Успехи современного естествознания. Оксиды: классификация и химические свойства

Такое слабое химическое взаимодействие, которое отнесем к типу VI, можно выразить схемой:

Ме"" m О n = m[Ме""] Ме" + n[O] Ме" ,

где Ме"" m О n - оксид керамики или стекла; [Ме""] Ме" и [О] Ме" - твердые растворы металла и кислорода, образующих оксид ке­рамики, в свариваемом с ней металле соответственно.

Взаимодействие по этому типу может реализоваться при большой разности энергии Гиббса образования оксида керамики или стекла и оксида свариваемого металла.

На возможность взаимодействия такого типа указывают, например, явления коагуляции упрочняющих фаз (интерметаллидов, оксидов, карбидов, карбонитридов), протекающие при повышенных температурах в дисперсно-упрочненных материалах за счет растворения мелких частиц в матрице и роста крупных. Возможность и степень такого взаимодействия упрочнителя с матрицей определяют жаропрочность композиционных материалов.

Впервые количественные оценки степени взаимодействия при образовании твердых растворов по реакции типа VI между А1 2 О 3 и никелем в спеченном материале при одной температуре (1673 К) выполнены О. Кубашевским. Детальную разработку методики термодинамической оценки взаимодействия тугоплавких оксидов и металлической матрицы дисперсионно-упрочненных материалов провел Е.И. Мозжухин, результаты расчетов которого получили удовлетворительное подтверждение при химическом анализе систем А1 2 О 3 - Мо и А1 2 О 3 - Nb после их спекания при температурах (0,6-0,8) металла матрицы .

Реакция типа VI может быть принята в качестве основы для термодинамических расчетов при выполнении следующих условий: наличия хотя бы небольшой растворимости кислорода и Me"" в свариваемом металле Me"; отсутствия изменения стехиометрического состава оксида, отсутствия возможности перехода оксида, участвующего в реакции, в низшие оксиды, отсутствия возможности растворимости свариваемого металла в Ме"" m О n .

Невыполнение первого условия лишает рассматриваемое уравнение смысла: второго - приводит к реакции типа V; третьего - реакции типа VI; четвертого - вызывает необходимость дополнения уравнения реакции VI еще одним, учитывающим образование твердого раствора Me" в и Ме"" m О n совместного их решения.

В отличие от рассмотренных выше реакций типов I, II, IV, V для которых понятие термодинамического равновесия неприменимо и направление протекания (слева направо или справа налево) целиком и полностью определяется знаком
, реакция типаVI идет слева направо и полноту ее протекания определяет константа равновесия, равная произведению активностей кислорода и Ме"" в свариваемом металле Ме". Для разбавленных растворов можно активности принять равными концентрации (мольной доле) и, применяя для реакции типа VI закон действующих масс, определить их величину, т.е. равновесную концентрацию растворенных элементов в твердом растворе на основе свариваемого металла. Найденные величины и будут характеризовать равновесную степень взаимодействия свариваемых материалов.

Термодинамический расчет реакции типа VI на примере системы ZnS-Me с изложением методических особенностей приведен в работе . Результаты этого расчета в первом приближении применимы и для аналогичной системы ZnO-Me, представляющей определенный интерес при анализе свариваемости цинковых ферритов.

В основу расчета положена реакция взаимодействия с медью:

ZnS тв = Cu + [S] Cu (7.29)

Результаты расчета показали, что при взаимодействии сульфида цинка с медью термодинамически возможно растворение в меди до 0,086 ат. % серы, что на полтора порядка выше предела растворимости серы в меди при этой температуре (0,004 ат. %), т.е. выше, чем может содержаться в насыщенном твердом растворе, находящемся в равновесии с низшим сульфидом меди. Отсюда следует, что при взаимодействии ZnS с медью термодинамически возможно образование некоторого количества сульфида меди Сu 2 S.

Следовательно, термодинамический расчет взаимодействия с медью по методике Е.И. Мозжухина с использованием уравнения (7.29) дает лишь качественный результат. Эта методика применима для систем, в которых разница энергий Гиббса образования тугоплавкого оксида и оксида металла матрицы составляет величину порядка 400 кДж/г атом кислорода, в рассматриваемых же сульфидных системах подобная величина намного меньше.

