Video lekcia 1: Klasifikácia anorganické soli a ich nomenklatúru

Video lekcia 2: Spôsoby získavania anorganických solí. Chemické vlastnosti solí

Prednáška: charakteristický Chemické vlastnosti soli: stredné, kyslé, zásadité; komplex (na príklade zlúčenín hliníka a zinku)

Charakteristika solí

soľ- toto sú chemické zlúčeniny, pozostávajúce z katiónov kovov (alebo amónia) a kyslých zvyškov.

Soli by sa tiež mali považovať za produkt interakcie kyseliny a zásady. V dôsledku tejto interakcie sa môžu vytvoriť nasledovné:

normálne (stredné),

• zásadité soli.

normálne soli sa tvoria, keď je množstvo kyseliny a zásady dostatočné na úplnú interakciu. Napríklad:

H3RO4 + 3KOH -> K3RO4 + 3H20.

Názvy normálnych solí sa skladajú z dvoch častí. Najprv sa nazýva anión (zvyšok kyseliny), potom katión. Napríklad: chlorid sodný - NaCl, síran železitý - Fe 2 (SO 4) 3, uhličitan draselný - K 2 CO 3, fosforečnan draselný - K 3 PO 4 atď.

Kyslé soli sa tvoria s nadbytkom kyseliny a nedostatočným množstvom alkálií, pretože v tomto prípade nie je dostatok katiónov kovov, ktoré by nahradili všetky vodíkové katióny prítomné v molekule kyseliny. Napríklad:

H3RO4 + 2KOH \u003d K2HR04 + 2H20;

H3RO4 + KOH \u003d KN2RO4 + H20.

Ako súčasť zvyškov kyselín tohto typu soli vždy uvidíte vodík. Kyslé soli sú vždy možné pre viacsýtne kyseliny, ale nie pre jednosýtne kyseliny.

Názvy solí kyselín majú predponu hydro- k aniónu. Napríklad: hydrogensíran železitý - Fe (HSO 4) 3, hydrogénuhličitan draselný - KHCO 3, hydrogenfosforečnan draselný - K 2 HPO 4 atď.

Zásadité soli vzniká pri nadbytku zásady a nedostatočnom množstve kyseliny, pretože v tento prípad anióny kyslých zvyškov nestačia na úplné nahradenie hydroxoskupín prítomných v zásade. Napríklad:

Cr(OH)3 + HN03 -> Cr(OH)2N03 + H20;

Cr(OH)3 + 2HN03 -> CrOH(N03)2 + 2H20.

Zásadité soli v zložení katiónov teda obsahujú hydroxoskupiny. Zásadité soli sú možné pre polykyselinové zásady, ale nie pre monokyselinové zásady. Niektoré zásadité soli sú schopné samy sa rozkladať, pričom uvoľňujú vodu, pričom vznikajú oxosoli, ktoré majú vlastnosti zásaditých solí. Napríklad:

Sb(OH)2Cl -> SbOCl + H20;

Bi(OH)2N03 -> BiONO3 + H20.

Názov základných solí je zostavený takto: predpona sa pridáva k aniónu hydroxo-. Napríklad: hydroxosíran železitý - FeOHSO 4, hydroxosíran hlinitý - AlOHSO 4, dihydroxochlorid železitý - Fe (OH) 2 Cl atď.

Veľa solí v pevnom stave stav agregácie, sú kryštalické hydráty: CuS04.5H20; Na2CO3.10H2O atď.

Chemické vlastnosti solí

Soli sú dosť tvrdé kryštalické látky majúce iónová väzba medzi katiónmi a aniónmi. Vlastnosti solí sú spôsobené ich interakciou s kovmi, kyselinami, zásadami a soľami.

Typické reakcie normálnych solí

Dobre reagujú s kovmi. Aktívnejšie kovy zároveň vytláčajú menej aktívne z roztokov ich solí. Napríklad:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.

S kyselinami, zásadami a inými soľami sú reakcie ukončené za predpokladu, že sa vytvorí zrazenina, plyn alebo zle disociované zlúčeniny. Napríklad pri reakciách solí s kyselinami vznikajú látky ako sírovodík H 2 S – plyn; síran bárnatý BaSO 4 - zrazenina; octová kyselina CH3COOH je slabý elektrolyt, zlúčenina s nízkou disociáciou. Tu sú rovnice pre tieto reakcie:

K2S + H2S04 -> K2S04 + H2S;

BaCl2 + H2S04 -> BaS04 + 2HCl;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

Pri reakciách solí s alkáliami vznikajú látky ako hydroxid nikelnatý Ni (OH) 2 - zrazenina; amoniak NH 3 - plyn; voda H2O je slabý elektrolyt, zlúčenina s nízkou disociáciou:

NiCl2 + 2KOH -» Ni(OH)2 + 2KCI;

NH4CI + NaOH -> NH3 + H20 + NaCl.

Soli navzájom reagujú, ak sa vytvorí zrazenina:

Ca(N03)2 + Na2C03 → 2NaN03 + CaC03.

Alebo v prípade tvorby stabilnejšej zlúčeniny:

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4.

Pri tejto reakcii tehlovočervený chróman strieborný produkuje čierny sulfid strieborný, pretože ide o nerozpustnejšiu zrazeninu ako chróman.

Mnohé normálne soli sa pri zahrievaní rozkladajú na dva oxidy – kyslý a zásaditý:

CaC03 → CaO + CO2.

Dusičnany sa rozkladajú iným spôsobom ako ostatné normálne soli. Pri zahrievaní sa alkalické dusičnany a kovy alkalických zemín uvoľňujú kyslík a menia sa na dusitany:

2NaN03 → 2NaN02 + O2.

Dusičnany takmer všetkých ostatných kovov sa rozkladajú na oxidy:

2Zn(N03)2 -> 2ZnO + 4N02 + O2.

Niektoré dusičnany ťažké kovy(striebro, ortuť atď.) sa pri zahriatí rozkladajú na kovy:

2AgN03 → 2Ag + 2NO2 + O2.

Zvláštne postavenie zaberá dusičnan amónny, ktorý sa až do bodu topenia (170 ° C) čiastočne rozkladá podľa rovnice:

NH4NO3 -> NH3 + HNO3.

Pri teplotách 170 - 230 ° C, podľa rovnice:

NH4N03 -> N20 + 2H20.

Pri teplotách nad 230 ° C - s výbuchom, podľa rovnice:

2NH4N03 -> 2N2 + 02 + 4H20.

Chlorid amónny NH 4 Cl sa rozkladá za vzniku amoniaku a chlorovodíka:

NH4CI -> NH3 + HCl.

Typické reakcie kyslých solí

Vstupujú do všetkých reakcií, do ktorých vstupujú kyseliny. Reagujú s alkáliami nasledovne, ak soľ kyseliny a alkálie obsahujú rovnaký kov, potom sa ako výsledok vytvorí normálna soľ. Napríklad:

NaH CO3+ Na Oh→ Na 2 CO3+ H2O.

Ak alkália obsahuje iný kov, tvoria sa podvojné soli. Príklad tvorby uhličitanu lítneho - sodíka:

NaHC03 + Li Oh → Li NaCO3+ H2O.

Typické reakcie hlavný soli

Tieto soli podliehajú rovnakým reakciám ako zásady. S kyselinami reagujú nasledovne, ak zásaditá soľ a kyselina obsahujú rovnaký kyslý zvyšok, potom sa ako výsledok vytvorí normálna soľ. Napríklad:

Cu( Oh)Cl+ H Cl → Cu Cl 2 + H2O.

Ak kyselina obsahuje ďalší zvyšok kyseliny, tvoria sa dvojité soli. Príklad tvorby chloridu meďnatého - brómu:

Cu( Oh)Cl + HBr → Cu Br Cl+ H2O.

Komplexné soli

zložité spojenie- spojenie, v uzloch kryštálová mriežka obsahujúce komplexné ióny.

