Солта може да се дефинира като съединение, което се образува от реакцията между киселина и основа, но не е вода. Този раздел ще разгледа тези свойства на солите, които са свързани с йонни равновесия.
реакции на соли във вода
Малко по-късно ще бъде показано, че разтворимостта е относително понятие. Въпреки това, за целите на предстоящата дискусия, можем грубо да разделим всички соли на разтворими и неразтворими във вода.
Някои соли образуват неутрални разтвори, когато се разтварят във вода. Други соли образуват киселинни или алкални разтвори. Това се дължи на възникването на обратима реакция между солните йони и водата, в резултат на което се образуват спрегнати киселини или основи. Дали солният разтвор ще се окаже неутрален, кисел или алкален зависи от вида на солта. В този смисъл има четири вида соли.
Соли, образувани от силни киселини и слаби основи. Солите от този тип, когато се разтворят във вода, образуват кисел разтвор. Да вземем за пример амониев хлорид NH4Cl. Когато тази сол се разтвори във вода, амониевият йон действа като
Излишното количество H3O+ йони, образувани в този процес, причинява киселинните свойства на разтвора.
Соли, образувани от слаба киселина и силна основа. Солите от този тип, когато се разтворят във вода, образуват алкален разтвор. Като пример, нека вземем натриев ацетат CH3COONa1.Ацетатният йон действа като основа, приемайки протон от водата, която в този случай действа като киселина:
Излишното количество OH- йони, образувани при този процес, определя алкалните свойства на разтвора.
Соли, образувани от силни киселини и силни основи. Когато соли от този тип се разтворят във вода, се образува неутрален разтвор. Да вземем за пример натриев хлорид NaCl. Когато се разтвори във вода, тази сол е напълно йонизирана и следователно концентрацията на Na+ йони се оказва равна на концентрацията на Cl- йони. Тъй като нито единият, нито другият йон влизат в киселинно-базови реакции с вода, в разтвора не се образува излишно количество H3O+ или OH йони. Следователно разтворът се оказва неутрален.
Соли, образувани от слаби киселини и слаби основи. Пример за този тип сол е амониевият ацетат. Когато се разтвори във вода, амониевият йон реагира с вода като киселина, а ацетатният йон реагира с вода като основа. И двете реакции са описани по-горе. Воден разтвор на сол, образувана от слаба киселина и слаба основа, може да бъде слабо киселинен, слабо алкален или неутрален в зависимост от относителните концентрации на H3O+ и OH- йони, образувани в резултат на реакциите на катионите на солта и аниони с вода. Това зависи от връзката между стойностите на константите на дисоциация на катиона и аниона.
Обикновената сол - натриевият хлорид - е може би най-ценният хранителен продукт. И не само защото не можем да живеем без елементите, от които се състои – натрий и хлор, но и защото соленият вкус е едно от основните вкусови усещания. Солта не само има свой собствен вкус, но също така може магически да подобри или засили други вкусови усещания.
Думата "сол" не означава едно вещество. От химическа гледна точка това е общо наименование за цяло семейство химикали. В терминологията солта е продукт на реакция между киселина и основа.
Някои други видове сол, използвани в гастрономията, включват калиев хлорид, който служи като заместител на солта при диети с ниско съдържание на сол; калиев йодид, който се добавя към солта, за да осигури йод в нашата диета; и накрая, натриев нитрит - използван заедно с натриев нитрат - необходим за осоляване на различни месни продукти.
Ако има толкова много различни видове соли, можем ли да кажем, че солеността е уникална характеристика на натриевия хлорид? Това е грешно. Опитайте един от "заместителите на солта" с калиев хлорид и ще го опишете като "солен", но тази соленост не е същата като този познат вкус на натриевия хлорид - точно както усещането за сладост е малко по-различно при различните видове захари и изкуствени.подсладители.
Солта се използва от хиляди години не само като хранително вещество и подправка, но и като консервант за месо, риба и зеленчуци, които благодарение на осоляването могат да се консумират не веднага след края на лова или прибиране на реколтата, а много по късно.
Какви видове сол има?
Броят на видовете специална сол е просто зашеметяващ. Днес производителите произвеждат около 60 вида за хранително-вкусовата промишленост и средния потребител, включително сол на люспи и фини люспи, едра, фина, ултра фина и фино смляна сол. Химически всички те съдържат повече от 99% натриев хлорид, но имат различни физически характеристики за използване при приготвянето на различни храни - от картофен чипс, пуканки, препечени ядки до пайове, различни видове хляб, сирена, крекери, маргарин, фъстъчено масло и кисели краставички.
За маргарита ще искате големи кристали, които ще полепнат върху сока от лайм по ръба на чашата, защото по-малките кристали сол просто ще се разтворят в сока. За пуканките, от друга страна, искате точно обратното: подобни на брашно кристали, които ще попаднат в пукнатините на царевичните зърна и ще останат там.
Каква е разликата между морската и "обикновената" сол
Когато чуем имена като морска сол и обикновена сол (или трапезна сол), може да си помислим, че те се отнасят до две различни вещества с различни свойства. Но не е толкова просто. Солта всъщност идва от два различни източника: подземни мини и морска вода. Но само този факт не ги прави коренно различни.
Наследихме подземни находища на сол от пресъхнали древни морета, които са изчезнали на един или друг етап от историята на нашата планета – от преди няколко милиона до стотици милиони години. Тогава, благодарение на геоложките процеси, някои солни находища са били по-близо до повърхността на земята и сега съществуват под формата на своеобразни „куполи“. Други находища на сол са стотици метри по-дълбоки и следователно по-трудни за добив.
Каменната сол се раздробява от големи машини в кухини, изрязани от солните маси. Но каменната сол не е подходяща за човешка консумация, защото когато древните морета са пресъхнали, са задържали тиня и различни органични останки. Следователно готварската сол се добива по различен начин: вода се изпомпва в шахтата на мината, за да се разтвори солта, солена вода (физиологичен разтвор) се изпомпва на повърхността, всички примеси се утаяват и накрая вече чистият солен разтвор се изпарява с помощта на вакуум . Резултатът са познатите малки кристали на трапезната сол.
В крайбрежните райони, където преобладава слънчевото време, сол може да се получи, като се позволи на слънцето и вятъра да изпарят водата от плитки езера или „острови“.
Полезна ли е морската сол?
Ако изпарите цялата вода от океана (след като извадите рибата от там), ще останете с лепкава, сива и горчива маса от тиня, 78% състояща се от натриев хлорид - обикновена сол. Останалите 22% се състоят от 99% магнезиеви и калциеви съединения, които са отговорни за горчивината. Освен това най-малко 75 други химически елемента присъстват в много малки количества. Този последен факт е в основата на широко разпространените твърдения за „масата на хранителните минерали“ в морската сол.
Химическият анализ обаче ще попари ентусиазма ни: минералите, дори в такава сурова и необработена утайка, присъстват в незначителни количества. Например, ще трябва да изядете две супени лъжици от това, за да получите количеството желязо, което получавате от едно грозде.
Идеята, че морската сол вече съдържа йод, е мит. Тъй като някои видове морска растителност са богати на йод, някои хора смятат океана за нещо като „йодирана супа“. Що се отнася до химическите елементи, присъстващи в морската вода, тя съдържа 100 пъти повече бор от йод, но никога не съм чувал морската сол да се рекламира като източник на бор.
Какво има в купената от магазина сол, освен самата сол?
За морската сол често се пише, че не съдържа „добавки с неприятен вкус“, като трапезната сол. Въпреки това, независимо от произхода си, солта във всеки случай съдържа добавки против слепване (например калциев силикат), така че нейните гранули лесно падат; Кристалите на солта са по същество малки кубчета и са склонни да се прилепват един към друг. Поради факта, че калциевият силикат (както всички други добавки против слепване) не се разтваря във вода, готварската сол, когато се разтвори във вода, произвежда белезникав разтвор.
Други антислепващи агенти включват магнезиев карбонат (E504), калциев карбонат (E170) и калциеви фосфати (E341). Всички тези химикали са без вкус и мирис. Но дори ако имаха вкус и мирис и професионалните дегустатори можеха да различат най-фините нюанси на вкуса в твърдата сол, възникнали поради въвеждането на тези добавки (в обем по-малък от 1%), пак щеше да има фактор на разреждане, който се появява при добавяне на сол по която и да е рецепта, няма да позволи на дегустаторите да постигнат целта си.
Солта има ли различен вкус?
В зависимост от това как солта е събрана и обработена, кристалите на различните марки морска сол могат да варират значително по форма, от люспи през пирамиди до фрагменти с неправилна форма (можете да видите това, ако вземете лупа). Размерът на кристалите също варира, от много малки до големи, въпреки че всички са по-големи от обикновената готварска сол.
