilahustest võivad soolad kristalliseeruda kristalsete hüdraatide kujul, mittevesilahustest - kristalsete solvaatidena, näiteks CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Vee-soola süsteemides toimuvate erinevate protsesside, soolade lahustuvuse kohta nende ühisel esinemisel sõltuvalt temperatuurist, rõhust ja kontsentratsioonist, tahke ja vedela faasi koostise kohta saab andmeid vee-soola süsteemide lahustuvusdiagramme uurides.
Üldised soolade sünteesimeetodid.
1. Keskmiste soolade saamine:
1) metall mittemetalliga: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) metall happega: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) metall vähemaktiivse metalli soolalahusega Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) aluseline oksiid happeoksiidiga: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) aluseline oksiid happega CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O
6) alused happelise oksiidiga Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) alused happega: Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
8) happesoolad: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
9) aluse lahus soolalahusega: Ba (OH) 2 + Na 2 SO 4 \u003d 2NaOH + BaSO 4
10) kahe soola lahused 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Happesoolade saamine:
1. Happe koostoime aluse puudumisega. KOH + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O
2. Aluse interaktsioon happeoksiidi liiaga
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Keskmise soola interaktsioon happega Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 \u003d 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Aluseliste soolade saamine:
1. Nõrga aluse ja tugeva happe poolt moodustunud soolade hüdrolüüs
ZnCl 2 + H 2 O \u003d Cl + HCl
2. Väikeste koguste leeliste lisamine (tilkhaaval) keskmiste metallisoolade lahustele AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Nõrkade hapete soolade vastastikmõju keskmiste sooladega
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Komplekssoolade saamine:
1. Soolade reaktsioonid ligandidega: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Topeltsoolade saamine:
1. Kahe soola ühine kristallisatsioon:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O \u003d 2 + NaCl
4. Katiooni või aniooni omadustest tingitud redoksreaktsioonid. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2. Happesoolade keemilised omadused:
Termiline lagunemine keskmise soolani
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
Koostoime leelisega. Keskmise soola saamine.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Aluseliste soolade keemilised omadused:
Termiline lagunemine. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
Koostoime happega: keskmise soola moodustumine.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl 2 + H 2 O
4. Komplekssoolade keemilised omadused:
1. Komplekside hävitamine halvasti lahustuvate ühendite moodustumise tõttu:
2Cl + K 2S \u003d CuS + 2KCl + 4NH3
2. Ligandide vahetus välimise ja sisemise sfääri vahel.
K 2 + 6H 2 O \u003d Cl 2 + 2KCl
5. Topeltsoolade keemilised omadused:
Koostoime leeliselahustega: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Taastamine: KCr (SO 4) 2 + 2H ° (Zn, lahjendatud H 2 SO 4) \u003d 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Mitmete kloriidsoolade, sulfaatide, karbonaatide, Na, K, Ca, Mg boraatide tööstuslikuks tootmiseks on tooraineks mere- ja ookeanivesi, selle aurustumisel tekkivad looduslikud soolveed ja tahked soolade ladestused. Settesoolade ladestusi moodustavate mineraalide rühma (Na, K ja Mg sulfaadid ja kloriidid) puhul kasutatakse koodnimetust “looduslikud soolad”. Suurimad kaaliumisoolade maardlad asuvad Venemaal (Solikamskis), Kanadas ja Saksamaal, võimsad fosfaadimaakide maardlad - Põhja-Aafrikas, Venemaal ja Kasahstanis, NaNO3 - Tšiilis.
Sooli kasutatakse toidu-, keemia-, metallurgia-, klaasi-, naha-, tekstiilitööstuses, põllumajanduses, meditsiinis jne.
Peamised soolade liigid
1. Boraadid(oksoboraadid), boorhapete soolad: metaboor-HBO 2, ortoboor-H 3 BO 3 ja polüboorhapped, mida ei ole isoleeritud vabas olekus. Boori aatomite arvu järgi molekulis jagunevad need mono-, di-, tetra-, heksaboraatideks jne. Boraate nimetatakse ka neid moodustavate hapete ja B 2 O 3 moolide arvu järgi. 1 mooli aluselise oksiidi kohta. Seega võib erinevaid metaboraate nimetada monoboraatideks, kui need sisaldavad aniooni B (OH) 4 või ahelaniooni (BO 2) n n-diboraate - kui need sisaldavad kaheahelalist aniooni (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboraadid - kui need sisaldavad tsüklianiooni (B 3 O 6) 3-.