Uvažujme o komplexných zlúčeninách hliníka - tetrahydroxoaluminátov a zinku - tetrahydroxozinkátov. Komplexné ióny sú uvedené v hranatých zátvorkách vzorcov týchto látok.

Chemické vlastnosti tetrahydroxoaluminátu sodného Na a tetrahydroxozinkatu sodného Na2:

1. Ako všetky komplexné zlúčeniny, vyššie uvedené látky disociujú:

• Na → Na + + -;
• Na 2 → 2Na + + -.

Majte na pamäti, že ďalšia disociácia komplexných iónov nie je možná.

2. Pri reakciách s nadbytkom silných kyselín tvoria dve soli. Zvážte reakciu tetrahydroxoaluminátu sodného so zriedeným roztokom chlorovodíka:

• Na + 4 HCl→ Al Cl3 + Na Cl + H2O.

Vidíme tvorbu dvoch solí: chloridu hlinitého, chloridu sodného a vody. Podobná reakcia nastane v prípade tetrahydroxozinkatu sodného.

3. Ak silná kyselina nebude stačiť, povedzme namiesto toho 4 HCl Zobrali sme 2 HCl potom soľ tvorí najaktívnejší kov, v tomto prípade je aktívnejší sodík, čo znamená, že vzniká chlorid sodný a výsledné hydroxidy hliníka a zinku sa vyzrážajú. Uvažujme tento prípad v reakčnej rovnici s tetrahydroxozinkát sodný:

Na 2 + 2 HCl→ 2Na Cl+ Zn (OH) 2↓ +2H2O.

Táto lekcia je venovaná štúdiu všeobecných chemických vlastností inej triedy anorganické látky- soľ. Dozviete sa, s akými látkami môžu soli interagovať a aké sú podmienky pre vznik takýchto reakcií.

Téma: Triedy anorganických látok

Lekcia: Chemické vlastnosti solí

1. Interakcia solí s kovmi

Soli - komplexné látky, pozostávajúce z atómov kovov a kyslých zvyškov.

Preto vlastnosti solí budú spojené s prítomnosťou určitého kovového alebo kyslého zvyšku v zložení látky. Napríklad väčšina solí medi v roztoku má modrastú farbu. Soli kyseliny manganičitej (manganistan) sú väčšinou fialové. Zoznámenie sa s chemickými vlastnosťami solí začneme nasledujúcim pokusom.

Do prvého pohára s roztokom síranu meďnatého vložíme železný klinec. V druhom pohári s roztokom síranu železnatého spustite medenú platňu. V treťom pohári s roztokom dusičnanu strieborného spustíme aj medenú platničku. Po nejakom čase uvidíme, že železný klinec bol pokrytý vrstvou medi, medený plech z tretieho skla bol pokrytý vrstvou striebra a medeným plechom z druhého skla sa nič nestalo.

Ryža. 1. Interakcia roztokov solí s kovmi

Vysvetlime si výsledky experimentu. Reakcie nastali iba vtedy, ak kov reagujúci so soľou bol aktívnejší ako kov v soli. Aktivitu kovov je možné navzájom porovnávať ich postavením v rade aktivít. Čím ďalej doľava sa kov nachádza v tomto rade, tým väčšia je jeho schopnosť vytesniť iný kov zo soľného roztoku.

Rovnice uskutočnených reakcií:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

Keď železo reaguje s roztokom síranu meďnatého, vzniká čistá meď a síran železnatý. Táto reakcia je možná, pretože železo je reaktívnejšie ako meď.

Cu + FeSO4 → žiadna reakcia

Reakcia medzi roztokom síranu meďnatého a síranu železnatého neprebieha, pretože meď nemôže nahradiť železo zo soľného roztoku.

Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2

Keď meď reaguje s roztokom dusičnanu strieborného, ​​vzniká striebro a dusičnan meďnatý (II). Meď nahrádza striebro z roztoku jeho soli, pretože meď sa nachádza v rade aktivít naľavo od striebra.

Soľné roztoky môžu interagovať s viacerými aktívne kovy než kov v soli. Tieto reakcie sú substitučného typu.

2. Vzájomná interakcia roztokov solí

Zvážte ďalšiu vlastnosť solí. Soli rozpustené vo vode sa môžu navzájom ovplyvňovať. Urobme experiment.

Zmiešajte roztoky chloridu bárnatého a síranu sodného. V dôsledku toho sa vytvorí biela zrazenina síranu bárnatého. Očividne došlo k reakcii.

Reakčná rovnica: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Soli rozpustené vo vode môžu vstúpiť do výmennej reakcie, ak je výsledkom vo vode nerozpustná soľ.

3. Interakcia solí s alkáliami

Skúsme zistiť, či soli interagujú s alkáliami vykonaním nasledujúceho experimentu.

Do roztoku síranu meďnatého pridajte roztok hydroxidu sodného. Výsledkom je modrá zrazenina.

Ryža. 2. Interakcia roztoku síranu meďnatého s alkáliou

Reakčná rovnica: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4

Táto reakcia je výmennou reakciou.

Soli môžu interagovať s alkáliami, ak reakcia vytvára vo vode nerozpustnú látku.

4. Interakcia solí s kyselinami

Pridajte roztok kyseliny chlorovodíkovej do roztoku uhličitanu sodného. V dôsledku toho vidíme uvoľňovanie plynových bublín. Výsledky experimentu vysvetlíme napísaním rovnice pre túto reakciu:

Na2C03 + 2HCl = 2NaCl + H2C03

H2CO3 = H2O + CO2

Kyselina uhličitá je nestabilná látka. Rozkladá sa na oxid uhličitý a vodou. Táto reakcia je výmennou reakciou.

Soli môžu reagovať s kyselinami, ak reakcia uvoľňuje plyn alebo sa vyzráža.

1. Zbierka úloh a cvičení z chémie: 8. ročník: k učebnici. P. A. Oržekovskij a ďalší.„Chémia. 8. ročník» / P. A. Oržekovskij, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M .: AST: Astrel, 2006. (s. 107-111)

2. Ushakova O. V. Pracovný zošit z chémie: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a iných „Chémia. 8. ročník» / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Oržekovskij; pod. vyd. Prednášal prof. P. A. Oržekovskij - M .: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (s. 108-110)

3. Chémia. 8. trieda. Proc. pre všeobecné inštitúcie / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. – M.: Astrel, 2013. (§34)

4. Chémia: 8. ročník: učebnica. pre všeobecné inštitúcie / P. A. Oržekovskij, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Astrel, 2005. (§40)

5. Chémia: inorg. chémia: učebnica. pre 8 buniek. všeobecné vzdelanie inštitúcie / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M .: Vzdelávanie, JSC "Moskva učebnice", 2009. (§ 33)

6. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V. A. Volodin, olovo. vedecký vyd. I. Leenson. – M.: Avanta+, 2003.

Ďalšie webové zdroje

1. Interakcie kyselín so soľami.

2. Interakcie kovov so soľami.

Domáca úloha

1) s. 109-110 №№ 4.5 od Pracovný zošit v chémii: 8. ročník: k učebnici P. A. Oržekovského a iných „Chémia. 8. ročník» / O. V. Ushakova, P. I. Bespalov, P. A. Oržekovskij; pod. vyd. Prednášal prof. P. A. Oržekovskij - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.

2) str. 193 č. 2,3 z učebnice P. A. Oržekovského, L. M. Meshcheryakovej, M. M. Šalašovej "Chémia: 8. ročník", 2013

soľ - ide o komplexné látky pozostávajúce z jedného (niekoľkých) atómov kovu (alebo zložitejších katiónových skupín, napr. amóniové skupiny NH 4 +, hydroxylované skupiny Me (OH) nm+ ) a jeden (niekoľko) zvyškov kyseliny. Všeobecný vzorec solí ja n ALE m kde A je zvyšok kyseliny. Soli (v zmysle elektrolytická disociácia) sú elektrolyty, ktoré sa disociujú na vodné roztoky na katióny kovov (alebo amónny NH 4 +) a anióny zvyšku kyseliny.

Klasifikácia. Podľa zloženia sa soľ delí na stredná (normálne ), kyslé(hydrosoli ), hlavné (hydroxosoli) , dvojitý , zmiešané a komplexné(cm. tabuľky).

Tabuľka - Klasifikácia solí podľa zloženia

SOĽ
Stredná (normálne) - produkt úplného nahradenia atómov vodíka v kyseline kovom AlCl3	Kyslé(hydrosoli) - produkt neúplného nahradenia atómov vodíka v kyseline kovom Komu HSO 4	Hlavné(hydroxosoli) - produkt neúplného nahradenia OH skupín zásady zvyškom kyseliny FeOHCI	Dvojité - obsahujú dva rôzne kovy a jeden zvyšok kyseliny Komu NaS04	zmiešané - obsahujú jeden kov a niekoľko zvyškov kyselín CaClBr	Komplexné TAK 4

fyzikálne vlastnosti. Soli sú kryštalické látky rôznych farieb a rôznej rozpustnosti vo vode.

Chemické vlastnosti

1) Disociácia. Stredné, dvojité a zmiešané soli disociujú v jednom kroku. V kyslých a zásaditých soliach dochádza k disociácii v krokoch.

NaCl Na + + Cl -.

KNaSO 4 K + + Na + + SO 4 2–.

CaClBr Ca2+ + Cl – + Br – .

KHS04 K + + HSO 4 - HSO 4 - H + + SO 4 2–.

FeOHCl FeOH + + Cl - FeOH + Fe2+ + OH -.

SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3 .

2) Interakcia s indikátormi. V dôsledku hydrolýzy sa v soľných roztokoch hromadia ióny H + (kyslé prostredie) alebo OH ióny (alkalické prostredie). Rozpustné soli tvorené aspoň jedným slabým elektrolytom podliehajú hydrolýze. Roztoky takýchto solí interagujú s indikátormi:

indikátor + H + (OH -) farebná zlúčenina.

AICI3 + H20 AlOHCl2 + HCl Al3+ + H20 AlOH2+ + H+

3) Rozklad pri zahrievaní. Pri zahrievaní sa niektoré soli rozkladajú na oxid kovu a oxid kyseliny:

CaC03 CaO + CO2 ­ .

so soľami anoxických kyselín sa pri zahrievaní môže rozložiť na jednoduché látky:

2AgCl Ag + Cl2.

Soli tvorené oxidačnými kyselinami sa ťažšie rozkladajú:

2K N03 2K N02 + O2.

4) Interakcia s kyselinami: Reakcia nastáva, ak soľ tvorí slabšia alebo prchavá kyselina, alebo ak sa vytvorí zrazenina.

2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H20.

Ca Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Ca 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.

Zásadité soli pôsobením kyselín prechádzajú do média:

FeOHCI + HCl ® FeCl2 + H20.

Stredné soli tvorené viacsýtnymi kyselinami pri interakcii s nimi tvoria kyslé soli:

Na2S04 + H2S04®2NaHS04.

5) Interakcia s alkáliami. Soli reagujú s alkáliami, ktorých katióny zodpovedajú nerozpustným zásadám .

CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na2S04 Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.

6) Vzájomná interakcia. Reakcia nastáva, keď rozpustné soli interagujú a vytvorí sa zrazenina.

AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl - ® AgCl ¯ .

7) interakcie s kovmi. Každý predchádzajúci kov v sérii napätí vytlačí nasledujúci kov z roztoku jeho soli:

Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+ .

Li, Rb , K , Ba , Sr , Ca , Na , Mg , Al , Mn , Zn , Cr , Fe Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu , Hg , Ag , Pd , Pt ,Au

8) Elektrolýza (rozklad pod vplyvom konštant elektrický prúd) . Soli podliehajú elektrolýze v roztokoch a taveninách:

2NaCl + 2H20H2 + 2NaOH + Cl2.

2NaCl tavenina 2Na + Cl2.

9) Interakcia s oxidmi kyselín.

C02 + Na2Si03® Na2C03 + Si02

Na2C03 + Si02C02 ­ + Na2Si03

Potvrdenie. 1) Interakcia kovov s nekovmi:

2Na + Cl2 ® 2NaCl.

2) Interakcia zásaditých a amfotérnych oxidov s kyslými oxidmi:

CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4 .

3) Interakcia zásaditých oxidov s amfotérnymi oxidmi:

Na20 + ZnO Na2ZnO2.

4) Interakcia kovov s kyselinami:

2HCl + Fe® FeCl2 + H2 .

5 ) Interakcia zásaditých a amfotérnych oxidov s kyselinami:

Na20 + 2HN03® 2NaNO3 + H20 ZnO + H2SO4® ZnSO4 + H20.

6) Interakcia amfotérnych oxidov a hydroxidov s alkáliami:

V roztoku: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Pri zlúčení s amfotérny oxid: 2NaOH + ZnO Na2Zn02 + H20.

V roztoku: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Pri kondenzácii: 2NaOH + Zn(OH)2Na2Zn02 + 2H20.

7) Interakcia hydroxidov kovov s kyselinami:

Ca (OH)2 + H2S04® CaS04¯ + 2H20 Zn(OH)2 + H2S04® ZnS04 + 2H20.

8) Interakcia kyselín so soľami:

2HCl + Na2S®2NaCl + H2 S­ .

9) Interakcia solí s alkáliami:

Zn S О 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn (OH) 2 ¯ .

10) Vzájomná interakcia solí:

AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .

L.A. Yakovishin

Je známy veľký počet reakcií vedúcich k tvorbe solí. Uvádzame najdôležitejšie z nich.

1. Reakcia kyselín so zásadami (neutralizačná reakcia):

NaOH + HNIE 3 = NaNIE 3 + H 2 O

Al(Oh) 3 + 3HC1 =AlCl 3 + 3H 2 O

2. Interakcia kovov s kyselinami:

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 

Zn+ H 2 SO 4 razb. = ZnSO 4 + H 2 

3. Interakcia kyselín so zásaditými a amfotérnymi oxidmi:

ODuO+ H 2 SO 4 = CUSO 4 + H 2 O

ZnO + 2 HCl = ZnODl 2 + H 2 O

4. Interakcia kyselín so soľami:

FeCl 2 + H 2 S = FeS + 2 HCl

AgNO 3 + HCl = AgCl + HNO 3

Ba (NIE 3 ) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4  + 2HNO 3

5. Interakcia roztokov dvoch rôznych solí:

BaCl 2 + Nie 2 SO 4 = WaSO 4  + 2Nakol

Pb (č 3 ) 2 + 2NaCl =RbOD1 2  + 2NaNO 3

6. Interakcia zásad s kyslými oxidmi (zásady s amfotérnymi oxidmi):

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3  + H 2 ó,

2 Na on (TV) + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O

7. Interakcia zásaditých oxidov s kyslými:

SoO+SiO 2 SoSiO 3

Na 2 O+SO 3 = Na 2 SO 4

8. Interakcia kovov s nekovmi:

2K + C1 2 = 2KS1

Fe+S FeS

9. Interakcia kovov so soľami.

Cu + Hg (č 3 ) 2 = Hg + Cu (NO 3 ) 2

Pb (č 3 ) 2 + Zn =Rb + Zn(č 3 ) 2

10. Interakcia alkalických roztokov s roztokmi solí

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓+ 2NaCl

NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

1. Použitie solí.

Mnohé soli sú zlúčeniny potrebné vo významných množstvách na zabezpečenie životnej činnosti živočíšnych a rastlinných organizmov (soli sodíka, draslíka, vápnika, ako aj soli obsahujúce prvky dusík a fosfor). Nižšie sú na príkladoch jednotlivých solí znázornené oblasti použitia zástupcov tejto triedy anorganických zlúčenín vrátane ropného priemyslu.

NaC1- chlorid sodný (jedlá soľ, kuchynská soľ). O šírke využitia tejto soli svedčí fakt, že svetová produkcia tejto látky je viac ako 200 miliónov ton.

Táto soľ je široko používaná v potravinárskom priemysle, slúži ako surovina na výrobu chlóru, kyseliny chlorovodíkovej, hydroxidu sodného, ​​sódy (Na 2 CO 3 ). Chlorid sodný nachádza rôzne použitia v ropnom priemysle, napríklad ako prísada do vrtných kvapalín na zvýšenie hustoty, zabránenie vzniku kaverien počas vŕtania studní, ako regulátor času tuhnutia cementových injektážnych kompozícií na zníženie zamŕzania bod (nemrznúca zmes) vrtných a cementových suspenzií.

KS1- chlorid draselný. Zahrnuté do zloženia vrtných kvapalín, ktoré pomáhajú udržiavať stabilitu stien studní v ílovitých horninách. Vo významnom množstve sa chlorid draselný používa v poľnohospodárstve ako makrohnojivo.

Na 2 CO 3 - uhličitan sodný (sóda). Zahrnuté do zmesí na výrobu skla, čistiacich prostriedkov. Činidlo na zvýšenie alkality prostredia, zlepšenie kvality ílov pre hlinené vrtné kvapaliny. Používa sa na odstránenie tvrdosti vody pri jej príprave na použitie (napríklad v kotloch), široko sa používa na čistenie zemného plynu od sírovodíka a na výrobu činidiel pre vrtné a cementové kaše.

Al 2 (SO 4 ) 3 - síran hlinitý. Zložka vrtných kvapalín, koagulant na čistenie vody od jemných suspendovaných častíc, zložka viskoelastických zmesí na izoláciu stratových zón v ropných a plynových vrtoch.

Na 2 AT 4 O 7 - tetraboritan sodný (borax). Je účinným prostriedkom - spomaľovačom tuhnutia cementových mált, inhibítorom termooxidačnej deštrukcie ochranných činidiel na báze éterov celulózy.

BaSO 4 - síran bárnatý (baryt, ťažký trn). Používa sa ako ťažidlo (  4,5 g / cm 3) na vŕtanie a cementové kaly.

Fe 2 SO 4 - síran železnatý (P) (železný vitriol). Používa sa na prípravu lignosulfonátu ferochrómu - činidla-stabilizátora vrtných kvapalín, zložky vysokovýkonných emulzných vrtných kvapalín na olejovej báze.

FeC1 3 - chlorid železitý (III). V kombinácii s alkáliou sa používa na čistenie vody od sírovodíka pri vŕtaní studní s vodou, na vstrekovanie do útvarov obsahujúcich sírovodík za účelom zníženia ich priepustnosti, ako prísada do cementov za účelom zvýšenia ich odolnosti voči sírovodíku, na čistenie vody od suspendovaných častíc.

CaCO 3 - uhličitan vápenatý vo forme kriedy, vápenca. Je to surovina na výrobu nehaseného vápna CaO a haseného vápna Ca(OH) 2 . Používa sa v metalurgii ako tavivo. Používa sa pri vŕtaní ropných a plynových vrtov ako závažie a plnivo vrtných kvapalín. Uhličitan vápenatý vo forme mramoru s určitou veľkosťou častíc sa používa ako propant pri hydraulickom štiepení produktívnych útvarov s cieľom zvýšiť ťažbu ropy.

CaSO 4 - síran vápenatý. Vo forme alabastru (2СаSO 4 · Н 2 О) je široko používaný v stavebníctve; Keď sa pridáva do vrtných kvapalín vo forme anhydritu (CaSO 4) alebo sadry (CaSO 4 · 2H 2 O), dáva stabilitu vŕtaným ílovitým horninám.

CaCl 2 - chlorid vápenatý. Používa sa na prípravu vrtných a injektážnych roztokov na vŕtanie nestabilných hornín, výrazne znižuje bod tuhnutia roztokov (nemrznúce zmesi). Používa sa na vytváranie roztokov s vysokou hustotou, ktoré neobsahujú pevnú fázu, efektívne na otváranie produktívnych formácií.

Na 2 SiO 3 - kremičitan sodný (rozpustné sklo). Používa sa na fixáciu nestabilných zemín, na prípravu rýchlotuhnúcich zmesí na izoláciu absorpčných zón. Používa sa ako inhibítor korózie kovov, zložka niektorých vrtných cementov a tlmivých roztokov.

AgNO 3 - dusičnan strieborný. Používa sa na chemické analýzy vrátane formačných vôd a filtrátov vrtného kalu na obsah chloridových iónov.

Na 2 SO 3 - siričitan sodný. Používa sa na chemické odstraňovanie kyslíka (odvzdušňovanie) z vody za účelom boja proti korózii počas vstrekovania Odpadová voda. Na inhibíciu termooxidačnej degradácie ochranných činidiel.

Na 2 Cr 2 O 7 - dvojchróman sodný. Používa sa v ropnom priemysle ako vysokoteplotný prostriedok na znižovanie viskozity pre vrtné kvapaliny, inhibítor korózie hliníka, na prípravu množstva činidiel.

soľ- komplexné látky pozostávajúce z atómu kovu alebo amónneho iónu NH + 4 a zvyšku kyseliny (niekedy obsahujú vodík).

Prakticky Všetky soli sú iónové zlúčeniny preto sú v soliach ióny zvyškov kyselín a ióny kovov prepojené

Soli sú pevné kryštalické látky. Mnohé látky majú vysoké teploty topenia a varu. Podľa rozpustnosti sa delia na rozpustné a nerozpustné.

Soľ je produkt čiastočného alebo úplného nahradenia atómov kyslého vodíka 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 dvojsýtne alebo viacsýtne kyseliny. Jednosýtne kyseliny nemôžu poskytnúť 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.

KLASIFIKÁCIA SOLI

Chemické vlastnosti

1. Vo vodných roztokoch môžu soli reagovať s alkáliami.

( chlorid horečnatý MgCl2 reaguje s lúhom sodným za vzniku novej soli a novej zásady :)

2. Soli môžu reagovať s kyselinami. Napríklad roztok dusičnanu bárnatého

reaguje s roztokom kyseliny sírovej za vzniku novej kyseliny a

nová soľ:

Z. Vo vodných roztokoch môžu soli navzájom reagovať.

Ak zmiešate vodné roztoky chloridu vápenatého CaCl2 a uhličitanu sodného Na2CO3, TO vytvorí bielu zrazeninu vo vode nerozpustného uhličitanu vápenatého CaCO3 a chloridu sodného v roztoku:

4. Vo vodných roztokoch solí môže byť kov, ktorý je súčasťou ich zloženia, nahradený iným kovom, ktorý je pred ním v rade aktivít.

Ak sa čistý železný drôt alebo kúsok zinku ponorí do roztoku síranu meďnatého, potom sa na ich povrchu uvoľní meď a v roztoku sa vytvorí síran železitý (ak sa vynechá železo) alebo síran zinočnatý (ak sa vynechá zinok). :

Pamätaj!!!

1. soľ reagovať

s alkáliami (ak sa vytvorí zrazenina alebo sa uvoľní plynný amoniak)

s kyselinami silnejšími ako je tá, z ktorej soľ vzniká

s inými rozpustnými soľami (ak sa vyzráža)

s kovmi (aktívnejšie vytláčajú menej aktívne)

s halogénmi (aktívnejšie halogény vytláčajú menej aktívne halogény a síru)

2. Dusičnany rozkladajú sa uvoľňovaním kyslíka:

ak kov stojí pred Mg, vzniká dusitan + kyslík

ak je kov od Mg po Cu, vzniká oxid kovu + NO2 + O2

ak je kov po Cu, vzniká kov + NO2 + O2

dusičnan amónny sa rozkladá na N2O a H2O

3. alkalických uhličitanov kovy nerozkladajú sa pri zahriatí

4. Uhličitany Kovy skupiny II rozložiť pre oxid kovov a oxid uhličitý

Lístok 11. Kyselina chlorovodíková(Kyselina chlórová). Chloridy. Chemické vlastnosti.

Lístok 18. Typy chemická väzba. Iónové a kovalentné. Príklady.