Проект по химии Соли

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа с. Хмелинец

Задонского муниципального района Липецкой области

Проектно-исследовательская работа

Класс неорганических веществ

«СОЛИ»

Выполнила ученица 11 класса

Потяженко Анастасия

Учитель химии:

Воронина Г.Д.

Хмелинец-2014

Тема работы:

«Соли - один из основных классов неорганических соединений»

Актуальность вопроса:

На уроках химии мы не раз слышали слова «Соль», «Соли». Знаем, что человек издавна использует соль. Всем хорошо известны традиции, обряды, поговорки: «дорогих гостей хлебом-солью встречают, «лучший друг тот, с которым пуд соли съел». Решила опросить одноклассников, что они знают о солях.

Основной ответ был: «Знаю, что солят солью продукты», «Солью раньше рассчитывались за товары», «Соль есть на кухне и в ванной тоже». Так соль - это одно вещество или веществ, объединяемых словом «СОЛЬ», много? Проблема оказалась близка мне и одноклассникам. Это и определило мой выбор.

Объект исследования: неорганические соединения-соли

Предмет исследования: характеристика солей и их свойства

Цель работы:

Исследование различных видов солей, находящихся вокруг нас, определение их практической значимости.

Задачи:

1. Дать определение солям.

2. Выделить их классификацию.

3. Рассмотреть физические свойства солей.

4. Выяснить, каковы способы получения солей.

5. Изучить их химические свойства.

6. Ознакомиться с основными видами солей.

7. Выявить методы разделения смесей.

8. Рассмотреть применение солей в жизни человека.

9. Добыча солей.

10.Раскрыть секреты соли.

11.Сделать вывод о проделанной работе.

Гипотеза:

Заинтересовавшись темой, я предположила, что вокруг нас много солей и все они имеют большое значение в жизни человека.

Методы исследования: теоретические

-анализ и синтез солей

-обобщение солей

-их классификация

-определение понятий

ОПИСАНИЕ РАБОТЫ

1.Что такое «соль»?

Слово "соль" произошло от латинского слова "sal", которое происходит от греческого термина "hals" - означающего "море", а минералогический термин поваренной соли - галит. Это минерал, который является основным питательным веществом для существования жизни, а также одним из наиболее важных промышленных сырьевых минералов. Слово "соль" произошло от латинского слова "sal", которое происходит от греческого термина "hals" - означающего "море", а минералогический термин поваренной соли - галит. Это минерал, который является основным питательным веществом для существования жизни, а также одним из наиболее важных промышленных сырьевых минералов.

СОЛИ, класс химических соединений. Общепринятого определения понятия "Соли", так же как и терминов "кислоты и основания", продуктами взаимодействием которых соли являются, в настоящее время не существует. Соли могут рассматриваться как продукты замещения протонов водорода кислоты на ионы металлов, NH₄ ⁺ , СН₃ NН₃ + и др. катионы или групп ОН основания на анионы кислот (напр., Cl^-, SO₄ ^2- ).

2.Классификация

Продуктами полного замещения являются средние соли, например. Na₂ SO₄ , MgCl₂ , неполного-кислые или основные соли, например KHSO₄ , СuСlOН. Различают также простые соли, включающие один вид катионов и один вид анионов (например, NaCl), двойные соли содержащие два вида катионов (например, KAl(SO₄ )₂ •12H₂ O), смешанные соли, в составе которых два вида кислотных остатков (например, AgClBr). Комплексные соли содержат комплексные ионы, например K₄ [Fe(CN)₆ ].

3.Физические свойства

Типичные соли - кристаллические вещества с ионной структурой, например CsF Существуют также ковалентные соли, например АlСl₃ . В действительности характер химической связи ,v многих солей смешанный.

По растворимости в воде различают растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К растворимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитраты, ацетаты и хлориды, за исключением солей поливалентных металлов, гидролизующихся в воде, многие кислые соли.

Растворимость солей в воде при комнатной температуре

Кати-

оны

Анионы

F^-

Cl^-

Br^-

I^-

S^2-

NO₃ ^-

CO₃ ^2-

SiO₃ ^2-

SO₄ ^2-

PO₄ ^3-

Na⁺

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

K⁺

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

NH₄ ⁺

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Mg²⁺

РК

Р

Р

Р

М

Р

Н

РК

Р

РК

Ca²⁺

НК

Р

Р

Р

М

Р

Н

РК

М

РК

Sr²⁺

НК

Р

Р

Р

Р

Р

Н

РК

РК

РК

Ba²⁺

РК

Р

Р

Р

Р

Р

Н

РК

НК

РК

Sn²⁺

Р

Р

Р

М

РК

Р

Н

Н

Р

Н

Pb²⁺

Н

М

М

М

РК

Р

Н

Н

Н

Н

Al³⁺

М

Р

Р

Р

Г

Р

Г

НК

Р

РК

Cr³⁺

Р

Р

Р

Р

Г

Р

Г

Н

Р

РК

Mn²⁺

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Н

Н

Р

Н

Fe²⁺

М

Р

Р

Р

Н

Р

Н

Н

Р

Н

Fe³⁺

Р

Р

Р

-

-

Р

Г

Н

Р

РК

Co²⁺

М

Р

Р

Р

Н

Р

Н

Н

Р

Н

Ni²⁺

М

Р

Р

Р

РК

Р

Н

Н

Р

Н

Cu²⁺

М

Р

Р

-

Н

Р

Г

Н

Р

Н

Zn²⁺

М

Р

Р

Р

РК

Р

Н

Н

Р

Н

Cd²⁺

Р

Р

Р

Р

РК

Р

Н

Н

Р

Н

Hg²⁺

Р

Р

М

НК

НК

Р

Н

Н

Р

Н

Hg₂ ²⁺

Р

НК

НК

НК

РК

Р

Н

Н

М

Н

Ag⁺

Р

НК

НК

НК

НК

Р

Н

Н

М

Н

Условные обозначения:

Р - вещество хорошо растворимо в воде; М - малорастворимо; Н - практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабых или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется только в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кислотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в контакте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует.

В водных растворах соли полностью или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и (или) слабых оснований подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат гидратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацетоне, амидах кислот и др. органических растворителях.

Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг₂ • ЗС₂ Н₅ ОН.

Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о растворимости солей при их совместном присутствии в зависимости от температуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем.

4.Общие способы синтеза солей.

Получение средних солей:

1) металла с неметаллом: 2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO₂ = MgCO₃

5) основного оксида с кислотой CuO + H₂ SO₄ = CuSO₄ + H₂ O

6) основания с кислотным оксидом Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂ O

7) основания с кислотой: Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂ O

8) соли с кислотой: MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂ O + CO₂

BaCl₂ + H₂ SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH)₂ + Na₂ SO₄ = 2NaOH + BaSO₄

10) растворов двух солей 3CaCl₂ + 2Na₃ PO₄ = Ca₃ (PO₄ )₂ + 6NaCl

Получение кислых солей:

1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H₂ SO₄ = KHSO₄ + H₂ O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃ )₂

3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca₃ (PO₄ )₂ + 4H₃ PO₄ = 3Ca(H₂ PO₄ )₂

Получение основных солей:

1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl₂ + H₂ O = [Zn(OH)]Cl + HCl

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

3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl₂ + 2Na₂ CO₃ + H₂ O = [Mg(OH)]₂ CO₃ + CO₂ + 4NaCl

Получение комплексных солей:

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

FeCl₃ + 6KCN] = K₃ [Fe(CN)₆ ] + 3KCl

Получение двойных солей:

1. Совместная кристаллизация двух солей:

Cr₂ (SO₄ ) ₃ + K₂ SO₄ + 24H₂ O = 2[KCr(SO₄ ) ₂ • 12H₂ O

5.Химические свойства.

Химические свойства средних солей:

1. Термическое разложение. CaCO₃ = CaO + CO₂

2Cu(NO₃ )₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂

NH₄ Cl = NH₃ + HCl

2. Гидролиз. Al₂ S₃ + 6H₂ O = 2Al(OH)₃ + 3H₂ S

FeCl₃ + H₂ O = Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂ S + H₂ O = NaHS +NaOH

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

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

Fe(NO₃ )₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaNO₃

CaCl₂ + Na₂ SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl

AgCl + 2Na₂ S₂ O₃ = Nа₃ [Ag(S₂ O₃ ) ₂ ] + NaCl

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ + 8H₂ O

Химические свойства кислых солей:

Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO₃ )₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂ O

Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

Ba(HCO₃ )₂ + Ba(OH)₂ = 2BaCO₃ + 2H₂ O

Химические свойства основных солей:

Термическое разложение. [Cu(OH)]₂ CO₃ = 2CuO + CO₂ + H₂ O

Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl₂ + H₂ O

Химические свойства комплексных солей:

1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:

2[Cu(NH₃ )₂ ]Cl + K₂ S = CuS + 2KCl + 4NH₃

2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.

K₂ [CoCl₄ ] + 6H₂ O = [Co(H₂ O)₆ ]Cl₂ + 2KCl

Химические свойства двойных солей:

Взаимодействие с растворами щелочей: KCr(SO₄ )₂ + 3KOH = Cr(OH)₃ + 2K₂ SO₄

2. Восстановление: KCr(SO₄ )₂ + 2H°(Zn, разб. H₂ SO₄ ) = 2CrSO₄ + H₂ SO₄ + K₂ SO₄

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

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

6.Основные виды солей

Бораты (оксобораты), соли борных кислот: метаборной НВО₂ , ортоборной Н₃ ВО₃ и не выделенных в свободном состоянии полиборных. По числу атомов бора в молекуле делятся на моно-, ди, тетра-, гексабораты и т. д. Бораты называют также по образующим их кислотам и по числу молей В₂О₃ , приходящемуся на 1 моль основного оксида. Так различные метабораты могут быть названы моноборатами, если содержат анион В(ОН)₄ или цепочечный анион {ВО₂ }_n ^n- диборатами - если содержат цепочечный сдвоенный анион { В₂ О₃ (OН)₂ }_n ^2n- триборатами - если содержат кольцевой анион (В₃ О₆ )^3- .

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

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

Аммоний, щелочные, а также и другие металлы в степени окисления +1 образуют чаще всего гидратированные и безводные метабораты типа МВО₂ , тетрабораты М₂ B₄ O₇ , пентабораты МB₅ O₈ , а также декабораты М₄ B₁₀ O₁₇ • nH₂ O. Щелочноземельные и другие металлы в степени окисления + 2 дают обычно гидратированные метабораты, трибораты М₂ B₆ O₁₁ и гексабораты МB₆ O₁₀ . а также безводные мета-, орто- и тетрабораты. Для металлов в степени окисления + 3

характерны гидратированные и безводные ортобораты МВО₃ .

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

Гидратированные монобораты теряют кристаллизационную воду до ~180°С, полибораты -при 300-500°С; отщепление воды за счет групп ОН, координированных вокруг атомов бора, происходит до ~750°С. При полном обезвоживании образуются аморфные веществава, которыерые при 500-800°C в большинстве случаев претерпевают "боратовую перегруппировку" -кристаллизацию, сопровождающуюся (для полиборатов) частичным разложением с выделением В₂ О₃ .

Бораты щелочных металлов, аммония и Т1(I) растворимы в воде (особенно мета- и пентабораты), в водных растворах гидролизуются (растворыры имеют щелочную реакцию). Большинство боратов легко разлагается кислотами, в некоторых случаях - при действии СО₂ ; и SO₂ ;. Бораты щелочно-земельных и тяжелых металлов взаимодействуют с растворами щелочей, карбонатов и гидрокарбонатов щелочных металлов. Безводные бораты химически более стойки, чем гидратированные. С некоторыми спиртами, в частности с глицерином, бораты образуют растворимые в воде комплексы. При действии сильных окислителей, в частности Н₂ О₂ , или при электрохимическом окислении бораты превращаются в пероксобораты.

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

Гидратированные бораты получают: нейтрализацией Н₃ ВО₃ оксидами, гидроксидами или карбонатами металлов; обменными реакциями боратов щелочных металлов, чаще всего Na, с солями других металлов; реакцией взаимного превращения малорастворимых боратов с водными растворами боратов щелочных металов; гидротермальными процессами с использованием галогенидов щелочных металлов в качестве минерализующих добавок. Безводные бораты получают сплавлением или спеканием В₂ О₃ с оксидами или карбонатами металлов или обезвоживанием гидратов; монокристаллы выращивают в растворах боратов в расплавленных оксидах, напр Вi₂ О₃ .

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

Галогениды , химические соединения галогенов с др. элементами. К галогенидам обычно относят соединения, в которых атомы галогена имеют большую электроотрицательность, чем др. элемент. Галогенидов не образуют Не, Ne и Аг. К простым, или бинарным, галогенидам ЭХn (n - чаще всего целое число от 1 у моногалогенидов до 7 у IF₇ , и ReF₇ , но может 6ыть и дробным, например 7/6 у Bi₆ Cl₇ ) относят, в частности, соли галогеноводородных кислот и межгалогенные соединения (напр., галогенфториды). Существуют также смешанные галогениды, полигалогениды, гидрогалогениды, оксогалогениды, оксигалогениды, гидроксогалогениды, тиогалогениды и комплексные галогениды. Степень окисления галогенов в галогенидах обычно равна -1.

По характеру связи элемент-галоген простые галогениды подразделяют на ионные и ковалентные. В действительности связи имеют смешанный характер с преобладанием вклада той или иной составляющей. Галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие моно- и дигалогениды др. металов - типичные соли, в которых преобладает ионный характер связи. Большинство из них относительно тугоплавки малолетучи, хорошо растворимы а воде; в водных растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Свойствами солей обладают также тригалогениды

редкоземельных элементов. Растворимость в воде ионных галогенидов, как правило, уменьшается от иодидов к фторидам. Хлориды, бромиды и иодиды Ag⁺ , Сu⁺ , Hg⁺ и Pb²⁺ плохо растворимы в воде.

Увеличение числа атомов галогенов в галогенидах металлов или отношения заряда металла к радиусу его иона приводит к повышению ковалентной составляющей связи, снижению растворимости в воде и термической устойчивости галогенидов, увеличению от летучести, повышению окислит, способности и склонности к гидролизу. Эти зависимости наблюдаются для галогенидов металлов одного и того же периода и в ряду галогенидов одного и того же металла. Их легко проследить на примере термических свойств. Например, для галогенидов металлов 4-го периода температуры плавления и кипения составляют соответственно 771 и 1430°С для КС1, 772 и 1960°C для СаС1₂ , 967 и 975°С для ScCl₃ , -24,1 и 136°С для TiCl₄ . Для UF₃ температура плавления ~ 1500°С, UF₄ 1036°C, UF₅ 348°С, UF₆64,0 °С. В рядах соединений ЭХn при неизменном n ковлентность связи обычно увеличивается при переходе от фторидов к хлоридам и уменьшается при переходе от последних к бромидам и иодидам. Так, для АlF₃ температура возгонки 1280°C, А1С1₃ 180°С, температура кипения А1Вr₃ 254,8 °С, АlI₃407°С. В ряду ZrF₄ , ZrCl₄ ZrBr₄ , ZrI₄ температура возгонки равна соответственно 906, 334, 355 и 418°С. В рядах MFn и МС1n где М-металл одной подгруппы, ковалентность связи уменьшается с ростом атомной массы металла. Фторидов и хлоридов металлов с примерно одинаковым вкладом ионной и ковалентной составляющей связи немного.

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

Галоген

BeX₂

BX₃

AlX₃

CX₄

PX₅

F

636

641

588

486

457

Cl

460

439

423

322

254

385

364

360

267

-

I

294

282

283

206

-

Многие металлы галогениды, содержащие изолированные или мостиковые атомы О (соответственно оксо-и оксигалогениды), например оксотрифторид ванадия VOF₃ , диоксифторид ниобия NbO₂ F, диоксодииодид вольфрама WO₂ I₂ .

Комплексные галогениды (галогенометаллаты) содержат комплексные анионы, в которых атомы галогенов являются лигандами, например гексахлороплатинат(IV) калия K₂ [PtCl₆ ], гептафторотанталат(V) натрия Na[TaF₇ ], гексафтороарсенат(V) лития Li[AsF₆ ]. Наибольшей термической устойчивостью обладают фторо-, оксофторо- и хлорометаллаты. По характеру связей к комплексным галогенидам близки ионные соединения с катионами NF₄ ⁺ , N₂ F₃ ⁺ , C1F₂ ⁺ , XeF⁺ и др.

Для многих галогенидов характерны ассоциация и полимеризация в жидкой и газовой фазах с образованием мостиковых связей. Наиболее склонны к этому галогениды металлов I и II групп, AlCl₃ , пентафториды Sb и переходных металлов, оксофториды состава MOF₄ . Известны галогениды со связью металл-металл, напр. Cl-Hg-Hg-Cl.

Фториды значительно отличаются по свойствам от др. галогенидов. Однако в простых галогенидах эти отличия выражены менее резко, чем в самих галогенах, а в комплексных галогенидах - слабее, чем в простых.

Многие ковалентные галогениды (особенно фториды)- сильные кислоты Льюиса, напр. AsF₅ , SbF₅ , ВF₃ , А1С1₃ . Фториды входят в состав сверхкислот. Высшие галогениды восстанавливаются металлами и водородом, например:

5WF₆ + W = 6WF₅

TiCl₄ + 2Mg = Ti + 2MgCl₂

UF₆ + H₂ = UF₄ + 2HF

Галогенидs металлов V-VIII групп, кроме Сг и Мn, восстанавливаются Н₂ до металлов, например:

WF₆ + ЗН₂ = W + 6HF

Многие ковалентные и ионные галогениды металлов взаимодействуют между собой с образованием комплексных галогенидов, например:

КС1 + TaCl₅ = K[TaCl₆ ]

Более легкие галогены могут вытеснять более тяжелые из галогенидов. Кислород

может окислять галогениды с выделением С1₂ , Вг₂ , и I₂ . Одна из характерных реакций ковалентных галогенидов взаимодействие с водой (гидролиз) или ее парами при нагревании (пирогидролиз), приводящее к образованию оксидов, окси- или оксогалогенидов, гидроксидов и галогеноводородов.

Галогениды получают непосредственно из элементов, взаимодействием галогеноводородов или галогеноводородных кислот с элементами, оксидами, гидроксидами или солями, а также обменными реакциями.

Галогениды широко используют в технике как исходные вещества для получения галогенов, щелочных и щелочно-земельных металлов, как компоненты стекол и др. неорганических материалов; они являются промежуточными продуктами в производстве редких и некоторых цветных металлов, U, Si, Ge и др.

В природе галогениды образуют отдельные классы минералов, в которых представлены фториды (напр., минералы флюорит, криолит) и хлориды (сильвин, карналлит). Бром и иод входят в состав некоторых минералов в виде изоморфных примесей. Значительные количества галогенидов содержатся в воде морей и океанов, в соляных и подземных рассолах. Некоторые галогениды, например NaCl, KC1, СаCl₂ , входят в состав живых организмов.

Карбонаты (от лат. carbo, род. падеж carbonis уголь), соли угольной кислоты. Существуют средние карбонаты с анионом СО₃ ^2- и кислые, или гидрокарбонаты (устар. бикарбонаты), с анионом НСО₃ ^- . Карбонаты - кристаллические вещества. Большинство средних солей металлов в степени окисления + 2 кристаллизуется в гексагон. решетке типа кальцита или ромбическог типа арагонита.

Из средних карбонатов в воде растворяются только соли щелочных металлов, аммония и Тl(I). В результате значитильного гидролиза их растворыры имеют щелочную реакцию. Наиболее трудно растворимы карбонаты металлов в степени окисления + 2. Напротив, все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде. При обменных реакциях в водных растворах между солями металлов и Na₂ CO₃осадки средних карбонатов образуются в тех случаях, когда их растворимость значительно меньше, чем соответствующих гидроксидов. Это имеет место для Са, Sr и их аналогов, лантаноидов, Ag(I), Mn(II), Pb(II) и Cd(II). Остальные катионы при взаимодействии с растворенными карбонатами в результате гидролиза могут давать не средние, а основные крабонаты или даже гидроксиды. Средние крабонаты, содержащие многозарядные катионы, иногда удается осадить из водных растворов в присутствии большого избытка СО₂ .

Химические свойства карбонатов обусловлены их принадлежностью к классу неорганических солей слабых кислот. Характерные особенности карбонатов связаны с их плохой растворимостью, а также термической нестойкостью как самих крабонатов, так и Н₂ СО₃ . Эти свойства используются при анализе крабонатов, основанном либо на их разложении сильными кислотами и количественном поглощении выделяющегося при этом СО₂ раствором щелочи, либо на осаждении иона СO₃ ^2- из раствора в виде ВаСО₃ . При действии избытка СО₂ на осадок среднего карбоната в растворе образуется гидрокарбонат, например: СаСО₃ + Н₂ O + CO₂ = Ca(HCO₃ ) ₂ . Присутствие гидрокарбонатов в природной воде обусловливает ее временную жесткость. Гидрокарбонаты при легком нагревании уже при низких температурах вновь превращаются в средние карбонаты, которые при нагревании разлагаются до оксида и СО₂ . Чем активнее металл, тем выше температура разложения его карбоната. Так, Na₂ CO₃плавится без разложения при 857 °С, а для карбонатов Са, Mg и А1 равновесные давления разложения достигают 0,1 МПа при температурах соответственно 820, 350 и 100 °С.

Карбонаты весьма широко распространены в природе, что обусловлено участием СО₂ и Н₂ O в процессах минералообразования. карбонаты играют большую роль в глобальных равновесиях между газообразным СО₂ в атмосфере, растворенным СО₂ ; и ионами НСО₃ ^- и СО₃ ^2- в гидросфере и твердыми солями в литосфере. Важнейшие минералы - кальцит СаСО₃ , магнезит MgCO₃ , сидерит FeСО₃ , смитсонит ZnСО₃ и нек-рые др. Известняк состоит в основном из кальцита или кальцитовых скелетных остатков организмов, редко из арагонита. Известны также природные гидратированные карбонаты щелочных металлов и Mg (напр., МgСО₃ • ЗН₂ О, Nа₂ СО₃ • 10Н₂ О), двойные карбонаты [например, доломит CaMg(CO₃ )₂ , трона Na₂ CO₃ • NaHCO₃ • 2H₂ O] и основные [малахит CuCO₃ • Cu(OH)₂ , гидроцеруссит 2РbСО₃ • Pb(ОН)₂ ].

Наиболее важны калия карбонат, кальция карбонат и натрия карбонат. Многие природные карбонаты весьма ценные металлические руды (напр., карбонаты Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Гидрокарбонаты выполняют важную физиологическую роль, являясь буферными веществами, регулирующими постоянство рН крови.

Нитраты , соли азотной ккислотыты HNO₃ . Известны почти для всех металлов; существуют как в виде безводных солей М(NO₃ )n (n - степень окисления металла М), так и в виде кристаллогидратов М(NO₃ )n • xН₂ O (х = 1-9). Из водных растворов при температуре, близкой к комнатной, только нитраты щелочных металлов кристаллизуются безводными, остальные - в виде кристаллогидратов. Физико-химические свойства безводного и гидратированного нитрата одного и того же металла могут сильно отличаться.

Безводные кристаллические соединения нитратов d-элементов окрашены. Условно нитраты могут быть разделены на соединения с преимущественно ковалентным типом связи (соли Be, Cr, Zn, Fe и др. переходных металлов) и с преимущественно ионным типом связи (соли щелочных и щелочно-земельных металлов). Для ионных нитратов характерны более высокая термическая устойчивость, преобладание кристаллических структур более высокой симметрии (кубической) и отсутствие расщепления полос нитрат-иона в ИК спектрах. Ковалентные нитраты имеют более высокую растворимость в органических растворителях, более низкую термическую устойчивость, их ИК спектры носят более сложный характер; некоторые ковалентные нитраты летучи при комнатной температуре, а при растворении в воде частично разлагаются с выделением оксидов азота.

Все безводные нитраты проявляют сильные окислительные свойства, обусловленные присутствием иона NO₃ ^- , при этом их окислительная способность возрастает при переходе от ионных к ковалентным нитратам. Последние разлагаются в интервале 100-300°С, ионные - при 400-600°С (NaNO₃ , КNO₃ и некоторые др. при нагревании плавятся). Продуктами разложения в твердой и жидкой фазах. являются последовательно нитриты, оксонитраты и оксиды, иногда - свободные металлы (когда оксид неустойчив, напр. Ag₂ O), а в газовой фазе - NO, NO₂ , О₂ и N₂ . Состав продуктов разложения зависит от природы металла и его степени окисления, скорости нагревания, температуры, состава газовой среды и др. условий. NH₄ NO₃ детонирует, а при быстром нагревании может разлагаться со взрывом, в этом случае образуются N₂ , О₂ и Н₂ О; при медленном нагревании разлагается на N₂ Ои Н₂ О.

Свободный ион NO₃ ^- в газовой фазе имеет геометрическое строение равностороннего треугольника с атомом N в центре, углы ONO ~ 120° и длины связей N-О 0,121 нм. В кристаллических и газообразных нитратах ион NO₃ ^- в основном сохраняет свою форму и размеры, что определяет пространств, строение нитратов. Ион NO₃ ^- может выступать как моно-, би-, тридентатный или мостиковый лиганд, поэтому нитраты характеризуется большим разнообразием типов кристаллических структур.

Переходные металлы в высоких степенях окисления из-за стерич. затруднений не могут образовывать безводные нитраты, и для них характерны оксонитраты, например UO₂ (NO₃ ) ₂ , NbO(NO₃) ₃ . Нитраты образуют большое количество двойных и комплексных солей с ионом NО₃ ^- во внутренней сфере. В водных средах в результате гидролиза катионы переходных металлов образуют гидроксонитраты (основные нитраты) переменного состава, которые могут быть выделены и в твердом состоянии.

Гидратированные нитраты отличаются от безводных тем, что в их кристаллических структурах ион металла в большинстве случаев связан с молекулами воды, а не с ионом NO₃ . Поэтому они лучше, чем безводные нитраты, растворяются в воде, но хуже - в органических растворителях, более слабые окислители, инконгруэнтно плавятся в кристаллизационной воде в интервале 25-100°С. При нагревании гидратированных нитратов безводные нитраты, как правило, не образуются, а происходит термолиз с образованием гидроксонитратов и затем оксонитратов и оксидов металлов.

По многим своим химическим свойствам нитраты аналогичны др. неорганическим солям. Характерные особенности нитратов обусловленны их очень высокой растворимостью в воде, низкой термической устойчивостью и способностью окислять органические и неорганические соединения. При восстановлении нитратов образуется смесь азотсодержащих продуктов NO₂ , NO, N₂ O, N₂ или NH₃ с преобладанием одного из них в зависимости от вида восстановителя, температуры, реакции среды и др. факторов.

Промышленные методы получения нитратов основаны на поглощении NH₃ растворами HNO₃ (для NH₄ NO₃ ) или на поглощении нитрозных газов (NO + NO₂ ) растворами щелочей или карбонатов (для нитратов щелочных металлов, Са, Mg, Ba), а также на разнообразных обменных реакциях солей металлов с HNO₃ или нитратами щелочных металлов. В лаборатории для получения безводных нитратов используют реакции переходных металлов или их соединений с жидким N₂ O₄ и его смесями с органическими растворителями либо реакции с N₂ O₅ .

Нитраты Na, К (натриевая и калиевая селитры) встречаются в виде природных залежей.

Нитраты применяют во многих отраслях промышленности. Аммония нитрит (аммиачная селитра) - основное азотсодержащее удобрение; в качестве удобрений используют также нитраты щелочных металлов и Са. Нитраты - компоненты ракетных топлив, пиротехнических составов, травильных растворов при крашении тканей; их используют для закалки металлов, консервации пищевых продуктов, как лекарственные средства и для получения оксидов металлов.

