Реферат: Мир солей - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Мир солей

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Архив Zip, 56 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

Содержание 5. Комплексные соли ………………………………………………… ...10 3. Разложение твердых солей…………………………………………..16 4. Гидролиз солей…………………………… …………………………...16 Список литературы………………………………………………………………19 Введение Мой реферат называется “Мир солей “. Так что же такое соль? С точки зрения химии, соль - это вещество, образовавшееся в результате взаимодействия кислоты и ще лочи. С точки зрения геологии - это образовавшиеся в результате геологич еских процессов мощные (часто многокилометровые) залежи эвапоритов (гал ита, сильвинита). С точки зрения почвоведения - это высолы, прожилки, а иног да даже поверхностные корки в почвах засушливых зон - солонцах и солонча ках, практически непригодных для сельскохозяйственного использования . Для биохимика и медика - это раствор, циркулирующий в организме человека , без которого невозможны определенные биохимические реакции и соответ ственно, невозможно нормальное функционирование органов. Без обычной соли, так называемой поваренной - NaCl, большинс тво животных, как травоядных, так и плотоядных испытывают так называемое солевое голодание. Плотоядные животные, обеспечивают свой организмом с олью, поступающей с мясом и кровью добычи, травоядные - ищут выступы соли, соленые почвы, лижут их, тем самым, обеспечивая солью организм. Для человека соль также необходима. Недаром в древности соль служила сво еобразной валютой, многие племена и народности вынуждены были покупать или обменивать соль у тех племен, на территории которых были залежи соле й. (Даже в настоящее время многие племена, в основном в сельве Южной Америк е и горных джунглях Новой Гвинеи испытывают солевой дефицит, соль там до сих пор считается одной из главных видов “валюты”, часто вместо соли исп ользуется зола сожженных растений определенного вида, способных накап ливать соль.) В те времена соль ценилась выше золота: ведь, как гласила пос ловица, «без золота прожить можно, а без соли - нельзя». Из-за месторождени й каменной соли происходили военные столкновения, а иногда нехватка сол и вызывала «соляные бунты». Но соль может оказывать и отрицательное воздействие, в больших количест вах поваренная соль (да и другие легкорастворимые соли) вредны - они затру дняют работу печени и почек, способствуют отложению солей в сосудах, заб олеванию артритом. Так же начало применения соли в качестве антигололедного компонента бы ло положено в конце 50-х начале 60-х годов уже прошлого века. Таким образом, ул ицы Москвы “солят” уже без малого полвека. В качестве реагентов использу ют смеси различного состава, на основе галита, калийной соли - сильвина, ан гидрита (сульфата кальция), глауберита (смеси сульфата натрия и кальция), с ульфата натрия (глауберова соль). Антигололедные средства оказывают неб лагоприятное воздействие на окружающую среду, природу, наносят вред жиз недеятельности человека. (нарушения электроизоляции в троллейбусах, си льная коррозия кузовов автомобилей, порча обуви и т.д.) Соль широко используется в различных сферах деятельности человека.(в ме дицине, строительстве, сельском хозяйстве и т.д.) В настоящее время мы не представляем нашу жизнь без соли, поэтому, я счита ю, что тема моего реферата является очень актуальной. В моей работе рассказывается о получении, классификации, химических и физических сво йствах и применении солей. Названия солей Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с ки слотными остатками. Исключением являются соли аммон ия, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH 4 + . Примеры типичных солей приведены ниже. NaCl – хлорид натрия, Na 2 SO 4 – сульфат натрия, СаSO 4 – сульфат кальция , СаCl 2 – хлорид кальция, (NH 4 ) 2 SO 4 – сульфат аммония. Формула соли строится с учетом в алентностей металла и кислотного остатка. Практически все соли – ионны е соединения, поэтому можно говорить, что в солях связаны между собой ион ы металла и ионы кислотных остатков: Na + Cl – – хлорид натрия Ca 2+ SO 4 2– – сульфат кальция и т.д. Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии явля ется кислотный остаток. Названия солей в зависимости от кислотного оста тка показаны в таблице 1. Таблица 1. Построение названий сол ей. В верхней части таблицы приведены кислородсодержащие кислотные остатк и, в нижней – бескислородные. Соль какой кислоты Кислотный остаток Валентность остатка Название солей Примеры Азотная HNO 3 NO 3 - I нитраты Ca(NO 3 ) 2 нитрат кальция Кремниевая H 2 SiO 3 SiO 3 2 - II силикаты Na 2 SiO 3 силикат на трия Серная H 2 SO 4 SO 4 2 - II сульфаты PbSO 4 сульфат свинца Угольная H 2 CO 3 CO 3 2 - II карбонаты Na 2 CO 3 карбонат н атрия Фосфорная H 3 PO 4 PO 4 3 - III фосфаты AlPO 4 фосфат алюминия Сернистая H 2 SO 3 SO 3 2 - II сульфиты Na 2 SO 3 сульфит натрия Марганцовая HMnO 4 MnO 4 - I перманганаты KMnO 4 перманганат калия Хромовая II хроматы Na 2 CrO 4 хромат натрия Двухромовая II бихроматы Na 2 Cr 2 O 7 Бихромат натрия Бро моводородная HBr Br - I бромиды NaBr бромид натрия Иодоводородная HI I - I иодиды KI иоди д калия Сероводородная H 2 S S 2 - II сульфиды FeS су льфид железа (II) Соляная HCl Cl - I хлориды NH 4 Cl хлорид аммони я Фтороводородная HF F - I фториды CaF 2 фторид кальция Из таблицы 1 вид но, что названия кислородсодержащих солей имеют окончания " ат ", а названия бескислородных солей – окончания " ид ". В некоторых случаях для кислородсодержащих солей может использоваться окончание " ит ". Например, Na 2 SO 3 – сульфит натрия. Это дел ается для того, чтобы различать соли серной кислоты ( H 2 SO 4 ) и с ернистой кислоты ( H 2 SO 3 ) и в других таких же случаях. В таблице 2 приведены международные названия солей. Одна ко полезно знать также русские названия и некоторые исторически сложив шиеся, традиционные названия солей, имеющих важное значение. Таблица 2. Международные, русские и традиционные названия некоторых важных солей. Соль Международное название Р усское название Традиционное название Na 2 CO 3 Карбонат натрия Натрий углекислый Сода NaHCO 3 Гидрокарб онат натрия Натрий углекислый кислый Питьевая сода K 2 CO 3 Карбонат калия Калий углекислый Поташ Na 2 SO 4 Сульфат натрия Натрий сернокислый Глауберо ва соль MgSO 4 Сульфат ма гния Магний сернокислый Английская соль KClO 3 Хлорат кал ия Калий хлорноватокислый Бертолетова соль Графическое изобра жение формул солей Для того чтобы изобразить формулу соли графическ и , следует : 1. Правильно написать эмпирическую формулу этого соединения. 2. Учитывая, что любая соль может быть представлена как продукт нейтрализации соответствующей кислоты и основания, следует написать формулы кислоты и основания, образовавших д анную соль. Например, гидросульфат кальция С a ( HSO 4 ) 2 можно получить при нейтр ализации серной кислоты H 2 SO 4 гидроксидом кальция Ca ( OH ) 2 . 3. Определить, какое количество молекул кислоты и основан ия требуется для получения молекулы этой соли. Например, для получения м олекулы Ca ( HSO 4 ) 2 требует ся одна молекула основания (один атом кальция) и две молекулы кислоты (два кислотных остатка HSO 4 ). 4. Построить графические формулы установленного числа м олекул основания и кислоты и, мысленно убрав участвующие в реакции нейтр ализации и образующие воду анионы гидроксила основания и катионы водор ода кислоты, получить графическое изображение формулы соли: Классификация солей Любую соль можно представить ка к продукт взаимодействия основания и кислоты, то есть как продукт замеще ния атомов водорода в молекуле кислоты на атом металла или гидроксильны х групп в молекуле основания на соответствующие кислотные остатки. В зав исимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, осн овные, двойные и комплексные. 1. Кислые соли Кис лые соли - представляют собой продукты неполного замещен ия атомов водорода атомами металла. Кислые соли - продукт неполной нейтр ализации многоосновных кислот основаниями. От двухосновных кислот ( H 2 SO 4 , H 2 CO 3 , H 2 S и т.д.) производится только один тип кислых солей - однозамещенные (атом металла замещает только один атом водорода кислот ы). Например: H 2 SO 4 при неполной нейтрализации е дким натром образует только одну кислую соль - NaHSO 4 . От трехосновных кислот можно пол учить уже два типа кислых солей: однозамещенные и двухзамещенные. Например: при нейтрализации H 3 PO 4 ед ким натром можно получить однозамещенную соль NaH 2 PO 4 : H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O и двухзамещенную соль Na 2 HPO 4 : H 3 PO 4 + 2 NaOH = Na 2 HPO 4 + 2 H 2 O Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода. Названия кислых солей содержат приставку "гидро" (от слова hydrogenium – водород). Например: NaHCO 3 – гидрокарбонат натри я, K 2 HPO 4 – гидрофосфат калия, KH 2 PO 4 – дигидрофосфат калия. Диссоциация: При диссоциации соли дают катионы м еталла ( NH 4 + ), ионы водорода и анионы кислотного остатка. NaHCO 3 « Na + + HCO 3 - « Na + + H + + CO 3 2- 2. Средние соли Сре дние соли можно рассматривать, как продукт полного замещ ения атомов водорода атомами металла: 2NaOH H 2 SO 4 Na 2 SO 4 2 H 2 O О снование кислота средняя соль Средние соли содержат только атомы металла и кислотного ост атка . Например , все соли из таблицы 1 являются средними солями. Диссоциация: При диссоциации соли дают катионы м еталла (или NH 4 + ) и анионы кислотного остатка. Na 2 SO 4 « 2 Na + + SO 4 2- 3. Основные соли Осн овные соли можно рассматривать как продукт неполного за мещения гидроксильных групп основания или амфотерного гидроксида на к ислотные остатки. Основные соли - продукт неполной нейтрализации многок ислотного основания кислотой. Основные соли могут давать только многокислотные основ ания, причем двухкислотные основания образуют только один тип основных солей, а трехкислотные - два. Например: Mg(OH) 2 - двухкислотное осн ование Mg(OH) 2 + HNO 3 = MgOHNO 3 + H 2 O , основная соль основная соль при дальн ейшей нейтрализации образуется средняя соль: MgOHNO 3 + HNO 3 = Mg(NO 3 ) 2 + H 2 O , средняя соль Al ( OH ) 3 - трехкислотное основа ние Al(OH) 3 + HCl = Al(OH) 2 Cl + H 2 O , Al(OH) 2 Cl + HCl = AlOH Cl 2 + H 2 O , основная соль при дальнейшей нейтрализации - средняя соль : AlOH Cl 2 + HCl = Al Cl 3 + H 2 O , средняя соль Названия основ ных солей образуют с помощью приставки "гидроксо". Ниже приведен пример, п оказывающий отличие основных солей от обычных (средних): Mg(OH) 2 + 2 HCl = MgCl 2 + 2 H 2 O хлорид магния ( средняя соль ) Mg(OH) 2 + HCl = Mg(OH)Cl + H 2 O гидро ксохлорид магния ( основная соль ) Осн овные соли , помимо ионов металла и кислотного остатка , содержат гидроксильные группы . Основные соли образуются только из многокислотных основ аний. Одноокислотные основания таких солей образовать не могут. Диссоциация: При диссоциации соли дают катионы м еталла, анионы гидроксила и кислотного остатка. Zn ( OH ) Cl « [ Zn ( OH )] + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - 4. Двойные соли Дво йные соли можно рассматривать как продукт замещения ато мов водорода многоосновной кислоты на атомы разных металлов, или как про дукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кисло тные остатки разных кислот. Например: KAl(SO 4 ) 2 -алюмокалиевые квасцы, сульфат алюминия-калия, KCr(SO 4 ) 2 -хромовокалиевые квасцы, сульфат хрома - калия, CaCl 2 O - известь Любую соль можно получить соотве тствующей реакцией нейтрализации. Например, сульфит натрия образуется в реакции между сернистой кислотой и основанием (едким натром). При этом н а 1 моль кислоты требуется взять 2 моля основания: H 2 SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO 3 + 2 H 2 O сульфит натрия (средняя соль) Ес ли взять только 1 моль основания – то есть меньше, чем требуется для полной нейтрализации, то образуется кислая соль – гидросульфит натрия: H 2 SO 3 + NaOH = NaHSO 3 + H 2 O гидросульфит натрия ( кислая соль ) Диссоциаци я : При диссоциации соли дают два катио на металлов и один анион кислотного остатка. KAl(SO 4 ) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2- 5. Комплексные соли Комплексные соли - соли , в состав ко торых входят комплексные ионы . (Комплексными называются соединения , в которых хотя бы одна ковале нтная связь образов алась по донорно-акцепторному механизму .) Напри мер , при взаимодействии сульфата меди (II) с аммиаком происходит реакция : CuSO 4 + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 Или в ионной форме : Cu 2+ + 4NH 3 = [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ Ионы , которые подобно [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ , обр азуются путем присоединен ия к данному иону нейтральных молекул или ионов противоположного знака , называют ся комплексными ионами. Строение: K 4 [Fe(CN) 6 ] K 4 [Fe(CN) 6 ] – Внешняя сфе ра K 4 [Fe(CN) 6 ] – Внутренняя сфера K 4 [ Fe (CN) 6 ] – Комплексо образователь (центральный атом) K 4 [Fe(CN) 6 ] – Координац ионное число K 4 [Fe( CN ) 6 ] – Лиганд Центральными атомами обычно служат ионы ме таллов больших периодов (Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH-, CN-, NH3, CO, H2O; он и связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью. Диссоциация: При диссоциации отщепляются сложн ые ионы, которые затем подвергаются вторичной диссоциации. K 4 [Fe(CN) 6 ] « 4K + + [ Fe(CN) 6 ] 4- [ Fe(CN) 6 ] 4- « Fe 2 + + 6 CN - Получение солей 1. Реакция нейтрализации Ра створы кислоты и основания смешивают в нужном мольном соотношении. Посл е выпаривания воды получают кристаллическую соль. Например: H 2 SO 4 + 2 KOH = K 2 SO 4 + 2 H 2 O сульфат калия 2. Реакция кислот с основными оксидами Эт о вариант реакции нейтрализации. Например: H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O сульф ат меди 3. Реакция оснований с кислотными оксидами Э то также вариант реакции нейтрализации: Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O карбонат кальция 4. Реакция основных и кислотных оксидов между собо й CaO + SO 3 = CaSO 4 сульфат кальция 5. Реакция кислот с солями Эт от способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворима я соль, выпадающая в осадок: Например: H 2 S + CuCl 2 = CuS (осадок) + 2 HCl сульф ид меди 6. Ре акция оснований с солями Дл я таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих ре акциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое осн ование не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. Например: 3 NaOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3 NaCl ( осадок ) хлорид натрия 7. Реакция двух различных солей Ре акцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующ ихся солей нерастворима и выпадает в осадок: Например: AgNO 3 + KCl = AgCl (осадок) + KNO 3 хлори д серебра нитрат калия Выпавшую в осадок соль отфильтровы вают, а оставшийся раствор выпаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в р астворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой: NaCl + KBr = Na + + Cl - - + K + + Br - - Если такой раствор выпарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить н е удается. 8. Реакция металлов с кислотами В способах 1-7 имели дело с реакциями обмена (только способ 4 – реакция соеди нения). Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности метал лов, вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли: Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2 сульф ат железа II 9. Реакция металлов с неметаллами Эт а реакция внешне напоминает горение. Металл "сгорает" в токе неметалла, об разуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый "дым": 2 K + Cl 2 = 2 KCl хлорид калия 10. Реакция металлов с солями Бо лее активные металлы, расположенные в ряду активности левее, способны вы теснять менее активные (расположенные правее) металлы из их солей: Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4 порошок меди сульфат цинка Физические свойства Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. Соли имеют широк ий диапазон температур плавления и термического разложения. По растворимости в воде различа ют растворимые, мало растворимые и практически нерастворимые соли. К рас творимым относятся почти все соли натрия, калия и аммония, многие нитрат ы, ацетаты и хлориды, многие кислые соли. Раство римость солей в воде при комнатной температуре Кати- оны Анионы F - Cl - Br - I - S 2- NO 3 - CO 3 2- SiO 3 2- SO 4 2- PO 4 3- Na + Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р K + Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р NH 4 + Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Mg 2+ РК Р Р Р М Р Н РК Р РК Ca 2+ НК Р Р Р М Р Н РК М РК Sr 2+ НК Р Р Р Р Р Н РК РК РК Ba 2+ РК Р Р Р Р Р Н РК НК РК Sn 2+ Р Р Р М РК Р Н Н Р Н Pb 2+ Н М М М РК Р Н Н Н Н Al 3+ М Р Р Р Г Р Г НК Р РК Cr 3+ Р Р Р Р Г Р Г Н Р РК Mn 2+ Р Р Р Р Н Р Н Н Р Н Fe 2+ М Р Р Р Н Р Н Н Р Н Fe 3+ Р Р Р - - Р Г Н Р РК Co 2+ М Р Р Р Н Р Н Н Р Н Ni 2+ М Р Р Р РК Р Н Н Р Н Cu 2+ М Р Р - Н Р Г Н Р Н Zn 2+ М Р Р Р РК Р Н Н Р Н Cd 2+ Р Р Р Р РК Р Н Н Р Н Hg 2+ Р Р М НК НК Р Н Н Р Н Hg 2 2+ Р НК НК НК РК Р Н Н М Н Ag + Р НК НК НК НК Р Н Н М Н Условны е обозначения : Р — вещество хорошо растворимо в воде; М — малораство римо; Н — практически нерастворимо в воде, но легко растворяется в слабы х или разбавленных кислотах; РК - нерастворимо в воде и растворяется толь ко в сильных неорганических кислотах; НК - нерастворимо ни в воде, ни в кис лотах; Г - полностью гидролизуется при растворении и не существует в конт акте с водой. Прочерк означает, что такое вещество вообще не существует. В водных растворах соли полность ю или частично диссоциируют на ионы. Соли слабых кислот и (или) слабых осно ваний подвергаются при этом гидролизу. Водные растворы солей содержат г идратированные ионы, ионные пары и более сложные химические формы, включ ающие продукты гидролиза и др. Ряд солей растворимы также в спиртах, ацет оне, амидах кислот и др. органических растворителях. Из водных растворов соли могут кристаллизоваться в виде кристаллогидр атов, из неводных - в виде кристаллосольватов, например СаВг2 • ЗС2Н5ОН. Данные о различных процессах, протекающих в водносолевых системах, о рас творимости солей при их совместном присутствии в зависимости от темпер атуры, давления и концентрации, о составе твердых и жидких фаз могут быть получены при изучении диаграмм растворимости водно-солевых систем. Химические свойства солей Наи более распространенные реакции солей – реакции обмена и окислительно- восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-во сстановительных реакций. 1. Окислительно-восстановительные реакции солей Пос кольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислитель но-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакц ии за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом к ислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления. а) Реакции за счет ио на металла . Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окис лительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окисл ителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более акти вный) металл. Приведем пример: Hg 2+ SO 4 + Sn 0 = Hg 0 + Sn 2+ SO 4 соль менее активного металла (окислитель) более активный металл ( восстановитель ) Принят о говорить , что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей . Металлы , находящиеся в ряду активности левее , являются более активными . б) Реакции за счет ки слотного остатка . В кислотных остатках часто имеют ся атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда – многочисленны е окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными ос татками. Например: Na 2 S – 2 + Br 2 0 = S 0 + 2 NaBr – 1 соль сероводородной кислоты сера 2 KI – 1 + H 2 O 2 – 1 + H 2 SO 4 = I 2 0 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O – 2 соль иодоводородной кислоты иод 2 KMn +7 O 4 + 16 HCl – 1 = 5 Cl 2 0 + 2 KCl + 2 Mn +2 Cl 2 + 8 H 2 O соль марганцевой кислоты хлорид марганца 2 Pb(N +5 O 3 – 2 ) 2 = 2 PbO + 4 N +4 O 2 + O 2 0 соль азотной кислоты при нагрев ании 2. Обменные реакции солей Таки е реакции могут происходить, когда соли реагируют: а) с кислотами; б) с щелочами: в) с другими солями. При проведении обменных реакций берут растворы солей. Общим требованием для таких реакций является обра зование малорастворимого продукта, который удаляется из раствора в вид е осадка. Например: а) CuSO 4 + H 2 S = CuS (осадок) + H 2 SO 4 AgNO 3 + HCl = AgCl (осадок) + HNO 3 б ) FeCl 3 + 3 NaOH = Fe(OH) 3 (осадок ) + 3 NaCl CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 (осадок) + K 2 SO 4 в ) BaCl 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 (осадок ) + 2 KCl CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 (осадок) + 2NaCl Если хотя бы один продукт таких о бменных реакций не уходит из сферы реакции в виде осадка (иногда – в виде газа), то при смешивании растворов образуется только смесь ионов, на кото рые при растворении распадаются исходная соль и реагент. Таким образом, обменная реакция произойти не может. 3. Термическое разложение твердых солей a) Карбонаты : t° СаСО 3 СаО + СО 2 b) Гидрокарбонат ы: Ca(HCO 3 ) 2 ® CaCO 3 Ї + CO 2 ­ + H 2 O c) Нитраты : 2Cu(NO 3 ) 2 ® 2CuO + 4NO 2 ­ + O 2 ­ d) Соли аммония : NH 4 Cl ® NH 3 ­ + HCl ­ 4.Гидролиз солей Во да — слабый электролит. В чистой воде концентрации ионов водорода и гид роксид-ионов равны. В растворах солей это равновесие нарушается, если со ль образована слабым основанием или слабой кислотой. Взаимодействие ионов растворимой соли с водой, приводящее к образовани ю слабого электролита и смещению ионного равновесия воды, называется ги дролизом. Гидролизу подвергаются лишь те соли, в составе которых есть ион слабого основания (гидролиз по катиону) или слабой кислоты (гидролиз по аниону), та к как только при этом условии образуется слабый электролит, "несвязанные " ионы воды создают в растворах солей либо кислую, либо щелочную среду. 1.Соли, образованные слабой кисло той и сильным основанием, гидролизуются по аниону. Это обратимый процесс . Краткое ионное уравнение (в общем виде) отражает взаимодействие одного аниона слабой кислоты с одной молекулой воды, приводящее к присоединени ю протона и образованию одной молекулы слабой одноосновной кислоты или одного гидроаниона слабой многоосновной кислоты. Реакция среды в раств оре такой соли щелочная. Na 2 CO 3 + H 2 O « NaOH+ NaHCO 3 2.Соли, образованные сильной кислотой и слабым основ анием, гидролизуются по катиону. Каждый такой катион обратимо взаимодей ствует с одной молекулой воды, отрывая от нее один гидроксид-ион. При этом образуются либо слабое однокислотное основание, либо гидроксокатион с лабого многокислотного основания. Реакция среды в растворах таких соле й кислая. 2NH 4 SO 4 +2 H 2 O « 2NH 4 OH+ H 2 SO 4 3. Соли , образованные слабым основанием и слабой кислотой , подвергаются гидролизу в наибольшей степени ( и по аниону , и по катиону ), связывая и Н +, и ОН ~- ионы воды . Реакция среды в растворах таких солей близка к нейтральной . В тех случаях , когда соль образована ионами слабого нерастворимого многокислотного основания и слабой летучей многоосновной кислоты ( например , сульфид ы алюминия и хрома ), гидролиз протекает мгновенно и необратимо . Такие соли не существуют в водном растворе , так как вступают с водой в необратимую химическую реакцию гидролиза , приводящую к образованию осадка слабого основания и летучей кислоты . Al 2 S 3 + H 2 O « 3H 2 S+2 Al(OH) 3 4.Соли, образованные сильным основанием и сильной кисло той, гидролизу не подвергаются, так как их ионы не могут связать ионы воды в слабый электролит. Реакция среды в растворах таких солей практически н ейтральная. ( NaCl ) Применение со лей Ряд солей являются соединениям и, необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеяте льности животных и растительных организмов (соли натрия, калия, кальция, а также соли, содержащие элементы азот и фосфор). Ниже, на примерах отдельн ых солей, показаны области применения представителей данного класса не органических соединений. NaCl - хлорид натрия. О широте использования этой соли говорит тот факт, что мировая добыча этого вещества составляе т 200 млн. т. Эта соль находит широкое применение в пищевой промышлен ности, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, гидроксида на трия, соды ( Na 2 CO 3 ). Эта соль находит разнообразное применение в не фтяной промышленности, например, как добавка в буровые растворы для пред упреждения образования каверн при бурении скважин, как регулятор сроко в схватывания цементных тампонирующих составов, для понижения темпера туры замерзания (антифриз) буровых и цементных растворов. KCl - хлорид калия. Входит в состав буровых р астворов, способствующих сохранению устойчивости стенок скважин в гли нистых породах, является распространенным калийным удобрением. Na 2 CO 3 - карбонат натрия, сода. Входит в состав см есей для производства стекла, моющих средств. Реагент для увеличения щел очности среды, улучшения качества глин для глинистых буровых растворов. Используется для устранения жесткости воды при ее подготовке к использ ованию (например, в котлах), широко используется для очистки природного г аза от сероводорода и для производства реагентов для буровых и тампонаж ных растворов. Al 2 (SO 4 ) 3 - суль фат алюминия. Компонент буровых растворов, коагулянт для очистки воды от взвешенных частиц, компонент вязкоупругих смесей для изоляции зон погл ощения в нефтяных и газовых скважинах. Na 2 B 4 O 7 - тетраборат натрия, бу ра. Является эффективным реагентом - замедлителем схватывания цементны х растворов, ингибитором термоокислительной деструкции защитных реаге нтов на основе эфиров целлюлозы. BaSO 4 - су льфат бария, барит, тяжелый шпат. Используется в качестве утяжелителя бу ровых и тампонажных растворов. FeSO 4 - cульфат железа (II), железный купорос. Используется для приготовления феррохромлигносульфоната - реагента-стабилизатора б уровых растворов, компонент высокоэффективных эмульсионных буровых ра створов на углеводородной основе. FeCl 3 - хлорид железа (III). В со четании со щелочью используется для очистки воды от сероводорода при бу рении скважин водой, для закачки в сероводородсодержащие пласты с целью снижения их проницаемости, как добавка к цементам с целью повышения их с ероводородостойкости, для очистки воды от взвешенных частиц. CaCO 3 - карбонат кальция в виде мела, известняка. Является сырьем для про изводства негашеной извести CaO , использу ется в металлургии. Применяется в бурении в качестве утяжелителя и напол нителя буровых растворов. CaSO 4 - сульфат кальция. В виде алебастра ( 2CaSO 4* H 2 O ) широко используется в строительстве, входит в с остав быстротвердеющих вяжущих средств для изоляции зон поглощений. Пр и добавке к буровым растворам в виде ангидрита ( CaSO 4 ) или гипса ( CaSO 4* 2H 2 O ) придает устойчивость разбуриваемым глинистым породам. CaCl 2 - хлорид кальция. Исп ользуется для приготовления буровых и тампонажных растворов для разбу ривания неустойчивых пород. Сильно снижает температуру замерзания рас творов (антифриз). Применяется для создания растворов высокой плотности , не содержащих твердой фазы, эффективных для вскрытия продуктивных плас тов. NaSiO 3 - силикат натрия. Исп ользуется для закрепления неустойчивых грунтов, для приготовления быс тросхватывающихся смесей для изоляции зон поглощений, ингибитор корро зии металлов, компонент некоторых буровых тампонажных и буферных раств оров. AgNO 3 - нитрат серебра. Исп ользуется для химического анализа, в том числе пластовых вод, фильтратов буровых растворов на содержание ионов хлора. Na 2 SO 3 - сульфит натрия. Используется для химического удаления к ислорода (деаэрация) из воды в целях борьбы с коррозией при закачке сточн ых вод. Na 2 Cr 2 O 7 - бихромат натрия. Испо льзуется в нефтяной промышленности в качестве высокотемпературного по низителя вязкости буровых растворов, ингибитора коррозии алюминия, для приготовления ряда реагентов. Список литературы 1. Гл. редактор И.Л. Кнунянц. Бо льшой энциклопедический словарь Химия. Москва 1998 2. Гл. редактор И.Л. Кнунянц. Хим ическая энциклопедия. Москва1998 3. Н. Я. Логинов, А. Г. Воскресенский, И. С. Солодин. Аналитическая химия. Москв а 1979 4. Р. А. Лидин. Справочник по общей и неорганической химии. Москва 1997 5. Р. А. Лидин, В. А. Молочко, Л. Л. А ндреева. Химические свойства неорганических веществ. Москва 1997 6. А. В. Суворов, А. А. Карцафа и др. Увлекательный мир химических превращений. Санкт-Петербург 1998 7. Н.Л. Глинка. Общая химия. Ленинград 1987 8. Э.Н. Рэмсден. Начала современной химии. Ленинград 1989
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
С точки зрения судьбы совесть самое большое богатство. Обычно, если кому-то дается совесть, больше не дается ни хрена.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru