Химические свойства средних солей егэ химия

Главные химические свойства солей: средних, кислых, основных; комплексных (на примере солей алюминия и цинка)

Соли — это вещества, состоящие из различных атомов, то есть имеющие сложный состав. Они образуются, когда атомы водорода, входящие в состав молекулы кислоты, замещаются на атомы металла.

Для получения солей химики обычно используют реакцию взаимодействия основания и кислоты. Такие реакции носят название реакций нейтрализации, так как продукты (соль и вода) являются нейтральными:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

В зависимости от особенностей замещения водорода на металл соли подразделяются на следующие виды:

• средние (или нормальные);
• кислые;
• основные;
• комплексные.

Средние соли (нормальные соли) образуются с полным замещением в молекуле кислоты атомов водорода на атомы металла:

Al(OH)₃ + 3HCl = АlСl₃+ ЗН₂О.

При образовании средних солей кислота и основание полностью реагируют друг с другом.

Названия средних солей строятся из двух слов. Первое слово — кислотный остаток, второе слово — катион металла. Например, хлорид алюминия АlСl₃. Кислые соли имеют в своем составе не только атомы металла, но и не вытесненные атомы водорода. Они образуются, когда имеется избыток кислоты и недостаток щелочи, поэтому атомов металла не хватает, чтобы вытеснить весь водород из молекул кислоты:

Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al(HSO₄)₃ + 3H₂O

Н₃РО₄ + 2КОН = К₂НРО₄ + 2Н₂О.

Очевидно, что кислые соли могут образовываться только для тех кислот, чьи молекулы имеют несколько атомов водорода в своем составе (многоосновные кислоты). Одноосновные кислоты не образуют кислых солей. В названиях кислых солей обязательно присутствует приставка «гидро-». Например, гидрофосфат алюминия Al₂(НРО₄)₃.

Основные соли имеют в своем составе, кроме металла и кислотного остатка, еще и гидроксогруппы. Последние образуются, когда имеется избыток основания и недостаток кислоты:

Al(OH)₃ + H₂SO₄ = Al(OH)SO₄ + 2H₂O.

Основные соли могут образовываться только при использовании многокислотных оснований. Однокислотные основания не образуют основных солей. В названиях основных солей обязательно присутствует приставка «гидроксо-». Например, гидроксосульфат алюминия – Al(OH)SO₄. Между катионами и анионами солей имеется ионная связь, обусловливающая главные свойства этих веществ. Соли могут образовывать твердые кристаллы.

Типичные реакции средних (нормальных) солей

Средние соли активно взаимодействуют с металлами. В растворах солей более активный металл будет вытеснять менее активный:

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu.

Другой пример: железо активнее меди, поэтому реакция с сульфатом меди идет:

Fe + CuSO₄ → Cu↓ + Fe SO₄.

Но железо менее активно, чем цинк, поэтому реакция железа с раствором хлорида цинка ZnCl₂ не идет.

Самые активные металлы (щелочные и щелочноземельные), если их добавлять в водные растворы солей, в первую очередь реагируют с водой, и только потом будут реагировать с солью. Реакции с другими солями, щелочами и кислотами могут идти до конца в том случае, если среди продуктов имеется нерастворимый осадок или газ, или малодиссоциирующее вещество (слабый электролит). Например:

K₂S + H₂SO₄ → K₂SO₄ + H₂S (газ сероводород);

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ (нерастворимый сульфат бария) + ₂HCl;

CH₃COONa + HCl → NaCl + CH₃COOH (слабый электролит — уксусная кислота).

Для того чтобы соль хорошо взаимодействовала со щелочью, должен образовываться либо осадок, либо газ, либо слабый электролит:

NiCl₂ + 2KOH (щелочь) → Ni(OH)₂ (осадок) + 2KCl;

NH₄Cl + NaOH → NH₃ (газ) +H₂O (слабый электролит) +NaCl.

Друг с другом моли будут реагировать, если в результате получается нерастворимый осадок:

Ca(NO₃)₂+ Na₂CO= → 2NaNO₃ + CaCO₃.

Если результатом взаимодействия солей является более устойчивое соединение, то реакция тоже идет:

Ag₂CrO₄ (хромат серебра, цвет – красный) + Na₂S → Ag₂S (сульфид серебра, цвет — черный) + Na₂CrO₄.

Растворимость сульфида серебра ниже, чем у хромата серебра, поэтому реакция, записанная выше идет, и это хорошо заметно невооруженным глазом.

Если средние соли подвергать нагреву, то они разлагаются на два вещества: кислотный оксид и основной оксид:

CaCO₃ → СаО + СО₂.

Разложение нитратов

Средние, и все остальные соли азотной кислоты (нитраты) хорошо разлагаются при нагревании. При этом состав продуктов разложения зависит от активности металла. Схема продуктов разложения следующая:

• металлы левее магния, но кроме лития → нитрит + кислород ↑;
• металлы от магния до меди, а также литий → оксид металла + диоксид азота ↑ + кислород ↑;
• металлы правее меди → металл + диоксид азота ↑ + кислород ↑.

Например, нитраты алюминия и цинка разлагаются следующим образом:

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ ↑ + 3O₂ ↑;

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ ↑ + O₂ ↑.

Нитрат аммония разлагается с образованием слабого электролита:

NН₄NО₃ → N₂О ↑+ 2Н₂О.

Но нужно помнить, что нитрат аммония имеет существенную особенность. Если температура не дотягивает до температуры плавления (170 °С), то нитрат аммония будет частично разлагаться по следующей схеме:

NH₄NO₃ → NH₃+ HNO₃.

Разложение по схеме NН₄NО₃ → N₂О ↑+ 2Н₂О требует температуры 170 °С – 230 °С. Если же температура превышает 230 °С, то разложение нитрата аммония сопровождается взрывом и протекает по схеме:

2NН₄NО₃ → 2N₂ ↑ + О₂ ↑+ 4Н₂О.

Хлорид аммония при температурном разложении разлагается на два газа: аммиак и хлороводород:

NH₄NO₃ → NH₃ ↑ + НCl ↑.

Разложение нитрата железа (III) в токе воздухе или без него выглядит так:

4Fe(NO₃)₂ → 2 Fe ₂O₃ + 8NO₂ ↑ + O₂ ↑.

Типичные реакции кислых солей

Кислые соли сохраняют определенные кислотные свойства и вступают во все те реакции, в которые вступают соответствующие им кислоты. Так, они хорошо взаимодействуют с щелочами. При этом если в состав кислой соли и щелочи входит одинаковый металл, то продуктом такой реакции будет средняя (нормальная) соль:

NаHCO₃ + NаOH → Nа₂CO3 + H₂O.

Если в состав кислой соли и щелочи входят разные металлы, то продуктом будет двойная соль, содержащая оба металла:

NаHCO₃ + LiOH → LiNаCO₃ + H₂O.

Нагревание любой кислой соли приводит к её разложению. Например, разложение кислых солей угольной кислоты (гидрокарбонатов) происходит при нагреве выше 60°. Гидрокарбонаты разлагаются на среднюю соль (карбонат), углекислый газ и воду:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ ↓+ H₂O + CO₂↑;

Mg(HCO₃)₂ → Mg CO₃ ↓+ H₂O + CO₂↑.

Именно разложение гидрокарбоната кальция и гидрокарбоната магния приводят к образованию твердого наслоения накипи на элементах, нагревающих воду и на стенках кастрюль.

Типичные реакции основных солей

Основные соли сохраняют некоторые свойства оснований, поэтому они хорошо реагируют с сильными кислотами. При взаимодействии между кислотой и основной солью может образовываться либо средняя (нормальная) соль, либо двойная (смешанная) соль. Средняя соль образуется, если друг с другом реагируют основная соль и кислота, имеющие одинаковый кислотный остаток:

Cu(OH)Cl + HCl → CuCl₂ + H2O.

