Príklady chemických vlastností solí. Chemické vlastnosti solí
Soli sú zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov (niekedy môžu obsahovať vodík). Napríklad NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atď.
Prakticky všetky soli sú iónové zlúčeniny, Preto sú v soliach ióny kyslých zvyškov a kovové ióny spolu viazané:
Na + Cl – – chlorid sodný
Ca 2+ SO 4 2– – síran vápenatý atď.
Soľ je produkt čiastočnej alebo úplnej substitúcie atómov vodíka v kyseline kovom. Preto sa rozlišujú tieto typy solí:
1. Stredné soli– všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom: Na 2 CO 3, KNO 3 atď.
2. Soli kyselín– nie všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom. Samozrejme, kyslé soli môžu tvoriť len dvoj- alebo viacsýtne kyseliny. Jednosýtne kyseliny nedokážu vytvárať kyslé soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 atď. d.
3. Podvojné soli– atómy vodíka dvojsýtnej alebo viacsýtnej kyseliny nie sú nahradené jedným kovom, ale dvoma rôznymi: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 atď.
4. Zásadité soli možno považovať za produkty neúplnej, alebo čiastočnej substitúcie hydroxylových skupín zásad kyslými zvyškami: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl atď.
Podľa medzinárodnej nomenklatúry názov soli každej kyseliny pochádza z latinského názvu prvku. Napríklad soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany: CaSO 4 - síran vápenatý, Mg SO 4 - síran horečnatý atď.; soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCl 2 - chlorid zinočnatý atď.
K názvu solí dvojsýtnych kyselín sa pridáva častica „bi“ alebo „hydro“: Mg(HCl 3) 2 - hydrogenuhličitan horečnatý alebo hydrogenuhličitan horečnatý.
Za predpokladu, že v trojsýtnej kyseline je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom, potom sa pridáva predpona „dihydro“: NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný.
Soli sú pevné látky s veľmi rozdielnou rozpustnosťou vo vode.
Chemické vlastnosti solí
Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré sú ich súčasťou.
1. Niektorí soli sa pri zahrievaní rozkladajú:
CaC03 = CaO + C02
2. Interakcia s kyselinami s tvorbou novej soli a novej kyseliny. Na uskutočnenie tejto reakcie je potrebné, aby kyselina bola silnejšia ako soľ, ktorá je ovplyvnená kyselinou:
2NaCl + H2S04 -> Na2S04 + 2HCl.
3. Interakcia so základňami, čím sa vytvorí nová soľ a nová zásada:
Ba(OH)2 + MgS04 → BaS04↓ + Mg(OH)2.
4. Interakcia medzi sebou s tvorbou nových solí:
NaCl + AgN03 → AgCl + NaN03.
5. Interakcia s kovmi, ktoré sú v rozsahu aktivity vzhľadom na kov, ktorý je súčasťou soli:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓.
Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o soliach?
Ak chcete získať pomoc od tútora -.
Prvá lekcia je zadarmo!
blog.site, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na pôvodný zdroj.
Chemické rovnice
Chemická rovnica je vyjadrenie reakcie pomocou chemických vzorcov. Chemické rovnice ukazujú, ktoré látky vstupujú do chemickej reakcie a ktoré látky vznikajú v dôsledku tejto reakcie. Rovnica je zostavená na základe zákona o zachovaní hmotnosti a ukazuje kvantitatívne vzťahy látok zúčastňujúcich sa chemickej reakcie.
Ako príklad zvážte interakciu hydroxidu draselného s kyselinou fosforečnou:
H3P04 + 3 KOH = K3P04 + 3 H20.
Z rovnice je zrejmé, že 1 mól kyseliny ortofosforečnej (98 g) reaguje s 3 mólmi hydroxidu draselného (3,56 g). V dôsledku reakcie sa vytvorí 1 mól fosforečnanu draselného (212 g) a 3 móly vody (3,18 g).
98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidíme, že hmotnosť látok, ktoré vstúpili do reakcie, sa rovná hmotnosti produktov reakcie. Rovnica chemickej reakcie umožňuje vykonávať rôzne výpočty súvisiace s danou reakciou.
Komplexné látky sú rozdelené do štyroch tried: oxidy, zásady, kyseliny a soli.
Oxidy- sú to zložité látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jedným je kyslík, t.j. Oxid je zlúčenina prvku s kyslíkom.
Názov oxidov je odvodený od názvu prvku, ktorý je súčasťou oxidu. Napríklad BaO je oxid bárnatý. Ak má oxidový prvok premenlivú valenciu, potom za názvom prvku je jeho valencia uvedená v zátvorkách rímskou číslicou. Napríklad FeO je oxid železitý, Fe2O3 je oxid železitý.
Všetky oxidy sú rozdelené na soľotvorné a nesolitvorné.
Oxidy tvoriace soli sú oxidy, ktoré tvoria soli v dôsledku chemických reakcií. Ide o oxidy kovov a nekovov, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúce kyseliny a pri interakcii so zásadami zodpovedajúce kyslé a normálne soli. Napríklad oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká soľ:
CuO + 2HCl -> CuCl2 + H2O.
V dôsledku chemických reakcií možno získať ďalšie soli:
CuO + SO3 → CuSO4.
Nesolitvorné oxidy sú tie oxidy, ktoré netvoria soli. Príklady zahŕňajú CO, N2O, NO.
Oxidy tvoriace soli sú 3 typov: zásadité (od slova „zásadité“), kyslé a amfotérne.
Zásadité oxidy sú oxidy kovov, ktoré zodpovedajú hydroxidom, ktoré patria do triedy zásad. Medzi zásadité oxidy patrí napríklad Na2O, K2O, MgO, CaO atď.
Chemické vlastnosti základných oxidov
1. Vo vode rozpustné zásadité oxidy reagujú s vodou za vzniku zásad:
Na2O + H2O -> 2NaOH.
2. Reagujte s kyslými oxidmi za vzniku zodpovedajúcich solí
Na20 + S03 -> Na2S04.
3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reagujte s amfotérnymi oxidmi:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi, pričom vznikajú soli:
Na20 + S03 = Na2S04
Ak zloženie oxidov obsahuje ako druhý prvok nekov alebo kov s najvyššou mocnosťou (zvyčajne od IV do VII), potom budú tieto oxidy kyslé. Kyslé oxidy (anhydridy kyselín) sú tie oxidy, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy kyselín. Sú to napríklad CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 atď. Kyslé oxidy sa rozpúšťajú vo vode a zásadách, tvoria soľ a vodu.
Chemické vlastnosti oxidov kyselín
1. Reagujte s vodou za vzniku kyseliny:
SO3 + H2O → H2SO4.