Soolad on vesinikuaatomite asendamise saadus happes metalliga. Soodas lahustuvad soolad dissotsieeruvad metallikatiooniks ja happejäägi aniooniks. Soolad jagunevad:
Keskmine
Põhiline
Kompleksne
Kahekordne
Segatud
Keskmised soolad. Need on vesinikuaatomite täieliku asendamise tooted happes metalliaatomitega või aatomite rühmaga (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.
Keskmiste soolade nimetused tulenevad metallide ja hapete nimetustest: CuSO 4 - vasksulfaat, Na 3 PO 4 - naatriumfosfaat, NaNO 2 - naatriumnitrit, NaClO - naatriumhüpoklorit, NaClO 2 - naatriumklorit, NaClO 3 - naatriumkloraat , NaClO 4 - naatriumperkloraat, CuI - vask(I)jodiid, CaF 2 - kaltsiumfluoriid. Peate meeles pidama ka mõningaid triviaalseid nimetusi: NaCl-lauasool, KNO3-kaaliumnitraat, K2CO3-kaaliumkloriid, Na2CO3-sooda, Na2CO3∙10H2O-kristalne sooda, CuSO4-vasksulfaat,Na 2 B 4 O 7 . 10H2O-booraks, Na2SO4 . 10H 2 O-Glauberi sool. Topeltsoolad. See soola mis sisaldavad kahte tüüpi katioone (vesinikuaatomeid mitmepõhiline happed asendatakse kahe erineva katiooniga): MgNH 4PO 4, KAl (SO 4 ) 2, NaKSO 4 .Kaksiksoolad üksikute ühenditena eksisteerivad ainult kristalsel kujul. Vees lahustatuna on need täielikultdissotsieeruvad metalliioonideks ja happejääkideks (kui soolad on lahustuvad), näiteks:
NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-
Tähelepanuväärne on, et kaksiksoolade dissotsiatsioon vesilahustes toimub 1 etapis. Seda tüüpi soolade nimetamiseks peate teadma aniooni ja kahe katiooni nimesid: MgNH4PO4 - magneesiumammooniumfosfaat.
komplekssed soolad.Need on osakesed (neutraalsed molekulid võiioonid ), mis tekivad selle liitumise tulemusena ioon (või aatom) ), kutsus kompleksimoodustaja, neutraalsed molekulid või muud ioonid, mida nimetatakse ligandid. Komplekssed soolad jagunevad:
1) Katioonikompleksid
Cl 2 - tetraammintsink(II)dikloriid
Cl2- di heksaamiinkoobalt(II)kloriid
2) Anioonide kompleksid
K2- kaaliumtetrafluororüllaat (II)
Li-liitiumtetrahüdridoaluminaat (III)
K3-kaaliumheksatsüanoferraat (III)
Kompleksühendite struktuuri teooria töötas välja Šveitsi keemik A. Werner.
Happe soolad on vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise saadused mitmealuselistes hapetes metalli katioonidega.
Näiteks: NaHCO3
Keemilised omadused:
Reageerige metallidega vesinikust vasakul asuvas pingereas.
2KHSO 4 + Mg → H2 + Mg (SO) 4 + K 2 (SO) 4
Pange tähele, et selliste reaktsioonide jaoks on leelismetallide võtmine ohtlik, kuna need reageerivad kõigepealt veega suure energia vabanemisega ja toimub plahvatus, kuna kõik reaktsioonid toimuvad lahustes.
2NaHCO 3 + Fe → H 2 + Na 2 CO 3 + Fe 2 (CO 3) 3 ↓
Happesoolad reageerivad leeliselahustega, moodustades keskmise soola(d) ja vee:
NaHCO 3 + NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O
2KHS04 +2NaOH→2H2O+K2SO4 +Na2SO4
Happesoolad reageerivad keskmiste soolade lahustega, kui eraldub gaas, tekib sade või eraldub vesi:
2KHSO 4 + MgCO 3 → MgSO 4 + K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
2KHSO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + K 2 SO 4 + 2 HCl
Happesoolad reageerivad hapetega, kui reaktsiooni happeprodukt on nõrgem või lenduvam kui lisatud.