Двойная (смешанная) соль образуется, если реагирующие друг с другом основная соль и кислота имеют разные кислотные остатки:

Cu(OH)Cl + HBr → CuBrCl + H₂O.

При нагревании основные соли разлагаются. Пример реакции разложения:

(CuOH)₂СО₃ → 2CuO + CO₂↑ + H₂O.

Типичные реакции комплексных солей

Комплексная соль имеет в своем составе следующие элементы:

• катион и комплексный анион;
• анион и комплексный катион.

Можно сказать, что комплексная соль имеет ион металла, который исполняет роль своеобразного центра, к которому присоединяются другие комплексные ионы. Например, ферроцианид калия K₄[Fe(CN)₆], сульфат тетраамминмеди (II) [Cu(NH₃)₄]SO₄, дицианоаргентат (I) калия K[Ag(CN)₂].

Не следует путать двойные и комплексные соли. У этих веществ есть существенные отличия:

• двойная соль — это комбинация двух солевых соединений, в то время как комплексная соль — это молекулярная структура, содержащая один или несколько комплексных ионов;
• при растворении в воде двойные соли могут давать простые ионы, в то время как комплексные соли при растворении в воде простых ионов не дают.

Комплексные соли, в отличие от обычных и двойных, не полностью растворяются в воде. Интересно отметить, что краска берлинская лазурь изготавливается из феррицианида калия K₃[Fe(CN)₆]. С помощью этой краски написаны многие знаменитые картины. К самым известным относятся «Звездная ночь» Винсента Ван Гога и «Большая волна у Канагавы» Хокусая Кацусики.

Комплексные ионы, входящие в состав молекулы комплексной соли, указываются в квадратных скобках. Например, тетрагидроксоалюмината натрия Na[Al(OH)4] или тетрагидроксоцинката натрия Na₂[Zn(OH)₄]. Рассмотрим свойства этих двух веществ.

При нагревании тетрагидроксоалюмината натрия и тетрагидроксоцинката натрия диссоциируют по схеме:

Na[Al(OH)₄] → Na⁺ + [Al(OH)₄]^—;

Na₂[Zn(OH)₄] → 2Na⁺ + [Zn(OH)₄]^2-.

Далее комплексные ионы уже не диссоциируют.

Следует отметить, что все соли, чьи анионы имеют формулу [Al(OH)₄]^— называют тетрагидроксоалюминатами, и соли, чьи анионы имеют формулу [Zn(OH)₄]^2- называют тетрагидроксоцинкатами.

При взаимодействии с избыточным количеством сильной кислоты среди продуктов присутствуют две соли. Например, вот так выглядит взаимодействие тетрагидроксоалюмината натрия с разбавленным раствором хлороводорода:

Na[Al(OH)₄] + 4HCl → AlCl₃ (соль — хлорид алюминия) + NaCl (соль — хлорид натрия) + 4H₂O.

По аналогичной схеме взаимодействует и тетрагидроксоцинкат натрия:

Na₂[Zn (OH)₄] + 4HCl → ZnCl₂ (соль — хлорид алюминия) + 2NaCl (соль — хлорид натрия) + 4H₂O.

Если реакция идет в условиях недостатка сильной кислоты, то более сильный металл будет образовывать соль. Так, если реагируют тетрагидроксоалюминат натрия с соляной кислотой, то более активный натрий образует хлорид натрия, а менее активные алюминий и цинк образуют гидроксиды и выпадут в осадок:

Na[Al(OH)₄] + HCl → NaCl + Al(OH)₃↓ + H₂O.

Na₂[Zn(OH)₄] + 2HCl → 2NaCl + Zn(OH)₂↓ + 2H₂O.

Для улучшения осаждения гидроксидов алюминия и цинка используют углекислый газ, так как он, в отличие от кислоты, не может растворить выпадающий в осадок гидроксид:

Na[Al(OH)₄] + СО₂ → NaCНСО₃ + Al(OH)₃↓

Na₂[Zn(OH)₄] + 2СО₂ → 2NaCНСО₃ + Zn(OH)₂↓.

Кроме углекислого газа, также можно использовать диоксид серы, либо сероводород:

Na[Al(OH)₄] + SО₂ → NaНSО₃ + Al(OH)₃↓

Na[Al(OH)₄] + Н₂S → NaНS + Al(OH)₃↓ + H₂O.

Но попытка осадить тетрагидроксоцинкат при помощи сероводорода приводит к неудаче, так как вместо тетрагидроксоцинката в осадок будет выпадать сульфид цинка:

Na₂[Zn(OH)₄] + 3Н₂S → 2NaНS + ZnS↓ + 4H₂O.

Если тетрагидроксоцинкат и тетрагидроксоалюминат прокаливать, то можно получить просто цинкат или алюминат и воду:

Na₂[Zn(OH)₄] → Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

Na₂[Al (OH)₄] → Na AlО₂ + 2H₂O.

Важнейшие соли. Соли натрия, калия, кальция и магния, их значение в природе и жизни человека

Любые соли представляют собой ионные соединения. Соли образуются при реакции нейтрализации кислоты при помощи основания. В состав солей входят определенные количества положительно заряженных катионов и отрицательно заряженных анионов. Поэтому весь продукт, образованный катионами и анионами, электрически нейтрален, и его суммарный электрический заряд равен нулю.

Соли могут быть простыми (нормальными, средними: NaCl, KCl и Na₂SO₄), кислыми (NaHCO₃ и NaH₂PO₄), двойными (KAl(SO₄)₂), основными ((CuOH)₂CO₃), смешанными (содержат два аниона: Са(ОCl)Cl). Соли играют очень важную роль в жизни человека и всех живых существ. К важнейшим относятся нижеперечисленные:

Хлорид натрия, поваренная соль, галит (NaCl) — применение:

• приготовление пищи (ежедневно взрослый человек должен получать 2–3 г хлорида натрия);
• консервант для сохранения продуктов (соленья);
• производство мыла;
• обработка дорожных покрытий зимой (для таяния льда);
• производство различных химических веществ.

Карбонат натрия Na₂СО₃ (сода, кальцинированная или стиральная сода, углекислый натрий — применение:

• бытовое моющее средство;
• устранение жёсткости воды;
• производство стекла, бумаги, мыла;
• производство химических соединений;
• пищевая добавка Е500, разрыхлитель;
• нефтедобыча;
• входит в состав проявителей для фотографии;
• добавка к моторному маслу.

Бикарбонат натрия NaНСО₃ (пищевая или питьевая сода, гидрокарбонат натрия, двууглекислый натрий) — применение:

• в кулинарии в качестве разрыхлителя и производства газированных напитков;
• бытовое безопасное чистящее средства;
• в химической промышленности: производство пенопласта, красителей, химикатов для фотографии, огнетушители, вещества бытовой химии;
• производство резины, искусственной кожи, натуральных тканей;
• в медицине: для лечения повышенной кислотности желудочного сока (антацид), дезинфицирующие полоскания, промывания, ингаляции.

Карбонат калия К₂СО₃ (поташ) — применение:

• производство жидкого мыла;
• производство стекла, пигментов, фото проявителей;
• добавка к бетонной смеси;
• обезвоживание, пожаротушение;
• поглощение сероводорода;
• сельскохозяйственное удобрение;
• пищевая добавка Е501.

