| 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:
1. Termiline lagunemine keskmise soola moodustumisega
Ca (HCO 3) 2 \u003d CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Koostoime leelisega. Keskmise soola saamine.
Ba(HCO 3) 2 + Ba(OH) 2 = 2BaCO 3 + 2H 2 O
3. Aluseliste soolade keemilised omadused:
1. Termiline lagunemine. 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. 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:
1. 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, mis 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 - diboraadid - kui need sisaldavad ahelaga topeltaniooni (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboraadid - kui need sisaldavad tsüklianiooni (B 3 O 6) 3-.
Boraatide struktuurid hõlmavad boor-hapniku rühmi - "plokke", mis sisaldavad 1 kuni 6 ja mõnikord 9 boori aatomit, näiteks:
Boori aatomite koordinatsiooniarv on 3 (boor-hapniku kolmnurksed rühmad) või 4 (tetraeedrilised rühmad). Boor-hapniku rühmad ei ole mitte ainult saare, vaid ka keerukamate struktuuride – ahel-, kihiliste ja polümeriseeritud raamistike – aluseks. Viimased tekivad hüdraatunud boraatide molekulidest vee elimineerimisel ja hapnikuaatomite kaudu sildsidemete tekkimisel; protsessiga kaasneb mõnikord polüanioonide sees B-O sideme katkemine. Polüanioonid võivad kinnitada külgrühmi - boor-hapniku tetraeedreid või kolmnurki, nende dimeere või kõrvalisi anioone.
Ammoonium, leelised ja muud metallid oksüdatsiooniastmes +1 moodustavad kõige sagedamini MBO 2 tüüpi hüdraatunud ja veevabasid metaboraate, M 2 B 4 O 7 tetraboraate, MB 5 O 8 pentaboraate ja ka M 4 B 10 O 17 laguneb n H 2 O. Leelismuld ja muud metallid oksüdatsiooniastmes + 2 annavad tavaliselt hüdraatunud metaboraate, M 2 B 6 O 11 triboraate ja MB 6 O 10 heksaboraate. samuti veevabad meta-, orto- ja tetraboraadid. Oksüdatsiooniastmes + 3 metalle iseloomustavad hüdraatunud ja veevabad MBO 3 ortoboraadid.
Boraadid on värvitud amorfsed ained või kristallid (peamiselt vähesümmeetrilise struktuuriga – monokliinilised või rombilised). Veevabade boraatide sulamistemperatuurid on vahemikus 500 kuni 2000 °C; kõige kõrgema sulamistemperatuuriga metaboraadid on leelis- ja leelismuldmetallide orto- ja metaboraadid. Enamik boraate moodustavad kergesti klaase, kui nende sulamid jahutatakse. Hüdreeritud boraatide kõvadus Mohsi skaalal on 2-5, veevabade - kuni 9.
Hüdreeritud monoboraadid kaotavad kristallisatsioonivett kuni ~180°C, polüboraadid - 300-500°C juures; vee eemaldamine OH-rühmade tõttu , koordineeritud ümber boori aatomite esineb kuni ~750°C. Täieliku dehüdratsiooniga moodustuvad amorfsed ained, mis 500–800 ° C juures läbivad enamikul juhtudel "boraadi ümberkorraldamise" - kristalliseerumise, millega kaasneb (polüboraatide puhul) osaline lagunemine koos B 2 O 3 vabanemisega.
Leelismetallide boraadid, ammoonium ja T1 (I) lahustuvad vees (eriti meta- ja pentaboraadid), hüdrolüüsivad vesilahustes (lahustes on leeliseline reaktsioon). Enamik boraate laguneb kergesti hapete toimel, mõnel juhul CO 2 toimel; ja SO2;. Leelismuldmetallide ja raskmetallide boraadid interakteeruvad leelismetallide, karbonaatide ja vesinikkarbonaatide lahustega. Veevabad boraadid on keemiliselt stabiilsemad kui hüdreeritud boraadid. Mõne alkoholiga, eriti glütserooliga, moodustavad boraadid vees lahustuvaid komplekse. Tugevate oksüdeerivate ainete, eriti H 2 O 2 toimel või elektrokeemilise oksüdatsiooni käigus muutuvad boraadid peroksoboraatideks .
Teada on umbes 100 looduslikku boraati, mis on peamiselt Na, Mg, Ca, Fe soolad.
Hüdreeritud boraadid saadakse: H 3 BO 3 neutraliseerimisel metallioksiidide, hüdroksiidide või karbonaatidega; leelismetalli boraatide, enamasti Na, vahetusreaktsioonid teiste metallide sooladega; vähelahustuvate boraatide vastastikuse muundamise reaktsioon leelismetalli boraatide vesilahustega; hüdrotermilised protsessid, kasutades mineraliseerivate lisanditena leelismetallide halogeniide. Veevabad boraadid saadakse B 2 O 3 sulatamisel või paagutamisel metallioksiidide või karbonaatidega või hüdraatide dehüdraatimisel; üksikuid kristalle kasvatatakse boraatide lahustes sulas oksiidides, näiteks Bi 2 O 3 .
Boraate kasutatakse: muude booriühendite saamiseks; laengu komponentidena klaaside, glasuuride, emailide, keraamika tootmisel; tulekindlate katete ja immutuste jaoks; räbustikomponentidena metalli rafineerimiseks, keevitamiseks ja jootmiseks”; värvide ja lakkide pigmentide ja täiteainetena; peitsainetena värvimisel, korrosiooniinhibiitorina, elektrolüütide komponentidena, fosforitena jne. Enim kasutatakse booraksit ja kaltsiumboraate.