NaHCO 3 + HCl → NaCl + CO 2 + H 2 O
Happesoolad reageerivad aluseliste oksiididega, vabastades vett ja vahesooli:
2NaHCO 3 + MgO → MgCO 3 ↓ + Na 2 CO 3 + H 2 O
2KHSO 4 + BeO → BeSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Happesoolad (eriti süsivesinikud) lagunevad temperatuuri mõjul:
2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Kviitung:
Happesoolad moodustuvad leelise kokkupuutel mitmealuselise happe lahuse liiaga (neutraliseerimisreaktsioon):
NaOH + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + H 2 O
Mg (OH) 2 + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + 2H 2 O
Happesoolad moodustuvad aluseliste oksiidide lahustamisel mitmealuselistes hapetes:
MgO + 2H 2 SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2 O
Happesoolad tekivad metallide lahustamisel mitmealuselise happe lahuse liias:
Mg + 2H 2SO 4 → Mg (HSO 4) 2 + H 2
Happesoolad moodustuvad keskmise soola ja happe interaktsiooni tulemusena, mis moodustas keskmise soola aniooni:
Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 → 3CaHPO 4
Põhisoolad:
Aluselised soolad on happejääkide polühappealuste molekulides hüdroksorühma mittetäieliku asendamise saadus.
Näide: MgOHNO3,FeOHCl.
Keemilised omadused:
Aluselised soolad reageerivad liigse happega, moodustades keskmise soola ja vee.
MgOHNO 3 + HNO 3 → Mg (NO 3) 2 + H 2 O
Aluselised soolad lagunevad temperatuuri mõjul:
2 CO 3 → 2 CuO + CO 2 + H 2 O
Aluseliste soolade saamine:
Nõrkade hapete soolade koostoime keskmiste sooladega:
2MgCl 2 + 2Na 2CO 3 + H 2 O → 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
Nõrga aluse ja tugeva happe poolt moodustatud soolade hüdrolüüs:
ZnCl2 + H2O → Cl + HCl
Enamik aluselisi sooli on halvasti lahustuvad. Paljud neist on näiteks mineraalid malahhiit Cu 2 CO 3 (OH) 2 ja hüdroksüülapatiit Ca 5 (PO 4) 3 OH.
Segasoolade omadusi kooli keemiakursuses ei käsitleta, kuid definitsiooni tundmine on oluline.
Segasoolad on soolad, milles ühe metallikatiooniga on seotud kahe erineva happe happelised jäägid.
Hea näide on Ca(OCl)Cl valgendi (pleegi).
Nomenklatuur:
1. Sool sisaldab keerulist katiooni
Esiteks nimetatakse katioon, seejärel ligandid-anioonid, mis sisenevad sisesfääri ja lõpevad tähega "o" ( Cl - - kloro, OH - -hüdrokso), seejärel ligandid, mis on neutraalsed molekulid ( NH3-amiin, H20 -aquo). Kui on rohkem kui 1 identset ligandit, tähistatakse nende arvu kreeka numbritega: 1 - mono, 2 - di, 3 - kolm, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deka. Viimast nimetatakse kompleksi moodustavaks iooniks, mis näitab selle valentsust sulgudes, kui see on muutuv.
[Ag (NH3)2](OH )- hõbediamiinhüdroksiid ( ma)
[ Co (NH 3 ) 4 Cl 2 ] Cl 2-kloriid dikloroo koobalttetraamiin ( III)
2. Sool sisaldab keerulist aniooni.
Esiteks nimetatakse aniooni ligandid, seejärel neutraalsed molekulid, mis sisenevad sisesfääri, mis lõppevad tähega "o", mis näitab nende arvu kreeka numbritega. Viimast nimetatakse ladina keeles kompleksi moodustavaks iooniks, mille järelliide "at" näitab sulgudes olevat valentsust. Järgmiseks kirjutatakse välissfääris paikneva katiooni nimi, katioonide arvu pole märgitud.
K 4 -heksatsüanoferraat (II) kaalium (reaktiiv Fe 3+ ioonide jaoks)
K 3 – kaaliumheksatsüanoferraat (III) (reaktiiv Fe 2+ ioonide jaoks)
Na2-naatriumtetrahüdroksosinkaat
Enamik komplekse moodustavaid ioone on metallid. Suurimat kalduvust komplekside tekkele näitavad d elemendid. Tsentraalse kompleksi moodustava iooni ümber on vastupidiselt laetud ioonid ehk neutraalsed molekulid – ligandid ehk addendid.
Kompleksi moodustav ioon ja ligandid moodustavad kompleksi sisesfääri (nurksulgudes), keskse iooni ümber koordineerivate ligandide arvu nimetatakse koordinatsiooninumbriks.