Фосфат калия К₃РО₄ (ортофосфат или фосфорнокислый калий, трикалийфосфат) — применение:

• производство жидкого мыла, зубной пасты и бытовых чистящих средств;
• смягчение жесткой воды (3Ca(HCO₃)₂ + 2K₃PО₄ = 6KHCO₃ + Ca₃(PО₄)₂↓);
• пищевая добавка Е340(iii) — эмульгатор, стабилизатор.

Силикат калия K₂SiO₃ (метасиликат калия) — применение:

• удобрение для сельского хозяйства;
• в качестве клея;
• добавка для различных строительных материалов;
• обработка почвы при строительстве;
• производство красок;
• пищевая добавка Е560 — антислеживатель, но после 2010 г. применение в России запрещено; в Китае и Украине применяется до сих пор.

Хлорид кальция СаСl₂ (хлористый кальций) — применение:

• сырье для получения металлического кальция;
• для осушения и снижения температуры точки росы используется на компрессорных и газораспределительных станциях, а также при добыче и транспортировке газа;
• смягчение мяса;
• консервант для приготовления овощных заготовок;
• для приготовления цементной смеси;
• антигололедная и антипылевая обработка дорог и тротуаров;
• в пищевой промышленности – для приготовления творога и других ферментированных продуктов;
• в медицине – как лекарственное средство.

Сульфат кальция CaSO₄, в водном состоянии, CaSO₄• 2Н₂О гипс — применение:

• в строительстве – для приготовления строительных и отделочных смесей;
• в медицине – для лечения переломов;
• безводный сульфат используется в качестве влагопоглотителя;
• в пиротехнике – в качестве окислителя;
• в пищевой промышленности — в качестве коагулянта.

Карбонат кальция СаСО₃ (углекислый кальций) — применение:

• строительный материал (в форме известняка, мрамора, мела);
• в сельском хозяйстве — для уменьшения кислотности почвы;
• для производства пластмасс, стекла, лакокрасочной продукции;
• в пищевой промышленности — пищевая добавка Е170, как краситель, антислеживатель, раскислитель;
• в медицине – для лечения недостатка кальция, заболеваний костей, желудка.

Сульфат магния MgSO₄ — применение:

• добавка к цементам и строительным смесям, применяемым при строительстве дорог, аэродромов;
• очень широко применяется в медицине для снижения давления, как диуретик, успокаивающее;
• производство бумаги, огнестойкой пропитки для различных материалов, тканей, моющих средств, растворителей.

Хлорид магния MgCl₂ — применение:

• для производства металлического магния;
• антигололедная обработка;
• пищевая добавка Е511 — преимущественно для приготовления тофу.

Жёсткость воды и способы ее устранения

Под жёсткостью воды подразумевается комплекс её химико-физических свойств, обусловленных растворенными в ней солями, главным образом солями кальция и магния. Грунтовые воды насыщаются этими веществами из-за просачивания сквозь толщу отложений известняка, мела и гипса, которые очень часто встречаются в земной коре. Основной состав этих пород: карбонаты кальция и магния, бикарбонаты, сульфаты.

В дождевой воде и снеге концентрация катионов кальция и магния очень низкая. Такая вода называется мягкой. Выделяется несколько видов жёсткости воды:

• постоянная;
• временная (карбонатная);
• общая.

Постоянная жёсткость определяется концентрацией катионов, имеющих заряд более 1+. В основном это катиона кальция и магния с зарядом 2+. Эти ионы попадают в воду из-за выщелачивания различных минералов и пород водоносного горизонта грунтовых вод. Самыми распространенными среди них являются известняк, кальцит, гипс, доломит.

Реакцию взаимодействия карбоната кальция, углекислого газа и воды с образованием ионов кальция и бикарбоната кальция можно записать следующим образом:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⇌ Ca ²⁺ + 2 HCO⁻₃

Реакция идет в обоих направлениях. Постоянную жёсткость очень трудно удалить при помощи обычного кипячения. Это возможно, только если в воде также присутствуют сульфат кальция и/или хлорид кальция и/или сульфат магния и/или хлорид магния. Для удаления постоянной жёсткости нужно использовать специальные умягчители или ионообменные колонки.

Временная (карбонатная) жёсткость обуславливается присутствием в воде растворенного бикарбоната кальция и бикарбоната магния. Растворяясь, эти вещества дают катионы кальция и магния, которые делают воду жёсткой. Такая жёсткость может быть легко устранена кипячением либо добавлением в воду гидроксида кальция (извести).

Общая жёсткость также определяется количеством присутствующих в воде ионов кальция и магния, и по своей сути представляет собой суммарный эффект постоянной и временной жёсткости. То есть общая жёсткость — это сумма молярных концентраций катионов кальция и магния. Для этого используются единицы моль/литр.

Кроме этой единицы часто используются и другие, например, градусы жёсткости. Они обозначаются как dGH или °GH. Один градус жёсткости — это 10 миллиграмм оксида кальция (СаО) на литр воды. Так как молярная масса оксида кальция составляет 56,08 г/моль, то 1 dGH равен 0,17832 ммоль/л ионов кальция.

Для питьевой и технической воды существуют нормы жёсткости. Так, у питьевой воды жёсткость не должна превышать 7 градусов. Минимальная жёсткость питьевой воды составляет 1,5 градуса. Согласно европейским требованиям, максимальная жёсткость питьевой воды составляет 3,5 градуса.

Классификация воды по жёсткости следующая:

• мягкая 0—3,37 градуса dGH;
• умеренно жёсткая 3,38—6,74 градуса dGH;
• жесткая 6,75—10,11 градуса dGH;
• очень жесткая — более 10,12 градуса dGH.

Морская вода содержит много различных солей, поэтому считается самой жёсткой.

Способы устранения жёсткости

При нагревании жёсткой воды в ней образуется нерастворимый осадок — накипь. В абсолютном большинстве это карбонаты кальция и магния (CaCO₃, MgCO₃) и сульфат кальция (CaSO₄). Накипь откладывается в виде твердых наслоений на стенках трубопроводов и на поверхности нагревательных приборов. Это вызывает повышенный расход энергии, ухудшение функционирования устройств и даже может привести к поломкам и авариям.

Вред для здоровья при употреблении умеренно жёсткой воды научно не доказан, хотя каждый, кто вынужден пользоваться жёсткой водой, знает, что она ухудшает состояние кожи при мытье. Зато даже кратковременное употребление очень жёсткой воды (например, морской) быстро разрушает все системы организма и становится причиной смерти.

Раствор натурального мыла в жёсткой воде образует жёсткий мыльный осадок, основным компонентом которого является стеарат натрия. Он ухудшает моющие свойства мыла, оседает в виде хлопьев на коже и на волосах, вызывает раздражение и аллергические реакции. Синтетические моющие средства (шампуни, гели для душа и т. д.) такого осадка не образуют.

Для технических изделий и бытовой техники, контактирующих с водой, жёсткость является основной причиной выхода из строя. Поэтому и в промышленности, и в быту вопрос умягчения воды является чрезвычайно важным. Обычное кипячение для этой цели мало пригодно, так как ёмкость и нагревательные приборы при этом быстро зарастают накипью.

Одним из распространенных методов смягчения является метод обратного осмоса. С помощью мембранной фильтрации можно устранить и временную, и постоянную жёсткость. Смягчение при помощи электролиза тоже часто используется как в промышленности, так и в быту. Электролиз относится к самым универсальным способам. Реагентный способ смягчения основан на добавлении в воду специальных реагентов. После образования осадка вода фильтруется. Главная сложность состоит в правильном расчете количества реагентов.

Для удаления из воды примесей, вызывающих жёсткость, можно использовать различные фильтры. Одной из самых распространенных конструкций является ионный фильтр, основанный на ионной смоле. Разделение ионов, присутствующих в воде, происходит в смоле. Соли жёсткости притягиваются, а на их место поступает натрий. Происходит реакция ионного замещения. Когда смола насыщается ионами, она перестает работать, но её можно подвергнуть регенерации.