Ако тази сол се поръси върху относително суха храна, като резен домат, по-големите, по-люспести кристали могат да създадат малки петна соленост - когато докоснат езика и след това се разтворят, или когато попаднат върху зъбите и се смачкат. Ето защо готвачите ценят толкова много морската сол: за тези малки „проблясъци“ на солен вкус. Трапезната сол не е способна на това, тъй като нейните компактни малки кристали се разтварят на езика много по-бавно. По този начин сложната форма на кристалите, а не техният морски произход, определя вкусовите характеристики на много видове морска сол.
„Какво е казал Айнщайн на своя готвач. Физика и химия във вашата кухня“ Робърт Волке
Храната за нас е нещо обикновено, рядко се замисляме какво и как ядем, какво се случва с ястията и продуктите, преди да се появят на масата ни, защо някои от тях харесваме повече, други по-малко, защо някои от тях са полезни, докато други не са.
Междувременно всеки ден в кухнята се случват чудеса, които не забелязваме. Авторът ясно, просто и остроумно обяснява тяхната същност и произход. Основното съдържание на книгата се състои от ежедневни въпроси, на които авторът дава отговори, като ги обяснява от научна гледна точка, в популярна, достъпна форма.
В тази книга авторът отговаря на повече от сто въпроса, които читателите на неговата рубрика във Washington Post, включително домашни готвачи и професионални готвачи, са му задавали през годините: Защо захарта е сладка? Защо шоколадът се топи в устата? Как става кафето без кофеин? Колко алкохол има в алкохолните напитки? И още много.
Мария Роденко
Експерименти с вода за деца в предучилищна възраст
Магьосница вода
Вода, пара, лед са едно и също вещество!
Налейте малко вода в чинийка и я поставете във фризера за 2-3 часа. Какво стана?
Поставете чинийка с лед на масата. Колко време ще отнеме отново да съдържа вода? Какво се случва с лед - твърда вода?
Оставете чинийка с вода на перваза на прозореца за 2-3 дни. Ще се изпари ли скоро?
Обяснение: вода, пара, лед са едно и също вещество, но само в различни състояния: течно, твърдо и газообразно.
2. Възможно ли е да се залепи хартия с вода?
Вземете два листа хартия, прикрепете ги един към друг и се опитайте да ги преместите в различни посоки. Се случи?
След това намокрете листовете хартия с вода, прикрепете ги един към друг, притиснете леко и се опитайте да ги раздвижите, единият в едната посока, другият в другата.
Обяснение: Водата има "залепващ" ефект, така че хартията може да се залепи с вода.
3. Възможно ли е да се ускори изпарението на водата?
Намокрете ръцете си с чешмяна вода и ги размахайте бързо. Как се чувстват ръцете ви? Защо се случва това?
Обяснение: Изпарението на водата може да се ускори, например, чрез създаване на движение на въздуха. В същото време водните частици се изпаряват по-бързо, отнасяйки със себе си повече топлина. Следователно ръцете ви се чувстват хладни, когато махате с ръце.
Капчици - топчета
Вземете фин пясък или брашно и поръсете с вода. Образуват се капчици – топчета.
Напръскайте листата на растението със спрей. Какви капчици получихте?
Обяснение: частиците събират капчици вода около себе си и образуват една голяма топка-капка, а когато много капчици вода паднат върху листата на растението, те се събират заедно, за да образуват голяма топка-капка или дори малка локва.
5. Захарта се разтваря във вода.
Поставете парче захар в чаша и налейте чая на тънка струя, като се стремите да вземете само захарта. Захарта постепенно ще изчезне и след това... ще изчезне? Разбира се, че не.
Използвайте лъжица, за да загребвате малко чай от чаша и лъжица чай от чайник, опитайте и сравнете вкуса. Какво усещате, чайът има ли същия вкус?
Обяснение: Захарта се разтваря във вода и се смесва с нея, така че водата става сладка.
6. Солта се разтваря във вода.
Изсипете една супена лъжица сол в чаша вода и разбъркайте.
Какво стана? Дали солта е „изчезнала“? Оставете детето да опита вода. В какво се превърна водата?
Обяснение: солта не изчезна, тя се разтвори във водата и водата стана солена.
Солта се изпарява и кристализира.
Изсипете 2-3 супени лъжици сол в чаша вода. Бъркайте докато се разтвори напълно. След това го поставете на слънчево място и наблюдавайте поведението на солта.
След няколко дни по стените на чашата ще се появят солни кристали, докато водата се изпарява.
Обяснение: водата се изпарява и солните кристали се утаяват по стените на чашата.
8. Пясъкът не се разтваря.
Поканете детето си да сравни захарта и пясъка, да разбере какво се разтваря във вода и какво не.
Разбъркайте лъжица речен пясък в една чаша вода и лъжица захар в друга. Оставете да престои.
Вижте какво се случи с песъчинките и водата.
Обяснение: водата с речен пясък е станала мътна и мръсна. По-тежките пясъчни зърна потъваха на дъното, а по-малките плуваха във водата и я правеха мътна. Захарта стана невидима във водата, водата я разтвори.
9. Тръба за пипета.
Вземете две еднакви чаши, едната с вода, а другата празна. Поставете сламката за коктейл в чаша с вода, хванете я отгоре с показалеца си и без да вдигате пръста си я прехвърлете в празна чаша. Извадете пръста си от сламката и водата ще изтече.
След като направите същото няколко пъти, можете да прехвърлите цялата вода от една чаша в друга.
Плуваща риба.
Начертайте и изрежете риба върху картон. Налейте вода в леген. Потопете клечка за зъби в течен сапун или растително масло и поставете точка върху опашката на рибата.
Поставете рибата върху водата така, че опашката да е на ръба на таза, в резултат на което рибата ще плува.
За да повторите експеримента, трябва да измиете и подсушите легена.
Обяснение: капка масло се разпръсква върху водата, частиците й се отблъскват от частици вода и в резултат на това рибата плува.
11. Плаващо яйце.
Напълнете литров буркан до половината с вода. С помощта на лъжица внимателно спуснете суровото яйце в нея и извадете лъжицата. Как ще се държи яйцето?
Внимателно извадете яйцето. Изсипете половин чаша (125 ml) сол в същия буркан с вода и разбъркайте с лъжица. След това поставете яйцето във вода. Как се държи яйцето сега?
Обяснение: Яйцето потъва в бистра вода, защото е по-тежко от водата. Добавяйки сол към водата, ние увеличаваме нейната плътност и следователно яйцето плува в нея.
12. Пеещи бутилки. Високи и ниски звуци.
Напълнете 3 еднакви бутилки до половината с вода и след това изсипете половината вода от едната в другата. Доближете бутилката до устните си и духнете през врата, за да чуете пеещия звук. Духайте и други бутилки, пеят ли същото?
Подредете бутилките по ред на височина.
Обяснение: Издишаният въздух над бутилката кара въздуха вътре в нея да вибрира. Височината на звука зависи от количеството въздух в бутилката.
13. Дъгова хартия.
Напълнете дълбока купа до половината с вода. Внимателно добавете капка прозрачен лак за нокти; лакът ще се разнесе по повърхността на водата.
Потопете парче черна двустранна хартия във вода, извадете го и го подсушете. Можете да видите дъгови петна върху суха хартия.
Обяснение: Лакът образува тънък филм върху повърхността на водата. Филмът обгръща хартията и светлината, попадаща върху нея, се отразява, образувайки шарка на дъгата.
14. Цъфнали цветя.
Начертайте и изрежете цветя с дълги венчелистчета от цветна хартия. С помощта на молив извийте венчелистчетата към центъра на цветето.
Налейте вода в леген и поставете цветята върху него. Те ще започнат да изправят листенцата си и да цъфтят.
Обяснение: при контакт с вода хартията се намокря, става по-тежка и листенцата на цветето започват да разцъфтяват.
15. Водата не се разлива.
Налейте чаша вода до ръба. Поставете пощенска картичка или квадрат от дебел картон отгоре. Натиснете картата върху чашата с ръка и я обърнете с главата надолу над мивката.
Махнете ръката си. Какво стана?
Обяснение: картата не пада и водата не се излива, защото въздухът в чашата я притиска отдолу и я притиска към ръба на чашата. Водата ще се разлее, ако картата бъде преместена.
16. Невидимо мастило.
Изстискайте сока от половин лимон в чаша и добавете същото количество вода. Потопете памучен тампон в приготвения разтвор. Напишете нещо за нея на лист хартия.
Когато надписът изсъхне, загрейте хартията върху включената настолна лампа. Невидимите преди това думи ще се появят на хартия.
17.
Скачащи зърна.
Налейте газирана вода в чаша и добавете 6 зърна ориз.
Изчакайте няколко секунди и наблюдавайте през стъклото как зърната започват да скачат.
Обяснение: Оризът е малко по-тежък от водата и когато се удари в стъклото, започва да потъва. Мехурчета газ кацат върху него и се издигат нагоре. Мехурчетата на повърхността се пукат и газът се изпарява. Тежкият ориз пада отново. Ще се спуска надолу и нагоре, докато водата изтече.
Назад напред
внимание! Визуализациите на слайдове са само за информационни цели и може да не представят всички характеристики на презентацията. Ако се интересувате от тази работа, моля, изтеглете пълната версия.
Целта на урока:изследване на свойствата на водата.
Цели на урока:дават представа за водата като разтворител, за разтворими и неразтворими вещества; въведе понятието „филтър“, най-простите методи за определяне на разтворими и неразтворими вещества; подгответе доклад на тема „Водата е разтворител“.
Оборудване и нагледни средства:учебници, христоматия, тетрадки за самостоятелна работа; комплекти: чаши празни и с преварена вода; кутии с готварска сол, захар, речен пясък, глина; Чаени лъжички, фунийки, филтри за хартиени салфетки; гваш (акварелни бои), четки и листове за отразяване; презентация, изработена в Power Point, мултимедиен проектор, екран.
ПО ВРЕМЕ НА ЗАНЯТИЯТА
I. Организационен момент
U.Добро утро на всички! (Слайд 1)
Каня ви на третата среща на училищния научен клуб „Ние и светът около нас“.
II. Съобщаване на темата и целта на урока
Учител.Днес имаме гости, учители от други училища, дошли на срещата на клуба. Предлагам на председателя на клуба Анастасия Порошина да открие срещата.
председател.Днес се събрахме на клубна среща на тема „Водата е разтворител“. Задачата на всички присъстващи е да подготвят доклад на тема „Водата е разтворител“. В този урок отново ще станете изследователи на свойствата на водата. Вие ще изучавате тези свойства във вашите лаборатории, с помощта на „консултанти“ – Михаил Макаренков, Олеся Старкова и Юлия Стенина. Всяка лаборатория ще трябва да изпълни следната задача: да проведе експерименти и наблюдения и в края на срещата да обсъди плана за съобщението „Вода - разтворител“.
III. Учене на нов материал
U.С разрешението на председателя бих искал да направя първото си съобщение. (Слайд 2) Същата среща на тема „Водата е разтворител“ наскоро беше проведена от ученици от село Мирни. Срещата беше открита от Костя Погодин, който напомни на всички присъстващи още едно невероятно свойство на водата: много вещества във водата могат да се разпадат на невидими малки частици, тоест да се разтварят. Следователно водата е добър разтворител за много вещества. След това Маша предложи да проведе експерименти и да идентифицира методи, чрез които би било възможно да се получи отговор на въпроса дали дадено вещество се разтваря във вода или не.
U.Предлагам ви на среща на клуба да определите разтворимостта във вода на вещества като готварска сол, захар, речен пясък и глина.
Нека предположим кое вещество според вас ще се разтвори във вода и кое няма да се разтвори. Изразете своите предположения, предположения и продължете твърдението си: (Слайд 3)
U.Нека помислим заедно какви хипотези ще потвърдим. (Слайд 3)
Да предположим... (солта се разтваря във вода)
Да кажем... (захарта ще се разтвори във вода)
Може би... (пясъкът няма да се разтвори във вода)
Ами ако... (глината не се разтваря във вода)
U.Хайде, нека направим експерименти, които ще ни помогнат да разберем това. Преди работа председателят ще ви напомни правилата за провеждане на експерименти и ще раздаде карти, на които са отпечатани тези правила. (Слайд 4)
П.Погледнете екрана, където са написани правилата.
"Правила за провеждане на експерименти"
- С всички устройства трябва да се работи внимателно. Те не само могат да бъдат счупени, но и да причинят нараняване.
- Докато работите, можете не само да седите, но и да стоите.
- Експериментът се провежда от един от учениците (говорещият), останалите мълчаливо наблюдават или по искане на говорещия му помагат.
- Размяната на мнения за резултатите от експеримента започва едва след като ораторът разреши той да започне.
- Трябва да говорите един с друг тихо, без да пречите на другите.
- Приближаването до масата и смяната на лабораторното оборудване е възможно само с разрешение на председателя.
IV. Практическа работа
U.Предлагам на председателя да избере „консултант“, който да прочете на глас от учебника (стр. 85) процедурата за провеждане на първия опит. (Слайд 5)
1)
П.Плъзнете експериментирайте с готварска сол. Проверете дали готварската сол се разтваря във вода.
„Консултант” от всяка лаборатория взема един от подготвените комплекти и провежда опит с готварска сол. Преварената вода се налива в прозрачна чаша. Изсипете малко количество готварска сол във водата. Групата наблюдава какво се случва със солните кристали и опитва водата.
Председателят (както в играта KVN) чете един и същи въпрос на всяка група и представители на лабораториите им отговарят.
П.(Слайд 6) Промени ли се бистротата на водата? (Прозрачността не е променена)
Променил ли се е цветът на водата? (Цветът не е променен)
Променил ли се е вкусът на водата? (Водата е станала солена)
Можем ли да кажем, че солта е изчезнала? (Да, тя се разтвори, изчезна, не се вижда)
U.Направи заключение. (Солта се е разтворила)(Слайд 6)
П.Моля всички да продължат с втория експеримент, за който е необходимо да се използват филтри.
U.Какво е филтър? (Устройство, устройство или структура за пречистване на течности, газове от твърди частици и примеси.)(Слайд 7)
U.Прочетете на глас процедурата за извършване на филтърния експеримент. (Слайд 8)
Учениците прекарват вода със сол през филтър, наблюдават и опитват водата.
П.(Слайд 9) Има ли останала сол върху филтъра? (Върху филтъра не остава готварска сол)
Променил ли се е вкусът на водата? (Вкусът на водата не се е променил)
Успяхте ли да изчистите солта от водата? (готварска сол, преминала през филтъра с вода)
U.Направете заключение от вашите наблюдения. (Сол, разтворена във вода)(Слайд 9)
U.Потвърди ли се вашата хипотеза?
U.Всичко е точно! Много добре!
U.Подгответе писмено резултатите от опита в тетрадката за самостоятелна работа (стр. 30). (Слайд 10)
2)
П.(Слайд 11) Нека направим същото опитпак, но вместо сол слагаме ч.л гранулирана захар.
„Консултантът“ от всяка лаборатория взема втория комплект и провежда експеримент със захар. Преварената вода се налива в прозрачна чаша. Добавете малко количество захар към водата. Групата наблюдава какво се случва и опитва водата.
П.(Слайд 12) Промени ли се прозрачността на водата? (Прозрачността на водата не се е променила)
Променил ли се е цветът на водата? (Цветът на водата не се е променил)
Променил ли се е вкусът на водата? (Водата стана сладка)
Можем ли да кажем, че захарта е изчезнала? (Захарта стана невидима във водата, водата я разтвори)
U.Направи заключение. (захарта се е разтворила)(Слайд 12)
U.Прекарайте водата и захарта през хартиен филтър. (Слайд 13)
Учениците пропускат вода със захар през филтър, наблюдават и опитват водата.
П.(Слайд 14) Има ли останала захар върху филтъра? (Захарта не се вижда на филтъра)
Променил ли се е вкусът на водата? (Вкусът на водата не се е променил)
Успяхте ли да премахнете захарта от водата? (Не беше възможно водата да се пречисти от захар; тя премина през филтъра заедно с водата)
U.Направи заключение. (захар, разтворена във вода)(Слайд 14)
U.Беше ли потвърдена хипотезата?
U.вярно Много добре!
U.Подгответе писмено резултатите от опита в тетрадката си за самостоятелна работа. (Слайд 15)
3) П.(Слайд 16) Нека проверим твърденията и поведението изживяване с речен пясък.
U.Прочетете процедурата за провеждане на експеримента в учебника.
Проведете експеримент с речен пясък. Разбъркайте чаена лъжичка речен пясък в чаша вода. Оставете сместа да се утаи. Наблюдавайте какво се случва с песъчинките и водата.
П.(Слайд 17) Промени ли се прозрачността на водата? (Водата е станала мътна и мръсна)
Променил ли се е цветът на водата? (Цветът на водата се е променил)
Изчезнаха ли песъчинките? (По-тежките пясъчни зърна потъват на дъното, а по-малките плуват във водата, което я прави мътна)
U.Направи заключение. (Пясъкът не се разтвори)(Слайд 17)
U.(Слайд 18) Прекарайте съдържанието на чашата през хартиен филтър.
Учениците пропускат вода със захар през филтър и наблюдават.
П.(Слайд 19) Какво минава през филтъра и какво остава върху него? (Водата преминава през филтъра, но речният пясък остава върху филтъра и песъчинките се виждат ясно)
Водата почистена ли е от пясък? (Филтърът помага за почистване на водата от частици, които не се разтварят в нея)
U.Направи заключение. (Речен пясък не се разтваря във вода)(Слайд 19)
U.Правилно ли беше вашето предположение за разтворимостта на пясъка във вода?
U.Страхотен! Много добре!
U.Подгответе писмено резултатите от опита в тетрадката си за самостоятелна работа. (Слайд 20)
4) П.(Слайд 21) Направете същия експеримент с парче глина.
Проведете експеримент с глина. Разбъркайте парче глина в чаша вода. Оставете сместа да се утаи. Наблюдавайте какво се случва с глината и водата.
П.(Слайд 22) Промени ли се прозрачността на водата? (Водата е станала мътна)
Променил ли се е цветът на водата? (да)
Изчезнали ли са глинените частици? (По-тежките частици потъват на дъното, а по-малките плуват във водата, което я прави мътна)
U.Направи заключение. (Глината не се разтваря във вода)(Слайд 22)
U.(Слайд 23) Прекарайте съдържанието на чашата през хартиен филтър.
П.(Слайд 24) Какво минава през филтъра и какво остава върху него? (Водата преминава през филтъра, а неразтворените частици остават върху филтъра.)
Водата изчистена ли е от глина? (Филтърът помогна за изчистването на водата от частици, които не са се разтворили във водата)
U.Направи заключение. (Глината не се разтваря във вода)(Слайд 24)
U.Беше ли потвърдена хипотезата?
U.Много добре! Всичко е точно!
U.Моля един от членовете на групата да прочете на всички присъстващи заключенията, записани в тетрадката.
U.Някой има ли допълнения и уточнения?
U.Нека направим изводи от експериментите. (Слайд 25)
Всички вещества ли са разтворими във вода? (Сол и гранулирана захар, разтворени във вода, но пясъкът и глината не се разтвориха.)
Винаги ли е възможно да се използва филтър, за да се определи дали дадено вещество се разтваря във вода или не? (Веществата, разтворени във вода, преминават през филтъра заедно с водата, а неразтворените частици остават върху филтъра)
U.Прочетете за разтворимостта на веществата във вода в учебника (стр. 87).
U.Направете заключение за свойствата на водата като разтворител. (Водата е разтворител, но не всички вещества се разтварят в нея)(Слайд 25)
U.Съветвам членовете на клуба да прочетат историята в антологията „Водата е разтворител” (стр. 46). (Слайд 26)
Защо учените все още не са успели да получат абсолютно чиста вода? (Защото има стотици, а може би и хиляди различни вещества, разтворени във вода)
U.Как хората използват способността на водата да разтваря определени вещества?
(Слайд 27) Безвкусната вода става сладка или солена благодарение на захарта или солта, тъй като водата се разтваря и придобива техния вкус. Човек използва това свойство, когато приготвя храна: варене на чай, приготвяне на компот, супи, осоляване и консервиране на зеленчуци, приготвяне на сладко.
(Слайд 28) Когато мием ръцете си, мием се или се къпем, когато перем дрехи, използваме течна вода и нейните свойства като разтворител.
(Слайд 29) Газовете, по-специално кислородът, също се разтварят във вода. Благодарение на това рибите и други живеят в реки, езера и морета. В контакт с въздуха водата разтваря кислород, въглероден диоксид и други газове, които се съдържат в нея. За живите организми, живеещи във вода, като например рибите, разтвореният във вода кислород е много важен. Имат нужда от него, за да дишат. Ако кислородът не се разтваря във вода, тогава водните тела биха били безжизнени. Знаейки това, хората не забравят да насищат водата в аквариума, където живеят рибите, с кислород или да изрязват ледени дупки в резервоари през зимата, за да подобрят живота под леда.
(Слайд 30) Когато рисуваме с акварел или гваш.
U.Обърнете внимание на задачата, написана на дъската. (Слайд 31) Предлагам да съставя колективен план за презентация на тема „Водата е разтворител“. Обсъдете го във вашите лаборатории.
Слушане на планове по темата „Водата е разтворител“, съставени от ученици.
U.Нека всички заедно формулираме план за речта. (Слайд 31)
Примерен план за реч на тема „Водата е разтворител“
- Въведение.
- Разтваряне на вещества във вода.
- Изводи.
- Хората използват свойствата на водата да разтварят определени вещества.
Екскурзия до изложбената зала.(Слайд 32)
U.Когато подготвяте съобщението си, можете да използвате допълнителна литература, избрана от момчетата, асистент-лектори по темата на нашата среща. (Насочете вниманието на учениците към изложбата на книги и интернет страници)
V. Обобщение на урока
Какво свойство на водата беше изучавано на срещата на клуба? (Свойство на водата като разтворител)
До какъв извод стигнахме, след като проучихме това свойство на водата? (Водата е добър разтворител за някои вещества.)
Смятате ли, че е трудно да бъдете изследователи?
Какво намерихте за най-предизвикателно или интересно?
Ще ви бъдат ли полезни знанията, придобити по време на изучаването на това свойство на водата в по-късен живот? (Слайд 33) (Много е важно да запомните, че водата е разтворител. Водата разтваря соли, някои от които са както полезни за хората, така и вредни. Следователно не можете да пиете вода от източник, ако не знаете дали е чиста. Не е за нищо, че хората ядат поговорка: „Не всяка вода е годна за пиене.“)
VI. Отражение
Как да използваме способността на водата да разтваря определени вещества в часовете по изкуство? (Когато рисуваме с акварел или гваш)
Предлагам ви, използвайки това свойство на водата, да боядисате водата в чаша в цвят, който най-добре отговаря на вашето настроение. (Слайд 34)
„Жълт цвят“ – радост, светло, добро настроение.
„Зелен цвят“ – спокоен, балансиран.
„Синият цвят“ е тъжно, меланхолично, меланхолично настроение.
Покажете вашите листове с оцветена вода в чаша.
VII. Оценяване
Благодаря на председателя, на „консултантите” и на всички участници в срещата за активната работа.
VIII. Домашна работа
| Катиони | Аниони | |||||||||
| Ф- | Cl- | бр- | аз - | S 2- | НЕ 3 - | CO 3 2- | SiO 3 2- | SO 4 2- | PO 4 3- | |
| Na+ | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| К+ | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| NH4+ | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р |
| Mg 2+ | РК | Р | Р | Р | М | Р | н | РК | Р | РК |
| Ca2+ | НК | Р | Р | Р | М | Р | н | РК | М | РК |
| Sr 2+ | НК | Р | Р | Р | Р | Р | н | РК | РК | РК |
| Ба 2+ | РК | Р | Р | Р | Р | Р | н | РК | НК | РК |
| Sn 2+ | Р | Р | Р | М | РК | Р | н | н | Р | н |
| Pb 2+ | н | М | М | М | РК | Р | н | н | н | н |
| Ал 3+ | М | Р | Р | Р | Ж | Р | Ж | НК | Р | РК |
| Cr 3+ | Р | Р | Р | Р | Ж | Р | Ж | н | Р | РК |
| Mn 2+ | Р | Р | Р | Р | н | Р | н | н | Р | н |
| Fe 2+ | М | Р | Р | Р | н | Р | н | н | Р | н |
| Fe 3+ | Р | Р | Р | - | - | Р | Ж | н | Р | РК |
| Co2+ | М | Р | Р | Р | н | Р | н | н | Р | н |
| Ni 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | н | н | Р | н |
| Cu 2+ | М | Р | Р | - | н | Р | Ж | н | Р | н |
| Zn 2+ | М | Р | Р | Р | РК | Р | н | н | Р | н |
| CD 2+ | Р | Р | Р | Р | РК | Р | н | н | Р | н |
| Hg 2+ | Р | Р | М | НК | НК | Р | н | н | Р | н |
| Hg 2 2+ | Р | НК | НК | НК | РК | Р | н | н | М | н |
| Ag+ | Р | НК | НК | НК | НК | Р | н | н | М | н |
Легенда:
P - веществото е силно разтворимо във вода; М - слабо разтворим; H - практически неразтворим във вода, но лесно разтворим в слаби или разредени киселини; РК - неразтворим във вода и разтворим само в силни неорганични киселини; NK - неразтворим във вода или киселини; G - напълно хидролизира при разтваряне и не съществува в контакт с вода. Тире означава, че такова вещество изобщо не съществува.
Във водни разтвори солите напълно или частично се разпадат на йони. Солите на слаби киселини и/или слаби основи претърпяват хидролиза. Водните разтвори на соли съдържат хидратирани йони, йонни двойки и по-сложни химични форми, включително продукти на хидролиза и т.н. Редица соли също са разтворими в алкохоли, ацетон, киселинни амиди и други органични разтворители.
От водни разтвори солите могат да кристализират под формата на кристални хидрати, от неводни разтвори - под формата на кристални солвати, например CaBr 2 3C 2 H 5 OH.
Данни за различните процеси, протичащи във водно-солеви системи, за разтворимостта на солите в тяхното съвместно присъствие в зависимост от температурата, налягането и концентрацията, за състава на твърдите и течните фази могат да бъдат получени чрез изследване на диаграмите на разтворимост на водно-солеви системи.
Общи методи за синтез на соли.
1. Получаване на средни соли:
1) метал с неметал: 2Na + Cl 2 = 2NaCl
2) метал с киселина: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
3) метал със солен разтвор на по-малко активен метал Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4) основен оксид с киселинен оксид: MgO + CO 2 = MgCO 3
5) основен оксид с киселина CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O
6) основи с киселинен оксид Ba (OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O
7) основи с киселина: Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
8) соли с киселина: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
9) основен разтвор с разтвор на сол: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4
10) разтвори на две соли 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl
2. Получаване на киселинни соли:
1. Взаимодействие на киселина с липса на основа. KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
2. Взаимодействие на основата с излишния киселинен оксид
Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3) 2
3. Взаимодействие на средната сол с киселината Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2
3. Получаване на основни соли:
1. Хидролиза на соли, образувани от слаба основа и силна киселина
ZnCl2 + H2O = Cl + HCl
2. Добавяне (капка по капка) на малки количества алкали към разтвори на средни метални соли AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl
3. Взаимодействие на соли на слаби киселини със средни соли
2MgCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl
4. Получаване на комплексни соли:
1. Реакции на соли с лиганди: AgCl + 2NH 3 = Cl
FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCl
5. Получаване на двойни соли:
1. Съвместна кристализация на две соли:
Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 24H 2 O = 2 + NaCl
4. Редокс реакции, причинени от свойствата на катиона или аниона. 2KMnO 4 + 16HCl = 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2 O
2. Химични свойства на киселинните соли:
1. Термично разлагане с образуване на средна сол
Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O
2. Взаимодействие с алкали. Получаване на средна сол.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
3. Химични свойства на основните соли:
1. Термично разлагане. 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
2. Взаимодействие с киселина: образуване на средна сол.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H2O
4. Химични свойства на комплексните соли:
1. Разрушаване на комплекси поради образуването на слабо разтворими съединения:
2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Обмен на лиганди между външната и вътрешната сфера.
K 2 + 6H 2 O = Cl 2 + 2KCl
5. Химични свойства на двойните соли:
1. Взаимодействие с алкални разтвори: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4
2. Редукция: KCr(SO 4) 2 + 2H°(Zn, разреден H 2 SO 4) = 2CrSO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 4
Суровините за промишленото производство на редица соли - хлориди, сулфати, карбонати, борати Na, K, Ca, Mg са морска и океанска вода, естествени разсоли, образувани при нейното изпаряване, и твърди солни отлагания. За групата минерали, които образуват седиментни солни находища (сулфати и хлориди на Na, K и Mg), се използва общоприетото наименование „естествени соли”. Най-големите находища на калиеви соли се намират в Русия (Соликамск), Канада и Германия, мощни находища на фосфатни руди са в Северна Африка, Русия и Казахстан, NaNO3 е в Чили.
Солите се използват в хранително-вкусовата, химическата, металургичната, стъкларската, кожарската, текстилната промишленост, селското стопанство, медицината и др.
Основни видове соли
1. Борати (оксоборати), соли на борни киселини: метаборна HBO 2, ортоборна H3 BO 3 и полиборни киселини, неизолирани в свободно състояние. Въз основа на броя на атомите на бора в молекулата те се разделят на моно-, ди, тетра-, хексаборати и др. Боратите се наричат също така по киселините, които ги образуват, и по броя на моловете B 2 O 3 на 1 мол от главния оксид. По този начин различни метаборати могат да бъдат наречени моноборати, ако съдържат B(OH)4 анион или верижен анион (BO2) n n -диборати - ако съдържат верижен двоен анион (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n-триборати - ако съдържат пръстенен анион (B 3 O 6) 3-.
Структурите на боратите включват бор-кислородни групи - „блокове“, съдържащи от 1 до 6, а понякога и 9 борни атома, например:
Координационното число на борните атоми е 3 (триъгълни групи бор-кислород) или 4 (тетраедрични групи). Бор-кислородните групи са в основата не само на островни, но и на по-сложни структури - верижни, слоести и рамкови полимеризирани. Последните се образуват в резултат на елиминирането на водата в хидратираните боратни молекули и образуването на мостови връзки чрез кислородни атоми; процесът понякога е придружен от разцепване на B-O връзката вътре в полианионите. Полианионите могат да прикрепят странични групи - бор-кислородни тетраедри или триъгълници, техните димери или външни аниони.
Амониеви, алкални, както и други метали в степен на окисление +1 най-често образуват хидратирани и безводни метаборати като MBO 2, тетраборати M 2 B 4 O 7, пентаборати MB 5 O 8, както и декаборати M 4 B 10 O 17 н H 2 O. Алкалоземните и други метали в степен на окисление + 2 обикновено дават хидратирани метаборати, триборати M 2 B 6 O 11 и хексаборати MB 6 O 10. както и безводни мета-, орто- и тетраборати. Металите в степен на окисление + 3 се характеризират с хидратирани и безводни MBO 3 ортоборати.
Боратите са безцветни аморфни вещества или кристали (предимно с нискосиметрична структура – моноклинна или орторомбична). За безводните борати температурите на топене варират от 500 до 2000 °C; Най-високите точки на топене са алкалните метаборати и орто- и метаборатите на алкалоземните метали. Повечето борати лесно образуват стъкла, когато техните стопилки се охладят. Твърдостта на хидратираните борати по скалата на Моос е 2-5, безводните - до 9.
Хидратираните моноборати губят кристализационна вода до ~180°C, полиборатите - при 300-500°C; елиминиране на вода поради ОН групи , координиран около борни атоми се среща до ~750°C. При пълна дехидратация се образуват аморфни вещества, които при 500-800 ° C в повечето случаи претърпяват "боратно пренареждане" - кристализация, придружена (за полиборати) от частично разлагане с освобождаване на B 2 O 3.
Боратите на алкални метали, амоний и Т1(I) са разтворими във вода (особено мета- и пентаборати) и се хидролизират във водни разтвори (разтворите имат алкална реакция). Повечето борати лесно се разлагат от киселини, в някои случаи от действието на CO 2 ; и SO2;. Боратите на алкалоземни и тежки метали взаимодействат с разтвори на основи, карбонати и хидрокарбонати на алкални метали. Безводните борати са химически по-стабилни от хидратираните борати. С някои алкохоли, по-специално глицерол, боратите образуват водоразтворими комплекси. Под действието на силни окислители, по-специално H 2 O 2, или по време на електрохимично окисление, боратите се превръщат в пероксоборати .
Известни са около 100 естествени борати, които са предимно соли на Na, Mg, Ca, Fe.
Хидратирани борати се получават: чрез неутрализация на H 3 VO 3 с метални оксиди, хидроксиди или карбонати; обменни реакции на борати на алкални метали, най-често Na, със соли на други метали; реакция на взаимно превръщане на слабо разтворими борати с водни разтвори на борати на алкални метали; хидротермални процеси, използващи халиди на алкални метали като минерализиращи добавки. Безводните борати се получават чрез сливане или синтероване на B 2 O 3 с метални оксиди или карбонати или дехидратиране на хидрати; Единичните кристали се отглеждат в разтвори на борати в стопени оксиди, например Bi 2 O 3.
Боратите се използват: за получаване на други борни съединения; като компоненти на шихтата при производството на стъкло, глазури, емайли, керамика; за огнеупорни покрития и импрегнации; като компоненти на флюси за рафиниране, заваряване и спояване на метал”; като пигменти и пълнители за бои и лакове; като оцветители, инхибитори на корозия, компоненти на електролити, фосфор и др. Бораксът и калциевите борати са най-широко използвани.
2. Халогениди, химични съединения на халогени с други елементи. Халидите обикновено включват съединения, в които халогенните атоми имат по-голяма електроотрицателност от другия елемент. Халогенидите не се образуват от He, Ne и Ar. Към прости или бинарни EC халогениди н (н- най-често цяло число от 1 за монохалиди до 7 за IF 7 и ReF 7, но може да бъде и дробно, например 7/6 за Bi 6 Cl 7) включват по-специално соли на халогеноводородни киселини и интерхалогенни съединения (например , халофлуориди). Съществуват също смесени халиди, полихалиди, хидрохалиди, оксохалиди, оксихалиди, хидроксохалиди, тиохалиди и комплексни халиди. Степента на окисление на халогените в халогенидите обикновено е -1.
Въз основа на естеството на връзката елемент-халоген простите халогениди се делят на йонни и ковалентни. В действителност връзките имат смесен характер с преобладаване на приноса на един или друг компонент. Халогенидите на алкални и алкалоземни метали, както и много моно- и дихалогениди на други метали са типични соли, в които преобладава йонният характер на връзката. Повечето от тях са относително огнеупорни, нисколетливи и силно разтворими във вода; във водни разтвори почти напълно се дисоциират на йони. Трихалогенидите на редкоземните елементи също имат свойствата на соли. Разтворимостта на йонните халиди във вода обикновено намалява от йодиди до флуориди. Хлоридите, бромидите и йодидите Ag + , Cu + , Hg + и Pb 2+ са слабо разтворими във вода.
Увеличаването на броя на халогенните атоми в металните халогениди или съотношението на заряда на метала към радиуса на неговия йон води до увеличаване на ковалентния компонент на връзката, намаляване на разтворимостта във вода и термичната стабилност на халогенидите , повишаване на летливостта, увеличаване на окисляването, способността и склонността към хидролиза. Тези зависимости се наблюдават за метални халогениди от същия период и в серия от халогениди от същия метал. Те могат лесно да се наблюдават на примера на термичните свойства. Например за метални халогениди от 4-ти период точките на топене и кипене са съответно 771 и 1430°C за KC1, 772 и 1960°C за CaCl2, 967 и 975°C за ScCl3, -24,1 и 136°C за TiCl4 . За UF 3 точката на топене е ~ 1500°C, UF 4 1036°C, UF 5 348°C, UF 6 64,0°C. В редовете на връзките EH нс постоянна нКовалентността на връзката обикновено се увеличава при преминаване от флуориди към хлориди и намалява при преминаване от последните към бромиди и йодиди. И така, за AlF 3 температурата на сублимация е 1280 ° C, AlC1 3 180 ° C, точката на кипене AlBr 3 254,8 ° C, AlI 3 407 ° C. В сериите ZrF 4 , ZrCl 4 ZrBr 4 , ZrI 4 температурата на сублимация е съответно 906, 334, 355 и 418°C. В редиците на МФ ни MC1 нкъдето М е метал от една подгрупа, ковалентността на връзката намалява с увеличаване на атомната маса на метала. Има малко метални флуориди и хлориди с приблизително равен принос от компонентите на йонната и ковалентната връзка.
Средната енергия на връзката елемент-халоген намалява при преминаване от флуориди към йодиди и с увеличаване н(виж таблицата).
Много метални халиди, съдържащи изолирани или свързващи О атоми (оксо- и оксихалиди, съответно), например ванадиев оксотрифлуорид VOF 3, ниобиев диоксифлуорид NbO 2 F, волфрамов диоксо-йодид WO 2 I 2.
Комплексните халогениди (халометалати) съдържат комплексни аниони, в които халогенните атоми са лиганди, например калиев хексахлороплатинат (IV) K2, натриев хептафлуоротанталат (V), Na, литиев хексафлуороарсенат (V). Флуоро-, оксофлуоро- и хлорометалатите имат най-голяма термична стабилност. По естеството на връзките йонните съединения с катиони NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + и др. са подобни на сложните халогениди.
Много халогениди се характеризират с асоцииране и полимеризация в течна и газова фаза с образуване на мостови връзки. Най-склонни към това са метални халиди от групи I и II, AlCl 3, пентафлуориди на Sb и преходни метали, оксофлуориди със състав MOF 4. Известни са халогениди с връзка метал-метал, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.
Флуоридите се различават значително по свойства от другите халогениди. Въпреки това, в простите халогениди тези разлики са по-слабо изразени, отколкото в самите халогени, а в сложните халогениди те са по-слабо изразени, отколкото в простите халогениди.
Много ковалентни халиди (особено флуориди) са силни киселини на Луис, напр. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Флуоридите са част от суперкиселините. Висшите халогениди се редуцират от метали и водород, например:
5WF 6 + W = 6WF 5
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
UF6 + H2 = UF4 + 2HF
Металните халогениди от групи V-VIII, с изключение на Cr и Mn, се редуцират от H 2 до метали, например:
WF 6 + ZN 2 = W + 6HF
Много ковалентни и йонни метални халогениди реагират помежду си, за да образуват сложни халогениди, например:
KS1 + TaCl 5 = К
По-леките халогени могат да изместят по-тежките халогениди. Кислородът може да окисли халидите, освобождавайки C1 2, Br 2 и I 2. Една от характерните реакции на ковалентните халогениди е взаимодействието с вода (хидролиза) или нейните пари при нагряване (пирохидролиза), което води до образуването на оксиди, окси- или оксохалиди, хидроксиди и халогеноводороди.
Халогенидите се получават директно от елементи, чрез взаимодействие на халогеноводороди или халогеноводородни киселини с елементи, оксиди, хидроксиди или соли, както и чрез обменни реакции.
Халогенидите се използват широко в технологиите като изходни материали за производството на халогени, алкални и алкалоземни метали, като компоненти на стъкла и други неорганични материали; те са междинни продукти при производството на редки и някои цветни метали, U, Si, Ge и др.
В природата халогенидите образуват отделни класове минерали, които включват флуориди (например минералите флуорит, криолит) и хлориди (силвит, карналит). Бромът и йодът присъстват в някои минерали като изоморфни примеси. Значителни количества халиди се съдържат в морската и океанска вода, солта и подземните разсоли. Някои халогениди, например NaCl, KC1, CaCl2, са част от живите организми.
3. Карбонати (от латински carbo, пол carbonis въглища), соли на въглената киселина. Има средни карбонати с CO 3 2- анион и кисели, или хидрокарбонати (стари бикарбонати), с HCO 3 - анион. Карбонатите са кристални вещества. Повечето средни метални соли в степен на окисление +2 кристализират в шестоъгълници. решетъчен тип калцит или ромбичен тип арагонит.
От средните карбонати във вода са разтворими само соли на алкални метали, амоний и Tl(I). В резултат на значителна хидролиза техните разтвори имат алкална реакция. Металните карбонати са най-трудни за разтваряне в степен на окисление + 2. Напротив, всички бикарбонати са силно разтворими във вода. По време на обменни реакции във водни разтвори между метални соли и Na 2 CO 3 се образуват утайки от средни карбонати в случаите, когато тяхната разтворимост е значително по-малка от тази на съответните хидроксиди. Такъв е случаят с Ca, Sr и техните аналози, лантанидите, Ag(I), Mn(II), Pb(II) и Cd(II). Останалите катиони, когато взаимодействат с разтворени карбонати в резултат на хидролиза, могат да дадат не междинни, а основни крабонати или дори хидроксиди. Средните крабонати, съдържащи многозаредени катиони, понякога могат да бъдат утаени от водни разтвори в присъствието на голям излишък от CO 2 .
Химичните свойства на карбонатите се дължат на принадлежността им към класа на неорганичните соли на слабите киселини. Характерните особености на карбонатите са свързани с тяхната слаба разтворимост, както и термичната нестабилност както на самите крабонати, така и на H 2 CO 3. Тези свойства се използват при анализа на крабонати въз основа или на тяхното разлагане със силни киселини и количествената абсорбция на получения CO 2 от алкален разтвор, или на утаяването на CO 3 2- йон от разтвор под формата на BaCO 3. Когато излишъкът от CO 2 действа върху средна карбонатна утайка, в разтвора се образува хидроген карбонат, например: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca (HCO 3) 2. Наличието на хидрокарбонати в естествената вода причинява нейната временна твърдост. Хидрокарбонатите при леко нагряване, дори при ниски температури, отново се превръщат в средни карбонати, които при нагряване се разлагат до оксид и CO2. Колкото по-активен е металът, толкова по-висока е температурата на разлагане на неговия карбонат. Така Na 2 CO 3 се топи без разлагане при 857 °C, а за карбонатите Ca, Mg и A1 равновесните налягания на разлагане достигат 0,1 MPa при температури съответно 820, 350 и 100 °C.
Карбонатите са много разпространени в природата, което се дължи на участието на CO 2 и H 2 O в процесите на минералообразуване. карбонатите играят голяма роля в глобалното равновесие между газообразния CO 2 в атмосферата и разтворения CO 2 ;
и HCO 3 - и CO 3 2- йони в хидросферата и твърди соли в литосферата. Най-важните минерали са калцит CaCO 3, магнезит MgCO 3, сидерит FeCO 3, смитсонит ZnCO 3 и някои други Варовикът се състои главно от калцит или калцитни скелетни останки на организми, рядко от арагонит. Естествени хидратирани карбонати на алкални метали и Mg (например MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), двойни карбонати [например доломит CaMg (CO 3) 2, трона Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 са известни също O] и основни [малахит CuCO 3 Cu(OH) 2, хидроцерусит 2PbCO 3 Pb(OH) 2].
Най-важните са калиев карбонат, калциев карбонат и натриев карбонат. Много естествени карбонати са много ценни метални руди (например карбонати Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Бикарбонатите играят важна физиологична роля, като буферни вещества, които регулират постоянството на рН на кръвта.
4. Нитрати, соли на азотната киселина HNO 3. Известен за почти всички метали; съществуват както под формата на безводни соли M(NO 3) н (н- степен на окисление на метала M) и под формата на кристални хидрати M(NO 3) н х H 2 O ( х= 1-9). От водните разтвори при температури, близки до стайната, само нитратите на алкални метали кристализират като безводни, а останалите - под формата на кристални хидрати. Физикохимичните свойства на безводен и хидратиран нитрат на един и същ метал могат да се различават значително.
Безводните кристални съединения на d-елементни нитрати са оцветени. Условно нитратите могат да бъдат разделени на съединения с предимно ковалентен тип връзка (соли на Be, Cr, Zn, Fe и други преходни метали) и с преобладаващо йонен тип връзка (соли на алкални и алкалоземни метали). Йонните нитрати се характеризират с по-висока термична стабилност, преобладаване на кристални структури с по-висока симетрия (кубична) и липса на разцепване на нитратните йонни ленти в IR спектрите. Ковалентните нитрати имат по-висока разтворимост в органични разтворители, по-ниска термична стабилност и техните IR спектри са по-сложни; Някои ковалентни нитрати са летливи при стайна температура и когато се разтворят във вода, те частично се разлагат, освобождавайки азотни оксиди.
Всички безводни нитрати проявяват силни окислителни свойства поради наличието на NO 3 - йон, докато тяхната окислителна способност се увеличава при преминаване от йонни към ковалентни нитрати. Последните се разлагат в диапазона 100-300 ° C, йонните - при 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 и някои други се топят при нагряване). Продукти на разлагане в твърда и течна фаза. са последователно нитрити, оксинитрати и оксиди, понякога свободни метали (когато оксидът е нестабилен, например Ag 2 O), а в газовата фаза - NO, NO 2, O 2 и N 2. Съставът на продуктите от разлагането зависи от естеството на метала и степента му на окисление, скоростта на нагряване, температурата, състава на газовата среда и други условия. NH 4 NO 3 детонира и при бързо нагряване може да се разложи с експлозия, при което се образуват N 2, O 2 и H 2 O; при бавно нагряване се разлага на N 2 O и H 2 O.
Свободният NO 3 - йон в газовата фаза има геометричната структура на равностранен триъгълник с N атом в центъра, ONO ъгли ~ 120° и дължини на N-O връзката от 0,121 nm. В кристалните и газообразните нитрати NO 3 - йонът запазва главно своята форма и размер, което определя пространството и структурата на нитратите. NO 3 - йонът може да действа като моно-, би-, тридентен или мостов лиганд, следователно нитратите се характеризират с голямо разнообразие от типове кристални структури.
Преходни метали във високи степени на окисление поради стерични. Безводните нитрати не могат да създават никакви затруднения и се характеризират с оксонитрати, например UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Нитратите образуват голям брой двойни и комплексни соли с NO 3 - йон във вътрешната сфера. Във водна среда, в резултат на хидролиза, катионите на преходните метали образуват хидроксонитрати (основни нитрати) с променлив състав, които могат да бъдат изолирани и в твърдо състояние.
Хидратираните нитрати се различават от безводните нитрати по това, че в техните кристални структури металният йон в повечето случаи е свързан с водните молекули, а не с NO3 йона. Следователно те са по-добре разтворими във вода от безводните нитрати, но по-малко разтворими в органични разтворители; те са по-слаби окислители и се топят неконгруентно във вода за кристализация в диапазона 25-100 ° C. При нагряване на хидратирани нитрати по правило не се образуват безводни нитрати, но се получава термолиза с образуването на хидроксонитрати и след това оксонитрати и метални оксиди.
По много от химичните си свойства нитратите са подобни на другите неорганични соли. Характерните особености на нитратите се дължат на тяхната много висока разтворимост във вода, ниска термична стабилност и способност да окисляват органични и неорганични съединения. Когато нитратите се редуцират, се образува смес от азотсъдържащи продукти NO 2, NO, N 2 O, N 2 или NH 3 с преобладаване на един от тях, в зависимост от вида на редуциращия агент, температурата, реакцията на околната среда и други фактори.
Промишлените методи за производство на нитрати се основават на абсорбцията на NH 3 от разтвори на HNO 3 (за NH 4 NO 3) или на абсорбцията на азотни газове (NO + NO 2) от разтвори на основи или карбонати (за нитрати на алкални метали, Ca, Mg, Ba), както и различни обменни реакции на метални соли с HNO 3 или нитрати на алкални метали. В лабораторията за получаване на безводни нитрати се използват реакции на преходни метали или техните съединения с течен N 2 O 4 и неговите смеси с органични разтворители или реакции с N 2 O 5.
Нитратите Na, K (натриев и калиев нитрат) се намират под формата на естествени находища.
Нитратите се използват в много отрасли. Амониевият нитрит (амониев нитрат) е основният азотсъдържащ тор; Алкалните метални нитрати и Са също се използват като торове. Нитратите са компоненти на ракетни горива, пиротехнически състави, ецващи разтвори за боядисване на тъкани; Използват се за втвърдяване на метали, консервиране на храни, като лекарства и за производство на метални оксиди.
Нитратите са токсични. Те причиняват белодробен оток, кашлица, повръщане, остра сърдечно-съдова недостатъчност и др. Смъртоносната доза нитрати за човека е 8-15 g, допустимата дневна доза е 5 mg/kg. За сумата на нитратите Na, K, Ca, NH3 ПДК: във вода 45 mg/l", в почва 130 mg/kg (клас на опасност 3); в зеленчуци и плодове (mg/kg) - картофи 250, късно бяло зеле 500, късни моркови 250, цвекло 1400, лук 80, тиквички 400, пъпеши 90, дини, грозде, ябълки, круши 60. Неспазването на агротехническите препоръки, прекомерното прилагане на торове рязко повишава съдържанието на нитрати в селскостопанските продукти, повърхностния отток от полета ( 40-5500 mg/l), подземни води.
5. Нитрити, соли на азотиста киселина HNO 2. Използват се предимно нитрити на алкални метали и амоний, по-малко - алкалоземни и нитрити. д-метали, Pb и Ag. За нитритите на други метали има само откъслечна информация.
Металните нитрити в степен на окисление +2 образуват кристални хидрати с една, две или четири водни молекули. Нитритите образуват двойни и тройни соли, напр. CsNO 2 AgNO 2 или Ba (NO 2) 2 Ni (NO 2) 2 2KNO 2, както и комплексни съединения, например Na 3.
Кристалните структури са известни само за няколко безводни нитрити. Анионът NO 2 има нелинейна конфигурация; ONO ъгъл 115°, дължина на H-O връзката 0,115 nm; видът на връзката M-NO 2 е йонно-ковалентен.
Нитритите K, Na, Ba са добре разтворими във вода, нитритите Ag, Hg, Cu са слабо разтворими. С повишаване на температурата разтворимостта на нитритите се увеличава. Почти всички нитрити са слабо разтворими в алкохоли, етери и нискополярни разтворители.
Нитритите са термично нестабилни; Само нитритите на алкалните метали се топят без разлагане; нитритите на другите метали се разлагат при 25-300 °C. Механизмът на разграждане на нитритите е сложен и включва редица паралелно-последователни реакции. Основните газообразни продукти на разпадане са NO, NO 2, N 2 и O 2, твърди - метален оксид или елементарен метал. Отделянето на големи количества газове причинява експлозивно разлагане на някои нитрити, например NH 4 NO 2, който се разлага на N 2 и H 2 O.
Характерните особености на нитритите са свързани с тяхната термична нестабилност и способността на нитритния йон да бъде както окислител, така и редуциращ агент, в зависимост от околната среда и естеството на реагентите. В неутрална среда нитритите обикновено се редуцират до NO; в кисела среда те се окисляват до нитрати. Кислородът и CO 2 не взаимодействат с твърдите нитрити и техните водни разтвори. Нитритите насърчават разграждането на азотсъдържащи органични вещества, по-специално амини, амиди и др. С органични халиди RXH. реагират, за да образуват както нитрити RONO, така и нитро съединения RNO 2 .
Промишленото производство на нитрити се основава на абсорбцията на азотен газ (смес от NO + NO 2) с разтвори на Na 2 CO 3 или NaOH с последователна кристализация на NaNO 2; Нитритите на други метали се получават в промишлеността и лабораториите чрез реакция на обмен на метални соли с NaNO 2 или чрез редукция на нитратите на тези метали.
Нитритите се използват за синтеза на азобагрила, при производството на капролактам, като окислители и редуциращи агенти в гумената, текстилната и металообработващата промишленост, като хранителни консерванти. Нитритите като NaNO 2 и KNO 2 са токсични, причиняват главоболие, повръщане, потискане на дишането и др. Когато NaNO 2 е отровен, в кръвта се образува метхемоглобин и мембраните на червените кръвни клетки се увреждат. Възможно е да се образуват нитрозамини от NaNO 2 и амини директно в стомашно-чревния тракт.
6. Сулфати, соли на сярната киселина. Известни са средни сулфати с SO 4 2- анион или хидросулфати с HSO 4 - анион, основен, съдържащ, заедно с SO 4 2- анион, OH групи, например Zn 2 (OH) 2 SO 4. Има и двойни сулфати, съдържащи два различни катиона. Те включват две големи групи сулфати - стипца , както и шенити M 2 E (SO 4) 2 6H 2 O , където М е еднократно зареден катион, Е е Mg, Zn и други двойно заредени катиони. Известен троен сулфат K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (минерал полихалит), двойни основни сулфати, например минерали от групите алунит и ярозит M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 и M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe (OH) 3, където М е еднозареден катион.Сулфатите могат да бъдат част от смесени соли, например 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (минерал беркеит), MgSO 4 KCl 3H2O (каинит).
Сулфатите са кристални вещества, средни и киселинни в повечето случаи, силно разтворими във вода. Сулфатите на калций, стронций, олово и някои други са слабо разтворими; BaSO 4 и RaSO 4 са практически неразтворими. Основните сулфати обикновено са слабо разтворими или практически неразтворими или се хидролизират от вода. От водни разтвори сулфатите могат да кристализират под формата на кристални хидрати. Кристалните хидрати на някои тежки метали се наричат витриоли; меден сулфат CuSO 4 5H 2 O, железен сулфат FeSO 4 7H 2 O.
Средните сулфати на алкални метали са термично стабилни, докато киселинните сулфати се разлагат при нагряване, превръщайки се в пиросулфати: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Средните сулфати на други метали, както и основните сулфати, когато се нагряват до достатъчно високи температури, като правило се разлагат с образуването на метални оксиди и освобождаването на SO 3.
Сулфатите са широко разпространени в природата. Те се намират под формата на минерали, например гипс CaSO 4 H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 10H 2 O, а също така са част от морска и речна вода.
Много сулфати могат да бъдат получени чрез взаимодействие на H 2 SO 4 с метали, техните оксиди и хидроксиди, както и чрез разлагане на летливи киселинни соли със сярна киселина.
Неорганичните сулфати са широко използвани. Например амониевият сулфат е азотен тор, натриевият сулфат се използва в стъкларската, хартиената промишленост, производството на вискоза и др. Природните сулфатни минерали са суровини за промишленото производство на съединения на различни метали, строителни материали и др.
7.сулфити,соли на сярна киселина H2SO3 . Има средни сулфити с аниона SO 3 2- и киселинни (хидросулфити) с аниона HSO 3 - . Средните сулфити са кристални вещества. Амониеви и алкалнометални сулфити са силно разтворими във вода; разтворимост (g в 100 g): (NH 4) 2 SO 3 40,0 (13 ° C), K 2 SO 3 106,7 (20 ° C). Хидросулфитите се образуват във водни разтвори. Сулфитите на алкалоземните и някои други метали са практически неразтворими във вода; разтворимост на MgSO 3 1 g в 100 g (40°C). Известни кристални хидрати (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 и др.
Безводните сулфити, когато се нагряват без достъп на въздух в запечатани съдове, се разделят непропорционално на сулфиди и сулфати; при нагряване в поток от N 2 те губят SO 2 и при нагряване на въздух лесно се окисляват до сулфати. С SO 2 във водна среда средните сулфити образуват хидросулфити. Сулфитите са относително силни редуциращи агенти, те се окисляват в разтвори с хлор, бром, H 2 O 2 и др. до сулфати. Те се разлагат със силни киселини (например НС1) с освобождаване на SO 2.
Кристалните хидросулфити са известни за K, Rb, Cs, NH 4 +, те са нестабилни. Останалите хидросулфити съществуват само във водни разтвори. Плътност на NH4HSO3 2.03 g/cm3; разтворимост във вода (g в 100 g): NH 4 HSO 3 71,8 (0 ° C), KHSO 3 49 (20 ° C).
Когато кристалните хидросулфити Na или K се нагряват или когато кипящият разтвор на пулпа се насища с SO 2 M 2 SO 3, се образуват пиросулфити (остарели - метабисулфити) M 2 S 2 O 5 - соли на неизвестната свободна пиросярна киселина H 2 S 2 О 5; кристали, нестабилни; плътност (g/cm3): Na 2 S 2 O 5 1,48, K 2 S 2 O 5 2,34; над ~ 160 °C се разлагат с отделяне на SO 2; разтворим във вода (с разлагане до HSO 3 -), разтворимост (g в 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; образуват хидрати Na 2 S 2 O 5 7H 2 O и ZK 2 S 2 O 5 2H 2 O; редуциращи агенти.
Средните сулфити на алкални метали се получават чрез взаимодействие на воден разтвор на M2CO3 (или MOH) със SO2 и MSO3 чрез преминаване на SO2 през водна суспензия на MCO3; Те използват главно SO 2 от отработените газове от контактното производство на сярна киселина. Сулфитите се използват при избелване, боядисване и щамповане на тъкани, влакна, кожа за консервиране на зърно, зелени фуражи, фуражни промишлени отпадъци (NaHSO 3,
Na 2 S 2 O 5). CaSO 3 и Ca(HSO 3) 2 са дезинфектанти във винопроизводството и захарната промишленост. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - компоненти на сулфитна течност по време на пулпиране; (NH 4) 2 SO 3 - абсорбатор на SO 2; NaHSO 3 е абсорбатор на H 2 S от промишлени отпадъчни газове, редуциращ агент при производството на серни багрила. K 2 S 2 O 5 - компонент на киселинни фиксатори във фотографията, антиоксидант, антисептик.
Методи за разделяне на смеси
Филтриране, разделяне на хетерогенни системи течност - твърди частици (суспензии) и газ - твърди частици с помощта на порести филтърни прегради (FP), които пропускат течност или газ, но задържат твърди частици. Движещата сила на процеса е разликата в налягането от двете страни на фазовия преход.
При разделяне на суспензии твърдите частици обикновено образуват слой от мокра утайка върху FP, който, ако е необходимо, се измива с вода или друга течност и също така се дехидратира чрез продухване на въздух или друг газ през него. Филтрирането се извършва при постоянна разлика в налягането или при постоянна скорост на процеса w(количеството филтрат в m 3, преминаващо през 1 m 2 от повърхността на FP за единица време). При постоянна разлика в налягането суспензията се подава към филтъра под вакуум или свръхналягане, както и чрез бутална помпа; При използване на центробежна помпа разликата в налягането се увеличава и скоростта на процеса намалява.
В зависимост от концентрацията на суспензиите се разграничават няколко вида филтрация. При концентрация над 1% се получава филтриране с образуване на утайка и при концентрация под 0,1% със запушване на порите на FP (избистряне на течности). Ако върху FP не се образува достатъчно плътен слой утайка и във филтрата попаднат твърди частици, филтрирайте с фино диспергирани спомагателни материали (диатомит, перлит), които предварително се нанасят върху FP или се добавят към суспензията. При първоначална концентрация под 10% е възможно частично отделяне и сгъстяване на суспензиите.
Има непрекъснати и периодични филтри. За последните основните етапи на работа са филтриране, измиване на утайката, нейното обезводняване и разтоварване. В този случай е приложима оптимизация по критериите за най-голяма производителност и най-ниски разходи. Ако не се извърши измиване и обезводняване и хидравличното съпротивление на преградата може да се пренебрегне, тогава най-голямата производителност се постига, когато времето за филтриране е равно на продължителността на спомагателните операции.
Прилагат се гъвкави ФП от памучни, вълнени, синтетични и стъклени платове, както и нетъкани ФП от естествени и синтетични влакна и негъвкави - керамика, металокерамика и дунапрен. Посоките на движение на филтрата и действието на гравитацията могат да бъдат противоположни, съвпадащи или взаимно перпендикулярни.
Дизайнът на филтрите е разнообразен. Един от най-често срещаните е въртящ се барабанен вакуумен филтър (см.Фиг.) с непрекъснато действие, при което посоките на движение на филтрата и действието на гравитацията са противоположни. Разпределителното устройство свързва зони I и II с източник на вакуум и зони III и IV с източник на сгъстен въздух. Филтратът и промивната течност от зони I и II постъпват в отделни приемници. Широко разпространение получи и автоматизирана периодична филтърна преса с хоризонтални камери, филтърна тъкан под формата на безконечна лента и еластични мембрани за обезводняване на утайките чрез пресоване. Той извършва редуващи се операции на пълнене на камери със суспензия, филтриране, промиване и обезводняване на утайка, разединяване на съседни камери и отстраняване на утайка.