Ioonid, mis ei sisene sisesfääri, moodustavad välissfääri. Kui kompleksioon on katioon, siis on anioonid välissfääris ja vastupidi, kui kompleksioon on anioon, siis on katioonid välissfääris. Katioonid on tavaliselt leelis- ja leelismuldmetalliioonid, ammooniumi katioon. Dissotsieerudes annavad kompleksühendid keerukaid kompleksioone, mis on lahustes üsna stabiilsed:
K 3 ↔ 3K + + 3-
Kui me räägime happesooladest, siis valemi lugemisel hääldatakse eesliide hüdro-, näiteks:
Naatriumvesiniksulfiid NaHS
Naatriumvesinikkarbonaat NaHCO 3
Aluseliste soolade puhul kasutatakse eesliidet hüdrokso- või dihüdrokso-
(sõltub metalli oksüdatsiooniastmest soolas), näiteks:
magneesiumhüdroksokloriidMg(OH)Cl, alumiiniumdihüdroksokloriid Al(OH)2Cl
Meetodid soolade saamiseks:
1. Metalli otsene koostoime mittemetalliga . Sel viisil on võimalik saada anoksiidhapete sooli.
Zn+Cl2 →ZnCl2
2. Happe ja aluse vaheline reaktsioon (neutraliseerimisreaktsioon). Seda tüüpi reaktsioonidel on suur praktiline tähtsus (kvalitatiivsed reaktsioonid enamikule katioonidele), nendega kaasneb alati vee eraldumine:
NaOH+HCl→NaCl+H2O
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2H 2 O
3. Aluselise oksiidi vastastikmõju happega :
SO 3 +BaO→BaSO 4 ↓
4. Happeoksiidi ja aluse reaktsioon :
2NaOH + 2NO 2 → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O
5. Aluselise oksiidi ja happe koostoime :
Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O
CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O
6. Metalli otsene interaktsioon happega. Selle reaktsiooniga võib kaasneda vesiniku eraldumine. See, kas vesinik eraldub või mitte, sõltub metalli aktiivsusest, happe keemilistest omadustest ja selle kontsentratsioonist (vt Kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhappe omadused).
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 + Zn \u003d ZnSO 4 + H 2
7. Soola reaktsioon happega . See reaktsioon toimub tingimusel, et soola moodustav hape on nõrgem või lenduvam kui reageerinud hape:
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O
8. Soola reaktsioon happelise oksiidiga. Reaktsioonid toimuvad ainult kuumutamisel, seetõttu peab reageeriv oksiid olema vähem lenduv kui see, mis tekkis pärast reaktsiooni:
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2
9. Mittemetalli vastastikmõju leelisega . Halogeenid, väävel ja mõned muud elemendid, mis interakteeruvad leelistega, annavad hapnikuvabu ja hapnikku sisaldavaid sooli:
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O (reaktsioon kulgeb ilma kuumutamata)
Cl 2 + 6KOH \u003d 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O (reaktsioon kulgeb kuumutamisel)
3S + 6NaOH \u003d 2Na 2S + Na2SO3 + 3H2O
10. kahe soola vastastikmõju. See on kõige levinum viis soolade saamiseks. Selleks peavad mõlemad reaktsioonis osalenud soolad olema hästi lahustuvad ja kuna tegemist on ioonivahetusreaktsiooniga, siis selleks, et see lõppeks, peab üks reaktsioonisaadustest olema lahustumatud:
Na 2 CO 3 + CaCl 2 \u003d 2NaCl + CaCO 3 ↓
Na 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2NaCl + BaSO 4 ↓
11. Soola ja metalli koostoime . Reaktsioon kulgeb, kui metall on metallide pingereas, mis on soolas sisalduvast pingereast vasakul:
Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu ↓
12. Soolade termiline lagunemine . Mõne hapnikku sisaldava soola kuumutamisel tekivad uued, madalama hapnikusisaldusega või üldse mittesisaldavad soolad:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
4KClO3 → 3KClO4 +KCl
2KClO 3 → 3O 2 +2KCl
13. Mittemetallide koostoime soolaga. Mõned mittemetallid on võimelised ühinema sooladega, moodustades uusi sooli:
Cl 2 +2KI=2KCl+I 2 ↓
14. Aluse reaktsioon soolaga . Kuna tegemist on ioonivahetusreaktsiooniga, on selle lõppemiseks vajalik, et 1 reaktsiooniproduktidest oleks lahustumatud (seda reaktsiooni kasutatakse ka happesoolade muundamiseks keskmisteks):
FeCl 3 + 3NaOH \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl
NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl
KHSO 4 + KOH \u003d K 2 SO 4 + H 2 O
Samal viisil saab topeltsoolasid:
NaOH + KHSO 4 \u003d KNaSO 4 + H 2 O
15. Metalli interaktsioon leelisega. Amfoteersed metallid reageerivad leelistega, moodustades komplekse:
2Al+2NaOH+6H20=2Na+3H2
16. Interaktsioon soolad (oksiidid, hüdroksiidid, metallid) ligandidega:
2Al+2NaOH+6H20=2Na+3H2
AgCl+3NH4OH=OH+NH4Cl+2H2O
3K 4 + 4FeCl 3 \u003d Fe 3 3 + 12KCl
AgCl+2NH4OH=Cl+2H2O
Toimetaja: Kharlamova Galina Nikolaevna
Selleks, et vastata küsimusele, mis on sool, ei pea te tavaliselt pikka aega mõtlema. See keemiline ühend on igapäevaelus üsna tavaline. Tavalisest lauasoolast pole vaja rääkidagi. Soolade ja nende ühendite üksikasjalikku sisestruktuuri uurib anorgaaniline keemia.