Другая конструкция — полифосфатные фильтры, основанные на соли натрия. Этот фильтр используется для защиты оборудования от накипи. Он обеспечивает создание защитной пленки на рабочих поверхностях, которая не дает скапливаться накипи. Пить воду, прошедшую через такой фильтр, не рекомендуется. Фильтр комплексной очистки использует универсальную синтетическую смолу, в которую входят ионообменные и сорбирующие вещества. Такой фильтр обеспечивает тщательно удаление разнообразных примесей.

Комплексные соединения алюминия

Алюминий — это металл, способный проявлять переменную валентность. В большинстве соединений он имеет валентность III.

Глинозём — оксид алюминия (III) Аl₂О₃ является тугоплавким твердым веществом. В воде практически не растворяется. Используется в качестве сырья для добычи алюминия. В природных условиях может встречаться в виде корунда и драгоценных камней: аметист, сапфир, рубин.

Оксид алюминия (III) можно получить при сжигании порошкового алюминия, а также при прокаливании гидроксида алюминия:

4Аl+3О₂ =2Аl₂О₃

2Аl(ОН)₃=Аl₂О₃+3Н₂О

Оксид алюминия (III) амфотерен, в воде не растворяется, с трудом взаимодействует с кислотами, взаимодействует со щелочами. С соляной кислотой он взаимодействует как основной оксид и образует соль:

Аl₂O₃+6НСl=2АlСl₃+3Н₂О

С раствором щелочи он взаимодействует с образованием гидрокомплекса:

Аl₂O₃+2NaOH+7Н₂O=2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂]

Аl₂О₃+2OH^—+7Н₂O=2[Al(OH)₄(H₂O)₂]^—

С щёлочью он реагирует с образованием соли метаалюминиевой кислоты:

Аl₂О₃+2NaOH=2NaAlO₂+Н₂О

Оксид алюминия (III) используется для производства абразивных и огнеупорных материалов. Гидроксид алюминия Аl(ОН)₃ имеет студенистую консистенцию, плохо растворяется в воде, проявляется амфотерность. Гидроксид алюминия получают из солей алюминия, которые взаимодействуют с раствором щелочи, либо с карбонатом щелочных металлов:

АlСl₃+3NaОН= 3NaCl + Аl(ОН)₃

2АlСl₃+3Na₂CO₃+3Н₂О=2Аl(ОН)₃¯+6NaCl+3СО₂ Аl(ОН)₃

Взаимодействуя с кислотами, гидроксид алюминия образует соли. При взаимодействии с растворами щелочей (с избытком) гидроксид алюминия образует алюминаты.

Аl(ОН)₃+3Н⁺=Аl³⁺+3Н₂О

Аl(ОН)₃+ОН^—+2Н₂О=[Аl(ОН)₄(Н₂O)₂]^—

При растворении гидроксида алюминия в растворах щелочей образуются гидроксокомплексы, такие как [Аl(ОН)₄(Н₂О)₂]^—, [Аl(ОН)₆]^3-, [Аl(ОН)₅(Н₂O)]^2-. Самый прочный гидроксокомплекс [Аl(ОН)₄(Н₂О)₂]^—.

Диссоциация гидроксида алюминия в водном растворе имеет следующий вид:

Al³⁺+3OH^—«Al(OH)₃=Al(OH)₃+3Н₂О«[Аl(ОН)₄(Н₂O)₂]^—+Н⁺

Безводные алюминаты получаются сплавлением гидроксида алюминия либо с щелочами, либо с карбонатами:

2Аl(ОН)₃+K₂СO₃=2КАlO₂+CO₂­+3Н₂О

Практически все соли алюминия обладают хорошей растворимостью в воде. Исключение — фосфат алюминия. Растворенные соли алюминия имеют кислую реакцию. Например, обратимое взаимодействие воды и хлорида алюминия:

AlCl₃+3Н₂O«Аl(ОН)₃+3НСl

Хлорид алюминия широко применяется в качестве катализатора многих реакций.

Сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃•18Н₂O используется в качестве коагулянта при очистке воды. Также он применяется в бумажном производстве.

Квасцы — двойные соли алюминия KAl(SO₄)₂•12H₂O, NaAl(SO₄)₂•12H₂O, NH₄Al(SO₄)₂•12H₂O и т.д. используются в процессе дубления кож, а также в медицине в качестве средств для остановки кровотечений.

Алюмосиликаты

Алюмосиликаты — это подгруппа силикатов (солей кремниевых кислот), в состав которых обязательно входит алюминий. Как и для всех силикатов, для них характерна сильная связь между кремнием и кислородом. Для строения любого силиката характерно наличие ионных группировок атома кремния, окруженного атомами кислорода SiO₄. У алюмосиликатов часть атомов кремния замещается атомами алюминия.

В состав алюмосиликатов могут входить комплексные анионы следующего вида: [AlSiO₄]^–, [AlSi₄O₁₀]^–, [Al₂Si₃O₁₀]^2-. В качестве катионов могут выступать такие металлы, как натрий, магний, кальций и неметалл кремний. Также в состав алюмосиликатов могут входить гидроксильные группы и вода. Алюмосиликатные минералы, содержащие воду, называются цеолитами.

Алюмосиликаты, в состав которых не входит гидроксильная группа, хорошо выдерживают сильный нагрев и имеют высокую температуру плавления. Алюмосиликаты широко распространены в природе, образуют глинистые минералы, в том числе и каолин. На долю минералов, относящихся к алюмосиликатам, приходится почти половина земной коры. Они образуют разнообразные породы.

В такой магматической породе, как гранит содержание алюмосиликатов может доходить до 70%. Многие алюмосиликаты являются драгоценными камнями. Почти треть всех известных минералов является алюмосиликатами.

В зависимости от структуры решетки минерала алюмосиликаты подразделяются на виды:

• цепочечные — пироксены, например, жадеит, сподумен;
• ленточные — амфиболы, например, турмалин;
• листовые (слоевые) — слюда, глины;
• каркасные — полевой шпат, ортоклаз, лабрадор;
• островные — гранат, ставролит;
• кольцевые — берилл, изумруд.

Внешний вид и свойства алюмосиликатов варьируются в широких пределах. Так, для каркасных алюмосиликатов характерны полости в структуре и прочные ионные связи. Их твердость и плотность обычно невысоки. Листовые алюмосиликаты имеют слоистую структуру и малую твердость. Цвет может быть черным, белым, коричневым. Блеск — матовый, перламутровый, стеклянный.

Алюмосиликаты всех видов практически нерастворимы в воде, но могут растворяться в плавиковой кислоте, щелочах, реагировать с карбонатами щелочных металлов. В природных условиях многие алюмосиликаты взаимодействуют с водой и углекислым газом. При этом постепенно образуются другие минералы.

Алюмосиликаты чрезвычайно распространены, но некоторые из них получают искусственным способом под названием гидротермальный синтез. В ходе этого синтеза оксид кремния нагревают вместе с оксидом алюминия в присутствии различных металлов.

Некоторые алюмосиликаты используются в качестве пищевых добавок. Например, алюмосиликат кальция. Чаще всего он имеет формулу CaAl₂Si₂O₈. Как пищевая добавка он обозначается Е556. Применяется для препятствования слёживания поваренной соли, а также ванилина. Добавляется в газированные напитки для улучшения товарного вида. Алюмосиликат натрия в качестве пищевой добавки обозначается как Е554. Используется как вещество, препятствующее слеживанию.

Алюмосиликат калия имеет код Е555. Его общая формула K[AlSi₃O₈]. Алюмосиликат магния, код Е553а, используется в качестве загустителя и стабилизатора для кремов, зубной пасты, гелей. Алюмосиликат каолин, код Е 559, формула Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O — это тоже стабилизатор и эмульгатор.

Алюмосиликатные пищевые добавки не оказывают на организм никакого воздействия и быстро выводятся, но при чрезмерном употреблении могут угнетать работу органов желудочно-кишечного тракта. Алюмосиликаты добываются из природных месторождений, а также производятся искусственно. Сырьём служат глинозём (Al₂O₃) и кремнезём (SiO₂). Растворы нагреваются в специальных автоклавах в присутствии катализаторов. Такое производство считается опасным и сильно загрязняющим окружающую среду.

Природные и синтетические алюмосиликаты широко применяются в разных отраслях промышленности и различного производства. Они входят в состав шихты, из которой делается фарфор, керамика, стекло, цемент. Они используются в качестве адсорбентов, загустителей, теплоизоляторов и эмульгаторов. Из нефелина (Na,K)AlSiO4 добывается алюминий. Цеолиты и пермутиты используются в качестве ионообменников.

Окислительные свойства солей хрома и марганца в высшей степени окисления. Комплексные соединения хрома

Хром — это металл, способный проявлять разную валентность. Наивысшей степенью окисления является +6. Хром (VI) обладает как кислотными, так и окислительными свойствами. Все его соединения очень токсичны и канцерогенны. Оксид хрома (VI) CrО₃ (хромовый ангидрид) — вещество фиолетово-красного цвета. Растворяется в воде с образованием хромовых кислот.

Растворяясь в воде, хромовый ангидрид может образовывать 4 хромовых кислоты:

• хромовая: CrO₃+H₂O → H₂CrO₄;
• дихромовая: 2 CrO₃+H₂O → H₂Cr₂ O₇;
• трихромовая: 3 CrO₃+H₂O → H₂Cr₃ O₁₀;
• тетрахромовая: 4 CrO₃+H₂O → H₂Cr₄ O₁₃.

Все эти кислоты являются сильными и способными к образованию устойчивых солей. Соли хрома — это хроматы, дихроматы, трихроматы, тетрахроматы.

Хроматы обладают желтым цветом. Если раствор подкислить, то происходит конденсация двух хромат-анионов, и раствор меняет цвет с желтого на оранжевый:

CrО₄^2- + Н⁺ → НCrО₄^—

2Н CrО₄^— → Cr₂О₇^2- + Н₂О

Хроматы тяжелых металлов плохо растворяются в воде. В растворах, обладающих большой кислотностью, могут находиться три- и тетрахромат-анионы. Они не конденсируются, и происходит выпадение красного триоксида хрома:

3Cr₂ О₇^2- + 2Н⁺ → 2Cr₃ О₁₀^2- + Н₂О

4Cr₃ О₁₀^2- + 2Н⁺ → 3Cr₄ О₁₃^2- + Н₂О

Cr₄ О₁₃^2- + 2Н⁺ → 4CrО₃ ↓+ Н₂О

Все соли хрома (VI) являются сильными окислителями. Дихромат калия обычно применяется для окисления различных веществ, органических и неорганических. При этом практически всегда хром (VI) приобретает степень окисления +3, а раствор становится зеленым или фиолетовым.

K₂Cr₂O + 14HCl → 3Cl₂↑+2CrCl₃+2KCl+7H₂O

4K₂Cr₂O₇+3(NH₄)₂S+16 H₂SO₄ → 4K₂SO₄+4 Cr₂(SO₄)₃+3(NH₄)₂SO₄

Большую известность имеет эффектный опыт под названием «вулкан Беттгера». В ходе этой реакции дихромат аммония выполняет окислительно-восстановительное разложение. При этом азот со степенью окисления -3 окисляется хромом до молекулярного азота со степенью окисления 0, а хром приобретает степень окисления +3.

(NH₄)₂Cr2O₇ → N₂↑+Cr₂O₃+4H₂O

Эта реакция является экзотермической, но для её начала требуется сильный нагрев.

Марганец, как и хром, способен проявлять разную валентность. Высшая степень окисления марганца равна +7. Этой степени окисления соответствуют оксид Mn2О7, марганцевая кислота HMnO4 и соли марганца — перманганаты. Все перманганаты являются сильными окислителями. В водном растворе они имеют малиновую окраску.

В окислительно-восстановительных реакциях все без исключения перманганаты проявляют себя как сильные окислители. При этом они могут либо восстанавливаться до солей марганца (II) (если среда кислая), либо до оксида марганца (IV) (если среда нейтральная), либо до манганатов, т. е. соединений марганца (VI) (если среда щелочная).

Таким образом, в кислой среде Mn+7 проявляется максимальные окислительные способности.

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O;

2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂ + 3Na2SO₄ + 2KOH;

2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O.

Перманганат калия разлагается при нагревании:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

Все перманганаты из-за своих сильных окислительных свойств являются очень токсичными веществами.

Кремниевые кислоты и их соли

Кремниевые кислоты — это химические вещества, в состав молекул которых входят кремний, водород, кислород. Основные представители кремниевых кислот:

• H₂SiO₃— метакремниевая кислота;
• H₄SiO₄— ортокремниевая кислота (также монокремниевая).

Общая формула кремниевой кислоты записывается так: [H_2 хSiO_х +2]_n

Кремниевые кислоты входят в набор сырья, из которого получают силикаты, сложные эфиры, соли. В природе наибольшее распространение имеет ортокремниевая кислота. Она входит в состав кремнезёма, а также минералов и пород, которые наиболее распространены в земной коре.

Также ортокремниевая кислота в малых количествах присутствует в морской и речной воде. Она активно участвует в круговороте кремния в живой природе. Эта кислота очень важна для клеточного обмена веществ, для развития злаковых растений. Она необходима человеку для правильного формирования костей, соединительной ткани, кожи, волос и ногтей.

Ортокремниевая кислота имеет как кристаллическую, так и аморфную формы. Метакремниевую и ортокремниевую кислоты получают из растворов солей (калиевых или натриевых) кремниевых кислот при помощи воздействия на них другой сильной кислотой. Также их можно получать благодаря гидролизу сульфита кремния.

K₂SiO₃+2HCl = H₂SiO₃↓+2KCl

Na₂SiO₃+H₂O+CO₂ = H₂SiO₃↓+Na₂CO₃

SiS₂+4H₂O = H₄SiO₄+2H₂S

Если кремниевые кислоты нагревать либо оставить выстаиваться в течение длительного времени, то они разлагаются на оксид кремния (ангидрид кремниевой кислоты) и воду:

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O.

Диссоциируют кремниевые кислоты незначительно, так как являются слабыми электролитами:

H₂SiO₃ ↔ HSiO₃^—+H⁺

Соли кремниевых кислот

Соли кремниевых кислот называют силикатами. Все они имеют высокую температуру плавления, и все (за исключением силикатов щелочных металлов) практически не растворяются в воде. Силикаты бесцветны, а их структура может состоять из цепочек, колец и тетраэдрических конфигураций SiО₄.

Короткие структуры, в свою очередь, могут соединяться в крупные соединения, имеющие форму лент или сеток. Далее эти крупные структуры благодаря катионам металлов могут образовывать самые разные конфигурации. Например, слюды имеют слоистую структуру, а асбест — волокнистую.

Нерастворимые силикаты довольно часто встречаются в природных условиях. Они входят в состав некоторых горных пород. Так, граниты и базальты содержат силикаты.

В природе чаще всего встречаются такие силикаты, как полевой шпат (K₂O·3Al₂O₃+6SiO₂+2H₂O) и слюда (K₂O·Al₂O₃·6SiO₂). Так как в состав полевого шпата и слюды входит алюминий, их относят к алюмосиликатам. Каолинит (или обычная глина) тоже является алюмосиликатом с формулой Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O. Такие силикаты, как асбест (3MgO·4SiO₂·H₂O) и тальк (3MgO·2SiO₂·2H₂O) тоже широко распространены в природе. Погодные условия воздействуют на горные породы, вызывая их разрушение (выветривание). В результате происходят химические реакции, превращающие полевой шпат в глину и песок:

K₂O·Al₂O₃·6SiO₂+CO₂+2H₂O = Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O+4SiO₂+K₂CO₃

Многие моющие средства содержат силикат натрия. Эта соль смягчает воду и предотвращает появление отложений твердого осадка после мытья. Полимерное соединение силиката натрия и силиката кальция образует стекло Na₂O·CaO·6SiO₂. Структура стекла такова, что несмотря на свою твердость оно является жидкостью, только очень вязкой. Добавление оксида магния еще больше увеличивает прочность стекол.

Оксид алюминия увеличивает прочность, химическую и термическую устойчивость. Прозрачность улучшают оксид бора и оксид титана. Если вместо натрия и кальция использовать свинец, то стекло превращается в хрусталь, обладающий высоким показателем преломления света. Особо прочное и прозрачное кварцевое стекло состоит из чистого кремнезема.

Стекло – хрупкий материал. Убрать этот недостаток можно, если охлаждать расплав в соответствии с особым режимом. Сверхпрочные, нехрупкие стёкла называют ситаллами.

Основное сырье для производства стекла — это сода, известняк, кварцевый песок. Сначала эти компоненты сплавляют при температуре 1400–1500 °C и получают силикаты:

SiO₂+Na₂CO₃ = Na₂SiO₃+CO₂↑

SiO₂+CaCO₃ = CaSiO₃+CO₂↑

Затем эти силикаты реагируют с кремнеземом, и получается обычное стекло:

Na₂SiO₃+CaSiO₃+4SiO₂ = Na₂O·CaO·6SiO₂.

Добавки оксидов различных металлов окрашивают стекла в разные цвета.

Цемент

Цемент представляет собой смесь нескольких силикатов. Этот строительный материал играет чрезвычайно важную роль в строительстве. В состав цемента входят алюминаты кальция, оксиды кальция, кремния IV, алюминия, железа III. Цемент представляет собой мелкий однородный порошок.

При взаимодействии с водой и воздухом цемент довольно быстро застывает, образуя очень прочную массу. Это происходит благодаря наличию цепочек -Si-O-Si- и -Al-O-Al-. При производстве цемента он проходит обжиг при температуре 1400–1600 °C. При этом цепочки разрушаются.

Но когда цемент взаимодействует с водой, образуются высокомолекулярные полимерные силикаты и алюминаты кальция. Когда вода испаряется, цементная масса превращается в монолитный камень. Добавление песка или щебня еще больше увеличивает прочность. Такой цемент называется бетоном.

Нитраты, их физические и химические свойства, применение

Нитраты — это соли азотной кислоты (НNО₃). Раньше такие вещества назывались селитрами. В состав нитратов обязательно входит анион NО₃^—. Нитраты образуются при взаимодействии азотной кислоты с металлами или с оксидами металлов, или с гидроксидами металлов.

Абсолютное большинство нитратов обладает хорошей растворимостью в воде. В твердом состоянии и в состоянии расплава они являются сильными окислителями. В растворе нитраты практически не проявляют окислительных свойств. Нитраты обладают высокими температурами плавления, и при плавлении зачастую происходит их разложение.

При нагревании нитратов самых активных металлов происходит испускание части кислорода, и нитрат превращается в нитрит (соль азотистой кислоты НNО₂).

2KNО₃ = 2KNО₂ + О₂

Нитраты менее активных металлов при нагревании распадаются на оксид металла, двуокись азота и кислород:

2Cu(N0₃)₂ = 2CuO + 4NО₂ + О₂

При сильном нагреве кислород отщепляется, поэтому нитраты являются хорошими окислителями. Тем не менее их водные растворы проявляют крайне скудные окислительные свойства. Нитраты натрия, калия, кальция, аммония широко применяются в сельском хозяйстве в качестве удобрений. Также из нитратов делают взрывчатые вещества. Нитраты принимают участие в изготовлении стекла, лекарственных веществ. Некоторые нитраты используются в качестве пищевых добавок.

Нитрат натрия (код Е 251) и нитрат калия (код Е252) разрешены в качестве пищевой добавки в Евросоюзе. Они используются в качестве консервантов для мяса и сыра. Количество нитратов в продуктах строго регламентируется. Каждая страна устанавливает собственные допустимые количества. В медицине нитраты используются для лечения заболеваний сердечно-сосудистой системы. Одно из самых известных лекарств — нитроглицерин.

Нитраты играют чрезвычайно важную роль в качестве удобрений. Растениям необходим азот, без которого невозможно построение новых клеток и синтез хлорофилла. Поэтому свободной от нитратов пищи не бывает в принципе. Нитраты поступают в человеческий организм вместе с пищей. Большинство содержится в овощах и воде. Человеческий организм тоже создает собственные нитраты. Ежедневно в нем синтезируется более 100 мг различных нитратов. Согласно действующим нормам, считается допустимым, если взрослый человек в сутки получает 5 мг нитратов на 1 кг собственного веса.

Биологическая роль фосфатов

Фосфор относится к основным химическим элементам, выполняющим в организме человека жизненно важные функции. Он участвует в ключевых функциях, включая передачу энергии, преобразование и передачу питательных веществ, передачу генетических характеристик. Дефицит фосфора оказывает серьезное негативное влияние на метаболизм. Избыток фосфора, в свою очередь, вызывает отравление.

Фосфаты необходимы для формирования костей и зубов. Фосфаты также используются в качестве строительного материала для многих важных веществ, в том числе используемых клеткой для получения энергии, клеточных мембран и ДНК (дезоксирибонуклеиновой кислоты). Организм получает фосфаты с пищей, а затем выделяет их через выделительную систему обратно в окружающую среду.

Фосфор присутствует в организме в основном в виде фосфатов, то есть солей фосфорных кислот: ортофосфорной Н₃РО₄, пирофосфорной Н₄Р₂О₇. Фосфатная группа в обязательном порядке входит в ДНК и в РНК. Кроме формирования генетической информации, к важнейшим биологическим функциям фосфатов относятся следующие:

• обеспечение передачи нервных импульсов;
• энергетический обмен в клетках;
• липидный и крахмальный обмен;
• формирование костей, зубов, эритроцитов;
• обеспечение функционирования сердечно-сосудистой системы и почек.

Значение фосфатов для растений

Фосфаты и фосфор оказывают на человеческий организм как прямое, так и косвенное влияние. От этих веществ самым непосредственным образом зависит урожайность растений, следовательно, наличие пищи для людей. Фосфор жизненно важен для растений как основной компонент источника энергии (АТФ) для обеспечения различных метаболических процессов, таких как передача сигналов, синтез макромолекул, дыхание и фотосинтез.

В почве фосфор встречается как в органических, так и в неорганических формах. В силу многих факторов фосфор остается недоступным для растений, несмотря на его обилие в почве. Одним из экологически безопасных способов обеспечения оптимальной концентрации фосфора в почве для преодоления факторов, препятствующих поглощению фосфора растениями, является внедрение на сельскохозяйственных полях микроорганизмов, способных растворять фосфаты.

Такие микроорганизмы превращают недоступные формы фосфора в форму, легко усваиваемую растениями, и способствуют росту растений, что увеличивает урожайность. Трудность заключается в том, что каждая культура растений нуждается в своих видах микроорганизмов, обеспечивающих доступность фосфатов: бактериях, грибков, актиномицетов. Это создает необходимость искать более универсальные растворители фосфатов, которые подходят для разных видов растений.

Фосфор обычно достигает максимальной доступности при значении рН почвы. При снижении значения рН почвы минеральный алюминий в почве может трансформироваться в ионный алюминий, который будет подавлять рост корней растений. При оптимальном питании растений урожай риса (солома, зерно) потребляет около 6,4 кг P₂O₅ (2,8 кг P) на тонну урожая зерна (4,4 кг P₂O₅ в зерне и 2,0 кг P₂O₅ в соломе).

Долгосрочное применение фосфорных удобрений необходимо для поддержания доступности фосфора в почве и повышения урожайности при наличии азота (N) в почве. В мировом масштабе низкая доступность фосфора в известняковых почвах и, как следствие, дефицит фосфора представляет собой серьёзное препятствие для растениеводства.

Карбонаты и гидрокарбонаты

Карбонатами называют химические соединения, полученные из угольной кислоты или двуокиси углерода. Неорганические карбонаты — это соли угольной кислоты Н₂СО₃, содержащие в своем составе карбонат-ион, а также ионы металлов. Карбонат-ион состоит из атома углерода и трех атомов кислорода — это соединение является анионом. Формула карбонат-иона: СО₃^2-. К неорганическим карбонатам относится множество минералов.

Органические карбонаты — это сложные эфиры. В этих соединениях водород углеродной кислоты замещается различными углеродосодержащими группами. Карбонат-ион СО₃^2- является обязательной структурной единицей каждого карбонатного минерала. Карбонаты — это самые распространенные минералы земной коры. В природе шире всего распространен карбонат кальция СаСО₃, который содержится в известняке и доломите. Очень многие карбонатные минералы являются редкими.

Аниона группа СО₃^2- чаще всего соединяется с кальцием, натрием, железом, ураном, алюминием, марганцем, барием, цинком, медью, свинцом, редкоземельными металлами. Большинство карбонатов имеют низкую твердость и хорошо растворяются в соляной кислоте. Из-за плоской структуры карбонат-иона многие из этих минералов проявляют анизотропию физических свойств. Например, прозрачная разновидность кальцита СаСО₃ исландский шпат демонстрирует яркий эффект двойного лучепреломления.

В группу карбонатных минералов входит более 80 различных минералов. Самые распространенные — доломит СаMg(СО₃)₂, кальцит, арагонит (это полиморф кальцита). Они являются одними из основных составных частей многих горных пород. Например, кальцит — это основной минерал в составе известняка и мрамора; доломит тоже часто входит в состав известняков; арагонит распространен в отложениях и в раковинах организмов, имеющих известковый скелет.

Многие карбонатные минералы являются рудами, из которых извлекают металлы: сидерит FeCO₃ — железо; родохрозит MnCO₃ — марганец; стронцианит Sr CO₃ — стронций; смитсонит Zn CO₃ — цинк, витерит Ва CO₃ — барий; церуссит Pb CO₃ — свинец. При нагревании карбонаты разлагаются на оксид металла и углекислый газ. Исключение составляют карбонаты щелочных металлов.

CaCO₃ → CaO + CO₂

Карбонат аммония при нагревании дает аммиак, воду, углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + 2H₂O + CO₂

Гидрокарбонаты представляют собой карбонаты, у которых металл замещает в угольной кислоте только один атом водорода. Гидрокарбонаты, в отличие от карбонатов, хорошо растворяются. Если карбонат пропускать через раствор с углекислым газом, то получится гидрокарбонат:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ↔ Ca(HCO₃)₂

Если нагревать раствор гидрокарбоната, то будет выделяться углекислый газ, а карбонат выпадет в осадок:

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃↓ + CO₂ + H₂O

Разложение гидрокарбоната натрия (соды) при нагревании используется для разрыхлений теста:

2NaHCO₃ = Na2CO₃ + H₂O + CO₂↑

Соли угольной кислоты реагируют с кислотами. Это обменная реакция, протекающая с образованием угольной кислоты, которая немедленно распадается на воду и выделяющийся углекислый газ:

СаСО₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂ ↑ + H₂O.

Гидрокарбонат натрия тоже взаимодействует с соляной кислотой:

NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂ ↑ + H₂O

Взаимодействие карбонатов и гидрокарбонатов с водой — гидролиз — протекает ступенчато и обратимо:

I ступень: CO₃^2- + H₂O = HCO₃^— + OH^—

II ступень: HCO₃^— + H₂O = H₂CO₃ + OH^—

Но гидролиз карбонатов и гидрокарбонатов алюминия, хрома (III) и железа (III) протекает необратимо и полностью:

Al₂(CO₃)₃ + 3HOH = 2Al(OH)₃ ↓ + 3CO₂↑

Карбонат алюминия иногда используют для нейтрализации избыточного количества кислоты в желудке.

Силикатные минералы – основа земной коры

Силикатные минералы — это минералы, в состав которых входят силикатные группы, то есть группы, состоящие из кремния и кислорода с общей формулой [SiO^{(4−2 х )−}
_4− х], где х может принимать значения 1; 0,5; 0. Также силикатами называются соли метакремниевой кислоты (H₂SiO₃,) и ортокремниевой кислоты H₄SiO₄.

На долю силикатных минералов приходится около 90% состава земной коры. Один из наиболее распространенных силикатных минералов — это диоксид кремния SiO₂, или кремнезём. Обычно он встречается в виде таких минералов, как кварц и его многочисленные формы (кристобалит, тридимит, коэсит, стишовит). Кроме силикатной группы, в состав силикатов также могут входить металлы, вода, (OH)^1-, фтор и другие элементы.

Разнообразие силикатных минералов чрезвычайно велико, количество разных видов превышает 800. Именно из этих минералов складывается большая часть горных пород. При этом на долю кварца и полевых шпатов приходится 12% всех известных минералов.

Структурные типы

Внутреннюю структуру силикатных минералов определяет форма связи кремния и кислорода. Благодаря радиусам ионов кремния и кислорода (Si — 0.39Å, O — 1.32Å) атом кремния может быть окружен атомами кислорода, располагающихся в вершинах тетраэдра. Такие тетраэдры составляют основу всех силикатов. В свою очередь, тетраэдры соединяются друг с другом в пространственные конфигурации. В зависимости от вида этих конфигураций выделяются следующие типы силикатов:

• островные (несосиликаты или ортосиликаты);
• цепочечные (иносиликаты);
• поясные (иносиликаты с двойной цепью);
• листовые (филлосиликаты);
• каркасные (тектосиликаты).

У островных силикатов кремнекислородные тетраэдры изолированы. У них возможны следующие разновидности:

• силикаты с радикалом [SiO₄]^4-, связь осуществляется через катион;
• с добавочными анионами, такими как О^2-, ОН^1-, F^1-;
• со сдвоенными тетраэдрами [Si₂O₇]^6- один из атомов кислорода является у пары общим;
• кольцевые — группы тетраэдров образуют кольца, в такую кольцевую группу может входить по 3, 4, 6 штук;
• двухэтажные с радикалами [Si₃O₉]^6-, [Si₄O₁₂]^8-, [Si₆O₁₈]^2-, [Si₁₂O₃₀]^18-.

У цепочечных силикатов кремнекислородные тетраэдры сцепляются друг с другом в цепочки. Радикалы имеют вид [Si₂O₆]^4- и [Si₃O₉]^6-.