2. Halogeniidid, halogeenide keemilised ühendid teiste elementidega. Halogeniidid hõlmavad tavaliselt ühendeid, milles halogeeniaatomitel on suurem elektronegatiivsus kui mõnel teisel elemendil. Haliidid ei moodusta He, Ne ja Ar. Lihtsad või kahendhalogeniidid EX n (n- enamasti täisarv 1-st 7-ni monohalogeniidide puhul IF 7 ja ReF 7 puhul, kuid võib olla ka murdosa, näiteks 7/6 Bi 6Cl 7 puhul), hõlmab eelkõige vesinikhalogeniidide sooli ja interhalogeenühendeid (eeskätt näiteks halofluoriidid). Samuti on segahalogeniidid, polühalogeniidid, hüdrohalogeniidid, oksohalogeniidid, oksühalogeniidid, hüdroksohalogeniidid, tiohalogeniidid ja komplekshalogeniidid. Halogeenide oksüdatsiooniaste halogeniidides on tavaliselt -1.
Vastavalt elemendi-halogeensideme olemusele jagatakse lihthalogeniidid ioonseteks ja kovalentseteks. Tegelikkuses on suhted segase iseloomuga ühe või teise komponendi panuse ülekaaluga. Leelis- ja leelismuldmetallide halogeniidid, samuti paljud teiste metallide mono- ja dihalogeniidid on tüüpilised soolad, milles sideme ioonne olemus domineerib. Enamik neist on suhteliselt tulekindlad, vähelenduvad, vees hästi lahustuvad; vesilahustes dissotsieeruvad nad peaaegu täielikult ioonideks. Soolade omadused on ka haruldaste muldmetallide trihalogeniididel. Ioonsete halogeniidide lahustuvus vees väheneb üldiselt jodiididelt fluoriidideks. Kloriidid, bromiidid ja jodiidid Ag +, Сu +, Hg + ja Pb 2+ lahustuvad vees halvasti.
Halogeeni aatomite arvu suurenemine metallhalogeniidides või metalli laengu suhe selle iooni raadiusesse põhjustab sideme kovalentse komponendi suurenemist, halogeniidide vees lahustuvuse ja termilise stabiilsuse vähenemist, lenduvus, oksüdatsiooni suurenemine, võime ja kalduvus hüdrolüüsida. Neid sõltuvusi täheldatakse sama perioodi metallhalogeniidide ja sama metalli halogeniidide seerias. Neid on soojusomaduste näitel lihtne jälgida. Näiteks 4. perioodi metallhalogeniidide puhul on sulamis- ja keemistemperatuurid vastavalt 771 ja 1430 °C KC1, 772 ja 1960 °C CaCl 2, 967 ja 975 °C ScCl 3 puhul, -24,1 ja 136 °C. TiCl 4 jaoks. UF 3 puhul on sulamistemperatuur ~ 1500 °C, UF 4 1036 °C, UF 5 348 °C, UF 6 64,0 °C. EÜ ühendite sarjas n samaga n sideme kovalentsus tavaliselt suureneb fluoriididelt kloriidideks ja väheneb viimastelt bromiidide ja jodiidide suunas. Niisiis on AlF 3 sublimatsioonitemperatuur 1280 ° C, A1C1 3 180 ° C, A1Br 3 keemistemperatuur on 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. Sarjades ZrF 4, ZrCl 4 ZrBr 4, ZrI 4 on sublimatsioonitemperatuur vastavalt 906, 334, 355 ja 418°C. MF ridades n ja MS1 n kus M on ühe alarühma metall, siis sideme kovalentsus väheneb metalli aatommassi suurenemisega. On vähe metallide fluoriide ja kloriide, mille ioonse ja kovalentse sideme komponentide osakaal on ligikaudu sama.
Element-halogeensideme keskmine energia väheneb fluoriididelt jodiididele üleminekul ja suurenedes n(vt tabelit).
Paljud metallhalogeniidid, mis sisaldavad isoleeritud või sildavaid O-aatomeid (vastavalt okso- ja oksühaliidid), näiteks vanaadiumoksotrifluoriid VOF 3, nioobiumdioksifluoriid NbO 2 F, volframdioksodijodiid WO 2 I 2.
Komplekssed halogeniidid (halogenometallaadid) sisaldavad keerulisi anioone, milles halogeeniaatomid on ligandid, näiteks kaaliumheksakloroplatinaat (IV) K 2, naatriumheptafluorotantalaat (V) Na, liitiumheksafluoroarsenaat (V) Li. Fluoro-, oksofluoro- ja klorometallaadid on kõrgeima termilise stabiilsusega. Sidemete olemuse järgi on ioonsed ühendid katioonidega NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + jt lähedased komplekshalogeniididele.
Paljudele halogeniididele on iseloomulik seos ja polümerisatsioon vedelas ja gaasifaasis koos sildsidemete moodustumisega. Sellele on kõige vastuvõtlikumad I ja II rühma metallide halogeniidid, AlCl 3, Sb pentafluoriidid ja siirdemetallid, oksofluoriidid koostisega MOF 4. Tuntud halogeniidid, millel on näiteks metall-metall side. Cl-Hg-Hg-Cl.
Fluoriidid erinevad omaduste poolest oluliselt teistest halogeniididest. Kuid lihtsate halogeniidide puhul on need erinevused vähem väljendunud kui halogeenides endis ja keerukates halogeniidides on need vähem väljendunud kui lihtsates.
Paljud kovalentsed halogeniidid (eriti fluoriidid) on tugevad Lewise happed, nt. AsF 5 , SbF 5 , BF 3 , A1C1 3 . Fluoriidid on osa superhapetest. Kõrgemad halogeniidid redutseeritakse metallide ja vesinikuga, näiteks:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2
UF 6 + H 2 \u003d UF 4 + 2HF
Rühmade V-VIII metallhalogeniidid, välja arvatud Cr ja Mn, redutseeritakse H2 toimel metallideks, näiteks:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Paljud kovalentsed ja ioonsed metallhalogeniidid interakteeruvad üksteisega, moodustades näiteks keerukaid halogeniide:
KC1 + TaCl 5 = K
Kergemad halogeenid võivad raskemad halogeniididest välja tõrjuda. Hapnik võib oksüdeerida halogeniide C1 2, Br 2 ja I 2 vabanemisega. Üks kovalentsete halogeniidide iseloomulikke reaktsioone on koostoime veega (hüdrolüüs) või selle aurudega kuumutamisel (pürohüdrolüüs), mille tulemuseks on oksiidide, oksü- või oksohalogeniidide, hüdroksiidide ja vesinikhalogeniidide moodustumine.