Ale nie všetky kyslé oxidy reagujú priamo s vodou (SiO2 atď.).
2. Reagujte s oxidmi na báze za vzniku soli:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Reagujte s alkáliami za vzniku soli a vody:
CO2 + Ba(OH)2 -> BaCO3 + H2O.
Amfotérny oxid obsahuje prvok, ktorý má amfotérne vlastnosti. Amfoterita sa týka schopnosti zlúčenín vykazovať kyslé a zásadité vlastnosti v závislosti od podmienok. Napríklad oxid zinočnatý ZnO môže byť buď zásada alebo kyselina (Zn(OH)2 a H2Zn02). Amfoterita je vyjadrená tým, že v závislosti od podmienok majú amfotérne oxidy buď zásadité alebo kyslé vlastnosti, napríklad Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe203 ZnO. Napríklad amfotérna povaha oxidu zinočnatého sa prejavuje, keď interaguje s kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H20
ZnO + 2NaOH = Na2Zn02 + H20
Pretože nie všetky amfotérne oxidy sú rozpustné vo vode, je oveľa ťažšie dokázať amfotérnu povahu takýchto oxidov. Napríklad oxid hlinitý (III) vykazuje zásadité vlastnosti pri reakcii jeho fúzie s disíranom draselným a kyslé vlastnosti, keď je fúzovaný s hydroxidmi:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Pre rôzne amfotérne oxidy možno v rôznej miere vyjadriť dualitu vlastností. Napríklad oxid zinočnatý sa rovnako ľahko rozpúšťa v kyselinách aj zásadách a oxid železitý - Fe2O3 - má prevažne zásadité vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov
1. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H2O.
2. Reagovať s pevnými alkáliami (počas fúzie), pričom výsledkom reakcie je soľ - zinečnan sodný a voda:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Keď oxid zinočnatý interaguje s alkalickým roztokom (rovnaký NaOH), dôjde k ďalšej reakcii:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinačné číslo je charakteristika, ktorá určuje počet blízkych častíc: atómov alebo iónov v molekule alebo kryštáli. Každý amfotérny kov má svoje koordinačné číslo. Pre Be a Zn je to 4; Pre a Al je 4 alebo 6; Pre a Cr je to 6 alebo (veľmi zriedkavo) 4;
Amfotérne oxidy sú zvyčajne nerozpustné vo vode a nereagujú s ňou.
Spôsoby výroby oxidov z jednoduchých látok sú buď priamou reakciou prvku s kyslíkom:
alebo rozklad zložitých látok:
a) oxidy
4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-
b) hydroxidy
Ca(OH)2 = CaO + H20
c) kyseliny
H2CO3 = H2O + CO2-
CaC03 = CaO + CO2
Rovnako ako interakcia kyselín - oxidačných činidiel s kovmi a nekovmi:
Cu + 4HNO3 (konc) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Oxidy možno získať priamou interakciou kyslíka s iným prvkom, alebo nepriamo (napríklad pri rozklade solí, zásad, kyselín). Za normálnych podmienok sú oxidy v pevnom, kvapalnom a plynnom stave, tento typ zlúčenín je v prírode veľmi bežný. Oxidy sa nachádzajú v zemskej kôre. Hrdza, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.
Dôvody- sú to zložité látky, v ktorých molekulách sú atómy kovov spojené s jednou alebo viacerými hydroxylovými skupinami.
Zásady sú elektrolyty, ktoré pri disociácii tvoria iba hydroxidové ióny ako anióny.
NaOH = Na + + OH -
Ca(OH)2 = CaOH + + OH - = Ca2 + + 2OH -
Existuje niekoľko znakov klasifikácie báz:
Podľa rozpustnosti vo vode sa zásady delia na alkálie a nerozpustné. Alkálie sú hydroxidy alkalických kovov (Li, Na, K, Rb, Cs) a kovov alkalických zemín (Ca, Sr, Ba). Všetky ostatné zásady sú nerozpustné.
Podľa stupňa disociácie sa zásady delia na silné elektrolyty (všetky zásady) a slabé elektrolyty (nerozpustné zásady).
Podľa počtu hydroxylových skupín v molekule sa zásady delia na monokyseliny (1 OH skupina), napríklad hydroxid sodný, hydroxid draselný, dikyselina (2 OH skupiny), napríklad hydroxid vápenatý, hydroxid meďnatý (2), a polykyselina.
Chemické vlastnosti.
OH - ióny v roztoku určujú alkalické prostredie.
Alkalické roztoky menia farbu indikátorov:
Fenolftaleín: bezfarebný ® karmínový,
lakmus: fialová ® modrá,
Metylová oranž: oranžová ® žltá.
Alkalické roztoky reagujú s kyslými oxidmi za vzniku solí tých kyselín, ktoré zodpovedajú reagujúcim kyslým oxidom. V závislosti od množstva alkálií sa tvoria stredné alebo kyslé soli. Napríklad, keď hydroxid vápenatý reaguje s oxidom uhoľnatým, vzniká uhličitan vápenatý a voda:
Ca(OH)2 + C02 = CaC03? + H2O
A keď hydroxid vápenatý reaguje s nadbytkom oxidu uhoľnatého (IV), vytvára sa hydrogenuhličitan vápenatý:
Ca(OH)2 + C02 = Ca(HC03)2
Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HC032-
Všetky zásady reagujú s kyselinami za vzniku soli a vody, napríklad: keď hydroxid sodný reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, vzniká chlorid sodný a voda:
NaOH + HCl = NaCl + H20
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
Hydroxid meďnatý sa rozpúšťa v kyseline chlorovodíkovej za vzniku chloridu meďnatého a vody:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20
Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H20.
Reakcia medzi kyselinou a zásadou sa nazýva neutralizačná reakcia.
Nerozpustné zásady sa pri zahrievaní rozkladajú na vodu a oxid kovu zodpovedajúci zásade, napríklad:
Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Alkálie interagujú s roztokmi solí, ak je splnená jedna z podmienok na dokončenie iónomeničovej reakcie (tvorí sa zrazenina),
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2S04
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
Reakcia nastáva v dôsledku väzby katiónov medi s hydroxidovými iónmi.
Keď hydroxid bárnatý reaguje s roztokom síranu sodného, vytvorí sa zrazenina síranu bárnatého.
Ba(OH)2 + Na2S04 = BaS04? + 2NaOH
Ba2+ + SO42- = BaS04
Reakcia nastáva v dôsledku väzby katiónov bária a síranových aniónov.
Kyseliny - Ide o komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť alebo vymeniť za atómy kovu a kyslý zvyšok.
Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule sa kyseliny delia na kyslíkaté (H2SO4 kyselina sírová, H2SO3 kyselina sírová, HNO3 kyselina dusičná, H3PO4 kyselina fosforečná, H2CO3 kyselina uhličitá, H2SiO3 kyselina kremičitá) a bezkyslíkaté (HF kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková HCl (kyselina chlorovodíková), kyselina bromovodíková HBr, kyselina jodovodíková HI, kyselina hydrosulfidová H2S).
V závislosti od počtu atómov vodíka v molekule kyseliny sú kyseliny jednosýtne (s 1 atómom H), dvojsýtne (s 2 atómami H) a trojsýtne (s 3 atómami H).
KYSELINY
Časť molekuly kyseliny bez vodíka sa nazýva zvyšok kyseliny.
Zvyšky kyselín môžu pozostávať z jedného atómu (-Cl, -Br, -I) - sú to jednoduché zvyšky kyselín, alebo môžu pozostávať zo skupiny atómov (-SO3, -PO4, -SiO3) - ide o komplexné zvyšky.
Vo vodných roztokoch sa počas výmenných a substitučných reakcií nezničia kyslé zvyšky:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Slovo anhydrid znamená bezvodý, teda kyselinu bez vody. napr.
H2SO4 - H2O → SO3. Anoxické kyseliny neobsahujú anhydridy.
Kyselina dostala svoj názov podľa názvu kyselinotvorného prvku (kyselinotvorného činidla) s pridaním koncoviek „naya“ a menej často „vaya“: H2SO4 - sírová; H2SO3 - uhlie; H2SiO3 - kremík atď.
Prvok môže tvoriť niekoľko kyslíkových kyselín. V tomto prípade uvedené koncovky v názvoch kyselín budú vtedy, keď prvok vykazuje vyššiu mocnosť (molekula kyseliny obsahuje vysoký obsah atómov kyslíka). Ak prvok vykazuje nižšiu mocnosť, koncovka v názve kyseliny bude „prázdna“: HNO3 - dusičná, HNO2 - dusičná.
Kyseliny možno získať rozpustením anhydridov vo vode. Ak sú anhydridy nerozpustné vo vode, kyselinu je možné získať pôsobením inej silnejšej kyseliny na soľ požadovanej kyseliny. Táto metóda je typická pre kyslíkové aj bezkyslíkaté kyseliny. Kyslíkové kyseliny sa tiež získavajú priamou syntézou z vodíka a nekovu, po ktorej nasleduje rozpustenie výslednej zlúčeniny vo vode:
H2 + Cl2 -> 2 HCl;
Roztoky vzniknutých plynných látok HCl a H2S sú kyseliny.
Za normálnych podmienok existujú kyseliny v kvapalnom aj tuhom stave.
Chemické vlastnosti kyselín
1. Roztoky kyselín pôsobia na indikátory. Všetky kyseliny (okrem kyseliny kremičitej) sú vysoko rozpustné vo vode. Špeciálne látky - indikátory umožňujú určiť prítomnosť kyseliny.
Indikátory sú látky komplexnej štruktúry. Menia farbu v závislosti od ich interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v roztokoch báz majú inú farbu. Pri interakcii s kyselinou menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby sa zmení na červenú a indikátor lakmusu sa tiež zmení na červenú.
2. Reagujte so zásadami za vzniku vody a soli, ktorá obsahuje nezmenený kyslý zvyšok (neutralizačná reakcia):
H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagujte s oxidmi báz za vzniku vody a soli. Soľ obsahuje kyslý zvyšok kyseliny, ktorá bola použitá v neutralizačnej reakcii:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakcia s kovmi.
Aby kyseliny interagovali s kovmi, musia byť splnené určité podmienky:
1. Kov musí byť dostatočne aktívny vzhľadom na kyseliny (v rade aktivity kovov sa musí nachádzať pred vodíkom). Čím ďalej vľavo je kov v sérii aktivít, tým intenzívnejšie interaguje s kyselinami;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Ale reakcia medzi roztokom kyseliny chlorovodíkovej a meďou je nemožná, pretože meď je v sérii napätia po vodíku.
2. Kyselina musí byť dostatočne silná (to znamená, schopná darovať vodíkové ióny H+).
Keď dôjde k chemickým reakciám kyseliny s kovmi, tvorí sa soľ a uvoľňuje sa vodík (okrem interakcie kovov s kyselinou dusičnou a koncentrovanou kyselinou sírovou):
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Avšak bez ohľadu na to, aké odlišné sú kyseliny, všetky tvoria pri disociácii katióny vodíka, ktoré určujú množstvo spoločných vlastností: kyslá chuť, zmena farby indikátorov (lakmus a metyl pomaranč), interakcia s inými látkami.
Rovnaká reakcia prebieha medzi oxidmi kovov a väčšinou kyselín
CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O
Opíšme reakcie:
2) Druhá reakcia by mala produkovať rozpustnú soľ. V mnohých prípadoch k interakcii kovu s kyselinou prakticky nedochádza, pretože výsledná soľ je nerozpustná a pokrýva povrch kovu ochranným filmom, napríklad:
Рb + H2S04 =/ PbS04 + H2
Nerozpustný síran olovnatý bráni kyseline dostať sa ku kovu a reakcia sa zastaví tesne pred jej začiatkom. Z tohto dôvodu väčšina ťažkých kovov prakticky neinteraguje s kyselinou fosforečnou, uhličitou a sulfidovou kyselinou.
3) Tretia reakcia je charakteristická pre roztoky kyselín, preto nerozpustné kyseliny, ako je kyselina kremičitá, nereagujú s kovmi. Koncentrovaný roztok kyseliny sírovej a roztok kyseliny dusičnej akejkoľvek koncentrácie interagujú s kovmi trochu inak, preto sú reakčné rovnice medzi kovmi a týmito kyselinami napísané iným spôsobom. Zriedený roztok kyseliny sírovej reaguje s kovmi. stojace v sérii napätia na vodík, tvoriace soľ a vodík.
4) Štvrtá reakcia je typická iónomeničová reakcia a vyskytuje sa iba vtedy, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn.
Soli - ide o zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov (niekedy môžu obsahovať vodík). Napríklad NaCl je chlorid sodný, CaSO4 je síran vápenatý atď.
Takmer všetky soli sú iónové zlúčeniny, preto sú ióny kyslých zvyškov a ióny kovov navzájom viazané v soliach:
Na+Cl - chlorid sodný
Ca2+SO42 - síran vápenatý atď.
Soľ je produkt čiastočnej alebo úplnej substitúcie atómov vodíka v kyseline kovom.
Preto sa rozlišujú tieto typy solí:
1. Stredné soli - všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom: Na2CO3, KNO3 atď.
2. Kyslé soli – nie všetky atómy vodíka v kyseline sú nahradené kovom. Samozrejme, kyslé soli môžu tvoriť len dvoj- alebo viacsýtne kyseliny. Jednosýtne kyseliny nemôžu produkovať kyslé soli: NaHCO3, NaH2PO4 atď. d.