У поясных тетраэдры образуют ленты и пояса в виде сдвоенных, но не связанных друг с другом цепочек. Радикал [Si₄O₁₁]^6-.

У листовых тетраэдры образуют обширные слои. Структура радикала [Si₂O₅]^2-

У каркасных силикатов тетраэдры образуют подобие трехмерного каркаса. Радикал имеет форму [SiO₂]⁰. Такую структуру имеет кварц, поэтому его причисляют к силикатам, а не к оксидам. Структура силикатов влияет на их внешний вид. Так, гранаты относятся к островным силикатам, бериллы — к кольцевым, вытянутые пироксены — к цепочечным, слоистые слюды — к листовым.

Среди силикатных минералов очень много полезных ископаемых. К ним относятся тальк, асбест, слюды, каолин. Многие силикаты являются драгоценными камнями: изумруды, гранаты, топазы, турмалины и т. д. Многие силикатные минералы имеют магматическое происхождение. При выветривании таких эндогенных минералов образуются экзогенные минералы (каолинит, хризоколла и другие).

Галогеноводородные кислоты и их соли

Галогеноводородные кислоты включают в свой состав атомы галогенов, и водорода:

• фтор — плавиковая кислота;
• хлор — соляная кислота;
• бром — бромоводородная кислота;
• йод — йодоводородная кислота;
• астат — астатоводородная кислота.

Также у галогенов есть кислоты, содержащие кислород, например, гипофтористая кислота HOF и т. д.

Соляная кислота

Наиболее широко применяется соляная кислота. Её формула совпадает с хлористым водородом НСl, но соляная кислота представляет собой водный раствор хлороводорода, поэтому она никогда не бывает стопроцентной. Это же относится и ко всем остальным бескилородным галогеноводородным кислотам.

Хлороводород активно выделяется из соляной кислоты в виде характерного дымка над её поверхностью. Он сразу же соединяется с парами воды, присутствующими в воздухе, и образует мельчайшие капли соляной кислоты. Это очень опасное вещество, поэтому соляную кислоту нужно хранить в плотно закрытых сосудах в вытяжном шкафу.

В растворе хлороводород диссоциирует: НСl = Н⁺ + Сl^—. Поэтому соляная кислота относится к сильным электролитам.

Соляная кислота реагирует со следующими веществами:

• более активными чем водород металлами:

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + H₂

Zn⁰ + 2H⁺ + 2C^l- = Zn²⁺ + 2Cl^— + H₂↑

Zn⁰ + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂.

• основными оксидами:

MgO + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

MgO + 2H⁺ + 2Cl^— = Mg²⁺ + 2Сl^— + H₂O

MgO + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂O

• любыми основаниями:

NaOH + НСl = NaCl + H₂O

Na⁺ + ОН^— + H⁺ + Сl^— = Na⁺ + Cl^— + H₂O

Н⁺ + OH^— = H₂O

Cu(OH)₂ + 2НСl = CuCl₂ + 2H₂O

Сu(ОН)₂ + 2Н⁺ + 2Сl^— = Cu²⁺ + 2С^l- + 2H₂O

Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O

• солями:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

2Na⁺ + CO²₃^— + 2H⁺ + 2Cl^— = 2Na⁺ + 2Cl^— + H₂O + CO₂

2H⁺ + CO²₃^— = H₂O + CO_2.

Красочная реакция с нитратом серебра с появлением творожистого осадка является качественной реакцией на соляную кислоту:

AgNO₃ + НСl = AgCl + HNO,

Ag⁺ + Cl^— = AgCl.

Плавиковая кислота

Все галогеноводородные кислоты имеют сходство друг с другом. Например, все они сильные электролиты, кроме плавиковой. Эта кислота — слабый электролит.

Фтор имеет высокую электроотрицательность и малый радиус атома. Это делает связь с водородом очень прочной. Поэтому плавиковая кислота может растворять даже стекло. При реакции со стеклом двуокись кремния взаимодействует со фтороводородом, и в качестве продукта получается четырёхфтористый кремний:

4HF + SiO₂ = SiF₄ + 2H₂O.

Парафин плавиковая кислота не растворяет, поэтому её хранят не в стеклянных, а в парафиновых сосудах. Также можно использовать эбонитовые или каучуковые ёмкости.

С помощью парафина можно наносить гравировку на стекло плавиковой кислотой. Стеклянную поверхность покрывают парафином, оставляя свободными места, где должен быть рисунок. Затем производят обработку кислотой, поместив изделие в освинцованную печь. Свинец при контакте с этой кислотой мгновенно покрывается нерастворимой солью, и реакция прекращается.

Бромоводород

Бромоводородная кислота (то есть раствор бромоводорода в воде) даже более сильная, чем соляная. Она взаимодействует со всеми активными металлами. Реакция идёт с выделением водорода. Также она взаимодействует с основными оксидами и основаниями, образуя соли.

Иодоводород

Иодоводородная кислота сильнее, чем соляная и бромоводородная. Взаимодействие с активными металлами сопровождается выделением водорода. При взаимодействии с основными оксидами и основаниями образуются соли. Эта кислота относится к сильным восстановителям и способна окисляться до появления молекулярного йода.

Соли галогеноводородных кислот

Соли галогеноводородных кислот широко распространены в природе и играют чрезвычайно важную роль в поддержании жизни на Земле. Для человеческого организма жизненно важное значение имеет хлорид натрия. Эта соль встречается в виде минерала галита (каменная соль), а также в виде осадочной соли которая образуется на месте пересохших водоёмов.

Хлорид натрия необходим человеку для поддержания работоспособности сердечно-сосудистой системы и системы пищеварения. Также хлорид натрия широко используется в промышленности. На его основе производятся такие продукты, как мыло, шелк, уксусная кислота, хлорная известь, фосген, соляная кислота, стекло, ультрамарин.

Среди солей соляной кислоты большое промышленное значение принадлежит хлориду калия и хлориду кальция. В природных условиях КСl встречается в виде минерала сильвина (чистый КСl) и сильвинита (KCl-NaCl). Это ценное удобрение. Рядом с городом Соликамск существует богатое месторождение этих минералов.

Много хлорида кальция СаСl₂ содержится в морской воде. Эта соль обладает высокой гигроскопичностью, поэтому её широко применяют в эксикаторах — сосудах, в которых поддерживается строго определенный уровень влажности. Хлористый кальций обладает хорошей растворимостью в воде. Широко используется в медицине как средство против аллергии, недостатке кальция и других заболеваниях.

Хлорит бария ВаСl₂ обладает высокой токсичностью и используется для уничтожения вредителей растений. Хлорид магния MgCl₂ используется для получения металлического магния.

Фторид натрия — сильно ядовитое вещество, используется для дезинсектизации и дератизации. Также им пропитывают деревянные телеграфные столбы, шпалы и некоторые деревянные строительные конструкции, чтобы предотвратить их гниение.

Фторид кальция (плавиковый шпат, флюорит) используется в металлургии для получения сплавов, а также металлического алюминия. Также с его помощью получают матовое стекло, делают эмали. Из бесцветных прозрачных кристаллов флюорита изготавливают линзы для телескопов. Например, фотографии Марса делаются с помощью флюоритовых линз.

Галогеноводородные соли брома широко применяются в медицине. Бромид натрия и бромид калия обладают успокаивающим действием. Бромид серебра при воздействии света демонстрирует знаменитую реакцию:

2AgBr = 2Ag + Вr₂.

При этом серебро образует чёрную массу. Эта соль широко применяется в традиционной фотографии. Йодид, хлорид, бромид серебра не растворяются в кислотах. Фторид серебра — хорошо растворимая соль.