Для получения количественных результатов ниже изложена дальнейшая разработка этой методики.

Изобретение относится к способам растворения оксидов урана и может быть использовано в технологии получения материалов топливного цикла, в частности для получения обогащенного урана. Согласно способу порошок оксидов урана помещают под слой воды при отношении высоты слоя воды и высоты слоя оксидов урана не менее 1,3. Под слой оксидов урана подают азотную кислоту с расходом (0,30-0,36)т HNO 3 на 1 т урана в час. Изобретение позволяет уменьшить объем газов, выходящих из реактора-растворителя и подлежащих очистке перед сбросом в атмосферу, при снижении в них содержания диоксида азота. 1 з.п. ф-лы, 1 табл.

Изобретение относится к способам растворения оксидов урана и может быть использовано в технологии получения материалов топливного цикла, в частности для получения обогащенного урана. В качестве исходного сырья для обогащения урана могут быть использованы его оксиды в виде технической закиси - окиси U 3 O 8 (2UО з +UO 2), получаемые из природного сырья. При этом перед операцией фторирования уран необходимо доочистить от сопутствующих примесей, имеющихся в рудном концентрате, в том числе от примесей, образующих летучие фториды (молибден, кремний, железо, ванадий и др.). Кроме того, необходима очистка и от примесей, попадающих в уран в процессе переработки природных руд в закись - окись урана (окалина, сметки недопрокала, графит, уголь и т.д.). Для очистки урана от примесей можно использовать экстракционную технологию очистки азотнокислых растворов урана с применением трибутилфосфата. Перед экстракцией оксиды урана необходимо растворить. Известен способ растворения оксидов урана в смеси концентрированной азотной и концентрированной соляной кислот (Уран и его соединения. Отраслевой стандарт СССР ОСТ 95175-90, с. 5). Однако в связи с большой коррозией оборудования этот метод используют только в лабораторном масштабе. Известен способ растворения закиси-окиси урана в азотной кислоте (В.М. Вдовенко. Современная радиохимия. - М., 1969, с.257) (прототип). Способ осуществляют по следующей реакции: 2U 3 О 8 +14НNО 3 =6UO 2 (NO) 3)2+7Н 2 О+NO+NO 2 . В результате реакции образуются оксид и диоксид азота, которые оказывают вредное воздействие на окружающую среду и человека. В связи с этим возникает необходимость очистки сбросных газов от оксидов азота. Диоксид азота (NO 2) - газ бурого цвета, оксид азота (NO) - бесцветный газ. Оксид азота (NO) при контакте с кислородом воздуха окисляется до NO 2 . Диоксид азота является основным компонентом в газовых сбросах, подлежащих очистке. Если растворяют сырье, содержащее свыше 80% оксида четырехвалентного урана, то образование оксидов азота в расчете на единицу сырья увеличивается по сравнению с растворением закиси-окиси урана, содержащей примерно 30% оксида четырехвалентного урана. Процесс растворения такого сырья характеризуется значительным выделением диоксида азота. В оксидном сырье содержание урана (IV) - 30%: В оксидном сырье содержание урана (IV) - 80%: При перемешивании реакционной системы, которое используют для улучшения массообмена в системе, выделение оксидов азота из реакционной смеси происходит особенно бурно. Задачей изобретения является уменьшение объема газов (оксидов азота), выходящих из реактора-растворителя и подлежащих очистке перед сбросом в атмосферу, при снижении в них содержания диоксида азота. Поставленную задачу решают тем, что в способе растворения оксидов урана, включающем их взаимодействие с азотной кислотой, порошок оксидов урана помещают под слой воды при отношении высоты слоя воды и высоты слоя оксидов урана не менее 1.3, и азотную кислоту подают под слой оксидов урана с расходом (0,3-0,36) т НNО 3 на 1 т урана в час. Реакционную смесь орошают водой в количестве, равном 10-20% водного слоя. Пример. Порошок оксидов урана помещают под слой воды. Раствор кислоты подают под слой оксидов. Подачу раствора кислоты под слой оксидов урана осуществляют по трубе, опущенной до дна реактора-растворителя. Проводят четыре серии опытов. В первой серии изменяют отношение высоты слоя воды к высоте слоя оксидов урана. Во второй серии опытов изменяют расход НNО 3 в единицу времени. В третьей серии опытов реакционную смесь перемешивают путем подачи в нее сжатого воздуха. В четвертой серии опытов над поверхностью водного слоя распыляют воду для создания в реакторе-растворителе водяного тумана. В опыте 6 первой серии слой воды над слоем оксидов урана отсутствует. Опыты проводят без подогрева реакционной смеси. Результаты опытов представлены в таблице. При подаче азотной кислоты под слой оксидов урана, находящегося под водой, растворение оксидов урана идет равномерно по всему объему. Образующийся при растворении оксидов урана диоксид азота, проходя через слой воды, взаимодействует с последней с образованием азотной кислоты, которая, в свою очередь, взаимодействует с оксидами урана; расход азотной кислоты (всего за опыт), подаваемой в реактор-растворитель, снижается. Как видно из таблицы, уменьшение объема газов, выходящих из реактора-растворителя, при снижении в них содержания диоксида азота происходит при отношении высоты слоя воды к высоте слоя оксидов урана, не менее 1,3 и расхода азотной кислоты в единицу времени 0,30-0,36 т НNО 3 / т U в час (опыты 3-5 первой серии, 1, 2 второй серии). Орошение пространства над водным слоем водой способствует дополнительному улавливанию диоксида азота и подавлению пенообразования (опыты 1, 2 четвертой серии). Отсутствие водного слоя над оксидами урана в процессе растворения (опыт 6 первой серии) или недостаточная его высота (отношение высоты слоя воды к высоте слоя оксидов урана менее 1, 3, опыты 1, 2 первой серии) приводят к увеличению газовыделения из реактора-растворителя, при этом газ имеет бурую окраску, присущую диоксиду азота. Увеличение расхода азотной кислоты в единицу времени (больше 0,36 т НNО 3 / т U в час) также приводит к сильному газовыделению, газ содержит значительное количество диоксида азота бурого цвета (опыты 3, 4 второй серии). Перемешивание реакционной смеси воздухом увеличивает общий расход азотной кислоты и ведет к сильному газовыделению (опыты 1, 2 третьей серии). Отношение высоты слоя воды к высоте слоя порошка, равное 1,30-1,36, является оптимальным с точки зрения получения раствора, пригодного по концентрации для последующей операции в технологии материалов топливного цикла - экстракции.