Нитраты токсичны. Вызывают отек легких, кашель, рвоту, острую сердечно-сосудистую недостаточность и др. Смертельная доза нитратов для человека 8-15 г, допустимое суточное потребление 5 мг/кг. Для суммы нитратов Na, К, Са, NH3 ПДК: в воде 45 мг/л', в почве 130 мг/кг (класс опасности 3); в овощах и фруктах (мг/кг)-картофель 250, капуста белокочанная поздняя 500, морковь поздняя 250, свекла 1400, лук репчатый 80, кабачки 400, дыни 90, арбузы, виноград, яблоки, груши 60. Несоблюдение агротехнических рекомендаций, избыточное внесение удобрений резко увеличивает содержание нитратов в с.-х. продуктах, поверхностном стоке с полей (40-5500 мг/л), грунтовых водах.

Нитриты , соли азотистой кислоты НNО₂ . Используют прежде всего нитриты щелочных металлов и аммония, меньше - щелочно-земельных и Зd-металлов, Рb и Ag. О ннитритах остальных металлов имеются только отрывочные сведения.

Нитриты металлов в степени окисления +2 образуют кристалогидраты с одной, двумя или четырьмя молекулами воды. Нитриты образуют двойные и тройные соли, напр. CsNO₂ • AgNO₂ или Ba(NO₂ ) ₂ • Ni(NO₂ ) ₂ • 2KNO₂ , а также комплексные соединения, например Na₃ [Co(NO₂ )₆ ].

Кристаллические структуры известны лишь для нескольких безводных нитритов. Анион NO₂ имеет нелинейную конфигурацию; угол ONO 115°, длина связи Н-О 0,115 нм; тип связи М-NO₂ ионно-ковалентный.

Хорошо растворимы в воде нитриты К, Na, Ba, плохо - нитриты Ag, Hg, Сu. С повышением температуры растворимость нитритов увеличивается. Почти все нитриты плохо растворимы в спиртах, эфирах и малополярных растворителях.

Нитриты термически малоустойчивы; плавятся без разложения только нитриты щелочных металлов, нитриты остальных металлов разлагаются при 25-300 °С. Механизм разложение нитритов сложен и включает ряд параллельно-последовательных реакций. Основные газообразные продукты разложения - NO, NO₂ , N₂ и О₂ , твёрдые - оксид металла или элементный металл. Выделение большого количества газов обусловливает взрывное разложение некоторых нитритов, например NH₄ NO₂ , который разлагается на N₂ и Н₂ О.

Характерные особенности нитритов связаны с их термической нестойкостью и способностью нитрит-иона быть как окислителем, так и восстановителем, в зависимости от среды и природы реагентов. В нейтральной среде нитриты обычно восстанавливаются до NO, в кислой окисляются до нитратов. Кислород и СО₂ не взаимодействуют с твердыми нитритами и их водными растворами. Нитриты способствуют разложению азотсодержащих органических веществ, в частности аминов, амидов и др. С органическими галогенидами RXН. реагируют с образованием как нитритов RONO, так и нитросоединений RNO₂ .

Промышленное получение нитритов основано на абсорбции нитрозного газа (смеси NO + NO₂ ) растворами Na₂ CO₃ или NaOH с последовательной кристализацией NaNO₂ ; нитриты остальных металлоов в промышленности и лабораториях получают обменной реакцией солей металлов с NaNO₂или восстановлением нитратов этих металлов.

Нитриты применяют для синтеза азокрасителей, в производстве капролактама, в качестве окислителей и восстановителей в резинотехнической, текстильной и металлообрабатывающей промышленности, как консерванты пищевых продуктов. Нитриты например NaNО₂ и KNO₂ , токсичны, вызывают головную боль, рвоту, угнетают дыхание и т.д. При отравлении NaNO₂ в крови образуется метгемоглобин, повреждаются мембраны эритроцитов. Возможно образование нитрозаминов из NaNO₂ и аминов непосредственно в желудочно-кишечном тракте.

Сульфаты , соли серной кислоты. Известны средние сульфаты с анионом SO₄ ^2- кислые, или гидросульфаты, с анионом HSO₄ ^- , основные, содержащие наряду с анионом SO₄ ^2- - группы ОН, например Zn₂ (OH)₂ SO₄ . Существуют также двойные сульфаты, включающие два различных катиона. К ним относят две большие группы сульфатов - квасцы, а также шениты M₂ Э(SO₄ )₂ • 6H₂ O, где М-однозарядный катион, Э - Mg, Zn и другие двухзарядные катионы. Известен тройной сульфат K₂ SO₄ • MgSO₄ • 2CaSO₄ • 2H₂ O (минерал полигалит), двойные основные сульфаты, например минералы групп алунита и ярозита M₂ SO₄ • Al₂ (SO₄ )₃ • 4Al(OH ₃ и M₂ SO₄ • Fe₂ (SO₄ )₃ • 4Fe(OH)₃ , где М - однозарядный катион. Сульфаты могут входить в состав смешанных солей, напр. 2Na₂ SO₄ • Na₂ CO₃ (минерал беркеит), MgSO₄ • KCl • 3H₂ O (каинит).

Сульфаты - кристаллические вещества, средние и кислые в большенстве случаев хорошо растворимы в воде. Малорастворимы сульфаты кальции, стронция, свинца и некоторые др., практически нерастворимы BaSO₄ , RaSO₄ . Основные сульфаты, как правило, малорастворимы или практически нерастворимы, или гидролизуются водой. Из водных растворов сульфаты могут кристаллизоваться в виде кристаллогидратов. Кристаллогидраты некоторых тяжелых металлов называются купоросами; медный купорос СuSO₄ • 5H₂ O, железный купорос FeSO₄ • 7Н₂ О.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы, в то время как кислые сульфаты при нагревании разлагаются, превращаясь в пиросульфаты: 2KHSO₄ = Н₂ О + K₂ S₂ O₇ . Средние сульфаты др. металлов, а также основные сульфаты при нагревании до достаточно высоких температур, как правило, разлагаются с образованием оксидов металлов и выделением SO₃ .

Сульфаты широко распространены в природе. Они встречаются в виде минералов, например гипс CaSO₄ • H₂ O, мирабилит Na₂ SO₄ • 10Н₂ О, а также входят в состав морской и речной воды.

Многие сульфаты могут быть получены при взаимодействии H₂ SO₄ с металлами, их оксидами и гидроксидами, а также разложением солей летучих кислот серной кислотой.

Неорганические сульфаты находят широкое применение. Например, аммония сульфат -азотное удобрение, натрия сульфат используют в стекольной, бумажной промышленности, производстве вискозы и др. Природные сульфатные минералы - сырье дм промышленного получения соединений различных металлов, строит, материалов и др.

