13973-1 (689115), страница 2

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

7) основания с кислотой: Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O

8) соли с кислотой: MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = 2NaOH + BaSO₄

10) растворов двух солей 3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl

2. Получение кислых солей:

1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂

3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂

3. Получение основных солей:

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl₂ + H₂O = [Zn(OH)]Cl + HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов AlCl₃ + 2NaOH = [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂ + 4NaCl

4. Получение комплексных солей:

1. Реакции солей с лигандами: AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

FeCl₃ + 6KCN] = K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl

5. Получение двойных солей:

1. Совместная кристаллизация двух солей:

Cr₂(SO₄) ₃ + K₂SO₄ + 24H₂O = 2[KCr(SO₄) ₂ • 12H₂O[

Химические свойства.

1. Химические свойства средних солей:

1. Термическое разложение. CaCO₃ = CaO + CO₂

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂

NH₄Cl = NH₃ + HCl

2. Гидролиз. Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

FeCl₃ + H₂O = Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂S + H₂O = NaHS +NaOH

3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaNO₃

CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl

AgCl + 2Na₂S₂O₃ = Nа₃[Ag(S₂O₃) ₂] + NaCl

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ + 8H₂O

2. Химические свойства кислых солей:

Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ = 2BaCO₃ + 2H₂O

3. Химические свойства основных солей:

Термическое разложение. [Cu(OH)]₂CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂O

Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl₂ + H₂O

4. Химические свойства комплексных солей:

1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:

2[Cu(NH₃)₂]Cl + K₂S = CuS + 2KCl + 4NH₃

2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.

K₂[CoCl₄] + 6H₂O = [Co(H₂O)₆]Cl₂ + 2KCl

5. Химические свойства двойных солей:

Взаимодействие с растворами щелочей: KCr(SO₄)₂ + 3KOH = Cr(OH)₃ + 2K₂SO₄

2. Восстановление: KCr(SO₄)₂ + 2H°(Zn, разб. H₂SO₄) = 2CrSO₄ + H₂SO₄ + K₂SO₄

Сырьем для промышленного получения ряда солей-хлоридов, сульфатов, карбонатов, боратов Na, К, Са, Mg служат морская и океаническая вода, природные рассолы, образующиеся при ее испарении, и твердые залежи солей. Для группы минералов, образующих осадочные солевые месторождения (сульфатов и хлоридов Na, К и Mg), применяют условное название “природные соли”. Наиболее крупные месторождения калиевых солей находятся в России (Соликамск), Канаде и Германии, мощные залежи фосфатных руд - в Северной Африке, России и Казахстане, NaNO3 - в Чили.

Соли используют в пищевой, химической, металлургической, стекольной, кожевенной, текстильной промышленности, в сельском хозяйстве, медицине и т. д.

Основные виды солей

1. Бораты (оксобораты), соли борных кислот: метаборной НВО₂, ортоборной Н₃ВО₃ и не выделенных в свободном состоянии полиборных. По числу атомов бора в молекуле делятся на моно-, ди, тетра-, гексабораты и т. д. Бораты называют также по образующим их кислотам и по числу молей В₂О₃, приходящемуся на 1 моль основного оксида. Так различные метабораты могут быть названы моноборатами, если содержат анион В(ОН)₄ или цепочечный анион {ВО₂}_n^n- диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В₂О₃(OН)₂}_n^2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В₃О₆)^3-.

Структуры боратов включают борокислородные группировки - “блоки”, содержащие от 1 до б, а иногда и 9 атомов бора например:

Координационное число атомов бора 3 (борокислородные треугольные группировки) или 4 (тетраэдричные группировки). Борокислородные группировки - основа не только островных, но и более сложных структур - цепочечных, слоистых и каркасных полимеризованных. Последние образуются в результате отщепления воды в молекулах гидратированных боратах и возникновения мостиковых связей через атомы кислорода; процесс иногда сопровождается разрывом связи В—О внутри полианионов. Полианионы могут присоединять боковые группы - борокислородные тетраэдры или треугольники, их димеры или посторонние анионы.

Аммоний, щелочные, а также и другие металлы в степени окисления +1 образуют чаще всего гидратированные и безводные метабораты типа МВО₂, тетрабораты М₂B₄O₇, пентабораты МB₅O₈, а также декабораты М₄B₁₀O₁₇ • nH₂O. Щелочноземельные и другие металлы в степени окисления + 2 дают обычно гидратированные метабораты, трибораты М₂B₆O₁₁ и гексабораты МB₆O₁₀. а также безводные мета-, орто- и тетрабораты. Для металлов в степени окисления + 3 характерны гидратированные и безводные ортобораты МВО₃.

Бораты - бесцветные аморфные вещества или кристаллы (в основном с низко-симметричной структурой - моноклинной или ромбической). Для безводных боратов температуры плавления находятся в интервале от 500 до 2000 °С; наиболее высокоплавки метабораты щелочных и орто- и метабораты щелочноземельных металлов. Большинство боратов при охлаждении их расплавов легко образует стекла. Твердость гидратированных боратов по шкале Мооса 2-5, безводных-до 9.

Гидратированные монобораты теряют кристаллизационную воду до ~180°С, полибораты -при 300-500°С; отщепление воды за счет групп ОН, координированных вокруг атомов бора, происходит до ~750°С. При полном обезвоживании образуются аморфные веществава, которыерые при 500-800°C в большинстве случаев претерпевают “боратовую перегруппировку” -кристаллизацию, сопровождающуюся (для полиборатов) частичным разложением с выделением В₂О₃.

Бораты щелочных металлов, аммония и Т1(I) растворимы в воде (особенно мета- и пентабораты), в водных растворах гидролизуются (растворыры имеют щелочную реакцию). Большинство боратов легко разлагается кислотами, в некоторых случаях - при действии СО₂; и SO₂;. Бораты щелочно-земельных и тяжелых металлов взаимодействуют с растворами щелочей, карбонатов и гидрокарбонатов щелочных металлов. Безводные бораты химически более стойки, чем гидратированные. С некоторыми спиртами, в частности с глицерином, бораты образуют растворимые в воде комплексы. При действии сильных окислителей, в частности Н₂О₂, или при электрохимическом окислении бораты превращаются в пероксобораты.

Известно около 100 природных боратов, являющихся в основном солями Na, Mg, Ca, Fe.

Гидратированные бораты получают: нейтрализацией Н₃ВО₃ оксидами, гидроксидами или карбонатами металлов; обменными реакциями боратов щелочных металлов, чаще всего Na, с солями других металлов; реакцией взаимного превращения малорастворимых боратов с водными растворами боратов щелочных металов; гидротермальными процессами с использованием галогенидов щелочных металлов в качестве минерализующих добавок. Безводные бораты получают сплавлением или спеканием В₂О₃ с оксидами или карбонатами металлов или обезвоживанием гидратов; монокристаллы выращивают в растворах боратов в расплавленных оксидах, напр Вi₂О₃.

Бораты используют: для получения других соединений бора; как компоненты шихты при производстве стекол, глазурей, эмалей, керамики; для огнестойких покрытий и пропиток; как компоненты флюсов для рафинирования, сварки и пайки металле”; в качестве пигментов и наполнителей лакокрасочных материалов; как протравы при крашении, ингибиторы коррозии, компоненты электролитов, люминофоров и др. Наибольшее применение находят бура и кальция бораты.

2. Галогениды, химические соединения галогенов с др. элементами. К галогенидам обычно относят соединения, в которых атомы галогена имеют большую электроотрицательность, чем др. элемент. Галогенидов не образуют Не, Ne и Аг. К простым, или бинарным, галогенидам ЭХn (n - чаще всего целое число от 1 у моногалогенидов до 7 у IF₇, и ReF₇, но может 6ыть и дробным, например 7/6 у Bi₆Cl₇) относят, в частности, соли галогеноводородных кислот и межгалогенные соединения (напр., галогенфториды). Существуют также смешанные галогениды, полигалогениды, гидрогалогениды, оксогалогениды, оксигалогениды, гидроксогалогениды, тиогалогениды и комплексные галогениды. Степень окисления галогенов в галогенидах обычно равна —1.

По характеру связи элемент-галоген простые галогениды подразделяют на ионные и ковалентные. В действительности связи имеют смешанный характер с преобладанием вклада той или иной составляющей. Галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие моно- и дигалогениды др. металов - типичные соли, в которых преобладает ионный характер связи. Большинство из них относительно тугоплавки малолетучи, хорошо растворимы а воде; в водных растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Свойствами солей обладают также тригалогениды редкоземельных элементов. Растворимость в воде ионных галогенидов, как правило, уменьшается от иодидов к фторидам. Хлориды, бромиды и иодиды Ag⁺, Сu⁺, Hg⁺ и Pb²⁺ плохо растворимы в воде.

Увеличение числа атомов галогенов в галогенидах металлов или отношения заряда металла к радиусу его иона приводит к повышению ковалентной составляющей связи, снижению растворимости в воде и термической устойчивости галогенидов, увеличению от летучести, повышению окислит, способности и склонности к гидролизу. Эти зависимости наблюдаются для галогенидов металлов одного и того же периода и в ряду галогенидов одного и того же металла. Их легко проследить на примере термических свойств. Например, для галогенидов металлов 4-го периода температуры плавления и кипения составляют соответственно 771 и 1430°С для КС1, 772 и 1960°C для СаС1₂, 967 и 975°С для ScCl₃, -24,1 и 136°С для TiCl₄. Для UF₃ температура плавления ~ 1500°С, UF₄ 1036°C, UF₅ 348°С, UF₆ 64,0 °С. В рядах соединений ЭХn при неизменном n ковлентность связи обычно увеличивается при переходе от фторидов к хлоридам и уменьшается при переходе от последних к бромидам и иодидам. Так, для АlF₃ температура возгонки 1280°C, А1С1₃ 180°С, температура кипения А1Вr₃ 254,8 °С, АlI₃ 407°С. В ряду ZrF₄, ZrCl₄ ZrBr₄, ZrI₄ температура возгонки равна соответственно 906, 334, 355 и 418°С. В рядах MFn и МС1n где М-металл одной подгруппы, ковалентность связи уменьшается с ростом атомной массы металла. Фторидов и хлоридов металлов с примерно одинаковым вкладом ионной и ковалентной составляющей связи немного.

Средняя энергия связи элемент-галоген уменьшается при переходе от фторидов к иодидам и с повышением n (см. табл.).

Многие металлы галогениды, содержащие изолированные или мостиковые атомы О (соответственно оксо-и оксигалогениды), например оксотрифторид ванадия VOF₃, диоксифторид ниобия NbO₂F, диоксодииодид вольфрама WO₂I₂.

Характеристики

Список файлов курсовой работы