M. V. Lomonosovi töödest leiab selge vastuse küsimusele, mis on sool. Selle nime andis ta hapratele kehadele, mis võivad vees lahustuda ega sütti kõrge temperatuuri ega lahtise leegi mõjul. Hiljem tuletati määratlus mitte nende füüsikaliste, vaid nende ainete keemiliste omaduste põhjal.
Segatud soola näide on vesinikkloriid- ja hüpokloorhappe kaltsiumsool: CaOCl 2.
Muutuva valentsiga metallidest moodustunud sooladel on lisatähis: valemi järel kirjutatakse valents rooma numbritega sulgudesse. Niisiis, seal on raudsulfaat FeSO 4 (II) ja Fe 2 (SO4) 3 (III). Soolade nimes on eesliide hüdro-, kui selle koostises on asendamata vesinikuaatomeid. Näiteks kaaliumvesinikfosfaadi valem on K2HPO4.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria annab keemilistele omadustele oma tõlgenduse. Selle teooria valguses võib soola määratleda kui nõrka elektrolüüti, mis lahustumisel vees dissotsieerub (laguneb). Seega võib soolalahust kujutada positiivsete negatiivsete ioonide kompleksina ja esimesed ei ole H + vesinikuaatomid ja teised ei ole OH - hüdroksorühma aatomid. Igat tüüpi soolalahustes pole ioone, seega pole neil ühiseid omadusi. Mida väiksemad on soolalahust moodustavate ioonide laengud, seda paremini need dissotsieeruvad, seda parem on sellise vedela segu elektrijuhtivus.
Lahuses olevad happesoolad lagunevad kompleksseteks negatiivseteks ioonideks, mis on happejäägid, ja lihtsateks anioonideks, mis on positiivselt laetud metalliosakesed.
Näiteks naatriumvesinikkarbonaadi lahustumisreaktsioon viib soola lagunemiseni naatriumioonideks ja ülejäänud HCO 3 -ni.
Täielik valem näeb välja selline: NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -, HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.
Aluseliste soolade dissotsiatsioon viib happeanioonide ja metallidest ja hüdroksorühmadest koosnevate komplekskatioonide moodustumiseni. Need keerulised katioonid on omakorda võimelised dissotsiatsiooniprotsessis lagunema. Seetõttu on põhirühma soola mis tahes lahuses OH-ioone. Näiteks hüdroksomagneesiumkloriidi dissotsiatsioon toimub järgmiselt:
Mis on sool? See element on üks levinumaid keemilisi ühendeid. Kõik teavad lauasoola, kriiti (kaltsiumkarbonaati) ja nii edasi. Karbonaatsooladest on levinuim kaltsiumkarbonaat. See on marmori, lubjakivi, dolomiidi lahutamatu osa. Ja kaltsiumkarbonaat on pärlite ja korallide tekke aluseks. See keemiline ühend on oluline putukate kõvade kihtide ja akordaatides skelettide moodustamiseks.
Sool on meile tuttav lapsepõlvest saati. Arstid hoiatavad selle liigse kasutamise eest, kuid mõõdukas koguses on see hädavajalik elutähtsate protsesside läbiviimiseks organismis. Ja see on vajalik vere õige koostise ja maomahla tootmise säilitamiseks. Soolalahused, mis on süstide ja tilgutite lahutamatu osa, pole midagi muud kui lauasoola lahus.