Сульфиты , соли сернистой кислоты H₂ SO₃ . Различают средние сульфиты с анионом SO₃ ^2- и кислые (гидросульфиты) с анионом HSO₃ ^- . Средние сульфиты - кристаллические вещества. Сульфиты аммония и щелочных металлов хорошо растворимы в воде; растворимость (г в 100 г): (NH₄ )₂ SO₃ 40,0 (13 °С), К₂ SО₃ 106,7 (20 °С). В водных растворах образуют гидросульфиты. Сульфиты щелочно-земельных и некоторых др. металлов практически не растворимы в воде; растворимость MgSO₃ 1 г в 100 г (40°С). Известны кристаллогидраты (NH₄ )₂ SO₃ • Н₂ O, Na₂ SO₃ • 7H₂ O, К₂ SO₃ • 2Н₂ O, MgSO₃ • 6H₂ O и др.

Безводные сульфиты при нагревании без доступа воздуха в запаянных сосудах диспропорционируют на сульфиды и сульфаты, при нагревании в токе N₂ теряют SO₂ , а при нагревании на воздухе легко окисляются до сульфатов. С SO₂ в водной среде средние сульфиты образуют гидросульфиты. Сульфиты - относительно сильные восстановители, окисляются в растворах хлором, бромом, Н₂ О₂ и др. до сульфатов. Разлагаются сильными кислотами (например, НС1) с выделением SO₂ .

Кристаллические гидросульфиты известны для К, Rb, Cs, NH₄ ⁺ , они малоустойчивы. Остальные гидросульфиты существуют только в водных растворах. Плотность NH₄ HSO₃ 2,03 г/см³ ; растворимость в воде (г в 100 г): NH₄ HSО₃ 71,8 (0°С), КНSO₃ 49 (20 °С).

При нагревании кристаллических гидросульфитов Na или К либо при насыщении SO₂ кишящего раствора пульпы M₂ SO₃ , образуются пиросульфиты (устаревшее -метабисульфиты) М₂ S₂ O₅ - соли неизвестной в свободном состоянии пиросернистой кислоты H₂ S₂ O₅ ; кристаллы, малоустойчивы; плотность (г/см³ ): Na₂ S₂ O₅ 1,48, К₂ S₂ O₅ 2,34; выше ~ 160 °С разлагаются с выделением SO₂ ; растворяются в воде (с разложением до HSO₃ ^- ), растворимость (г в 100 г): Na₂ S₂ O₅ 64,4, К₂ S₂ O₅ 44,7; образуют гидраты Na₂ S₂ O₅ • 7H₂ O и ЗК₂ S₂ O₅ • 2Н₂ О; восстановители.

Средние сульфиты щелочных металлов получают взаимодействием водного раствора М₂ СО₃ (или МОН) с SO₂ , a MSO₃ - пропусканием SO₂ через водную суспензию MCO₃ [M(OH)₂ ]; используют в основном SO₂ из отходящих газов контактных сернокислотных производств. Сульфиты применяют при отбеливании, крашении и печатании тканей, волокон, кож [Na₂ S₂ O₅ , NaHSO₃ , K₂ S₂ О₅ , КНSO₃ , СаSО₃ , Са(НSО₃ ) ₂ ] для консервирования зерна, зеленых кормов, кормовых промышленных отходов (NaHSO₃ ,

Na₂ S₂ О₅ ). CaSO₃ и Са(НSO₃ ) ₂ - дезинфицирующие средства в виноделии и сахарной промышленности. NaНSO₃ , MgSO₃ , NН₄ НSO₃ - компоненты сульфитного щелока при варке целлюлозы; (NH₄ ) ₂ SO₃ - поглотитель SO₂ ; NaHSO₃ - поглотитель H₂ S из отходящих газов производств, восстановитель в производстве сернистых красителей. K₂ S₂ O₅ - компонент кислых фиксажей в фотографии, антиоксидант, антисептик.

7.Методы разделения смесей

1. Фильтрование, разделение неоднородных систем жидкость - твердые частицы (суспензии) и газ - твердые частицы при помощи пористых фильтровальных перегородок (ФП), пропускающих жидкость или газ, но задерживающих твердые частицы. Движущая сила процесса - разность давлений по обе стороны ФП.

При разделении суспензий твердые частицы обычно образуют на ФП слой влажного осадка, который при необходимости промывают водой или др. жидкостью, а также обезвоживают, продувая через него воздух или другой газ. Фильтрование производят при постоянной разности давлений или при постоянной скорости процесса w (кол-во фильтрата в м³ , проходящее через 1 м² поверхности ФП в единицу времени). При постоянной разности давлений суспензию подают на фильтр под действием вакуума или избыточного давления, а также поршневым насосом; при использованние центробежного насоса разность давлений повышается, а скорость процесса понижается.

В зависимости от концентрации суспензий различают несколько видов фильтрования. При концентрации более 1% фильтрование происходит с образованием осадка, а при концентрации менее 0,1% - с закупориванием пор ФП (осветление жидкостей). Если на ФП не образуется достаточно плотный слой осадка и в фильтрат попадают твердые частицы, фильтруют с использованием тонкодисперсных вспомогательных материалов (диатомит, перлит), которые предварительно наносят на ФП или добавляют к суспензии. При начальной концентрации менее 10% возможно частичное разделение и сгущение суспензий.

Различают фильтры непрерывного и периодического действия. Для последних основные стадии работы - фильтрование, промывка осадка, его обезвоживание и разгрузка. При этом применима оптимизация по критериям наибольшей производительности и наименьших затрат. Если промывку и обезвоживание не производят, a гидравлическим сопротивлением перегородки можно пренебречь, то наибольшая производительность достигается, когда время фильтрования равно продолжительности вспомогательных операций.

Применимы гибкие ФП из хлопчато-бумажных, шерстяных, синтетических и стеклянных тканей, а также нетканые ФП из природных и синтетических волокон и негибкие - керамические, металлокерамические и пенопластовые. Направления движения фильтрата и действия силы тяжести могут быть противоположными, совпадать или быть взаимно перпендикулярными.

Конструкции фильтров разнообразны. Одна из наиболее распространенных - вращающийся барабанный вакуум-фильтр (см. рис.) непрерывного действия, в котором направления движения фильтрата и действия силы тяжести противоположны. Секция распределительного устройства соединяет зоны I и II с источником вакуума и зоны III и IV - с источником сжатого воздуха. Фильтрат и промывная жидкость из зон I и II поступают в отдельные приемники. Получил распространение также автоматизированный фильтрпресс периодического действия с горизонтальными камерами, фильтровальной тканью в виде бесконечной ленты и эластичными мембранами для обезвоживания осадка прессованием. На нем выполняются чередующиеся операции заполнения камер суспензией, фильтрования, промывки и обезвоживания осадка, разъединения соседних камер и удаление осадка.

2.Фракционная кристаллизация

Различают следующие виды фракционной кристаллизации: массовую, на охлаждаемых поверхностях, направленную, зонную плавку.

Массовая кристаллизация. Метод состоит в одновременном получении большого кол-ва кристаллов во всем объеме аппарата. В промышленности реализовано нсколько вариантов массовой кристаллизации, которую осуществляют в периодически или непрерывно действующих аппаратах: емкостных, снабженных наружными охлаждающими рубашками либо внутренними змеевиками и часто перемешивающими устройствами; трубчатых, скребковых, дисковых, шнековых и др. Из-за отсутствия методики расчета параметр a_э , при массовой кристаллизации находят экспериментально.

Кристаллизация с теплопередачей через стенку. В случае расплавов процесс проводят их охлаждением. При кристаллизации растворов выбор режима процесса определяется главным образом характером зависимости растворимости веществ от температуры. Если растворимость вещества мало изменяется с изменением температуры (напр., NaCI в воде), кристаллизацию осуществляют частичным или практически полным выпариванием насыщенного раствора при постоянной температуре (изотермическая кристаллизация). Вещества, растворимость которых сильно зависит от температуры (напр., КNО₃ в воде), кристаллизуют охлаждением горячих растворов, при этом исходное кол-во растворителя, который содержится в маточной жидкости, в системе не изменяется (изогидрическая кристаллизация). Образовавшиеся кристаллы в зависимости от их свойств, формы и условий проведения процесса захватывают различное количество маточного раствора. Содержание его в твердой фазе в виде включений в порах, трещинах и полостях существенно зависит от способа разделения кристаллов и маточной жидкости. Так, при отделении кристаллов на барабанном вакуум-фильтре концентрация в них маточного раствора составляет 10-30%, на фильтрующей центрифуге-3-10%.

Основное достоинства процесса: высокая производительность, отсутствие контакта разделяемой смеси и хладагента, простота аппаратурного оформления; недостатки: сравнительно невысокие коэффициент теплопередачи, инкрустация поверхностей охлаждения, большой захват маточной жидкости кристаллами, необходимость установки дополнит, оборудования для разделения твердой и жидкой фаз, недостаточно высокий выход кристаллического продукта. Примеры применения: получение хлоридов К и Na из сильвинита, разделение изомеров ксилола.

3. Выпаривание, осуществляют для концентрирования раствора, выделения растворенного вещества или получения чистого растворителя. Выпариванию подвергают главным образом водные растворы. Теплоносителем чаще всего служит водяной пар (давл. 1,0-1,2 МПа), который называют греющим, или первичным; пар, образующийся при кипении раствора, называют вторичным. Движущая сила выпаривания- разность температур греющего пара и кипящего раствора, называется полезной. Она всегда меньше, чем разность температур первичного и вторичного пара. Это обусловлено тем, что раствор кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель (физико-химическая, или концентрационная, депрессия). Кроме того, температура кипения раствора повышается из-за более высокого давления в растворе, чем в паровом пространстве. Причины повышения давления: гидростатическое давление раствора; гидравлическое сопротивление при движении кипящей (парожидкостной) смеси; увеличение скорости движения этой смеси вследствие того, что она занимает значительно больший объем, чем исходный раствор (соответственно гидростатическая, гидравлическая и инерционная депрессия).

Для выпаривания применяют аппараты , работающие под давлением или разрежением. Их основные элементы: греющая камера; сепаратор для разделения парожидкостной смеси в отбора сконцентрированного раствора; циркуляционная труба, по которой раствор возвращается из сепаратора в камеру (при многократном выпаривании). Конструкция аппарата определяется главным образом составом, физико-химическими свойствами, необходимой степенью концентрирования растворов, их склонностью к образованию накипи и пены (накипь резко уменьшает коэффициент теплопередачи, нарушает циркуляцию раствора и может быть причиной коррозии в сварных стыках, а обильное ценообразование повышает унос раствора вторичным паром).

Наиболее распространены вертикальные аппараты с трубчатыми греющими камерами, поверхность нагрева которых достигает 1250 м² . В таких аппаратах раствор находится в трубном, а греющий пар - в межтрубном пространстве камеры. Циркуляция раствора в них может быть естественной или принудительной, создаваемой специальным насосом.

Выпаривание маловязких (л до 6-8 мПа -с) ненасыщенных растворов хорошо растворимых солей, не выпадающих при концентрировании в осадок (например, NaNO₂ , NaNO₃ , NH₄ NO₃ , KC1) и не образующих накипи, осуществляют обычно в выпариваемых аппаратах с естественной циркуляцией, в греющих трубках которых раствор не только нагревается, но и кипит. Для выпаривания растворов плохо растворимых веществ, которые при концентрировании выпадают в осадок [например, СаСО₃ , CaSО₄ , Mg(OH) ₂ , алюмосиликат Na], а также при опреснении морской воды применяют аппараты, над греющей камерой которых установлена дополнит, подъемная циркуляционная труба, обеспечивающая высокую скорость естественной циркуляции. Для выпаривания сильно пенящихся и термочувствительных продуктов, например в производстве дрожжей, ферментов, антибиотиков, фруктовых соков, растворимого кофе, используют вертикальные пленочные выпаривательные аппараты, в которых концентрирование происходит в результате однократного движения тонкого слоя (пленки) раствора вместе с вторичным паром вдоль трубок длиной 6-8 м (поверхность нагрева до 2200 м² ). Достоинства этих аппаратов: отсутствие гидростатического эффекта, небольшое гидравлическое сопротивление, высокий коэффициент теплопередачи, большая производительность при относительно небольших объемах

4. Центрифугирование, разделение суспензий, эмульсий и трехкомпонентных систем (эмульсий, содержащих твердую фазу) под действием центробежных сил. Применяется для выделения фракций из суспензий и эмульсий, а также для определения молекулярных масс полимеров, дисперсионного анализа.

Центрифугирование осуществляется с помощью специальных машин - центрифуг, основной частью которых является ротор (барабан), вращающийся с большой скоростью вокруг своей оси, благодаря чему создается поле центробежных сил до 20 000 g в промышленных центрифугах и до 350 000 g в лабораторных (g - ускорение свободного падения). Центрифугирование может производиться по принципам отстаивания или фильтрования соответственно в центрифугах со сплошным или перфорированным ротором, покрытым фильтрующим материалом. Различают два типа осадит, центрифуг: 1) периодического действия, в которых суспензия вводится в центр, часть полого ротора во время его вращения; твердые частицы оседают на внутренней поверхности ротора и выгружаются из него через спец. сопла или через периодически открывающиеся щели, осветленная жидкость (фугат) отводится из верх его части; 2) непрерывного действия, в которых суспензия подается вдоль оси полого ротора, а образовавшийся осадок выгружается с помощью шнека, вращающегося внутри ротора с несколько иной скоростью, чем ротор (рис. 1).

Центрифугование по принципу фильтрования чаще всего используют для разделения суспензий и шламов с относительно малым содержанием жидкой фазы и осуществляют в циклически работающих машинах. Суспензия подается в непрерывно вращающийся ротор порциями; после заполнения осадком части ротора подача суспензии прекращается, жидкая фаза отжимается, а осадок срезается ножом и удаляется. Применяются также центрифуги с пульсирующей выгрузкой осадка с помощью толкателя (вибрационно-поршневые, с пульсирующим поршнем), а также с гидравлической выгрузкой, когда сгущенная твердая фаза выводится из ротора, снабженного пакетом конических тарелок, через сопла.

8.Соли в жизни человека

Потребность в соли. Суточная потребность в соли составляет 10-15 г, а в условиях жаркого климата, вследствие повышенного потоотделения, до 25-30 г. При экстремальных нагрузках на организм суточная потребность в соли может достигать 100150 г. Недостаток соли организм восполняет разрушением костной и мышечной тканей. Недостаток соли может привести к депрессиям, нервным и психическим заболеваниям, нарушением пищеварения и сердечно-сосудистой деятельности, спазмам гладкой мускулатуры, остеопорозу, анорексии. При хронической нехватке соли в организме возможен смертельный исход.

Соль - основное сырье для многих отраслей химической промышленности, в том числе для получения каустической соды, соляной кислоты, металлического натрия, синтетических смол и т.д. Значительное количество соли используется для нужд теплоэнергетики, в частности при химической очистке воды для котлов тепловых станций. Кроме этого хлористый натрий активно используется предприятиями цветной металлургии, нефтегазовой, туковой промышленности, предприятиями по обслуживанию автодорог для борьбы с гололедом и т. д.

Из-за соли велись войны между народами, происходили народные восстания -соляные бунты. В некоторых странах соль была денежной единицей. (Китай, Центральная Африка). Сольдо -итальянская мелкая монета- произошла от слова «соль». Главная соль Самая главная из всех солей, самая необходимая во все времена - поваренная соль. Без неё люди жить не могут. Поваренная соль среди приправ занимает первое место. Хлористый натрий не только изменяет вкусовые свойства пищи, но и имеет большое физиологическое значение для организма человека:для сокращения мышц, в том числе сердца, перистальтики кишечника и передачи сигналов нервными клетками.Хроническая нехватка соли сопровождается потерей веса и аппетита, вялостью, тошнотой и мышечными судорогами.Соль участвует в поддержании и регулировании водно- солевого баланса в организме, натрий-калиевого ионного обмена. Тонкие биологические механизмы поддерживают постоянной концентрацию хлористого натрия в крови и в других жидкостях организма. Разность концентрации соли внутри клетки и снаружи является основным механизмом для поступления питательных веществ к клетке и выводу продуктов её жизнедеятельности. Кроме того, ион хлора в соли является основным материалом для выработки соляной кислоты важного компонента желудочного сока.

9.Добыча солей

В глубокой древности соль добывалась сжиганием некоторых растений в кострах; образовывавшуюся золу использовали в качестве приправы. Для повышения выхода соли их дополнительно обливали солёной морской водой. Не менее двух тысяч лет назад добыча поваренной соли стала вестись выпариванием морской воды. Этот способ вначале появился в странах с сухим и жарким климатом, где испарение воды происходило естественным путём; по мере его распространения воду стали подогревать искусственно. В северных районах, в частности на берегах Белого моря, способ был усовершенствован: как известно, пресная вода замерзает раньше солёной, а концентрация соли в оставшемся растворе соответственно увеличивается. Таким образом из морской воды одновременно получали пресную и концентрированный рассол, который затем выпаривали с меньшими энергетическими затратами.

В год человек употребляет 6-7 кг соли. Ежегодно люди добывают более 20 миллионов тонн соли. За 2000 лет до н.э. китайцы умели выпаривать соль из морской воды. Главные источники соли - моря и океаны. В мировом океане содержится около 20 миллионов кубических километров соли. Ею можно покрыть европейскую часть России слоем в 4-5 километров. В России добывают соль в Брянцевских копях Донбасса, около Оренбурга, а также в озерах Эльтон и Баскунчак. Каменная соль Этот вид соли является массовым. Твердые залежи соли находятся во многих регионах мира, они залегают на глубине от нескольких сотен до тысячи метров. Специальные комбайны рубят под землей соль. Затем она попадает в мельницы и крошится до получения частиц различной величины. Более крупная соль используется в основном в промышленных целях, соль мелкого помола фасуется для розничной торговли и пищевой промышленности. Этот вид соли является массовым. Твердые залежи соли находятся во многих регионах мира, они залегают на глубине от нескольких сотен до тысячи метров. Специальные комбайны рубят под землей соль. Затем она попадает в мельницы и крошится до получения частиц различной величины. Более крупная соль используется в основном в промышленных целях, соль мелкого помола фасуется для розничной торговли и пищевой промышленности. Каменная соль - одна из самых дешевых. Её часто приобретают предприятия пищевой промышленности и хлебопекарни.

10.Секреты соли

Начиная день,необходимо проглотить крупинку соли-тогда жди удачи. Если в дом вошел незнакомый человек,нужно незаметно бросить щепотку соли в огонь-спасет от дурного глаза. Собираясь в дальнюю дорогу,надо было завернуть кусочек соли и повесить на грудь. Заболело горло-пополощите раствором поваренной соли. Человека укусила змея-надо посыпать место укуса солью или привязать к ранке кусочек соли. Нарывает палец-соль лучшее средство помешать воспалению. Гноятся глаза-их следует помыть соленой водой. А если болит желудок-надо пить соленую воду. Соль издревле считалась хранительницей молодости и красоты.Чтобы предохранить лицо от морщин,врачи советовали втирать в кожу соль с медом..Чтобы вернуть себе спокойствие и уверенность,укрепить силу духа,полагалось принимать соляные ванны. Полезны солевые обтирания или купания в соленой воде-морской или озерной.. Вот какие секреты на все случаи жизни знал народ. Какие бы необычайные способности ни открывались у соли, она остается властительницей жизни и смерти. Еще в те времена, когда человек не знал слово соль, он постиг ее целительную силу. Лишиться соли - значило лишиться сил, здоровья, жизни. По старинным законам Голландии, преступникам давали хлеб и воду, но не давали соли. Обреченные на солевое голодание, они умирали в страшных мучениях. Ни один живой организм не может существовать без вещества, которое минералоги называют галитом, химики - хлористым натрием...

Пословицы про соль:

Недосол на столе-пересол на спине.

Хлеб-соль кушай,а правду слушай.

Без соли, без хлеба-половина обеда.

Хлеб-соль дружбу водят,а ссору выводят.

Сколько ни думай,а лучше хлеба-соли не придумаешь.

11.Вывод

Таким образом, я ознакомилась с различными видами солей, находящимися вокруг нас, определила их практическую значимость. Без соли невозможна жизнь растений, животных, человека, так как она обеспечивает важнейшие физиологические процессы в организмах.

Список литературы

Гл. редактор И.Л. Кнунянц. Большой энциклопедический словарь Химия. Москва 1998

Гл. редактор И.Л. Кнунянц. Химическая энциклопедия. Москва1998

Н. Я. Логинов, А. Г. Воскресенский, И. С. Солодин. Аналитическая химия. Москва 1979

Р. А. Лидин. Справочник по общей и неорганической химии. Москва 1997

Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. Андреева. Химические свойства неорганических веществ. Москва 1997

А. В. Суворов, А. А. Карцафа и др. Увлекательный мир химических превращений. Санкт-Петербург 1998

Е. В. Барковский. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ. Минск 1997