3. Podvojné soli - atómy vodíka dvoj- alebo viacsýtnej kyseliny sú nahradené nie jedným kovom, ale dvoma rôznymi: NaKCO3, KAl(SO4)2 atď.
4. Zásadité soli možno považovať za produkty neúplnej, prípadne čiastočnej substitúcie hydroxylových skupín zásad kyslými zvyškami: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl atď.
Podľa medzinárodnej nomenklatúry názov soli každej kyseliny pochádza z latinského názvu prvku. Napríklad soli kyseliny sírovej sa nazývajú sírany: CaSO4 - síran vápenatý, MgSO4 - síran horečnatý atď.; soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy: NaCl - chlorid sodný, ZnCI2 - chlorid zinočnatý atď.
Častica „bi“ alebo „hydro“ sa pridáva k názvu solí dvojsýtnych kyselín: Mg(HCl3)2 - hydrogénuhličitan alebo hydrogénuhličitan horečnatý.
Za predpokladu, že v trojsýtnej kyseline je iba jeden atóm vodíka nahradený kovom, potom sa pridáva predpona „dihydro“: NaH2PO4 - dihydrogenfosforečnan sodný.
Soli sú pevné látky s veľmi rozdielnou rozpustnosťou vo vode.
Chemické vlastnosti solí sú určené vlastnosťami katiónov a aniónov, ktoré sú ich súčasťou.
1. Niektoré soli sa zahrievaním rozkladajú:
CaC03 = CaO + CO2
2. Reagujte s kyselinami za vzniku novej soli a novej kyseliny. Na uskutočnenie tejto reakcie je potrebné, aby kyselina bola silnejšia ako soľ, ktorá je ovplyvnená kyselinou:
2NaCl + H2SO4 -> Na2S04 + 2HCl.
3. Interagujte so zásadami a vytvorte novú soľ a novú zásadu:
Ba(OH)2 + MgS04 -> BaSO4↓ + Mg(OH)2.
4. Vzájomná interakcia vytvára nové soli:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interagujú s kovmi, ktoré sú v rovnakom rozsahu aktivity ako kov, ktorý je súčasťou soli.
Keď počujete slovo „soľ“, prvá asociácia je, samozrejme, kulinárska, bez ktorej bude každé jedlo vyzerať bez chuti. Nie je to však jediná látka, ktorá patrí do triedy chemikálií na báze soli. V tomto článku nájdete príklady, zloženie a chemické vlastnosti solí a tiež sa dozviete, ako správne vytvoriť názov ktorejkoľvek z nich. Skôr než budeme pokračovať, dohodneme sa, že v tomto článku budeme uvažovať iba o soliach anorganického média (získaných reakciou anorganických kyselín s úplnou náhradou vodíka).
Definícia a chemické zloženie
Jedna definícia soli je:
- (t.j. pozostávajúci z dvoch častí), ktorý zahŕňa kovové ióny a zvyšok kyseliny. To znamená, že ide o látku získanú v dôsledku reakcie kyseliny a hydroxidu (oxidu) akéhokoľvek kovu.
Existuje ďalšia definícia:
- Ide o zlúčeninu, ktorá je produktom úplného alebo čiastočného nahradenia vodíkových iónov kyseliny kovovými iónmi (vhodné pre stredné, zásadité a kyslé).
Obe definície sú správne, ale neodrážajú celú podstatu procesu získavania soli.
Klasifikácia solí
Vzhľadom na rôznych zástupcov triedy solí môžete vidieť, že sú to:
- Obsahujúce kyslík (soli kyseliny sírovej, dusičnej, kremičitej a iných kyselín, ktorých kyslý zvyšok zahŕňa kyslík a iné nekovy).
- Bezkyslíkaté, teda soli vznikajúce pri reakcii, ktorých zvyšok neobsahuje kyslík – chlorovodíková, bromovodíková, sírovodík a iné.
Podľa počtu substituovaných vodíkov:
- Jednosýtne: chlorovodík, dusík, jodovodík a iné. Kyselina obsahuje jeden vodíkový ión.
- Dvojsýtne: Dva vodíkové ióny sú nahradené kovovými iónmi za vzniku soli. Príklady: sírová, sírová, sírovodík a iné.
- Trojsýtne: v kyslom zložení sú tri vodíkové ióny nahradené kovovými iónmi: fosforečnými.
Existujú aj iné typy klasifikácií na základe zloženia a vlastností, ale nebudeme ich rozoberať, keďže účel článku je mierne odlišný.
Naučiť sa správne pomenovať
Akákoľvek látka má názov, ktorý je zrozumiteľný iba pre obyvateľov určitého regiónu, nazýva sa aj triviálny. Kuchynská soľ je príkladom hovorového názvu podľa medzinárodného názvoslovia, bude sa nazývať inak. Ale v rozhovore úplne každý, kto pozná názvoslovie, ľahko pochopí, že hovoríme o látke s chemickým vzorcom NaCl. Táto soľ je derivátom kyseliny chlorovodíkovej a jej soli sa nazývajú chloridy, to znamená, že sa nazýva chlorid sodný. Stačí sa naučiť názvy solí uvedené v tabuľke nižšie a potom pridať názov kovu, ktorý soľ vytvoril.
Ale názov sa tak ľahko formuluje, ak má kov konštantnú valenciu. Teraz sa pozrime na názov), ktorý má kov s premenlivou mocnosťou - FeCl 3. Látka sa nazýva chlorid železitý. Toto je presne ten správny názov!
| Kyslý vzorec | Názov kyseliny | Zvyšok kyseliny (vzorec) | Názov nomenklatúry | Príklad a triviálny názov |
| HCl | soľ | Cl- | chlorid | NaCl (stolová soľ, kamenná soľ) |
| Ahoj | jodovodík | ja - | jodid | NaI |
| HF | fluorovodík | F- | fluorid | NaF |
| HBr | bromovodíkový | Br- | bromid | NaBr |
| H2SO3 | sírový | SO 3 2- | siričitan | Na2S03 |
| H2SO4 | sírový | SO 4 2- | sulfát | CaSO 4 (anhydrit) |
| HClO | chlórna | ClO- | chlórnan | NaClO |
| HCl02 | chlorid | ClO2 - | chloritan | NaCl02 |
| HCl03 | chlórna | ClO3 - | chlorečnan | NaCl03 |
| HCl04 | chlór | ClO4 - | chloristan | NaCl04 |
| H2CO3 | uhlia | CO 3 2- | uhličitan | CaCO 3 (vápenec, krieda, mramor) |
| HNO3 | dusíka | NIE 3 - | dusičnan | AgNO 3 (lapis) |
| HNO2 | dusíkaté | NIE 2 - | dusitany | KNO 2 |
| H3PO4 | fosfor | PO 4 3- | fosfát | AlPO 4 |
| H2Si03 | kremík | SiO 3 2- | silikát | Na 2 SiO 3 (tekuté sklo) |
| HMn04 | mangán | MnO4- | manganistan | KMnO 4 (manganistan draselný) |
| H2CrO4 | chróm | CrO 4 2- | chróman | CaCrO4 |
| H2S | sírovodík | S- | sulfid | HgS (cinnabar) |
Chemické vlastnosti
Ako trieda sa soli vyznačujú svojimi chemickými vlastnosťami tým, že môžu interagovať s alkáliami, kyselinami, soľami a aktívnejšími kovmi:
1. Pri interakcii s alkáliami v roztoku je predpokladom reakcie vyzrážanie jednej z výsledných látok.
2. Pri interakcii s kyselinami prebieha reakcia, ak sa vytvorí prchavá kyselina, nerozpustná kyselina alebo nerozpustná soľ. Príklady:
- Medzi prchavé kyseliny patrí kyselina uhličitá, pretože sa ľahko rozkladá na vodu a oxid uhličitý: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2.
- Nerozpustná kyselina - kyselina kremičitá, vzniká ako výsledok reakcie kremičitanu s inou kyselinou.
- Jedným zo znakov chemickej reakcie je tvorba zrazeniny. Ktoré soli je možné vidieť v tabuľke rozpustnosti.
3. K vzájomnej interakcii solí dochádza len v prípade viazania iónov, teda jedna z vytvorených solí sa vyzráža.
4. Ak chcete zistiť, či dôjde k reakcii medzi kovom a soľou, musíte sa pozrieť na tabuľku napätia kovu (niekedy nazývanú séria aktivít).
Iba aktívnejšie kovy (umiestnené vľavo) môžu vytesniť kov zo soli. Príkladom je reakcia železného klinca so síranom meďnatým:
CuS04 + Fe= Cu + FeSO4
Takéto reakcie sú charakteristické pre väčšinu zástupcov triedy solí. Ale v chémii existujú aj špecifickejšie reakcie, vlastnosti soli odrážajú jednotlivé vlastnosti, napríklad rozklad pri žhavení alebo vznik kryštalických hydrátov. Každá soľ je individuálna a svojim spôsobom nezvyčajná.
Soli sú produktom nahradenia atómov vodíka v kyseline kovom. Rozpustné soli v sóde disociujú na kovový katión a anión zvyšku kyseliny. Soli sa delia na:
· Priemerná
· Základné
· Komplexné
· Dvojité
· Zmiešané
Stredné soli. Ide o produkty úplného nahradenia atómov vodíka v kyseline atómami kovu, prípadne skupinou atómov (NH 4 +): MgSO 4, Na 2 SO 4, NH 4 Cl, Al 2 (SO 4) 3.
Názvy stredných solí pochádzajú z názvov kovov a kyselín: CuSO 4 - síran meďnatý, Na 3 PO 4 - fosforečnan sodný, NaNO 2 - dusitan sodný, NaClO - chlórnan sodný, NaClO 2 - chloritan sodný, NaClO 3 - chlorečnan sodný , NaClO 4 - chloristan sodný, Cul - jodid meďný, CaF 2 - fluorid vápenatý. Treba si zapamätať aj niekoľko triviálnych názvov: NaCl - kuchynská soľ, KNO3 - dusičnan draselný, K2CO3 - potaš, Na2CO3 - sóda, Na2CO3∙10H2O - kryštalická sóda, CuSO4 - síran meďnatý, Na 2 B 4 O 7 . 10H20 - bórax, Na2S04 . 10H2O-Glauberova soľ. Dvojité soli. Toto soľ obsahujúci dva typy katiónov (atómy vodíka polybasic kyseliny sú nahradené dvoma rôznymi katiónmi): MgNH4P04, KAl(S04)2, NaKSO4 .Podvojné soli ako jednotlivé zlúčeniny existujú len v kryštalickej forme. Po rozpustení vo vode sú úplnedisociovať na kovové ióny a kyslé zvyšky (ak sú soli rozpustné), napríklad:
NaKSO 4 ↔ Na + + K + + SO 4 2-
Je pozoruhodné, že k disociácii podvojných solí vo vodných roztokoch dochádza v 1 kroku. Ak chcete pomenovať soli tohto typu, musíte poznať názvy aniónov a dvoch katiónov: MgNH4P04 - fosforečnan horečnato-amónny.
Komplexné soli.Sú to častice (neutrálne molekuly respióny ), ktoré vznikajú v dôsledku spojenia s daným ión (alebo atóm ), tzv komplexotvorné činidlo, neutrálne molekuly alebo iné ióny tzv ligandy. Komplexné soli sa delia na:
1) Katiónové komplexy
Cl2 - tetraamín zinočnatý dichlorid
Cl2- di hexaamín chlorid kobaltnatý
2) Aniónové komplexy
K 2 - tetrafluórberyllát draselný (II)
Li-lítiumtetrahydridohlinitan (III)
K 3 -hexakyanoželezitan draselný (III)
Teóriu štruktúry komplexných zlúčenín vypracoval švajčiarsky chemik A. Werner.
Kyslé soli– produkty neúplného nahradenia atómov vodíka vo viacsýtnych kyselinách katiónmi kovov.
Napríklad: NaHCO 3
Chemické vlastnosti:
Reagujte s kovmi nachádzajúcimi sa v sérii napätia naľavo od vodíka.
2KHS04+Mg→H2+Mg(SO)4+K2(SO)4
Upozorňujeme, že pri takýchto reakciách je nebezpečné brať alkalické kovy, pretože najskôr reagujú s vodou s veľkým uvoľňovaním energie a dôjde k výbuchu, pretože všetky reakcie prebiehajú v roztokoch.
2NaHC03 +Fe→H2 +Na2C03 +Fe2(CO3)3 ↓
Kyslé soli reagujú s alkalickými roztokmi a tvoria stredne veľké soli a vodu:
NaHC03 + NaOH -» Na2C03 + H20
2KHS04+2NaOH→2H20+K2S04 +Na2S04
Kyslé soli reagujú s roztokmi stredných solí, ak sa uvoľní plyn, vytvorí sa zrazenina alebo sa uvoľní voda:
2KHS04 +MgCO3 →MgS04 +K2S04 +CO2 +H20
2KHS04 +BaCl2 →BaSO4↓+K2S04 +2HCl
Kyslé soli reagujú s kyselinami, ak je kyslý produkt reakcie slabší alebo prchavejší ako pridaný.
NaHC03 + HCl -> NaCl + C02 + H20
Kyslé soli reagujú so zásaditými oxidmi za uvoľnenia vody a stredných solí:
2NaHCO3 +MgO→MgCO3↓+Na2CO3 +H20
2KHS04+BeO→BeSO4+K2S04+H20
Soli kyselín (najmä hydrogénuhličitany) sa vplyvom teploty rozkladajú:
2NaHC03 → Na2C03+C02+H20
Potvrdenie:
Kyslé soli sa tvoria, keď je zásada vystavená prebytku roztoku viacsýtnej kyseliny (neutralizačná reakcia):
NaOH+H2S04 ->NaHS04+H20
Mg(OH)2 + 2H2S04 ->Mg(HS04)2 + 2H20
Kyslé soli vznikajú rozpustením zásaditých oxidov vo viacsýtnych kyselinách:
MgO+2H2S04 ->Mg(HS04)2+H20
Kyslé soli sa tvoria, keď sa kovy rozpustia v nadbytočnom roztoku viacsýtnej kyseliny:
Mg+2H2S04 ->Mg(HS04)2+H2
Kyslé soli sa tvoria ako výsledok interakcie priemernej soli a kyseliny, ktorá tvorí priemerný anión soli:
Ca3(P04)2+H3P04->3CaHPO4
Základné soli:
Zásadité soli sú produktom neúplného nahradenia hydroxoskupiny v molekulách polykyselinových zásad kyslými zvyškami.
Príklad: MgOHN03,FeOHCl.
Chemické vlastnosti:
Zásadité soli reagujú s prebytkom kyseliny za vzniku strednej soli a vody.
MgOHN03+HN03->Mg(N03)2+H20
Zásadité soli sa rozkladajú teplotou:
2C03->2CuO+C02+H20
Príprava zásaditých solí:
Interakcia solí slabých kyselín so strednými soľami:
2MgCl2+2Na2C03+H20→2C03+C02+4NaCl
Hydrolýza solí tvorených slabou zásadou a silnou kyselinou:
ZnCl2+H20->Cl+HCl
Väčšina zásaditých solí je slabo rozpustná. Mnohé z nich sú minerály, napr. malachit Cu2C03(OH)2 a hydroxyapatit Ca5(P04)3OH.
Vlastnosti zmiešaných solí nie sú zahrnuté v školskom kurze chémie, ale je dôležité poznať definíciu.
Zmiešané soli sú soli, v ktorých sú kyslé zvyšky dvoch rôznych kyselín naviazané na jeden katión kovu.
Dobrým príkladom je Ca(OCl)Cl bieliace vápno (bielidlo).
nomenklatúra:
1. Soľ obsahuje komplexný katión
Najprv je pomenovaný katión, potom ligandy obsiahnuté vo vnútornej sfére sú anióny končiace na „o“ ( Cl - - chlór, OH - -hydroxy), potom ligandy, čo sú neutrálne molekuly ( NH3-amín, H20 -aquo).Ak existuje viac ako 1 rovnakých ligandov, ich počet sa označí gréckymi číslicami: 1 - mono, 2 - di, 3 - tri, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa, 7 - hepta, 8 - okta, 9 - nona, 10 - deka. Ten sa nazýva komplexotvorný ión, pričom jeho valencia je uvedená v zátvorkách, ak je premenlivá.
[Ag(NH3)2](OH )-diamínhydroxid strieborný ( ja)
[Co(NH3)4CI2]Cl2-chlorid dichlóro tetraamín kobaltnatý ( III)
2. Soľ obsahuje komplexný anión.
Najprv sú pomenované ligandy - anióny, potom sú pomenované neutrálne molekuly vstupujúce do vnútornej gule končiacej na „o“, pričom ich počet je označený gréckymi číslicami. Ten sa v latinčine nazýva komplexotvorný ión s príponou „at“, ktorá označuje valenciu v zátvorkách. Ďalej je napísaný názov katiónu nachádzajúceho sa vo vonkajšej sfére, počet katiónov nie je uvedený.
K4-hexakyanoželezitan draselný (II) (reagent pre Fe3+ ióny)
K 3 - hexakyanoželezitan draselný (III) (činidlo pre Fe 2+ ióny)
Na2-tetrahydroxozinkát sodný
Väčšina komplexotvorných iónov sú kovy. Prvky d vykazujú najväčšiu tendenciu ku komplexnej tvorbe. Okolo centrálneho komplexotvorného iónu sú opačne nabité ióny alebo neutrálne molekuly - ligandy alebo adičné zlúčeniny.
Komplexotvorný ión a ligandy tvoria vnútornú sféru komplexu (v hranatých zátvorkách počet ligandov koordinovaných okolo centrálneho iónu sa nazýva koordinačné číslo).
Ióny, ktoré nevstupujú do vnútornej sféry, tvoria vonkajšiu sféru. Ak je komplexný ión katión, potom sú anióny vo vonkajšej sfére a naopak, ak je komplexný ión anión, potom sú vo vonkajšej sfére katióny. Katiónmi sú zvyčajne ióny alkalických kovov a kovov alkalických zemín, amónny katión. Po disociácii komplexné zlúčeniny poskytujú komplexné komplexné ióny, ktoré sú v roztokoch celkom stabilné:
K 3 ↔3 K + + 3-
Ak hovoríme o kyslých soliach, potom sa pri čítaní vzorca vyslovuje predpona hydro-, napríklad:
Hydrosulfid sodný NaHS
Hydrogénuhličitan sodný NaHCO3
Pri zásaditých soliach sa používa predpona hydroxo- alebo dihydroxo-
(závisí od oxidačného stavu kovu v soli), napríklad:
hydroxychlorid horečnatýMg(OH)Cl, dihydroxychlorid hlinitý Al(OH) 2 Cl
Spôsoby získavania solí:
1. Priama interakcia kovu s nekovom . Táto metóda sa môže použiť na získanie solí bezkyslíkatých kyselín.
Zn+Cl2 ->ZnCl2
2. Reakcia medzi kyselinou a zásadou (neutralizačná reakcia). Reakcie tohto typu majú veľký praktický význam (kvalitatívne reakcie na väčšinu katiónov sú vždy sprevádzané uvoľňovaním vody):
NaOH+HCl→NaCl+H20
Ba(OH)2+H2SO4 →BaSO4↓+2H20
3. Interakcia zásaditého oxidu s kyslým :
SO3+BaO→BaSO4↓
4. Reakcia medzi kyslým oxidom a zásadou :
2NaOH+2N02 →NaN03+NaN02+H20
NaOH+C02 ->Na2C03+H20
5. Reakcia medzi zásaditým oxidom a kyselinou :
Na20+2HCl—>2NaCl+H20
CuO+2HN03=Cu(N03)2+H20
6. Priama interakcia kovu s kyselinou. Táto reakcia môže byť sprevádzaná vývojom vodíka. Či sa vodík uvoľní alebo nie, závisí od aktivity kovu, chemických vlastností kyseliny a jej koncentrácie (pozri Vlastnosti koncentrovaných kyselín sírovej a dusičnej).
Zn+2HCl=ZnCl2+H2
H2S04+Zn=ZnS04+H2
7. Interakcia soli s kyselinou . Táto reakcia nastane za predpokladu, že kyselina tvoriaca soľ je slabšia alebo prchavejšia ako kyselina, ktorá reagovala:
Na2C03+2HN03=2NaN03+C02+H20
8. Interakcia soli s oxidom kyseliny. Reakcie prebiehajú iba pri zahrievaní, preto oxid, ktorý vstupuje do reakcie, musí byť menej prchavý ako ten, ktorý vzniká po reakcii:
CaC03+Si02=CaSi03+C02
9. Interakcia nekovov s alkáliami . Halogény, síra a niektoré ďalšie prvky, ktoré interagujú s alkáliami, poskytujú soli bez kyslíka a soli obsahujúce kyslík:
Cl 2 + 2 KOH = KCl + KClO + H 2 O (reakcia prebieha bez zahrievania)
Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (reakcia prebieha zahrievaním)
3S+6NaOH=2Na2S+Na2S03+3H20
10. Interakcia medzi dvoma soľami. Toto je najbežnejší spôsob získavania solí. Aby sa to dosiahlo, obe soli, ktoré vstúpili do reakcie, musia byť vysoko rozpustné, a keďže ide o iónomeničovú reakciu, aby mohla byť dokončená, jeden z reakčných produktov musí byť nerozpustný:
Na2C03+CaCl2=2NaCl+CaC03↓
Na2S04 + BaCl2 = 2NaCl + BaS04↓
11. Interakcia medzi soľou a kovom . Reakcia nastane, ak je kov v sérii napätia kovu naľavo od napätia obsiahnutého v soli:
Zn+CuSO4=ZnS04+Cu↓
12. Tepelný rozklad solí . Keď sa niektoré soli obsahujúce kyslík zahrejú, vytvoria sa nové soli s nižším obsahom kyslíka alebo neobsahujúce kyslík:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
4KCl03 -> 3KCl04+KCl
2KCl03 -> 302 + 2KCl
13. Interakcia nekovu so soľou. Niektoré nekovy sa môžu spájať so soľami a vytvárať nové soli:
Cl2+2KI=2KCl+I2↓
14. Reakcia bázy so soľou . Keďže ide o iónomeničovú reakciu, na jej dokončenie je potrebné, aby 1 z reakčných produktov bol nerozpustný (táto reakcia sa používa aj na premenu kyslých solí na medziprodukty):
FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3↓+3NaCl
NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl
KHS04+KOH=K2S04+H20
Podvojné soli možno získať aj týmto spôsobom:
NaOH+ KHS04=KNaS04+H20
15. Interakcia kovu s alkáliou. Kovy, ktoré sú amfotérne reagujú s alkáliami a vytvárajú komplexy:
2Al+2NaOH+6H20=2Na+3H 2
16. Interakcia soli (oxidy, hydroxidy, kovy) s ligandami:
2Al+2NaOH+6H20=2Na+3H 2
AgCl+3NH40H=OH+NH4Cl+2H20
3K4+4FeCl3=Fe33+12KCl
AgCl+2NH40H=Cl+2H20
Strih: Galina Nikolaevna Kharlamova
5. Dusitany, soli kyseliny dusitej HNO 2. Používajú sa predovšetkým dusitany alkalických kovov a amónium, menej kovy alkalických zemín a Zd, Pb a Ag. O dusitanoch iných kovov existujú len kusé informácie.Dusitany kovov v oxidačnom stave +2 tvoria kryštálové hydráty s jednou, dvoma alebo štyrmi molekulami vody. Dusitany tvoria podvojné a trojité soli, napr. CsNO2. AgN02 alebo Ba(N02)2. Ni(N02)2. 2KNO 2, ako aj komplexné zlúčeniny, napríklad Na 3.
Kryštálové štruktúry sú známe len pre niekoľko bezvodých dusitanov. Anión N02 má nelineárnu konfiguráciu; ONO uhol 115°, dĺžka H–O väzby 0,115 nm; typ väzby M-NO 2 je iónovo-kovalentný.
Dusitany K, Na, Ba sú dobre rozpustné vo vode, dusitany Ag, Hg, Cu sú slabo rozpustné. So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rozpustnosť dusitanov. Takmer všetky dusitany sú zle rozpustné v alkoholoch, éteroch a nízkopolárnych rozpúšťadlách.
Dusitany sú tepelne nestabilné; Iba dusitany alkalických kovov sa topia bez rozkladu; Mechanizmus rozkladu dusitanov je zložitý a zahŕňa množstvo paralelne sekvenčných reakcií. Hlavnými plynnými produktmi rozkladu sú NO, NO 2, N 2 a O 2, pevné látky - oxid kovu alebo elementárny kov. Uvoľňovanie veľkého množstva plynov spôsobuje explozívny rozklad niektorých dusitanov, napríklad NH 4 NO 2, ktorý sa rozkladá na N 2 a H 2 O.
Charakteristické vlastnosti dusitanov sú spojené s ich tepelnou nestabilitou a schopnosťou dusitanového iónu byť oxidačným aj redukčným činidlom v závislosti od prostredia a povahy činidiel. V neutrálnom prostredí sa dusitany zvyčajne redukujú na NO v kyslom prostredí sa oxidujú na dusičnany. Kyslík a CO 2 neinteragujú s pevnými dusitanmi a ich vodnými roztokmi. Dusitany podporujú rozklad organických látok obsahujúcich dusík, najmä amínov, amidov atď. S organickými halogenidmi RXH. reagujú za vzniku dusitanov RONO a nitrozlúčenín RNO 2 .
Priemyselná výroba dusitanov je založená na absorpcii nitrózneho plynu (zmes NO + NO 2) roztokmi Na 2 CO 3 alebo NaOH so sekvenčnou kryštalizáciou NaNO 2; Dusitany iných kovov sa v priemysle a laboratóriách získavajú výmennou reakciou kovových solí s NaNO 2 alebo redukciou dusičnanov týchto kovov.
Dusitany sa používajú na syntézu azofarbív, pri výrobe kaprolaktámu, ako oxidačné činidlá a redukčné činidlá v gumárenskom, textilnom a kovospracujúcom priemysle, ako konzervačné látky v potravinách. Dusitany, ako NaNO 2 a KNO 2, sú toxické, spôsobujú bolesti hlavy, zvracanie, tlmiace dýchanie atď. Pri otrave NaNO 2 sa v krvi tvorí methemoglobín a poškodzujú sa membrány červených krviniek. Z NaNO 2 a amínov je možné vytvárať nitrozamíny priamo v gastrointestinálnom trakte.
6. sulfáty, soli kyseliny sírovej. Sú známe stredné sírany s aniónom S042- alebo hydrosírany s aniónom HS04-, zásadité, obsahujúce spolu s aniónom S042- OH skupiny, napríklad Zn2(OH)2S04. Existujú aj dvojité sírany obsahujúce dva rôzne katióny. Patria sem dve veľké skupiny síranov - kamenec, ako aj schenity M 2 E (SO 4) 2. 6H20, kde M je jednoducho nabitý katión, E je Mg, Zn a ďalšie dvojito nabité katióny. Trojitý síran K2S04 je známy. MgS04. 2CaSO4. 2H 2 O (polyhalitový minerál), podvojné zásadité sírany, napríklad minerály skupiny alunitu a jarositu M 2 SO 4. Al2(S04)3. 4Al(OH 3 a M 2 SO 4. Fe 2 (SO 4) 3. 4Fe(OH) 3, kde M je jednoducho nabitý katión Sírany môžu byť súčasťou zmesových solí, napríklad 2Na 2 SO 4. Na 2 CO 3 (minerálny berkeit), MgS04 3H20 (kainit).
Sírany sú kryštalické látky, vo väčšine prípadov stredné a kyslé, vysoko rozpustné vo vode. Sírany vápnika, stroncia, olova a niektoré ďalšie sú málo rozpustné; Zásadité sírany sú zvyčajne slabo rozpustné alebo prakticky nerozpustné alebo sú hydrolyzované vodou. Z vodných roztokov môžu sírany kryštalizovať vo forme kryštalických hydrátov. Kryštalické hydráty niektorých ťažkých kovov sa nazývajú vitrioly; síran meďnatý CuSO 4. 5H20, síran železnatý FeSO4. 7H20.
Stredné sírany alkalických kovov sú tepelne stabilné, zatiaľ čo kyslé sírany sa pri zahrievaní rozkladajú na pyrosírany: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Stredné sírany iných kovov, ako aj zásadité sírany, sa pri zahrievaní na dostatočne vysoké teploty spravidla rozkladajú za tvorby oxidov kovov a uvoľňovania SO3.
Sulfáty sú v prírode široko rozšírené. Vyskytujú sa vo forme minerálov, ako je sadra CaSO 4 . H20, mirabilit Na2S04. 10H 2 O, a sú tiež súčasťou morskej a riečnej vody.
Mnohé sírany možno získať interakciou H 2 SO 4 s kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi, ako aj rozkladom solí prchavých kyselín kyselinou sírovou.
Anorganické sírany sú široko používané. Napríklad síran amónny je dusíkaté hnojivo, síran sodný sa používa v sklárskom, papierenskom priemysle, výrobe viskózy atď. Prírodné síranové minerály sú surovinou na priemyselnú výrobu zlúčenín rôznych kovov, stavebných materiálov atď.
7. siričitany, soli kyseliny sírovej H2SO3. Existujú stredné siričitany s aniónom SO 3 2- a kyslé (hydrosulfity) s aniónom HSO 3 -. Stredné siričitany sú kryštalické látky. Amónne a alkalické siričitany sú vysoko rozpustné vo vode; rozpustnosť (g v 100 g): (NH4)2S03 40,0 (13 °C), K2S03 106,7 (20 °C). Vo vodných roztokoch vznikajú hydrosulfity. Siričitany kovov alkalických zemín a niektorých iných kovov sú prakticky nerozpustné vo vode; rozpustnosť MgS03 1 g v 100 g (40 °C). Kryštalické hydráty (NH4)2S03 sú známe. H20, Na2S03. 7H20, K2S03. 2H20, MgS03. 6H20 atď.
Bezvodé siričitany sa pri zahrievaní bez prístupu vzduchu v uzavretých nádobách neúmerne delia na sulfidy a sírany pri zahrievaní v prúde N 2 strácajú SO 2 a pri zahrievaní na vzduchu ľahko oxidujú na sírany. S SO 2 vo vodnom prostredí tvoria stredné siričitany hydrosulfity. Siričitany sú pomerne silné redukčné činidlá, oxidujú sa v roztokoch s chlórom, brómom, H 2 O 2 a i. na sírany. Rozkladajú sa silnými kyselinami (napríklad HC1) s uvoľňovaním SO 2 .
Kryštalické hydrosulfity sú známe pre K, Rb, Cs, NH 4 +, sú nestabilné. Zvyšné hydrosulfity existujú iba vo vodných roztokoch. Hustota NH4HS03 2,03 g/cm3; rozpustnosť vo vode (g v 100 g): NH4HS03 71,8 (0 °C), KHS03 49 (20 °C).
Pri zahrievaní kryštalických hydrosulfitov Na alebo K alebo pri nasýtení kypriaceho roztoku buničiny SO 2 M 2 SO 3 vznikajú pyrosulfity (zastarané - metabisulfity) M 2 S 2 O 5 - soli neznámej voľnej kyseliny pyrosírovej H 2 S 2 05; kryštály, nestabilné; hustota (g/cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; nad ~ 160 °C sa rozkladajú za uvoľňovania SO 2; rozpustiť vo vode (s rozkladom na HSO 3 -), rozpustnosť (g v 100 g): Na 2 S2O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvoria hydráty Na2S205. 7H20 a 3K2S205. 2H20; redukčné činidlá.
Stredné siričitany alkalických kovov sa pripravujú reakciou vodného roztoku M2C03 (alebo MOH) s S02 a MSO3 prechodom S02 cez vodnú suspenziu MCO3; Využívajú najmä SO 2 z výfukových plynov kontaktnej výroby kyseliny sírovej. Siričitany sa používajú pri bielení, farbení a potlači látok, vlákien, kože na konzerváciu obilia, zeleného krmiva, kŕmneho priemyselného odpadu (NaHSO 3,Na2S205). CaSO 3 a Ca(HS0 3) 2 sú dezinfekčné prostriedky vo vinárskom a cukrovarníckom priemysle. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - zložky sulfitového lúhu pri rozvlákňovaní; absorbér (NH4)2S03-S02; NaHSO 3 je absorbér H 2 S z priemyselných odpadových plynov, redukčné činidlo pri výrobe sírnych farbív. K 2 S 2 O 5 - zložka kyslých fixatívov vo fotografii, antioxidant, antiseptikum.