Формула изобретения

1. Способ растворения оксидов урана, включающий их взаимодействие с азотной кислотой, отличающийся тем, что порошок оксидов урана помещают под слой воды при отношении высоты слоя воды и высоты слоя оксидов урана не менее 1,3 и азотную кислоту подают под слой оксидов урана с расходом (0,300,36) т НNО 3 на 1 т урана в час. 2. Способ по п. 1, отличающийся тем, что реакционную смесь орошают водой в количестве, равном 10-20% водного слоя.

§ 1 Оксид и его признаки

При изучении химических свойств кислорода мы познакомились с реакциями окисления и оксидами. К оксидам, например, относятся вещества, имеющие следующие формулы: Na2O, CuO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Mn2O7.

Итак, все оксиды по составу характеризуются тремя общими признаками: любой оксид является сложным веществом, состоит из атомов двух химических элементов, один из элементов - кислород.

Все эти признаки могут быть выражены общей формулой ЭхОу, в которой Э - атомы химического элемента, образовавшего оксид, О - атомы кислорода; х, у - индексы, указывающие число атомов элементов, образующих оксид.

Оксидов много. Практически все простые вещества при окислении образуют оксиды. Атомы многих элементов, проявляя разные значения валентности, участвуют в образовании нескольких оксидов, например, азоту соответствует пять оксидов: оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид азота (III) N2O3, оксид азота (IV) NO2, оксид азота (V) N2O5.

§ 2 Свойства оксидов и их классификация

Познакомимся со свойствами некоторых оксидов.