Halogeniidid saadakse otse elementidest, vesinikhalogeniidide või vesinikhalogeniidhapete koosmõjul elementide, oksiidide, hüdroksiidide või sooladega, samuti vahetusreaktsioonide kaudu.
Halogeniide kasutatakse laialdaselt inseneritöös halogeenide, leelis- ja leelismuldmetallide tootmise lähteainetena ning klaaside ja muude anorgaaniliste materjalide komponentidena; need on vahesaadused haruldaste ja mõnede värviliste metallide, U, Si, Ge jne tootmisel.
Looduses moodustavad halogeniidid eraldi mineraalide klassid, mille hulka kuuluvad fluoriidid (nt mineraalid fluoriit, krüoliit) ja kloriidid (sylviit, karnalliit). Broom ja jood esinevad mõnedes mineraalides isomorfsete lisanditena. Märkimisväärses koguses halogeniide leidub merede ja ookeanide vees, soolades ja maa-alustes soolvees. Mõned halogeniidid, nagu NaCl, KC1, CaCl 2, on elusorganismide osad.
3. Karbonaadid (lat. carbo, sugukond case carbonis kivisüsi), süsihappe soolad. Seal on keskmised karbonaadid CO 3 -aniooniga ja happelised või vesinikkarbonaadid (vananenud vesinikkarbonaadid) HCO 3 -aniooniga. Karbonaadid on kristalsed ained. Enamik oksüdatsiooniastmes + 2 keskmistest metallisooladest kristalliseerub kuusnurgaks. kaltsiidi võretüüpi või aragoniidi rombi tüüpi.
Keskmistest karbonaatidest lahustuvad vees ainult leelismetallide, ammooniumi ja Tl (I) soolad. Olulise hüdrolüüsi tulemusena on nende lahustes leeliseline reaktsioon. Kõige raskemini lahustuvad metallikarbonaadid oksüdatsiooniastmes + 2. Vastupidi, kõik vesinikkarbonaadid on vees hästi lahustuvad. Vesilahustes metallisoolade ja Na 2 CO 3 vaheliste vahetusreaktsioonide käigus tekivad keskmiste karbonaatide sademed juhtudel, kui nende lahustuvus on palju madalam kui vastavatel hüdroksiididel. See kehtib Ca, Sr ja nende analoogide, lantaniidide, Ag(I), Mn(II), Pb(II) ja Cd(II) puhul. Ülejäänud katioonid võivad hüdrolüüsi tulemusena lahustunud karbonaatidega interakteerudes anda mitte keskmisi, vaid aluselisi karbonaate või isegi hüdroksiide. Keskmisi karbonaate, mis sisaldavad mitut laengut katioone, võib mõnikord sadestada vesilahustest suure CO 2 liia juuresolekul.
Karbonaatide keemilised omadused tulenevad nende kuulumisest nõrkade hapete anorgaaniliste soolade klassi. Karbonaatidele iseloomulikud tunnused on seotud nende halva lahustuvusega, aga ka nii krabonaatide endi kui ka H 2 CO 3 termilise ebastabiilsusega. Neid omadusi kasutatakse krabonaatide analüüsimisel, tuginedes kas nende lagunemisele tugevate hapete toimel ja antud juhul leeliselahusega eralduva CO 2 kvantitatiivsel neeldumisel või CO 3 2- iooni sadestamisel lahusest. ВаСО 3 vorm. Lahuses oleva keskmise karbonaadi sademele liigse CO 2 toimel moodustub vesinikkarbonaat, näiteks: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 \u003d Ca (HCO 3) 2. Bikarbonaatide olemasolu looduslikus vees määrab selle ajutise kareduse. Süsivesinikud muutuvad kergel kuumutamisel juba madalatel temperatuuridel uuesti keskmisteks karbonaatideks, mis kuumutamisel lagunevad oksiidiks ja CO 2 -ks. Mida aktiivsem on metall, seda kõrgem on selle karbonaadi lagunemistemperatuur. Niisiis sulab Na 2 CO 3 857 °C juures lagunemata ning Ca-, Mg- ja Al-karbonaatide puhul ulatuvad tasakaalulised lagunemisrõhud temperatuuridel 820, 350 ja 100 °C vastavalt 0,1 MPa-ni.
Karbonaadid on looduses väga levinud, mis on tingitud CO 2 ja H 2 O osalemisest mineraalide moodustumise protsessides. karbonaadid mängivad suurt rolli globaalses tasakaalus atmosfääris leiduva gaasilise CO 2 ja lahustunud CO 2 vahel;
ja HCO 3 - ja CO 3 2- ioonid hüdrosfääris ja tahked soolad litosfääris. Olulisemad mineraalid on CaCO 3 kaltsiit, MgCO 3 magnesiit, FeCO 3 sideriit, ZnCO 3 smitsoniit jt. Lubjakivi koosneb peamiselt kaltsiidist või organismide kaltsiidist skeletijäänustest, harva aragoniidist. Tuntud on ka leelismetallide ja Mg looduslikud hüdraatkarbonaadid (näiteks MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), kaksikkarbonaadid [näiteks dolomiit CaMg (CO 3) 2, troon Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 O] ja aluseline [malahhiit CuCO 3 Cu(OH) 2, hüdrotserussiit 2РbСО 3 Pb(OH) 2].
Olulisemad on kaaliumkarbonaat, kaltsiumkarbonaat ja naatriumkarbonaat. Paljud looduslikud karbonaadid on väga väärtuslikud metallimaagid (näiteks Zn, Fe, Mn, Pb, Cu karbonaadid). Bikarbonaadid mängivad olulist füsioloogilist rolli, olles puhverained, mis reguleerivad vere pH püsivust.
4. Nitraadid, lämmastikhappe soolad HNO 3. Tuntud peaaegu kõigi metallide jaoks; esinevad mõlemad veevabade soolade M (NO 3) kujul n (n- metalli oksüdatsiooniaste M) ja kristalsete hüdraatide kujul M (NO 3) n x H 2 O ( X= 1-9). Vesilahustest toatemperatuurile lähedasel temperatuuril kristalliseeruvad veevabad ainult leelismetallide nitraadid, ülejäänud - kristalsete hüdraatide kujul. Sama metalli veevaba ja hüdraatunud nitraadi füüsikalis-keemilised omadused võivad olla väga erinevad.
D-elemendi nitraatide veevabad kristalsed ühendid on värvilised. Tavaliselt võib nitraadid jagada ühenditeks, millel on valdavalt kovalentne side (Be, Cr, Zn, Fe ja teiste siirdemetallide soolad) ja valdavalt ioonse sidemega (leelis- ja leelismuldmetallide soolad). Ioonseid nitraate iseloomustab kõrgem termiline stabiilsus, suurema sümmeetriaga (kuup) kristallstruktuuride ülekaal ja nitraadiioonide ribade lõhenemise puudumine IR-spektrites. Kovalentsetel nitraatidel on suurem lahustuvus orgaanilistes lahustites, madalam termiline stabiilsus, nende IR spektrid on keerulisemad; mõned kovalentsed nitraadid on toatemperatuuril lenduvad ja vees lahustumisel lagunevad nad osaliselt lämmastikoksiidide eraldumisega.
Kõigil veevabadel nitraatidel on NO 3 -iooni olemasolu tõttu tugevad oksüdeerivad omadused, samas kui nende oksüdeerimisvõime suureneb ioonsetelt nitraatidelt kovalentsetele üleminekul. Viimased lagunevad vahemikus 100-300°C, ioonsed - 400-600°C juures (NaNO 3, KNO 3 ja mõned teised sulavad kuumutamisel). Laguproduktid tahkes ja vedelas faasis. on järjestikku nitritid, oksonitraadid ja oksiidid, mõnikord - vabad metallid (kui oksiid on ebastabiilne, näiteks Ag 2 O), ja gaasifaasis - NO, NO 2, O 2 ja N 2. Laguproduktide koostis sõltub metalli olemusest ja selle oksüdatsiooniastmest, kuumutamiskiirusest, temperatuurist, gaasilise keskkonna koostisest ja muudest tingimustest. NH 4 NO 3 plahvatab ja võib kiirel kuumutamisel plahvatusega laguneda, sel juhul tekivad N 2 , O 2 ja H 2 O; aeglasel kuumutamisel laguneb see N 2 O ja H 2 O.
Gaasifaasis oleval vabal NO 3 - ioonil on võrdkülgse kolmnurga geomeetriline struktuur, mille keskel on N aatom, ONO nurgad ~ 120° ja N-O sideme pikkus on 0,121 nm. Kristallilistes ja gaasilistes nitraatides NO 3 ioon - säilitab põhimõtteliselt oma kuju ja suuruse, mis määrab nitraatide ruumi ja struktuuri. Ioon NO 3 - võib toimida mono-, kahe-, kolmehambalise või sildligandina, seega iseloomustavad nitraate väga erinevad kristallstruktuuride tüübid.
Siirdemetallid kõrges oksüdatsiooniastmes steerilisuse tõttu. raskustes ei saa moodustada veevabasid nitraate ja neid iseloomustavad oksonitraadid, näiteks UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Nitraadid moodustavad NO 3 iooniga suure hulga kaksik- ja komplekssooli – sisesfääris. Vesikeskkonnas moodustavad siirdemetalli katioonid hüdrolüüsi tulemusena muutuva koostisega hüdroksonitraate (aluselisi nitraate), mida saab eraldada ka tahkes olekus.
Hüdreeritud nitraadid erinevad veevabadest selle poolest, et nende kristallstruktuurides on metalliioon enamasti seotud veemolekulidega, mitte NO 3 iooniga. Seetõttu lahustuvad need vees paremini kui veevabad nitraadid, kuid halvemini - orgaanilistes lahustites sulavad nõrgemad oksüdeerijad ebaühtlaselt kristallisatsioonivees vahemikus 25-100°C. Hüdreeritud nitraatide kuumutamisel veevabasid nitraate reeglina ei moodustu, kuid toimub termolüüs hüdroksonitraatide ja seejärel oksonitraatide ja metallioksiidide moodustumisega.
Paljude oma keemiliste omaduste poolest on nitraadid sarnased teiste anorgaaniliste sooladega. Nitraatide iseloomulikud omadused tulenevad nende väga heast lahustuvusest vees, madalast termilisest stabiilsusest ning võimest oksüdeerida orgaanilisi ja anorgaanilisi ühendeid. Nitraatide redutseerimisel moodustub segu lämmastikku sisaldavatest saadustest NO 2, NO, N 2 O, N 2 või NH 3, millest üks on ülekaalus sõltuvalt redutseerija tüübist, temperatuurist, keskkonna reaktsioonist. ja muud tegurid.
Tööstuslikud nitraatide tootmise meetodid põhinevad NH 3 absorptsioonil HNO 3 lahustega (NH 4 NO 3 puhul) või lämmastikgaaside (NO + NO 2) absorptsioonil leelise või karbonaadi lahustega (leelismetallide nitraadid, Ca, Mg , Ba), samuti erinevatel metallisoolade vahetusreaktsioonidel HNO 3 või leelismetallide nitraatidega. Laboris kasutatakse veevabade nitraatide saamiseks siirdemetallide või nende ühendite reaktsioone vedela N 2 O 4 ja selle segudega orgaaniliste lahustitega või reaktsioone N 2 O 5-ga.