Оксид углерода (IV) - бесцветный газ без запаха, со слегка кисловатым вкусом, превращающийся в твердое белое снегообразное вещество, минуя жидкое состояние при - 780С, растворимый в воде.

Оксид водорода - вода, при нормальных условиях - бесцветная жидкость, температура кипения которой 1000С.

Оксид кальция - белое твердое вещество, температура плавления которого 26270С, при смешивании с водой активно с ней взаимодействует.

Оксид железа (III) - красно-коричневое твердое вещество, которое плавится при 15620С, в воде не растворяется.

Пропустим оксид углерода (IV) через воду и добавим к полученному раствору несколько капель лакмуса. Лакмус изменит окраску с синего на красный, следовательно, при взаимодействии оксида углерода (IV) с водой образуется кислота. Уравнение реакции выглядит следующим образом: СО2 + Н2О → Н2СО3. В результате реакции образовалась угольная кислота. Подобным образом, с образованием кислот, с водой взаимодействуют оксиды других неметаллов. Поэтому оксиды неметаллов называют кислотными. К кислотным также относят оксиды металлов, проявляющих валентность более IV, например, оксид ванадия (V) V2O5, оксид хрома (VI) CrO3, оксид марганца (VII) Mn2O7.

Поместим немного белого порошка оксида кальция в пробирку с водой и добавим к полученному слегка мутноватому раствору несколько капель фенолфталеина. Фенолфталеин изменяет окраску с бесцветной на малиновую, что говорит о появлении в пробирке основания. СаО + Н2О → Са(ОН)2. В результате реакции образовалось основание - гидроксид кальция. Оксиды металлов, валентность которых не более III, называются основными.

Металлы, проявляющие валентность III и IV, а иногда и II, образуют амфотерные оксиды. Эти оксиды отличаются от прочих особенностями химических свойств. Подробнее мы познакомимся с ними позже, а пока сосредоточим своё внимание на кислотных и основных оксидах.

§ 3 Растворение оксидов в воде

Многие кислоты и основания можно получить путём растворения соответствующих оксидов в воде.

Растворение оксидов в воде - химический процесс, сопровождающийся образованием новых химических соединений - кислот и оснований.

Например, при растворении оксида серы (VI) в воде образуется серная кислота: SO3 + H2O → H2SO4. А при растворении оксида фосфора (V) образуется фосфорная кислота: Р2O5 + 3H2O → 2H3РO4. При растворении оксида натрия образуется основание - гидроксид натрия: Na2O + H2O → 2NaOH, при растворении оксида бария - гидроксид бария: ВаО + H2O → Вa(OH)2.

Названия групп оксидов отражают их связь с другими классами неорганических соединений: большей части кислотных оксидов соответствуют кислоты, практически всем основным оксидам - основания.

Однако не все оксиды растворимы. Так, большинство основных оксидов нерастворимы, и исключением из их числа являются лишь оксиды, образованные элементами главных подгрупп первой и второй групп периодической системы элементов.

Большинство же кислотных оксидов, напротив, растворимы в воде. Здесь исключением является, например, оксид кремния (IV) — SiO2. Это вещество всем хорошо знакомо. Оксид кремния составляет основу речного песка и многих минералов, в том числе редких и очень красивых: горного хрусталя, аметиста, цитрина, яшмы. Многие кислотные оксиды, образованные металлами, малорастворимы или нерастворимы.

Если оксиды не растворяются в воде, то соответствующие им кислоты и основания получают иными способами (косвенным путём), с которыми мы познакомимся позже.

Список использованной литературы:

1. Н.Е. Кузнецова. Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. – М. Вентана-Граф, 2012.

Современная химическая наука представляет собой множество разнообразных отраслей, и каждая из них, помимо теоретической базы, имеет большое прикладное значение, практическое. Чего ни коснись, все кругом - продукты химического производства. Главные разделы - это неорганическая и органическая химия. Рассмотрим, какие основные классы веществ относят к неорганическим и какими свойствами они обладают.

Главные категории неорганических соединений

К таковым принято относить следующие:

1. Оксиды.
2. Соли.
3. Основания.
4. Кислоты.

Каждый из классов представлен большим разнообразием соединений неорганической природы и имеет значение практически в любой структуре хозяйственной и промышленной деятельности человека. Все главные свойства, характерные для этих соединений, нахождение в природе и получение изучаются в школьном курсе химии в обязательном порядке, в 8-11 классах.

Существует общая таблица оксидов, солей, оснований, кислот, в которой представлены примеры каждого из веществ и их агрегатное состояние, нахождение в природе. А также показаны взаимодействия, описывающие химические свойства. Однако мы рассмотрим каждый из классов отдельно и более подробно.

Группа соединений - оксиды

4. Реакции, в результате которых элементы меняют СО

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: образование кислот (SiO 2 исключение)

КО + вода = кислота

2. Реакции с основаниями:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакции с основными оксидами: образование соли

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Реакции ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Проявляют двойные свойства, взаимодействуют по принципу кислотно-основного метода (с кислотами, щелочами, основными оксидами, кислотными оксидами). С водой во взаимодействие не вступают.

1. С кислотами: образование солей и воды

АО + кислота = соль + Н 2 О

2. С основаниями (щелочами): образование гидроксокомплексов

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с кислотными оксидами: получение солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образование солей, сплавление

MnO + Rb 2 O = двойная соль Rb 2 MnO 2

5. Реакции сплавления с щелочами и карбонатами щелочных металлов: образование солей

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Каждый высший оксид, образованный как металлом, так и неметаллом, растворяясь в воде, дает сильную кислоту или щелочь.

Кислоты органические и неорганические

В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - Сванте Аррениуса) кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н + и анионы остатков кислоты An - . Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов.

Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H + кислотный остаток n- . Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН.

В неорганике все кислоты делятся на две группы:

• бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие;
• кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO 3 и все, где есть кислород.

Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.

Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН 3 СООН (уксусная), С 17 Н 35 СООН (стеариновая) и другие.

Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии.

1. Соляная.
2. Азотная.
3. Ортофосфорная.
4. Бромоводородная.
5. Угольная.
6. Иодоводородная.
7. Серная.
8. Уксусная, или этановая.
9. Бутановая, или масляная.
10. Бензойная.

Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах.

Свойства неорганических кислот

К основным физическим свойствам нужно отнести в первую очередь различное агрегатное состояние. Ведь существует ряд кислот, имеющих вид кристаллов или порошков (борная, ортофосфорная) при обычных условиях. Подавляющее большинство же известных неорганических кислот представляет собой разные жидкости. Температуры кипения и плавления также варьируются.

Кислоты способны вызывать тяжелые ожоги, так как обладают силой, разрушающей органические ткани и кожный покров. Для обнаружения кислот используют индикаторы:

• метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный),
• лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.

К важнейшим химическим свойствам можно отнести способность вступать во взаимодействие как с простыми, так и со сложными веществами.

При взаимодействии с металлами одинаково реагируют не все кислоты. Химия (9 класс) в школе предполагает весьма неглубокое изучение таких реакций, однако и на таком уровне рассматриваются специфические свойства концентрированной азотной и серной кислоты при взаимодействии с металлами.

Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания

Оксиды, соли, основания, кислоты - все эти классы веществ имеют общую химическую природу, объясняющуюся строением кристаллической решетки, а также взаимным влиянием атомов в составе молекул. Однако если для оксидов можно было дать вполне конкретное определение, то для кислот и оснований это сделать сложнее.

Так же, как и кислоты, основаниями по теории ЭД называются вещества, способные в водном растворе распадаться на катионы металлов Ме n+ и анионы гидроксогрупп ОН - .

• Растворимые или щелочи (сильные основания, изменяющие цвет индикаторов). Образованы металлами I, II групп. Пример: КОН, NaOH, LiOH (то есть учитываются элементы только главных подгрупп);
• Малорастворимые или нерастворимые (средней силы, не изменяющие окраску индикаторов). Пример: гидроксид магния, железа (II), (III) и другие.
• Молекулярные (слабые основания, в водной среде обратимо диссоциируют на ионы-молекулы). Пример: N 2 H 4, амины, аммиак.
• Амфотерные гидроксиды (проявляют двойственные основно-кислотные свойства). Пример: берилия, цинка и так далее.

Каждая представленная группа изучается в школьном курсе химии в разделе "Основания". Химия 8-9 класса подразумевает подробное изучение щелочей и малорастворимых соединений.

Главные характерные свойства оснований

Все щелочи и малорастворимые соединения находятся в природе в твердом кристаллическом состоянии. При этом температуры плавления их, как правило, невысоки, и малорастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании. Цвет оснований разный. Если щелочи белого цвета, то кристаллы малорастворимых и молекулярных оснований могут быть самой различной окраски. Растворимость большинства соединений данного класса можно посмотреть в таблице, в которой представлены формулы оксидов, оснований, кислот, солей, показана их растворимость.

Щелочи способны изменять окраску индикаторов следующим образом: фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.

Химические свойства каждой группы оснований различны.

Это большинство химических свойств, которые проявляют основания. Химия оснований достаточно проста и подчиняется общим закономерностям всех неорганических соединений.

Класс неорганических солей. Классификация, физические свойства

Опираясь на положения ЭД, солями можно назвать неорганические соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металлов Ме +n и анионы кислотных остатков An n- . Так можно представить соли. Определение химия дает не одно, однако это наиболее точное.

При этом по своей химической природе все соли подразделяются на:

• Кислые (имеющие в составе катион водорода). Пример: NaHSO 4.
• Основные (имеющие в составе гидроксогруппу). Пример: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Средние (состоят только из катиона металла и кислотного остатка). Пример: NaCL, CaSO 4.
• Двойные (включают в себя два разных катиона металла). Пример: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексные (гидроксокомплексы, аквакомплексы и другие). Пример: К 2 .

Формулы солей отражают их химическую природу, а также говорят о качественном и количественном составе молекулы.

Оксиды, соли, основания, кислоты обладают различной способностью к растворимости, которую можно посмотреть в соответствующей таблице.

Если же говорить об агрегатном состоянии солей, то нужно заметить их однообразие. Они существуют только в твердом, кристаллическом или порошкообразном состоянии. Цветовая гамма достаточно разнообразна. Растворы комплексных солей, как правило, имеют яркие насыщенные краски.

Химические взаимодействия для класса средних солей

Имеют схожие химические свойства основания, кислоты, соли. Оксиды, как мы уже рассмотрели, несколько отличаются от них по этому фактору.

Всего можно выделить 4 основных типа взаимодействий для средних солей.

I. Взаимодействие с кислотами (только сильными с точки зрения ЭД) с образованием другой соли и слабой кислоты:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с растворимыми гидроксидами с появлением солей и нерастворимых оснований:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 соль растворимая + Cu(OH) 2 нерастворимое основание

III. Взаимодействие с другой растворимой солью с образованием нерастворимой соли и растворимой:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с металлами, стоящими в ЭХРНМ левее того, что образует соль. При этом вступающий в реакцию металл не должен при обычных условиях вступать во взаимодействие с водой:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Это главные типы взаимодействий, которые характерны для средних солей. Формулы солей комплексных, основных, двойных и кислых сами за себя говорят о специфичности проявляемых химических свойств.

Формулы оксидов, оснований, кислот, солей отражают химическую сущность всех представителей данных классов неорганических соединений, а кроме того, дают представление о названии вещества и его физических свойствах. Поэтому на их написание следует обращать особое внимание. Огромное разнообразие соединений предлагает нам в целом удивительная наука - химия. Оксиды, основания, кислоты, соли - это лишь часть необъятного многообразия.

Cтраница 2

Следует отметить, что растворимость оксидов металлов и скорость растворения окалины в соляной кислоте выше, чем в серной, при равной концентрации. Кроме того, она менее активно реагирует с железом, поэтому потери металла при травлении в соляной кислоте несколько меньше. В соляной кислоте удаление окалины происходит преимущественно за счет ее растворения, тогда как в серной кислоте - в основном за счет ее отрыва от поверхности в результате подтравливания металла и разрыхления окалины выделяющимся водородом.  

Равновесие смещается за счет понижения растворимости оксида углерода (IV), вызываемого повышением температуры и давления. Кипячением можно полностью удалить оксид углерода (IV) и тем самым значительно снизить карбонатную кальциевую жесткость. Однако, полностью устранить указанную жесткость не удается, поскольку карбонат кальция хотя и незначительно (13 мг / л при температуре 18 С), но все же растворим в воде.  

При массовой концентрации хлорида алюминия 2 - 6 % растворимость оксида алюминия во всех исследованных расплавах невелика и составляет сотые доли процента.  

С повышением температуры твердения (до 100 С) растворимость оксида кальция падает, растворимость кремнезема остается практически равной нулю. Поэтому прочность структуры обусловливается в основном гидратацией и структурообразованием клинкера портландцемента, количество которого в предлагаемом вяжущем, так же как и в цементно-песчаной смеси, понижено и, естественно, прочность камня на основе чистого портландцемента будет выше.  

С введением в раствор-расплав фторида свинца заметно снизилась температура плавления и увеличилась растворимость оксида иттрия. Например, изучение фазовых соотношений в системе РЬО: PbF2 - Fe2O3 - Y2O3 показало, что при молярном отношении РЬО: PbF2 1: 2 наряду с феррогранатом кристаллизуются магнетоплюмбит и ортоферрит.  

Тем не менее независимо от причины указанных расхождений нам представляется маловероятным, чтобы в рассматриваемых хло-ридных расплавах растворимость оксида алюминия была бы приблизительно такой же, как и в расплавленном криолите.  

Как следует представить формулу вещества, чтобы найти значение ПР в справочной таблице ПР и вычислить концентрацию катиона в растворе и растворимость оксида.  

В работе в модели типа молекулярной статики для ионных кристаллов с использованием эффективных парных потенциалов проведены полуэмпирические оценки энергии растворимости оксидов Са, Mg и Ti в корунде.  

Растворимость аморфного кремнезема составляла 0 0082 % в превосходном соответствии с данными других авторов (см. рис. 1.4), но в присутствии 0 000004 - 0 000010 % оксида алюминия, который адсорбировался на кремнеземе, растворимость последнего понижалась примерно до 0 0067 0 0002 %, Действие растворимого кремнезема на растворимость оксида алюминия было незначительным, поскольку сам оксид алюминия растворялся только до 0 000006 - 0 000030 %, причем некоторая часть его могла быть в коллоидной форме.  

Ядовитые свойства оксида углерода обусловлены тем, что он даже при сравнительно малых концентрациях соединяется с гемоглобином крови, вытесняя из него кислород. Растворимость оксида углерода в воде весьма незначительна.  

Между двумя перитектиками на кривой кристаллизации a - фазы находится пологий минимум, соответствующий содержанию оксида титана 16 67 мол. Граница растворимости оксида титана (IV) в a - титане в интервале температур от 800 до 1700 С соответствует содержанию TiO2 25 мол. Наличие максимума на кривой кристаллизации указывает на образование в системе определенного соединения, содержащего 16 67 мол. Образование в системе этого соединения подтверждается также наличием аномального изменения микротвердости, электрической проводимости и других свойств сплава при содержании в нем около 16 7 мол. Микроструктурный анализ сплавов показал также, что в системе Ti-TiOo существует еще особая фаза с содержанием около 3 мол. Таким образом, a - титан и TisO образуют непрерывный ряд твердых растворов лишь в интервале температур от 825 до 882 С.  

Каустический магнезит и доломит затворяют не водой, а водными растворами хлористого или сернокислого магния. В указанных растворах повышается растворимость оксида магния и резко ускоряется процесс твердения.  

Как меняется кислотно-основный характер соединений хрома с изменением степени окисления от 11 до VI. Чем объясняется различие в химической растворимости оксидов и гидратов оксидов молибдена и вольфрама в степени окисления VI в кислотах.  

В других исследованиях определяющей стадией процесса хлорирования в расплаве считают растворение оксидов. Установлена определенная взаимосвязь между растворимостью оксида в расплаве и скоростью его хлорирования. Однако эта зависимость не пропорциональна. Это объясняется тем, что решающее значение имеет не только растворимость, но и скорость растворения оксида.  

Объясняется это тем, что растворимость оксида магния в стекле больше, чем в кристаллических алюмоферритах.