Nitraate Na, K (naatrium- ja kaaliumnitraat) leidub looduslike ladestustena.
Nitraate kasutatakse paljudes tööstusharudes. Ammooniumnitrit (ammooniumnitraat) - peamine lämmastikku sisaldav väetis; väetisena kasutatakse ka leelismetallide nitraate ja Ca. Nitraadid - raketikütuste komponendid, pürotehnilised kompositsioonid, peitsimislahused kangaste värvimiseks; neid kasutatakse metallide kõvendamiseks, toiduainete konserveerimiseks, ravimitena ja metallioksiidide tootmiseks.
Nitraadid on mürgised. Need põhjustavad kopsuturset, köha, oksendamist, ägedat kardiovaskulaarset puudulikkust jne. Inimese surmav nitraatide annus on 8-15 g, lubatud päevane kogus on 5 mg/kg. Na, K, Ca, NH3 nitraatide summa MPC: vees 45 mg/l", mullas 130 mg/kg (ohuklass 3); juur- ja puuviljades (mg/kg) - kartul 250, hiline valgekapsas 500, hiline porgand 250, peet 1400, sibul 80, suvikõrvits 400, melonid 90, arbuusid, viinamarjad, õunad, pirnid 60. Agrotehniliste soovituste eiramine, liigne väetamine suurendab järsult põllusaaduste nitraatide sisaldust, nitraatide pindmist äravoolu ( 40-5500 mg/l), põhjavesi.
5. Nitritid, lämmastikhappe HNO 2 soolad. Esiteks kasutatakse leelismetallide ja ammooniumi nitriteid, vähem leelismuldmetalli ja Z. d-metallid, Pb ja Ag. Teiste metallide nitritite kohta on vaid katkendlik teave.
Oksüdatsiooniastmes +2 metallinitritid moodustavad ühe, kahe või nelja veemolekuliga kristallhüdraate. Nitritid moodustavad näiteks topelt- ja kolmiksoolasid. CsNO 2 AgNO 2 või Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, samuti kompleksühendid, nagu Na 3.
Kristallstruktuurid on teada vaid mõne veevaba nitriti kohta. NO 2 anioonil on mittelineaarne konfiguratsioon; ONO nurk 115°, H-O sideme pikkus 0,115 nm; ühenduse 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 - maarjas , samuti cheniidid 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 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (mineraalne polügaliit), topeltaluselised sulfaadid, näiteks aluniidi ja jarosiidi rühma mineraalid M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 ja M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, kus M on üksiku laenguga katioon. Sulfaadid võivad olla segasoolade osad, näiteks 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (mineraalberkiit), MgSO 4 KCl 3H2O (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 5H 2 O, raudsulfaat FeSO 4 7H 2 O.
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. Neid leidub mineraalide kujul, nagu kips CaSO 4 H 2 O, mirabiliit Na 2 SO 4 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). Tuntud kristalsed hüdraadid (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 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/cm 3; 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 / cm 3): 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 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; moodustavad hüdraate Na2S2O57H2O ja ZK2S2O52H2O; redutseerivad ained.
Keskmised leelismetallide 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) 2 SO 3 - SO 2 absorbeerija; NaHSO 3 on tootmisjääkgaaside H 2 S absorbeerija, redutseerija väävlivärvide tootmisel. K 2 S 2 O 5 - happeliste fikseerijate komponent fotograafias, antioksüdant, antiseptik.
Segu eraldamise meetodid
Filtreerimine, ebahomogeensete süsteemide eraldamine vedel - tahked osakesed (suspensioonid) ja gaas - tahked osakesed, kasutades poorseid filtrivaheseinu (FP), mis lasevad läbi vedeliku või gaasi, kuid säilitavad tahked osakesed. Protsessi liikumapanev jõud on rõhkude erinevus FP mõlemal küljel.
Suspensioonide eraldamisel moodustavad tahked osakesed FP-le tavaliselt märja settekihi, mida vajadusel pestakse vee või muu vedelikuga ning ka dehüdreeritakse, puhudes sellest läbi õhku või muud gaasi. Filtreerimine toimub konstantse rõhuerinevuse või konstantse protsessikiirusega w(filtraadi kogus m 3 , mis läbib 1 m 2 FP pinda ajaühikus). Pideva rõhuvahe korral juhitakse suspensioon filtrisse vaakumi või ülerõhu all, samuti kolbpumba abil; tsentrifugaalpumba kasutamisel suureneb rõhuerinevus ja protsessi kiirus väheneb.
Sõltuvalt suspensioonide kontsentratsioonist eristatakse mitut tüüpi filtreerimist. Kontsentratsioonil üle 1% toimub filtreerimine koos sademe moodustumisega ja alla 0,1% kontsentratsioonil FP pooride ummistumisega (vedelike selginemine). Kui FP-le ei moodustu piisavalt tihedat settekihti ja tahked osakesed satuvad filtraati, filtreeritakse see peeneks hajutatud abimaterjalidega (diatomiit, perliit), mis kantakse eelnevalt FP-le või lisatakse suspensioonile. Algkontsentratsioonil alla 10% on võimalik suspensioonide osaline eraldumine ja paksenemine.
Eristatakse pidevaid ja katkendlikke filtreid. Viimaste puhul on peamised tööetapid filtreerimine, setete pesemine, selle dehüdratsioon ja mahalaadimine. Samal ajal on optimeerimine rakendatav kõrgeima tootlikkuse ja madalaimate kulude kriteeriumide järgi. Kui pesemist ja dehüdratsiooni ei teostata ning vaheseina hüdraulilist takistust võib tähelepanuta jätta, saavutatakse kõrgeim tootlikkus, kui filtreerimisaeg on võrdne abitoimingute kestusega.
Kohaldatav paindlik FP, mis on valmistatud puuvillast, villast, sünteetilisest ja klaaskangast, samuti mittekootud FP, mis on valmistatud looduslikest ja sünteetilistest kiududest ning paindumatu - keraamikast, metallkeraamikast ja vahtplastist. Filtraadi liikumissuunad ja raskusjõu toime võivad olla vastupidised, kokku langeda või olla üksteisega risti.
Filtrite kujundused on mitmekesised. Üks levinumaid on pöörlev trummelvaakumfilter. (cm. Joon.) pideva toimega, mille puhul filtraadi liikumissuunad ja raskusjõu toime on vastupidised. Jaotusseadme osa ühendab tsooni I ja II vaakumallikaga ning tsoonid III ja IV suruõhuallikaga. Filtraat ja pesuvedelik tsoonist I ja II sisenevad eraldi vastuvõtjatesse. Levinud on ka horisontaalsete kambritega automaatne katkendlik filterpress, lõputu lindi kujul olev filterkangas ja elastsed membraanid muda pressimise teel veetustamiseks. See teostab vaheldumisi toiminguid kambrite täitmiseks suspensiooniga, setete filtreerimiseks, pesemiseks ja veetustamiseks, külgnevate kambrite eraldamiseks ja setete eemaldamiseks.
Lauasool on naatriumkloriid, mida kasutatakse toidu lisaainena ja säilitusainena. Seda kasutatakse ka keemiatööstuses, meditsiinis. See on kõige olulisem tooraine seebikivi, sooda ja muude ainete tootmisel. Lauasoola valem on NaCl.
Naatriumkloriidi keemiline koostis peegeldab tingimuslikku valemit NaCl, mis annab aimu naatriumi- ja klooriaatomite võrdsest arvust. Kuid ainet ei moodusta kaheaatomilised molekulid, vaid see koosneb kristallidest. Kui leelismetall interakteerub tugeva mittemetalliga, eraldab iga naatriumi aatom rohkem elektronegatiivset kloori. Seal on naatriumkatioonid Na + ja vesinikkloriidhappe happejäägi Cl - anioonid. Vastupidiselt laetud osakesed tõmbuvad ligi, moodustades ioonse kristallvõrega aine. Väikesed naatriumkatioonid asuvad suurte kloriidi anioonide vahel. Positiivsete osakeste arv naatriumkloriidi koostises on võrdne negatiivsete osakeste arvuga, aine tervikuna on neutraalne.
Soolad on keerulised ioonsed ained, mille nimed algavad happejäägi nimetusega. Lauasoola valem on NaCl. Geoloogid nimetavad sellise koostisega mineraali "haliidiks" ja settekivimit "kivisoolaks". Vananenud keemiline termin, mida tööstuses sageli kasutatakse, on "naatriumkloriid". See aine on inimestele tuntud iidsetest aegadest, kunagi peeti seda "valgeks kullaks". Kaasaegsed koolilapsed ja üliõpilased nimetavad naatriumkloriidi reaktsioonivõrrandeid lugedes keemilisi märke ("naatriumkloriid").
Teeme lihtsad arvutused aine valemi järgi:
1) Hr (NaCl) = Ar (Na) + Ar (Cl) = 22,99 + 35,45 \u003d 58,44.
Sugulane on 58,44 (amus).
2) Molaarmass on arvuliselt võrdne molekulmassiga, kuid sellel väärtusel on ühikud g / mol: M (NaCl) \u003d 58,44 g / mol.
3) 100 g soolaproov sisaldab 60,663 g kloori aatomeid ja 39,337 g naatriumi.
Haprad haliidikristallid on värvitud või valged. Looduses leidub ka kivisoola ladestusi, mis on värvitud halliks, kollaseks või siniseks. Mõnikord on mineraalainel punane toon, mis on tingitud lisandite liigist ja hulgast. Haliidi kõvadus on vaid 2-2,5, klaas jätab selle pinnale joone.
Naatriumkloriidi muud füüsikalised parameetrid:
Kui metalliline naatrium interakteerub katseklaasis gaasilise klooriga, moodustub valge aine - naatriumkloriid NaCl (keedisoola valem).
Keemia annab aimu erinevatest viisidest sama ühendi saamiseks. siin on mõned näidised:
NaOH (vesi) + HCl \u003d NaCl + H 2 O.
Redoksreaktsioon metalli ja happe vahel:
2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H2.
Happe toime metalloksiidile: Na 2 O + 2HCl (vesi) = 2NaCl + H 2 O
Nõrga happe väljatõrjumine selle soola lahusest tugevamaga:
Na 2 CO 3 + 2HCl (vesi) \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2 (gaas).
Kõik need meetodid on liiga kallid ja keerulised, et neid tööstuslikus mastaabis rakendada.
Juba tsivilisatsiooni koidikul teadsid inimesed, et pärast soolamist säilivad liha ja kala kauem. Läbipaistvaid korrapärase kujuga haliidikristalle kasutati mõnes iidses riigis raha asemel ja need olid kulda väärt. Haliidimaardlate otsimine ja arendamine võimaldas rahuldada elanikkonna ja tööstuse kasvavaid vajadusi. Kõige olulisemad lauasoola looduslikud allikad:
Tööstuses kasutatakse lauasoola saamiseks nelja peamist meetodit:
Oma koostiselt on NaCl leelise ja lahustuva happe poolt moodustatud keskmine sool. Naatriumkloriid on tugev elektrolüüt. Ioonide vaheline tõmbejõud on nii tugev, et ainult väga polaarsed lahustid võivad seda hävitada. Vees ained lagunevad, eralduvad katioonid ja anioonid (Na +, Cl -). Nende olemasolu on tingitud elektrijuhtivusest, millel on keedusoola lahus. Valem on sel juhul kirjutatud samamoodi nagu kuivaine puhul - NaCl. Üks kvalitatiivseid reaktsioone naatriumkatioonile on põleti leegi kollaseks värvumine. Katse tulemuse saamiseks peate koguma puhtale traadiaasale veidi tahket soola ja lisama see leegi keskossa. Lauasoola omadusi seostatakse ka aniooni omadusega, mis seisneb kvalitatiivses reaktsioonis kloriidioonile. Lahuses oleva hõbenitraadiga suhtlemisel sadestub valge hõbekloriidi sade (foto). Vesinikkloriidi tõrjuvad soolast välja tugevamad happed kui vesinikkloriid: 2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HCl. Normaalsetes tingimustes naatriumkloriid ei hüdrolüüsi.
Naatriumkloriid alandab jää sulamistemperatuuri, mistõttu kasutatakse talvel teedel ja kõnniteedel soola ja liiva segu. See imab suurel hulgal lisandeid, sulamine aga reostab jõgesid ja ojasid. Teesool kiirendab ka autokerede korrosiooniprotsessi ja kahjustab teede äärde istutatud puid. Keemiatööstuses kasutatakse naatriumkloriidi toorainena suure hulga kemikaalide tootmiseks:
Lisaks kasutatakse lauasoola seepide ja värvainete valmistamisel. Toidu antiseptikuna kasutatakse konserveerimisel, seente, kala ja köögiviljade marineerimisel. Elanikkonna kilpnäärme häiretega võitlemiseks rikastatakse lauasoola valemit ohutute joodiühendite, näiteks KIO 3, KI, NaI lisamisega. Sellised toidulisandid toetavad kilpnäärmehormooni tootmist, takistavad endeemilise struuma haigust.
Lauasoola valem, selle koostis on muutunud inimeste tervisele ülioluliseks. Naatriumioonid osalevad närviimpulsside edastamises. Kloorianioonid on vajalikud soolhappe tootmiseks maos. Kuid liiga palju soola toidus võib põhjustada kõrget vererõhku ja suurendada südame- ja veresoonkonnahaiguste tekkeriski. Meditsiinis süstitakse patsientidele suure verekaotusega füsioloogilist soolalahust. Selle saamiseks lahustatakse 9 g naatriumkloriidi ühes liitris destilleeritud vees. Inimkeha vajab selle aine pidevat varustamist toiduga. Sool eritub eritusorganite ja naha kaudu. Naatriumkloriidi sisaldus inimkehas on keskmiselt ligikaudu 200 g Eurooplased tarbivad päevas ca 2-6 g lauasoola, kuumades maades on see näitaja suurem suurema higistamise tõttu.
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-.
Definitsioon soolad dissotsiatsiooniteooria raames. Soolad jagunevad tavaliselt kolme rühma: keskmine, hapu ja aluseline. Keskmistes soolades on vastava happe kõik vesinikuaatomid asendatud metalliaatomitega, happesoolades vaid osaliselt, vastava aluse OH rühma aluselistes soolades osaliselt happejääkidega.
On ka mõnda muud tüüpi soolad, nt topeltsoolad, mis sisaldavad kahte erinevat katiooni ja ühte aniooni: CaCO 3 MgCO 3 (dolomiit), KCl NaCl (sylviniit), KAl (SO 4) 2 (kaaliummaarjas); segatud soolad, mis sisaldavad ühte katiooni ja kahte erinevat aniooni: CaOCl 2 (või Ca(OCl)Cl); komplekssed soolad, mis sisaldavad komplekssed ioonid, mis koosneb mitmega seotud keskaatomist ligandid: K 4 (kollane veresool), K 3 (punane veresool), Na, Cl; hüdraatunud soolad(kristallhüdraadid), mis sisaldavad molekule kristallisatsioonivesi: CuSO 4 5H 2 O (vasksulfaat), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberi sool).
Soolade nimetus moodustub aniooni nimest, millele järgneb katiooni nimi.
Hapnikuvabade hapete soolade puhul lisatakse mittemetalli nimele järelliide id, nt naatriumkloriid NaCl, raud(H)sulfiid FeS jne.
Hapnikku sisaldavate hapete soolade nimetamisel lisatakse kõrgemate oksüdatsiooniastmete korral elemendi nimetuse ladina juure lõpp — olen, madalamate oksüdatsiooniastmete korral lõpp - see. Mõne happe nimes kasutatakse eesliidet mittemetallide madalaimate oksüdatsiooniastmete tähistamiseks hüpo-, perkloor- ja permangaanhapete soolade puhul kasutage eesliidet per-, näiteks: kaltsiumkarbonaat CaCO 3, raud(III)sulfaat Fe 2 (SO 4) 3, raud(II)sulfit FeSO 3, kaaliumhüpoklorit KOSl, kaaliumklorit KOSl 2, kaaliumkloraat KOSl 3, kaaliumperkloraat KOSl 4, kaaliumpermanganaat KMnO2 kaaliumdi 4, 2 O 7.
Happelised ja aluselised soolad võib pidada hapete ja aluste mittetäieliku muundamise produktiks. Rahvusvahelise nomenklatuuri järgi tähistatakse vesinikuaatomit, mis on osa happesoolast, eesliitega hüdro-, OH rühm - eesliide hüdroksü, NaHS - naatriumvesiniksulfiid, NaHSO 3 - naatriumvesiniksulfit, Mg (OH) Cl - magneesiumhüdroksükloriid, Al (OH) 2 Cl - alumiiniumdihüdroksükloriid.
Komplekssete ioonide nimetustes märgitakse esmalt ligandid, millele järgneb metalli nimi, mis näitab vastavat oksüdatsiooniastet (sulgudes rooma numbrid). Keerukate katioonide nimetustes kasutatakse metallide venekeelseid nimetusi, näiteks: Cl 2 - tetraamiinvask (P) kloriid, 2 SO 4 - diamiinhõbe (1) sulfaat. Komplekssete anioonide nimetustes kasutatakse metallide ladinakeelseid nimetusi sufiksiga -at, näiteks: K[Al (OH) 4] - kaaliumtetrahüdroksüaluminaat, Na - naatriumtetrahüdroksükromaat, K 4 - kaaliumheksatsüanoferraat (H) .
Hüdrateeritud soolade nimetused (kristalsed hüdraadid) moodustatakse kahel viisil. Võite kasutada ülalkirjeldatud keerulist katioonide nimetamise süsteemi; näiteks vasksulfaati SO 4 H 2 0 (või CuSO 4 5H 2 O) võib nimetada tetraakvavask(II) sulfaadiks. Kõige tuntumate hüdraatunud soolade puhul tähistatakse aga enamasti veemolekulide arvu (hüdratatsiooniastet) sõna numbrilise eesliitega. "hüdraat", näiteks: CuSO 4 5H 2 O - vask(I)sulfaatpentahüdraat, Na 2 SO 4 10H 2 O - naatriumsulfaatdekahüdraat, CaCl 2 2H 2 O - kaltsiumkloriidi dihüdraat.
Vees lahustuvuse järgi jagunevad soolad lahustuvateks (P), lahustumatuteks (H) ja vähelahustuvateks (M). Soolade lahustuvuse määramiseks kasutage hapete, aluste ja soolade vees lahustuvuse tabelit. Kui lauda käepärast pole, saate reegleid kasutada. Neid on lihtne meeles pidada.
1. Kõik lämmastikhappe soolad on lahustuvad – nitraadid.
2. Kõik vesinikkloriidhappe soolad on lahustuvad - kloriidid, välja arvatud AgCl (H), PbCl 2 (M).
3. Kõik väävelhappe soolad - sulfaadid on lahustuvad, välja arvatud BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).
4. Naatriumi- ja kaaliumisoolad on lahustuvad.
5. Kõik fosfaadid, karbonaadid, silikaadid ja sulfiidid ei lahustu, välja arvatud Na-soolad + ja K + .
Kõigist keemilistest ühenditest moodustavad soolad kõige arvukama aineklassi. Need on tahked ained, erinevad üksteisest värvi ja vees lahustuvuse poolest. XIX sajandi alguses. Rootsi keemik I. Berzelius sõnastas soolade määratluse kui hapete reaktsioonisaadused alustega või ühenditega, mis on saadud happe vesinikuaatomite asendamisel metalliga. Selle põhjal eristatakse sooli keskmisteks, happelisteks ja aluselisteks. Keskmised ehk normaalsed soolad on happe vesinikuaatomite täieliku asendamise saadused metalliga.
Näiteks:
Na 2 CO 3 - naatriumkarbonaat;
CuSO 4 - vask(II)sulfaat jne.
Sellised soolad dissotsieeruvad happejäägi metallikatioonideks ja anioonideks:
Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 2 -
Happesoolad on vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise saadused happes metalliga. Happesoolad hõlmavad näiteks söögisoodat NaHCO 3 , mis koosneb metallikatioonist Na + ja happelisest üksiku laenguga jäägist HCO 3 - . Happelise kaltsiumisoola puhul kirjutatakse valem järgmiselt: Ca (HCO 3) 2. Nende soolade nimed koosnevad keskmiste soolade nimedest, millele on lisatud eesliide hüdro- , näiteks:
Mg (HSO 4) 2 - magneesiumhüdrosulfaat.
Happesoolad dissotsieeruvad järgmiselt:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 \u003d Mg 2+ + 2HSO 4 -
Aluselised soolad on aluse hüdroksorühmade mittetäieliku asendamise saadused happejäägiga. Näiteks selliste soolade hulka kuulub kuulus malahhiit (CuOH) 2 CO 3, mille kohta lugesite P. Bazhovi töödest. See koosneb kahest aluselisest katioonist CuOH + ja happejäägi CO 3 2- kahekordselt laetud anioonist. CuOH + katioonil on +1 laeng, seetõttu on molekulis kaks sellist katiooni ja üks kahekordselt laetud CO 3 2- anioon ühendatud elektriliselt neutraalseks soolaks.
Selliste soolade nimed on samad, mis tavaliste soolade puhul, kuid lisatakse eesliide hüdrokso-, (CuOH) 2 CO 3 - vask (II) hüdroksokarbonaat või AlOHCl 2 - alumiiniumhüdroksokloriid. Enamik aluselistest sooladest on lahustumatud või vähelahustuvad.
Viimased dissotsieeruvad järgmiselt:
AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -
Kaht esimest vahetusreaktsiooni on varem üksikasjalikult arutatud.
Kolmas reaktsioon on samuti vahetusreaktsioon. See voolab soolalahuste vahel ja sellega kaasneb sademe moodustumine, näiteks:
Neljas soolade reaktsioon on seotud metalli asendiga metalli pingete elektrokeemilises reas (vt "Metalli pingete elektrokeemiline jada"). Iga metall tõrjub pingereas soolalahustest välja kõik teised metallid, mis asuvad sellest paremal. See kehtib järgmistel tingimustel:
1) mõlemad soolad (nii reageerivad kui ka reaktsiooni tulemusena moodustuvad) peavad olema lahustuvad;
2) metallid ei tohiks suhelda veega, seetõttu ei tõrju I ja II rühma põhirühmade metallid (viimase puhul alates Ca-st) soolalahustest välja teisi metalle.
Soolade saamise meetodid ja keemilised omadused. Sooli võib saada peaaegu iga klassi anorgaanilistest ühenditest. Lisaks nendele meetoditele saab anoksiidhapete sooli saada metalli ja mittemetalli (Cl, S jne) otsesel interaktsioonil.
Paljud soolad on kuumutamisel stabiilsed. Ammooniumisoolad, aga ka mõned madala aktiivsusega metallide soolad, nõrgad happed ja happed, milles elementidel on kõrgem või madalam oksüdatsiooniaste, lagunevad kuumutamisel.
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
2Ag 2 CO 3 \u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2
NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3
4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
2KSlO 3 \u003d MnO 2 \u003d 2KCl + 3O 2
4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl
